الفلزات القلوية
الفلزات القلوية
تشمل الفلزات القلوية عناصر المجموعة الأولى ، المجموعة الفرعية الرئيسية: الليثيوم ، الصوديوم ، البوتاسيوم ، الروبيديوم ، السيزيوم ، الفرانسيوم.يكمن فىطبيعة سجية
Na-2.64٪ (بالكتلة) ، K-2.5٪ (بالكتلة) ، Li ، Rb ، Cs - أقل بكثير ، Fr - عنصر تم الحصول عليه صناعياً
لي
Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 - سبودومين
نا
كلوريد الصوديوم - ملح الطعام ( الملح الصخري) ، الهاليت
Na 2 SO 4 10H 2 O - ملح جلوبر (ميرابيليت)
NaNO 3 - الملح الصخري التشيلي
Na 3 AlF6 - كريوليت
Na 2 B 4 O 7 10H 2 O - البورق
ك
بوكل كلوريد الصوديوم - سيلفينيت
KCl MgCl 2 6H 2 O - كارناليت
K 2 O Al 2 O 3 6SiO 2 - الفلسبار (أورثوكلاز)
خصائص المعادن القلوية
مع زيادة الرقم التسلسلي نصف القطر الذريتزداد القدرة على التبرع بإلكترونات التكافؤ ويزداد النشاط المختزل:
الخصائص الفيزيائية
نقاط انصهار منخفضة ، كثافة منخفضة ، ناعمة ، مقطوعة بسكين.
الخواص الكيميائية
معادن نموذجية ، عوامل اختزال قوية للغاية. في المركبات ، تظهر حالة أكسدة مفردة +1. تزيد القدرة التصالحية مع النمو الكتلة الذرية. جميع المركبات أيونية بطبيعتها ، وكلها تقريبًا قابلة للذوبان في الماء. هيدروكسيدات R-OH عبارة عن قلويات تزداد قوتها بزيادة الكتلة الذرية للمعدن.
تشتعل في الهواء مع تسخين معتدل. مع الهيدروجين تشكل هيدرات تشبه الملح. غالبًا ما تكون منتجات الاحتراق عبارة عن بيروكسيدات.
تزداد القدرة المختزلة في السلسلة Li – Na – K – Rb – Cs
1. تتفاعل بنشاط مع الماء:
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
2. التفاعل مع الأحماض:
2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2
3. التفاعل مع الأكسجين:
4Li + O 2 → 2Li 2 O (أكسيد الليثيوم)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (بيروكسيد الصوديوم)
K + O 2 → KO 2 (فوق أكسيد البوتاسيوم)
في الهواء ، تتأكسد المعادن القلوية على الفور. لذلك ، يتم تخزينها تحت طبقة من المذيبات العضوية (الكيروسين ، إلخ).
4. في التفاعلات مع غير المعادن الأخرى ، تتشكل المركبات الثنائية:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (هاليدات)
2Na + S → Na 2 S (كبريتيدات)
2Na + H 2 → 2NaH (هيدرات)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (نيتريد)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (كربيد)
5. رد الفعل النوعي على الكاتيونات الفلزية القلوية هو تلوين اللهب بالألوان التالية:
Li + - أحمر قرمزي
Na + - أصفر
K + و Rb + و Cs + - بنفسجي
إيصال
لان الفلزات القلوية هي أقوى عوامل الاختزال ، ويمكن استعادتها من المركبات فقط عن طريق التحليل الكهربائي للأملاح المنصهرة:
2NaCl = 2Na + Cl 2
تطبيق الفلزات القلوية
سبائك الليثيوم الحاملة ، محفز
الصوديوم - مصابيح تصريف الغاز ، المبرد في المفاعلات النووية
الروبيديوم - عمل بحثي
السيزيوم - الخلايا الضوئية
أكاسيد الفلزات القلوية والبيروكسيدات والأكسدة الفائقة
إيصال
ينتج عن أكسدة المعدن أكسيد الليثيوم فقط
4Li + O 2 → 2Li 2 O
(في حالات أخرى ، يتم الحصول على البيروكسيدات أو الأكسيدات الفائقة).
يتم الحصول على جميع الأكاسيد (باستثناء Li 2 O) عن طريق تسخين خليط من بيروكسيد (أو فوق أكسيد) مع فائض من المعدن:
Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O
KO 2 + 3K → 2K 2 O
صفحة 1
محاليل المعادن القلوية في الأمونيا السائلة لها لون ازرقولها موصلية كهربائية عالية. الأمونيا عالية الذوبان في الماء. في الظروف الطبيعيةحجم واحد من الماء يذيب حوالي 700 حجم من الأمونيا. الحل له خصائص قلوية.
تستخدم محاليل المعادن القلوية في الأمونيا والأمينات على نطاق واسع للأغراض التحضيرية سواء في المواد غير العضوية أو في الكيمياء العضوية. وهكذا ، فإن محلول الليثيوم في ميثيل أمين ، وهو عامل اختزال انتقائي للغاية ، جنبًا إلى جنب مع محلول الليثيوم في إيثيلين ديامين ، قادر على تقليل الحلقات العطرية إلى أحادي الأوليفينات الحلقية. من المحتمل أن يكون محلول الصوديوم في الأمونيا السائلة أحد الكواشف الأكثر استخدامًا للأغراض التحضيرية.
تعد محاليل المعادن القلوية في الأمونيا السائلة والأمينات منخفضة الوزن الجزيئي من بين أقوى عوامل الاختزال في الأنظمة المتجانسة.
