Щелочные металлы

Щелочны́е мета́ллы — элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы I группы)^[1]: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr. Гипотетический 119-й элемент унуненний в случае своего открытия, согласно строению своей внешней электронной оболочки, также будет отнесён к щелочным металлам. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щелочами.

Подробнее Группа →, ↓ Период ...

Группа →

1

↓ Период

2

3	Литий
Li 6.94
1s² 2s¹

3

11	Натрий
Na 22,9898
[Nе]3s¹

4

19	Калий
K 39,0983
[Ar]4s¹

5

37	Рубидий
Rb 85,4678
[Kr]5s¹

6

55	Цезий
Cs 132,9055
[Xe]6s¹

7

87	Франций
Fr (223)
[Rn]7s¹

Закрыть

В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns¹. Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — самый низкий) и электроотрицательности (ЭО). Как следствие, в большинстве соединений щелочные металлы присутствуют в виде однозарядных катионов. Однако существуют и соединения, где щелочные металлы представлены анионами (см. Алкалиды).

Подробнее Атомный номер, Название, символ ...

Атомный номер	Название, символ	Число природных изотопов	Атомная масса	Энергия ионизации, кДж·моль⁻¹	Сродство к электрону, кДж·моль⁻¹	ЭО	ΔH_дисс, кДж·моль⁻¹	Металл. радиус, нм	Ионный радиус (КЧ 6), нм	t_пл, °C	t_кип, °C	Плотность, г/см³	ΔH_пл, кДж·моль⁻¹	ΔH_кип, кДж·моль⁻¹	ΔH_обр, кДж·моль⁻¹
3	Литий Li	2	6,941(2)	520,2	59,8	0,98	106,5	0,152	0,076	180,6	1342	0,534	2,93	148	162
11	Натрий Na	1	22,989768(6)	495,8	52,9	0,93	73,6	0,186	0,102	97,8	883	0,968	2,64	99	108
19	Калий К	2+1^а	39,0983(1)	418,8	46,36	0,82	57,3	0,227	0,138	63,07	759	0,856	2,39	79	89,6
37	Рубидий Rb	1+1^а	85,4687(3)	403,0	46,88	0,82	45,6	0,248	0,152	39,5	688	1,532	2,20	76	82
55	Цезий Cs	1	132,90543(5)	375,7	45,5	0,79	44,77	0,265	0,167	28,4	671	1,90	2,09	67	78,2
87	Франций Fr	2^а	(223)	380	(44,0)	0,7	—	—	0,180	20	690	1,87	2	65	—

Закрыть

Некоторые атомные и физические свойства щелочных металлов

^а Радиоактивные изотопы: ⁴⁰K, T_1/2 = 1,277·10⁹ лет; ⁸⁷Rb, T_1/2 = 4,75·10¹⁰ лет; ²²³Fr, T_1/2 = 21,8 мин; ²²⁴Fr, T_1/2 = 3,33 мин.

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

Литий
Натрий
Калий
Рубидий
Цезий

Многие минералы содержат в своём составе щелочные металлы. Например, ортоклаз, или полевой шпат, состоит из алюмосиликата калия K₂[Al₂Si₆O₁₆], аналогичный минерал, содержащий натрий — альбит — имеет состав Na₂[Al₂Si₆O₁₆]. В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве — соли калия — сильвин KCl, сильвинит NaCl·KCl, карналлит KCl·MgCl₂·6H₂O, полигалит K₂SO₄·MgSO₄·CaSO₄·2H₂O.

Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li) их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.

Взаимодействие с водой

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

{\mathsf {2\ Li+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ LiOH+\ H_{2}\uparrow }}

При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.

Взаимодействие с кислородом

Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.

Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:

{\mathsf {4\ Li+\ O_{2}\longrightarrow 2\ Li_{2}O}}

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

{\mathsf {2\ Na+\ O_{2}\longrightarrow \ Na_{2}O_{2}}}

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

{\mathsf {K+\ O_{2}\longrightarrow \ KO_{2}}}

{\mathsf {Rb+\ O_{2}\longrightarrow \ RbO_{2}}}

{\mathsf {Cs+\ O_{2}\longrightarrow \ CsO_{2}}}

Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:

{\mathsf {2\ Na+2\ NaOH\longrightarrow 2\ Na_{2}O+\ H_{2}\uparrow }}

{\mathsf {2\ Na+\ Na_{2}O_{2}\longrightarrow 2\ Na_{2}O}}

{\mathsf {3\ K+\ KO_{2}\longrightarrow 2\ K_{2}O}}

Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О2−
2 и надпероксид-ион O−
2.

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

Подробнее Формула кислородного соединения, Цвет ...

