Будова і ўласцівасці атамаў. Шчолачныя металы — гэта элементы галоўнай падгрупы I групы Перыядычнай сістэмы Д. І. Мендзялеева: літый Li, натрый Nа, калій Да, рубідый Rb, цэзій СS і Францыі Fг. Францыя — рэдкі радыёактыўны элемент. На знешнім энергетычным узроўні атамы гэтых элементаў ўтрымліваюць па адным электронных, які знаходзіцца на параўнальна вялікім выдаленні ад ядра. Яны лёгка аддаюць гэты электрон, таму з’яўляюцца вельмі моцнымі адраджэнцам. Ва ўсіх сваіх злучэннях шчолачныя металы праяўляюць ступень акіслення +1. Аднаўленчыя ўласцівасці іх узмацняюцца пры пераходзе ад Li да СS, што звязана з ростам радыусаў іх атамаў. Гэта найбольш тыповыя прадстаўнікі металаў: металічныя ўласцівасці выяўлены ў іх асабліва ярка.
Пры ўзаемадзеянні з кіслародам натрый і калій ўтвараюць ня аксіды, а пераксіду:
Як вы ўжо ведаеце, усё шчолачныя металы актыўна ўзаемадзейнічаюць з вадой, утвараючы шчолачы і аднаўляючы ваду да вадароду (мал. 9). Хуткасць ўзаемадзеяння шчолачнага металу з вадой будзе павялічвацца ад літыя да цэзію (чаму?).
Злучэння шчолачных металаў. У вольным выглядзе ў прыродзе шчолачныя металы не сустракаюцца з-за сваёй выключна высокай хімічнай актыўнасці. Некаторыя іх прыродныя злучэнні, у прыватнасці солі натрыю і калія, даволі шырока распаўсюджаныя, яны ўтрымліваюцца ў многіх мінералах, раслінах, прыродных водах.
Іёны натрыю і калія гуляюць вялікую біялагічную ролю: Nа + — галоўны пазаклеткавай іён, змяшчаецца ў крыві і лімфе, а Да + — асноўны ўнутрыклетачны іён. Яны выконваюць розныя функцыі ў арганізме, але аддаюць перавагу «працаваць» разам. Суадносіны канцэнтрацый гэтых іёнаў рэгулюе ціск крыві ў жывым арганізме і забяспечвае перамяшчэнне раствораў соляў з каранёў у лісце раслін.
Самая значная здольнасць калія — падтрымліваць працу сардэчнай мышцы, таму недахоп калію ў арганізме вельмі адбіваецца на здароўе чалавека. Калій неабходны для ўсіх раслін, пры яго недахопе зніжаецца інтэнсіўнасць фотасінтэзу раслін.
2. Хімічныя ўласцівасці шчолачных металаў: адукацыю гидридов, хларыдаў, сульфідаў, пераксіду, аксідаў, гідраксідаў.
3. Аксіды і пераксіду шчолачных металаў.
5. Солі: сода пітная, сода крышталічная, Паташоў, глаўбераву соль, павараная соль.
Які аб’ём вадароду можа быць атрыманы пры растварэнні ў вадзе 11,5 г натрыю, які змяшчае 2% прымешак, калі выхад вадароду складае 95% ад тэарэтычна магчымага?
2Na + O2 = Na2O2 (пераксіду натрыю)
4Li + O2 = 2Li2O (аксід літыя)
У вялікім сяміпавярховы доме, у пад’ездзе шчолачных металаў, на другім паверсе жыў Літый — самы лёгкі і бесклапотны метал. Ён, як і ўсе шчолачныя металы, вельмі актыўна ўзаемадзейнічаў з кіслародам, неметаламі, вадародам і вадой. Як і ўсе, абараняўся ад кіслароду, але насіў ня газавую, а вазелінавую «футра», бо быў вельмі лёгкім і ўсплываў у газе.
Калі ў вас ёсць выпраўлення ці прапановы да дадзенага ўроку, напішыце нам.
Калі вы хочаце ўбачыць іншыя карэкціроўкі і прапановы да ўрокаў, глядзіце тут — Адукацыйны форум.
© Аўтар сістэмы адукацыі 7W і гіпермаркет Ведаў — Уладзімір Співакоўскі
Пры выкарыстанні матэрыялаў рэсурсу
спасылка на edufuture.biz абавязковая (для інтэрнэт рэсурсаў — гiперспасылкi).
edufuture.biz 2008-2017 © Усе правы абаронены.
