alkalni metali

ALKALNI METALI

Alkalni metali uključuju elemente prve grupe, glavne podgrupe: litijum, natrijum, kalijum, rubidijum, cezijum, francijum.

Biti unutrapriroda

Na-2,64% (maseni), K-2,5% (maseni), Li, Rb, Cs - znatno manje, Fr - umjetno dobiven element

Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 - spodumen

N / A

NaCl - kuhinjska so ( kamena sol), halit

Na 2 SO 4 10H 2 O - Glauberova so (mirabilit)

NaNO 3 - Čileanska salitra

Na 3 AlF 6 - kriolit
Na 2 B 4 O 7 10H 2 O - boraks

KCl NaCl - silvinit

KCl MgCl 2 6H 2 O - karnalit

K 2 O Al 2 O 3 6SiO 2 - feldspat (ortoklaz)

Svojstva alkalnih metala

Sa povećanjem serijskog broja atomski radijus povećava, povećava se sposobnost doniranja valentnih elektrona i povećava se redukcijska aktivnost:

Fizička svojstva

Niske tačke topljenja, male gustine, mekane, sečene nožem.

Hemijska svojstva

Tipični metali, vrlo jaka redukciona sredstva. U jedinjenjima, oni pokazuju jedno oksidaciono stanje +1. Kapacitet obnavljanja raste s rastom atomska masa. Sva jedinjenja su jonske prirode, skoro sva su rastvorljiva u vodi. Hidroksidi R–OH su alkalije, njihova snaga raste s povećanjem atomske mase metala.

Zapaljuju se na zraku uz umjereno zagrijavanje. Sa vodonikom formiraju hidride slične soli. Proizvodi sagorevanja su najčešće peroksidi.

Redukciona sposobnost raste u seriji Li–Na–K–Rb–Cs

1. Aktivna interakcija s vodom:

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2

2. Reakcija sa kiselinama:

2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2

3. Reakcija sa kiseonikom:

4Li + O 2 → 2Li 2 O (litijum oksid)

2Na + O 2 → Na 2 O 2 (natrijum peroksid)

K + O 2 → KO 2 (kalijev superoksid)

Na zraku, alkalni metali trenutno oksidiraju. Zbog toga se čuvaju ispod sloja organskih rastvarača (kerozin, itd.).

4. U reakcijama s drugim nemetalima nastaju binarna jedinjenja:

2Li + Cl 2 → 2LiCl (halogenidi)

2Na + S → Na 2 S (sulfidi)

2Na + H 2 → 2NaH (hidridi)

6Li + N 2 → 2Li 3 N (nitridi)

2Li + 2C → Li 2 C 2 (karbidi)

5. Kvalitativna reakcija na katione alkalnih metala je bojenje plamena u sljedeće boje:

Li + - karmin crvena

Na + - žuta

K + , Rb + i Cs + - ljubičasta

Potvrda

Jer alkalni metali su najjači redukcioni agensi, mogu se obnoviti iz spojeva samo elektrolizom rastopljenih soli:
2NaCl=2Na+Cl 2

Primena alkalnih metala

Litijum - legure ležaja, katalizator

Natrijum - gasne lampe, rashladno sredstvo u nuklearnim reaktorima

Rubidijum - istraživački rad

Cezijum - fotoćelije

Oksidi, peroksidi i superoksidi alkalnih metala

Potvrda

Oksidacijom metala nastaje samo litijum oksid

4Li + O 2 → 2Li 2 O

(u drugim slučajevima dobijaju se peroksidi ili superoksidi).

Svi oksidi (osim Li 2 O) dobivaju se zagrijavanjem mješavine peroksida (ili superoksida) s viškom metala:

Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O

KO 2 + 3K → 2K 2 O

Stranica 1

Rastvori alkalnih metala u tečnom amonijaku imaju Plava boja i imaju visoku električnu provodljivost. Amonijak je visoko rastvorljiv u vodi. At normalnim uslovima jedna zapremina vode rastvori oko 700 zapremina amonijaka. Rastvor ima alkalna svojstva.

Rastvori alkalnih metala u amonijaku i aminima se široko koriste u preparativne svrhe, kako u anorganskim tako i u organska hemija. Dakle, rastvor litijuma u metilaminu, vrlo selektivnom redukcionom agensu, zajedno sa rastvorom litijuma u etilendiaminu, može reducirati aromatične prstenove u ciklične monoolefine. Rastvor natrijuma u tečnom amonijaku je verovatno jedan od najčešće korišćenih reagensa u preparativne svrhe.

Rastvori alkalnih metala u tečnom amonijaku i aminima male molekularne težine spadaju među najmoćnije redukcione agense u homogenim sistemima.

Rastvori alkalnih metala u tečnom amonijaku provode - - provode struja, dok su elektrode hemijska reakcija ne dešava se. Kako promjena temperature utječe na provodljivost otopine?