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

Закрыть

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

{\mathsf {Li_{2}O+\ H_{2}O\longrightarrow 2\ LiOH}}

{\mathsf {K_{2}O+\ SO_{3}\longrightarrow \ K_{2}SO_{4}}}

{\mathsf {Na_{2}O+2\ HNO_{3}\longrightarrow 2\ NaNO_{3}+\ H_{2}O}}

Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:

{\mathsf {Na_{2}O_{2}+2\ NaI+2\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ I_{2}+2\ Na_{2}SO_{4}+2\ H_{2}O}}

Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

{\mathsf {Na_{2}O_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ NaOH+\ H_{2}O_{2}}}

{\mathsf {2\ KO_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ KOH+\ H_{2}O_{2}+\ O_{2}\uparrow }}

Взаимодействие с другими веществами

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

{\mathsf {2\ Na+\ H_{2}\longrightarrow 2\ NaH}}

{\mathsf {2\ Na+\ Cl_{2}\longrightarrow 2\ NaCl}}

{\mathsf {2\ K+\ S\longrightarrow \ K_{2}S}}

{\mathsf {6\ Li+\ N_{2}\longrightarrow 2\ Li_{3}N}}

{\mathsf {2\ Li+2\ C\longrightarrow \ Li_{2}C_{2}}}

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

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

{\mathsf {2\ Na+2\ NH_{3}\longrightarrow 2\ NaNH_{2}+\ H_{2}\uparrow }}

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

{\mathsf {KNH_{2}+\ H_{2}O\longrightarrow \ KOH+\ NH_{3}\uparrow }}

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

{\mathsf {2\ Na+2\ CH_{3}CH_{2}OH\longrightarrow 2\ CH_{3}CH_{2}ONa+\ H_{2}\uparrow }}

{\mathsf {2\ Na+2\ CH_{3}COOH\longrightarrow 2\ CH_{3}COONa+\ H_{2}\uparrow }}

Качественное определение щелочных металлов

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

Подробнее Щелочной металл, Цвет пламени ...

Щелочной металл	Цвет пламени
Li	Карминно-красный
Na	Жёлтый
K	Фиолетовый
Rb	Буро-красный
Cs	Фиолетово-красный

Закрыть

Окраска пламени щелочными металлами
и их соединениями

Электролиз расплавов галогенидов

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

{\mathsf {2\ LiCl\longrightarrow 2\ Li+\ Cl_{2}\uparrow }}

катод:

{\mathsf {Li^{+}}}+e\longrightarrow {\mathsf {Li}}

анод:

{\mathsf {2Cl^{-}}}-2e\longrightarrow {\mathsf {Cl_{2}}}\uparrow

Электролиз расплавов гидроксидов

Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:

{\mathsf {4\ NaOH\longrightarrow 4\ Na+2\ H_{2}O+\ O_{2}\uparrow }}

катод:

{\mathsf {Na^{+}}}+e\longrightarrow {\mathsf {Na}}

анод:

{\mathsf {4OH^{-}}}-4e\longrightarrow {\mathsf {2H_{2}O+O_{2}}}\uparrow

Восстановление из галогенидов

Щелочной металл может быть восстановлен из соответствующего хлорида или бромида кальцием, магнием, кремнием и др. восстановителями при нагревании под вакуумом до 600—900 °C:

{\mathsf {2\ MCl+\ Ca\longrightarrow 2\ M\uparrow +\ CaCl_{2}}}

Чтобы реакция пошла в нужную сторону, образующийся свободный щелочной металл (M) должен удаляться путём отгонки. Аналогично возможно восстановление цирконием из хромата.

Поскольку щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений находятся левее водорода, то электролитическое получение их из водных растворов солей невозможно; в этом случае образуются соответствующие щёлочи и водород.

Гидроксиды

Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрия электролизом концентрированного водного раствора поваренной соли:

{\mathsf {2\ NaCl+2\ H_{2}O\longrightarrow \ H_{2}\uparrow +\ Cl_{2}\uparrow +2\ NaOH}}

катод:

2\ {\mathsf {H^{+}}}+2\ e\longrightarrow \ {\mathsf {H_{2}}}\uparrow

анод:

2\ {\mathsf {Cl^{-}}}-2\ e\longrightarrow \ {\mathsf {Cl_{2}}}\uparrow

Прежде щёлочь получали реакцией обмена:

{\mathsf {Na_{2}CO_{3}+\ Ca(OH)_{2}\longrightarrow \ CaCO_{3}\downarrow +2\ NaOH}}

Получаемая таким способом щёлочь была сильно загрязнена содой Na₂CO₃.

Гидроксиды щелочных металлов — белые гигроскопичные вещества, водные растворы которых являются сильными основаниями. Они участвуют во всех реакциях, характерных для оснований — реагируют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:

{\mathsf {2\ LiOH+\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ Li_{2}SO_{4}+2\ H_{2}O}}

{\mathsf {2\ KOH+\ CO_{2}\longrightarrow \ K_{2}CO_{3}+\ H_{2}O}}

{\mathsf {KOH+\ Al(OH)_{3}\longrightarrow \ K[Al(OH)_{4}]}}

Гидроксиды щелочных металлов при нагревании возгоняются без разложения, за исключением гидроксида лития, который так же, как гидроксиды металлов главной подгруппы II группы, при прокаливании разлагается на оксид и воду:

{\mathsf {2\ LiOH\longrightarrow \ Li_{2}O+\ H_{2}O}}

Гидроксид натрия используется для изготовления мыла, синтетических моющих средств, искусственного волокна, органических соединений, например фенола.