Сайт edufuture.biz з’яўляецца парталам, у якім не прадугледжаны тэмы палітыкі, наркаманіі, алкагалізму, курэння і іншых «дарослых» тым.
Чакаем Вашы заўвагі і прапановы на email:
Па пытаннях рэкламы і спонсарства пішыце на email:
шчолачныя металы
Міністэрства сувязі Расійскай Федэрацыі
Санкт-Пецярбургскі Дзяржаўны Універсітэт Тэлекамунікацый
ім. праф. Бонч-Бруевіча
реферат
тэма: шчолачныя металы
Складальнікі: студэнты гр. Р-73
Што такое металы
У перыядычным сістэме металы пераважаюць. Па многіх уласцівасцях металы вельмі адрозніваюцца адзін ад аднаго: літый удвая лягчэй вады, а осмий цяжэй яе ў 22,5 разы. Цэзій або галій можна лёгка расплавіць ў далоні, а вальфраму для плаўлення патрэбна тэмпература толькі ў два разы менш, чым тэмпература паверхні Сонца; літый, натрый або калій можна рэзаць нажом, а чысты хром не ўсякі разец возьме … Розная і хімічная актыўнасць металаў — ад амаль поўнай хімічнай інэртнасці золата або плаціны да нястрымнай рэакцыйнай здольнасці калія або натрыю.
Але, нягледзячы на ўсю разнастайнасць, гэтыя элементы ўтвараюць адзіную сям’ю, таму што ўсе яны адносна лёгка расстаюцца са сваімі вонкавымі электронамі і ператвараюцца ў станоўчыя іёны.
Элемент лёгка аддае электроны, калі іх на знешнім энергетычным узроўні мала (таму элементы першых трох груп, не лічачы бору, — металы) або калі радыус атама так вялікі, што ядро не ў стане трывала ўтрымліваць вонкавыя электроны (таму вісмута, атам якога мае на знешнім энергетычным узроўні пяць электронаў, усё-ткі адносяць да металаў).
Прасачыўшы, як змяняюцца ўласцівасці ў элементаў III перыяду, мы ўбачым, што з павелічэннем колькасці электронаў у вонкавым энергетычным узроўні элементы паступова пераходзяць ад актыўнага металу натрыю да актыўнага неметалы хлору. IV перыяд таксама пачынаецца актыўным металам каліем. У канцы гэтага перыяду перад інэртным газам крыптонам таксама стаіць актыўны неметалы бром. Такім чынам, і ў гэтым перыядзе павінен адбывацца такі ж пераход.
Чаму ж гэты пераход такі павольны? Справа ў тым, што ў элементаў IV перыяду ад Сканда да цынку «дабудоўваецца» не знешні энергетычны ўзровень, а папярэдні. І толькі пасля цынку (пачынаючы з Галіі) лік электронаў на знешнім энергетычным узроўні павялічваецца, так што ў германію тут чатыры электрона. Ён — «памежны» элемент, за якім ідуць неметалы.
Паколькі ў элементаў ад Сканда да нікеля на знешнім энергетычным ўзроўні не больш за два электронаў, то яны металы. Кожны вялікі перыяд ўключае ў сябе падобны шэраг, які складаецца толькі з металаў.
У гэтых шэрагаў цотныя нумары, а з большасці размешчаных у іх металаў складаюцца пабочныя падгрупы перыядычнай сістэмы.
Атрыманне і хімічныя ўласцівасці
Упершыню металы I групы (Na і K) былі атрыманы ангельскай хімікам Х. Дэйві ў лютым 1807 г.. электролізам шчолачаў, адкуль і ўзнікла іх групавое назва — шчолачныя металы.
У чыстым выглядзе элементы I групы — лёгкія, мяккія, бліскучыя металы, хутка ком сухога на паветры з-за акіслення кіслародам і рэакцыі з вадой. Іх асноўныя ўласцівасці прадстаўленыя ў выглядзе табліцы 1-1 у дадатку I.
Літый Li — s-элемент 1s 2 2s 1. У літыя, які мае толькі адзін валентны электрон і вялікі атамны радыус, энергія іянізацыі значна менш, чым у берылію (5,39эв супраць 9,32эв у Be). Гэта тыповы металічны элемент, шчолачны метал. Аднак ад астатніх шчолачных металаў літый адрознівае невялікі памер атама і іёна; літый па ўласцівасцях нагадвае таксама магній.
