Лужні метали

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук
H   He
Li Be   B C N O F Ne
Na Mg   Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Uuh Uus Uuo
 
  * La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
  ** Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
Група 1 періодичної таблиці (Лужні метали)

Лу́жні мета́ли — елементи 1 групи періодичної системи за винятком водню. За старою класифікацією елементи головної підгрупи I групи. Назва пов'язана з тим, що при взаємодії лужних металів з водою утворюється їдкий луг. До лужних металів належать (у порядку збільшення атомного номера) Літій (Li), Натрій (Na), Калій (K), Рубідій (Rb), Цезій (Cs) , Францій (Fr).

Загальна характеристика[ред.ред. код]

Характерною рисою будови атомів лужних металів, є наявність одного електрона на зовнішній електронній оболонці. Завдяки цьому всі вони з легкістю віддають електрон, переходячи до закінченої електронної оболонки попередньої оболонки і є дуже сильними відновниками: Na0 – 1ē → Na+. У сполуках ці елементи проявляють ступінь окиснення +1 і утворюють тільки іонні сполуки. У вільному вигляді атоми електронейтральні (ступінь окиснення нуль). Валентність І. В межах кожного періоду це найбільш активні металічні елементи і найсильніші відновники. Із зростанням порядкового номера збільшується радіус атомів. Зовнішній або валентний електрон усе більше віддаляється від ядра і металічні властивості зростають Li → Na → K → Rb → Fr.

Хоча лужні метали надзвичайно поширені на Землі, у природі вони існують винятково у вигляді сполук через високу відновлювальну активність. Na, K (Натрій, Калій) відкриті в 1807 Гемфрі Деві, який першим почав широко застосовувати електроліз. Li (Літій)  відкрив Йоганн Арфведсон (Швеція, 1817), Rb (Рубідій) — Роберт Бунзен, Густав Кірхгофф (Німеччина, 1861), Cs (Цезій) — Роберт Бунзен, Густав Кірхгофф (Німеччина, 1860), Fr (Францій) — Маргерітт Пере (Франція, 1939).

Поширення в природі[ред.ред. код]

Внаслідок хімічної активності лужні метали зустрічаються в природі у вигляді сполук:

Сполуки Натрію (вміст Натрію в земній корі становить 2,64%) Сполуки Калію (вміст Калію в земній корі становить 2,6%)
NaCl – кам’яна сіль

Na2SO4 • 10H2O – глауберова сіль

Na2CO3 – сода кальцинована

NaNO3 – чилійська селітра

K2CO3 – поташ (у золі деяких рослин)

KCl • NaCl – сильвініт

KCl • MgCl2 • 6H2O – карналіт

KCl • MgSO4 • 6H2O – каїніт

К – входить до складу майже всіх рослин

Інші елементи належать до рідкісних, і їх сполук у природі мало. Францій добуто штучно в результаті ядерних реакцій.

Фізичні властивості[ред.ред. код]

Лужні метали — м'які (натрій ріжеться ножем, як вершкове масло, інші трохи жорсткіші) метали від сріблясто-білого до сірого кольору з характерним блиском, які дуже швидко тьмяніють на повітрі. Легкоплавкі й рухливі. Агресивні, вибухонебезпечні (зберігаються в атмосфері інертного газу або під шаром гасу). У розплавленому стані здатні проводити струм. Іони лужних металів забарвлюють полум'я газового пальника. Натрій і калій – метали сріблясто-білого кольору з незначними відтінками на свіжозрізаній поверхні, легкі, м’які, легко ріжуться ножем, легкоплавкі. На повітрі лужні метали легко окиснюються, тому блискуча поверхня свіжого зрізу металу швидко мутніє. Лужні метали зберігають в олії або їх покривають шаром гасу. Лужні метали добре розчиняються у ртуті, утворюючи амальгами. Температура плавлення натрію становить –97,8ºC (зменшується від літію до цезію). Натрій і калій мають високу електричну і теплову провідність. Внесені у полум’я пальника сполуки натрію забарвлюють полум’я у жовтий колір, а калію – у фіолетовий. Цю властивість використовують для розпізнавання цих сполук.

  • Літій та його солі забарвлюють полум'я червоним кольором
  • Натрій та його солі забарвлюють полум'я жовтим кольором
  • Калій та його солі забарвлюють полум'я фіолетовим кольором
  • Рубідій та його солі забарвлюють полум'я червоним кольором
  • Цезій та його солі забарвлюють полум'я фіолетовим кольором з блакитним відтінком

Завдяки властивостям забарвлювати полум'я сполуки лужних металів використовуються у піротехнічних сумішах.

