Charakterystyczne właściwości chemiczne metali alkalicznych.
Metale alkaliczne łatwo reagują z niemetalami:
2K + I 2 = 2KI
2Na + H2 = 2NaH
6Li + N 2 = 2Li 3 N (reakcja jest już w temperaturze pokojowej)
2Na + S = Na2S
2Na + 2C = Na2C2
W reakcjach z tlenem każdy metal alkaliczny wykazuje swoją własną indywidualność: podczas spalania w powietrzu lit tworzy tlenek, sód nadtlenek, a potas nadtlenek.
4 Li + O 2 = 2 Li 2 O
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2
K + O 2 = KO 2
Otrzymywanie tlenku sodu:
10Na + 2NaNO3 \u003d 6Na2O + N2
2Na + Na2O2 \u003d 2Na2O
2Na + 2NaOH \u003d 2Na2O + H2
Interakcja z wodą prowadzi do powstania alkaliów i wodoru.
2Na + 2H2O \u003d 2NaOH + H2
Interakcje z kwasami:
2Na + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2
8Na + 5H2SO4 (stęż.) = 4Na2SO4 + H2S + 4H2O
2Li + 3H2SO4 (stęż.) = 2LiHSO4 + SO2 + 2H2O
8Na + 10HNO3 \u003d 8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O
Podczas interakcji z amoniakiem powstają amidy i wodór:
2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2
Interakcja ze związkami organicznymi:
H ─ C ≡ C ─ H + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H 2
2CH3Cl + 2Na → C2H6 + 2NaCl
2C 6 H 5 OH + 2Na → 2C 6 H 5 ONa + H 2
2CH3OH + 2Na → 2CH3ONa + H2
2CH 3 COOH + 2 Na → 2 CH 3 COOONa + H 2
Jakościową reakcją na metale alkaliczne jest zabarwienie płomienia przez ich kationy. Li+ion barwi płomień na karminową czerwień, Na+jon na żółto, K+ na fioletowo
Związki metali alkalicznych
tlenki.
Tlenki metali alkalicznych są typowymi tlenkami zasadowymi. Reagują z kwaśnymi i amfoterycznymi tlenkami, kwasami, wodą.
3Na 2 O + P 2 O 5 \u003d 2Na 3 PO 4
Na2O + Al2O3 \u003d 2NaAlO2
Na2O + 2HCl \u003d 2NaCl + H2O
Na2O + 2H + = 2Na + + H2O
Na2O + H2O \u003d 2NaOH
Nadtlenki.
2Na2O2 + CO2 \u003d 2Na2CO3 + O2
Na2O2 + CO \u003d Na2CO3
Na2O2 + SO2 \u003d Na2SO4
2Na2O + O2 \u003d 2Na2O2
Na2O + NO + NO 2 \u003d 2NaNO 2
2Na2O2 \u003d 2Na2O + O2
Na 2 O 2 + 2H 2 O (zimny) = 2NaOH + H 2 O 2
2Na2O2 + 2H2O (gor.) \u003d 4NaOH + O2
Na2O2 + 2HCl \u003d 2NaCl + H2O2
2Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 (brzytwa. Hor.) \u003d 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O + O 2
2Na2O2 + S = Na2SO3 + Na2O
5Na2O2 + 8H2SO4 + 2KMnO4 \u003d 5O2 + 2MnSO4 + 8H2O + 5Na2SO4 + K2SO4
Na2O2 + 2H2SO4 + 2NaI \u003d I2 + 2Na2SO4 + 2H2O
Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 + 2FeSO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O
3Na2O2 + 2Na3 \u003d 2Na2CrO4 + 8NaOH + 2H2O
Zasady (zasady).