Для літыя найбольш характэрна адукацыя іённай сувязі. Таму каардынацыйная лік Li ў злучэннях у адрозненне ад астатніх элементаў другога перыяду больш 4. Разам з тым з прычыны невялікага памеру іён літыя характарызуецца высокай энергіяй сольватации, а ў литийорганических злучэннях літый ўтварае кавалентным сувязь.
Літый досыць шырока распаўсюджаны ў зямной кары (0,002ат.%). Прыродны літый складаецца з двух стабільных ізатопаў: 6 Li (7,3%) і 7 Li (92,7%). Штучна атрыманы радыеактыўныя ізатопы. Найбольшую каштоўнасць маюць мінералы сподумен LiAl (SiO3)2, амблигонит LiAl (PO4) F і лепидолит Li2Al2(SiO3)3(F, OH)2.
Літый — адзіны элемент, які рэагуе пры звычайных умовах з азотам. Паколькі пры кантакце з паветрам адначасова працякаюць рэакцыі з кіслародам і вільгаццю, літыя, як і іншыя шчолачныя металы, можна захоўваць толькі без доступу паветра.
Пры гарэнні літыя на паветры адначасова ўтвараюцца і аксід, і нітрыд:
Пры невялікім награванні літый рэагуе з вадародам, вугляродам, фосфарам і іншымі элементамі, утвараючы шматлікія бінарныя злучэнні, у крышталях якіх ён прысутнічае ў выглядзе адназарадных крыптону.
Пры рэакцыях з арганічнымі галагенавыя утвараюцца литийорганические злучэння.
Гэта надзвычай рэакцыйна-здольныя рэчывы, якія загараюцца пры кантакце з вільготным паветрам. Іх добрая растваральнасць у непалярных растваральніках паказвае на кавалентная характар сувязі літыя з арганічным радыкалам. Часта гэтыя злучэнні ўтвараюць палімеры, у якіх каардынацыйная лік літыя дасягае чатырох.
Літый выкарыстоўваецца ў спецыяльных лёгкіх сплавах, литийорганические вытворныя шырока прымяняюцца пры сінтэзе розных класаў арганічных злучэнняў.
Простае рэчыва літый
У выглядзе простага рэчывы літый — мяккі серабрыста-белы метал (т. Пл. 17.C, т. Стосаў. 1370 C). З металаў ён самы лёгкі (пл. 0,534 г / см 3).
Літый высока хімічна актыўны. З кіслародам і азотам ўзаемадзейнічае ўжо пры звычайных умовах, таму на паветры адразу акісляецца, утвараючы цёмна-шэры налёт прадуктаў ўзаемадзеяння (Li2O, Li3N). Пры тэмпературы вышэй 200C загараецца. У атмасферы фтору і хлору, а гэтак жа ў парах брому і ёду самовоспламеняется пры звычайных умовах. Пры награванні непасрэдна злучаецца з шэрай, вуглём, вадародам і іншымі неметаламі. Будучы напаліліся, гарыць у CO2.
З металамі літый ўтварае интерметаллические злучэння. З магніем, алюмініем, цынкам і з некаторымі іншымі металамі, акрамя таго, утворыць абмежаваныя цвёрдыя растворы. Прыкметна адрозніваецца атамным радыусам ад астатніх шчолачных металаў, дае з імі эўтэктычных сумесі.
Літый надае сплаваў шэраг каштоўных фізіка-хімічных уласцівасцяў. Напрыклад, у сплаваў алюмінія з утрыманнем да аднаго працэнта літыя павышаецца механічная трываласць і каразійная стойкасць, увядзенне двух адсоткаў літыя ў тэхнічную медзь значна павялічвае яе электраправоднасць і г.д.
Літый па хімічнай актыўнасці саступае некаторым металах, хоць значэнне яго стандартнага электродного патэнцыялу найбольш адмоўнае (E298= 3,01 у). Гэта абумоўлена вялікай энергіяй гідратацыі іёна Li +, што забяспечвае зрушэнне раўнавагі
у бок іянізацыі металу ў значна большай ступені, чым гэта мае месца ў астатніх шчолачных металаў. Для слаба сольватирующих растваральнікаў (напрыклад, у расплаве соляў) значэнне яго электродного патэнцыялу адпавядае яго меншай хімічнай актыўнасці ў шэрагу шчолачных металаў.
