алкални метали
АЛКАЛНИ МЕТАЛИ
Алкалните метали включват елементи от първата група, основната подгрупа: литий, натрий, калий, рубидий, цезий, франций.Да бъдеш вприрода
Na-2,64% (по маса), K-2,5% (по маса), Li, Rb, Cs - много по-малко, Fr - изкуствено получен елемент
Ли
Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 - сподумен
Na
NaCl - готварска сол ( каменна сол), халит
Na 2 SO 4 10H 2 O - глауберова сол (мирабилит)
NaNO 3 - чилийска селитра
Na 3 AlF 6 - криолит
Na 2 B 4 O 7 10H 2 O - боракс
К
KCl NaCl - силвинит
KCl MgCl 2 6H 2 O - карналит
K 2 O Al 2 O 3 6SiO 2 - фелдшпат (ортоклаз)
Свойства на алкалните метали
С нарастващ сериен номер атомен радиуссе увеличава, способността за отдаване на валентни електрони се увеличава и редуциращата активност се увеличава:
Физически свойства
Ниски точки на топене, ниска плътност, мек, реже се с нож.
Химични свойства
Типични метали, много силни редуциращи агенти. В съединенията те проявяват една степен на окисление +1. Възстановителният капацитет се увеличава с растежа атомна маса. Всички съединения са йонни по природа, почти всички са разтворими във вода. Хидроксидите R–OH са алкали, тяхната сила се увеличава с увеличаване на атомната маса на метала.
Възпламеняват се на въздух при умерено нагряване. С водород те образуват солеподобни хидриди. Продуктите от горенето най-често са пероксиди.
Редукционната способност нараства в серията Li–Na–K–Rb–Cs
1. Активно взаимодействат с водата:
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
2. Реакция с киселини:
2Na + 2HCl → 2NaCl + H2
3. Реакция с кислород:
4Li + O 2 → 2Li 2 O (литиев оксид)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (натриев пероксид)
K + O 2 → KO 2 (калиев супероксид)
Във въздуха алкалните метали незабавно се окисляват. Поради това те се съхраняват под слой от органични разтворители (керосин и др.).
4. При реакции с други неметали се образуват бинарни съединения:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (халогениди)
2Na + S → Na 2 S (сулфиди)
2Na + H 2 → 2NaH (хидриди)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (нитриди)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (карбиди)
5. Качествена реакция към катиони на алкални метали е оцветяването на пламъка в следните цветове:
Li + - карминово червено
Na + - жълто
K + , Rb + и Cs + - виолетово
Касова бележка
защото алкалните метали са най-силните редуциращи агенти, те могат да бъдат възстановени от съединения само чрез електролиза на разтопени соли:
2NaCl=2Na+Cl 2
Приложение на алкални метали
Литиево-лагерни сплави, катализатор
Натриево - газоразрядни лампи, охлаждаща течност в ядрени реактори
Рубидий - изследователска работа
Цезий - фотоклетки
Оксиди, пероксиди и супероксиди на алкални метали
Касова бележка
Окисляването на метала произвежда само литиев оксид
4Li + O 2 → 2Li 2 O
(в други случаи се получават пероксиди или супероксиди).
Всички оксиди (с изключение на Li 2 O) се получават чрез нагряване на смес от пероксид (или супероксид) с излишък от метал:
Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O
KO 2 + 3K → 2K 2 O
Страница 1
Разтвори на алкални метали в течен амоняк имат Син цвяти имат висока електропроводимост. Амонякът е силно разтворим във вода. При нормални условияедин обем вода разтваря около 700 обема амоняк. Разтворът има алкални свойства.
Разтвори на алкални метали в амоняк и амини се използват широко за препаративни цели както в неорганични, така и в органична химия. По този начин, разтвор на литий в метиламин, много селективен редуциращ агент, заедно с разтвор на литий в етилендиамин, е в състояние да редуцира ароматните пръстени до циклични моноолефини. Разтвор на натрий в течен амоняк вероятно е един от най-често използваните реагенти за препаративни цели.
Разтворите на алкални метали в течен амоняк и амини с ниско молекулно тегло са сред най-мощните редуциращи агенти в хомогенни системи.
Разтвори на алкални метали в течен амоняк провеждат - - провеждат електричество, докато електродите химическа реакцияняма да се случи. Как промяната на температурата влияе върху проводимостта на разтвора?