2NaOH (nadmiar) + CO2 = Na2CO3 + H2O
NaOH + CO 2 (nadmiar) = NaHCO 3
SO2 + 2NaOH (nadmiar) = Na2SO3 + H2O
SiO2 + 2NaOH Na2SiO3 + H2O
2NaOH + Al2O3 2NaAlO2 + H2O
2NaOH + Al2O3 + 3H2O \u003d 2Na
NaOH + Al(OH)3 = Na
2NaOH + 2Al + 6H2O \u003d 2Na + 3H2
2KOH + 2NO 2 + O 2 = 2KNO 3 + H 2 O
KOH + KHCO3 \u003d K2CO3 + H2O
2NaOH + Si + H2O \u003d Na2SiO3 + H2
3KOH + P 4 + 3H 2 O \u003d 3KH 2 PO 2 + PH 3
2KOH (zimny) + Cl2 = KClO + KCl + H2O
6KOH (gorący) + 3Cl2 = KClO3 + 5KCl + 3H2O
6NaOH + 3S \u003d 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O
2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2
NaHCO3 + HNO3 \u003d NaNO3 + CO2 + H2O
Na I → Na + + I –
na katodzie: 2H 2 O + 2e → H 2 + 2OH - 1
na anodzie: 2I – – 2e → I 2 1
2H2O + 2I - 
H 2 + 2OH - + ja 2
2H2O + 2NaI 
H2 + 2NaOH + I 2
2NaCl 
2Na + Cl2
na katodzie na anodzie
2Na2HPO4Na4P2O7 + H2O
KNO 3 + 4Mg + 6H 2O \u003d NH 3 + 4Mg (OH) 2 + KOH
4KClO 3 KCl + 3KClO 4
2KClO 3 
2KCl + 3O 2
KClO3 + 6HCl \u003d KCl + 3Cl2 + 3H2O
Na2SO3 + S \u003d Na2S2O3
Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + S↓ + SO 2 + H 2 O
2NaI + Br2 = 2NaBr + I2
2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2
I Grupa.
1. Przez powierzchnię wlanego do kolby roztworu wodorotlenku sodu przepuszczono wyładowania elektryczne, podczas gdy powietrze w kolbie zabarwiło się na brązowo, co po chwili zanika. Otrzymany roztwór ostrożnie odparowano i stwierdzono, że stała pozostałość jest mieszaniną dwóch soli. Po podgrzaniu tej mieszaniny uwalnia się gaz i pozostaje tylko jedna substancja. Napisz równania opisanych reakcji.
2. Substancja uwolniona na katodzie podczas elektrolizy stopionego chlorku sodu została spalona w tlenie. Otrzymany produkt umieszczono w gazometrze wypełnionym dwutlenkiem węgla. Otrzymaną substancję dodano do roztworu chlorku amonu i roztwór ogrzewano. Napisz równania opisanych reakcji.
3) Kwas azotowy zobojętniono sodą oczyszczoną, obojętny roztwór ostrożnie odparowano, a pozostałość kalcynowano. Otrzymaną substancję wprowadzono do roztworu nadmanganianu potasu zakwaszonego kwasem siarkowym i roztwór stał się bezbarwny. Produkt reakcji zawierający azot umieszczono w roztworze wodorotlenku sodu i dodano pył cynkowy, po czym uwolnił się gaz o ostrym zapachu. Napisz równania opisanych reakcji.
4) Substancję otrzymaną na anodzie podczas elektrolizy roztworu jodku sodu elektrodami obojętnymi wprowadzono do reakcji z potasem. Produkt reakcji ogrzewano ze stężonym kwasem siarkowym i wydzielający się gaz przepuszczano przez gorący roztwór chromianu potasu. Napisz równania opisanych reakcji
5) Substancja otrzymana na katodzie podczas elektrolizy stopionego chlorku sodu została spalona w tlenie. Otrzymany produkt potraktowano kolejno roztworem dwutlenku siarki i wodorotlenku baru. Napisz równania opisanych reakcji
6) Biały fosfor rozpuszcza się w roztworze żrącego potażu z wydzielaniem gazu o zapachu czosnku, który samoistnie zapala się w powietrzu. Stały produkt reakcji spalania reagował z sodą kaustyczną w takim stosunku, że powstała biała substancja zawiera jeden atom wodoru; kiedy ta ostatnia substancja jest kalcynowana, powstaje pirofosforan sodu. Napisz równania opisanych reakcji
7) Nieznany metal został spalony w tlenie. Produkt reakcji oddziałuje z dwutlenkiem węgla, tworząc dwie substancje: ciało stałe, które oddziałuje z roztworem kwasu solnego z uwolnieniem dwutlenku węgla, oraz gazową prostą substancję, która wspomaga spalanie. Napisz równania opisanych reakcji.
