Сочинение по химии на тему щелочные металлы

10 вариантов

  1. 1
    Текст добавил: ВАЖНЕЙШАЯ страница ВКонтакте

    Однажды, в один прекрасный день, на
    семинар IUPAC* приехали
    знатные высокообразованные господа с планеты
    ПСХЭ. Мистер Ли, мистер На, мистер Кa, мистер эР Би,
    мистер Си эС и мистер эФ эР.
    Все были так разодеты: кто-то пришел в
    керосиновой шубе, а кто-то – и в вазелиновой.
    Все щеголяли друг перед другом, и никто не желал
    раздеться.
    Не успели занять свои места, как вдруг
    неожиданно разгорелся между ними спор: кому
    тяжело живется в нынешних условиях, когда
    начался глобальный экономический кризис, а кому
    наоборот – созданы все условия для
    процветания.
    Мистер Ли упорно начал доказывать, что он
    обладает высоким потенциалом восстановления и
    не боится экономического кризиса, что среди
    присутствующих ему равных нет. «Я создал фирму
    под названием «Oksid», так что могу поделиться
    своим опытом», – говорил оратор.
    Такого поворота событий вряд ли кто из
    присутствующих ожидал. Все были возмущены
    поведением выскочки и хвастуна мистера Ли. В спор
    вмешался мистер На. Начал со слов, что его уважают
    не хуже мистера Ли, и он не позволит относиться к
    присутствующим неуважительно. «Замечу, что мой
    потенциал восстановления чуть больше, чем у
    некоторых “мистеров-премистеров”. У меня уже
    давно сложились с химическими элементами
    дружеские отношения. Чтобы не быть голословным,
    приведу пример. С господином Oxygenium мы создали
    корпорацию “Peroksid”».
    Из зала были слышны выкрики мистера Кa: «А мы… А
    мы… с господином Oxygenium успели преумножить
    наши отношения и создали более солидную
    корпорацию – “Nadperoksid”, так что у меня
    больше шансов выйти из кризиса, чем у всяк…» Но
    тут, не дав договорить, его прервал мистер эр Би:
    «По- думайте только, какие они “oksidцы-рeroksidцы”…»
    Но и этот господин не успел закончить свою речь. В
    спор вмешались мистер Си эС и мистер эФ эР.
    Обстановка в зале накалялась, ситуация
    обострилась, споры не затихали. У всех нервы были
    напряжены до предела, а сами спорщики докрасна
    накалены. Но никто из присутствующих не желал
    раздеться и даже сделать глоток воды, чтобы
    охладить пыл, т.к. все знали, чем это чревато для
    многих: кислород (О2) в воздухе, да еще и вода
    (H2O) в стакане – гиблое дело!!!
    Председательствующий на семинаре, видя, что
    спор становится неуправляемым и вряд ли его
    можно остановить цивилизованным способом, взял
    себя в руки и громко крикнул: «Всем молчать!!!»
    В зале установилась мертвая тишина. Даже можно
    было услышать полет мухи (если бы, конечно, она
    присутствовала в зале). У членов семинара отвисли
    челюсти от неожиданности. Все замерли в позах
    марионеток, т.е. застыли на своих местах.
    Председательствующий сам испугался ничуть не
    меньше остальных. Все ждали и думали: «Что же
    будет дальше?..»
    А произошло вот что…
    «Господа! – начал председатель. – Мы
    собрались здесь не для того, чтобы корчить из
    себя знатоков и хвастаться, кто с кем и когда
    создал корпорации “Оksid”, “Peroksid” и “Nadperoksid”.
    Мы собрались не для того, чтобы устраивать
    дискуссии и кулачные бои, а для того, чтобы все
    как одна дружная семья оценили нынешнюю ситуацию
    в мире и подумали, как и чем можем помочь друг
    другу в создавшихся условиях. Это – раз.
    Во-вторых, мы с планеты ПСХЭ – Периодическая
    система химических элементов – четко и ясно
    должны понять: Вселенная под угрозой!!! Начался
    всемирный финансовый кризис. Стало трудно жить
    не только нам, но и людям с дружественной планеты
    Земля (на нашем с вами языке эта планета
    называется Tellus)! Многие оказываются
    безработными, выброшенными на улицу. Страдают не
    единичные богатые личности – финансовые
    олигархи, а рабочие – самый многочисленный
    класс. Наша цель – реально помочь тем людям,
    которые оказались ненужными “элементами”.
    В-третьих, оглянитесь и посмотрите, на кого вы
    похожи. Забываете, где вы находитесь и где
    воспитывались… Ведете себя неадекватно. Как
    уличные беспризорники, готовы передрать друг
    другу глотку, из-за всякой…
    Мы находимся не на заседании Госдумы РФ или
    Верховной Рады Украины… Мы – всемирно
    признанные и уважаемые элементы щелочных
    металлов: мистер Ли – это щелочной металл Li
    (литий), мистер На – Na (натрий), мистер Ка – K
    (калий), мистер эР Би – Rb (рубидий), мистер Си
    эС – Cs (цезий) и мистер эФ эР – Fr (франций).
    Все мы из Ia группы главной подгруппы таблицы
    Д.И.Менделеева! А раз так, всегда должны быть
    первыми, всегда вместе и всегда – главными! Мы
    должны быть на высоте! Мы – цивилизованные
    “люди”! Мы присутствуем в природе в разных
    соединениях. Многие элементы из нас необходимы
    человеку, чтобы удовлетворить его потребности, а
    не для извлечения прибыли некоторых
    индивидуумов.
    Итак, сегодня нам спорить и устраивать драки
    никак нельзя! Время не ждет! Мы, щелочные металлы,
    как химические элементы, живущие в одном доме и в
    одном подъезде, хотя и на разных этажах, должны
    жить дружно. Наша сегодняшняя задача: имея самые
    активные восстановительные способности,
    стараться всячески помочь людям и поддерживать
    их в трудную минуту, восстанавливать их на
    прежних рабочих местах, чтобы им было всегда
    комфортно и уютно. Мы должны служить народу,
    повышать его благосостояние.
    Мы знаем и о том, что новое качество, новое
    вещество образуется не путем механического
    приращения групп атомов. Оно появляется лишь в
    результате взаимодействия составных частей
    наших молекул и взаимного влияния наших атомов.
    Мы четко и ясно должны представлять и то, как,
    вооружившись имеющимися знаниями о веществах,
    направлять их в нужное русло: получать новые
    вещества, которых еще нет в природе или которые
    представлены в ограниченном количестве,
    раскрыть весь наш потенциал восстановления,
    нужный для развития народного хозяйства и для
    жизни на Земле.
    Повторяю, что мы должны жить дружно не только в
    своей I группе, но и уметь налаживать
    дружественные отношения с человечеством,
    принося ему пользу во имя процветания и мира на
    планете Земля. Надо быть всегда в нужное время в
    нужном месте!!!»
    Председательствующий оглядел зал и закончил
    речь словами, перефразируя немецкого
    поэта-сатирика Себастьяна Бранта:
    «Алхимия примером не служит
    Тому, как плутни с дурью дружат…»
    Спорщикам-ораторам было стыдно за свои
    поступки. То краснея, то бледнея от сказанного,
    все начали тихо занимать свои места. Семинар
    начался …
    * IUPAC – ИЮПАК,
    Международный союз теоретической и прикладной
    химии.

    Материал подготовил
    В.М.АНДРАМОНОВ,
    учитель химии, математики
    Среднетатмышской
    общеобразовательной школы
    (Канашский р-н, Республика Чувашия)

  2. Электронное строение щелочных металлов характеризуется наличием на внешней электронной оболочке одного электрона, относительно слабо связанного с ядром. С каждого щелочного металла начинается новый период в периодической таблице. Щелочной металл способен отдавать свой внешний электрон легче, чем любой другой элемент этого периода. Разрез щелочного металла в инертной среде имеет яркий серебристый блеск. Щелочные металлы отличаются невысокой плотностью, хорошей электропроводностью и плавятся при сравнительно низких температурах.
    Благодаря высокой активности щелочные металлы в чистом виде не существуют, а встречаются в природе только в виде соединений (исключая франций) , например с кислородом (глины и силикаты) или с галогенами (хлорид натрия) . Хлориды являются сырьем для получения щелочных металлов в свободном состоянии. Морская вода содержит ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ 3% NaCl и следовые количества других солей. Очевидно, что озера и внутренние моря, а также подземные отложения солей и рассолы содержат галогениды щелочных металлов в больших концентрациях, чем морская вода. Например, содержание солей в водах Большого Соленого озера (шт. Юта, США) составляет 13,827,7%, а в Мертвом море (Израиль) до 31% в зависимости от площади зеркала воды, изменяющейся от времени года. Можно полагать, что незначительное содержание KCl в морской воде по сравнению с NaCl объясняется усвоением иона K+ морскими растениями.
    В свободном виде щелочные металлы получают электролизом расплавов таких солей, как NaCl, CaCl2, CaF2 или гидроксидов (NaOH), так как нет более активного металла, способного вытеснить щелочной металл из галогенида. При электролизе галогенидов необходимо изолировать выделяющийся на катоде металл, так как одновременно на аноде выделяется газообразный галоген, активно реагирующий с выделяющимся металлом.
    Поскольку у щелочных металлов на внешнем слое всего один электрон, каждый из них является наиболее активным в своем периоде, так, Li самый активный металл в первом периоде из восьми элементов, Na соответственно во втором, а K самый активный металл третьего периода, содержащего 18 элементов (первый переходный период) . В подгруппе щелочных металлов (IA) способность отдавать электрон возрастает сверху вниз.
    Химические свойства. Все щелочные металлы активно реагируют с кислородом, образуя оксиды или пероксиды, отличаясь в этом друг от друга: Li превращается в Li2O, а другие щелочные металлы в смесь M2O2 и MO2, причем Rb и Cs при этом возгораются. Все щелочные металлы образуют с водородом солеподобные термически стабильные при высоких температурах гидриды состава M+H, являющиеся активными восстановителями; гидриды разлагаются водой с образованием щелочей и водорода и выделением теплоты, вызывающей воспламенение газа, причем скорость этой реакции у лития выше, чем у Na и K.
    В жидком аммиаке щелочные металлы растворяются, образуя голубые растворы, и (в отличие от реакции с водой) могут быть выделены снова при испарении аммиака или добавлении соответствующей соли (например, NaCl из его аммиачного раствора).

