Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней.
Щелочные металлы встречаются в природе в форме соединений, содержащих однозарядные катионы. Многие минералы содержат в своём составе металлы главной подгруппы I группы. Например, ортоклаз, или полевой шпат, состоит из алюмюсиликата калия K 2 [Al2 Si6 O16 ], аналогичный минерал, содержащий натрий — альбит — имеет состав Na2 [Al2 Si6 O16 ]. В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве — соли калия — сильвин KCl, сильвинит NaCl KCl, карналлит KCl MgCl2 6H2 O, полигалит K2 SO4 MgSO4 CaSO4 2H2 O.
|
Формула кислородного соединения |
Цвет |
|
|
Li 2 O |
Белый |
|
|
Na 2 O |
Белый |
|
|
K 2 O |
Желтоватый |
|
|
Rb 2 O |
Жёлтый |
|
|
Cs 2 O |
Оранжевый |
|
|
Na 2 O2 |
Светло- жёлтый |
|
|
KO 2 |
Оранжевый |
|
|
RbO 2 |
Тёмно- коричневый |
|
|
CsO 2 |
Жёлтый |
|
Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:
Li 2 O + H2 O 2LiOH
K 2 O +SO3 K2 SO4
Na 2 O + 2HNO3 2NaNO3 + H2 O
Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:
Na 2 O2 + 2 NaI + 2 H2 SO4 I2 + 2 Na2 SO4 +2H2 O
Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:
Na 2 O2 + 2H2 O 2NaOH + H2 O2
2 K 2 O + 2H2 O 2KOH + H2 O2 +O2
3. Взаимодействие с другими веществами. Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованием гидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов и силицидов.
При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды. Активно (со взрывом) реагируют щелочные металлы с кислотами. Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных — аминах и амидах. При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиеся амиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака. Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей).
4. Качественное определение щелочных металлов. Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет:
Таблица 3. Окраска пламени щелочными металлами и их соединениями
|
Щелочной металл |
Цвет пламени |
|
|
Li |
Карминно-красный |
|
|
Na |
Жёлтый |
|
|
K |
Фиолетовый |
|
|
Rb |
Бурокрасный |
|
|
Cs |
Фиолетово-красный |
|
Литий, натрий, калий, рубидий в свободном состоянии серебристо-белые металлы, цезий имеет золотисто-желтый цвет. Все металлы очень мягкие и пластичные. Наибольшей твердостью обладает литий, остальные металлы легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу.
В кристаллическом состоянии все они имеют объемоцентрированную кристаллическую решетку с металлическим типом химической связи, что обуславливает их высокую тепло — и электропроводность.
Все щелочные металлы имеют небольшую плотность, самый легкий металл — литий, его плотность составляет всего 0,53 г/см 3 .
Некоторые физические свойства щелочных металлов приведены в таблице.
Таблица 4. Некоторые физические свойства щелочных металлов
|
Свойство |
Li |
Na |
K |
Rb |
Cs |
|
|
Плотность, кг/м 3 |
530 |
970 |
860 |
1530 |
1880 |
|
|
Температура плавления,°С |
180 |
98 |
64 |
40 |
29 |
|
|
Температура кипения,°С |
1342 |
883 |
759 |
688 |
671 |
|
Металлы имеют достаточно низкие температуры плавления и кипения, причем с увеличением порядкового номера элемента температура плавления металла понижается.
Все металлы очень активны, поэтому их хранят в запаянных ампулах, под слоем вазелинового масла или керосина.
щелочной металл натрий калий
Основные проявления дефицита рубидия: снижение аппетита; задержка роста и развития; аборты; преждевременные роды; сокращение продолжительности жизни.
У животных поступление рубидия с кормом в количестве более 200 мг в день не вызывает токсического эффекта, тогда как прием 1000 мг рубидия значительно угнетает рост и развитие, снижают продолжительность жизни.
Опасность для здоровья представляет радиоактивный изотоп 87 Rb. Как правило, на его долю приходится до 28% от общего содержания рубидия, поступающего в организм.