محاليل الفلزات القلوية في سلوك الأمونيا السائلة كهرباء، بينما الأقطاب الكهربائية تفاعل كيميائيلا يحدث. كيف يؤثر تغير درجة الحرارة على توصيل المحلول؟
تقوم محاليل الفلزات القلوية في الأمونيا السائلة بإجراء تيار كهربائي ، بينما لا يحدث تفاعل كيميائي عند الأقطاب الكهربائية. كيف يؤثر تغير درجة الحرارة على توصيل المحلول؟
تعتمد خصائص محاليل المعادن القلوية في الأمونيا السائلة بشدة على التركيز. في المحاليل المخففة ، توجد الكاتيونات المعدنية ، وبدلاً من الأنيونات ، توجد الإلكترونات التي لا يمكنها التحرك بحرية لأنها مرتبطة بجزيئات الأمونيا. هذه الإلكترونات المذابة هي التي تعطي الحلول لونًا أزرق جميلًا. تختلف المحاليل المخففة والمركزة للمعادن القلوية في الأمونيا السائلة أيضًا اختلافًا كبيرًا في نواحٍ أخرى. الخصائص الفيزيائية. في بعض الأحيان يصعب تصديق أن هذه حلول من نفس المادة. لا عجب أن تسمى المحاليل المركزة بالمعادن السائلة: فلها بريق معدني مميز مع صبغة ذهبية برونزية. يتم الاحتفاظ بهذه الخاصية أيضًا في الحالة الصلبة عندما يتم تجميد المحلول.
تحتوي محاليل الفلزات القلوية (عادةً الصوديوم أو الليثيوم) في الأمونيا السائلة على إلكترونات مذابة.
تعد محاليل الفلزات القلوية في الأمونيا هي الأكثر دراسة. تظهر محاليل معادن أخرى في مذيبات أخرى خصائص متشابهة في كثير من النواحي. اللانثانيدات ذات حالة الأكسدة المستقرة (11) ، مثل اليوروبيوم والإيتربيوم ، تذوب أيضًا في الأمونيا. أثناء الاختزال الكاثودي ، تتحول محاليل يوديد الألومنيوم وكلوريد البريليوم وهاليدات رباعي ألكيل الأمونيوم إلى اللون الأزرق ، ويبدو أنها تحتوي على A13 و Ze - و Be2 و 2e - و R4N و e - على التوالي.
بمساعدة محاليل الفلزات القلوية في المذيبات الأساسية ، من السهل جدًا تركيب عدد من المركبات التي يصعب الحصول عليها بطريقة أخرى.
القابلية المغناطيسية المولية لمحلول فلز قلوي عند التخفيف اللانهائي تقترب من قيمة NpofkT. تؤدي مقارنة القابلية الساكنة للصوديوم والبوتاسيوم مع قيمة القابلية التي تم الحصول عليها عن طريق قياس الرنين المغناطيسي إلى الاستنتاج 7o7 أن نصف قطر الكرة التي يقع فيها الإلكترون هو 30 A. هذه القيمة تتفق جيدًا مع القيمة المحسوبة مسبقًا من الأحجام المولية الجزئية.
يتم تقليل الكربونيل المعدنية بواسطة محاليل الفلزات القلوية في الأمونيا السائلة ، وتشكيل معدن الكربونيل.
عندما يتم تقليل الأرينات مع محاليل الفلزات القلوية في الأمونيا السائلة ، عادة في وجود الكحول ، 1 4 تتم إضافة الهيدروجين. غالبًا ما تحتوي الأمونيا السائلة التجارية على شوائب ، وما لم يتم تقطير المذيب ، تكون عائدات الاسترداد منخفضة. في هذه الحالات ، يكون الانخفاض في بعض الأحيان أعمق من الأمونيا. في بعض الحالات ، قد يشمل التفاعل الديانيون الناتج عن إضافة إلكترون ثانٍ إلى الأنيون الجذري.
تعتبر الإلكتروليتات السائلة ، وخاصة محاليل الفلزات القلوية في الأمونيا ، بلازما غير مثالية بدرجة كبيرة على نطاق واسع جدًا من معاملات التحلل والتفاعل. يتم تحقيق ذلك عن طريق تغيير جزء المعدن المذاب في الأمونيا. في ظل هذه الظروف ، جنبًا إلى جنب مع تفاعل كولوم القوي ، يتم أيضًا تحقيق تفاعل جسيم محايد شحنة قوي في النظام. تؤدي هذه التفاعلات إلى انتقالات غير عادية في الطور وتوصيلات كهربائية عالية بشكل غير طبيعي ، والتي تتحقق في درجات حرارة معتدلة حتى مع وجود أجزاء صغيرة من المعدن في المحلول.
الفلزات القلوية
وزارة الاتصالات في الاتحاد الروسي
جامعة ولاية سانت بطرسبرغ للاتصالات
هم. الأستاذ. بونش بروفيتش
قسم الكيمياء
نبذة مختصرة
موضوعات: كيمياء
عنوان: الفلزات القلوية
بقلم: طلاب غرام. آر - 73
سميرنوف إيغور
فاسيليف فاليري
سان بطرسبرج
ما هي المعادن
تسود المعادن في الجدول الدوري. تختلف المعادن اختلافًا كبيرًا عن بعضها البعض في العديد من الخصائص: فالليثيوم هو ضعف ضوء الماء ، والأوزميوم أثقل منه بمقدار 22.5 مرة. يمكن إذابة السيزيوم أو الغاليوم بسهولة في راحة يدك ، لكن التنغستن يحتاج فقط إلى نصف درجة حرارة سطح الشمس ليذوب ؛ يمكن تقطيع الليثيوم أو الصوديوم أو البوتاسيوم بسكين ، ولكن ليس كل قاطع يأخذ الكروم النقي ... يختلف النشاط الكيميائي للمعادن أيضًا - من الخمول الكيميائي شبه الكامل للذهب أو البلاتين إلى التفاعل الذي لا يقهر للبوتاسيوم أو الصوديوم .
ولكن ، على الرغم من كل تنوعها ، فإن هذه العناصر تشكل عائلة واحدة ، لأنها تنفصل عن إلكتروناتها الخارجية بسهولة نسبيًا وتتحول إلى أيونات موجبة.
يتخلى العنصر بسهولة عن الإلكترونات إذا كان هناك القليل منها على مستوى الطاقة الخارجية (لذلك ، فإن عناصر المجموعات الثلاث الأولى ، بدون احتساب البورون ، هي معادن) أو إذا كان نصف قطر الذرة كبيرًا لدرجة أن النواة ليست كذلك قادرة على حمل الإلكترونات الخارجية بقوة (لذلك ، البزموت ، الذي تحتوي ذرته على مستوى طاقة خارجي ، لا تزال خمسة إلكترونات تصنف على أنها معادن).