Хімічні властивості[ред.ред. код]

Лужні метали легко реагують із киснем. Літій при взаємодії з киснем утворює літій оксид Li2O, решта — пероксиди й супероксиди:

Легко реагують із водою, з виділенням великої кількості тепла, утворюючи луги і водень:

Взаємодіють із неметалами:

Лужні метали найактивніші  з усіх металів. Вони розміщені на початку електрохімічного ряду напруг металів. Реакційна здатність дуже велика. Уже при кімнатній температурі вони реагують з багатьма неметалами.

  • З воднем при нагріванні утворюють тверді речовини гідриди. Гідриди металів легко розкладаються водою з утворенням відповідного лугу і водню: 2Na + H2 = 2NaH; NaH + H2O = NaOH + H2.
  • Під час горіння натрію і калію в кисні утворюються пероксиди: 2Na + O2 = Na2O2.
  • Під час повільного окиснення або горіння в умовах недостачі кисню утворюються оксиди: 4Na + O2 = 2Na2O.
  • Внаслідок взаємодії з іншими неметалами (Cl2, N2, P, S, Si, Br2, J2, C) утворюються солі – тверді кристалічні йонні сполуки:.
  • Калій і натрій бурхливо реагують з водою за звичайних умов з утворенням гідроксидів і водню: 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑. При взаємодії з водою кусочок натрію плавиться і набувши форму кульки «бігає» по поверхні води завдяки підштовхуванню його воднем, який виділяється. При взаємодії калію з водою утворений водень самозагоряється.
  • Натрій і калій енергійно взаємодіють з кислотами – слабкими окисниками HCl, H2SO4 (розбавлена), HBr, H2S тощо, з утворенням солі і водню: 2Na + 2HCl = 2NaCl + H2.

Під час реакції з кислотами – сильними окисниками HNO3 і концентрованою H2SO4 натрій і калій відновлюють Нітроген і Сульфур відповідних кислот до нижчих ступенів окиснення. Паралельно відбувається взаємодія цих металів з водою з утворенням водню. Ці реакції супроводжуються вибухом:

8Na + 10HNO3(розб) = 8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O;

8Na + 5H2SO4 = 4Na2SO4 + H2S + 4H2O.

При взаємодії з галогенами, сіркою, азотом, фосфором, вуглецем та кремнієм утворюються відповідно галогеніди, сульфіди, нітриди, фосфіди, карбіди та силіциди.

З азотом та вуглецем прямим синтезом можна отримати лише сполуки літію (причому з азотом реагує вже за звичайних умов утворюючи Li3N ). Інші лужні метали з азотом та вуглецем стабільних сполук не утворюють, що може бути використане при їх отриманні нагріванням їх сполук з карбідом кальцію, відновленням карбонатів магнієм або розкладанням азидів MN3 (азид літію вибухає).

Всі кисневі сполуки лужних металів мають різне забарвлення, інтенсивність якого посилюється в ряді від Li до Cs:

Формула
кисневої сполуки
Колір
Li2O Білий
Na2O Білий
K2O Світло - жовтий
Rb2O Жовтий
Cs2O Помаранчевий
Na2O2 Світло-жовтий
KO2 Помаранчевий
RbO2 Темно-коричневий
CsO2 Жовтий

Добування[ред.ред. код]

Натрій добувають електролізом розплавів натрій хлориду та натрій гідроксиду. Добувати калій електролізом KCl і KOH небезпечно і економічно не вигідно. Калій добувають так:

а) через розплавлений калій хлорид пропускають пару натрію при 800ºС, а пару калію що виділяється, конденсують KCl + Na = NaCl + K;

б) взаємодія розплавленого калій гідроксиду з рідким натрієм в реакційній колонці з нікелю: KOH + Na = NaOH + K.

Сполуки Калію та Натрію[ред.ред. код]

Оксиди Na2O і K2O – основні. Це тверді речовини білого кольору. Добувають натрій оксид нагріваючи натрій в недостатній кількості кисню при температурі не вищій 180°С, або при нагріванні суміші натрій пероксиду з металічним натрієм:   Na2O2 + 2Na = 2Na2O.

При взаємодії оксидів з водою утворюють гідроксиди: Na2O + H2O = 2NaOH.

Практичне значення має натрій пероксид, який взаємодіє з вуглекислим газом з виділенням кисню. Цю реакцію використовують на підводних човнах, космічних кораблях та закритих приміщеннях для регенерації повітря: 2Na2O2 + CO2 = 2Na2CO3 + O2.

Гідроксиди NaOH і KOH – білі, непрозорі, тверді кристалічні речовини, дуже гігроскопічні, милкі на дотик, вони роз’їдають шкіру і тканини, тому називаються їдкими лугами: KOH – їдке калі, NaOH – їдкий натр, каустик або каустична сода (в перекладі «пекуча»). Гідроксиди лужних металів не можна нагрівати в скляній, фарфоровій і платиновій посудині до плавлення, тому що  в розплавленому стані вони роз’їдають скло, фарфор, а при доступі повітря і платину.

Виявляють усі властивості основ.

Тверді гідроксиди NaOН і KOH поглинають вологу на повітрі, завдяки чому використовуються для осушування газів. Тверді гідроксиди та їх водні розчини поглинають вуглекислий газ: NaOH + CO2 = NaHCO3.

У воді добре розчиняються з виділенням великої кількості теплоти. Розчини лугів змінюють колір індикаторів – фіолетовий лакмус синіє, а безбарвний фенолфталеїн стає малиновим. Луги взаємодіють з кислотами, кислотними оксидами та солями малоактивних металічних елементів:

2KOH + H2SO4 = K2SO4 + 2H2O (реакція нейтралізації)

2KOH + СO2 = K2СO3 + H2O

2KOH + CuCl2 = 2KCl + Cu(OH)2 (утворення нерозчинної основи)

Натрій утворює солі з усіма кислотами. Більшість солей білі, добре розчинні у воді.

Застосування[ред.ред. код]

NaCl – найважливіша із солей. Ця сіль необхідна нашому організму, тому ми вживаємо її в їжу. Її використовують для консервування харчових продуктів, добування натрій гідроксиду, соди, хлору, хлоридної кислоти.

Na2CO3 – для виробництва скла, твердого мила, пом’якшення води при фарбуванні, очистки замаслених деталей.

NaOH – для очистки нафтопродуктів, в паперовій і текстильній промисловості, виробництво штучних волокон, напівпровідників, мила.

NaHCO3 – харчова сода.

Na2SiO3 – рідке скло, силікатний клей.

NaNO3 – харчова приправа (азотне добриво).

K – теплоносій в ядерних реакторах, використовують у фотоелементах, в органічному синтезі.

Na – як каталізатор в органічному синтезі (виробництво каучуку), відновник тугоплавких металів, як теплоносій в ядерних реакторах, наповнювач газорозрядних натрієвих ламп, в сплавах із свинцем для виготовлення підшипників.

KOH – добування рідкого мила, електроліт в акумуляторах, очищувач повітря.

K2CO3 – для виробництва скла, рідкого мила, як мінеральне добриво.

KMnO4 – для дезінфекції.

K2Cr2O7 – дублення шкіри, виробництва оранжевих барвників.

Калій являє собою елемент, конче необхідний для живлення рослин. Натрій впливає на скорочення м’язів, забезпечує нормальне функціонування серцевого м’яза, регулює середовище організму. Натрій приймає участь у підтриманні кислотно-лужного балансу в організмі. Натрій у великій кількості міститься в рослинах, які ростуть на засолених ґрунтах. У цих рослинах він створює осмотичний тиск клітинного соку, завдяки чому вони вбирають воду із засолених ґрунтів.

Галерея[ред.ред. код]

Література[ред.ред. код]

  • Ахметов Н. С. Загальна та неорганічна хімія. — М. : Вища школа, 2001. — ISBN 5-06-003363-5.
  • Лідин Р. А.. Довідник із загальної та неорганічної хімії. — М. : колоси, 2008. — ISBN 978-5-9532-0465-1.
  • Некрасов Б. В. Основи загальної хімії. — М. : Лань, 2004. — ISBN 5-8114-0501-4.
  • Спіцин В. І., Мартиненко Л. І. Неорганічна хімія. — М. : МДУ, 1991, 1994.
  • Турова Н. Я. Неорганічна хімія в таблицях. Навчальний посібник. — М. : ЧеРо, 2002. — ISBN 5-88711-168-2.
  • Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan. (1997), Chemistry of the Elements (2nd ed.), Oxford:Butterworth-Heinemann, ISBN 0-08-037941-9
  • F. Albert Cotton, Carlos A. Murillo, and Manfred Bochmann, (1999), Advanced inorganic chemistry. (6th ed.), New York:Wiley-Interscience, ISBN 0-471-19957-5
  • Housecroft, C. E. Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Prentice Hall, ISBN 978-0-13-175553-6
  • http://www.chemistry.in.ua/grade-10/alkali-metals


CHEM: Це незавершена стаття з хімії.
Ви можете допомогти проекту, виправивши або дописавши її.