Что такое металлы натрий калий

Металлы I группы главной подгруппы (Li, Na, K, Rb, Cs)

История щелочных металлов

Важным химическим продуктом с глубокой древности являлась зола. Мылкий раствор, образующийся при кипячении золы с водой (щёлок), был первым моющим средством, созданным человеком. В Средние века люди научились выделять из золы соединения, которые и делали ее раствор мылким, — соду и поташ (карбонаты натрия и калия). Долгое время названия этих двух солей означали лишь разные виды золы: поташом или кали называли золу, остающуюся после сгорания древесины, соломы, камыша и папоротника (эта зола богата калийными солями), а содой или натроном – золу других травянистых растений, в которых преобладали соли натрия.

На Руси производство поташа существовало уже в XI в. Золу, образующуюся при сжигании соломы или древесины, обрабатывали водой, а полученный раствор после фильтрования выпаривали. Сухой остаток кроме карбоната калия содержал также и другие примеси в виде калийных солей.

В отличие от поташа, сода встречается в природе, например в водах натронных озёр в Египте. Природную соду древние египтяне использовали для бальзамирования, отбеливания холста, при изготовлении красящих веществ и при варке пищи. Плиний Старший писал, что в дельте Нила соду выделяли из речной воды. Сода, получаемая из растительной золы, также содержала большое количество других солей. Она поступала в продажу в виде крупных кусков, из-за примеси угля окрашенных в серый или черный цвет.

Получение соды в дельте Нила. Из книги Г.Агриколы «О горном деле и металлургии»

Химическое различие между содой и поташом окончательно установил в 1758 г. немецкий химик А. С. Маргграф. А в 1807 г. Г. Дэви провёл электролиз расплавов щелочей – гидроксида натрия и гидроксида калия, выделив металлические натрий и калий.

В XIX в. были открыты литий, цезий и рубидий. Так, в 1860 – 1861 г. немецкие ученые Р. В. Бунзен и Г. Р. Кирхгоф, изучая с помощью спектрального анализа природные алюмосиликаты, обнаружили в них два новых элемента. По цвету наиболее сильных линий спектра один из них назвали рубидием (от лат. rubidus – «темно – красный»), а другой – цезием (от лат. caesius – «небесно-голубой»).

Щелочные металлы в природе

Вследствие очень легкой окисляемости щелочные металлы встречаются в природе исключительно в виде соединений. Натрий и калий принадлежат к распространенным элементам: содержание каждого из них в земной коре равно приблизительно 2%. Оба металла входят в состав различных минералов и горных пород силикатного типа. Хлорид натрия содержится в морской воде, а также образует мощные отложения каменной соли во многих местах земного шара. В верхних слоях этих отложений иногда содержатся довольно значительные количества калия, преимущественно в виде хлорида или двойных солей с натрием и магнием. Однако большие скопления солей калия, имеющие промышленное значение встречаются редко. Наиболее важными из них являются соликамские месторождения Пермского края, стассфуртские в Германии и эльзасские – во Франции. Залежи натриевой селитры находятся в Чили. В воде многих озер содержится сода. Наконец, огромные количества сульфата натрия находятся в заливе Кара-Богаз-Гол Каспийского моря, где эта соль и в зимние месяцы осаждается толстым слоем на дне.

Добыча соли

Среди соединений натрия важная роль принадлежит карбонату, или соде. Безводный средний карбонат натрия Na₂CO₃ называют кальцинированной содой, десятиводный кристаллогидрат Na₂CO₃∙10H₂O – стиральной содой, а гидрокарбонат NaHCO₃ – питьевой или пищевой содой.

Растворы среднего карбоната имеют сильнощелочную реакцию среды, их используют при стирке белья и при обработке шерсти. Кроме того, кальцинированная сода находит широкое применение в производстве мыла, стекла, сульфита натрия, органических красителей. Растворы гидрокарбоната имеют слабощелочную реакцию среды, поэтому питьевую соду используют в медицине, а также при приготовлении пищи.

Значительно меньше, чем натрий и калий, распространены литий, рубидий и цезий. Чаще других встречается литий, но содержащие его минералы редко образуют большие скопления. Рубидий и цезий содержатся в небольших количествах в некоторых литиевых минералах.