بعد تتبع كيفية تغير خصائص عناصر الفترة الثالثة ، سنرى أنه مع زيادة عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية ، تنتقل العناصر تدريجياً من معدن الصوديوم النشط إلى الكلور غير المعدني النشط. تبدأ الفترة الرابعة أيضًا بمعدن البوتاسيوم النشط. في نهاية هذه الفترة ، يقف البروم غير المعدني النشط أيضًا أمام الكريبتون الغازي الخامل. لذلك ، يجب أن يحدث نفس الانتقال في هذه الفترة أيضًا.
لماذا هذا الانتقال بطيء للغاية؟ الحقيقة هي أنه بالنسبة لعناصر الفترة الرابعة من سكانديوم إلى الزنك ، ليس مستوى الطاقة الخارجية "مكتمل" ، ولكن المستوى السابق. وفقط بعد الزنك (بدءًا من الغاليوم) يزداد عدد الإلكترونات في مستوى الطاقة الخارجية ، لذلك يحتوي الجرمانيوم على أربعة إلكترونات هنا. إنه عنصر "الحدود" ، يليه اللافلزات.
نظرًا لأن العناصر من سكانديوم إلى نيكل لا تحتوي على أكثر من إلكترونين في مستوى طاقتها الخارجية ، فهي معادن. تتضمن كل فترة رئيسية سلسلة متشابهة ، تتكون فقط من معادن.
تحتوي هذه الصفوف على أرقام زوجية ، ومعظم المعادن الموجودة فيها عبارة عن مجموعات فرعية جانبية من النظام الدوري.
التحضير والخصائص الكيميائية
تم الحصول على معادن المجموعة الأولى (Na و K) لأول مرة بواسطة الكيميائي الإنجليزي H. Davy في عام 1807. عن طريق التحليل الكهربائي للقلويات ، التي نشأ منها اسم مجموعتهم - الفلزات القلوية.
في شكلها النقي ، فإن عناصر المجموعة الأولى عبارة عن معادن خفيفة وناعمة ولامعة تتلاشى بسرعة في الهواء بسبب الأكسدة بالأكسجين والتفاعل مع الماء. وترد خصائصها الرئيسية في شكل الجدول 1-1 في المرفق الأول.
الليثيوم
ليثيوم لي - س- العنصر 1s 2 2s 1. الليثيوم ، الذي يحتوي على إلكترون تكافؤ واحد فقط ونصف قطر ذري كبير ، له طاقة تأين أقل بكثير من البريليوم (5.39) إيفمقابل 9.32 إيففي Be). إنه عنصر معدني نموذجي ، فلز قلوي. ومع ذلك ، يتميز الليثيوم عن المعادن القلوية الأخرى بصغر حجم الذرة والأيون ؛ يشبه الليثيوم أيضًا المغنيسيوم في الخصائص.
بالنسبة للليثيوم ، يكون تكوين الرابطة الأيونية هو الأكثر تميزًا. لذلك ، فإن رقم تنسيق Li في المركبات ، على عكس العناصر الأخرى في الفترة الثانية ، أكبر من 4. في نفس الوقت ، نظرًا لصغر حجمه ، يتميز أيون الليثيوم بطاقة ذوبان عالية ، وفي مركبات الليثيوم العضوية ، الليثيوم يشكل رابطة تساهمية.
ينتشر الليثيوم بشكل كبير في القشرة الأرضية (0.002 في.٪). يتكون الليثيوم الطبيعي من نظيرين مستقرين: 6 Li (7.3٪) و 7 Li (92.7٪). النظائر المشعة التي تم الحصول عليها صناعيا. المعادن هي الأكثر قيمة سبودومين LiAl (SiO 3) 2 ، أمبليغونيت LiAl (PO 4) F و يبيدوليت Li 2 Al 2 (SiO 3) 3 (F ، OH) 2.
الليثيوم هو العنصر الوحيد الذي يتفاعل مع النيتروجين في الظروف العادية. نظرًا لأن التفاعلات مع الأكسجين والرطوبة تحدث في وقت واحد عند ملامسة الهواء ، لا يمكن تخزين الليثيوم ، مثل المعادن القلوية الأخرى ، إلا بدون وصول للهواء.
عندما يتم حرق الليثيوم في الهواء ، يتشكل كل من الأكسيد والنتريد في وقت واحد:
2Li (cr) + 1 / 2O 2 (g) = Li 2 O (cr) ، H = -598kJ ؛
3Li (cr) + 1 / 2N 2 (g) = Li 3 N (cr) ، H = -164kJ.
مع تسخين طفيف ، يتفاعل الليثيوم مع الهيدروجين والكربون والفوسفور وعناصر أخرى ، مكونًا العديد من المركبات الثنائية ، والتي يوجد في بلوراتها ككريبتون مشحون بشكل منفرد.
عند التفاعل مع الهالوجينات العضوية ، تتشكل مركبات عضوية من الليثيوم.
ج 2 H 5 Cl + 2Li = C 2 H 5 Li + LiCl.
هذه مواد شديدة التفاعل تشتعل عند ملامستها للهواء الرطب. تشير قابليتها للذوبان الجيدة في المذيبات غير القطبية إلى الترابط التساهمي لليثيوم مع الجذور العضوية. غالبًا ما تشكل هذه المركبات بوليمرات يصل فيها عدد تنسيق الليثيوم إلى أربعة.
يستخدم الليثيوم في السبائك الخفيفة الخاصة ؛ وتستخدم مشتقات الليثيوم العضوية على نطاق واسع في تخليق فئات مختلفة من المركبات العضوية.
الليثيوم مادة بسيطة
في شكل مادة بسيطة ، الليثيوم هو معدن ناعم أبيض فضي (النائب. 179.C ، bp. 1370C). من المعادن ، هو الأخف وزنا (رر. 0.534 جم / سم 3).