Разтворите на алкални метали в течен амоняк провеждат електрически ток, докато на електродите не възниква химическа реакция. Как промяната на температурата влияе върху проводимостта на разтвора?
Свойствата на разтворите на алкални метали в течен амоняк силно зависят от концентрацията. В разредените разтвори има метални катиони, а вместо аниони - електрони, които обаче не могат да се движат свободно, тъй като са свързани с молекули на амоняк. Именно тези солватирани електрони придават на разтворите красив син цвят. Разредените и концентрираните разтвори на алкални метали в течен амоняк също се различават значително по други начини. физични свойства. Понякога дори е трудно да се повярва, че това са разтвори на едно и също вещество. Нищо чудно, че концентрираните разтвори се наричат течни метали: те имат отчетлив метален блясък със златисто-бронзов оттенък. Това свойство се запазва и в твърдо състояние, когато разтворът е замразен.
Разтвори на алкални метали (обикновено натрий или литий) в течен амоняк съдържат солватирани електрони.
Най-изследвани са разтворите на алкални метали в амоняк. Разтворите на други метали в други разтворители показват подобни свойства в много отношения. Лантанидите със стабилно състояние на окисление (11), като европий и итербий, също се разтварят в амоняк. По време на катодна редукция разтворите на алуминиев йодид, берилиев хлорид, тетраалкиламониеви халиди стават сини, те очевидно съдържат съответно A13 и Ze -, Be2 и 2e -, R4N и e -.
С помощта на разтвори на алкални метали в основни разтворители е доста лесно да се синтезират редица съединения, които е трудно да се получат по друг начин.
Моларната магнитна чувствителност на разтвор на алкален метал при безкрайно разреждане се доближава до стойността на NpofkT. Сравнението на статичната чувствителност на натрия и калия със стойността на чувствителността, получена чрез измерване на парамагнитен резонанс, води до заключението 7o7, че радиусът на сферата, в която се намира електронът, е 30 А. Тази стойност се съгласува добре с изчислената по-рано стойност от частични моларни обеми.
Металните карбонили се редуцират от разтвори на алкални метали в течен амоняк, образувайки карбонилни металати.
Когато арени се редуцират с разтвори на алкални метали в течен амоняк, обикновено в присъствието на алкохол, 1 4 се извършва присъединяване на водород. Търговският течен амоняк често съдържа примеси и, освен ако разтворителят не е дестилиран, добивите на възстановяване са ниски. В тези случаи редукцията понякога е по-дълбока, отколкото при амоняка. В някои случаи реакцията може да включва дианиона, образуван чрез добавянето на втори електрон към радикалния анион.
Течните електролити и особено разтворите на алкални метали в амоняк са силно неидеални плазми в много широк диапазон от параметри на израждане и взаимодействие. Това се постига чрез промяна на фракцията на метала, разтворен в амоняка. При тези условия, наред със силното взаимодействие на Кулон, в системата се реализира и силно взаимодействие на неутрални по заряд частици. Тези взаимодействия водят до необичайни фазови преходи и аномално висока електрическа проводимост, които се постигат при умерени температури дори с малки фракции от метала в разтвор.
алкални метали
Министерство на съобщенията на Руската федерация
Държавен университет по телекомуникации в Санкт Петербург
тях. проф. Бонч-Бруевич
Катедра по химия
абстрактно
Предмет: Химия
Тема: алкални метали
Съставител: студенти гр. Р-73
Смирнов Игор
Василев Валери
Санкт Петербург
Какво представляват металите
В периодичната таблица преобладават металите. В много свойства металите са много различни един от друг: литият е два пъти по-лек от водата, а осмият е 22,5 пъти по-тежък от нея. Цезият или галият могат лесно да се стопят в дланта на ръката ви, но волфрамът се нуждае само от половината от температурата на повърхността на Слънцето, за да се стопи; литий, натрий или калий могат да се режат с нож, но не всеки нож ще вземе чист хром ... Химическата активност на металите също е различна - от почти пълната химическа инертност на златото или платината до неукротимата реактивност на калия или натрия .
Но въпреки цялото си разнообразие, тези елементи образуват едно семейство, тъй като всички те се разделят с външните си електрони относително лесно и се превръщат в положителни йони.
