Электронное строение атомов. На внешнем энергетическом уровне атомы щелочных металлов имеют один электрон ns 1 . Поэтому для всех металлов группы (IA) характерна степень окисления (+1).
- увеличение радиуса атомов;
- усиление восстановительных, металлических свойств.
Нахождение в природе. Из щелочных металлов наиболее широко распространены в природе натрий и калий. Но из-за высокой химической активности они встречаются только в виде соединений.
- каменная соль (хлорид натрия (NaCl)),
- глауберова соль, или мирабилит — декагидрат сульфата натрия Na 2 SO 4 (·) 10 H 2 O ,
- сильвин — хлорид калия (KCl),
- сильвинит — двойной хлорид калия-натрия (KCl) (·)(NaCl) и др.
Соединения лития, рубидия и цезия в природе встречаются значительно реже, поэтому их относят к числу редких и рассеянных.
Щелочные металлы. Видеоурок 14. Химия 9 класс
Физические свойства простых веществ. В твёрдом агрегатном состоянии атомы связаны металлической связью. Наличие металлической связи обусловливает общие физические свойства простых веществ-металлов: металлический блеск, ковкость, пластичность, высокую тепло- и электропроводность.
В свободном виде простые вещества, образованные элементами (IA) группы — это легкоплавкие металлы серебристо-белого (литий, натрий, калий, рубидий) или золотисто-жёлтого (цезий) цвета, обладающие высокой мягкостью и пластичностью.
Наиболее твёрдым является литий, остальные щелочные металлы легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу.
Только у натрия плотность немного больше единицы ρ = 1,01 г / см 3 , у всех остальных металлов плотность меньше единицы.
Химические свойства. Щелочные металлы обладают высокой химической активностью, реагируя с кислородом и другими неметаллами.
Поэтому хранят щелочные металлы под слоем керосина или в запаянных ампулах. Они являются сильными восстановителями.
Взаимодействие натрия с водой протекает с выделением большого количества теплоты (т. е. реакция является экзотермической). Кусочек натрия, попав в воду, начинает быстро двигаться по её поверхности. Под действием выделяющейся теплоты он расплавляется, превращаясь в каплю, которая, взаимодействуя с водой, быстро уменьшается в размерах. Если задержать её, прижав стеклянной палочкой к стенке сосуда, капля воспламенится и сгорит ярко-жёлтым пламенем.
Щелочноземельные металлы — Все свойства!
Получение. Металлический натрий в промышленности получают главным образом электролизом расплава хлорида натрия с инертными (графитовыми) электродами.
Физические свойства металлов
Всем металлам присущи металлический блеск (однако In и Ag отражают свет лучше других металлов), твердость (самый твердый металл – Cr, самые мягкие металлы – щелочные), пластичность (в ряду Au, Ag, Cu, Sn, Pb, Zn, Fe наблюдается уменьшение пластичности), ковкость, плотность (самый легкий металл – Li, самый тяжелый – Os), тепло – и электропроводность, которые уменьшаются в ряду Ag, Cu, Au, Al, W, Fe.
В зависимости от температуры кипения все металлы подразделяют на тугоплавкие (Tкип > 1000 С) и легкоплавкие (Tкип
Источник: mdmetalla.ru
Щелочные металлы
Щелочные металлы – франций, цезий, рубидий, калий, натрий, литий – называются так из-за того, что образуют щелочи при взаимодействии с водой. Из-за высокой способности вступать в реакцию эти элементы следует хранить под слоем минерального масла или керосина. Самым активным из всех указанных веществ считается франций (обладает радиоактивностью).
Щелочные металлы – вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском. Щелочные металлы кипят и плавятся при низких температурах, обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Они имеют также небольшую плотность.
Химические свойства щелочных металлов
Вещества являются сильными восстановителями, проявляют в соединениях степень окисления (единственную) +1. С увеличением атомной массы щелочных металлов увеличивается и восстановительная способность. Практически все соединения растворимы в воде, все они носят ионный характер.
При умеренном нагревании щелочные металлы воспламеняются на воздухе. В соединении с водородом вещества формируют солеобразные гидриды. Продуктами сгорания, как правило, являются пероксиды.
Оксидами металлов щелочных являются твердые вещества желтого (оксиды рубидия и калия), белого (оксиды натрия и лития), и оранжевого (цезия оксид) цветов. Указанные оксиды способны реагировать с водой, кислотами, кислородом, кислотными и амфотерными оксидами. Эти основные свойства присущи им всем и носят ярко выраженный характер.