الليثيوم شديد التفاعل. يتفاعل مع الأكسجين والنيتروجين بالفعل في ظل الظروف العادية ، لذلك يتأكسد على الفور في الهواء ، مكونًا طبقة رمادية داكنة من منتجات التفاعل (Li 2 O ، Li 3 N). يضيء في درجات حرارة أعلى من 200 درجة مئوية. في جو من الفلور والكلور ، وكذلك في أبخرة البروم واليود ، يشتعل تلقائيًا في ظل الظروف العادية. عند تسخينه ، فإنه يتحد مباشرة مع الكبريت والفحم والهيدروجين وغير ذلك من المعادن. عند تسخينها ، فإنها تحترق في ثاني أكسيد الكربون.
يشكل الليثيوم مركبات بين المعادن بالمعادن. كما أنه يشكل محاليل صلبة محدودة بالمغنيسيوم والألمنيوم والزنك وبعض المعادن الأخرى. يختلف بشكل ملحوظ في نصف القطر الذري عن المعادن القلوية الأخرى ، ويعطي خليط سهل الانصهار معهم.
يعطي الليثيوم السبائك عددًا من الخصائص الفيزيائية والكيميائية القيمة. على سبيل المثال ، في سبائك الألومنيوم التي تحتوي على نسبة تصل إلى 1 في المائة من الليثيوم ، تزداد القوة الميكانيكية ومقاومة التآكل ، ويزيد إدخال 2 في المائة من الليثيوم في النحاس الصناعي بشكل كبير من توصيله الكهربائي ، إلخ.
الليثيوم أدنى من بعض المعادن في النشاط الكيميائي ، على الرغم من أن قيمة جهده الكهربائي القياسي هي الأكثر سلبية ( ه 298 = 3,01 في). ويرجع ذلك إلى طاقة الترطيب العالية لأيون Li + ، مما يوفر تحولًا في التوازن
Li (t) Li + (p) + e -
نحو تأين المعدن إلى حد أكبر بكثير مما هو عليه الحال مع المعادن القلوية الأخرى. بالنسبة للمذيبات ضعيفة الذوبان (على سبيل المثال ، في الأملاح المنصهرة) ، فإن قيمة جهد القطب الخاص بها تتوافق مع نشاطها الكيميائي المنخفض في سلسلة الفلزات القلوية.
يحلل الليثيوم الماء بقوة ، ويطلق الهيدروجين منه ؛ يتفاعل بسهولة أكبر مع الأحماض.
يتم الحصول على الليثيوم عن طريق التحليل الكهربائي لذوبان الخليط سهل الانصهار LiCl - KCl. يتم تخزينه تحت طبقة من الفازلين أو البارافين في أوعية محكمة الغلق.
أهم مجال لتطبيق الليثيوم كمصدر للتريتيوم هو الطاقة الذرية. يستخدم الليثيوم أيضًا كمبرد في المفاعلات النووية.
صوديوم
نصف القطر الذري والأيوني لصوديوم الصوديوم (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1) أكبر بكثير من الليثيوم ، وتكون علامات العنصر المعدني في الصوديوم أكثر وضوحًا. في هذا الصدد ، يأتي في المرتبة الثانية بعد عنصر المجموعة الفرعية للبوتاسيوم.
الصوديوم هو أحد العناصر الأكثر شيوعًا على الأرض (2.0 في.٪). تم العثور عليه في الغلاف الجوي للشمس وفي الفضاء بين النجوم.
أهم معادن الصوديوم: NaCl ( ملح صخري ، هالايت) ، Na 2 SO 4 10H 2 O ( ميرابيليت ، ملح جلوبر) ، Na 3 AlF 6 ( الكرايوليت بعلم المعادن) ، Na 2 B 4 O 7 10H 2 O ( بورا) ، إلخ. بالاقتران مع العناصر الأخرى ، فهو جزء من العديد من السيليكات الطبيعية وسيليكات الألمنيوم. توجد كمية كبيرة من أملاح الصوديوم في الغلاف المائي. يبلغ المحتوى المطلق للصوديوم في مياه البحر حوالي 1.5 × 10 16 م.
توجد مركبات الصوديوم في الكائنات الحية النباتية والحيوانية ، وفي الحالة الأخيرة بشكل رئيسي في شكل كلوريد الصوديوم. في دم الإنسان ، تشكل أيونات الصوديوم 0.32٪ ، والعظام 0.6٪ ، والأنسجة العضلية 0.6 - 1.5٪.
الصوديوم هو أكثر المعادن القلوية شيوعًا. يتم الحصول عليها بكميات كبيرة عن طريق التحليل الكهربائي لصهر كلوريد الصوديوم مع إضافات CaCl 2 و KCl وغيرها لخفض نقطة الانصهار.
هذا معدن ناعم يتفاعل بسهولة مع الماء ، ويتأكسد بالأكسجين وعناصر مؤكسدة أخرى - الهالوجينات ، والكالكوجينات ، إلخ. يتم تخزين الصوديوم في أوعية مختومة ، وكمية صغيرة - تحت طبقة من الكيروسين.
يستخدم الصوديوم في المعادن وعامل اختزال نشط في التخليق العضوي. كما أنها تستخدم في مصابيح تفريغ الغاز ومصادر التيار الكيميائي.
الصوديوم هو أحد العناصر المهمة التي تتكون منها الكائنات الحية ، على وجه الخصوص ، نسبة كتلة أيونات الصوديوم في بلازما الدم حوالي 0.3٪.
معادن قلوية ثقيلة - البوتاسيوم والروبيديومو سيزيومأكثر تفاعلًا من الصوديوم. كل منهم يتفاعل مع وميض مع العناصر غير المعدنية ، ويتحلل الماء والعديد من المواد الأخرى. قم بتخزينها مثل الصوديوم في أوعية محكمة الغلق.
مثل الصوديوم ، البوتاسيوم عنصر حيوي ، ولا سيما ضروري في فسيولوجيا النباتات التي تحصل عليه من التربة. مع التكنولوجيا الزراعية المكثفة ، تتعطل الدورة الطبيعية للبوتاسيوم ويجب إدخاله في التربة على شكل أسمدة بوتاسيوم.