8) Brązowy gaz przepuszczono przez nadmiar żrącego roztworu potażu w obecności dużego nadmiaru powietrza. Do otrzymanego roztworu dodano wiórki magnezowe i ogrzano, a wydzielający się gaz zobojętnił kwas azotowy. Otrzymany roztwór ostrożnie odparowano, stały produkt reakcji kalcynowano. Napisz równania opisanych reakcji.
9) Podczas rozkładu termicznego soli A w obecności dwutlenku manganu powstała sól dwuskładnikowa B oraz gaz podtrzymujący spalanie i będący częścią powietrza; gdy tę sól ogrzewa się bez katalizatora, tworzy się sól B i sól kwasu zawierającego wyższy tlen. Kiedy sól A reaguje z kwasem chlorowodorowym, uwalnia się żółto-zielony gaz (substancja prosta) i tworzy się sól B. Sól B barwi płomień na purpurowo, a kiedy wchodzi w interakcję z roztworem azotanu srebra, tworzy się biały osad. Napisz równania opisanych reakcji.
10) Opiłki miedzi dodano do ogrzanego stężonego kwasu siarkowego i uwolniony gaz przepuszczono przez roztwór sody kaustycznej (nadmiar). Produkt reakcji wyodrębniono, rozpuszczono w wodzie i ogrzewano z siarką, która rozpuściła się w wyniku reakcji. Do otrzymanego roztworu dodano rozcieńczony kwas siarkowy. Napisz równania opisanych reakcji.
11) Sól kuchenną potraktowano stężonym kwasem siarkowym. Otrzymaną sól potraktowano wodorotlenkiem sodu. Otrzymany produkt kalcynowano z nadmiarem węgla. Otrzymany gaz reagował w obecności katalizatora z chlorem. Napisz równania opisanych reakcji.
12) Sód reaguje z wodorem. Produkt reakcji rozpuszczono w wodzie i powstał gaz, który reagował z chlorem, a otrzymany roztwór po podgrzaniu reagował z chlorem, tworząc mieszaninę dwóch soli. Napisz równania opisanych reakcji.
13) Sód spalono w nadmiarze tlenu, powstałą krystaliczną substancję umieszczono w szklanej rurce i przepuszczono przez nią dwutlenek węgla. Gaz wydobywający się z rury został zebrany i spalony w jej atmosferze fosforu. Otrzymaną substancję zobojętniono nadmiarem roztworu wodorotlenku sodu. Napisz równania opisanych reakcji.
14) Do roztworu otrzymanego w wyniku oddziaływania nadtlenku sodu z wodą podczas ogrzewania dodawano roztwór kwasu solnego aż do zakończenia reakcji. Otrzymany roztwór soli poddano elektrolizie za pomocą elektrod obojętnych. Gaz powstały w wyniku elektrolizy na anodzie przepuszczono przez zawiesinę wodorotlenku wapnia. Napisz równania opisanych reakcji.
15) Dwutlenek siarki przepuszczano przez roztwór wodorotlenku sodu aż do utworzenia średniej soli. Do otrzymanego roztworu dodano wodny roztwór nadmanganianu potasu. Utworzony osad oddzielono i potraktowano kwasem chlorowodorowym. Wydzielający się gaz przepuszczono przez zimny roztwór wodorotlenku potasu. Napisz równania opisanych reakcji.
16) Kalcynowano mieszaninę tlenku krzemu (IV) i metalicznego magnezu. Prostą substancję otrzymaną w wyniku reakcji potraktowano stężonym roztworem wodorotlenku sodu. Wydzielający się gaz przepuszczono przez ogrzany sód. Otrzymaną substancję umieszczono w wodzie. Napisz równania opisanych reakcji.