Соли

Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na₂CO₃. Основное количество соды во всём мире производят по методу Сольве, предложенному ещё в начале XX века. Суть метода состоит в следующем: водный раствор NaCl, к которому добавлен аммиак, насыщают углекислым газом при температуре 26—30 °C. При этом образуется малорастворимый гидрокарбонат натрия, называемый питьевой содой:

{\mathsf {NaCl+\ NH_{3}+\ CO_{2}+\ H_{2}O\longrightarrow \ NaHCO_{3}\downarrow +\ NH_{4}Cl}}

Аммиак добавляют для нейтрализации кислотной среды, возникающей при пропускании углекислого газа в раствор, и получения гидрокарбонат-иона HCO₃⁻, необходимого для осаждения гидрокарбоната натрия. После отделения питьевой соды раствор, содержащий хлорид аммония, нагревают с известью и выделяют аммиак, который возвращают в реакционную зону:

{\mathsf {2\ NH_{4}Cl+\ Ca(OH)_{2}\longrightarrow 2\ NH_{3}\uparrow +\ CaCl_{2}+2\ H_{2}O}}

Таким образом, при аммиачном способе получения соды единственным отходом является хлорид кальция, остающийся в растворе и имеющий ограниченное применение.

При прокаливании гидрокарбоната натрия получается кальцинированная, или стиральная, сода Na₂CO₃ и диоксид углерода, используемый в процессе получения гидрокарбоната натрия:

{\mathsf {2\ NaHCO_{3}\longrightarrow \ Na_{2}CO_{3}+\ CO_{2}\uparrow +\ H_{2}O}}

Основной потребитель соды — стекольная промышленность.

В отличие от малорастворимой кислой соли NaHCO₃, гидрокарбонат калия KHCO₃ хорошо растворим в воде, поэтому карбонат калия, или поташ, K₂CO₃ получают действием углекислого газа на раствор гидроксида калия:

{\mathsf {2\ KOH+\ CO_{2}\longrightarrow \ K_{2}CO_{3}+\ H_{2}O}}

Поташ используют в производстве стекла и жидкого мыла.

Литий — единственный щелочной металл, для которого не получен гидрокарбонат. Причина этого явления в очень маленьком радиусе иона лития, который не позволяет ему удерживать довольно крупный ион HCO−
3.

Все щелочные металлы проявляют высокую активность при взаимодействии с водой, кислородом, галогенами и другими соединениями. Особенно опасны взаимодействия с водой, так как продуктами реакций являются едкие щёлочи, а также происходит огромное выделение энергии, сопровождаемое огненной вспышкой (в случае с калием) или взрывом (в случае с рубидием или цезием). Поэтому необходимо соблюдать правила безопасности при работе с ними. Работа должна проводиться исключительно в перчатках из латекса, также необходимо надевать защитные очки. В экспериментах используют только небольшие количества, манипуляции с которыми производят при помощи щипцов; в случае непрореагировавших остатков щелочных металлов (например, натрия или калия), применяют утилизацию в обезвоженном спирте. Рубидий и цезий ввиду чрезвычайно высокой химической активности (взрывоопасные) практически не применяют в опытах. Хранят щелочные металлы под слоем керосина в герметически закрытых сосудах. Нельзя тушить щелочные металлы водой, поскольку реакция сопровождается взрывом. Остатки щелочных металлов ликвидируют этиловым спиртом.

Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001. — ISBN 5-06-003363-5.
Лидин Р. А. Справочник по общей и неорганической химии. — М.: КолосС, 2008. — ISBN 978-5-9532-0465-1.
Некрасов Б. В. Основы общей химии. — М.: Лань, 2004. — ISBN 5-8114-0501-4.
Спицын В. И., Мартыненко Л. И. Неорганическая химия. — М.: МГУ, 1991, 1994.
Турова Н. Я. Неорганическая химия в таблицах. Учебное пособие. — М.: ЧеРо, 2002. — ISBN 5-88711-168-2.
Ерёмина Е. А., Рыжова О. Н. Глава 14. Щелочные металлы // Справочник школьника по химии. — М.: Экзамен, 2009. — С. 224—231. — 512 с. — 5000 экз. — ISBN 978-5-377-01472-0.
Кузьменко Н. Е. , Ерёмин В. В., Попков В. А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы. — М.: Экзамен, 1997—2001.
Лидин Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Справочник по неорганической химии. — М.: Химия, 1987.
Врублевский А.И. Основы химии

[1]
Таблица Менделеева Архивировано 17 мая 2008 года. на сайте ИЮПАК

Щелочноземельные металлы

[1] [1]
Таблица Менделеева Архивировано 17 мая 2008 года. на сайте ИЮПАК

[1]