Otopine alkalnih metala u tekućem amonijaku provode električnu struju, dok na elektrodama ne dolazi do kemijske reakcije. Kako promjena temperature utječe na provodljivost otopine?

Osobine rastvora alkalnih metala u tekućem amonijaku jako zavise od koncentracije. U razrijeđenim otopinama postoje metalni kationi, a umjesto aniona elektroni, koji se, međutim, ne mogu slobodno kretati, jer su povezani s molekulima amonijaka. Upravo ti solvatirani elektroni daju otopinama prekrasnu plavu boju. Razrijeđene i koncentrisane otopine alkalnih metala u tekućem amonijaku također se uvelike razlikuju na druge načine. fizička svojstva. Ponekad je čak i teško povjerovati da se radi o otopinama iste supstance. Nije ni čudo da se koncentrirane otopine nazivaju tekućim metalima: imaju izrazit metalni sjaj sa zlatno-bronzanom nijansom. Ovo svojstvo se takođe zadržava u čvrstom stanju kada je rastvor zamrznut.

Otopine alkalnih metala (obično natrijuma ili litijuma) u tekućem amonijaku sadrže solvatirane elektrone.

Otopine alkalnih metala u amonijaku su najviše proučavane. Rastvori drugih metala u drugim rastvaračima pokazuju slična svojstva u mnogim aspektima. Lantanidi sa stabilnim oksidacionim stanjem (11), kao što su europijum i iterbijum, takođe se otapaju u amonijaku. Tokom katodne redukcije, rastvori aluminijum jodida, berilij hlorida, tetraalkilamonijum halogenida postaju plavi, oni očigledno sadrže A13 i Ze -, Be2 i 2e -, R4N i e -, respektivno.

Uz pomoć rastvora alkalnih metala u bazičnim rastvaračima, prilično je lako sintetisati niz jedinjenja koja se inače teško dobijaju.

Molarna magnetna osetljivost rastvora alkalnog metala pri beskonačnom razblaženju približava se vrednosti NpofkT. Poređenje statičke osetljivosti natrijuma i kalijuma sa vrednošću osetljivosti dobijenom merenjem paramagnetne rezonance dovodi do zaključka 7o7 da je poluprečnik sfere u kojoj se elektron nalazi 30 A. Ova vrednost se dobro slaže sa vrednošću izračunato ranije iz parcijalnih molarnih volumena.

Metalni karbonili se redukuju rastvorima alkalnih metala u tekućem amonijaku, formirajući karbonil metalate.

Kada se areni redukuju rastvorima alkalnih metala u tečnom amonijaku, obično u prisustvu alkohola, dolazi do dodavanja vodonika 1 4 . Komercijalni tečni amonijak često sadrži nečistoće i, osim ako se rastvarač ne destilira, prinosi povrata su niski. U tim slučajevima, redukcija ponekad ide dublje nego u amonijaku. U nekim slučajevima, reakcija može uključiti dianion koji nastaje dodatkom drugog elektrona u anion radikal.

Tečni elektroliti, a posebno otopine alkalnih metala u amonijaku, su vrlo neidealne plazme u vrlo širokom rasponu parametara degeneracije i interakcije. Ovo se postiže variranjem udjela metala otopljenog u amonijaku. Pod ovim uslovima, uz jaku Kulonovu interakciju, u sistemu se ostvaruje i jaka interakcija čestica neutralnog naelektrisanja. Ove interakcije rezultiraju neuobičajenim faznim prijelazima i anomalno visokim električnim provodljivostima, koje se postižu na umjerenim temperaturama čak i sa malim frakcijama metala u otopini.

alkalni metali

Ministarstvo komunikacija Ruske Federacije

St. Petersburg State University of Telecommunications

njima. prof. Bonch-Bruevich

Katedra za hemiju

apstraktno

Predmet: hemija

Tema: alkalni metali

Sastavili: studenti gr. R-73

Smirnov Igor

Vasilyev Valery

St. Petersburg

Šta su metali

Metali preovlađuju u periodnom sistemu. Po mnogim svojstvima, metali se međusobno veoma razlikuju: litijum je dvostruko lakši od vode, a osmijum je 22,5 puta teži od njega. Cezijum ili galijum se lako mogu rastopiti na dlanu, ali volframu je potrebna samo polovina temperature površine Sunca da bi se otopio; litijum, natrijum ili kalijum se mogu rezati nožem, ali neće svaki rezač uzeti čisti hrom... Hemijska aktivnost metala je takođe različita - od skoro potpune hemijske inertnosti zlata ili platine do nesavladive reaktivnosti kalijuma ili natrijuma .

Ali, unatoč svoj svojoj raznolikosti, ovi elementi čine jednu porodicu, jer se svi relativno lako razdvajaju sa svojim vanjskim elektronima i pretvaraju se u pozitivne ione.