Літый энергічна раскладае ваду, вылучаючы з яе вадарод; яшчэ лягчэй ўзаемадзейнічае з кіслотамі.
Літый атрымліваюць электролізам расплаву эўтэктычных сумесі LiCl — KCl. Яго захоўваюць пад пластом вазеліну або парафіну ў запаяных сасудах.
Найважнейшай вобласцю ўжывання літыя, як крыніцы трыція з’яўляецца атамная энергія. Літый, акрамя таго, выкарыстоўваецца ў якасці цепланосбіта ў атамных рэактарах.
Атамны і іонны радыус натрыю Na (1s 2 2s 2 2p 6 3s 1) значна больш, чым літыя, і прыкметы металічнага элемента ў натрыю выяўленыя мацней. У гэтых адносінах ён саступае толькі элемента падгрупы калію.
Натрый — адзін з найбольш распаўсюджаных элементаў на Зямлі (2,0 ат.%). Ён выяўлены ў атмасферы Сонца і ў міжзоркавай прасторы.
Найважнейшыя мінералы натрыю: NaCl (каменная соль, Галіт), Na2SO410H2O (мирабилит, глаўбераву соль), Na3AlF6 (криолит), Na2B4O7 10H2O (свідра) І інш. У спалучэнні з іншымі элементамі ён уваходзіць у склад шматлікіх прыродных сілікатаў і алюмасілікаты. Вялікая колькасць соляў натрыю знаходзіцца ў гідрасферы. Абсалютная ўтрыманне натрыю ў марской вадзе каля 1,5 10 16 m.
Злучэння натрыю ўтрымліваюцца ў раслінных і жывёл арганізмах, у апошнім выпадку галоўным чынам у выглядзе NaCl. У крыві чалавека іёны Na + складаюць 0,32%, у костках 0,6%, у мышачнай тканіны 0,6 — 1,5%.
Натрый — найбольш ужывальных іх шчолачных металаў. Яго атрымліваюць у вялікіх колькасцях электролізам расплаву NaCl з дадаткамі CaCl2, KCl і іншымі для паніжэння тэмпературы плаўлення.
Гэта мяккі метал, лёгка рэагуе з вадой, акісляецца кіслародам і іншымі элементамі-акісляльнікамі — галагенавыя, халькогенами г.д. Захоўваюць натрый у запаяных сасудах, а невялікая колькасць — пад пластом газы.
Ўжываецца натрый у металлотермии і як актыўны аднаўляльнік ў арганічным сінтэзе. Гэтак жа яго выкарыстоўваюць у газаразрадных лямпах і хімічных крыніцах току.
Натрый з’яўляецца адным з важных элементаў, якія ўваходзяць у склад жывых арганізмаў, у прыватнасці масавая доля іёнаў Na + у плазме крыві складае каля 0,3%.
Цяжкія шчолачныя металы — калій, рубідый і цэзій — яшчэ больш реакционноспособны, чым натрый. Усе яны са выбліскам рэагуюць з неметалічнымі элементамі, раскладаюць ваду і многія іншыя рэчывы. Захоўваюць іх як і натрый, у запаяных сасудах.
Падобна натрыю калій з’яўляецца біягенных элементам, асабліва істотным у фізіялогіі раслін, якія атрымліваюць яго з глебы. Пры інтэнсіўнай агратэхніцы натуральны кругазварот калія парушаецца і яго неабходна ўводзіць у глебу ў выглядзе калійных угнаенняў.
З цяжкіх шчолачных металаў тэхнічнае прымяненне знаходзіць толькі цэзій, які дзякуючы малому патэнцыялу іянізацыі выкарыстоўваецца для стварэння фотаадчувальных слаёў у вакуумных фотаэлементах.
Простае рэчыва натрый
У выглядзе простага рэчывы натрый — лёгкі (пл. 0,97 г / см 3), мяккі серабрыста-белы метал з параўнальна невысокімі тэмпературамі плаўлення (8C) і кіпення (883 C).
Па хімічных уласцівасцях гэта найактыўны метал. На паветры адразу акісляецца, утвараючы друзлыя прадукты акіслення. Пры звычайнай тэмпературы самовоспламеняется ў атмасферы фтору і хлору. Пры невялікім падаграванне энергічна ўзаемадзейнічае з вадкім бромам, шэрай, ёдам, вадародам і інш.