17) Produkt reakcji litu z azotem potraktowano wodą. Otrzymany gaz przepuszczano przez roztwór kwasu siarkowego do ustania reakcji chemicznych. Otrzymany roztwór potraktowano roztworem chlorku baru. Roztwór przesączono i przesącz zmieszano z roztworem azotanu sodu i ogrzano. Napisz równania opisanych reakcji.
18) Sód ogrzewano w atmosferze wodoru. Po dodaniu wody do powstałej substancji obserwowano wydzielanie się gazu i tworzenie klarownego roztworu. Przez ten roztwór przepuszczono brązowy gaz, który powstał w wyniku oddziaływania miedzi ze stężonym roztworem kwasu azotowego. Napisz równania opisanych reakcji.
19) Kalcynowano wodorowęglan sodu. Otrzymaną sól rozpuszczono w wodzie i zmieszano z roztworem glinu, w wyniku czego wytrącił się osad i uwolnił się bezbarwny gaz. Osad potraktowano nadmiarem roztworu kwasu azotowego i gaz przepuszczono przez roztwór krzemianu potasu. Napisz równania opisanych reakcji.
20) Sód został stopiony z siarką. Otrzymany związek potraktowano kwasem chlorowodorowym, wydzielający się gaz całkowicie przereagował z tlenkiem siarki (IV). Otrzymaną substancję potraktowano stężonym kwasem azotowym. Napisz równania opisanych reakcji.
21) Sód spalano w nadmiarze tlenu. Otrzymaną substancję potraktowano wodą. Otrzymaną mieszaninę gotowano, po czym do gorącego roztworu dodano chloru. Napisz równania opisanych reakcji.
22) Potas ogrzewano w atmosferze azotu. Otrzymaną substancję potraktowano nadmiarem kwasu chlorowodorowego, po czym do otrzymanej mieszaniny soli dodano zawiesinę wodorotlenku wapnia i ogrzewano. Otrzymany gaz przepuszczono przez gorący tlenek miedzi(II).Napisz równania opisanych reakcji.
23) Potas spalono w atmosferze chloru, otrzymaną sól potraktowano nadmiarem wodnego roztworu azotanu srebra. Utworzony osad odsączono, przesącz odparowano i ostrożnie ogrzano. Otrzymaną sól potraktowano wodnym roztworem bromu. Napisz równania opisanych reakcji.
24) Lit reaguje z wodorem. Produkt reakcji rozpuszczono w wodzie i powstał gaz, który reagował z bromem, a otrzymany roztwór po podgrzaniu reagował z chlorem, tworząc mieszaninę dwóch soli. Napisz równania opisanych reakcji.
25) W powietrzu spalano sód. Powstałe ciało stałe pochłania dwutlenek węgla, uwalniając tlen i sól. Ostatnią sól rozpuszczono w kwasie chlorowodorowym i do otrzymanego roztworu dodano roztwór azotanu srebra. W rezultacie utworzył się biały osad. Napisz równania opisanych reakcji.
26) Tlen poddano wyładowaniu elektrycznemu w ozonatorze. Powstały gaz przepuszczono przez wodny roztwór jodku potasu i uwolniono nowy, bezbarwny i bezwonny gaz, wspomagający spalanie i oddychanie. Sód spalano w atmosferze tego ostatniego gazu, a powstałe ciało stałe reagowało z dwutlenkiem węgla. Napisz równania opisanych reakcji.
I Grupa.