Един елемент лесно се отказва от електрони, ако има малко от тях на външно енергийно ниво (следователно елементите от първите три групи, без да се брои борът, са метали) или ако радиусът на атома е толкова голям, че ядрото не е способни да задържат здраво външните електрони (следователно бисмутът, чийто атом има на външно енергийно ниво, пет електрона все още се класифицират като метали).
След като проследим как се променят свойствата на елементите от период III, ще видим, че с увеличаване на броя на електроните във външното енергийно ниво, елементите постепенно преминават от активния метален натрий към активния неметален хлор. Период IV също започва с активния метал калий. В края на този период активният неметален бром също стои пред инертния газ криптон. Следователно същият преход трябва да се извърши и в този период.
Защо този преход е толкова бавен? Факт е, че за елементите от IV период от скандий до цинк не е „завършено“ външното енергийно ниво, а предишното. И само след цинка (започвайки с галия) броят на електроните във външното енергийно ниво се увеличава, така че германият има четири електрона тук. Това е "граничният" елемент, следван от неметалите.
Тъй като елементите от скандий до никел имат не повече от два електрона във външното си енергийно ниво, те са метали. Всеки основен период включва подобна серия, състояща се само от метали.
Тези редове имат четни номера и повечето метали, разположени в тях, са странични подгрупи на периодичната система.
Приготвяне и химични свойства
Металите от I група (Na и K) са получени за първи път от английския химик Х. Дейви през 1807 г. чрез електролиза на алкали, от което произлиза името на тяхната група - алкални метали.
В чистата си форма елементите от група I са леки, меки, блестящи метали, които бързо потъмняват във въздуха поради окисляване с кислород и реакция с вода. Основните им свойства са представени под формата на таблица 1-1 в приложение I.
литий
Литиев Li - с-елемент 1s 2 2s 1 . Литият, който има само един валентен електрон и голям атомен радиус, има значително по-ниска йонизационна енергия от берилия (5,39 евсрещу 9.32 евпри Бе). Това е типичен метален елемент, алкален метал. Въпреки това, литият се отличава от другите алкални метали с малкия размер на атома и йона; литият също прилича на магнезий по свойства.
За лития най-характерно е образуването на йонна връзка. Следователно, координационното число на Li в съединенията, за разлика от другите елементи от втория период, е по-голямо от 4. В същото време, поради малкия размер, литиевият йон се характеризира с висока солватационна енергия, а в органолитиевите съединения , литият образува ковалентна връзка.
Литият е доста разпространен в земната кора (0,002 ат.%). Естественият литий се състои от два стабилни изотопа: 6 Li (7,3%) и 7 Li (92,7%). Изкуствено получени радиоактивни изотопи. Минералите са най-ценните сподумене LiAl(SiO 3) 2, амблигонит LiAl(PO 4) F и лепидолит Li 2 Al 2 (SiO 3) 3 (F, OH) 2.
Литият е единственият елемент, който реагира при нормални условия с азота. Тъй като реакциите с кислород и влага протичат едновременно при контакт с въздух, литият, подобно на други алкални метали, може да се съхранява само без достъп на въздух.
Когато литият се изгаря във въздуха, едновременно се образуват оксид и нитрид:
2Li (cr) + 1/2O 2 (g) = Li 2 O (cr), H = -598kJ;
3Li (cr) + 1/2N 2 (g) = Li 3 N (cr), H = -164kJ.
При леко нагряване литият реагира с водород, въглерод, фосфор и други елементи, образувайки множество бинарни съединения, в чиито кристали присъства като еднократно зареден криптон.
При взаимодействие с органични халогени се образуват органолитиеви съединения.
C 2 H 5 Cl + 2Li = C 2 H 5 Li + LiCl.
Това са изключително реактивни вещества, които се запалват при контакт с влажен въздух. Добрата им разтворимост в неполярни разтворители показва ковалентната връзка на лития с органичния радикал. Често тези съединения образуват полимери, в които координационното число на лития достига четири.
Литият се използва в специални леки сплави; органолитиевите производни се използват широко в синтеза на различни класове органични съединения.
Простото вещество литий
Под формата на просто вещество литият е мек сребристо-бял метал (т.т. 179,C, т.к. 1370 C). От металите той е най-лекият (pl. 0,534 g / cm 3).