З многімі металамі натрый ўтварае интерметаллические злучэння. Напрыклад, з волавам ён дае шэраг злучэнняў: NaSn6, NaSn4, NaSn3, NaSn2, NaSn, Na2Sn, Na3Sn і інш. З некаторымі металамі дае цвёрдыя растворы. Эўтэктычных сплаў 24% Na і 76% K ўяўляе сабой вадкасць (тэмпература крышталізацыі 12,6 C).
Натрый выкарыстоўваецца ў металлотермии. Металічны натрый і яго вадкі сплаў з каліем выкарыстоўваецца ў арганічным сінтэзе. Як аднаўляльнік часта ўжываецца амальгама натрыю. Натрый выкарыстоўваецца таксама ў якасці цепланосбіта ў ядзерных энергетычных устаноўках, у клапанах авіяцыйных рухавікоў, у хімічных вытворчасцях, дзе патрабуецца раўнамерны абаграванне ў межах 450 — 650 C.
Натрый атрымліваюць электролізам расплаўленага NaCl і радзей NaOH. Пры вытворчасці натрыю з NaCl (т. Пл. 800C) тэмпературу плаўлення электраліта зніжаюць (да 575 — 585 C) дадаткам KCl, CaCl2, NaF або іншых соляў. Натрый захоўваюць у запаяных пасудзінах ці пад газай.
Элементы падгрупы калія
Калій K, рубідый Rb, цэзій Cs і Францыі Fr — поўныя электронныя аналагі. Хоць у атамаў шчолачных металаў лік валентных электронаў аднолькава, ўласцівасці элементаў падгрупы калію адрозніваюцца ад уласцівасцяў натрыю і, асабліва, літыя. Гэта абумоўлена прыкметным адрозненнем велічыні радыусаў іх атамаў і іёнаў. Акрамя таго, у літыя ў предвнешнем квантавым пласце 2 электрона, а ў элементаў падгрупы калія — 8. У табліцы 1-2 прыкладання I прыведзены звесткі аб літыі, натрыі і элементах падгрупы калію.
Элементы падгрупы калія — найбольш тыповыя металічныя элементы — катионогены. Пры гэтым з павышэннем парадкавага нумара гэты прыкмета ў элементаў узмацняецца. Для іх найбольш характэрныя злучэння з пераважна іённым тыпам сувязі. З прычыны малаважнага поляризирующего дзеяння іёнаў (малы зарад, ўстойлівасць электроннай структуры, вялікія памеры), комплексообразование для K +, Rb +, Cs +, Fr + нехарактэрна; нават кристаллогидраты для іх амаль невядомыя.
Рубідый і цэзій ўтрымліваюцца ў мінералах калію. Францыя радыёактыўны, стабільных ізатопаў не мае. Ён адкрыты ў 1939г. у прадуктах радыеактыўнага распаду ўрану (410 -28 г. на 1 грам прыроднага ўрану). Яго атрымліваюць штучна. Найбольш доўгаіснуючы ізатоп 212 Fr (T1/2 = 20 мін) Утворыцца пры апрамяненні ўрану пратонамі:
З прычыны малога перыяду паўраспаду ізатопаў колькі-небудзь прыкметных колькасцяў францыя назапасіць не ўдаецца, таму яго ўласцівасці вывучаны недастаткова.
Простыя рэчывы падгрупы калія
У выглядзе простых рэчываў калій і яго аналогі — бліскучыя серабрыста-белыя (за выключэннем залаціста-жоўтага цэзія) металы з аб’ёмна-цэнтраваная крышталічнай кратамі (як Li і Na). Асноўныя фізічныя канстанты гэтых элементаў прыведзены ў табліцы 1-3 прыкладання I.
Як відаць з прыведзеных дадзеных, шчыльнасць K, Rb і Cs невялікая, тэмпературы плаўлення і кіпення невысокія. Гэтыя металы вельмі мяккія і лёгка рэжуцца нажом. Істотна, што ад літыя да натрыю і далей да калія значэнні большасці канстант змяняюцца даволі рэзка.