Все известные изотопы франция радиоактивны и быстро распадаются (период полураспада изотопа 223 Fr составляет 21,8 мин.). Первым был открыт изотоп 223 Fr французской исследовательницей М.Пере в 1939 г.В честь своей родины она назвала его францием. Он образуется при распаде актиния и в ничтожном количестве встречается в природе. В настоящее время небольшие количества франция получают искусственно.

Общие химические свойства щелочных металлов

Во внешнем электронном слое атомы щелочных металлов имеют по одному электрону. Во втором внешнем электронном слое у атома лития содержатся два электрона, а у атомов остальных щелочных металлов – по восемь электронов. Имея во внешнем электронном слое только по одному электрону, находящемуся на сравнительно большом удалении от ядра, атомы этих элементов довольно легко отдают этот электрон. Легкость отдачи внешних электронов характеризует рассматриваемые элементы как наиболее типичные представители металлов: металлические свойства выражены у щелочных металлов особенно резко.

1. Взаимодействие щелочных металлов с неметаллами

а) взаимодействие с кислородом

Обратите внимание, что только литий окисляется кислородом до нормального оксида:

Основным продуктом окисления натрия является пероксид:

а калий, рубидий и цезий сгорают в кислороде с образованием супероксидов (надпероксидов):

б) взаимодействие с галогенами (продукты взаимодействия галогениды):

в) взаимодействие с серой и фосфором (продукты взаимодействия сульфиды и фосфиды):

г) взаимодействие с водородом (продукты взаимодействия гидриды):

Гидриды щелочных металлов разлагаются водой с образованием щелочи и свободного водорода:

д) взаимодействие с азотом и углеродом

Эти реакции наиболее характерны для лития, который с азотом взаимодействует даже при обычной температуре:

1. Взаимодействие щелочных металлов со сложными веществами

а) взаимодействие с водой

Возможность взаимодействия щелочных металлов с водой обусловлена тем, что они находятся в начале ряда напряжений металлов, т.е. обладают очень высокой восстановительной активностью и могут окисляться даже ионами водорода из воды.

Взаимодействие натрия с водой

В результате реакций образуются растворы щелочей и выделяется водород, который иногда самовоспламеняется:

б) взаимодействие с разбавленными кислотами

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂↑

Концентрированную серную кислоту щелочные металлы восстанавливают до сероводорода:

Соли щелочных металлов окрашивают пламя горелки в различные цвета:

Это свойство используется для качественного анализа, т.е. для обнаружения этих катионов.

Цвет пламени ионов щелочных металлов

Получение и применение щелочных металлов

В промышленности натрий получают электролизом расплава смеси хлоридов натрия и кальция (она плавится при более низкой температуре, чем чистый хлорид натрия). Интересно, что первым из расплава выделяется не кальций, а более активный натрий, так как ион Na + в расплаве легче, чем Са 2+ , принимает электроны. Процесс проводят в стальных электролизёрах при 580 ̊ С. Образующийся жидкий натрий всплывает на поверхность расплава и собирается в специальный приёмник.

Схема электролиза для получения натрия

Ежегодно в мире производится около 200 тыс. тонн металлического натрия, который применяется на атомных электростанциях и в авиадвигателях в качестве теплоносителя, в металлургии – как восстановитель, в лабораторной практике – для абсолютирования (обезвоживания) растворителей.

Литий, как и натрий получают электролизом расплавов, а остальные щелочные металлы вытесняют из расплавленных солей металлическим натрием и кальцием. Например, натрий при 850 ̊ С легко вытесняет более активный калий из расплава его хлорида: KCl + Na → NaCl + K↑

Это объясняется тем, что калий (t_кип = 762 ̊ С), более летучий, чем натрий (t_кип = 883 ̊ С), испаряется, и в соответствии с принципом Ле-Шателье равновесие реакции смещается вправо. Аналогично из хлорида цезия можно получить цезий: Ca + 2CsCl = 2Cs↑ + CaCl₂

Натрий (Natrium)

Натрий представляет собой серебристо-белый металл. Он настолько мягок, что легко режется ножом. Вследствие легкой окисляемости на воздухе его хранят под слоем керосина.