Литият е силно реактивен. Той взаимодейства с кислород и азот вече при нормални условия, поради което веднага се окислява във въздуха, образувайки тъмно сиво покритие от продукти на взаимодействие (Li 2 O, Li 3 N). При температури над 200C светва. В атмосфера на флуор и хлор, както и в бромни и йодни пари, той се запалва спонтанно при нормални условия. При нагряване той директно се свързва със сяра, въглища, водород и други неметали. При нагряване той изгаря в CO 2 .
Литият образува интерметални съединения с металите. Той също така образува ограничени твърди разтвори с магнезий, алуминий, цинк и някои други метали. Той значително се различава в атомния радиус от другите алкални метали, дава евтектични смеси с тях.
Литият придава на сплавите редица ценни физични и химични свойства. Например, в алуминиеви сплави със съдържание до един процент литий се увеличава механичната якост и устойчивост на корозия, въвеждането на два процента литий в индустриалната мед значително повишава неговата електропроводимост и т.н.
Литият е по-нисък от някои метали по химическа активност, въпреки че стойността на неговия стандартен електроден потенциал е най-отрицателната ( д 298 = 3,01 в). Това се дължи на високата енергия на хидратация на Li + йона, която осигурява изместване на равновесието
Li(t) Li + (p) + e -
към йонизацията на метала в много по-голяма степен, отколкото е случаят с други алкални метали. За слабо разтворими разтворители (например в разтопени соли) стойността на неговия електроден потенциал съответства на по-ниската му химическа активност в серията алкални метали.
Литият енергично разлага водата, освобождавайки водород от нея; по-лесно взаимодейства с киселини.
Литият се получава чрез електролиза на стопилка от евтектична смес LiCl - KCl. Съхранява се под слой вазелин или парафин в запечатани съдове.
Най-важната област на приложение на лития като източник на тритий е атомната енергия. Литият се използва и като охладител в ядрени реактори.
Натрий
Атомният и йонен радиус на натрия Na (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1) е много по-голям от този на лития и знаците на метален елемент в натрия са по-изразени. В това отношение той отстъпва само на елемента от подгрупата на калия.
Натрият е един от най-разпространените елементи на Земята (2,0 ат.%). Открит е в слънчевата атмосфера и в междузвездното пространство.
Най-важните натриеви минерали: NaCl ( каменна сол, халит), Na 2 SO 4 10H 2 O ( мирабилит, глауберова сол), Na 3 AlF 6 ( криолит), Na 2 B 4 O 7 10H 2 O ( бура) и др. В комбинация с други елементи, той е част от много природни силикати и алумосиликати. В хидросферата има огромно количество натриеви соли. Абсолютното съдържание на натрий в морската вода е около 1,5 10 16 м.
Натриевите съединения се намират в растителни и животински организми, в последния случай главно под формата на NaCl. В човешката кръв Na + йони съставляват 0,32%, в костите 0,6%, в мускулната тъкан 0,6 - 1,5%.
Натрият е най-разпространеният от алкалните метали. Получава се в големи количества чрез електролиза на стопилка на NaCl с добавки на CaCl2, KCl и други за понижаване на точката на топене.
Това е мек метал, който лесно реагира с вода, окислява се с кислород и други окислителни елементи - халогени, халкогени и др. Натрият се съхранява в запечатани съдове, а малко количество - под слой керосин.
Натрият се използва в металотермията и като активен редуциращ агент в органичния синтез. Използва се и в газоразрядни лампи и химически източници на ток.
Натрият е един от важните елементи, които изграждат живите организми, по-специално масовата част на Na + йони в кръвната плазма е около 0,3%.
Тежки алкални метали - калий, рубидийи цезийса дори по-реактивни от натрия. Всички те реагират светкавично с неметални елементи, разлагат вода и много други вещества. Съхранявайте ги като натрия в запечатани съдове.
Подобно на натрия, калият е биогенен елемент, особено важен във физиологията на растенията, които го получават от почвата. При интензивна агротехника естественият цикъл на калия се нарушава и той трябва да се внася в почвата под формата на калиеви торове.
От тежките алкални метали техническо приложение намира само цезият, който поради ниския си йонизационен потенциал се използва за създаване на фоточувствителни слоеве във вакуумни фотоклетки.