Калій і яго аналогі — выключна реакционноспособные металы. На паветры калій адразу акісляецца, утвараючы друзлыя прадукты ўзаемадзеяння; цэзій і рубідый самазагарацца. У атмасферы фтору і хлору гэтыя металы самазагарацца пры звычайных умовах. Ўзаемадзеянне іх з вадкім бромам суправаджаецца моцным выбухам. Пры награванні яны лёгка ўзаемадзейнічаюць з шэрай, вадародам і інш. Металамі. З металамі яны ўтвараюць большай часткай интерметаллические злучэння.
Калій і яго аналогі размяшчаюцца ў самым пачатку шэрагу высілкаў. Ўзаемадзеянне калія з вадой суправаджаецца самазагарання які вылучаецца вадароду, а ўзаемадзеянне рубідыя і цэзія — нават выбухам.
Разгляданыя металы пры награванні і асвятленні параўнальна лёгка губляюць электроны. Гэтая здольнасць робіць іх каштоўнымі матэрыяламі для вырабу фотаэлементаў.
У тэхніцы калій атрымліваюць натрийтермическим метадам з расплаўленага гідраксіду або хларыду, рубідый і цэзій — метадамі металлотермии і тэрмічным раскладаннем злучэнняў. Калій і яго аналогі захоўваюць у запаяных сасудах. Калій, акрамя таго, можна захоўваць у газе.
Злучэння з вадародам
Шчолачныя металы непасрэдна ўзаемадзейнічаюць з вадародам, утвараючы гидриды MH. Найбольш характэрная гэтая рэакцыя для літыя:
У адрозненне ад злучэнняў з p-элементамі, у якіх вадарод знаходзіцца ў звычайнай ступені акіслення, у гидридах шчолачных металаў ён прысутнічае ў ступені акіслення -1, утвараючы гідрыдныя аніёны H. У адсутнасць вады гидрид літыя не рэагуе з кіслародам і галагенавых, але вада неадкладна яго раскладае:
У гэтай рэакцыі пратон выступае ў ролі акісляльніка, а гідрыдныя аніёны — аднаўляльніка:
Гидриды астатніх шчолачных металаў меней устойлівыя і больш реакционноспособны. Іх ўласцівасці вызначаюцца ўласцівасцямі гідрыдныя аніёны, г.зн. яны з’яўляюцца моцнымі адраджэнцам.
Злучэння з кіслародам
Нягледзячы на тое, што шчолачныя металы ва ўсіх сваіх злучэннях знаходзяцца ў адзінай ступені акіслення +1, кожны з іх ўтварае некалькі бінарных злучэнняў з кіслародам. Акрамя нармальных аксідаў існуюць пераксіду, супероксиды і азанідаў шчолачных металаў.
Адукацыя такіх злучэнняў абумоўлена ў большай меры ўласцівасцямі кіслароду, чым уласцівасцях шчолачных металаў.
Асаблівасці элементаў першай групы ў адукацыі злучэнняў з кіслародам складаюцца ў тым, што адносна вялікія адназарадных іёны валодаюць малым палярыза дзеяннем і ня дэстабілізуюць малекулярныя іёны кіслароду. Пры гарэнні ў кіслародзе атрымліваюцца аксід літыя, пераксіду натрыю і супероксиды астатніх металаў:
Пераксіду літыя можа быць атрыманы ўскосным шляхам.
Аксіды атрымліваюць з прадуктаў згарання, награваючы іх з адпаведным металам:
Пры ўзаемадзеянні калія, рубідыя і цэзія з азонам утвараюцца азанідаў:
Большасць злучэнняў з кіслародам думкай пра яго. Аксіды літыя і натрыю бясколерным, але ўжо Na2O2 мае светла-жоўтую афарбоўку, KO2 — аранжавага, RbO2 — цёмна-карычневага колеру.
Натуральна, што нармальныя аксіды шчолачных металаў практычна не праяўляюць ні акісляльных, ні аднаўленчых уласцівасцяў, тады як астатнія злучэння з’яўляюцца моцнымі акісляльнікамі. Большая частка арганічных рэчываў (эфір, воцатная кіслата, драўняныя пілавінне, бавоўна) рэагуюць з Na2O2 або KO2 са выбліскам або з выбухам.
Пераксіду натрыю атрымліваюць у прамысловасці ў вялікіх колькасцях шляхам спальвання металічнага натрыю ў току паветра. Пры ўзаемадзеянні яго з вадой ідзе рэакцыя гідролізу:
Водныя растворы пераксіду натрыю — дастаткова моцныя акісляльнікі і шырока выкарыстоўваюцца для адбельвання арганічных сродкаў — драўнянай масы, тканін, мяхі.