Element lako odustaje od elektrona ako ih ima malo na vanjskom energetskom nivou (dakle, elementi prve tri grupe, ne računajući bor, su metali) ili ako je radijus atoma toliko velik da jezgro nije sposobni da čvrsto drže spoljašnje elektrone (dakle, bizmut, čiji atom ima na spoljnom energetskom nivou, pet elektrona se još uvek klasifikuje kao metal).

Prateći kako se mijenjaju svojstva elemenata perioda III, vidjet ćemo da s povećanjem broja elektrona na vanjskom energetskom nivou, elementi postepeno prelaze iz aktivnog metalnog natrijuma u aktivni nemetalni hlor. Period IV takođe počinje aktivnim metalnim kalijumom. Na kraju ovog perioda, aktivni nemetalni brom također stoji ispred inertnog plina kriptona. Dakle, ista tranzicija bi se trebala desiti iu ovom periodu.

Zašto je ova tranzicija tako spora? Činjenica je da za elemente IV perioda od skandijuma do cinka nije "završen", već prethodni nivo energije. I tek nakon cinka (počevši od galijuma) broj elektrona na vanjskom energetskom nivou raste, tako da germanij ovdje ima četiri elektrona. To je "granični" element, a slijede ga nemetali.

Budući da elementi od skandijuma do nikla nemaju više od dva elektrona na svom vanjskom energetskom nivou, oni su metali. Svaki veći period uključuje sličnu seriju, koja se sastoji samo od metala.

Ovi redovi imaju parne brojeve, a većina metala koji se nalaze u njima su bočne podgrupe periodnog sistema.

Priprema i hemijska svojstva

Metale I grupe (Na i K) prvi je nabavio engleski hemičar H. Davy 1807. godine. elektrolizom alkalija, od čega je nastao njihov grupni naziv - alkalni metali.

U svom čistom obliku, elementi grupe I su lagani, mekani, sjajni metali koji brzo tamne na zraku uslijed oksidacije kisikom i reakcije s vodom. Njihova glavna svojstva prikazana su u obliku tabele 1-1 u dodatku I.

Lithium

Litijum Li - s-element 1s 2 2s 1 . Litijum, koji ima samo jedan valentni elektron i veliki atomski radijus, ima znatno nižu energiju ionizacije od berilija (5,39 ev naspram 9.32 ev u Be). To je tipičan metalni element, alkalni metal. Međutim, litijum se razlikuje od drugih alkalnih metala po maloj veličini atoma i jona; litijum takođe podseća na magnezijum po svojstvima.

Za litijum je najkarakterističnije stvaranje jonske veze. Stoga je koordinacijski broj Li u jedinjenjima, za razliku od ostalih elemenata drugog perioda, veći od 4. Istovremeno, zbog male veličine, litijum jon karakteriše visoka energija solvatacije, a u organolitijum jedinjenja, litijum formira kovalentnu vezu.

Litijum je prilično rasprostranjen u zemljinoj kori (0,002 at.%). Prirodni litijum se sastoji od dva stabilna izotopa: 6 Li (7,3%) i 7 Li (92,7%). Vještački dobijeni radioaktivni izotopi. Minerali su najvredniji spodumene LiAl(SiO 3) 2, ambligonit LiAl(PO 4) F i lepidolit Li 2 Al 2 (SiO 3) 3 (F, OH) 2.

Litijum je jedini element koji u normalnim uslovima reaguje sa azotom. Pošto se reakcije sa kiseonikom i vlagom dešavaju istovremeno u kontaktu sa vazduhom, litijum se, kao i drugi alkalni metali, može skladištiti samo bez pristupa vazduha.

Kada se litijum sagori na vazduhu, istovremeno se formiraju i oksid i nitrid:

2Li (cr) + 1/2O 2 (g) = Li 2 O (cr), H = -598kJ;

3Li (cr) + 1/2N 2 (g) = Li 3 N (cr), H = -164kJ.

Uz lagano zagrijavanje, litijum reagira s vodikom, ugljikom, fosforom i drugim elementima, formirajući brojne binarne spojeve, u čijim je kristalima prisutan kao jednonabijeni kripton.

U reakciji s organskim halogenima nastaju organolitijumska jedinjenja.

C 2 H 5 Cl + 2Li = C 2 H 5 Li + LiCl.

To su izrazito reaktivne tvari koje se zapale u kontaktu s vlažnim zrakom. Njihova dobra rastvorljivost u nepolarnim rastvaračima ukazuje na kovalentnu vezu litijuma sa organskim radikalom. Često ovi spojevi tvore polimere u kojima koordinacijski broj litijuma doseže četiri.

Litijum se koristi u specijalnim lakim legurama; derivati organolitijuma se široko koriste u sintezi različitih klasa organskih jedinjenja.