  3. К щелочным металлам относятся металлы IA группы Периодической системы Д.И. Менделеева – литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs) и франций (Fr). На внешнем энергетическом уровне щелочных металлов находится один валентный электрон. Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов – ns 1 . В своих соединениях они проявляют единственную степень окисления равную +1. В ОВР являются восстановителями, т.е. отдают электрон.

    Физические свойства щелочных металлов

    Все щелочные металлы легкие (обладают небольшой плотностью), очень мягкие (за исключением Li легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу), имеют низкие температуры кипения и плавления (с ростом заряда ядра атома щелочного металла происходит понижение температуры плавления).
    В свободном состоянии Li, Na, K и Rb – серебристо-белые металлы, Cs – металл золотисто-желтого цвета.
    Щелочные металлы хранят в запаянных ампулах под слоем керосина или вазелинового масла, поскольку они обладают высокой химической активностью.
    Щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводностью, что обусловлено наличием металлической связи и объемоцентрированной кристаллической решетки

    Получение щелочных металлов

    Все щелочные металлы возможно получить электролизом расплава их солей, однако на практике таким способом получают только Li и Na, что связано с высокой химической активностью K, Rb, Cs:
    Любой щелочной металл можно получить восстановлением соответствующего галогенида (хлорида или бромида), применяя в качестве восстановителей Ca, Mg или Si. Реакции проводят при нагревании (600 – 900С) и под вакуумом. Уравнение получения щелочных металлов таким способом в общем виде:
    Известен способ получения лития из его оксида. Реакцию проводят при нагревании до 300°С и под вакуумом:
    Получение калия возможно по реакции между расплавленным гидроксидом калия и жидким натрием. Реакцию проводят при нагревании до 440°С:
    KOH + Na = K + NaOH

    Химические свойства щелочных металлов

    Все щелочные металлы активно взаимодействуют с водой образуя гидроксиды. Из-за высокой химической активности щелочных металлов протекание реакции взаимодействия с водой может сопровождаться взрывом. Наиболее спокойно с водой реагирует литий. Уравнение реакции в общем виде:
    Щелочные металлы взаимодействуют с кислородом воздуха образую ряд различных соединений – оксиды (Li), пероксиды (Na), надпероксиды (K, Rb, Cs):
    Все щелочные металлы при нагревании реагируют с неметаллами (галогенами, азотом, серой, фосфором, водородом и др.). Например:
    Щелочные металлы способны взаимодействовать со сложными веществами (растворы кислот, аммиак, соли). Так, при взаимодействии щелочных металлов с аммиаком происходит образование амидов:
    Взаимодействие щелочных металлов с солями происходит по следующему принципу –вытесняют менее активные металлы (см. ряд активности металлов) из их солей:
    3Na + AlCl3 = 3NaCl + Al
    Взаимодействие щелочных металлов с кислотами неоднозначно, поскольку при протекании таких реакций металл первоначально будет реагировать с водой раствора кислоты, а образующаяся в результате этого взаимодействия щелочь будет реагировать с кислотой.
    Щелочные металлы реагируют с органическими веществами, такими, как спирты, фенолы, карбоновые кислоты:

    Качественные реакции

    Качественной реакцией на щелочные металлы является окрашивание пламени их катионами: Li + окрашивает пламя в красный цвет, Na + — в желтый, а K + , Rb + , Cs + — в фиолетовый.

    Примеры решения задач

    Найдем количество вещества хлора:
    Исходя из уравнения реакции, количество вещества натрия равно:
    v(Na) = 0,3/2 =0,15 моль
    Найдем массу натрия, выделившегося на катоде:
    m(Na) = 0,15?23 = 3,45г
    Копирование материалов с сайта возможно только с разрешения
    администрации портала и при наличие активной ссылки на источник.
    Внимание, только СЕГОДНЯ!