من بين الفلزات القلوية الثقيلة ، يجد السيزيوم فقط تطبيقًا تقنيًا ، والذي يستخدم ، نظرًا لإمكانية تأينه المنخفضة ، لإنشاء طبقات حساسة للضوء في الخلايا الضوئية الفراغية.
مادة الصوديوم البسيطة
في شكل مادة بسيطة ، يكون الصوديوم خفيفًا (0.97 جم / سم 3) ، معدن ناعم أبيض فضي مع نقاط انصهار منخفضة نسبيًا (98 درجة مئوية) ونقاط غليان (883 درجة مئوية).
وفقًا لخصائصه الكيميائية ، فهو أكثر المعادن نشاطًا. في الهواء ، يتأكسد على الفور ، مكونًا منتجات أكسدة فضفاضة. في درجات الحرارة العادية ، تشتعل تلقائيًا في جو من الفلور والكلور. عند تسخينه قليلاً ، يتفاعل بقوة مع البروم السائل والكبريت واليود والهيدروجين ، إلخ.
يشكل الصوديوم مركبات بين الفلزات مع العديد من المعادن. على سبيل المثال ، مع القصدير يعطي عددًا من المركبات: NaSn 6 ، NaSn 4 ، NaSn 3 ، NaSn 2 ، NaSn ، Na 2 Sn ، Na 3 Sn ، إلخ. إنه يعطي حلولًا صلبة مع بعض المعادن. سبيكة سهل الانصهار من 24٪ Na و 76٪ K عبارة عن سائل (درجة حرارة التبلور -12.6 درجة مئوية).
يستخدم الصوديوم في المعادن. يستخدم معدن الصوديوم وسبائكه البوتاسيوم السائل في التخليق العضوي. غالبًا ما يستخدم ملغم الصوديوم كعامل اختزال. يستخدم الصوديوم أيضًا كمبرد في محطات الطاقة النووية ، وفي صمامات محركات الطائرات ، وفي الصناعات الكيميائية حيث يلزم تسخين موحد في نطاق 450-650 درجة مئوية.
ينتج الصوديوم عن طريق التحليل الكهربائي لمادة كلوريد الصوديوم المنصهرة وأقل شيوعًا من هيدروكسيد الصوديوم. في إنتاج الصوديوم من كلوريد الصوديوم (درجة حرارة 800 درجة مئوية) ، يتم تقليل نقطة انصهار المنحل بالكهرباء (إلى 575 - 585 درجة مئوية) عن طريق إضافة KCl أو CaCl 2 أو NaF أو أملاح أخرى. يتم تخزين الصوديوم في أوعية محكمة الغلق أو تحت الكيروسين.
عناصر المجموعة الفرعية للبوتاسيوم
البوتاسيوم K و Rubidium Rb و cesium Cs و francium Fr هي نظائر إلكترونية كاملة. على الرغم من أن ذرات الفلزات القلوية لها نفس عدد إلكترونات التكافؤ ، فإن خصائص عناصر مجموعة البوتاسيوم الفرعية تختلف عن تلك الخاصة بالصوديوم وخاصة الليثيوم. هذا يرجع إلى اختلاف ملحوظ في نصف قطر ذراتهم وأيوناتهم. بالإضافة إلى ذلك ، يحتوي الليثيوم على إلكترونين في الطبقة الكمومية قبل الخارجية ، وعناصر المجموعة الفرعية للبوتاسيوم تحتوي على 8. إلكترونات.يوفر الجدول 1-2 من الملحق الأول معلومات عن الليثيوم والصوديوم وعناصر المجموعة الفرعية للبوتاسيوم.
عناصر مجموعة البوتاسيوم الفرعية هي العناصر المعدنية الأكثر شيوعًا - الكاتيونوجينات. في الوقت نفسه ، مع زيادة الرقم التسلسلي ، يتم تحسين ميزة العناصر هذه. بالنسبة لهم ، تكون المركبات ذات النوع الأيوني السائد من الروابط هي الأكثر تميزًا. نظرًا للتأثير الاستقطابي الضئيل للأيونات (الشحنة الصغيرة ، ثبات الهيكل الإلكتروني ، الأحجام الكبيرة) ، فإن التكوين المعقد لـ K + ، Rb + ، Cs + ، Fr + غير معهود ؛ حتى الهيدرات البلورية غير معروفة لهم تقريبًا.
أهم معادن البوتاسيوم هي: سيلفينبوكل ، سيلفينيت NaClKCl ، كارناليت KCl MgCl 2 6H 2 O ، قايينيت KCl MgSO 4 3H 2 O.
تم العثور على الروبيديوم والسيزيوم في معادن البوتاسيوم. الفرانسيوم مشع وليس له نظائر مستقرة. افتتح في عام 1939. في منتجات الاضمحلال الإشعاعي لليورانيوم (4-10 -28 ج.لكل جرام من اليورانيوم الطبيعي). يتم الحصول عليها بشكل مصطنع. أطول النظائر عمرا 212 Fr ( تي 1/2 = 20 دقيقة) يتشكل عند تشعيع اليورانيوم بالبروتونات:
238 يو ( ص, 6ص 21ن) 212Fr
نظرًا لقصر عمر النصف للنظائر ، لا يمكن تجميع أي كميات ملحوظة من الفرانسيوم ، لذلك لم يتم دراسة خصائصه بشكل كافٍ.
مواد بسيطة من مجموعة فرعية البوتاسيوم
في شكل مواد بسيطة ، يكون البوتاسيوم وما يماثله من الفضة البيضاء اللامعة (باستثناء السيزيوم الذهبي والأصفر) مع شبكة بلورية محورها الجسم (مثل Li و Na). الثوابت الفيزيائية الأساسية لهذه العناصر موضحة في الجدول 1-3 من الملحق الأول.
كما يتضح من البيانات المقدمة ، فإن كثافة K و Rb و Cs منخفضة ، ونقاط الانصهار والغليان منخفضة. هذه المعادن ناعمة جدًا ويمكن قطعها بسهولة بسكين. من المهم أن تتغير قيم معظم الثوابت بشكل حاد من الليثيوم إلى الصوديوم ثم البوتاسيوم.