1. N2 + O2 
2NIE
2NO + O 2 \u003d 2NO 2
2NO2 + 2NaOH \u003d NaNO3 + NaNO2 + H2O
2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2
2. 2NaCl 
2Na + Cl2
na katodzie na anodzie
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2
2Na2O2 + 2CO2 \u003d 2Na2CO3 + O2
Na2CO3 + 2NH4Cl \u003d 2NaCl + CO2 + 2NH3 + H2O
3. NaHCO3 + HNO3 \u003d NaNO3 + CO2 + H2O
2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2
5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
NaNO3 + 4Zn + 7NaOH + 6H2O = 4Na2 + NH3
4. 2H2O + 2NaI 
H2 + 2NaOH + I 2
2K + I 2 = 2KI
8KI + 5H2SO4 (stęż.) = 4K2SO4 + H2S + 4I2 + 4H2O
3H2S + 2K2CrO4 + 2H2O = 2Cr(OH)3 ↓ + 3S↓ + 4KOH
5. 2NaCl 
2Na + Cl2
na katodzie na anodzie
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2
Na2O2 + SO2 \u003d Na2SO4
Na2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4 ↓ + 2NaOH
6. P 4 + 3KOH + 3H 2 O \u003d 3KH 2 PO 2 + PH 3
2PH 3 + 4O 2 = P 2 O 5 + 3H 2 O
P2O5 + 4NaOH \u003d 2Na2HPO4 + H2O
Najbardziej aktywne wśród metali są metale alkaliczne. Aktywnie reagują z prostymi i złożonymi substancjami.
Informacje ogólne
Metale alkaliczne należą do I grupy układu okresowego Mendelejewa. Są to miękkie jednowartościowe metale o szaro-srebrnej barwie o niskiej temperaturze topnienia i małej gęstości. Wykazują pojedynczy stopień utlenienia +1, będąc reduktorami. Konfiguracja elektroniczna - ns 1 .
Ryż. 1. Sód i lit.
Ogólną charakterystykę metali z grupy I podano w tabeli.
|
Lista metali alkalicznych |
Formuła |
Numer |
Okres |
t° kw. , °C |
t° p.p.n. , °C |
ρ, g/cm 3 |
Aktywne metale szybko reagują z innymi substancjami, dlatego w naturze występują tylko w składzie minerałów.
Paragon
Aby uzyskać czysty metal alkaliczny, stosuje się kilka metod:
- redukcja cezu z węglanu za pomocą cyrkonu -
2Cs2CO3 + Zr → 4Cs + ZrO2 + 2CO2 .
elektroliza stopów, najczęściej chlorków lub wodorotlenków -
2NaCl → 2Na + Cl2, 4NaOH → 4Na + 2H2O + O2;
kalcynacja sody (węglanu sodu) z węglem w celu uzyskania sodu -
Na2C03 + 2C → 2Na + 3CO;
redukcja wapnia rubidu z chlorków w wysokich temperaturach -
2RbCl + Ca → 2Rb + CaCl 2 ;
Interakcja
Właściwości metali alkalicznych wynikają z ich budowy. Będąc w pierwszej grupie układu okresowego pierwiastków, mają tylko jeden elektron walencyjny na zewnętrznym poziomie energetycznym. Jedyny elektron łatwo przechodzi do atomu utleniającego, co przyczynia się do szybkiego wejścia w reakcję.
Właściwości metaliczne rosną w tabeli od góry do dołu, więc lit rozstaje się z elektronem walencyjnym trudniej niż frank. Lit jest najtwardszym pierwiastkiem spośród wszystkich metali alkalicznych. Reakcja litu z tlenem zachodzi tylko pod wpływem wysokiej temperatury. Lit reaguje z wodą znacznie wolniej niż inne metale z tej grupy.
Ogólne właściwości chemiczne przedstawiono w tabeli.