В организме человека натрий в виде его растворимых солей, содержится в основном во внеклеточных жидкостях – плазме крови, лимфе, пищеварительных соках. Осмотическое давление плазмы крови поддерживается на необходимом уровне прежде всего за счет хлорида натрия.

Значительная потеря ионов натрия (они выводятся из организма с мочой и потом) неблагоприятно сказываются на здоровье человека. Поэтому врачи рекомендуют людям есть больше соленого. Однако и избыточное содержание их в пище вызывает негативную реакцию организма, например повышение артериального давления.

Едкие щелочи (NaOH и KOH)

Гидроксиды щелочных металлов называют едкими щелочами. Они представляют собой белые кристаллические вещества, устойчивые к нагреванию, хорошо растворимые в воде (за исключением LiOH), а также в спирте.

Гидроксид калия

Гидроксид натрия – его называют также едким натром или каустической содой (от греч. «каустикос» — «жгучий», «едкий») – впервые был обнаружен в соде в 1736 г. французским химиком Анри Луи Дюамелем Дю Монсо. Это вещество образуется при гидролизе соды: Na₂CO₃ + H₂O ⇄ NaHCO₃ + NaOH. В XVIII в. едкий натр получали, действуя на сульфат натрия оксидом свинца (II): Na₂SO₄ + PbO + H₂O = PbSO₄↓ + 2NaOH

Другим способом получения едкого натра служило взаимодействие соды с известью Ca(OH)₂ (каустификация соды): Ca(OH)₂ + Na₂CO₃ ⇄ CaCO₃ + 2NaOH.

В наше время едкие щелочи получают электролизом растворов солей, например хлоридов. При этом наряду с щелочью образуются другие важные вещества – водород и хлор.

Гидроксиды натрия и калия применяют для очистки нефти и масел, в производстве бумаги, моющих средств, искусственных волокон. Благодаря способности активно поглощать влагу из воздуха (гигроскопичности) NaOH и KOH используются в лабораториях как осушители.

Перекись натрия (Na₂O₂)

Перекись(или пероксид) натрия образуется при сжигании натрия на воздухе или в кислороде. В заводских условиях перекись натрия готовят нагреванием расплавленного натрия в токе воздуха, освобожденного от СО₂. Получающийся продукт имеет слабо-желтоватую окраску, обусловленную примесью соединения NaO₂, называемого надперекисью натрия.

Перекись натрия – очень сильный окислитель. Многие органические вещества при соприкосновении с ней воспламеняются.

При осторожном растворении перекиси натрия в холодной воде получается раствор, содержащий гидроксид натрия и перекись водорода. Если нагревать полученный раствор, то вследствие разложения перекиси водорода из него выделяется кислород.

При действии на перекись натрия разбавленных кислот также получается перекись водорода, например: Na₂O₂ + H₂SO₄ = H₂O₂ + Na₂SO₄

Перекись натрия применяется для отбелки тканей, шерсти, шелка и т.п. Важное значение имеет реакция взаимодействия перекиси натрия с углекислым газом:

На этой реакции основано применение перекиси натрия для регенерации воздуха в изолированных помещениях.

Оксид натрия (Na₂O)

Он может быть получен при пропускании над натрием, нагретым не выше 180̊ С, умеренного количества кислорода или нагреванием перекиси натрия с металлическим натрием: Na₂O₂ + 2Na = 2Na₂O

Оксид натрия бурно реагирует с водой с образованием гидроксида натрия и выделением большого количества теплоты:

Калий (Kalium)

По внешнему виду, а также по физическим и химическим свойствам калий очень похож на натрий, но обладает еще большей активностью. Подобно натрию, он имеет серебристо- белый цвет, быстро окисляется на воздухе и бурно реагирует с водой с выделением водорода.

Соли калия очень сходны с солями натрия, но обычно выделяются из растворов без кристаллизационной воды.

Калий принадлежит к числу элементов, необходимых в значительном количестве для питания растений. Хотя в почве находится довольно много солей калия, но и уносится его с некоторыми культурными растениями также очень много. Особенно много калия уносят лен и табак.