  4. –PAGE_BREAK–Простое вещество литий
    В виде простого вещества литий – мягкий серебристо-белый металл (т. пл. 179.°C, т. кип. 1370°C). Из металлов он самый легкий (пл. 0,534 г/см3).
    Литий высоко химически активен. С кислородом и азотом взаимодействует уже при обычных условиях, поэтому на воздухе тотчас окисляется, образуя темно-серый налет продуктов взаимодействия (Li2O, Li3N). При температуре выше 200°C загорается. В атмосфере фтора и хлора, а так же в парах брома и йода самовоспламеняется при обычных условиях. При нагревании непосредственно соединяется с серой, углем, водородом и другими неметаллами. Будучи накален, горит в CO2.
    С металлами литий образует интерметаллические соединения. С магнием, алюминием, цинком и с некоторыми другими металлами, кроме того, образует ограниченные твердые растворы. Заметно отличается атомным радиусом от остальных щелочных металлов, дает с ними эвтектические смеси.
    Литий придает сплавам ряд ценных физико-химических свойств. Например, у сплавов алюминия с содержанием до одного процента лития повышается механическая прочность и коррозионная стойкость, введение двух процентов лития в техническую медь значительно увеличивает ее электропроводность и т.д.
    Литий по химической активности уступает некоторым металлам, хотя значение его стандартного электродного потенциала наиболее отрицательное (E
    °
    298    = -3,01 в). Это обусловлено большой энергией гидратации иона Li+, что обеспечивает смещение равновесия
    Li(т)oLi+(p) + e-
    в сторону ионизации металла в значительно большей степени, чем это имеет место у остальных щелочных металлов. Для слабо сольватирующих растворителей (например, в расплавах солей) значение его электродного потенциала соответствует его меньшей химической активности в ряду щелочных металлов.
    Литий энергично разлагает воду, выделяя из нее водород; еще легче взаимодействует с кислотами.
    Литий получают электролизом расплава эвтектической смеси LiCl – KCl. Его хранят под слоем вазелина или парафина в запаянных сосудах.
    Важнейшей областью применения лития, как источника трития является атомная энергия. Литий, кроме того, используется в качестве теплоносителя в атомных реакторах.
    Натрий
    Атомный и ионный радиус натрия Na (1s22s22p63s1) значительно больше, чем лития, и признаки металлического элемента у натрия выражены сильнее. В этом отношении он уступает лишь элемента подгруппы калия.
    Натрий – один из наиболее распространенных элементов на Земле (2,0 ат. %). Он обнаружен в атмосфере Солнца и в межзвездном пространстве.
    Важнейшие минералы натрия: NaCl (каменная соль, галит), Na2SO4?10H2O (мирабилит, глауберова соль), Na3AlF6 (криолит), Na2B4O7?10H2O (бура) и др. В сочетании с другими элементами он входит в состав многих природных силикатов и алюмосиликатов. Огромное количество солей натрия находится в гидросфере. Абсолютное содержание натрия в морской воде около 1,5?1016m.
    Соединения натрия содержатся в растительных и животных организмах, в последнем случае главным образом в виде NaCl. В крови человека ионы Na+составляют 0,32%, в костях 0,6%, в мышечной ткани 0,6 – 1,5%.
    Натрий – наиболее употребительный их щелочных металлов. Его получают в больших количествах электролизом расплава NaCl с добавками CaCl2, KCl и другими для понижения температуры плавления.
    Это мягкий металл, легко реагирующий с водой, окисляющийся кислородом и другими элементами-окислителями – галогенами, халькогенами т.д. Хранят натрий в запаянных сосудах, а небольшое количество – под слоем керосина.
    Применяется натрий в металлотермии и как активный восстановитель в органическом синтезе. Так же его используют в газоразрядных лампах и химических источниках тока.
    Натрий является одним из важных элементов, входящих в состав живых организмов, в частности массовая доля ионов Na+ в плазме крови составляет около 0,3%.
    Тяжелые щелочные металлы – калий, рубидий и цезий – еще более реакционноспособны, чем натрий. Все они со вспышкой реагируют с неметаллическими элементами, разлагают воду и многие другие вещества. Хранят их как и натрий, в запаянных сосудах.
    Подобно натрию калий является биогенным элементом, особенно существенным в физиологии растений, которые получают его из почвы. При интенсивной агротехнике естественный круговорот калия нарушается и его необходимо вводить в почву в виде калийных удобрений.
    Из тяжелых щелочных металлов техническое применение находит только цезий, который благодаря малому потенциалу ионизации используется для создания фоточувствительных слоев в вакуумных фотоэлементах.
    Простое вещество натрий
    В виде простого вещества натрий – легкий (пл. 0,97 г/см3), мягкий серебристо-белый металл со сравнительно невысокими температурами плавления (98°C) и кипения (883°C).
    По химическим свойствам это активнейший металл. На воздухе тотчас окисляется, образуя рыхлые продукты окисления. При обычной температуре самовоспламеняется в атмосфере фтора и хлора. При небольшом подогревании энергично взаимодействует с жидким бромом, серой, йодом, водородом и др.
    С многими металлами натрий образует интерметаллические соединения. Например, с оловом он дает ряд соединений: NaSn6, NaSn4, NaSn3, NaSn2, NaSn, Na2Sn, Na3Sn и др. С некоторыми металлами дает твердые растворы. Эвтектический сплав 24% Na и 76%K представляет собой жидкость (температура кристаллизации  –12,6°C).
    Натрий используется в металлотермии. Металлический натрий и его жидкий сплав с калием используется в органическом синтезе. Как восстановитель часто применяется амальгама натрия. Натрий используется также в качестве теплоносителя в ядерных энергетических установках, в клапанах авиационных двигателей, в химических производствах, где требуется равномерный обогрев в пределах 450 – 650°C.
    Натрий получают электролизом расплавленного NaCl и реже NaOH. При производстве натрия из NaCl (т. пл. 800°C) температуру плавления электролита снижают (до 575 – 585°C) добавкой KCl, CaCl2, NaF или других солей. Натрий хранят в запаянных сосудах или под керосином.
    продолжение
    –PAGE_BREAK–Элементы подгруппы калия
    Калий K, Рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr – полные электронные аналоги. Хотя у атомов щелочных металлов число валентных электронов одинаково, свойства элементов подгруппы калия отличаются от свойств натрия и, особенно, лития. Это обусловлено заметным различием величины радиусов их атомов и ионов. Кроме того, у лития в предвнешнем квантовом слое 2 электрона, а у элементов подгруппы калия – 8. В таблице 1-2 приложения I приведены сведения о литии, натрии и элементах подгруппы калия.
    Элементы подгруппы калия – наиболее типичные металлические элементы – катионогены. При этом с повышением порядкового номера этот признак у элементов усиливается. Для них наиболее характерны соединения с преимущественно ионным типом связи. Вследствие незначительного поляризирующего действия ионов (малый заряд, устойчивость электронной структуры, большие размеры), комплексообразование для K+, Rb+, Cs+, Fr+нехарактерно; даже кристаллогидраты для них почти неизвестны.
    Наиболее важными минералами калия являются: сильвин KCl,сильвинит NaCl?KCl,карналлит KCl?MgCl2?6H2O, каинит KCl?MgSO4?3H2O.
    Рубидий и цезий содержатся в минералах калия. Франций радиоактивен, стабильных изотопов не имеет. Он открыт в 1939г. в продуктах радиоактивного распада урана (4?10-28г. на 1 грамм природного урана). Его получают искусственно. Наиболее долгоживущий изотоп 212Fr (T1/2 = 20мин) образуется при облучении урана протонами:
    238U (p, 6p21n)212Fr
    Вследствие малого периода полураспада изотопов сколько-нибудь заметных количеств франция накопить не удается, поэтому его свойства изучены недостаточно.
    Простые вещества подгруппы калия
    В виде простых веществ калий и его аналоги – блестящие серебристо-белые (за исключением золотисто-желтого цезия) металлы с объемно-центрированной кристаллической решеткой (как Li иNa). Основные физические константы этих элементов приведены в таблице 1-3 приложения I.
    Как видно из приведенных данных, плотность K, Rb и Cs невелика, температуры плавления и кипения невысокие. Эти металлы очень мягки и легко режутся ножом. Существенно, что от лития к натрию и далее к калию значения большинства констант меняются довольно резко.
    Калий и его аналоги – исключительно реакционноспособные металлы. На воздухе калий тотчас окисляется, образуя рыхлые продукты взаимодействия; цезий и рубидий самовоспламеняются. В атмосфере фтора и хлора эти металлы самовоспламеняются при обычных условиях. Взаимодействие их с жидким бромом сопровождается сильным взрывом. При нагревании они легко взаимодействуют с серой, водородом и др. металлами. С металлами они образуют большей частью интерметаллические соединения.
    Калий и его аналоги располагаются в самом начале ряда напряжений. Взаимодействие калия с водой сопровождается самовоспламенением выделяющегося водорода, а взаимодействие рубидия и цезия – даже взрывом.
    Рассматриваемые металлы при нагревании и освещении сравнительно легко теряют электроны. Эта способность делает их ценными материалами для изготовления фотоэлементов.
    В технике калий  получают натрийтермическим методом из расплавленного гидроксида или хлорида, рубидий и цезий – методами металлотермии и термическим разложением соединений. Калий и его аналоги хранят в запаянных сосудах. Калий, кроме того, можно сохранять в керосине.
    Соединения с водородом
    Щелочные металлы непосредственно взаимодействуют с водородом, образуя гидриды MH. Наиболее характерна эта реакция для лития:
    2Li + H2 = 2LiH
    В отличие от соединений сp-элементами, в которых водород находится в положительной степени окисления, в гидридах щелочных металлов он присутствует в степени окисления  –1, образуя гидридный анион H. В отсутствие воды гидрид лития не реагирует с кислородом и галогенами, но вода немедленно его разлагает:
    LiH + H2O = LiOH + H2­
    В этой реакции протон выступает в роли окислителя, а гидридный анион – восстановителя:
    H+ + H- = H2
    Гидриды остальных щелочных металлов менее устойчивы и более реакционноспособны. Их свойства определяются свойствами гидридного аниона, т.е. они являются сильными восстановителями.
    Соединения с кислородом
    Несмотря на то, что щелочные металлы во всех своих соединениях находятся в единственной степени окисления  +1, каждый из них образует несколько бинарных соединений с кислородом. Кроме нормальных оксидов существуют пероксиды, супероксиды и озониды щелочных металлов.
    Образование таких соединений обусловлено в большей мере свойствами кислорода, чем свойствам щелочных металлов.
    Особенности элементов первой группы в образовании соединений с кислородом заключаются в том, что относительно большие однозарядные ионы обладают малым поляризующим действием и не дестабилизируют молекулярные ионы кислорода. При горении в кислороде получаются оксид лития, пероксид натрия и супероксиды остальных металлов:
    2Li + 1/2O2 = Li2O            2Na + O2 = Na2O2                K + O2 = KO2
    Пероксид лития может быть получен косвенным путем.
    Оксиды получают из продуктов сгорания, нагревая их с соответствующим металлом:
    Na2O2 + 2Na = 2Na2O2                 KO2 + 3K = 2K2O
    При взаимодействии калия, рубидия и цезия с озоном образуются озониды:
    K + O2 = KO3
    Большинство соединений с кислородом окрашено. Оксиды лития и натрия бесцветны, но уже Na2O2 имеет светло-желтую окраску, KO2 – оранжевого, RbO2 – темно-коричневого цвета.
    Естественно, что нормальные оксиды щелочных металлов практически не проявляют ни окислительных, ни восстановительных свойств, тогда как остальные соединения являются сильными окислителями. Большая часть органических веществ (эфир, уксусная кислота, древесные опилки, хлопок) реагируют с Na2O2 или KO2 со вспышкой или со взрывом.
    Пероксид натрия получают в промышленности в больших количествах путем сжигания металлического натрия в токе воздуха. При взаимодействии его с водой идет реакция гидролиза:
    O22- + H2O = OH- + HO2-
    Водные растворы пероксида натрия – достаточно сильные окислители и широко используются для отбеливания органических средств – древесной массы, тканей, меха.
    Смесь пероксида натрия с супероксида калия применяется в изолирующих дыхательных аппаратах, так как в этом случае число молей выделившегося кислорода может быть равно числу молей поглощенного CO2:
    Na2O2 + CO2 = Na2CO3 + 1/2O2
    2KO2 + CO2 = K2CO3 + 3/2O2
    При соотношении Na2O2: KO2 = 1: 2 поглощение CO2 происходит без изменения общего давления.
    продолжение
    –PAGE_BREAK–

  5. По химическим свойствам это активнейший металл. На воздухе тотчас окисляется, образуя рыхлые продукты окисления. При обычной температуре самовоспламеняется в атмосфере фтора и хлора. При небольшом подогревании энергично взаимодействует с жидким бромом, серой, йодом, водородом и др.
    С многими металлами натрий образует интерметаллические соединения. Например, с оловом он дает ряд соединений: NaSn6, NaSn4, NaSn3, NaSn2, NaSn, Na2Sn, Na3Sn и др. С некоторыми металлами дает твердые растворы. Эвтектический сплав 24% Na и 76% K представляет собой жидкость (температура кристаллизации –12,6 C).
    Натрий используется в металлотермии. Металлический натрий и его жидкий сплав с калием используется в органическом синтезе. Как восстановитель часто применяется амальгама натрия. Натрий используется также в качестве теплоносителя в ядерных энергетических установках, в клапанах авиационных двигателей, в химических производствах, где требуется равномерный обогрев в пределах 450 – 650 C.
    Натрий получают электролизом расплавленного NaCl и реже NaOH. При производстве натрия из NaCl (т. пл. 800C) температуру плавления электролита снижают (до 575 – 585  C) добавкой KCl, CaCl2, NaF или других солей. Натрий хранят в запаянных сосудах или под керосином.

    Элементы подгруппы калия

    Калий K, Рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr – полные электронные аналоги. Хотя у атомов щелочных металлов число валентных электронов одинаково, свойства элементов подгруппы калия отличаются от свойств натрия и, особенно, лития. Это обусловлено заметным различием величины радиусов их атомов и ионов. Кроме того, у лития в предвнешнем квантовом слое 2 электрона, а у элементов подгруппы калия – 8. В таблице 1-2 приложения I приведены сведения о литии, натрии и элементах подгруппы калия.
    Элементы подгруппы калия – наиболее типичные металлические элементы – катионогены. При этом с повышением порядкового номера этот признак у элементов усиливается. Для них наиболее характерны соединения с преимущественно ионным типом связи. Вследствие незначительного поляризирующего действия ионов (малый заряд, устойчивость электронной структуры, большие размеры), комплексообразование для K + , Rb + , Cs + , Fr + нехарактерно; даже кристаллогидраты для них почти неизвестны.
    Рубидий и цезий содержатся в минералах калия. Франций радиоактивен, стабильных изотопов не имеет. Он открыт в 1939г. в продуктах радиоактивного распада урана (410 -28 г. на 1 грамм природного урана). Его получают искусственно. Наиболее долгоживущий изотоп 212 Fr (T1/2 = 20 мин) образуется при облучении урана протонами:
    Вследствие малого периода полураспада изотопов сколько-нибудь заметных количеств франция накопить не удается, поэтому его свойства изучены недостаточно.

    Простые вещества подгруппы калия

    В виде простых веществ калий и его аналоги – блестящие серебристо-белые (за исключением золотисто-желтого цезия) металлы с объемно-центрированной кристаллической решеткой (как Li и Na). Основные физические константы этих элементов приведены в таблице 1-3 приложения I.
    Как видно из приведенных данных, плотность K, Rb и Cs невелика, температуры плавления и кипения невысокие. Эти металлы очень мягки и легко режутся ножом. Существенно, что от лития к натрию и далее к калию значения большинства констант меняются довольно резко.
    Калий и его аналоги – исключительно реакционноспособные металлы. На воздухе калий тотчас окисляется, образуя рыхлые продукты взаимодействия; цезий и рубидий самовоспламеняются. В атмосфере фтора и хлора эти металлы самовоспламеняются при обычных условиях. Взаимодействие их с жидким бромом сопровождается сильным взрывом. При нагревании они легко взаимодействуют с серой, водородом и др. металлами. С металлами они образуют большей частью интерметаллические соединения.
    Калий и его аналоги располагаются в самом начале ряда напряжений. Взаимодействие калия с водой сопровождается самовоспламенением выделяющегося водорода, а взаимодействие рубидия и цезия – даже взрывом.
    Рассматриваемые металлы при нагревании и освещении сравнительно легко теряют электроны. Эта способность делает их ценными материалами для изготовления фотоэлементов.
    В технике калий получают натрийтермическим методом из расплавленного гидроксида или хлорида, рубидий и цезий – методами металлотермии и термическим разложением соединений. Калий и его аналоги хранят в запаянных сосудах. Калий, кроме того, можно сохранять в керосине.