|
Reakcja |
Produkty |
Równanie |
|
Z tlenem |
Tlenek (R2O) tworzy tylko lit. Sód tworzy mieszaninę tlenku i nadtlenku (R 2 O 2). Pozostałe metale tworzą ponadtlenki (RO 2) |
4 Li + O 2 → 2 Li 2 O; 6Na + 2O2 → 2Na2O + Na2O2; K + O 2 → KO 2 |
|
Z wodorem |
2Na + H2 → 2NaH |
|
|
wodorotlenki |
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 |
|
|
Z kwasami |
2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2- |
|
|
Z halogenami |
Halogenki |
2Li + Cl2 → 2LiCl |
|
Z azotem (tylko lit reaguje w temperaturze pokojowej) |
6Li + N 2 → 2 Li 3 N |
|
|
siarczki |
2Na + S → Na2S |
|
|
Z węglem (reagują tylko lit i sód) |
2Li + 2C → Li2C2 ; 2Na + 2C → Na2C2 |
|
|
z fosforem |
3K + P → K 3 P |
|
|
Z silikonem |
krzemki |
4Cs + Si → Cs 4 Si |
|
Z amoniakiem |
2Li + 2NH3 → 2LiNH2 + H2 |
Dzięki jakościowej reakcji mają inny kolor płomienia. Lit pali się szkarłatem, sód żółtym, a cez różowo-fioletowym płomieniem. Tlenki metali alkalicznych mają również różne kolory. Sód staje się biały, rubid i potas żółkną.
Ryż. 2. Jakościowa reakcja metali alkalicznych.
Aplikacja
Z metali prostych i ich związków wytwarza się stopy lekkie, części metalowe, nawozy, sodę i inne substancje. Jako katalizatory stosuje się rubid i potas. Pary sodu są używane w lampach fluorescencyjnych. Tylko frans nie ma praktycznego zastosowania ze względu na swoje właściwości radioaktywne. Sposób wykorzystania pierwiastków z grupy I krótko opisano w tabeli wykorzystania metali alkalicznych.
|
Obszar zastosowań |
Aplikacja |
|
Przemysł chemiczny |
Sód przyspiesza reakcję w produkcji gumy; Wodorotlenek potasu i sodu - produkcja mydła; Węglan sodu i potasu - produkcja szkła, mydła; Wodorotlenek sodu - produkcja papieru, mydła, tkanin; Azotan potasu - produkcja nawozów |
|
przemysł spożywczy |
Chlorek sodu - sól kuchenna; Wodorowęglan sodu - soda oczyszczona |
|
Metalurgia |
Potas i sód są środkami redukującymi w produkcji tytanu, cyrkonu i uranu |
|
Energia |
Stopy potasu i sodu są stosowane w reaktorach jądrowych i silnikach lotniczych; Lit jest używany do produkcji baterii |
|
Elektronika |
Cez - produkcja ogniw słonecznych |
|
Lotnictwo i astronautyka |
Stopy aluminium i litu są używane do karoserii i rakiet |
Ryż. 3. Soda pitna.
Czego się nauczyliśmy?
Z lekcji 9 klasy dowiedzieliśmy się o właściwościach metali alkalicznych. Znajdują się w I grupie układu okresowego pierwiastków i podczas reakcji oddają jeden elektron walencyjny. Są to metale miękkie, które łatwo wchodzą w reakcje chemiczne z substancjami prostymi i złożonymi - halogenami, niemetalami, kwasami, wodą. W naturze występują tylko w składzie innych substancji, dlatego do ich ekstrakcji stosuje się elektrolizę lub reakcję redukcji. Znajdują zastosowanie w przemyśle, budownictwie, hutnictwie, energetyce.
Kwiz tematyczny
Zgłoś ocenę
Średnia ocena: 4.4. Łączna liczba otrzymanych ocen: 91.
METALE ALKALICZNE
Metale alkaliczne obejmują pierwiastki pierwszej grupy, głównej podgrupy: litu, sodu, potasu, rubidu, cezu, fransu.Będąc wNatura
Na-2,64% (m/m), K-2,5% (m/m), Li, Rb, Cs - dużo mniej, Fr - sztucznie pozyskiwany pierwiastek
Li
Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 - spodumen
Na
NaCl - sól kuchenna (sól kamienna), halit
Na 2 SO 4 10H 2 O - Sól Glaubera (mirabilit)
NaNO 3 - saletra chilijska
Na 3 AlF 6 - kriolit
Na 2 B 4 O 7 10H 2 O - boraks
k
KCl NaCl - sylwinit
KCl MgCl 2 6H 2 O - karnalit
K 2 O Al 2 O 3 6SiO 2 - skaleń (ortoklaz)
Właściwości metali alkalicznych
Wraz ze wzrostem liczby atomowej zwiększa się promień atomowy, zwiększa się zdolność oddawania elektronów walencyjnych i zwiększa się aktywność redukcji:
Właściwości fizyczne
Niskie temperatury topnienia, niska gęstość, miękkie, cięte nożem.