Jednostavna supstanca litijum

U obliku jednostavne supstance, litijum je meki srebrno-beli metal (t.t. 179.C, t.k. 1370C). Od metala je najlakši (pl. 0,534 g/cm 3).

Litijum je veoma reaktivan. Već u normalnim uvjetima stupa u interakciju s kisikom i dušikom, stoga odmah oksidira na zraku, formirajući tamno sivu prevlaku produkta interakcije (Li 2 O, Li 3 N). Na temperaturama iznad 200C pali. U atmosferi fluora i hlora, kao i u parama broma i joda, spontano se zapali u normalnim uslovima. Kada se zagrije, direktno se spaja sa sumporom, ugljem, vodonikom i drugim nemetalima. Kada se zagrije, gori u CO 2 .

Litijum stvara intermetalna jedinjenja sa metalima. Takođe stvara ograničene čvrste rastvore sa magnezijumom, aluminijumom, cinkom i nekim drugim metalima. Primjetno se razlikuje po atomskom radijusu od ostalih alkalnih metala, daje s njima eutektičke smjese.

Litijum daje legurama niz vrijednih fizičkih i kemijskih svojstava. Na primjer, u aluminijskim legurama sa sadržajem do jedan posto litijuma povećava se mehanička čvrstoća i otpornost na koroziju, uvođenje dva posto litijuma u industrijski bakar značajno povećava njegovu električnu provodljivost itd.

Litijum je inferioran u odnosu na neke metale u hemijskoj aktivnosti, iako je vrednost njegovog standardnog elektrodnog potencijala najnegativnija ( E 298 =  3,01 in). To je zbog visoke energije hidratacije Li + jona, koji osigurava pomak u ravnoteži

Li(t)  Li + (p) + e -

ka jonizaciji metala u mnogo većoj meri nego što je to slučaj sa drugim alkalnim metalima. Za slabo solvatirajuće rastvarače (na primjer, u rastopljenim solima), vrijednost njegovog elektrodnog potencijala odgovara njegovoj nižoj kemijskoj aktivnosti u nizu alkalnih metala.

Litijum snažno razgrađuje vodu, oslobađajući iz nje vodonik; lakše komunicira sa kiselinama.

Litijum se dobija elektrolizom taline eutektičke mešavine LiCl - KCl. Čuva se ispod sloja vazelina ili parafina u zatvorenim posudama.

Najvažnije područje primjene litijuma kao izvora tritijuma je atomska energija. Litijum se takođe koristi kao rashladno sredstvo u nuklearnim reaktorima.

Natrijum

Atomski i jonski polumjer natrijuma Na (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1) je mnogo veći od polumjera litijuma, a znaci metalnog elementa u natrijumu su izraženiji. U tom pogledu je drugi nakon elementa podgrupe kalijuma.

Natrijum je jedan od najčešćih elemenata na Zemlji (2,0 at.%). Pronađen je u solarnoj atmosferi i u međuzvjezdanom prostoru.

Najvažniji minerali natrijuma: NaCl ( kamena so, halit), Na 2 SO 4 10H 2 O ( mirabilit, Glauberova so), Na 3 AlF 6 ( kriolit), Na 2 B 4 O 7  10H 2 O ( bura), itd. U kombinaciji s drugim elementima, dio je mnogih prirodnih silikata i aluminosilikata. Ogromna količina natrijumovih soli nalazi se u hidrosferi. Apsolutni sadržaj natrijuma u morskoj vodi je oko 1,5 10 16 m.

Jedinjenja natrija nalaze se u biljnim i životinjskim organizmima, u posljednjem slučaju uglavnom u obliku NaCl. U ljudskoj krvi joni Na+ čine 0,32%, u kostima 0,6%, u mišićnom tkivu 0,6-1,5%.

Natrijum je najčešći od alkalnih metala. Dobiva se u velikim količinama elektrolizom taline NaCl sa dodatkom CaCl 2 , KCl i drugih radi snižavanja tačke topljenja.

Ovo je meki metal koji lako reagira s vodom, oksidira kisikom i drugim oksidirajućim elementima - halogenima, halkogenima itd. Natrijum se čuva u zatvorenim posudama, a mala količina - ispod sloja kerozina.

Natrijum se koristi u metalotermiji i kao aktivni redukcioni agens u organskoj sintezi. Takođe se koristi u lampama sa gasnim pražnjenjem i hemijskim izvorima struje.

Natrijum je jedan od važnih elemenata koji čine žive organizme, posebno maseni udio Na+ jona u krvnoj plazmi je oko 0,3%.

Teški alkalni metali - kalijum, rubidijum i cezijumčak su reaktivniji od natrijuma. Svi oni bljeskom reagiraju s nemetalnim elementima, razlažu vodu i mnoge druge tvari. Čuvajte ih kao natrijum, u zatvorenim posudama.