Простото вещество натрий
Под формата на просто вещество натрият е лек (pl. 0,97 g / cm 3), мек сребристо-бял метал със сравнително ниски точки на топене (98C) и точки на кипене (883C).
По своите химични свойства той е най-активният метал. Във въздуха той веднага се окислява, образувайки свободни продукти на окисление. При обикновени температури той се запалва спонтанно в атмосфера на флуор и хлор. При леко нагряване той взаимодейства енергично с течен бром, сяра, йод, водород и др.
Натрият образува интерметални съединения с много метали. Например с калай дава редица съединения: NaSn 6 , NaSn 4 , NaSn 3 , NaSn 2 , NaSn, Na 2 Sn, Na 3 Sn и др. Дава твърди разтвори с някои метали. Евтектичната сплав от 24% Na и 76% K е течност (температура на кристализация -12,6°C).
Натрият се използва в металотермията. Металният натрий и неговата течна калиева сплав се използват в органичния синтез. Натриевата амалгама често се използва като редуциращ агент. Натрият се използва и като охладител в атомни електроцентрали, в клапани на авиационни двигатели, в химическата промишленост, където се изисква равномерно нагряване в диапазона от 450 - 650C.
Натрият се получава чрез електролиза на разтопен NaCl и по-рядко NaOH. При производството на натрий от NaCl (т.т. 800°C), точката на топене на електролита се намалява (до 575 - 585°C) чрез добавяне на KCl, CaCl 2 , NaF или други соли. Натрият се съхранява в запечатани съдове или под керосин.
Елементи от калиевата подгрупа
Калий К, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr са пълни електронни аналози. Въпреки че атомите на алкалните метали имат еднакъв брой валентни електрони, свойствата на елементите от калиевата подгрупа се различават от тези на натрия и особено на лития. Това се дължи на забележима разлика в радиусите на техните атоми и йони. Освен това литият има 2 електрона в пред-външния квантов слой, а елементите от калиевата подгрупа имат 8 електрона.Таблица 1-2 от Приложение I предоставя информация за литий, натрий и елементи от калиевата подгрупа.
Елементите от калиевата подгрупа са най-типичните метални елементи - катионогени. В същото време, с увеличаване на серийния номер, тази характеристика на елементите се подобрява. За тях най-характерни са съединенията с преобладаващ йонен тип връзка. Поради незначителния поляризиращ ефект на йоните (малък заряд, стабилност на електронната структура, големи размери), образуването на комплекси за K +, Rb +, Cs +, Fr + не е характерно; дори кристалните хидрати са почти непознати за тях.
Най-важните калиеви минерали са: Силвин KCl, силвинит NaClKCl, карналит KCl MgCl 2 6H 2 O, Каинит KCl MgSO 4 3H 2 O.
Рубидий и цезий се намират в калиеви минерали. Францият е радиоактивен и няма стабилни изотопи. Отваря врати през 1939 г. в продукти на радиоактивно разпадане на уран (410 -28 Ж.на грам естествен уран). Получава се по изкуствен път. Най-дългоживеещият изотоп 212 Fr ( T 1/2 = 20 мин) се образува, когато уранът се облъчва с протони:
238 U ( стр, 6стр 21н) 212Fr
Поради краткия полуживот на изотопите не е възможно да се натрупат забележими количества франций, така че свойствата му не са достатъчно проучени.
Прости вещества от калиевата подгрупа
Под формата на прости вещества калият и неговите аналози са лъскави сребристо-бели (с изключение на златисто-жълтия цезий) метали с центрирана кристална решетка (като Li и Na). Основните физически константи на тези елементи са дадени в таблица 1-3 от приложение I.
Както може да се види от представените данни, плътността на K, Rb и Cs е ниска, а точките на топене и кипене са ниски. Тези метали са много меки и лесно се режат с нож. Показателно е, че от литий към натрий и по-нататък към калий, стойностите на повечето от константите се променят доста рязко.
Калият и неговите аналози са изключително реактивни метали. Във въздуха калият веднага се окислява, образувайки свободни продукти на взаимодействие; цезий и рубидий се запалват спонтанно. В атмосфера на флуор и хлор тези метали се запалват спонтанно при нормални условия. Тяхното взаимодействие с течен бром е придружено от силна експлозия. При нагряване те лесно взаимодействат със сяра, водород и други метали. С металите те образуват предимно интерметални съединения.