Калий отлагается в растениях главным образом в стеблях, поэтому удобрение земли навозом, содержащим солому, отчасти пополняет убыль калия. Но так как стебли перечисленных выше растений используются для промышленных целей, то в конце концов большая часть калия уходит из почвы, и для пополнения его убыли необходимо вносить калийные удобрения.

Источником получения калийных удобрений служат естественные отложения калийных солей. В России такие отложения находятся в районе Соликамска. Пласты соли состоящие главным образом из минералов карналлита KCl∙MgCl₂∙6H₂O и сильвинита KCl∙NaCl, залегают на большой площади между верховьями Камы и предгорьями Урала.

Соликамская шахта по добыче соли

Как и натрий, калий содержится во всех тканях организма человека. Но, в отличие от натрия, калий в преобладающем количестве находится внутри клеток. Ион калия играет важную роль в некоторых физиологических и биохимических процессах. Определенная концентрация калия в крови необходима для нормальной работы сердца. В организм калий поступает главным образом с растительной пищей; суточная потребность человека в нем составляет 2-3 г.

Литий (Lithium)

В 1817 г. в природных силикатах ученик Й.Я.Берцелиуса шведский химик Август Арфведсон обнаружил новый элемент, который назвал литием (от греч. «литос» — «камень»). В 1818 г. Г.Дэви получил литий в свободном виде электролизом расплава гидроксида.

В свободном состоянии литий – серебристо-белый металл, мягкий, хотя и жёстче остальных щелочных металлов, а также не такой легкоплавкий (t_пл = 181̊ С). Литий настолько лёгок, что не тонет даже в керосине.

Литий

По сравнению с другими щелочными металлами литий обладает рядом особенностей. Так, при сгорании на воздухе он дает оксид Li₂O, напрямую взаимодействует с азотом, образуя нитрид Li3N, и с углеродом, образуя карбид Li₂C₂. Некоторые соли лития (карбонат, фторид) малорастворимы в воде, а карбонат и гидроксид лития разлагаются при сильном нагреве с образованием оксида. Все эти свойства говорят о том, что химия лития близка химии магния.

Источник

Щелочные металлы

К щелочным металлам относят химические элементы: одновалентные металлы, составляющие Ia группу: литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций.

Эти металлы очень активны, быстро окисляются на воздухе и бурно реагируют с водой. Их хранят под слоем керосина из-за их сильной реакционной способности.

Общая характеристика

От Li к Fr (сверху вниз в периодической таблице) происходит увеличение: атомного радиуса, металлических, основных, восстановительных свойств, реакционной способности. Уменьшается электроотрицательность, энергия ионизации, сродство к электрону.

Электронные конфигурации у данных элементов схожи, так как они находятся в одной группе (главной подгруппе!), общая формула ns 1 :

• Li — 2s 1
• Na — 3s 1
• K — 4s 1
• Rb — 5s 1
• Cs — 6s 1
• Fr — 7s 1

Природные соединения

В природе щелочные металлы встречаются в виде следующих соединений:

• NaCl — галит (каменная соль)
• KCl — сильвин
• NaCl*KCl — сильвинит

Получение

Получить такие активные металлы электролизом водного раствора — невозможно. Для их получения применяют электролиз расплавов при высоких температурах (естественно — безводных):

NaCl → Na + Cl₂↑ (электролиз расплава каменной соли)

Химические свойства

Одной из особенностей щелочных металлов является их реакция с кислородом. Литий в такой реакции преимущественно образует оксид, натрий — пероксид, калий, рубидий и цезий — супероксиды.

K + O₂ → KO₂ (супероксид калия)

Реакции с неметаллами

Помните, что металлы никогда не принимают отрицательных степеней окисления. Щелочные металлы одновалентны, и проявляют постоянную степень окисления +1 в различных соединениях: гидриды, галогениды (фториды, хлориды, бромиды и йодиды), нитриды, сульфиды и т.д.

