Химические свойства соединений щелочных металлов

Химические свойства щелочных металлов.

Химия элементов IA группы.

Химия s-элементов

Часть II. НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

В атомах s-элементов электроны заполняют s-подуровень внешнего уровня. В периодической системе есть 14 s-элементов (включая водород и гелий). Они, в частности, образуют IA и IIA группы периодической системы.

Элементы IA группы, называемые щелочными металлами, имеют электронную формулу ns¹. Они являются сильными восстановителями. Для них характерна степень окисления +1. В этой степени окисления атомы щелочных металлов устойчивы и восстанавливаются с большим трудом. В природе щелочные металлы находятся в виде соединений - солей: хлоридов, сульфатов, карбонатов, силикатов и т.д. Из-за устойчивости соединений щелочных металлов в их степени окисления +1, эти металлы можно получить лишь электролизом расплавов их солей или действием более сильных восстановителей. Например, натрий получают электролизом расплава NaCl, а калий - пропусканием паров натрия через хлорид калия при 800^оС:

KCl + Na ® K + NaCl

Щелочные металлы мягкие, легко режутся ножом, на свежем срезе имеют серебристую окраску. Все они легкие и легкоплавкие металлы с хорошей электропроводностью. В парообразном состоянии атомы щелочных металлов образуют молекулы Э₂, например, Na₂. В кристаллическом состоянии для щелочных металлов характерны объемно-центрированные кубические решетки.

Щелочные металлы весьма активны. Их активность увеличивается в ряду от лития к францию, с увеличением их радиусов и уменьшением их потенциалов ионизации. Кислород воздуха окисляет их при обычной температуре:

4Na + O₂ ® 2Na₂O

поэтому их хранят под слоем углеводорода (керосина).

При сгорании щелочные металлы образуют оксиды Li₂O, пероксиды Na₂O₂, супероксиды KO₂:

4Li + O₂ ® 2Li₂O

2Na + O₂ ® 2Na₂O₂

K + O₂ ® KO₂

Щелочные металлы активно реагируют с неметаллами (галогенами, водородом, серой, фосфором и др.). Например:

2Na + Cl₂ ® 2NaCl

2Na + H₂ ® 2NaH

Щелочные металлы реагируют с водой, образуя соответствующие гидроксиды и водород, а поскольку реакция экзотермическая, то выделяющийся водород самовоспламеняется:

2Na + 2H₂O ® 2NaOH + H₂­

2H₂ + O₂ ® 2H₂O

Гидриды щелочных металлов - солеобразные вещества - например, Na⁺¹Н^-1, взаимодействуют с водой и кислотами:

NaH + H₂O ® NaOH + H₂

NaH + HCl ® NaCl + H₂

Оксиды щелочных металлов являются активными основными оксидами:

Na₂O + H₂O ® NaOH

Na₂O _ CO₂ ® Na₂CO₃

Na₂O + 2HCl ® 2NaCl + H₂O

Гидроксиды щелочных металлов являются растворимыми гидроксидами - щелочами. При этом их степень диссоциации увеличивается от LiOH к CsOH.

NaOH ® Na⁺ + OH^- (a = 1)

2NaOH + CO₂ ® Na₂CO₃ + H₂O

2NaOH + H₂SO₄ ® Na₂SO₄ + 2H₂O

2NaOH + ZnO Na₂ZnO₂ + H₂O

3NaOH + Al(OH)₃ ® Na₃[Al(OH)₆]

3NaOH + FeCl₃ ® Fe(OH)₃¯ + 3NaCl

Пероксиды Na₂O₂ и супероксиды KO₂ являются сильными окислителями, они разлагаются водой с образованием H₂O₂ и O₂:

Na₂O₂ + 2H₂O ® 2NaOH + H₂O₂

2KO₂ + 2H₂O ® 2KOH ® H₂O₂ + O₂

Соли щелочных металлов хорошо растворяются в воде (кроме солей лития). Соли лития окрашивают пламя горелки в карминово-красный цвет, соли натрия - в желтый цвет, соли калия - в светло-фиолетовый цвет. Соли щелочных металлов со слабыми кислотами гидролизуются, создавая щелочную среду.

NaCl - поваренная соль. Человек потребляет 5-10 кг соли в год. NaNO₃ - азотное удобрение. Сода Na₂CO₃ используется в производстве стекла, мыла, в текстильной и бумажной промышленности. Избыток солей натрия в почве - засоление почв - снижает их плодородие. Соли калия KCl, KNO₃, KPO₃ являются удобрениями.