Właściwości chemiczne
Typowe metale, bardzo silne reduktory. W związkach wykazują pojedynczy stopień utlenienia +1. Zdolność redukująca wzrasta wraz ze wzrostem masy atomowej. Wszystkie związki mają charakter jonowy, prawie wszystkie są rozpuszczalne w wodzie. Wodorotlenki R–OH są alkaliami, ich siła wzrasta wraz ze wzrostem masy atomowej metalu.
Zapalają się w powietrzu przy umiarkowanym ogrzewaniu. Z wodorem tworzą wodorki podobne do soli. Produkty spalania to najczęściej nadtlenki.
Zdolność redukcyjna wzrasta w szeregu Li–Na–K–Rb–Cs
1. Aktywna interakcja z wodą:
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2
2. Reakcja z kwasami:
2Na + 2HCl → 2NaCl + H2
3. Reakcja z tlenem:
4Li + O 2 → 2Li 2 O (tlenek litu)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (nadtlenek sodu)
K + O 2 → KO 2 (nadtlenek potasu)
W powietrzu metale alkaliczne natychmiast się utleniają. Dlatego są przechowywane pod warstwą rozpuszczalników organicznych (nafta itp.).
4. W reakcjach z innymi niemetalami powstają związki binarne:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (halogenki)
2Na + S → Na 2 S (siarczki)
2Na + H2 → 2NaH (wodorki)
6Li + N 2 → 2 Li 3 N (azotki)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (węgliki)
5. Jakościową reakcją na kationy metali alkalicznych jest zabarwienie płomienia na następujące kolory:
Li + - karminowa czerwień
Na + - żółty
K + , Rb + i Cs + - fiolet
Paragon
Ponieważ metale alkaliczne są najsilniejszymi środkami redukującymi, można je przywrócić ze związków tylko przez elektrolizę stopionych soli:
2NaCl=2Na+Cl2
Zastosowanie metali alkalicznych
Lit - stopy łożyskowe, katalizator
Sód - lampy wyładowcze, chłodziwo w reaktorach jądrowych
Rubid - praca badawcza
Cez - fotokomórki
Tlenki, nadtlenki i nadtlenki metali alkalicznych
Paragon
Utlenianie metalu wytwarza tylko tlenek litu
4 Li + O 2 → 2 Li 2 O
(w innych przypadkach otrzymuje się nadtlenki lub nadtlenki).
Wszystkie tlenki (z wyjątkiem Li 2 O) otrzymuje się przez ogrzewanie mieszaniny nadtlenku (lub nadtlenku) z nadmiarem metalu:
Na2O2 + 2Na → 2Na2O
KO 2 + 3K → 2K 2 O
Metale alkaliczne obejmują metale grupy IA układu okresowego D.I. Mendelejew - lit (Li), sód (Na), potas (K), rubid (Rb), cez (Cs) i frank (Fr). Zewnętrzny poziom energii metali alkalicznych ma jeden elektron walencyjny. Elektroniczna konfiguracja zewnętrznego poziomu energii metali alkalicznych wynosi ns 1 . W swoich związkach wykazują pojedynczy stopień utlenienia równy +1. W OVR są to czynniki redukujące, tj. oddać elektron.
Właściwości fizyczne metali alkalicznych
Wszystkie metale alkaliczne są lekkie (mają małą gęstość), bardzo miękkie (z wyjątkiem Li można je łatwo ciąć nożem i zwijać w folię), mają niskie temperatury wrzenia i topnienia (przy wzroście ładunku jądro atomu metalu alkalicznego, temperatura topnienia spada).
W stanie wolnym Li, Na, K i Rb są srebrno-białymi metalami, Cs jest złotożółtym metalem.