Пероксиды металлов щелочных – порошки желтовато-белого цвета. Они способны вступать в реакцию с углекислыми и угарными газами, кислотами, неметаллами, водой.
Гидроксиды металлов щелочных представляют собой растворимые в воде твердые вещества белого цвета. В этих соединениях проявляются (достаточно ярко) основные свойства щелочей. От лития к францию сила оснований и степень растворимости в воде увеличиваются. Гидроксиды считаются достаточно сильными электролитами.
Они вступают в реакцию с солями, амфотерными гидроксидами и оксидами, отдельными неметаллами, кислотными оксидами. За исключением соединения с литием все остальные проявляют термическую устойчивость. При прокаливании гидроксида лития происходит его разложение на воду и оксид. Получаются указанные соединения при помощи электролиза хлоридных водных растворов, ряда обменных реакций. Гидроксиды получают также при взаимодействии элементов (или оксидов) с водой.
Практически все соли описываемых металлов (за исключением отдельных солей лития) в воде растворимы хорошо. Образованные слабыми кислотами, растворы солей имеют реакцию среды (щелочную) в связи с гидролизом, образованные же сильными кислотами соли не гидролизуются. Распространенными солями являются каменная (поваренная) соль, силикатный клей (растворимое стекло), калийная селитра, бертолетова соль, марганцовка, сода питьевая, кальцинированная сода и прочие.
Все соединения щелочных металлов обладают способностью изменять цвет пламени. Это применяют в химическом анализе. Так, пламя в карминово-красный цвет окрашивается ионами лития, в фиолетовый – ионами калия, в желтый – натрия, беловато-розовый – рубидия, фиолетово-красный – цезия.
В связи с тем, что все щелочные элементы являются самыми сильными восстановителями, получить их можно путем электролиза расплавов солей.
Применение щелочных металлов
Элементы используются в разных сферах деятельности человека. Например, цезий используется в фотоэлементах. В подшипниковых сплавах в качестве катализатора применяется литий. Натрий присутствует в газоразрядных лампах, ядерных реакторах как теплоноситель. В научно-исследовательской деятельности применяется рубидий.
Источник: fb.ru
Химические свойства щелочных металлов
При обычных условиях s-металлы находятся в кристаллическом состоянии. 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).Щелочные металлы обладают высокой теплопроводностью и электропроводностью, что обусловлено наличием металлической связи и объемоцентрированной кристаллической решетки. Щелочные металлы хранят в запаянных ампулах под слоем керосина или вазелинового масла, поскольку они обладают высокой химической активностью.
Литий, натрий и калий легче воды и плавают на ее поверхности, реагируя с ней.
В свободном состоянии Li, Na, K и Rb – серебристо-белые металлы, Cs – металл золотисто-желтого цвета.
Щелочные металлы образуют соединения с преимущественно ионной связью. Оксиды щелочных металлов — твердые гигроскопичные вещества, легко взаимодействующие с водой. При этом образуются гидроксиды — твердые вещества, хорошо растворимые в воде. Соли щелочных металлов, как правило, тоже хорошо растворяются в воде.
Химические свойства щелочных металлов
Все щелочные металлы 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:
Гидроксиды щелочных металлов разъедают стеклянную и фарфоровую посуду, их нельзя нагревать и в кварцевой посуде:
Гидроксиды натрия и калия не отщепляют воду
-взаимодействуют с кислородом воздуха образую ряд различных соединений – оксиды (Li), пероксиды (Na), надпероксиды (K, Rb, Cs):
-при нагревании реагируют с неметаллами (галогенами, азотом, серой, фосфором, водородом и др.).
— способны взаимодействовать со сложными веществами (растворы кислот, аммиак, соли). Так, при взаимодействии щелочных металлов с аммиаком происходит образование амидов:
— с солями, происходит по следующему принципу – вытесняют менее активные металлы (см. ряд активности металлов, выше) из их солей:
3Na + AlCl3 = 3NaCl + Al
— 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.
