Щелочные металлы

Группа →	1
↓ Период
2	3 Литий Li 6,941 [Не]2s1
3	11 Натрий Na 22,989 [Nе]3s1
4	19 Калий K 39,098 [Ar]4s1
5	37 Рубидий Rb 85,467 [Kr]5s1
6	55 Цезий Cs 132,906 [Xe]6s1
7	87 Франций Fr (223) [Rn]7s1

Щелочны́е мета́ллы — это элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы I группы): литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щелочами.

Общая характеристика щелочных металлов

В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns¹. Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — самый низкий) и электроотрицательности (ЭО). Как следствие, в большинстве соединений щелочные металлы присутствуют в виде однозарядных катионов. Однако существуют и соединения, где щелочные металлы представлены анионами (см. Алкалиды).

Некоторые атомные и физические свойства щелочных металлов

Атомный номер	Название, символ	Число природных изотопов	Атомная масса	Энергия ионизации, кДж*моль−1	Сродство к электрону, кДж*моль−1	ЭО	ΔHдисс, кДж*моль−1	Металл. радиус, нм	Ионный радиус (КЧ 6), нм	tпл, °C	tкип, °C	ρ, г/см³	ΔHпл, кДж*моль−1	ΔHкип, кДж*моль−1	ΔHобр, кДж*моль−1
3	Литий Li	2	6,941(2)	520,2	59,8	0,98	106,5	0,152	0,076	180,6	1342	0,534	2,93	148	162
11	Натрий Na	1	22,989768(6)	495,8	52,9	0,99	73,6	0,186	0,102	97,8	883	0,968	2,64	99	108
19	Калий К	2+1а	39,0983(1)	418,8	46,36	0,82	57,3	0,227	0,138	63,07	759	0,856	2,39	79	89,6
37	Рубидий Rb	1+1а	85,4687(3)	403,0	46,88	0,82	45,6	0,248	0,152	39,5	688	1,532	2,20	76	82
55	Цезий Cs	1	132,90543(5)	375,7	45,5	0,79	44,77	0,265	0,167	28,4	671	1,90	2,09	67	78,2
87	Франций Fr	1а	(223)	380	(44,0)	0,7	—	—	0,180	20	690	1,87	2	65	—

^а Радиоактивные изотопы: ⁴⁰K, t_1/2=1,277•10⁹ лет; ⁸⁷Rb, t_1/2=4,75•10¹⁰ лет; ²²³Fr, t_1/2=21,8 мин.

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.

• 

  Литий

• 

  Натрий

• 

  Калий

• 

  Рубидий

• 

  Цезий

Многие минералы содержат в своём составе щелочные металлы. Например, ортоклаз, или полевой шпат, состоит из алюмосиликата калия K₂[Al₂Si₆O₁₆], аналогичный минерал, содержащий натрий — альбит — имеет состав Na₂[Al₂Si₆O₁₆]. В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве — соли калия — сильвин KCl, сильвинит NaCl • KCl, карналлит KCl • MgCl₂ • 6H₂O, полигалит K₂SO₄ • MgSO₄ • CaSO₄ • 2H₂O.

Химические свойства щелочных металлов

Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li, Cs) их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.

1. Взаимодействие с водой. Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий:

$\mathsf{2 \ Li + 2 \ H_2O \longrightarrow 2 \ LiOH + \ H_2 \uparrow}$

При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.

2. Взаимодействие с кислородом. Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.

• Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:

$\mathsf{4 \ Li + \ O_2 \longrightarrow 2 \ Li_2O}$

• При горении натрия в основном образуется пероксид Na₂O₂ с небольшой примесью надпероксида NaO₂:

$\mathsf{2 \ Na + \ O_2 \longrightarrow \ Na_2O_2}$

• В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:

$\mathsf{K + \ O_2 \longrightarrow \ KO_2}$

Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:

$\mathsf{2 \ Na + 2 \ NaOH \longrightarrow 2 \ Na_2O + \ H_2 \uparrow}$

$\mathsf{2 \ Na + \ Na_2O_2 \longrightarrow 2 \ Na_2O}$

$\mathsf{3 \ K + \ KO_2 \longrightarrow 2 \ K_2O}$

Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О₂²⁻и надпероксид-ион O₂⁻.

Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидовов состава ЭО₃. Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой увеличивается в ряду от Li до Cs:

Формула кислородного соединения	Цвет
Li2O	Белый
Na2O	Белый
K2O	Желтоватый
Rb2O	Жёлтый
Cs2O	Оранжевый
Na2O2	Светло- жёлтый
KO2	Оранжевый
RbO2	Тёмно- коричневый
CsO2	Жёлтый

Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

$\mathsf{Li_2O + \ H_2O \longrightarrow 2 \ LiOH}$

$\mathsf{K_2O + \ SO_3 \longrightarrow \ K_2SO_4}$

$\mathsf{Na_2O + 2 \ HNO_3 \longrightarrow 2 \ NaNO_3 + \ H_2O}$

Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:

$\mathsf{Na_2O_2 + 2 \ NaI + 2 \ H_2SO_4 \longrightarrow \ I_2 + 2 \ Na_2SO_4 + 2 \ H_2O}$

Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

$\mathsf{Na_2O_2 + 2 \ H_2O \longrightarrow 2 \ NaOH + \ H_2O_2}$

$\mathsf{2 \ KO_2 + 2 \ H_2O \longrightarrow 2 \ KOH + \ H_2O_2 + \ O_2 \uparrow}$

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:

$\mathsf{2 \ Na + \ H_2 \longrightarrow 2 \ NaH}$

$\mathsf{2 \ Na + \ Cl_2 \longrightarrow 2 \ NaCl}$

$\mathsf{2 \ K + \ S \longrightarrow \ K_2S}$

$\mathsf{6 \ Li + \ N_2 \longrightarrow 2 \ Li_3N}$

$\mathsf{2 \ Li + 2 \ C \longrightarrow \ Li_2C_2}$

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:

$\mathsf{2 \ Na + 2 \ NH_3 \longrightarrow 2 \ NaNH_2 + \ H_2 \uparrow}$

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:

$\mathsf{KNH_2 + \ H_2O \longrightarrow \ KOH + \ NH_3 \uparrow}$

Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей):

$\mathsf{2 \ Na + 2 \ CH_3CH_2OH \longrightarrow 2 \ CH_3CH_2ONa + \ H_2 \uparrow}$

$\mathsf{2 \ Na + 2 \ CH_3COOH \longrightarrow 2 \ CH_3COONa + \ H_2 \uparrow}$

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:

Окраска пламени щелочными металлами
и их соединениями

Щелочной металл	Цвет пламени
Li	Карминно-красный
Na	Жёлтый
K	Фиолетовый
Rb	Буро-красный
Cs	Фиолетово-красный

Получение щелочных металлов

1. Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:

$\mathsf{2 \ LiCl \longrightarrow 2 \ Li + \ Cl_2 \uparrow}$

катод: Li⁺ + e → Li

анод: 2Cl⁻ — 2e → Cl₂

2. Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:

$\mathsf{4 \ NaOH \longrightarrow 4 \ Na + 2 \ H_2O + \ O_2 \uparrow}$

катод: Na⁺ + e → Na

анод: 4OH⁻ — 4e → 2H₂O + O₂

3. Щелочной металл может быть восстановлен из соответствующего хлорида или бромида кальцием, магнием, кремнием и др. восстановителями при нагревании под вакуумом до 600-900 °C:

$\mathsf{2 \ MCl + \ Ca \longrightarrow 2 \ M \uparrow + \ CaCl_2}$

Чтобы реакция пошла в нужную сторону, образующийся свободный щелочной металл (M) должен удаляться путём отгонки. Аналогично возможно восстановление цирконием из хромата. Известен способ получения натрия восстановлением из карбоната углём при 1000 °C в присутствии известняка.

Поскольку щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений находятся левее водорода, то электролитическое получение их из растворов солей невозможно; в этом случае образуются соответствующие щёлочи и водород.

Соединения щелочных металлов

Гидроксиды

Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрия электролизом концентрированного водного раствора поваренной соли:

$\mathsf{2 \ NaCl + 2 \ H_2O \longrightarrow \ H_2 \uparrow + \ Cl_2 \uparrow + 2 \ NaOH }$

катод: $~2 \ H^{+} + 2 \ e \longrightarrow \ H_2$

анод: $~2 \ Cl^{-} - 2 \ e \longrightarrow \ Cl_2$

Прежде щёлочь получали реакцией обмена:

$\mathsf{Na_2CO_3 + \ Ca(OH)_2 \longrightarrow \ CaCO_3 \downarrow + 2 \ NaOH}$

Получаемая таким способом щёлочь была сильно загрязнена содой Na₂CO₃.