    Соединения с водородом

    Щелочные металлы непосредственно взаимодействуют с водородом, образуя гидриды MH. Наиболее характерна эта реакция для лития:
    В отличие от соединений с p-элементами, в которых водород находится в положительной степени окисления, в гидридах щелочных металлов он присутствует в степени окисления –1, образуя гидридный анион H. В отсутствие воды гидрид лития не реагирует с кислородом и галогенами, но вода немедленно его разлагает:
    В этой реакции протон выступает в роли окислителя, а гидридный анион – восстановителя:
    Гидриды остальных щелочных металлов менее устойчивы и более реакционноспособны. Их свойства определяются свойствами гидридного аниона, т.е. они являются сильными восстановителями.

    Соединения с кислородом

    Несмотря на то, что щелочные металлы во всех своих соединениях находятся в единственной степени окисления +1, каждый из них образует несколько бинарных соединений с кислородом. Кроме нормальных оксидов существуют пероксиды, супероксиды и озониды щелочных металлов.
    Образование таких соединений обусловлено в большей мере свойствами кислорода, чем свойствам щелочных металлов.
    Особенности элементов первой группы в образовании соединений с кислородом заключаются в том, что относительно большие однозарядные ионы обладают малым поляризующим действием и не дестабилизируют молекулярные ионы кислорода. При горении в кислороде получаются оксид лития, пероксид натрия и супероксиды остальных металлов:
    Пероксид лития может быть получен косвенным путем.
    Оксиды получают из продуктов сгорания, нагревая их с соответствующим металлом:
    При взаимодействии калия, рубидия и цезия с озоном образуются озониды:
    Большинство соединений с кислородом окрашено. Оксиды лития и натрия бесцветны, но уже Na2O2 имеет светло-желтую окраску, KO2 – оранжевого, RbO2 – темно-коричневого цвета.
    Естественно, что нормальные оксиды щелочных металлов практически не проявляют ни окислительных, ни восстановительных свойств, тогда как остальные соединения являются сильными окислителями. Большая часть органических веществ (эфир, уксусная кислота, древесные опилки, хлопок) реагируют с Na2O2 или KO2 со вспышкой или со взрывом.
    Пероксид натрия получают в промышленности в больших количествах путем сжигания металлического натрия в токе воздуха. При взаимодействии его с водой идет реакция гидролиза:
    Водные растворы пероксида натрия – достаточно сильные окислители и широко используются для отбеливания органических средств – древесной массы, тканей, меха.
    Смесь пероксида натрия с супероксида калия применяется в изолирующих дыхательных аппаратах, так как в этом случае число молей выделившегося кислорода может быть равно числу молей поглощенного CO2:
    При соотношении Na2O2 : KO2 = 1 : 2 поглощение CO2 происходит без изменения общего давления.
    Все бинарные соединения элементов I группы с кислородом реагируют с водой, образуя гидроксиды. Например:
    Гидроксиды щелочных металлов, называемые щелочами, в воде хорошо растворимы и практически полностью диссоциированы:
    NaOH ( кр) = Na + (p-p) + OH – (p-p)
    В чистом виде это твердые бесцветные вещества, плавящиеся без разложения при  300 – 500  C. Только гидроксид лития при нагревании выше Тпл = 445  C теряет воду:
    Твердые гидроксиды и их концентрированные растворы сильно гигроскопичны, они жадно поглощают влагу и используются для осушения газов, не обладающих кислотными свойствами, в частности аммиака. Уже при обычных условиях твердые щелочи легко реагируют с «кислотами» газами – CO2, SO2, NO2, галогенами, галогено- и халькогеноводородами. Поэтому щелочи широко используются для поглощения таких газов и очистки от них кислорода, водорода, азота.
    В силу этих причин как твердые щелочи, так и их растворы следует хранить в плотно закрытой посуде.
    Наибольшее применение находит NaOH – едкий натр, который в громадных количествах получают в промышленности электролизом раствора хлорида натрия. Он широко применяется при производстве целлюлозы, искусственного шелка, при рафинировании жидких растительных масел и нефти, в мыловаренной промышленности, при синтезе красителей и в других химических производствах.

    Растворы щелочных металлов

    При обсуждении свойств типичных металлов – галогенов, серы, фосфора – неоднократно упоминалась их способность растворяться в некоторых растворителях, из которых затем они могут быть выведены в неизменном виде. Такими растворителями для неметаллов являются малополярные вещества вроде CS2, CCl4 или бензола. По мере перехода от молекулярных кристаллов к атомным и металлическим способность растворяться без химических реакций постепенно уменьшается, и простые вещества элементов IV и III группы переходят в раствор только в результате химического превращения.
    В случае щелочных металлов связи в металлических кристаллах, осуществляемые единственным валентным электроном, настолько слабы, что появляется возможность их разрушения в результате молекулярных, а не химических, в полном смысле этого слова, взаимодействий.
    Так, в отсутствие следов железа все щелочные металлы достаточно хорошо растворимы в жидком аммиаке. При этом образуются голубые или синие растворы, из которых металлы могут быть выведены в неизменном виде после испарения аммиака. Подобным же образом натрий и другие металлы могут быть растворены в некоторых органических растворителях – аминах и эфирах. Все эти растворы обладают хорошей электропроводимостью, что говорит о ионной природе растворенных частиц. Различными методами доказано, что во всех случаях имеет место равновесие:
    Как катион металла, так и электрон сильно сольватируются молекулами растворителя; например, в аммиаке образуются ионы Na(NH3)4 + , и это приводит к общему выигрышу энергии при растворении.
    Очевидно, что сольватированные электроны в заметных количествах не могут существовать в растворах, содержащих протоны, так как непременно должна идти реакция
    или, иначе, обмен электроном между атомом металла и протоном:
    В водных растворах этот процесс количественно характеризуется стандартным восстановительным потенциалом. Для щелочных металлов Ek практически одинаковы и равны –2,9В. Такие большие отрицательные значения E говорят о том, что ни при каких условиях щелочные металлы не могут существовать с водой и любыми водными растворами, а значит, не могут быть восстановлены из водного раствора.
    Действительно, все щелочные металлы энергично, во многих случаях со взрывом, реагируют с водой и растворами кислот. Со щелочными растворами, в которых концентрация протонов мала, реакции идут более спокойно. Натрий, брошенный на поверхность воды, немедленно плавится за счет теплоты реакции, а иногда поджигает выделяющийся водород:
    Калий всегда реагирует с водой со вспышкой или со взрывом.

    Соли щелочных металлов

    Во всех своих соединениях щелочные металлы существуют в виде однозарядных катионов. Это относиться как к бинарным соединениям – галогенидам, халькогенидам, нитридам, карбидам, так и к солям со сложными многоатомными анионами.
    Электростатические взаимодействия в ионных кристаллических решетках, содержащих однозарядные катионы, не очень велики, и энергии гидратации ионов оказываются вполне соизмеримы с ними. Поэтому, за редкими исключениями, соли щелочных металлов хорошо растворяются в воде. Хуже других растворимы фториды, карбонат и фосфат лития и перхлораты калия, рубидия и цезия.
    При сильном нагревании солей, особенно при внесении их в пламя горящего водорода или бытового газа, происходит ряд процессов приводящих к появлению характерной окраски пламени.
    Соли щелочных металлов находят самое широкое применение как в лабораторной практике, так и в различных областях промышленности и медицины.
    Особенно широко используются карбонат и гидрокарбонат натрия, известные под общим названием сода. В технике и в быту различают кристаллическую соду Na2CO310H2O, кальцинированную соду – безводный карбонат Na2CO3 и питьевую соду – NaHCO3. Кроме того, следует упомянуть, что термин каустическая сода или каустик используется в технике для обозначения NaOH.
    Основные потребители соды – стекольное, мыловаренное, бумажное, текстильное производство. Сода служит исходным продуктом для получения других солей натрия. Питьевая сода широко применяется в медицине. В лабораторной практике сода используется для нейтрализации кислот при несчастных случаях.
    Таблица 1-1. Физико-химические свойства щелочных металлов
    Энергия ионизации атомов I1,
    Сродство атомов к электрону,
    Энтальпия атомизации, кДж/моль
    Температура плавления,  C
    Температура кипения,  C
    Таблица 1-2. Основные сведения о щелочных металлах
    Радиус иона Э + , А
    Энергия ионизации, Эв
    Содержание в земной
    Таблица 1-3. Основные физические константы щелочных металлов
    Плотность, г/см 3
    Список использованной литературыН. С. Ахметов «Неорганическая химия», Москва изд. Высшая школа 1975г.
    В. В. Пасынков «Материалы электронной техники», Москва изд. Высшая школа 1980г.
    Ю. В. Ходаков, В. Л. Василевский «Металлы», Москва изд. Просвещение 1966г.
    А. В. Суворов, А. Б. Никольский «Общая химия», Санкт-Петербург изд. Химия 1995г.
    С. И. Венецкий «Рассказы о металлах», Москва изд. Металлургия 1986г.
    Внимание, только СЕГОДНЯ!