Metale alkaliczne są przechowywane w zamkniętych ampułkach pod warstwą nafty lub oleju wazelinowego, ponieważ są wysoce reaktywne.
Metale alkaliczne mają wysoką przewodność cieplną i elektryczną, co wynika z obecności wiązania metalicznego i sieci krystalicznej skupionej na ciele
Otrzymywanie metali alkalicznych
Wszystkie metale alkaliczne można otrzymać przez elektrolizę stopu ich soli, jednak w praktyce otrzymuje się w ten sposób tylko Li i Na, co wiąże się z wysoką aktywnością chemiczną K, Rb, Cs:
2LiCl \u003d 2Li + Cl 2
2NaCl \u003d 2Na + Cl2
Każdy metal alkaliczny można otrzymać przez redukcję odpowiedniego halogenku (chlorek lub bromek), stosując Ca, Mg lub Si jako środki redukujące. Reakcje prowadzi się z ogrzewaniem (600 - 90°C) i pod próżnią. Równanie otrzymywania metali alkalicznych w ten sposób w postaci ogólnej:
2MeCl + Ca \u003d 2Me + CaCl 2,
gdzie Ja jest metalem.
Znana metoda wytwarzania litu z jego tlenku. Reakcję prowadzi się po podgrzaniu do 300°C i pod próżnią:
2Li2O + Si + 2CaO = 4Li + Ca2SiO4
Uzyskanie potasu jest możliwe w wyniku reakcji między stopionym wodorotlenkiem potasu a ciekłym sodem. Reakcję prowadzi się po podgrzaniu do 440°C:
KOH + Na = K + NaOH
Właściwości chemiczne metali alkalicznych
Wszystkie metale alkaliczne aktywnie oddziałują z wodorotlenkami tworzącymi wodę. Ze względu na dużą aktywność chemiczną metali alkalicznych, reakcji interakcji z wodą może towarzyszyć wybuch. Lit najspokojniej reaguje z wodą. Równanie reakcji w postaci ogólnej:
2Me + H2O \u003d 2MeOH + H2
gdzie Ja jest metalem.
Metale alkaliczne oddziałują z tlenem atmosferycznym, tworząc szereg różnych związków - tlenki (Li), nadtlenki (Na), nadtlenki (K, Rb, Cs):
4 Li + O 2 = 2 Li 2 O
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2
Wszystkie metale alkaliczne po podgrzaniu reagują z niemetalami (halogenami, azotem, siarką, fosforem, wodorem itp.). Na przykład:
2Na + Cl2 \u003d 2NaCl
6 Li + N 2 = 2 Li 3 N
2Li + 2C \u003d Li2C2
2Na + H2 = 2NaH
Metale alkaliczne mogą wchodzić w interakcje z substancjami złożonymi (roztwory kwasów, amoniak, sole). Tak więc, gdy metale alkaliczne oddziałują z amoniakiem, powstają amidy:
2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2
Oddziaływanie metali alkalicznych z solami zachodzi zgodnie z następującą zasadą - wypierają mniej aktywne metale (patrz szereg aktywności metali) z ich soli:
3Na + AlCl3 = 3NaCl + Al
Oddziaływanie metali alkalicznych z kwasami jest niejednoznaczne, ponieważ podczas takich reakcji metal będzie początkowo reagował z wodą roztworu kwasu, a alkalia powstałe w wyniku tego oddziaływania będą reagowały z kwasem.
Metale alkaliczne reagują z substancjami organicznymi takimi jak alkohole, fenole, kwasy karboksylowe:
2Na + 2C 2 H 5 OH \u003d 2C 2 H 5 ONa + H 2
2K + 2C 6 H 5 OH = 2C 6 H 5 OK + H 2
2Na + 2CH3COOH = 2CH3COONa + H2
Reakcje jakościowe
Jakościową reakcją na metale alkaliczne jest zabarwienie płomienia przez ich kationy: Li + barwi płomień na czerwono, Na + na żółto, a K + , Rb + , Cs + na fioletowo.
Przykłady rozwiązywania problemów
PRZYKŁAD 1