Калият и неговите аналози се намират в самото начало на поредицата от напрежения. Взаимодействието на калий с вода е придружено от самозапалване на отделения водород, а взаимодействието на рубидий и цезий е придружено дори от експлозия.
Разглежданите метали губят електрони относително лесно при нагряване и осветяване. Тази способност ги прави ценни материали за направата на слънчеви клетки.
В технологията калият се получава чрез натриев термичен метод от стопен хидроксид или хлорид, рубидий и цезий се получават чрез металотермични методи и термично разлагане на съединения. Калият и неговите аналози се съхраняват в запечатани съдове. Освен това калият може да се съхранява в керосин.
Съединения с водород
Алкалните метали реагират директно с водорода, за да образуват МН хидриди. Тази реакция е най-типична за лития:
2Li + H 2 = 2LiH
За разлика от връзките с стр-елементи, в които водородът е в положителна степен на окисление, в хидридите на алкални метали той присъства в степен на окисление –1, образувайки хидриден анион H. При липса на вода литиевият хидрид не реагира с кислород и халогени, а водата веднага го разлага:
LiH + H 2 O \u003d LiOH + H 2
В тази реакция протонът действа като окислител, а хидридният анион действа като редуциращ агент:
Хидридите на други алкални метали са по-малко стабилни и по-реактивни. Техните свойства се определят от свойствата на хидридния анион, т.е. те са силни редуциращи агенти.
Съединения с кислород
Въпреки факта, че алкалните метали във всичките си съединения са в едно състояние на окисление +1, всеки от тях образува няколко бинарни съединения с кислород. В допълнение към нормалните оксиди има пероксиди, супероксиди и озониди на алкални метали.
Образуването на такива съединения се дължи в по-голяма степен на свойствата на кислорода, отколкото на свойствата на алкалните метали.
Характеристиките на елементите от първата група при образуването на съединения с кислород са, че относително големи еднократно заредени йони имат малък поляризиращ ефект и не дестабилизират молекулните кислородни йони. При изгаряне в кислород се получават литиев оксид, натриев пероксид и супероксиди на други метали:
2Li + 1/2O 2 = Li 2 O 2Na + O 2 = Na 2 O 2 K + O 2 = KO 2
Литиев пероксид може да се получи индиректно.
Оксидите се получават от продуктите на горенето чрез нагряването им със съответния метал:
Na 2 O 2 + 2Na \u003d 2Na 2 O 2 KO 2 + 3K \u003d 2K 2 O
Когато калият, рубидият и цезият взаимодействат с озона, се образуват озониди:
Повечето съединения с кислород са оцветени. Литиевите и натриевите оксиди са безцветни, но вече Na 2 O 2 има светло жълт цвят, KO 2 е оранжев, RbO 2 е тъмно кафяв.
Естествено, нормалните оксиди на алкални метали практически не проявяват нито окислителни, нито редуциращи свойства, докато останалите съединения са силни окислители. Повечето органични вещества (етер, оцетна киселина, дървени стърготини, памук) реагират с Na 2 O 2 или KO 2 със светкавица или експлозия.
Натриевият пероксид се произвежда индустриално в големи количества чрез изгаряне на метален натрий в поток от въздух. Когато взаимодейства с вода, възниква реакция на хидролиза:
O 2 2- + H 2 O \u003d OH - + HO 2 -
Водните разтвори на натриев пероксид са доста силни окислители и се използват широко за избелване на органични продукти - дървесна маса, тъкани, кожи.
Смес от натриев пероксид с калиев супероксид се използва в автономни дихателни апарати, тъй като в този случай броят на моловете освободен кислород може да бъде равен на броя на моловете абсорбиран CO 2:
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
При съотношение Na 2 O 2: KO 2 = 1: 2, абсорбцията на CO 2 става без промяна на общото налягане.