  6. В большом семиэтажном доме, в подъезде щелочных металлов, на втором этаже жил Литий – самый легкий и беззаботный металл. Он, как и все щелочные металлы, очень активно взаимодействовал с кислородом, неметаллами, водородом и водой. Как и все, защищался от кислорода, но носил не керосиновую, а вазелиновую “шубу”, так как был очень легким и всплывал в керосине. Но все же Литий не был во всех отношениях похожим на своих собратьев: он был добр, щедр и прост. Он с охотой отдавал свои электроны и Кислороду, и Азоту, и многим другим элементам. Из-за этих-то особенностей Литий страдал, так как другие щелочные металлы, особенно такие хитрые, как Калий и Натрий, не давали ему прохода. Дело было в том, что, когда щелочные металлы горели в кислороде, каждые их два атома отдавали одной молекуле Кислорода два своих электрона – каждому атому по одному. Остальные электроны они припрятывали до поры до времени. Литий же был честен – отдавал молекуле Кислорода в два раза больше электронов, чем остальные металлы: на четыре атома Лития – четыре электрона. Да и с Азотом Литий взаимодействовал спокойно, при обычной температуре, не то что другие – при нагревании. И решили Натрий и Калий допытаться у Лития: почему он так поступает? Нет ли в его поведении каких-либо скрытых выгод? Спрашивает Натрий: “Почему ты, брат Литий, все свои электроны Кислороду отдаешь? Не лучше ли делать так, как мы?” Отвечал Литий: “Я всегда рад помочь другим, не то что вы – жадничаете. Я рад, что в моем оксиде Кислород имеет свою обычную степень окисления – 2, не то что – 1 в ваших странных, ни на что не похожих пероксидах”. Сказал так и ушел восвояси. Долго стояли Натрий и Калий в раздумье, но так ничего и не поняли. И сейчас с Кислородом продолжают пероксиды образовывать. А оксиды состава М2O дают лишь тогда, когда их силой заставят, т. е. создадут соответствующие условия – нагревают пероксид (Na2O2) с таким же металлом – “жадиной (Na) “.

  7. ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ. Щелочные металлы- химические элементы главной подгруппы 1 группы
    периодической системы элементов Д. И. Менделеева: Li – литий, Na –
    натрий, K – калий, Rb – рубидий , Сs- цезий, Fr – франций. Получили свое
    название от гидроокисей щелочных металлов, названные едкими щелочами. Атомы щелочных металлов имеют на внешней оболочке по 1 s – электрону, а на
    предшествующей – 2 s и 6 р- электронов ( кроме лития). Степень окисления
    щелочных металлов в соединениях всегда равна + 1.Щелочные металлы в
    химических соединениях очень активны – быстро окисляются кислородом
    воздуха, бурно реагируют с водой, образуя щёлочи. Активность возрастает от
    Li к Fr. ЛИТИЙ – (лат. Lithium), Li – был открыт в 1817 году шведским химиком
    А. Арфведсоном в минерале петалите. Название происходит от греческого
    lithos – камень. Металлический литий впервые получен в 1818 году английским
    химиком Г. Дэви. Литий – серебристо-белый металл, быстро покрывающийся
    тёмно-серым налетом. Литий – типичный представитель земной коры, он
    накапливается в наиболее поздних продуктах дифференциации магмы –
    пегматитах. В пегматитах и биосфере известно 28 самостоятельных минералов
    лития (силикаты, фосфаты и др.). Все они редкие. В биосфере литий мигрирует
    сравнительно слабо, роль его в живом веществе меньше, чем остальных
    щелочных металлов. Из вод он легко извлекается глинами, его относительно
    мало в Мировом океане Промышленные месторождения лития связаны как с
    магматическими породами, так и с биосферой (солёные озёра). Литий
    соединяется с галогенами, образуя галогениды. При нагревании с серой даёт
    сульфид, с водородом – лития гидрид. Реагирует с азотом. В специальных
    условиях могут быть получены фосфиды. Нагревание лития с углеродом приводит
    к получению карбида, с кремнием – силицида. Литий образует многочисленные
    литийорганические соединения, что определяет его большую роль в
    органическом синтезе. Литий компонент многих сплавов. С некоторыми
    металлами (Mn, Zn, Al) образует твёрдые растворы. Литий постоянно входит в
    состав живых организмов, однако его биологическая роль выяснена
    недостаточно. НАТРИЙ -( Natrium) Na. Серебристо-белый мягкий металл, на воздухе
    быстро окисляется с поверхности. Название “натрий”, происходящее от
    арабского натрун, первоначально относилось к природной соде. Уже в 18 веке
    химики знали много других соединений натрия. Однако сам металл был получен
    лишь в 1807 году Г. Дэви электролизом едкого натра. В Великобритании, США,
    Франции элемент назван Sodium, в Италии -Sodio. Натрий – типичный элемент
    верхней части земной коры. В биосфере происходит резкая дифференциация
    натрия: в осадочные породы в среднем обеднены, мало его в большинстве почв.
    При испарении в прибрежно-морских лагунах, а также в континентальных
    озёрах степей и пустынь осаждаются соли натрия, формирующие толщи
    соленосных пород. Химическая активность очень велика: реагирует с
    кислородом, водородом, хлором, фтором, с серой, с бромом( при нагревании).
    Натрий входит в состав практически важных важных сплавов. Вследствие
    большой химической активности натрия, обращение с ним требует большой
    осторожности. Особенно опасно попадание на натрий воды, которое может
    привести к пожару или взрыву. Глаза должны быть защищены очками, руки –
    толстыми перчатками; соприкосновение с влажной кожей или -2-
    одеждой может вызвать тяжёлые ожоги. Натрий – один из основных элементов,
    участвующих в минеральном обмене животных и человека. Содержится во
    внеклеточных жидкостях, участвует в поддержании осмотического давления и
    кислотно-щелочного равновесия, в проведении нервных импульсов. Суточная
    потребность человека в хлористом натрии колеблется от 2 до 10 гр и зависит
    от количества этой соли, теряемой потом. В медицине наиболее часто
    применяют препараты из натрия при кровопотерях, потерях жидкости, рвоте,
    как антисептическое средство, отхаркивающее средство, для промываний и
    полосканий при ринитах и т.д. Искусственно полученные радиоактивные изотопы
    применяют для определения скорости кровотока в отдельных участках
    кровеносной системы. КАЛИЙ -Kalium, серебряно-белый, очень легкий, мягкий и легкоплавкий
    метал. Некоторые соединения калия (например поташ, добывающийся из
    древесной золы) были известны уже в древности; однако их не отличали от
    соединений натрия. Только в 18 веке было показано различие между
    “растительной щелочью” (поташем) и “минеральной щелочью (содой). В 1807
    году Г. Дэви электролизом слегка увлажненных твердых едких калим и натри
    выделил калий и натрий и назвал их потассием и содием. В 1809 г. Л.
    Гильберт предложил название Калий ( от арабского кали – поташ). Названия
    “потассий” сохранилось в Великобритании, США. Франции. Калий –
    распространенный элемент, входит в состав полевых шпатов и слюд. На земной
    поверхности мигрирует слабо. При выветривании горных пород калий частично
    переходит в воды, но оттуда его быстро захватывают организмы и поглощают
    глины, поэтому воды рек бедны калием и в океан его поступает меньше, чем
    натрия. В океане калий поглощается организмами и донными илами. В
    большинстве почв растворимых соединений мало, и культурные растения
    нуждаются в калийных удобрениях. На воздухе, особенно влажном, калий быстро
    окисляется , поэтому его хранят в бензине, керосине или минеральном масле.
    При комнатной температуре взаимодействует с галогенами, при слабом
    нагревании с серой, с селеном и теллуром. Взаимодействует с водородом. С
    азотом взаимодействует только под влиянием электрического разряда. Калий
    весьма энергично (иногда со взрывом) взаимодействует с водой, выделяя
    водород. Основное применение металлического калия – приготовление перекиси
    калия, служащей для регенерации кислорода (в подводных лодках и др.). Калий
    – один из биогенных элементов, постоянная составная часть растений и
    животных. Суточная потребность покрывается за счет мяса и растительных
    продуктов. В отличии от натрия, калий сосредоточен главным образом в
    клетках, во внеклеточной среде его меньше. В клетке калий распределён
    неравномерно.