البوتاسيوم ونظائره هي معادن شديدة التفاعل. في الهواء ، يتأكسد البوتاسيوم على الفور ، مكونًا نواتج سائبة للتفاعل ؛ يشتعل السيزيوم والروبيديوم تلقائيًا. في جو من الفلور والكلور ، تشتعل هذه المعادن تلقائيًا في ظل الظروف العادية. تفاعلهم مع البروم السائل مصحوب بانفجار قوي. عند تسخينها ، تتفاعل بسهولة مع الكبريت والهيدروجين والمعادن الأخرى. مع المعادن ، فإنها تشكل في الغالب مركبات بين المعادن.
يوجد البوتاسيوم ونظائره في بداية سلسلة الفولتية. يترافق تفاعل البوتاسيوم مع الماء مع الاشتعال الذاتي للهيدروجين المتطور ، ويصاحب تفاعل الروبيديوم والسيزيوم انفجار.
تفقد المعادن قيد الدراسة الإلكترونات بسهولة نسبية عند تسخينها وإضاءةها. هذه القدرة تجعلهم مواد قيمة لصنع الخلايا الشمسية.
في التكنولوجيا ، يتم الحصول على البوتاسيوم بالطريقة الحرارية للصوديوم من هيدروكسيد أو كلوريد مصهور ، ويتم الحصول على الروبيديوم والسيزيوم بالطرق الحرارية والتحلل الحراري للمركبات. يتم تخزين البوتاسيوم ونظائره في أوعية محكمة الغلق. بالإضافة إلى ذلك ، يمكن تخزين البوتاسيوم في الكيروسين.
مركبات الهيدروجين
تتفاعل الفلزات القلوية مباشرة مع الهيدروجين لتكوين هيدرات MH. هذا التفاعل هو الأكثر شيوعًا بالنسبة لليثيوم:
2Li + H 2 = 2LiH
على عكس الروابط مع ص- العناصر التي يكون فيها الهيدروجين في حالة أكسدة موجبة ، في هيدرات الفلزات القلوية يوجد في حالة أكسدة -1 ، مكونًا أنيون هيدريد H. في حالة عدم وجود الماء ، لا يتفاعل هيدريد الليثيوم مع الأكسجين والهالوجينات ، ولكن يتحلل الماء على الفور:
LiH + H 2 O \ u003d LiOH + H 2
في هذا التفاعل ، يعمل البروتون كعامل مؤكسد ، ويعمل أنيون الهيدريد كعامل اختزال:
هيدريدات المعادن القلوية الأخرى أقل استقرارًا وأكثر تفاعلًا. يتم تحديد خصائصها من خلال خصائص أنيون هيدريد ، أي هم عوامل اختزال قوية.
مركبات الأكسجين
على الرغم من حقيقة أن المعادن القلوية في جميع مركباتها في حالة أكسدة واحدة +1 ، فإن كل منها يشكل عدة مركبات ثنائية مع الأكسجين. بالإضافة إلى الأكاسيد العادية ، توجد بيروكسيدات وأكسيدات فائقة وأوزونات للمعادن القلوية.
يرجع تكوين هذه المركبات إلى حد كبير إلى خصائص الأكسجين مقارنة بخصائص الفلزات القلوية.
تتمثل ميزات عناصر المجموعة الأولى في تكوين المركبات بالأكسجين في أن الأيونات الكبيرة نسبيًا ذات الشحنة المفردة لها تأثير استقطابي صغير ولا تزعزع استقرار أيونات الأكسجين الجزيئية. عند الاحتراق في الأكسجين ، يتم الحصول على أكسيد الليثيوم وبيروكسيد الصوديوم والأكسدة الفائقة للمعادن الأخرى:
2Li + 1 / 2O 2 = Li 2 O 2Na + O 2 = Na 2 O 2 K + O 2 = KO 2
يمكن الحصول على بيروكسيد الليثيوم بشكل غير مباشر.
يتم الحصول على الأكاسيد من منتجات الاحتراق عن طريق تسخينها بالمعدن المقابل:
Na 2 O 2 + 2Na \ u003d 2Na 2 O 2 KO 2 + 3K \ u003d 2K 2 O
عندما يتفاعل البوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم مع الأوزون ، تتشكل الأوزون:
معظم المركبات التي تحتوي على الأكسجين ملونة. أكاسيد الليثيوم والصوديوم عديمة اللون ، ولكن بالفعل Na 2 O 2 لها لون أصفر فاتح ، KO 2 برتقالي ، RbO 2 بني غامق.
بطبيعة الحال ، لا تظهر أكاسيد الفلزات القلوية العادية عمليا أي خصائص مؤكسدة أو مختزلة ، في حين أن باقي المركبات عبارة عن عوامل مؤكسدة قوية. تتفاعل معظم المواد العضوية (الأثير ، وحمض الخليك ، ونشارة الخشب ، والقطن) مع Na 2 O 2 أو KO 2 مع وميض أو انفجار.
يتم إنتاج بيروكسيد الصوديوم صناعيًا بكميات كبيرة عن طريق حرق الصوديوم المعدني في تيار من الهواء. عندما يتفاعل مع الماء ، يحدث تفاعل التحلل المائي:
O 2 2- + H 2 O \ u003d OH - + HO 2 -
المحاليل المائية لبيروكسيد الصوديوم هي عوامل مؤكسدة قوية جدًا وتستخدم على نطاق واسع لتبييض المنتجات العضوية - لب الخشب والأقمشة والفراء.
يتم استخدام مزيج من بيروكسيد الصوديوم مع فوق أكسيد البوتاسيوم في جهاز التنفس المستقل ، حيث أنه في هذه الحالة يمكن أن يكون عدد مولات الأكسجين المنطلق مساويًا لعدد مولات ثاني أكسيد الكربون الممتص:
Na 2 O 2 + CO 2 = Na 2 CO 3 + 1 / 2O 2
2KO 2 + CO 2 \ u003d K 2 CO 3 + 3 / 2O 2
مع نسبة Na 2 O 2: KO 2 = 1: 2 ، يحدث امتصاص ثاني أكسيد الكربون دون تغيير الضغط الكلي.