Сумесь пераксіду натрыю з супероксида калія ўжываецца ў ізалявальных дыхальных апаратах, так як у гэтым выпадку лік молей вылучыўся кіслароду можа быць роўна ліку молей паглынутага CO2:
Пры суадносінах Na2O2 : KO2 = 1: 2 паглынанне CO2 адбываецца без змены агульнага ціску.
Усе бінарныя злучэння элементаў I групы з кіслародам рэагуюць з вадой, утвараючы гідраксіды. напрыклад:
Гідраксіды шчолачных металаў, званыя шчолачамі, у вадзе добра растваральныя і практычна цалкам диссоциированы:
NaOH (кр) = Na + (p-p) + OH — (p-p)
У чыстым выглядзе гэта цвёрдыя бясколерныя рэчывы, палючага без раскладання пры 300 — 500 C. Толькі гідраксід літыя пры награванні вышэй Тпл = 445 C губляе ваду:
Цвёрдыя гідраксіды і іх канцэнтраваныя растворы моцна гіграскапічныя, яны прагна паглынаюць вільгаць і выкарыстоўваюцца для асушэння газаў, якія не валодаюць кіслотнымі ўласцівасцямі, у прыватнасці аміяку. Ужо пры звычайных умовах цвёрдыя шчолачы лёгка рэагуюць з «кіслотамі» газамі — CO2, SO2, NO2, галагенавыя, галогено- і халькогеноводородами. Таму шчолачы шырока выкарыстоўваюцца для паглынання такіх газаў і ачысткі ад іх кіслароду, вадароду, азоту.
У сілу гэтых прычын як цвёрдыя шчолачы, так і іх растворы варта захоўваць у шчыльна закрытай посудзе.
Найбольшае ўжыванне знаходзіць NaOH — з’едлівы натр, які ў велічэзных колькасцях атрымліваюць у прамысловасці электролізам раствора хларыду натрыю. Ён шырока ўжываецца пры вытворчасці цэлюлозы, штучнага шоўку, пры рафінавання вадкіх раслінных алеяў і нафты, у мылаварнай прамысловасці, пры сінтэзе фарбавальнікаў і ў іншых хімічных вытворчасцях.
Растворы шчолачных металаў
Пры абмеркаванні уласцівасцяў тыповых металаў — галагенаў, серы, фосфару — неаднаразова згадвалася іх здольнасць растварацца ў некаторых растваральніках, з якіх затым яны могуць быць выведзеныя ў нязменным выглядзе. Такімі растваральнікамі для неметаллов з’яўляюцца малополярные рэчывы накшталт CS2, CCl4 або бензолу. Па меры пераходу ад малекулярных крышталяў да атамным і металічным здольнасць растварацца без хімічных рэакцый паступова памяншаецца, і простыя рэчывы элементаў IV і III групы пераходзяць у раствор толькі ў выніку хімічнага ператварэння.
У выпадку шчолачных металаў сувязі ў металічных крышталях, якія ажыццяўляюцца адзіным валентных электронаў, настолькі слабыя, што з’яўляецца магчымасць іх разбурэння ў выніку малекулярных, а не хімічных, у поўным сэнсе гэтага слова, узаемадзеянняў.
Так, у адсутнасць слядоў жалеза ўсе шчолачныя металы досыць добра растваральныя ў вадкім аміяку. Пры гэтым ўтвараюцца блакітныя або сінія растворы, з якіх металы могуць быць выведзеныя ў нязменным выглядзе пасля выпарэння аміяку. Падобным жа чынам натрый і іншыя металы могуць быць раствораныя ў некаторых арганічных растваральніках — Аміна і эфірах. Усе гэтыя растворы валодаюць добрай электраправоднасці, што кажа аб іённай прыродзе раствораных часціц. Рознымі метадамі даказана, што ва ўсіх выпадках мае месца раўнавага:
Як катыён металу, так і электрон моцна сольватируются малекуламі растваральніка; напрыклад, у аміяку утвараюцца іёны Na (NH3)4 + , і гэта прыводзіць да агульнага выйгрышу энергіі пры растварэнні.