Li + H₂ → LiH (в гидридах водород -1)

Na + F₂ → NaF (в фторидах фтор -1)

Na + S → Na₂S (в сульфидах сера -2)

K + N₂ → K₃N (в нитридах азот -3)

Реакция с водой

Щелочные металлы бурно взаимодействуют с водой, при этом часто происходит воспламенение, а иногда — взрыв.

Na + H₂O → NaOH + H₂↑ (воду можно представить в виде HOH — натрий вытесняет водород)

Иногда в задачах может проскользнуть фраза такого плана: «. в ходе реакции выделился металл, окрашивающий пламя горелки в желтый цвет». Тут вы сразу должны догадаться: речь, скорее всего, про натрий.

Щелочные металлы по-разному окрашивают пламя. Литий окрашивает в алый цвет, натрий — в желтый, калий — в фиолетовый, рубидий — синевато-красный, цезий — синий.

Оксиды щелочных металлов

Имеют общую формулу R₂O, например: Na₂O, K₂O.

Получение

Получение оксидов щелочных металлов возможно в ходе реакции с кислородом. Для лития все совсем несложно:

В подобных реакциях у натрия и калия получается соответственно пероксид и супероксид, что приводит к затруднениям. Как из пероксида, так и из супероксида, при желании можно получить оксид:

Химические свойства

По свойствам эти оксиды являются основными. Они хорошо реагируют c водой, кислотными оксидами и кислотами:

Li₂O + H₂O → LiOH (осн. оксид + вода = основание — реакция идет, только если основание растворимо)

Na₂O + SO₂ → Na₂SO₃ (обратите внимание — мы сохраняем СО серы +4)

Гидроксиды щелочных металлов

Относятся к щелочам — растворимым основаниям. Наиболее известные представители: NaOH — едкий натр, KOH — едкое кали.

Получение

Гидроксиды щелочных металлов получаются в ходе электролиза водных растворов их солей, в реакциях обмена, в реакции щелочных металлов и их оксидов с водой:

KCl + H₂O → (электролиз!) KOH + H₂ + Cl₂ (на катоде выделяется водород, на аноде — хлор)

Химические свойства

Проявляют основные свойства. Хорошо реагируют с кислотами, кислотными оксидами и солями, если в ходе реакции выпадает осадок, выделяется газ или образуется слабый электролит (вода).

LiOH + H₂SO₄ → LiHSO₄ + H₂O (соотношение 1:1, кислота в избытке — получается кислая соль)

2LiOH + H₂SO₄ → Li₂SO₄ + 2H₂O (соотношение 2:1, основание в избытке — получается средняя соль)

KOH + SO₂ → KHSO₃ (соотношение 1:1 — получается кислая соль)

2KOH + SO₂ → K₂SO₃ + H₂O (соотношение 2:1 — получается средняя соль)

С амфотерными гидроксидами реакции протекают с образованием комплексных солей (в водном растворе) или с образованием окиселов — смешанных оксидов (при высоких температурах — прокаливании).

NaOH + Al(OH)₃ → Na[Al(OH)₄] (в водном растворе образуются комплексные соли)

NaOH + Al(OH)₃ → NaAlO₂ + H₂O (при прокаливании образуется окисел — смесь двух оксидов: Al₂O₃ и Na₂O, вода испаряется)

Реакции щелочей с галогенами заслуживают особого внимания. Без нагревания они идут по одной схеме, а при нагревании эта схема меняется:

NaOH + Cl₂ → NaClO + NaCl + H₂O (без нагревания хлор переходит в СО +1 и -1)

NaOH + Cl₂ → NaClO₃ + NaCl + H₂O (с нагреванием хлор переходит в СО +5 и -1)

В реакциях щелочей с йодом образуется исключительно иодат, так как гипоиодит неустойчив даже при комнатной температуре, не говоря о нагревании. С серой реакция протекает схожим образом:

NaOH + I₂ → NaIO₃ + NaI + H₂O (с нагреванием)

NaOH + S → Na₂S + Na₂SO₃ + H₂O (сера переходит в СО -2 и +4)

Уникальным является также взаимодействие щелочей с кислотным оксидом NO₂, который соответствует сразу двум кислотам — и азотной, и азотистой.

© Беллевич Юрий Сергеевич 2018-2021

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Источник