Kao i natrij, kalij je biogeni element, posebno bitan u fiziologiji biljaka koje ga dobijaju iz tla. Intenzivnom poljoprivrednom tehnologijom poremećen je prirodni ciklus kalijuma i on se mora uneti u zemljište u obliku kalijumskih đubriva.

Od teških alkalnih metala tehničku primenu nalazi samo cezijum koji se zbog svog niskog jonizacionog potencijala koristi za stvaranje fotosenzitivnih slojeva u vakuum fotoćelijama.

Jednostavna supstanca natrijum

U obliku jednostavne supstance, natrijum je lagan (pl. 0,97 g/cm 3), meki srebrno-beli metal sa relativno niskim tačkama topljenja (98C) i tačkama ključanja (883C).

Po svojim hemijskim svojstvima najaktivniji je metal. Na zraku se odmah oksidira, stvarajući labave oksidacijske proizvode. Na uobičajenim temperaturama, spontano se pali u atmosferi fluora i hlora. Kada se malo zagrije, snažno stupa u interakciju s tekućim bromom, sumporom, jodom, vodonikom itd.

Natrijum stvara intermetalna jedinjenja sa mnogim metalima. Na primjer, sa kalajem daje niz jedinjenja: NaSn 6 , NaSn 4 , NaSn 3 , NaSn 2 , NaSn, Na 2 Sn, Na 3 Sn itd. Daje čvrste otopine s nekim metalima. Eutektička legura od 24% Na i 76% K je tečnost (temperatura kristalizacije -12,6C).

Natrijum se koristi u metalotermiji. Metalni natrijum i njegova tečna legura kalijuma koriste se u organskoj sintezi. Natrijum amalgam se često koristi kao redukciono sredstvo. Natrijum se takođe koristi kao rashladno sredstvo u nuklearnim elektranama, u ventilima avionskih motora, u hemijskoj industriji gde je potrebno ravnomerno zagrevanje u granicama od 450 - 650C.

Natrij se proizvodi elektrolizom rastaljenog NaCl i rjeđe NaOH. U proizvodnji natrijuma iz NaCl (t.t. 800C), tačka topljenja elektrolita se smanjuje (na 575 - 585C) dodavanjem KCl, CaCl 2 , NaF ili drugih soli. Natrijum se čuva u zatvorenim posudama ili pod kerozinom.

Elementi podgrupe kalijuma

Kalijum K, Rubidijum Rb, cezijum Cs i francijum Fr su potpuni elektronski analogi. Iako atomi alkalnog metala imaju isti broj valentnih elektrona, svojstva elemenata kalijeve podgrupe razlikuju se od onih natrijuma i, posebno, litijuma. To je zbog primjetne razlike u radijusima njihovih atoma i iona. Osim toga, litijum ima 2 elektrona u pred-spoljnom kvantnom sloju, a elementi podgrupe kalijuma imaju 8. Tabela 1-2 Dodatka I daje informacije o litijumu, natrijumu i elementima kalijumove podgrupe.

Elementi podgrupe kalijuma su najtipičniji metalni elementi - kationogeni. Istovremeno, s povećanjem serijskog broja, ova karakteristika elemenata je poboljšana. Za njih su najkarakterističniji spojevi s pretežno ionskim tipom veze. Zbog neznatnog polarizacionog efekta jona (mali naboj, stabilnost elektronske strukture, velike veličine), formiranje kompleksa za K + , Rb + , Cs + , Fr + je nekarakteristično; čak su im i kristalni hidrati gotovo nepoznati.

Najvažniji minerali kalijuma su: sylvin KCl, silvinit NaClKCl, karnalit KCl MgCl 2  6H 2 O, Cainite KCl MgSO 4  3H 2 O.

Rubidijum i cezijum se nalaze u mineralima kalijuma. Francij je radioaktivan i nema stabilne izotope. Otvoren je 1939. godine. u produktima radioaktivnog raspada uranijuma (410 -28 G. po gramu prirodnog uranijuma). Dobija se umjetno. Najdugovječniji izotop 212 Fr ( T 1/2 = 20 min) nastaje kada se uranijum ozrači protonima:

238 U ( str, 6str 21n) 212Fr

Zbog kratkog poluživota izotopa nije moguće akumulirati primjetne količine francijuma, pa njegova svojstva nisu dovoljno proučavana.

Jednostavne supstance podgrupe kalijuma

U obliku jednostavnih supstanci, kalij i njegovi analozi su sjajni srebrno-bijeli (sa izuzetkom zlatno-žutog cezijuma) metali s kristalnom rešetkom usredsređenom na tijelo (kao Li i Na). Osnovne fizičke konstante ovih elemenata date su u tabeli 1-3 Priloga I.