— с органическими веществами, такими, как спирты, фенолы, карбоновые кислоты:
| Название | Ат. № | Относит, ат. масса | Электронная формула | Радиус, пм | изотопы (%) | |
| Li | Литий Lithium [от греч. Lithos — камень] | 6,941 | 2s | Li+ 78, | 6Li (7,5) 7Li* (92,5) | |
| Na | Натрий Sodium [англ. Soda; лат. Natrium | 22,9898 | 3s | Na+ 98, | 23Na* (100) | |
| К | Калий Potassium [англ. Potash; лат. Kalium] | 39,0983 | 4s | K+ 133, | 39K* (93,26) 40К (0,012) 41 К* (6,73) | |
| Rb | Рубидий Rubidium [от лат. rubidius — глубокого красного цвета] | 37 | 85,4678 | 5s | Rb+ 1,49, | 185Rb* (72,17) 87Rb* (27,83) |
| Cs | Цезий Cesium [от лат. Caesius — небесно-голубой] | 55 | 132,905 | 6s | Cs+ 165, | 133Сз* (100) |
| Fr | Франций Francium [в честь Франции] | 7s | Fr+ 180 | 223Fr* (следы) |
Натрий (Na) — мягкий металл, серебристо-белого цвета, на срезе быстро окисляющийся. Бурно реагирует с водой. В больших количествах используется в промышленности, в частности, в теплообменниках ядерных реакторов; в составе NaCl широко применяется в пищевой и химической индустрии. Относится к жизненно необходимым элементам.
В организме взрослого человека содержится около 100 г натрия, из них 30% — в костях. Неорганические соли натрия растворимы в воде с образованием соответствующих ионов. Некоторые соли натрия с органическими кислотами, например, соли мочевой и винной кислот (ураты и тартраты) растворимы слабо. Na+ является основным межклеточным катионом, регулирующим электролитный гомеостаз, деятельность натриевых насосов, перенос через биомембраны аминокислот, Сахаров, анионов разной природы; поддерживающим осмотическое давление и рН среды, перенос в крови СO2 (в виде бикарбоната), гидратацию белков, растворимость (солюбилизацию) органических кислот. Избыток натрия в пище вызывает перегрузку систем электролитного гомеостаза и обезвоживание тканей организма.
Калий (К) — мягкий металл белого цвета, активно реагирующий с кислородом и водой. Используется в производстве удобрений, в химической промышленности, для варки стекла. Относится к жизненно необходимым элементам. В организме взрослого человека содержится около 140 г калия, 98% — внутри клеток. К+ является важнейшим внутриклеточным катионом.
Он необходим для поддержания нервно-мышечной возбудимости, внутриклеточного осмотического давления и рН, обеспечения сокращения мышц и проницаемости мембран клеток. Внеклеточный К+ стимулирует работу натриевого насоса. В натрий-калиевом насосе при некоторых физиологических процессах ионы К+ могут замещаться Rb+ и Cs+. Значительные количества последнего элемента могут появляться в организме после радиоактивного облучения.
По реакционной способности калий сходен с Na+. Na и К —2 основных металла, обеспечивающие электролитный гомеостаз. Оба элемента в живых организмах определяют осмотическое давление по обе стороны мембраны клеток и являются положительными противоионами для отрицательных анионов (Сl–, НРО42–, HCO3– и органических).
В норме у человека соотношение ионов Na+/K+ в крови колеблется около значения 1,5. Снижение концентрации К+ в цельной крови и повышение в плазме связаны с нарушением проницаемости внешней мембраны клеток, обычно непроницаемой для К+, либо с нарушениями деятельности Na+/K+ — обменивающего насоса па внутренней мембране митохондрий.
В нервных клетках такое нарушение работы этого насоса сопровождается нарушением мембранного потенциала нейронов и проведения по ним нервных импульсов. Изменения содержания ионов щелочных металлов отмечаются при многих неврологических заболеваниях. Однако К полезен лишь в умеренных дозах; его избыток в крови особенно часто наблюдается при заболеваниях почек. Длительное нарушение нормального соотношения Na+/K+ приводит к сердечнососудистым заболеваниям.
Рубидий (Kb) — примесный микроэлемент. В организме человека содержится около 0,3 мг рубидия, как правило, внутри клеток (аналогично К+). Может образовывать координационные соединения. Поскольку кинетика и механизм поглощения и участия в обмене сходны с К, изотоп 86Rb используют в исследованиях обмена К+. При дефиците К+ прием рубидия восстанавливает кислотно-щелочной баланс.
Rb быстро выводится из организма через почки.
Цезий (Cs) — по биологическим свойствам сходен с К+. В организме человека может содержаться до 1,5 мг цезия. В медицине используют в качестве радиоактивной метки изотоп 137Cs (период полураспада t1/2 = 30 лет), а также стабильный изотоп 133Cs при магнитно-резонансной томографии. Считается нетоксичным.
Франций (Fr) — в природе встречается в ничтожных количествах в урановых рудах. Образуется в результате радиоактивного распада актиния (вместе с гелием). Из-за небольшого времени полураспада всех изотопов элемент изучен слабо. Должен быть токсичным из-за радиоактивности, хотя в организме человека не обнаружен.