  8. Не успели занять свои места, как вдруг неожиданно разгорелся между ними спор: кому тяжело живется в нынешних условиях, когда начался глобальный экономический кризис, а кому наоборот – созданы все условия для процветания.
    Мистер Ли упорно начал доказывать, что он обладает высоким потенциалом восстановления и не боится экономического кризиса, что среди присутствующих ему равных нет. «Я создал фирму под названием «Oksid», так что могу поделиться своим опытом», – говорил оратор.
    Такого поворота событий вряд ли кто из присутствующих ожидал. Все были возмущены поведением выскочки и хвастуна мистера Ли. В спор вмешался мистер На. Начал со слов, что его уважают не хуже мистера Ли, и он не позволит относиться к присутствующим неуважительно. «Замечу, что мой потенциал восстановления чуть больше, чем у некоторых “мистеров-премистеров”. У меня уже давно сложились с химическими элементами дружеские отношения. Чтобы не быть голословным, приведу пример. С господином Oxygenium мы создали корпорацию “Peroksid”».
    Из зала были слышны выкрики мистера Кa: «А мы… А мы… с господином Oxygenium успели преумножить наши отношения и создали более солидную корпорацию – “Nadperoksid”, так что у меня больше шансов выйти из кризиса, чем у всяк…» Но тут, не дав договорить, его прервал мистер эр Би: «По- думайте только, какие они “oksidцы-рeroksidцы”…» Но и этот господин не успел закончить свою речь. В спор вмешались мистер Си эС и мистер эФ эР.
    Обстановка в зале накалялась, ситуация обострилась, споры не затихали. У всех нервы были напряжены до предела, а сами спорщики докрасна накалены. Но никто из присутствующих не желал раздеться и даже сделать глоток воды, чтобы охладить пыл, т.к. все знали, чем это чревато для многих: кислород (О2) в воздухе, да еще и вода (H2O) в стакане – гиблое дело.
    Председательствующий на семинаре, видя, что спор становится неуправляемым и вряд ли его можно остановить цивилизованным способом, взял себя в руки и громко крикнул: «Всем молчать. »
    В зале установилась мертвая тишина. Даже можно было услышать полет мухи (если бы, конечно, она присутствовала в зале). У членов семинара отвисли челюсти от неожиданности. Все замерли в позах марионеток, т.е. застыли на своих местах. Председательствующий сам испугался ничуть не меньше остальных. Все ждали и думали: «Что же будет дальше. »
    А произошло вот что…
    «Господа! – начал председатель. – Мы собрались здесь не для того, чтобы корчить из себя знатоков и хвастаться, кто с кем и когда создал корпорации “Оksid”, “Peroksid” и “Nadperoksid”. Мы собрались не для того, чтобы устраивать дискуссии и кулачные бои, а для того, чтобы все как одна дружная семья оценили нынешнюю ситуацию в мире и подумали, как и чем можем помочь друг другу в создавшихся условиях. Это – раз. Во-вторых, мы с планеты ПСХЭ – Периодическая система химических элементов – четко и ясно должны понять: Вселенная под угрозой. Начался всемирный финансовый кризис. Стало трудно жить не только нам, но и людям с дружественной планеты Земля (на нашем с вами языке эта планета называется Tellus)! Многие оказываются безработными, выброшенными на улицу. Страдают не единичные богатые личности – финансовые олигархи, а рабочие – самый многочисленный класс. Наша цель – реально помочь тем людям, которые оказались ненужными “элементами”.
    В-третьих, оглянитесь и посмотрите, на кого вы похожи. Забываете, где вы находитесь и где воспитывались… Ведете себя неадекватно. Как уличные беспризорники, готовы передрать друг другу глотку, из-за всякой…
    Мы находимся не на заседании Госдумы РФ или Верховной Рады Украины… Мы – всемирно признанные и уважаемые элементы щелочных металлов: мистер Ли – это щелочной металл Li (литий), мистер На – Na (натрий), мистер Ка – K (калий), мистер эР Би – Rb (рубидий), мистер Си эС – Cs (цезий) и мистер эФ эР – Fr (франций). Все мы из Ia группы главной подгруппы таблицы Д.И.Менделеева! А раз так, всегда должны быть первыми, всегда вместе и всегда – главными! Мы должны быть на высоте! Мы – цивилизованные “люди”! Мы присутствуем в природе в разных соединениях. Многие элементы из нас необходимы человеку, чтобы удовлетворить его потребности, а не для извлечения прибыли некоторых индивидуумов.
    Итак, сегодня нам спорить и устраивать драки никак нельзя! Время не ждет! Мы, щелочные металлы, как химические элементы, живущие в одном доме и в одном подъезде, хотя и на разных этажах, должны жить дружно. Наша сегодняшняя задача: имея самые активные восстановительные способности, стараться всячески помочь людям и поддерживать их в трудную минуту, восстанавливать их на прежних рабочих местах, чтобы им было всегда комфортно и уютно. Мы должны служить народу, повышать его благосостояние.
    Мы знаем и о том, что новое качество, новое вещество образуется не путем механического приращения групп атомов. Оно появляется лишь в результате взаимодействия составных частей наших молекул и взаимного влияния наших атомов. Мы четко и ясно должны представлять и то, как, вооружившись имеющимися знаниями о веществах, направлять их в нужное русло: получать новые вещества, которых еще нет в природе или которые представлены в ограниченном количестве, раскрыть весь наш потенциал восстановления, нужный для развития народного хозяйства и для жизни на Земле.
    Повторяю, что мы должны жить дружно не только в своей I группе, но и уметь налаживать дружественные отношения с человечеством, принося ему пользу во имя процветания и мира на планете Земля. Надо быть всегда в нужное время в нужном месте. »
    Председательствующий оглядел зал и закончил речь словами, перефразируя немецкого поэта-сатирика Себастьяна Бранта:
    «Алхимия примером не служит
    Тому, как плутни с дурью дружат…»
    Спорщикам-ораторам было стыдно за свои поступки. То краснея, то бледнея от сказанного, все начали тихо занимать свои места. Семинар начался …
    * IUPAC – ИЮПАК, Международный союз теоретической и прикладной химии.
    Внимание, только СЕГОДНЯ!

  9. Министерство связи Российской Федерации
    Санкт-Петербургский Государственный Университет Телекоммуникаций
    им. проф. Бонч-Бруевича
    Кафедра химии

    Реферат

    Предмет: Химия
    Тема: Щелочные металлы
    Составители: студенты гр. Р-73 Смирнов Игорь Васильев Валерий
    Самим
    Санкт-Петербург
    1999г.
    Что такое металлы
    В периодической системе металлы преобладают. По многим свойствам металлы очень отличаются друг от друга: литий вдвое легче воды, а осмий тяжелее ее в 22,5 раза. Цезий или галлий можно легко расплавить в ладони, а вольфраму для плавления нужна температура лишь вдвое меньше, чем температура поверхности Солнца; литий, натрий или калий можно резать ножом, а чистый хром не всякий резец возьмет… Различна и химическая активность металлов – от почти полной химической инертности золота или платины до неукротимой реакционной способности калия или натрия.
    Но, несмотря на все свое разнообразие, эти элементы образуют единую семью, потому что все они относительно легко расстаются со своими наружными электронами и превращаются в положительные ионы.
    Элемент легко отдает электроны, если их на внешнем энергетическом уровне мало (поэтому элементы первых трех групп, не считая бора, – металлы) или если радиус атома так велик, что ядро не в состоянии прочно удерживать наружные электроны (поэтому висмут, атом которого имеет на внешнем энергетическом уровне пять электронов, все-таки относят к металлам).
    Проследив, как изменяются свойства у элементов III периода, мы увидим, что с увеличением числа электронов во внешнем энергетическом уровне элементы постепенно переходят от активного металла натрия к активному неметаллу хлору. IV период тоже начинается активным металлом калием. В конце этого периода перед инертным газом криптоном также стоит активный неметалл бром. Следовательно, и в этом периоде должен происходить такой же переход.
    Почему же этот переход такой медленный? Дело в том, что у элементов IV периода от скандия до цинка «достраивается» не внешний энергетический уровень, а предыдущий. И лишь после цинка (начиная с галлия) число электронов на внешнем энергетическом уровне увеличивается, так что у германия здесь четыре электрона. Он – «пограничный» элемент, за которым следуют неметаллы.
    Поскольку у элементов от скандия до никеля на внешнем энергетическом уровне не больше двух электронов, то они металлы. Каждый большой период включает в себя подобный ряд, состоящий только из металлов.
    У этих рядов четные номера, а из большинства расположенных в них металлов состоят побочные подгруппы периодической системы.
    Получение и химические свойства
    Впервые металлы I группы (Na и K) были получены английским химиком Х. Дэви в 1807г. электролизом щелочей, откуда и возникло их групповое название – щелочные металлы .
    В чистом виде элементы I группы – легкие, мягкие, блестящие металлы, быстро тускнеющие на воздухе из-за окисления кислородом и реакции с водой. Их основные свойства представлены в виде таблицы 1-1 в приложении I.
    Литий
    Литий Li – s -элемент 1s2 2s1. У лития, имеющего только один валентный электрон и большой атомный радиус, энергия ионизации значительно меньше, чем у бериллия (5,39эв против 9,32эв у Be). Это типичный металлический элемент, щелочной металл. Однако от остальных щелочных металлов литий отличает небольшой размер атома и иона; литий по свойствам напоминает также магний.
    Для лития наиболее характерно образование ионной связи. Поэтому координационное число Li в соединениях в отличие от остальных элементов второго периода больше 4. Вместе с тем вследствие небольшого размера ион лития характеризуется высокой энергией сольватации, а в литийорганических соединениях литий образует ковалентную связь.
    Литий достаточно широко распространен в земной коре (0,002ат.%). Природный литий состоит из двух стабильных изотопов: 6 Li (7,3%) и 7 Li (92,7%). Искусственно получены радиоактивные изотопы. Наибольшую ценность имеют минералы сподумен LiAl(SiO3 )2, амблигонит LiAl(PO4 )F и лепидолит Li2 Al2 (SiO3 )3 (F, OH)2 .
    Литий – единственный элемент, реагирующий при обычных условиях с азотом. Поскольку при контакте с воздухом одновременно протекают реакции с кислородом и влагой, лития, как и другие щелочные металлы, можно хранить только без доступа воздуха.
    При горении лития на воздухе одновременно образуются и оксид, и нитрид:
    2Li (кр) + 1/2O2 (г) = Li2 O (кр), DH° = -598кДж;
    3Li (кр) + 1/2N2 (г) = Li3 N (кр), DH° = -164кДж.
    При небольшом нагревании литий реагирует с водородом, углеродом, фосфором и другими элементами, образуя многочисленные бинарные соединения, в кристаллах которых он присутствует в виде однозарядного криптона.
    При реакциях с органическими галогенами образуются литийорганические соединения.
    C2 H5 Cl + 2Li = C2 H5 Li + LiCl.
    Это чрезвычайно реакционно-способные вещества, загорающиеся при контакте с влажным воздухом. Их хорошая растворимость в неполярных растворителях указывает на ковалентный характер связи лития с органическим радикалом. Часто эти соединения образуют полимеры, в которых координационное число лития достигает четырех.
    Литий используется в специальных легких сплавах, литийорганические производные широко применяются при синтезе различных классов органических соединений.