Kao što se vidi iz prikazanih podataka, gustina K, Rb i Cs je mala, a tačke topljenja i ključanja niske. Ovi metali su veoma mekani i lako se mogu rezati nožem. Značajno je da se od litijuma do natrijuma i dalje do kalija vrijednosti većine konstanti prilično oštro mijenjaju.

Kalijum i njegovi analozi su izuzetno reaktivni metali. U zraku se kalijum odmah oksidira, stvarajući labave produkte interakcije; cezijum i rubidijum se spontano zapale. U atmosferi fluora i hlora, ovi metali se spontano zapale u normalnim uslovima. Njihova interakcija sa tečnim bromom je praćena snažnom eksplozijom. Kada se zagreju, lako stupaju u interakciju sa sumporom, vodonikom i drugim metalima. Sa metalima tvore uglavnom intermetalne spojeve.

Kalijum i njegovi analozi nalaze se na samom početku niza napona. Interakcija kalijuma sa vodom je praćena samozapaljenjem nastalog vodonika, a interakcija rubidija i cezijuma je praćena čak i eksplozijom.

Metali koji se razmatraju relativno lako gube elektrone kada se zagreju i osvetle. Ova sposobnost ih čini vrijednim materijalom za izradu solarnih ćelija.

U tehnologiji se kalijum dobija natrijum termičkom metodom iz rastopljenog hidroksida ili hlorida, rubidijum i cezijum se dobijaju metalotermnim metodama i termičkom razgradnjom jedinjenja. Kalijum i njegovi analozi se čuvaju u zatvorenim posudama. Osim toga, kalij se može skladištiti u kerozinu.

Jedinjenja sa vodonikom

Alkalni metali direktno reaguju sa vodonikom i formiraju MH hidride. Ova reakcija je najtipičnija za litijum:

2Li + H 2 = 2LiH

Za razliku od veza sa str-elementi u kojima je vodonik u pozitivnom oksidacionom stanju, u hidridima alkalnih metala prisutan je u oksidacionom stanju od –1, formirajući hidridni anion H. U odsustvu vode, litijum hidrid ne reaguje sa kiseonikom i halogenima, već voda ga odmah razgrađuje:

LiH + H 2 O \u003d LiOH + H 2 

U ovoj reakciji, proton djeluje kao oksidacijsko sredstvo, a hidridni anion djeluje kao redukcijski agens:

Hidridi drugih alkalnih metala su manje stabilni i reaktivniji. Njihova svojstva su određena svojstvima hidridnog anjona, tj. oni su jaki redukcioni agensi.

Jedinjenja sa kiseonikom

Unatoč činjenici da su alkalni metali u svim svojim spojevima u jednom oksidacijskom stanju +1, svaki od njih formira nekoliko binarnih spojeva s kisikom. Osim normalnih oksida, tu su i peroksidi, superoksidi i ozonidi alkalnih metala.

Formiranje takvih spojeva je u većoj mjeri posljedica svojstava kisika nego svojstava alkalnih metala.

Osobine elemenata prve grupe u stvaranju spojeva s kisikom su da relativno veliki jednostruko nabijeni ioni imaju mali polarizacijski učinak i ne destabiliziraju molekularne ione kisika. Sagorevanjem u kiseoniku dobijaju se litijum oksid, natrijum peroksid i superoksidi drugih metala:

2Li + 1/2O 2 = Li 2 O 2Na + O 2 = Na 2 O 2 K + O 2 = KO 2

Litijum peroksid se može dobiti indirektno.

Oksidi se dobijaju iz proizvoda sagorevanja njihovim zagrevanjem odgovarajućim metalom:

Na 2 O 2 + 2Na \u003d 2Na 2 O 2 KO 2 + 3K \u003d 2K 2 O

Kada kalij, rubidij i cezij stupaju u interakciju s ozonom, nastaju ozonidi:

Većina jedinjenja sa kiseonikom je obojena. Litijum i natrijum oksidi su bezbojni, ali već Na 2 O 2 ima svetlo žutu boju, KO 2 je narandžasta, RbO 2 je tamno smeđa.

Naravno, normalni oksidi alkalnih metala praktički ne pokazuju ni oksidirajuća ni redukcijska svojstva, dok su ostali spojevi jaki oksidanti. Većina organskih supstanci (eter, octena kiselina, piljevina, pamuk) reagiraju s Na 2 O 2 ili KO 2 bljeskom ili eksplozijom.

Natrijum peroksid se industrijski proizvodi u velikim količinama sagorevanjem metalnog natrijuma u struji vazduha. Kada je u interakciji s vodom, dolazi do reakcije hidrolize:

O 2 2- + H 2 O \u003d OH - + HO 2 -

Vodene otopine natrijevog peroksida su prilično jaka oksidacijska sredstva i naširoko se koriste za izbjeljivanje organskih proizvoda - drvne mase, tkanina, krzna.