Хидроксиди
Всички бинарни съединения на елементи от група I с кислород реагират с вода, образувайки хидроксиди. Например:
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
Хидроксидите на алкални метали, наречени алкали, са силно разтворими във вода и почти напълно дисоциирани:
NaOH (cr) \u003d Na + (p-p) + OH - (p-p)
В чистата си форма това са безцветни твърди вещества, които се топят без разлагане при 300 - 500 C. Само литиев хидроксид при нагряване над T мн= 445 C губи вода:
2LiOH \u003d Li 2 O + H 2 O
Твърдите хидроксиди и техните концентрирани разтвори са силно хигроскопични, те лакомо абсорбират влагата и се използват за изсушаване на газове, които нямат киселинни свойства, по-специално амоняк. Вече при нормални условия твърдите основи лесно реагират с "киселинни" газове - CO 2, SO 2, NO 2, халогени, халогенни и халкогенни водороди. Следователно алкалите се използват широко за абсорбиране на такива газове и пречистване на кислород, водород и азот от тях.
Поради тези причини както твърдите алкали, така и техните разтвори трябва да се съхраняват в плътно затворени контейнери.
Най-голямо приложение намира NaOH - сода каустик, която се получава в огромни количества в промишлеността чрез електролиза на разтвор на натриев хлорид. Той се използва широко в производството на целулоза, изкуствена коприна, в рафинирането на течни растителни масла и нефт, в производството на сапуни, в синтеза на багрила и в други химически индустрии.
Разтвори на алкални метали
Когато се обсъждат свойствата на типичните метали - халогени, сяра, фосфор - многократно се споменава способността им да се разтварят в определени разтворители, от които след това могат да бъдат отстранени непроменени. Такива разтворители за неметали са вещества с ниска полярност като CS 2 , CCl 4 или бензен. С прехода от молекулярни кристали към атомни и метални кристали способността за разтваряне без химични реакции постепенно намалява и простите вещества от елементи от групи IV и III преминават в разтвор само в резултат на химическа трансформация.
В случай на алкални метали връзките в металните кристали, осъществявани от единичен валентен електрон, са толкова слаби, че става възможно разрушаването им в резултат на молекулярни, а не химически, в пълния смисъл на думата, взаимодействия .
Така че, при липса на следи от желязо, всички алкални метали са сравнително добре разтворими в течен амоняк. В този случай се образуват сини или сини разтвори, от които металите могат да бъдат отстранени непроменени след изпаряване на амоняка. По същия начин натрият и други метали могат да бъдат разтворени в някои органични разтворители - амини и етери. Всички тези разтвори имат добра електропроводимост, което показва йонния характер на разтворените частици. С различни методи е доказано, че във всички случаи е налице равновесие:
M (cr) M (p-p) M + (p-p) + e - (p-p)
Както металният катион, така и електронът са силно солватирани от молекулите на разтворителя; например Na(NH3)4+ йони се образуват в амоняка и това води до цялостно увеличаване на енергията при разтваряне.
Очевидно солватираните електрони в значителни количества не могат да съществуват в разтвори, съдържащи протони, тъй като реакцията
H + (p-p) + e - (p-p) = 1/2H 2
или, с други думи, обменът на електрон между метален атом и протон:
M (cr) + H + (p-p) = M + (p-p) + 1/2H 2
Във водни разтвори този процес се характеризира количествено със стандартния редукционен потенциал. За алкални метали д кпочти еднакви и равни на -2.9V. Толкова големи отрицателни стойности д те казват, че при никакви обстоятелства алкалните метали не могат да съществуват с вода и всякакви водни разтвори и следователно не могат да бъдат възстановени от воден разтвор.
Всъщност всички алкални метали реагират енергично, в много случаи с експлозия, с вода и киселинни разтвори. При алкални разтвори, в които концентрацията на протони е ниска, реакциите протичат по-плавно. Натрият, изхвърлен върху повърхността на водата, веднага се топи поради топлината на реакцията и понякога запалва освободения водород:
Na (cr) + H 2 O (g) = NaOH (p-p) + 1/2H 2
Калият винаги реагира с вода светкавично или експлозивно.
Соли на алкални метали
Във всичките им съединения алкалните метали съществуват като еднократно заредени катиони. Това се отнася както за бинарни съединения - халогениди, халкогениди, нитриди, карбиди, така и за соли със сложни многоатомни аниони.
Електростатичните взаимодействия в йонни кристални решетки, съдържащи еднократно заредени катиони, не са много силни и енергиите на хидратация на йони се оказват доста съизмерими с тях. Следователно, с редки изключения, солите на алкалните метали са силно разтворими във вода. По-лоши от другите са разтворимите флуориди, литиевият карбонат и фосфат и перхлоратите на калий, рубидий и цезий.