Доказан риск избыточного поступления рубидия у работников электронной, химической и стекольной промышленности.
Причины избытка рубидия — повышенное поступление с пищей и водой из окружающей среды.
Основные проявления избытка рубидия — локальное раздражение на коже и слизистых; хроническое воспаление верхних дыхательных путей; аритмии; нарушение сна; головные боли; протеинурия.
В XIX веке, в связи со своим нейротропным действием, основанном на конкурентном взаимодействии с ионами калия, соли рубидия использовали для укрепления нервной системы, а позже и как противоэпилептическое и гипнотическое средство.
В последние десятилетия в экспериментальной медицине и биологии изучаются перспективы применения солей рубидия в лечении многих заболевания нервной и мышечной систем.
Приложение 1
ПОДГРУППА Ia. [ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)]
|
НАХОЖДЕНИЕ В ПРИРОДЕ |
|
|
Na-2,64% (по массе), K-2,5% (по массе), Li, Rb, Cs-значительно меньше, Fr — искусственно полученный элемент NaCl — поваренная соль (каменная соль), галит Na 2 SO4
|
|
|
ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА |
|
|
Очень мягкие металлы, легко режутся ножом. На срезе — белого цвета с серебристым металлическим блеском, исчезающим на воздухе из-за окисления. Плотности веществ Li (0,534), Na (0,97), K (0,86), Rb (1,532), Cs (1,87) г/см3. Т пл . Li (179), Na (97,8), K (63,5), Rb (39,0), Cs (28,5) 0С |
|
|
ПОЛУЧЕНИЕ |
||
|
Т.к. щелочные металлы — это самые сильные восстановители, их можно восстановить из соединений только при электролизе расплавов солей: 2NaCl=2Na+Cl 2 на катоде: Na+ +e=Na на аноде: 2Cl— -e=Cl2 |
||
|
ХИМИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА |
||
|
1. С кислородом (Rb, Cs — самовоспламеняются) |
2Na+O 2 =Na2 O2 ; 2K+2O2 =K2 O4 (пероксиды) 4Li+O2 =2Li2 O (оксид лития) |
|
|
2. С галогенами |
2Na+Cl 2 =2NaCl |
|
|
3. С серой при нагревании |
2Li+S=Li 2 S (сульфид) |
|
|
4. Литий взаимодействует с азотом |
6Li+N 2 =2Li3 N (нитрид) |
|
|
5. С водородом при нагревании |
2Na+H 2 =2NaH (гидрид) |
|
|
6. С водой |
2Na+2H 2 O=2NaOH+H2 |
|
Приложение 2
|
СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ Щелочные металлы — самые сильные восстановители, их ионы не проявляют окислительных свойств |
|||
|
Гидроксиды (едкие щелочи) — твердые кристаллические вещества, типично ионные соединения, сильные основания. NaOH-едкий натр, каустическая сода KOH-едкое кали Получение: 1. Электролиз водного раствораNaCl: катод: H 2 O+2e=H2 +2OH— анод: 2Cl— -2e=Cl2 суммарная реакция: 2H 2 O+2NaCl=2NaOH+Cl2 +H2 |
Соли — типично ионные соединения, как правило-хорошо растворимы в воде, кроме некоторых солей лития. Образованные слабыми кислотами сильно гидролизуются. Na 2 CO3 10H2 O — кристаллическая сода Na2 CO3 — кальцинированная сода NaHCO3 — питьевая сода K2 CO3 — поташ Получение соды: 1. Аммиачный способ — насыщение раствора NaCl газами CO 2 и NH3 NH3 +CO2 +H2 O=NH4 HCO3 NH4 HCO3 +NaCl=NaHCO3 +NH4 Cl NaHCO3 выпадает в осадок (сравнительно мало растворим) 2. Кальцинирование — прокаливание: NaHCO 3 =Na2 CO3 +CO2 +H2 O |
Качественные реакции: окрашивание пламени ионами Li + — карминово-красное Na+ — желтое K+ — фиолетовое |
|