    Простое вещество литий

    В виде простого вещества литий – мягкий серебристо-белый металл (т. пл. 179.°C, т. кип. 1370°C). Из металлов он самый легкий (пл. 0,534 г/см3 ).
    Литий высоко химически активен. С кислородом и азотом взаимодействует уже при обычных условиях, поэтому на воздухе тотчас окисляется, образуя темно-серый налет продуктов взаимодействия (Li2 O, Li3 N). При температуре выше 200°C загорается. В атмосфере фтора и хлора, а так же в парах брома и йода самовоспламеняется при обычных условиях. При нагревании непосредственно соединяется с серой, углем, водородом и другими неметаллами. Будучи накален, горит в CO2 .
    С металлами литий образует интерметаллические соединения. С магнием, алюминием, цинком и с некоторыми другими металлами, кроме того, образует ограниченные твердые растворы. Заметно отличается атомным радиусом от остальных щелочных металлов, дает с ними эвтектические смеси.
    Литий придает сплавам ряд ценных физико-химических свойств. Например, у сплавов алюминия с содержанием до одного процента лития повышается механическая прочность и коррозионная стойкость, введение двух процентов лития в техническую медь значительно увеличивает ее электропроводность и т.д.
    Литий по химической активности уступает некоторым металлам, хотя значение его стандартного электродного потенциала наиболее отрицательное (E ° 298 = -3,01 в ). Это обусловлено большой энергией гидратации иона Li+, что обеспечивает смещение равновесия
    Li(т) — Li+ (p) + e-
    в сторону ионизации металла в значительно большей степени, чем это имеет место у остальных щелочных металлов. Для слабо сольватирующих растворителей (например, в расплавах солей) значение его электродного потенциала соответствует его меньшей химической активности в ряду щелочных металлов.
    Литий энергично разлагает воду, выделяя из нее водород; еще легче взаимодействует с кислотами.
    Литий получают электролизом расплава эвтектической смеси LiCl – KCl. Его хранят под слоем вазелина или парафина в запаянных сосудах.
    Важнейшей областью применения лития, как источника трития является атомная энергия. Литий, кроме того, используется в качестве теплоносителя в атомных реакторах.
    Натрий
    Атомный и ионный радиус натрия Na (1s2 2s2 2p6 3s1 ) значительно больше, чем лития, и признаки металлического элемента у натрия выражены сильнее. В этом отношении он уступает лишь элемента подгруппы калия.
    Натрий – один из наиболее распространенных элементов на Земле (2,0 ат. %). Он обнаружен в атмосфере Солнца и в межзвездном пространстве.
    Важнейшие минералы натрия: NaCl (каменная соль, галит ), Na2 SO4 ?10H2 O (мирабилит, глауберова соль ), Na3 AlF6 (криолит ), Na2 B4 O7 ?10H2 O (бура ) и др. В сочетании с другими элементами он входит в состав многих природных силикатов и алюмосиликатов. Огромное количество солей натрия находится в гидросфере. Абсолютное содержание натрия в морской воде около 1,5?1016m .
    Соединения натрия содержатся в растительных и животных организмах, в последнем случае главным образом в виде NaCl. В крови человека ионы Na+ составляют 0,32%, в костях 0,6%, в мышечной ткани 0,6 – 1,5%.
    Натрий – наиболее употребительный их щелочных металлов. Его получают в больших количествах электролизом расплава NaCl с добавками CaCl2, KCl и другими для понижения температуры плавления.
    Это мягкий металл, легко реагирующий с водой, окисляющийся кислородом и другими элементами-окислителями – галогенами, халькогенами т.д. Хранят натрий в запаянных сосудах, а небольшое количество – под слоем керосина.
    Применяется натрий в металлотермии и как активный восстановитель в органическом синтезе. Так же его используют в газоразрядных лампах и химических источниках тока.
    Натрий является одним из важных элементов, входящих в состав живых организмов, в частности массовая доля ионов Na+ в плазме крови составляет около 0,3%.
    Тяжелые щелочные металлы – калий, рубидий и цезий – еще более реакционноспособны, чем натрий. Все они со вспышкой реагируют с неметаллическими элементами, разлагают воду и многие другие вещества. Хранят их как и натрий, в запаянных сосудах.
    Подобно натрию калий является биогенным элементом, особенно существенным в физиологии растений, которые получают его из почвы. При интенсивной агротехнике естественный круговорот калия нарушается и его необходимо вводить в почву в виде калийных удобрений.
    Из тяжелых щелочных металлов техническое применение находит только цезий, который благодаря малому потенциалу ионизации используется для создания фоточувствительных слоев в вакуумных фотоэлементах.

    Простое вещество натрий

    В виде простого вещества натрий – легкий (пл. 0,97 г/см3 ), мягкий серебристо-белый металл со сравнительно невысокими температурами плавления (98°C) и кипения (883°C).
    По химическим свойствам это активнейший металл. На воздухе тотчас окисляется, образуя рыхлые продукты окисления. При обычной температуре самовоспламеняется в атмосфере фтора и хлора. При небольшом подогревании энергично взаимодействует с жидким бромом, серой, йодом, водородом и др.
    С многими металлами натрий образует интерметаллические соединения. Например, с оловом он дает ряд соединений: NaSn6, NaSn4, NaSn3, NaSn2, NaSn, Na2 Sn, Na3 Sn и др. С некоторыми металлами дает твердые растворы. Эвтектический сплав 24% Na и 76% K представляет собой жидкость (температура кристаллизации –12,6°C).
    Натрий используется в металлотермии. Металлический натрий и его жидкий сплав с калием используется в органическом синтезе. Как восстановитель часто применяется амальгама натрия. Натрий используется также в качестве теплоносителя в ядерных энергетических установках, в клапанах авиационных двигателей, в химических производствах, где требуется равномерный обогрев в пределах 450 – 650°C.
    Натрий получают электролизом расплавленного NaCl и реже NaOH. При производстве натрия из NaCl (т. пл. 800°C) температуру плавления электролита снижают (до 575 – 585°C) добавкой KCl, CaCl2, NaF или других солей. Натрий хранят в запаянных сосудах или под керосином.
    Элементы подгруппы калия
    Калий K, Рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr – полные электронные аналоги. Хотя у атомов щелочных металлов число валентных электронов одинаково, свойства элементов подгруппы калия отличаются от свойств натрия и, особенно, лития. Это обусловлено заметным различием величины радиусов их атомов и ионов. Кроме того, у лития в предвнешнем квантовом слое 2 электрона, а у элементов подгруппы калия – 8. В таблице 1-2 приложения I приведены сведения о литии, натрии и элементах подгруппы калия.
    Элементы подгруппы калия – наиболее типичные металлические элементы – катионогены. При этом с повышением порядкового номера этот признак у элементов усиливается. Для них наиболее характерны соединения с преимущественно ионным типом связи. Вследствие незначительного поляризирующего действия ионов (малый заряд, устойчивость электронной структуры, большие размеры), комплексообразование для K+, Rb+, Cs+, Fr+ нехарактерно; даже кристаллогидраты для них почти неизвестны.
    Наиболее важными минералами калия являются: сильвин KCl, сильвинит NaCl?KCl, карналлит KCl?MgCl2 ?6H2 O, каинит KCl?MgSO4 ?3H2 O.
    Рубидий и цезий содержатся в минералах калия. Франций радиоактивен, стабильных изотопов не имеет. Он открыт в 1939г. в продуктах радиоактивного распада урана (4?10-28г. на 1 грамм природного урана). Его получают искусственно. Наиболее долгоживущий изотоп 212 Fr (T1/2 = 20 мин ) образуется при облучении урана протонами:
    238 U (p, 6p 21n )212 Fr
    Вследствие малого периода полураспада изотопов сколько-нибудь заметных количеств франция накопить не удается, поэтому его свойства изучены недостаточно.