Гидроксиды щелочных металлов — белые гигроскопичные вещества, водные растворы которых являются сильными основаниями. Они участвуют во всех реакциях, характерных для оснований — реагируют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:

$\mathsf{2 \ LiOH + \ H_2SO_4 \longrightarrow \ Li_2SO_4 + 2 \ H_2O}$

$\mathsf{2 \ KOH + \ CO_2 \longrightarrow \ K_2CO_3 + \ H_2O}$

$\mathsf{KOH + \ Al(OH)_3 \longrightarrow \ K[Al(OH)_4]}$

Гидроксиды щелочных металлов при нагревании возгоняются без разложения, за исключением гидроксида лития, который так же, как гидроксиды металлов главной подгруппы II группы, при прокаливании разлагается на оксид и воду:

$\mathsf{2 \ LiOH \longrightarrow \ Li_2O + \ H_2O}$

Гидроксид натрия используется для изготовления мыла, синтетических моющих средств, искусственного волокна, органических соединений, например фенола.

Соли

Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na₂CO₃. Основное количество соды во всём мире производят по методу Сольве, предложенному ещё в начале XX века. Суть метода состоит в следующем: водный раствор NaCl, к которому добавлен аммиак, насыщают углекислым газом при температуре 26 — 30 °C. При этом образуется малорастворимый гидрокарбонат натрия, называемый питьевой содой:

$\mathsf{NaCl + \ NH_3 + \ CO_2 + \ H_2O \longrightarrow \ NaHCO_3 \downarrow + \ NH_4Cl}$

Аммиак добавляют для нейтрализации кислотной среды, возникающей при пропускании углекислого газа в раствор, и получения гидрокарбонат-иона HCO₃⁻, необходимого для осаждения гидрокарбоната натрия. После отделения питьевой соды раствор, содержащий хлорид аммония, нагревают с известью и выделяют аммиак, который возвращают в реакционную зону:

$\mathsf{2 \ NH_4Cl + \ Ca(OH)_2 \longrightarrow 2 \ NH_3 \uparrow + \ CaCl_2 + 2 \ H_2O}$

Таким образом, при аммиачном способе получения соды единственным отходом является хлорид кальция, остающийся в растворе и имеющий ограниченное применение.

При прокаливании гидрокарбоната натрия получается кальцинированная, или стиральная, сода Na₂CO₃ и диоксид углерода, используемый в процессе получения гидрокарбоната натрия:

$\mathsf{2 \ NaHCO_3 \longrightarrow \ Na_2CO_3 + \ CO_2 \uparrow + \ H_2O}$

Основной потребитель соды — стекольная промышленность.

В отличие от малорастворимой кислой соли NaHCO₃, гидрокарбонат калия KHCO₃ хорошо растворим в воде, поэтому карбонат калия, или поташ, K₂CO₃ получают действием углекислого газа на раствор гидроксида калия:

$\mathsf{2 \ KOH + \ CO_2 \longrightarrow \ K_2CO_3 + \ H_2O}$

Поташ используют в производстве стекла и жидкого мыла.

Литий — единственный щелочной металл, для которого не получен гидрокарбонат. Причина этого явления в очень маленьком радиусе иона лития, который не позволяет ему удерживать довольно крупный ион HCO₃⁻.

Литература

• Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М.: Высшая школа, 2001.
• Ерёмина Е. А., Рыжова О. Н. Глава 14. Щелочные металлы // Справочник школьника по химии. — М.: Экзамен, 2009. — С. 224-231. — 512 с. — 5000 экз. — ISBN 978-5-377-01472-0.
• Кузьменко Н. Е. , Ерёмин В. В., Попков В. А. Начала химии. Современный курс для поступающих в вузы. — М.: Экзамен, 1997-2001.
• Лидин Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Справочник по неорганической химии. — М.: Химия, 1987.
• Некрасов Б. В. Основы общей химии. — М.: Химия, 1974.
• Спицын В. И., Мартыненко Л. И. Неорганическая химия. — М.: МГУ, 1991, 1994.
• Турова Н. Я. Неорганическая химия в таблицах. Учебное пособие. — М.: Высший химический колледж РАН, 1997.

См. также

• Щелочноземельные металлы

Ссылки

• Взаимодействие щелочных металлов с водой
• Щелочные металлы, видео