При силно нагряване на соли, особено когато се въвеждат в пламъка на горящ водород или битов газ, протичат редица процеси, които водят до появата на характерен цвят на пламъка.
Солите на алкалните метали се използват широко както в лабораторната практика, така и в различни области на индустрията и медицината.
Особено широко използвани са натриевият карбонат и натриевият бикарбонат, известни като Газирани напитки. В техниката и бита има кристална сода Na 2 CO 3 10H 2 O, калцинирана сода - безводен карбонат Na 2 CO 3 и сода за хляб - NaHCO 3. Освен това трябва да се спомене, че терминът сода каустикили каустикизползван в инженерството за означаване на NaOH.
Основните потребители на сода са стъкларската, сапунената, хартиената и текстилната промишленост. Содата служи като изходен продукт за получаване на други натриеви соли. Содата за пиене се използва широко в медицината. В лабораторната практика содата се използва за неутрализиране на киселини при аварии.
Приложение I
Таблица 1-1. Физико-химични свойства на алкалните метали
|
Стойност |
|||||
|
Йонизационна енергия на атомите I1, Ev (kJ/mol) |
|||||
|
Афинитетът на атомите към електрон, Ev (kJ/mol) |
|||||
| Електроотрицателност | 1,0 | 1,0 | 0,9 | 0.9 | 0,9 |
| Орбитален радиус на атом, nm | 0,159 | 0,171 | 0,216 | 0,252 | |
|
Енталпия на атомизация, kJ/mol |
159 | 107 | 89 | 81 | 77 |
|
Точка на топене, C |
180 | 98 | 64 | 39 | 29 |
|
Точка на кипене, C |
1340 | 886 | 761 | 690 | 672 |
Таблица 1-2. Основна информация за алкалните метали
|
Стойност |
3 Ли |
11 Na |
19 Ка |
37 Rb |
55 Cs |
87 о |
| атомно тегло | 6,94 | 22,99 | 39,1 | 85,47 | 132,9 | |
| Валентни електрони | ||||||
|
метален радиус |
||||||
|
Йонен радиус E + , A |
0,68 | 0,98 | 1,33 | 1,49 | 1,65 | 1,75 |
|
Йонизационна енергия, Ев E E + |
||||||
|
кора, при. % |
||||||
| естествени изотопи | |
Таблица 1-3. Основни физични константи на алкалните метали
|
Стойност |
|||||
|
Плътност, g / cm3 |
0,53 | 0,97 | 0,85 | 1,5 | 1,9 |
| Твърдост (диамант 10) | 0,6 | 0,4 | 0,5 | 0,3 | 0,2 |
|
S 298, j/g-при град |
28,1 | 51,2 | 64,2 | 76,2 | 84,3 |
|
Топлинен капацитет (H 2 O 1) |
0,83 | 0,29 | 0,17 | 0,08 | 0,05 |
| Топлопроводимост | 11 | 21 | 14 | 8 | 5 |
|
H ex.298, kJ/g-at |
159,3 | 92,0 | 90,4 | 82,1 | |
|
T. pl., C |
179 | 98 | 63 | 39 | 29 |
|
bp, C |
1350 | 900 | 776 | 680 | 666 |
Списък на използваната литература
Н. С. Ахметов "Неорганична химия", Москва изд. Гимназия 1975г
В. В. Пасинков “Материали на електронната техника”, Москва изд. Гимназия 1980г
Ю. В. Ходаков, В. Л. Василевски "Метали", Москва изд. Просвещение 1966г
А. В. Суворов, А. Б. Николски " обща химия”, Санкт Петербург изд. Химия 1995г
основни характеристикиметали. Елементи от I група Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Оксиди и пероксиди на алкални метали. Хидроксиди. Елементи от основна група II: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. преходни метали. Хром, желязо, цинк, мед и техните съединения.
Класификация и основни свойства на металите: ниски йонизационни потенциали и използване като редуциращи агенти. Характеристики на електронната структура и позиция в периодична системаелементи. Изследване на неметали на базата на силиций и неговите съединения.
Сургут Държавен университетКатедра по химия РЕЗЮМЕ