Реакции с простыми веществами

* Li реагирует на холоде и при нагревании, Na, К, Rb, Cs - при действии на N₂ электрического разряда.

H₂: 2Na + H₂ 2NaH P: 3Na + P Na₃P

Hal₂: 2K + Cl₂ 2KCl O₂: Li + O₂ Li₂O

S: 2Li + S Li₂S Na + O₂ Na₂O₂

N₂: K + N₂ K₃N K, Rb, Cs + O₂ KO₂ (RbO₂, CsO₂)

Реакции с важнейшими реагентами

HCl: 2Li + 2HCl  2LiCl + H₂ NH₃: K + 2NH₃  KNH₂ + 2H₂

H₂O: Na + H₂O  NaOH + H₂ HNO₃(k): Na + HNO₃  NaNO₃ + NO + H₂O

H₂SO₄: 2K + H₂SO₄(p)  K₂SO₄ + H₂

4. Бинарные соединения

Соединения с водородом. Гидриды ЭН - бесцветные кристаллические вещества с ионной решеткой типа NaCl, анионом является Н^-. Гидриды ряда NaH-CsH подверга­ются термической диссоциации не плавясь, LiH более устойчив:

2ЭН 2Э + Н₂.

Получают гидриды пропусканием H₂ над расплав­ленными металлами. Гидриды щелочных металлов - сильные восстанови­тели. Они энергично реагируют с H₂O по схеме

ЭН + Н₂О  ЭОН + Н₂

Гидриды легко окисляются О₂, Сl₂ и другими окислителями:

2ЭН + О₂  2ЭОН.

Галогениды. Все галогениды ЭГ - бесцветные кри­сталлические вещества, как правило, с ионной решеткой типа NaCl (исключения - LiF (октаэдрическая), CsCl, CsBr, Csl (кубическая объемноцентрированная). Они хо­рошо растворимы в воде, за исключением LiF, NaF, CsI. Галогениды ЭГ термически очень устойчивы. Их темпе­ратуры плавления уменьшаются от соединений Na к сое­динениям Cs, кроме KI, и от фторидов к иодидам.

В водных растворах гидролизуются только фториды:

ЭF + H₂O ЭОН + НF

Для бромидов и иодидов характерны восстановитель­ные свойства, хлориды окисляются при действии силь­ных окислителей:

4KI + 2H₂O + O₂  4KOH + 2I₂

10NaCl + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄  5Cl₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5Na₂SO₄ + 8H₂O

Соединения с кислородом. Соединения щелочных ме­таллов с кислородом: оксиды Э₂О (ряд Li - Cs), пероксиды Э₂О₂ (ряд Li - Cs) и надпероксиды ЭСЬ (ряд К - Cs) - кристаллические вещества с ионной решеткой, различной окраски (бесцветные - Li₂O, Li₂O₂, Na₂O, желтые - Na₂O₂, K₂O, Rb₂O, СsO₂, оранжевые - Cs₂O, KO₂, розо­вый – К₂O₂, коричневый - RbO₂); термически устойчи­вые. Пероксиды содержат диамагнитный ион O₂^2-, над­пероксиды - парамагнитный ион O₂^.

Способы получения

Э₂О

Для Li: 4Li + O₂ 2Li₂O

Для Na, К, Rb, Cs: Na₂O₂ + 2Na 2Na₂O

2NaОН + 2Na 2Э₂О + Н₂

Э₂О₂

Для Na: 2Na + O₂(изб) Na₂O₂

Для К, Rb, Cs: 2KО₂ K₂О₂ + О₂

ЭО₂

Э + О₂(изб) ЭО₂

Химические свойства. Оксиды энергично реагируют с водой, образуя щелочи:

Э₂О + Н₂О  2ЭОН

Интенсивность взаимодействия увеличивается в ряду Li₂O-Cs₂O. Э₂О, кроме Li₂O, взаимодействуют с кисло­родом воздуха уже при комнатной температуре, образуя пероксиды:

2Э₂О + O₂  2Э₂О₂

Пероксиды и надпероксиды взаимодействуют с H₂O по схеме:

Э₂О₂ + 2Н₂О  2ЭОН + Н₂О₂,

2ЭО₂ + 2H₂O  2ЭОН + H₂O₂ + O₂

Аналогично протекает взаимодействие с кислотами:

Э₂О₂ + H₂SO₄  Э₂SО₄ + Н₂О₂,

2ЭО₂ + H₂SO₄ Э₂SО₄ + Н₂О₂ + О₂

Пероксиды и надпероксиды проявляют сильные окис­лительные свойства:

Э₂О₂ + 2FeSO₄ + 2H₂SO₄  Fe₂(SО₄)₃ + Э₂SО₄ + 2Н₂О.

В реакциях с сильными окислителями они могут окис­ляться:

5Э₂О₂ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄  5О₂ + 2MnSO₄ + 5 Э₂SO₄ + K₂SO₄ + 8Н₂О.

Соединения с другими элементами. Сульфиды Э₂S - бесцветные кристаллические вещества с ионной решет­кой. Промышленный способ их получения - прокаливание сульфатов с углем:

5C + Э₂SО₄ 4СО + Э₂S

В воде Э₂S хорошо растворимы, частично гидролизуются:

Э₂S + Н₂О  ЭОН + ЭHS.

Они являются сильными восстановителями:

Na₂S + I₂  S + 2NaI