Відавочна, што сольватированные электроны ў прыкметных колькасцях не могуць існаваць у растворах, якія змяшчаюць пратоны, так як абавязкова павінна ісці рэакцыя
ці, інакш, абмен электронам паміж атамам металу і пратонам:
У водных растворах гэты працэс колькасна характарызуецца стандартным аднаўленчым патэнцыялам. Для шчолачных металаў Ek практычна аднолькавыя і роўныя -2,9В. Такія вялікія адмоўныя значэння E кажуць пра тое, што ні пры якіх умовах шчолачныя металы не могуць існаваць з вадой і любымі воднымі растворамі, а значыць, не могуць быць адноўлены з воднага раствора.
Сапраўды, усё шчолачныя металы энергічна, у многіх выпадках з выбухам, рэагуюць з вадой і растворамі кіслот. Са шчолачнымі растворамі, у якіх канцэнтрацыя пратонаў малая, рэакцыі ідуць больш спакойна. Натрый, кінуты на паверхню вады, неадкладна плавіцца за кошт цеплыні рэакцыі, а часам падпальвае які вылучаецца вадарод:
Калій заўсёды рэагуе з вадой са выбліскам або з выбухам.
Солі шчолачных металаў
Ва ўсіх сваіх злучэннях шчолачныя металы існуюць у выглядзе адназарадных катыёнаў. Гэта ставіцца як да бінарным злучэнням — галагеніду, халькогенидам, нітрыдаў, карбід, так і да солям са складанымі Многоатомные аніёнамі.
Электрастатычныя ўзаемадзеяння ў іённых крышталічных рашотках, якія змяшчаюць адназарадных катыёны, не вельмі вялікія, і энергіі гідратацыі іёнаў аказваюцца цалкам сувымерныя з імі. Таму, за рэдкімі выключэннямі, солі шчолачных металаў добра раствараюцца ў вадзе. Горш за іншых растваральныя фтарыды, карбанат і фасфат літыя і перхлораты калія, рубідыя і цэзія.
Пры моцным награванні соляў, асабліва пры унясенні іх у полымя палаючага вадароду або бытавога газу, адбываецца шэраг працэсаў якія прыводзяць да з’яўлення характэрнай афарбоўкі полымя.
Солі шчолачных металаў знаходзяць самае шырокае прымяненне як у лабараторнай практыцы, так і ў розных галінах прамысловасці і медыцыны.
Асабліва шырока выкарыстоўваюцца карбанат і гідракарбанат натрыю, вядомыя пад агульнай назвай сода. У тэхніцы і ў побыце адрозніваюць крышталічную соду Na2CO310H2O, кальцыніраванай соду — бязводны карбанат Na2CO3 і пітную соду — NaHCO3. Акрамя таго, варта згадаць, што тэрмін каўстычнай сода або Каўстык выкарыстоўваецца ў тэхніцы для абазначэння NaOH.
Асноўныя спажыўцы соды — шкляная, мылаварны, папяровае, тэкстыльнае вытворчасць. Сода служыць зыходным прадуктам для атрымання іншых соляў натрыю. Пітная сода шырока ўжываецца ў медыцыне. У лабараторнай практыцы сода выкарыстоўваецца для нейтралізацыі кіслот пры няшчасных выпадках.
Табліца 1-1. Фізіка-хімічныя ўласцівасці шчолачных металаў
Энергія іянізацыі атамаў I1,
Сродство атамаў да электронных,
Энтальпія атамізацыі, кДж / моль
Тэмпература плаўлення, C
Тэмпература кіпення, C
Табліца 1-2. Асноўныя звесткі аб шчолачных металах
Радыус іёна Э +, А
Энергія іянізацыі, Эв
Утрыманне ў зямной
Табліца 1-3. Асноўныя фізічныя канстанты шчолачных металаў
Шчыльнасць, г / см 3
Спіс выкарыстанай літаратуры
Н. С. Ахметаў «Неарганічная хімія», Масква выд. Вышэйшая школа 1975г.
В. В. пасербы «Матэрыялы электроннай тэхнікі», Масква выд. Вышэйшая школа 1980г.
Ю. В. Ходак, В. Л. Васілеўскі «Металы», Масква выд. Асвета 1966г.
А. В. Сувораў, А. Б. Нікольскі «Агульная хімія», Санкт-Пецярбург выд. Хімія 1995г.
С. І. Венецкий «Апавяданні пра металы», Масква выд. Металургія 1986г.