    Простые вещества подгруппы калия

    В виде простых веществ калий и его аналоги – блестящие серебристо-белые (за исключением золотисто-желтого цезия) металлы с объемно-центрированной кристаллической решеткой (как Li и Na). Основные физические константы этих элементов приведены в таблице 1-3 приложения I.
    Как видно из приведенных данных, плотность K, Rb и Cs невелика, температуры плавления и кипения невысокие. Эти металлы очень мягки и легко режутся ножом. Существенно, что от лития к натрию и далее к калию значения большинства констант меняются довольно резко.
    Калий и его аналоги – исключительно реакционноспособные металлы. На воздухе калий тотчас окисляется, образуя рыхлые продукты взаимодействия; цезий и рубидий самовоспламеняются. В атмосфере фтора и хлора эти металлы самовоспламеняются при обычных условиях. Взаимодействие их с жидким бромом сопровождается сильным взрывом. При нагревании они легко взаимодействуют с серой, водородом и др. металлами. С металлами они образуют большей частью интерметаллические соединения.
    Калий и его аналоги располагаются в самом начале ряда напряжений. Взаимодействие калия с водой сопровождается самовоспламенением выделяющегося водорода, а взаимодействие рубидия и цезия – даже взрывом.
    Рассматриваемые металлы при нагревании и освещении сравнительно легко теряют электроны. Эта способность делает их ценными материалами для изготовления фотоэлементов.
    В технике калий получают натрийтермическим методом из расплавленного гидроксида или хлорида, рубидий и цезий – методами металлотермии и термическим разложением соединений. Калий и его аналоги хранят в запаянных сосудах. Калий, кроме того, можно сохранять в керосине.
    Соединения с водородом
    Щелочные металлы непосредственно взаимодействуют с водородом, образуя гидриды MH. Наиболее характерна эта реакция для лития:
    2Li + H2 = 2LiH
    В отличие от соединений с p -элементами, в которых водород находится в положительной степени окисления, в гидридах щелочных металлов он присутствует в степени окисления –1, образуя гидридный анион H. В отсутствие воды гидрид лития не реагирует с кислородом и галогенами, но вода немедленно его разлагает:
    LiH + H2 O = LiOH + H2 ­
    В этой реакции протон выступает в роли окислителя, а гидридный анион – восстановителя:
    H+ + H- = H2
    Гидриды остальных щелочных металлов менее устойчивы и более реакционноспособны. Их свойства определяются свойствами гидридного аниона, т.е. они являются сильными восстановителями.
    Соединения с кислородом
    Несмотря на то, что щелочные металлы во всех своих соединениях находятся в единственной степени окисления +1, каждый из них образует несколько бинарных соединений с кислородом. Кроме нормальных оксидов существуют пероксиды, супероксиды и озониды щелочных металлов.
    Образование таких соединений обусловлено в большей мере свойствами кислорода, чем свойствам щелочных металлов.
    Особенности элементов первой группы в образовании соединений с кислородом заключаются в том, что относительно большие однозарядные ионы обладают малым поляризующим действием и не дестабилизируют молекулярные ионы кислорода. При горении в кислороде получаются оксид лития, пероксид натрия и супероксиды остальных металлов:
    2Li + 1/2O2 = Li2 O 2Na + O2 = Na2 O2 K + O2 = KO2
    Пероксид лития может быть получен косвенным путем.
    Оксиды получают из продуктов сгорания, нагревая их с соответствующим металлом:
    Na2 O2 + 2Na = 2Na2 O2 KO2 + 3K = 2K2 O
    При взаимодействии калия, рубидия и цезия с озоном образуются озониды:
    K + O2 = KO3
    Большинство соединений с кислородом окрашено. Оксиды лития и натрия бесцветны, но уже Na2 O2 имеет светло-желтую окраску, KO2 – оранжевого, RbO2 – темно-коричневого цвета.
    Естественно, что нормальные оксиды щелочных металлов практически не проявляют ни окислительных, ни восстановительных свойств, тогда как остальные соединения являются сильными окислителями. Большая часть органических веществ (эфир, уксусная кислота, древесные опилки, хлопок) реагируют с Na2 O2 или KO2 со вспышкой или со взрывом.
    Пероксид натрия получают в промышленности в больших количествах путем сжигания металлического натрия в токе воздуха. При взаимодействии его с водой идет реакция гидролиза:
    O22- + H2 O = OH- + HO2-
    Водные растворы пероксида натрия – достаточно сильные окислители и широко используются для отбеливания органических средств – древесной массы, тканей, меха.
    Смесь пероксида натрия с супероксида калия применяется в изолирующих дыхательных аппаратах, так как в этом случае число молей выделившегося кислорода может быть равно числу молей поглощенного CO2 :
    Na2 O2 + CO2 = Na2 CO3 + 1/2O2
    2KO2 + CO2 = K2 CO3 + 3/2O2
    При соотношении Na2 O2: KO2 = 1: 2 поглощение CO2 происходит без изменения общего давления.
    Гидроксиды
    Все бинарные соединения элементов I группы с кислородом реагируют с водой, образуя гидроксиды. Например:
    Li2 O + H2 O = 2LiOH, Na2 O2 + 2H2 O = 2NaOH + H2 O,
    2KO2 + 2H2 O = 2KOH + H2 O2 + O2 ­
    Гидроксиды щелочных металлов, называемые щелочами, в воде хорошо растворимы и практически полностью диссоциированы:
    NaOH ( кр) = Na+ (p-p) + OH- (p-p)
    В чистом виде это твердые бесцветные вещества, плавящиеся без разложения при @ 300 – 500 °C. Только гидроксид лития при нагревании выше Тпл = 445 °C теряет воду:
    2LiOH = Li2 O + H2 O
    Твердые гидроксиды и их концентрированные растворы сильно гигроскопичны, они жадно поглощают влагу и используются для осушения газов, не обладающих кислотными свойствами, в частности аммиака. Уже при обычных условиях твердые щелочи легко реагируют с «кислотами» газами – CO2, SO2, NO2, галогенами, галогено- и халькогеноводородами. Поэтому щелочи широко используются для поглощения таких газов и очистки от них кислорода, водорода, азота.
    В силу этих причин как твердые щелочи, так и их растворы следует хранить в плотно закрытой посуде.
    Наибольшее применение находит NaOH – едкий натр, который в громадных количествах получают в промышленности электролизом раствора хлорида натрия. Он широко применяется при производстве целлюлозы, искусственного шелка, при рафинировании жидких растительных масел и нефти, в мыловаренной промышленности, при синтезе красителей и в других химических производствах.
    Растворы щелочных металлов
    При обсуждении свойств типичных металлов – галогенов, серы, фосфора – неоднократно упоминалась их способность растворяться в некоторых растворителях, из которых затем они могут быть выведены в неизменном виде. Такими растворителями для неметаллов являются малополярные вещества вроде CS2, CCl4 или бензола. По мере перехода от молекулярных кристаллов к атомным и металлическим способность растворяться без химических реакций постепенно уменьшается, и простые вещества элементов IV и III группы переходят в раствор только в результате химического превращения.
    В случае щелочных металлов связи в металлических кристаллах, осуществляемые единственным валентным электроном, настолько слабы, что появляется возможность их разрушения в результате молекулярных, а не химических, в полном смысле этого слова, взаимодействий.
    Так, в отсутствие следов железа все щелочные металлы достаточно хорошо растворимы в жидком аммиаке. При этом образуются голубые или синие растворы, из которых металлы могут быть выведены в неизменном виде после испарения аммиака. Подобным же образом натрий и другие металлы могут быть растворены в некоторых органических растворителях – аминах и эфирах. Все эти растворы обладают хорошей электропроводимостью, что говорит о ионной природе растворенных частиц. Различными методами доказано, что во всех случаях имеет место равновесие:
    M (кр) — M (p-p) — M+ (p-p) + e- (p-p)
    Как катион металла, так и электрон сильно сольватируются молекулами растворителя; например, в аммиаке образуются ионы Na(NH3 )4+, и это приводит к общему выигрышу энергии при растворении.
    Очевидно, что сольватированные электроны в заметных количествах не могут существовать в растворах, содержащих протоны, так как непременно должна идти реакция
    H+ (p-p) + e- (p-p) = 1/2H2 ­
    или, иначе, обмен электроном между атомом металла и протоном:
    M (кр) + H+ (p-p) = M+ (p-p) + 1/2H2 ­
    В водных растворах этот процесс количественно характеризуется стандартным восстановительным потенциалом. Для щелочных металлов E ° k практически одинаковы и равны –2,9В. Такие большие отрицательные значения E ° говорят о том, что ни при каких условиях щелочные металлы не могут существовать с водой и любыми водными растворами, а значит, не могут быть восстановлены из водного раствора.
    Действительно, все щелочные металлы энергично, во многих случаях со взрывом, реагируют с водой и растворами кислот. Со щелочными растворами, в которых концентрация протонов мала, реакции идут более спокойно. Натрий, брошенный на поверхность воды, немедленно плавится за счет теплоты реакции, а иногда поджигает выделяющийся водород:
    Na (кр) + H2 O (ж) = NaOH (p-p) + 1/2H2 ­
    Калий всегда реагирует с водой со вспышкой или со взрывом.
    Соли щелочных металлов
    Во всех своих соединениях щелочные металлы существуют в виде однозарядных катионов. Это относиться как к бинарным соединениям – галогенидам, халькогенидам, нитридам, карбидам, так и к солям со сложными многоатомными анионами.
    Электростатические взаимодействия в ионных кристаллических решетках, содержащих однозарядные катионы, не очень велики, и энергии гидратации ионов оказываются вполне соизмеримы с ними. Поэтому, за редкими исключениями, соли щелочных металлов хорошо растворяются в воде. Хуже других растворимы фториды, карбонат и фосфат лития и перхлораты калия, рубидия и цезия.
    При сильном нагревании солей, особенно при внесении их в пламя горящего водорода или бытового газа, происходит ряд процессов приводящих к появлению характерной окраски пламени.
    Соли щелочных металлов находят самое широкое применение как в лабораторной практике, так и в различных областях промышленности и медицины.
    Особенно широко используются карбонат и гидрокарбонат натрия, известные под общим названием сода. В технике и в быту различают кристаллическую соду Na2 CO3 ?10H2 O, кальцинированную соду – безводный карбонат Na2 CO3 и питьевую соду – NaHCO3. Кроме того, следует упомянуть, что термин каустическая сода или каустик используется в технике для обозначения NaOH.
    Основные потребители соды – стекольное, мыловаренное, бумажное, текстильное производство. Сода служит исходным продуктом для получения других солей натрия. Питьевая сода широко применяется в медицине. В лабораторной практике сода используется для нейтрализации кислот при несчастных случаях.
    Приложение I
    Таблица 1-1. Физико-химические свойства щелочных металлов
    Величина
    Li
    Na
    K
    Rb
    Cs
    Энергия ионизации атомов I1,
    Эв (кДж/моль)
    5,4
    (520)
    5,1
    (492)
    4,3
    (415)
    4,2
    (405)
    3,9
    (386)
    Сродство атомов к электрону,
    Эв (кДж/моль)
    0,6
    (57)
    0,3
    (29)
    0,5
    (48)
    0,4
    (39)
    0,4
    (39)
    Электроотрицательность
    1,0
    1,0
    0,9
    0.9
    0,9
    Орбитальный радиус атома, нм
    0,159
    0,171
    0,216
    0,229
    0,252
    Энтальпия атомизации, кДж/моль
    159
    107
    89
    81
    77
    Температура плавления, °C
    180
    98
    64
    39
    29
    Температура кипения, °C
    1340
    886
    761
    690
    672
    Таблица 1-2. Основные сведения о щелочных металлах
    Величина
    3 Li
    11 Na
    19 Ka
    37 Rb
    55 Cs
    87 Fr
    Атомный вес
    6,94
    22,99
    39,1
    85,47
    132,9
    [223]
    Валентные электроны
    (2) 2s1
    (8) 3s1
    (8) 4s1
    (8) 5s1
    (8) 6s1
    (8) 7s1
    Металлический радиус
    Атома, А
    1,55
    1,89
    2,36
    2,48
    2,68
    2,80
    Радиус иона Э+, А
    0,68
    0,98
    1,33
    1,49
    1,65
    1,75
    Энергия ионизации, Эв
    Э° ® Э+
    5,39
    5,14
    4,43
    4,176
    3,89
    3,98
    Содержание в земной
    коре, ат. %
    0,02
    2,0
    1,1
    4?10-3
    9?10-5
    ?
    Природные изотопы
    7Li
    92,7%
    23Na
    100%
    39Ka
    93,1%
    85Rb
    72,15%
    183Cs
    100%
    ?
    Таблица 1-3. Основные физические константы щелочных металлов
    Величина
    Li
    Na
    K
    Rb
    Cs
    Плотность, г/см3
    0,53
    0,97
    0,85
    1,5
    1,9
    Твердость (алмаз 10)
    0,6
    0,4
    0,5
    0,3
    0,2
    S°298, дж/г-ат?град
    28,1
    51,2
    64,2
    76,2
    84,3
    Теплоемкость (H2 O 1)
    0,83
    0,29
    0,17
    0,08
    0,05
    Теплопроводность
    11
    21
    14
    8
    5
    DH°возг.298, кДж/г-ат
    159,3
    92,0
    90,4
    82,1
    78,2
    Т. пл., °C
    179
    98
    63
    39
    29
    Т. кип., °C
    1350
    900
    776
    680
    666
    Список использованной литературы
    1. Н. С. Ахметов «Неорганическая химия», Москва изд. Высшая школа 1975г.
    2. В. В. Пасынков «Материалы электронной техники», Москва изд. Высшая школа 1980г.
    3. Ю. В. Ходаков, В. Л. Василевский «Металлы», Москва изд. Просвещение 1966г.
    4. А. В. Суворов, А. Б. Никольский «Общая химия», Санкт-Петербург изд. Химия 1995г.
    5. С. И. Венецкий «Рассказы о металлах», Москва изд. Металлургия 1986г.

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Обязательные поля помечены *