II К щелочноземельным металлам относятся металлы IIA группы Периодической системы Д.И. Менделеева – кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba) и радий (Ra). Кроме них в главную подгруппу II группы входят бериллий (Be) и магний (Mg). На внешнем энергетическом уровне щелочноземельных металлов находится два валентных электрона.
Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочноземельных металлов – ns 2 . Кроме Ве 1s2 2s2. В своих соединениях они проявляют единственную степень окисления равную +2. В ОВР являются восстановителями, т.е. отдают электрон. Все щелочноземельные металлы характеризуются наличием металлического типа химической связи, что обуславливает их высокую тепло- и электропроводность. Температуры кипения и плавления щелочноземельных металлов выше, чем щелочных металлов.
С увеличением заряда ядра атомов элементов, входящих в группу щелочноземельных металлов, энергия ионизации атомов уменьшается, а радиусы атомов и ионов увеличиваются, металлические признаки химических элементов усиливаются.
Бериллий (Be) — очень легкий, его сплав с медью сходен со сталью. В свободном состоянии Be – металл серо-стального цвета, обладающий плотной гексагональной кристаллической решеткой, достаточно твердый и хрупкий.
На воздухе Be покрывается оксидной пленкой, что придает ему матовый оттенок и снижает его химическую активность.В эпоху нанотехнологии он необходим для атомной, электронной, электротехнической, авиационной и нефтегазовой промышленности. Be обладает некомпенсированным спином и высокой латентной токсичностью, хотя его атомная масса среди прочих металлов наименьшая.
Он связан диагональным соотношением с Аl, и имеет с ним много общих свойств. Контакт с солями Be вызывает поражение кожи. Ион Ве2+ имеет малые размеры, но высокую плотность заряда. В организме он ингибирует фосфатазы, особенно щелочную, участвующую в процессах образования костей, а также ферменты, активируемые Mg2+ и К+, нарушает репликацию ДНК. Ионы Ве2+ образуют комплексы с тетраэдрическим расположением лигандов (КЧ = 4) с различной стереохимической конфигурацией.
Бериллий в природе находится в связанном состоянии. Важнейшие минералы бериллия: берилл- Be3 Al2 (SiO3)6, хризоберилл- Be(AlO2)2 и фенакит- Be2 SiO4.
Магний (Mg) в виде простого вещества представляет собой белый металл, который, также, как и Be, при нахождении на воздухе приобретает матовый оттенок за счет образующейся оксидной пленки. Mg мягче и пластичнее бериллия. Кристаллическая решетка Mg – гексагональная. Магний— по свойствам связан диагональным соотношением с Li.
Абсолютно необходим для нормальной жизнедеятельности в виде иона Mg2+. Mg2+ необходим для нервно-мышечной передачи и мышечного сокращения. Наиболее часто недостаток магния (в норме содержащегося в плазме крови в концентрации 0,9 мМ) наблюдается при алкоголизме, сопровождаясь также накоплением Са2+. При избытке магния развиваются слабовыраженные токсические реакции. Прием больших количеств солей Mg2+ вызывает рвоту.
| Название | Ат. № | Относит, ат. масса | Электронная формула | Радиус, пм | Основные изотопы (%) |
| Be | Бериллий Beryllium [от греч. Beryllos — берилл] | 9,012 | 2s2 | Be2+ 34 | 9Be*(100) |
| Mg | Магний Magnesium [от Магнезия — полуостров в Греции] | 24,305 | 3s2 | Mg2+ 78 | 24Mg (78,99) 25Mg* (10) 26Mg (11,01) |
Химические свойства
-Получение Be осуществляют по реакции восстановления его фторида. Реакция протекает при нагревании:
Магний, кальций и стронций получают электролизом расплавов солей, чаще всего – хлоридов:
Причем, при получении Mg электролизом расплава дихлорида для понижения температуры плавления в реакционную смесь добавляют NaCl.
Для получения Mg в промышленности используют металло- и углетермические методы:
2(CaO×MgO) (доломит) + Si = Ca2SiO4 + Mg
— Взаимодействие с водой.
В обычных условиях поверхность Be и Mg покрыты инертной оксидной пленкой, поэтому они устойчивы по отношению к воде, но с горячей водой магний образует основание Mg(OH)2
-Взаимодействие с кислородом.
-Взаимодействие с неметаллами:
Be + S → BeS (сульфиды) Mg + H2 → Mg H2 (гидриды)
Источник: studopedia.ru