هيدروكسيدات
تتفاعل جميع المركبات الثنائية من عناصر المجموعة الأولى مع الأكسجين مع الماء ، مكونة الهيدروكسيدات. فمثلا:
Li 2 O + H 2 O \ u003d 2LiOH ، Na 2 O 2 + 2H 2 O \ u003d 2NaOH + H 2 O ،
2KO 2 + 2H 2 O \ u003d 2KOH + H 2 O 2 + O 2
هيدروكسيدات الفلزات القلوية ، التي تسمى القلويات ، قابلة للذوبان في الماء بدرجة عالية ومنفصلة تمامًا تقريبًا:
هيدروكسيد الصوديوم (كر) \ u003d Na + (p-p) + OH - (p-p)
في شكلها النقي ، هذه هي مواد صلبة عديمة اللون تذوب دون تحلل عند 300-500 درجة مئوية. فقط هيدروكسيد الليثيوم عند تسخينها فوق تي رر= 445 C تفقد الماء:
2LiOH \ u003d Li 2 O + H 2 O
الهيدروكسيدات الصلبة ومحاليلها المركزة شديدة الرطوبة ، فهي تمتص الرطوبة بجشع وتستخدم لتجفيف الغازات التي ليس لها خصائص حمضية ، وخاصة الأمونيا. بالفعل في ظل الظروف العادية ، تتفاعل القلويات الصلبة بسهولة مع غازات "الأحماض" - ثاني أكسيد الكربون ، وثاني أكسيد الكبريت 2 ، وأكسيد النيتروجين ، والهالوجين ، والهالوجين ، وهيدروجين الكالكوجين. لذلك ، تستخدم القلويات على نطاق واسع لامتصاص هذه الغازات وتنقية الأكسجين والهيدروجين والنيتروجين منها.
لهذه الأسباب ، يجب تخزين كل من القلويات الصلبة ومحاليلها في حاويات محكمة الإغلاق.
تم العثور على أكبر تطبيق بواسطة NaOH - الصودا الكاوية ، والتي يتم الحصول عليها بكميات ضخمة في الصناعة عن طريق التحليل الكهربائي لمحلول كلوريد الصوديوم. يستخدم على نطاق واسع في إنتاج السليلوز والحرير الصناعي وفي تكرير الزيوت النباتية السائلة والبترول وفي صناعة الصابون وفي تصنيع الأصباغ وفي الصناعات الكيميائية الأخرى.
حلول المعادن القلوية
عند مناقشة خصائص المعادن النموذجية - الهالوجينات ، والكبريت ، والفوسفور - تمت الإشارة مرارًا وتكرارًا إلى قدرتها على الذوبان في مذيبات معينة ، والتي يمكن إزالتها منها دون تغيير. هذه المذيبات لغير المعادن هي مواد ذات قطبية منخفضة مثل CS 2 ، CCl 4 أو البنزين. مع الانتقال من البلورات الجزيئية إلى البلورات الذرية والمعدنية ، تتناقص تدريجياً القدرة على الذوبان بدون تفاعلات كيميائية ، وتنتقل المواد البسيطة لعناصر المجموعتين الرابعة والثالثة إلى محلول فقط نتيجة للتحول الكيميائي.
في حالة الفلزات القلوية ، تكون الروابط في البلورات المعدنية ، التي يتم إجراؤها بواسطة إلكترون تكافؤ واحد ، ضعيفة جدًا بحيث يصبح من الممكن تدميرها نتيجة للتفاعلات الجزيئية ، وليس الكيميائية ، بالمعنى الكامل للكلمة .
لذلك ، في حالة عدم وجود آثار من الحديد ، فإن جميع المعادن القلوية قابلة للذوبان بشكل جيد في الأمونيا السائلة. في هذه الحالة ، تتشكل المحاليل الزرقاء أو الزرقاء ، والتي يمكن إزالة المعادن منها دون تغيير بعد تبخر الأمونيا. وبالمثل ، يمكن إذابة الصوديوم والمعادن الأخرى في بعض المذيبات العضوية - الأمينات والإيثرات. كل هذه المحاليل لها موصلية كهربائية جيدة ، مما يدل على الطبيعة الأيونية للجسيمات الذائبة. لقد ثبت بطرق مختلفة أنه في جميع الحالات يحدث التوازن:
M (كر) M (ف ف) M + (ف ع) + ه - (ف ف)
يتم إذابة كل من الكاتيونات المعدنية والإلكترون بقوة بواسطة جزيئات المذيب ؛ على سبيل المثال ، تتشكل أيونات Na (NH 3) 4 + في الأمونيا ، وهذا يؤدي إلى اكتساب إجمالي للطاقة عند الذوبان.
من الواضح أن الإلكترونات المذابة بكميات ملموسة لا يمكن أن توجد في محاليل تحتوي على بروتونات ، منذ التفاعل
H + (p-p) + e - (p-p) = 1 / 2H 2
أو بعبارة أخرى ، تبادل الإلكترون بين ذرة فلز وبروتون:
M (cr) + H + (p-p) = M + (p-p) + 1 / 2H 2
في المحاليل المائية ، تتميز هذه العملية كميًا بإمكانية الاختزال القياسية. للمعادن القلوية ه كمتطابقة تقريبًا وتساوي -2.9 فولت. هذه القيم السلبية الكبيرة ه يقولون أنه لا يمكن تحت أي ظرف من الظروف أن توجد الفلزات القلوية بالماء وأي محاليل مائية ، وبالتالي لا يمكن استعادتها من محلول مائي.
في الواقع ، تتفاعل جميع المعادن القلوية بقوة ، في كثير من الحالات مع حدوث انفجار ، مع الماء ومحاليل الحمض. مع المحاليل القلوية ، حيث يكون تركيز البروتونات منخفضًا ، تستمر التفاعلات بسلاسة أكبر. يذوب الصوديوم الذي يتم إلقاؤه على سطح الماء فورًا بسبب حرارة التفاعل ، ويؤدي أحيانًا إلى إشعال الهيدروجين المحرَّر:
Na (كر) + H 2 O (g) = NaOH (p-p) + 1 / 2H 2
يتفاعل البوتاسيوم دائمًا مع الماء في لمح البصر أو الانفجار.