Mješavina natrijevog peroksida s kalijevim superoksidom koristi se u samostalnom aparatu za disanje, jer u ovom slučaju broj molova oslobođenog kisika može biti jednak broju molova apsorbiranog 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

Sa odnosom Na 2 O 2: KO 2 = 1: 2, apsorpcija CO 2 se dešava bez promene ukupnog pritiska.

Hidroksidi

Sva binarna jedinjenja elemenata grupe I sa kiseonikom reaguju sa vodom, formirajući hidrokside. Na primjer:

Li 2 O + H 2 O \u003d 2LiOH, Na 2 O 2 + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H2O,

2KO 2 + 2H 2 O \u003d 2KOH + H 2 O 2 + O 2 

Hidroksidi alkalnih metala, zvani alkalije, su visoko rastvorljivi u vodi i skoro potpuno disocirani:

NaOH (cr) \u003d Na + (p-p) + OH - (p-p)

U svom čistom obliku, to su bezbojne čvrste materije koje se tope bez raspadanja na  300 - 500  C. Samo litijum hidroksid kada se zagreje iznad T pl= 445  C gubi vodu:

2LiOH \u003d Li 2 O + H 2 O

Čvrsti hidroksidi i njihove koncentrisane otopine su visoko higroskopne, pohlepno upijaju vlagu i koriste se za sušenje plinova koji nemaju kisela svojstva, posebno amonijaka. Već u normalnim uslovima, čvrste alkalije lako reaguju sa "kiselim" gasovima - CO 2, SO 2, NO 2, halogenima, halogenim i halkogen vodonicima. Stoga se alkalije široko koriste za apsorpciju takvih plinova i prečišćavanje kisika, vodika i dušika iz njih.

Iz tih razloga, i čvrste alkalije i njihove otopine treba čuvati u dobro zatvorenim posudama.

Najveću primenu nalazi NaOH - kaustična soda, koja se u velikim količinama u industriji dobija elektrolizom rastvora natrijum hlorida. Široko se koristi u proizvodnji celuloze, rajona, u rafinaciji tečnih biljnih ulja i nafte, u industriji sapuna, u sintezi boja i u drugim hemijskim industrijama.

Rastvori alkalnih metala

Kada se raspravlja o svojstvima tipičnih metala - halogena, sumpora, fosfora - više puta je spominjana njihova sposobnost da se otapaju u određenim rastvaračima, iz kojih se potom mogu ukloniti nepromijenjeni. Takvi rastvarači za nemetale su tvari niskog polariteta poput CS 2 , CCl 4 ili benzena. Prelaskom s molekularnih kristala na atomske i metalne kristale, sposobnost rastvaranja bez kemijskih reakcija postepeno se smanjuje, a jednostavne tvari elemenata IV i III grupa prelaze u otopinu samo kao rezultat kemijske transformacije.

U slučaju alkalnih metala, veze u metalnim kristalima, koje izvodi jedan valentni elektron, toliko su slabe da ih je moguće uništiti kao rezultat molekularnih, a ne kemijskih, u punom smislu riječi, interakcija. .

Dakle, u nedostatku gvožđa u tragovima, svi alkalni metali su prilično dobro rastvorljivi u tečnom amonijaku. U tom slučaju nastaju plave ili plave otopine iz kojih se metali mogu ukloniti nepromijenjeni nakon isparavanja amonijaka. Slično, natrijum i drugi metali mogu se rastvoriti u nekim organskim rastvaračima - aminima i eterima. Sva ova rješenja imaju dobru električnu provodljivost, što ukazuje na ionsku prirodu otopljenih čestica. Različitim metodama je dokazano da u svim slučajevima postoji ravnoteža:

M (cr)  M (p-p)  M + (p-p) + e - (p-p)

I metalni kation i elektron su snažno solvatirani molekulima rastvarača; na primjer, ioni Na(NH 3) 4 + se formiraju u amonijaku, a to dovodi do ukupnog povećanja energije nakon rastvaranja.

Očigledno, solvatirani elektroni u značajnim količinama ne mogu postojati u otopinama koje sadrže protone, jer reakcija

H + (p-p) + e - (p-p) = 1/2H 2 

ili, drugim riječima, razmjena elektrona između atoma metala i protona:

M (cr) + H + (p-p) = M + (p-p) + 1/2H 2 

U vodenim otopinama, ovaj proces je kvantitativno karakteriziran standardnim redukcijskim potencijalom. Za alkalne metale E k skoro identičan i jednak -2,9V. Tako velike negativne vrijednosti E kažu da ni pod kojim okolnostima alkalni metali ne mogu postojati sa vodom i bilo kakvim vodenim rastvorima, pa se stoga ne mogu obnoviti iz vodenog rastvora.

