Щелочные металлы

Щелочные металлы.

Щелочные металлы —  элементы главной подгруппы I группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Эти металлы получили название щелочных, потому что большинство их соединений растворимо в воде. По-славянски «выщелачивать» означает «растворять», это и определило название данной группы металлов. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щёлочами.

Основная характеристика щелочных металлов: В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на новом энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns1. Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — один из самых низких) и электроотрицательности (ЭО). 

Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый  цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней.

Щелочные металлы  встречаются в природе в форме  соединений, содержащих однозарядные катионы. Многие минералы содержат в своём составе металлы главной подгруппы I группы. Например, ортоклаз, или полевой шпат, состоит из алюмюсиликата калия K2[Al2Si6O16], аналогичный минерал, содержащий натрий — альбит — имеет состав Na2[Al2Si6O16]. В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве — соли калия — сильвин KCl, сильвинит NaCl • KCl, карналлит KCl • MgCl2 • 6H2O, полигалит K2SO4 • MgSO4 • CaSO4 • 2H2O. 
 
Химические свойства щелочных металлов 
Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, азоту их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.

1. Взаимодействие  с водой. Важное свойство щелочных  металлов — их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий:

При проведении аналогичной  реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий  ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя  окрашено в фиолетовый цвет.  
2. Взаимодействие с кислородом. Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.

Только литий сгорает  на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:

При горении натрия в основном образуется пероксид Na2O2 с небольшой примесью надпероксида NaO2:

В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в  основном надпероксиды:

Для получения оксидов  натрия и калия нагревают смеси  гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:  
 
Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О22-и надпероксид-ион O2-.

Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО3. Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой углубляется в ряду от Li до Cs:

Формула  кислородного   соединения	Цвет
Li2O	Белый
Na2O	Белый
K2O	Желтоватый
Rb2O	Жёлтый
Cs2O	Оранжевый
Na2O2	Светло-  жёлтый
KO2	Оранжевый
RbO2	Тёмно-  коричневый
CsO2	Жёлтый

Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими  основным оксидам: они реагируют  с водой, кислотными оксидами и кислотами:

Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:

Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

3. Взаимодействие с другими  веществами. Щелочные металлы реагируют  со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованием гидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов и силицидов:

При нагревании щелочные металлы  способны реагировать с другими  металлами, образуя интерметаллиды. Активно (со взрывом) реагируют щелочные металлы с кислотами.

Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных  — аминах и амидах:

При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиеся амиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака:

Щелочные металлы взаимодействуют  с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми  кислотами (с образованием солей):

4. Качественное определение  щелочных металлов. Поскольку потенциалы  ионизации щелочных металлов  невелики, то при нагревании металла  или его соединений в пламени  атом ионизируется, окрашивая пламя  в определённый цвет:

Окраска пламени  щелочными металлами
Li	Карминно-красный
Na	Жёлтый
K	Фиолетовый
Rb	Беловато-розовый
Cs	Фиолетово-красный

Получение щелочных металлов 
1. Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:

 
катод: Li+ + e → Li 
анод: 2Cl- — 2e → Cl2 
2. Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов: 
 
 
катод: Na+ + e → Na 
анод: 4OH- — 4e → 2H2O + O2 
Поскольку щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений находятся левее водорода, то электролитическое получение их из растворов солей невозможно; в этом случае образуются соответствующие щёлочи и водород. 
 
Соединения щелочных металлов. Гидроксиды 
Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрия электролизом концентрированного водного раствора поваренной соли:

 

 

ЩЕЛОЧНОЗЕМЕЛЬНЫЕ  МЕТАЛЛЫ

Общая характеристика

К щелочноземельным металлам относятся следующие элементы главной  подгруппы II-ой группы Периодической  системы: кальций, стронций, барий и  радий. Магний имеет ряд сходных  со щелочными металлами свойств, бериллий по химическим свойствам ближе  к алюминию.Щелочноземельные металлы являются электронными аналогами, внешний электронный уровень имеет строение ns², в соединениях наиболее характерная степень окисления +2. В соединениях с неметаллами основой тип связи – ионный. Соединения щелочноземельных металлов окрашивают бесцветное пламя газовой горелки: кальция – в оранжево-красный, стронция – в темно-красный, бария – в светло-зеленый цвет. В природе щелочноземельные металлы встречаются только в виде соединений, основные минералы кальция –кальцит (извесковый шпат, известняк, мрамор, мел) СаСО₃, доломит CaMg(CO₃)₂, гипс CaSO₄ 2H₂O, флюорит CaF₂, гидроксиапатит (фосфорит) Ca₅(PO₄)₃(OH), апатит Ca₅(PO₄)₃F,Cl. Основные минералы стронция – стронцианит SrCO₃ и целестин SrSO₄, бария – витерит BaCO₃ и барит BaSO₄.

Физические свойства

Внешне – серебристо-белые  блестящие металлы, твердость значительно  выше, чем у щелочных металлов. Твердость  по группе уменьшается сверху вниз, барий по твердости близок к свинцу. Температуры плавления щелочноземельных металлов выше, чем у щелочных и составляют: для кальция 851^оС, стронция 770^оС, бария 710^оС. Плотности щелочноземельных металлов в подгруппе сверху вниз увеличиваются и равны для Са, Sr и Ва, соответственно 1,54, 2,63 и 3,76 г/см³.

Химические свойства щелочноземельных металлов

Щелочноземельные металлы  химически весьма активны, в реакциях проявляют свойства восстановителей. Взаимодействуют с

1. Кислородом (горят на  воздухе)

2Са + О₂ = 2СаО

2Sr + O₂ = 2SrO

2Ba + O₂ = 2BaO

При этом образуются и нитриды  состава Me₃N₂. При контакте щелочноземельных металлов с воздухом при комнатной температуре на поверхности металлов образуетсяжелтоватая пленка, состоящая из оксидов, гидроксидов и нитридов.

Оксид бария при нагреваии до 500^оС образуeт пероксид:

2BaO + O₂ = 2BaO₂

который разлагается при температуре выше 800^оС:

2BaO₂ = 2BaO + O₂

2. С водородом при нагревании  образуют гидриды 

Ca + H₂ = CaH₂

Ba + H₂ = BaH₂

3. С серой реагируют  в обычных условиях, образуя сульфиды 

Ca + S = CaS

и полисульфиды

CaS + nS = CaSn+1

4. С азотом – при  нагревании образуют нитриды

3Ca + N₂ = Ca₃N₂

5. C фосфором – фосфиды

3Ca + 2Р = Ca₃Р₂

6. С углеродом – при  нагревании образуются карбиды,  которые являются производными  ацетилена:

Са + 2С = СаС₂

7. С водой – растворяются  с выделением водорода, реакция  протекает спокойнее, чем со  щелочными металлами:

Са + 2Н₂О = Са(ОН)₂ + Н₂

8. Восстанавливают другие  металлы из их соединений, например:

UF₄ + 2Ca = U + 2CaF₂

Активность взаимодействия с водой возрастает от кальция  к барию.

Получение щелочноземельных металлов

Кальций получают электролизом расплaва хлорида кальция СаCl₂, к которому добавляют 5-7% CaF₂ для снижения температуры плавления:

СаCl₂ = Са(катод) + Cl₂(анод)

Стронций и барий получают методом алюмотермии из оксидов:

3BaO + 2Al = 3Ba + Al₂O₃

Применение щелочноземельных металлов

Металлический кальций применяется  как восстановитель и легирующая добавка к сплавам.