أملاح المعادن القلوية
توجد الفلزات القلوية في جميع مركباتها كاتيونات مشحونة منفردة. ينطبق هذا على كل من المركبات الثنائية - هاليدات ، كالكوجينيدات ، نيتريد ، كربيدات ، والأملاح ذات الأنيونات المعقدة متعددة الذرات.
التفاعلات الكهروستاتيكية في المشابك البلورية الأيونية التي تحتوي على كاتيونات مفردة الشحنة ليست قوية جدًا ، وقد تبين أن طاقات ترطيب الأيونات تتناسب تمامًا معها. لذلك ، مع استثناءات نادرة ، فإن الأملاح المعدنية القلوية عالية الذوبان في الماء. والأسوأ من ذلك هو الفلوريدات الذائبة وكربونات الليثيوم والفوسفات وبيركلورات البوتاسيوم والروبيديوم والسيزيوم.
مع التسخين القوي للأملاح ، خاصةً عند إدخالها في لهب حرق الهيدروجين أو الغاز المنزلي ، تحدث عدد من العمليات التي تؤدي إلى ظهور لون مميز للهب.
تستخدم الأملاح المعدنية القلوية على نطاق واسع في كل من الممارسة المختبرية وفي مختلف مجالات الصناعة والطب.
تستخدم على نطاق واسع كربونات الصوديوم وبيكربونات الصوديوم ، والمعروفة مجتمعة باسم مشروب غازي. في التكنولوجيا وفي الحياة اليومية ، توجد صودا بلورية Na 2 CO 3 10H 2 O ، ورماد الصودا - كربونات اللامائية Na 2 CO 3 وصودا الخبز - NaHCO 3. بالإضافة إلى ذلك ، تجدر الإشارة إلى أن مصطلح الصودا الكاويةأو كاويةتستخدم في الهندسة للإشارة إلى هيدروكسيد الصوديوم.
المستهلكون الرئيسيون للصودا هم صناعات الزجاج والصابون والورق والمنسوجات. تعمل الصودا كمنتج أولي للحصول على أملاح الصوديوم الأخرى. يستخدم شرب الصودا على نطاق واسع في الطب. في الممارسة المعملية ، تستخدم الصودا لتحييد الأحماض في الحوادث.
المرفق الأول
الجدول 1-1. الخصائص الفيزيائية والكيميائية للمعادن القلوية
|
قيمة |
|||||
|
طاقة التأين للذرات I1 ، إيف (كيلوجول / مول) |
|||||
|
تقارب الذرات للإلكترون ، إيف (كيلوجول / مول) |
|||||
| كهرسلبية | 1,0 | 1,0 | 0,9 | 0.9 | 0,9 |
| نصف القطر المداري للذرة ، نانومتر | 0,159 | 0,171 | 0,216 | 0,252 | |
|
المحتوى الحراري من الانحلال ، كيلوجول / مول |
159 | 107 | 89 | 81 | 77 |
|
نقطة الانصهار ، درجة مئوية |
180 | 98 | 64 | 39 | 29 |
|
نقطة الغليان ، درجة مئوية |
1340 | 886 | 761 | 690 | 672 |
الجدول 1-2. معلومات أساسية عن المعادن القلوية
|
قيمة |
3 لي |
11 نا |
19 كا |
37 ر |
55 سي اس |
87 الاب |
| الوزن الذري | 6,94 | 22,99 | 39,1 | 85,47 | 132,9 | |
| إلكترونات التكافؤ | ||||||
|
نصف قطر المعدن |
||||||
|
نصف القطر الأيوني E +، A |
0,68 | 0,98 | 1,33 | 1,49 | 1,65 | 1,75 |
|
طاقة التأين ، إيف E E + |
||||||
|
النباح في. ٪ |
||||||
| النظائر الطبيعية | |
الجدول 1-3. الثوابت الفيزيائية الأساسية للمعادن القلوية
|
قيمة |
|||||
|
الكثافة ، جم / سم 3 |
0,53 | 0,97 | 0,85 | 1,5 | 1,9 |
| صلابة (الماس 10) | 0,6 | 0,4 | 0,5 | 0,3 | 0,2 |
|
S 298 ، ي / ز-أت درجة |
28,1 | 51,2 | 64,2 | 76,2 | 84,3 |
|
السعة الحرارية (H 2 O 1) |
0,83 | 0,29 | 0,17 | 0,08 | 0,05 |
| توصيل حراري | 11 | 21 | 14 | 8 | 5 |
|
H مثال 298 ، كيلوجول / غرام في |
159,3 | 92,0 | 90,4 | 82,1 | |
|
T. رر ، ج |
179 | 98 | 63 | 39 | 29 |
|
بي بي ، ج |
1350 | 900 | 776 | 680 | 666 |
قائمة الأدب المستخدم
N. S. Akhmetov "كيمياء غير عضوية" ، طبعة موسكو. المدرسة الثانوية 1975
V. في باسينكوف "مواد التكنولوجيا الإلكترونية" ، طبعة موسكو. المدرسة الثانوية 1980
Yu. V. Khodakov، V. L. Vasilevsky "Metals"، Moscow ed. التنوير 1966
في سوفوروف ، أ. ب. نيكولسكي " كيمياء عامة"، طبعة سانت بطرسبرغ. الكيمياء 1995
الخصائص العامةالمعادن. عناصر المجموعة الأولى Li ، Na ، K ، Rb ، Cs ، Fr. أكاسيد وبيروكسيدات الفلزات القلوية. هيدروكسيدات. عناصر المجموعة الرئيسية الثانية: Be، Mg، Ca، Sr، Ba، Ra. معادن انتقالية. الكروم والحديد والزنك والنحاس ومركباتها.
التصنيف والخصائص الأساسية للمعادن: إمكانات التأين المنخفضة واستخدامها كعوامل اختزال. ميزات الهيكل الإلكتروني والموقع في النظام الدوريعناصر. دراسة اللافلزات على أساس السيليكون ومركباته.
سورجوت جامعة الدولةملخص قسم الكيمياء