Щелочной металл

Щелочны́е мета́ллы — элементы главной подгруппы I группы Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr. Эти металлы получили название щелочных, потому что большинство их соединений растворимо в воде. По-славянски «выщелачивать» означает «растворять», это и определило название данной группы металлов. 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 новом 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 — один из самых низких) и электроотрицательности (ЭО).

Некоторые свойства щелочных металлов

Атомный номер	Название, символ	Металлический радиус, нм	Ионный радиус, нм	Потенциал ионизации, эВ	ЭО	p, г/см³	tпл, °C	tкип, °C
3	Литий Li	0,152	0,078	5,32	0,98	0,53	181	1347
11	Натрий Na	0,190	0,098	5,14	0,93	0,97	98	883
19	Калий K	0,227	0,133	4,34	0,82	0,86	64	774
37	Рубидий Rb	0,248	0,149	4,18	0,82	1,53	39	688
55	Цезий Cs	0,265	0,165	3,89	0,79	1,87	28	678

Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме золотисто-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 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, 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, азоту 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:

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

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:

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О₂^2-и надпероксид-ион O₂^-.

Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО₃. Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой углубляется 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:

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

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

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

Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:

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

Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

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

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

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:

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

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

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

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

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

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:

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

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:

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

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

$\mathrm{2 \ Na + 2 \ CH_3CH_2OH \longrightarrow 2 \ CH_3CH_3ONa + \ H_2 \uparrow}$

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

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	Беловато-розовый
Cs	Фиолетово-красный

Получение щелочных металлов

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

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

катод: Li⁺ + e → Li

анод: 2Cl^- — 2e → Cl₂

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

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

катод: Na⁺ + e → Na

анод: 4OH^- — 4e → 2H₂O + O₂

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:

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

катод: 2H⁺ + 2e → H₂

анод: 2Cl^- — 2e → Cl₂

Прежде щёлочь получали реакцией обмена:

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

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:

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

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

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

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:

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

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

Карбонаты

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:

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

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:

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

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:

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

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:

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

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^-.

Фотографии

Литий	Натрий	Калий	Рубидий
Цезий

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.

Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева

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

Uub

Uut

Uuq

Uup

Uuh

Uus

Uuo

Uue

Ubn

*

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