Zaista, svi alkalni metali snažno, u mnogim slučajevima s eksplozijom, reagiraju s vodom i kiselim otopinama. Kod alkalnih otopina, u kojima je koncentracija protona niska, reakcije se odvijaju lakše. Natrijum bačen na površinu vode se odmah topi zbog toplote reakcije, a ponekad i zapali oslobođeni vodik:

Na (cr) + H 2 O (g) = NaOH (p-p) + 1/2H 2 

Kalijum uvek reaguje sa vodom bljeskom ili eksplozijom.

Soli alkalnih metala

U svim svojim jedinjenjima, alkalni metali postoje kao kationi s jednim nabojem. Ovo se odnosi kako na binarna jedinjenja - halogenide, halkogenide, nitride, karbide, tako i na soli sa složenim poliatomskim anionima.

Elektrostatičke interakcije u ionskim kristalnim rešetkama koje sadrže jednonabijene katione nisu jako jake, a ispostavlja se da su energije hidratacije jona prilično srazmjerne s njima. Stoga su, uz rijetke izuzetke, soli alkalnih metala vrlo topljive u vodi. Gori od ostalih su rastvorljivi fluoridi, litijum karbonat i fosfat i perhlorati kalijuma, rubidijuma i cezijuma.

Snažnim zagrijavanjem soli, posebno kada se unose u plamen gorućeg vodonika ili plina za domaćinstvo, dolazi do niza procesa koji dovode do pojave karakteristične boje plamena.

Soli alkalnih metala imaju široku primjenu kako u laboratorijskoj praksi tako iu raznim oblastima industrije i medicine.

Posebno se široko koriste natrijum karbonat i natrijum bikarbonat, zajednički poznati kao soda. U tehnici i svakodnevnom životu postoje kristalna soda Na 2 CO 3 10H 2 O, soda soda - bezvodni karbonat Na 2 CO 3 i soda bikarbona - NaHCO 3. Osim toga, treba napomenuti da je termin kausticna soda ili kaustičan koristi se u inženjerstvu za označavanje NaOH.

Glavni potrošači sode su staklena, sapunska, papirna i tekstilna industrija. Soda služi kao polazni proizvod za dobijanje drugih natrijevih soli. Soda za piće se široko koristi u medicini. U laboratorijskoj praksi soda se koristi za neutralizaciju kiselina u nesrećama.

Aneks I

Tabela 1-1. Fizičko-hemijska svojstva alkalnih metala

Vrijednost
Energija jonizacije atoma I1, Ev (kJ/mol)
Afinitet atoma prema elektronu, Ev (kJ/mol)
Elektronegativnost	1,0	1,0	0,9	0.9	0,9
Orbitalni radijus atoma, nm	0,159	0,171	0,216		0,252
Entalpija atomizacije, kJ/mol	159	107	89	81	77
Tačka topljenja,  C	180	98	64	39	29
Tačka ključanja,  C	1340	886	761	690	672

Tabela 1-2. Osnovne informacije o alkalnim metalima

Vrijednost	3 Li	11 N / A	19 Ka	37 Rb	55 Cs	87 o
atomska težina	6,94	22,99	39,1	85,47	132,9
Valentni elektroni
metalni radijus
Jonski radijus E + , A	0,68	0,98	1,33	1,49	1,65	1,75
Energija jonizacije, Ev E  E +
kora, at. %
prirodni izotopi						

Tabela 1-3. Osnovne fizičke konstante alkalnih metala

Vrijednost
Gustina, g / cm 3	0,53	0,97	0,85	1,5	1,9
Tvrdoća (dijamant 10)	0,6	0,4	0,5	0,3	0,2
S  298 , j/g-at st	28,1	51,2	64,2	76,2	84,3
Toplotni kapacitet (H 2 O 1)	0,83	0,29	0,17	0,08	0,05
Toplotna provodljivost	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

Spisak korišćene literature

N. S. Ahmetov "Neorganska hemija", Moskva, izd. Srednja škola 1975

V. V. Pasynkov „Materijali elektronske tehnologije“, Moskva, izd. Srednja škola 1980

Yu. V. Khodakov, V. L. Vasilevsky "Metali", Moskva izd. Prosvetljenje 1966

A. V. Suvorov, A. B. Nikolsky" opšta hemija“, St. Petersburg ur. Hemija 1995

opšte karakteristike metali. Elementi grupe I Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Oksidi i peroksidi alkalnih metala. Hidroksidi. Elementi glavne grupe II: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra. prelazni metali. Krom, željezo, cink, bakar i njihova jedinjenja.

Klasifikacija i osnovna svojstva metala: niski potencijali jonizacije i upotreba kao redukcionih agenasa. Karakteristike elektronske strukture i položaja u periodični sistem elementi. Proučavanje nemetala na bazi silicijuma i njegovih spojeva.

Surgut Državni univerzitet Departman za hemiju SAŽETAK

Podijeli: