§ 46. Щелочные металлы

Щелочные металлы

Щелочными названы металлы, которые образуют щёлочи — растворимые в воде основания. К ним относятся элементы IA-группы — литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.

Общие сведения о щелочных металлах

Щелочные металлы как химические элементы объединяет одинаковое строение валентного электронного слоя атомов, электронная конфигурация которого в основном состоянии выражается формулой ns¹ (табл. 32). Щелочные металлы обладают низкой электроотрицательностью. Валентный электрон слабо связан с атомом из-за малой величины взаимодействующих зарядов и большого размера атома. Это определяет высокую химическую активность щелочных металлов и её усиление по группе сверху вниз в связи с увеличением радиуса атомов и ослаблением взаимодействия валентных электронов с ядром. При отдаче валентных электронов атомы проявляют степень окисления +1 и образуют, как правило, соединения с ионным типом химической связи.

В таблице 32 суммированы сведения о строении и свойствах атомов щелочных металлов, а также сопоставлены физические свойства простых веществ. Приведённые данные показывают, что щелочные металлы имеют небольшую плотность и низкие температуры плавления. Щелочные металлы представляют собой кристаллические вещества с хорошей  электро- и теплопроводностью.

В земной коре самыми распространёнными из щелочных металлов являются натрий и калий (по 2,4 %). Остальные s-элементы IA-группы относятся к редким элементам.

Таблица 32. Характеристики атомов и простых веществ щелочных металлов

Вследствие высокой химической активности щелочные металлы находятся не в свободном состоянии, а в виде соединений. Большая часть атомов натрия и калия входит в состав различных силикатов, в том числе и алюмосиликата — полевого шпата. В промышленных масштабах добывают галит, каменную соль (NaCl), сильвин (KCl), сильвинит (смесь KCl и NaCl). Республика Беларусь обладает большими запасами этих солей. К природным соединениям относятся также селитры — NaNO₃, KNO₃ и мирабилит — Na₂SO₄ · 10H₂O.

Распознать наличие в веществе ионов щелочного металла можно по характерному окрашиванию пламени горелки при внесении в него образца вещества на железной (платиновой, нихромовой) проволоке (рис. 109, Приложение 3).

Этот эффект положен в основу спектроскопических методов качественного и количественного определения щелочных металлов.

Получают щелочные металлы электролизом расплавов их солей, например:

2NaCl_{(расплав)} 2Na + Cl₂↑.

Химические свойства щелочных металлов

Щелочные металлы взаимодействует со многими простыми веществами-неметаллами. Так, с галогенами щелочные металлы реагируют без нагревания, с серой, водородом и азотом — при нагревании, за исключением лития, взаимодействующего с азотом при комнатной температуре:

Обратите внимание, что гидриды являются сильными восстановителями. Они восстанавливают водород из воды: NaH + H₂O = NaOH + H₂↑.

На воздухе на поверхности щелочных металлов образуется ряд соединений. Литий наименее активен. Калий может загореться самопроизвольно. Поэтому щелочные металлы хранят в хорошо закупоренных банках под слоем керосина или в запаянных ампулах.

При сгорании на воздухе щелочные металлы образуют соединения, в которых содержание кислорода увеличивается от Li к Cs:

• литий образует оксид:

  4Li + O₂ = 2Li₂O;

• натрий — пероксид Na₂О₂:

  2Na + O₂ = Na₂O₂;

• калий, рубидий, цезий — надпероксиды KO₂, RbO₂, CsO₂: 

  K + O₂ = KO₂.

Оксид натрия Na₂O можно получить лишь косвенным путём, нагревая  пероксид натрия с металлическим натрием:

Щелочные металлы начинают ряд активности и способны восстанавливать водород из воды с образованием щёлочи:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑.

Эта реакция сопровождается сильным экзотермическим эффектом, и выделяющийся водород может воспламениться. Для наиболее активных щелочных металлов такой процесс сопровождается взрывом, поэтому щелочные металлы тщательно оберегают от воды. Ещё более энергично эти металлы взаимодействуют с кислотами.

Щелочные металлы реагируют также с фенолами и спиртами:

2Na + 2C₆H₅OH = 2C₆H₅ONa + H₂↑;

2Na + 2C₂H₅OH = 2C₂H₅ONa + H₂↑.

Соединения щелочных металлов

Соединения щелочных металлов, как правило, кристаллические, хорошо растворимые в воде вещества, не имеющие окраски.

Оксиды металлов IA-группы взаимодействуют с водой, кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, что характерно для типичных основных оксидов.

Оксиды щелочных металлов растворяются в воде с образованием гидроксидов:

Na₂O + Н₂O = 2NaOH;

взаимодействуют с газообразными кислотными оксидами:

Na₂O + CO₂ = Na₂CO₃;

K₂O + SO₂ = K₂SO₃;

с твёрдыми кислотными и амфотерными оксидами при нагревании, а иногда даже при плавлении смеси компонентов:

с кислотами, образуя средние или кислые соли в зависимости от основности кислоты и соотношения компонентов, например:

Li₂O + H₃PO₄ = Li₂HPO₄ + H₂O;

Li₂O + 2H₃PO₄ = 2LiH₂PO₄ + H₂O.

Оксиды щелочных металлов могут взаимодействовать с кислыми солями:

Na₂O + NaH₂PO₄ = Na₃PO₄ + H₂O.

Na₂О₂ взаимодействует с водой, образуя пероксид водорода:

Nа₂O₂ + 2Н₂O = 2NaOH + H₂О₂.

Пероксид водорода может разлагаться с образованием атомарного кислорода: H₂О₂ = H₂О + O↑. Поэтому Na₂О₂ применяют для отбеливания соломы, шёлка, шерсти и других материалов. Эффект отбеливания обусловлен воздействием атомарного кислорода.

Пероксид натрия используют в противогазах, при подводных работах. Его применение в этих случаях основано на реакции взаимодействия с диоксидом углерода:

Na₂O₂ + CO₂ → Na₂CO₃ + O₂↑.

Выдыхаемый лёгкими углекислый газ поглощается с одновременным выделением газообразного кислорода. Последний снова может служить для дыхания.

Гидроксиды щелочных металлов — кристаллические вещества, плавящиеся без разложения. Все гидроксиды сильно поглощают влагу из воздуха и могут использоваться как осушители. Они хорошо растворимы в воде и диссоциируют в ней полностью:

NaOH → Na⁺ + OH^–.

Типичные химические свойства щелочей вы систематизировали при изучении материала § 27, таблицы 18, рассматривая их в свете теории электролитической диссоциации. Напомним, что щёлочи вступают в реакции с кислотами, солями, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами. NaOH и КОН в промышленности получают электролизом водных растворов хлоридов:

2NaCl + 2Н₂О 2NaОН + H₂↑ + Cl₂↑.

Cоли щелочных металлов за небольшим исключением хорошо растворимы в воде и являются сильными электролитами.

Соли щелочных металлов реагируют с кислотами, солями других металлов только в случае выделения продукта в осадок, образования малодиссоциирующего или газообразного вещества. Примеры реакций приведены ранее в таблицах 17, 19. Вам уже известно, что соли галогеноводородных кислот реагируют в растворах с галогенами (§ 30).

Биологическая роль и применение соединений щелочных металлов

Ионы натрия и калия играют важную роль в жизнедеятельности организма человека и животных. В организме взрослого человека содержание натрия составляет около 150 г, а калия — около 250 г. Ионы натрия влияют на электролитный баланс клеток организма, участвуют в транспорте через мембраны клеток аминокислот, сахаров, неорганических и органических анионов, в образовании желудочного сока. Ионы калия определяют возбудимость и проводимость сердечной мышцы, участвуют в процессах передачи нервных импульсов. Литий способен регулировать активность ферментов.

Ионы калия необходимы для жизни растений. Они находятся в основном в клеточном соке, помогают синтезу белков и сахаров, накоплению углеводов, нормализуют процесс фотосинтеза, способствуют повышению механической прочности тканей, устойчивости к некоторым заболеваниям.

Соединения щелочных металлов нашли применение в разнообразных отраслях промышленности. К примеру, силикат лития необходим для изготовления прочной керамики. Cплав лития (⁷Li) с натрием служит эффективным теплоносителем в ядерных реакторах. Литий используют в металлургии лёгких сплавов, в производстве аккумуляторных батарей.

Нобелевская премия по химии за 2019 год присуждена Джону Гуденафу, Стэнли Уиттингему и Акире Йошино за разработку литий-ионных батарей. Литий-ионные батареи гораздо легче и компактнее, чем более ранние типы аккумуляторов. Они используются в мобильных телефонах, ноутбуках, кардиостимуляторах, электромобилях.

Из хлорида натрия получают гидроксид натрия, пероксид натрия, хлор, кальцинированную соду Na₂CO₃ и питьевую соду NaHCO₃ (пищевая добавка Е500). Его также применяют в изготовлении моющих средств и медицинских препаратов.

Сульфат натрия используют в стекольной и кожевенной промышленности, производстве моющих средств и медицинских препаратов.

Силикат натрия Na₂SiO₃ получают сплавлением NaOH или соды с кремнезёмом:

Он необходим для изготовления жаропрочного, кислото- и гидроупорного бетона, огнеупорных красок, клеев, противопожарных покрытий по дереву (антипиренов), для укрепления слабых грунтов, в производстве электродов, для очистки растительного и машинного масел.

Гидроксиды натрия и калия используются для приготовления электролитов щелочных аккумуляторов, а также в производстве мыла, красок, целлюлозы.

Соли калия KCl, KNO₃, K₂CO₃ — важные минеральные удобрения.

Вопросы, задания, задачи

1. Используя данные таблицы 32, охарактеризуйте физические свойства щелочных металлов. Сравните их с другими известными вам металлами. Какие закономерности в изменении их свойств наблюдаются с увеличением порядкового номера элемента?
2. Как доказать, что при взаимодействии натрия с водой образуется щёлочь?
3. Чем объясняется потребность человека в солях натрия и калия? Для чего их используют в медицине?
4. Составьте уравнения реакций лития, натрия, калия с кислородом, с водой.
5. Рассчитайте массу хлорида натрия, необходимую для приготовления гипертонического раствора объёмом 1 дм³ (ω = 10 %, ρ = 1,071 г/см³).
6. Приведите уравнения реакций взаимодействия KOH с кислотами, кислотными оксидами, растворами солей.
7. Запишите уравнения реакций получения натрия и калия электролизом расплава соответствующих солей.

8. Составьте уравнения реакций согласно схеме:

    

9. Определите массу щёлочи и объём хлора, которые можно получить при электролизе раствора хлорида натрия, содержащего соль массой 1 кг. Превращению подвергается 82 % соли от исходного количества.
10. Декагидрат сульфата натрия (глауберова соль) Na₂SO₄ · 10Н₂O в природе встречается в виде минерала мирабилита, который выпадает из морской воды в заливе-лагуне Кара-Богаз-Гол (Каспийское море) в холодное время года. Рассчитайте массу глауберовой соли, которая выпадет из 10 кг насыщенного при 30 ^оС раствора этой соли, если его охладить до 0 ^оС. Растворимость Na₂SO₄ при 30 ^оС составляет 40,8 г на 100 г воды, а при 0 ^оС — 5,0 г на 100 г воды.

*Самоконтроль

1. Твёрдыми веществами являются:

• а) K;
• б) NaH;
• в) LiOH;
• г) KNO₃.

2. Формулы минералов галита и мирабилита соответственно:

• а) KCl и NaCl;
• б) KNO₃ и NaNO₃;
• в) KСl и Na₂SO₄;
• г) NaСl и Na₂SO₄ · 10H₂O.

3. Щелочной металл можно получить в результате превращения:

• а) KСl_{(расплав)} ;
• б) NaCl_(р-р)  ;
• в) NaСl_(р-р) + K ;
• г) Na₂SO_4(р-р) .

4. В реакции натрия с кислородом преимущественно образуется:

• а) NaOH;
• б) Na₂O;
• в) Na₂O₂;
• г) NaH.

5. В открытом сосуде на воздухе находится кусочек лития. На его поверхности могут образоваться:

• а) Li₂O;
• б) LiOH;
• в) Li₃N;
• г) Li₃PO₄.