Химические свойства

Щелочные металлы очень активны. Их хранят в условиях,

исключающих взаимодействие с воздухом. По группе сверху вниз

их активность растет. Так, литий с водой взаимодействует

медленно, натрий – более энергично, цезий – со взрывом.

2Э + 2Н2О →2ЭОН + Н2.

Вступают в реакции с большинством элементов:

4Li + O2 →2Li2O;

2Na + O2 →Na2O2;

425

K + O2 →KO2;

2Э + X2 →2ЭX (Х – F, Cl, Br, I);

2Э + Н2 →2ЭН;

2Э + 2С →Э2С2;

6Э + N2 →2Э3N;

2Э + S →Э2S;

3Э + Р →Э3P.

Энергично, с выделением теплоты растворяются в ртути.

При этом образуются амальгамы. Амальгамы натрия часто

используют в качестве сильных восстановителей.

Активно реагируют с кислотами. При взаимодействии с

кислотами - неокислителями выделяется водород:

2Э + 2HCl →2ЭCl + H2.

Кислоты-окислители восстанавливают до низших степеней

окисления:

8Na + 10HNO3 →8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O;

8Na + 5H2SO4(к.) →4Na2SO4 + H2S + 4H2O.

Щелочные металлы являются сильными восстановителями:

4Na + SiO2 →2Na2O + Si.

C металлами образуют сплавы различного состава.

Соединения s-элементов I группы

Гидриды

При нагревании s-элементы реагируют с водородом с

образованием гидридов ЭН.

Т°

2Na + H2 →2NaH.

Это твердые кристаллические вещества, содержащие анион

H-. Термическая устойчивость гидридов уменьшается от Li к Cs:

426

Гидрид Tпл,,°С

LiH 691

NaH 800

KH 400

RbH 400

CsH 400

Гидриды – сильные восстановители. Реагируют с водой:

NaH + H2O →NaOH + H2;

с CO2:

NaH + CO2 →NaCOOH.

Реакционная способность увеличивается от LiH к CsH.

Оксиды

Получают оксиды при непосредственном взаимодействии с

кислородом при недостатке последнего. Состав оксидов – Э2O.

Li2O, Na2O – бесцветные, K2O, Rb2O – желтые, Cs2O – оранжевый.

Окраска усиливается, так как с увеличением размеров иона Э+

увеличивается их поляризация.

При избытке кислорода получаются пероксиды и

надпероксиды. Пероксиды (Э2O2) содержат ион O2

2- (dO-O = 1,5 Å ),

надпероксиды (ЭO2) содержат ион O2- (dO-O = 1,3 Å ). Это сильные

окислители. В них горят алюминиевый порошок и древесные

опилки (при подогревании). Устойчивость пероксидов и

надпероксидов растет с увеличением размеров иона Э+. С

увеличением размера катиона стабилизируется кристаллическая

решетка.

Пероксиды взаимодействуют с водой с выделением

пероксида водорода:

Na2O2 + 2H2O →2NaOH + H2O2.

Их можно считать солями пероксида водорода.

Надпероксиды реагируют с водой с выделением H2O2 и O2:

2KO2 + 2H2O →2KOH + H2O2 + O2.

427

Гидроксиды

Оксидам соответствуют гидроксиды:

Э2O + H2O →2ЭOH;

2Э + 2H2O →2ЭOH + H2.

Это бесцветные кристаллические вещества, легкоплавки (Tпл

уменьшается от LiOH (473° С) к CsOH (346° С), очень хорошо

растворимы в воде (за исключением LiOH) c образованием

щелочей. Щелочи легко поглощают CO2 из воздуха и воду. Их

обезвоживают нагреванием в атмосфере, очищенной от CO2. При

плавлении реагируют со стеклом и фарфором:

2NaOH(к) + SiO2 →Na2SiO3 + H2O; H = -100 кДж/моль.

Растворяют платину в присутствии кислорода. Устойчивы к

нагреванию (за исключением LiOH) до 1000° С.

500C

2LiOH →Li2O + H2O.

Соли

Щелочные металлы образуют соединения со всеми

кислородными и бескислородными кислотами. Соли слабых кислот

гидролизуются в растворах:

Na2S + H2O →NaHS + NaOH;

K2CO3 + H2O →KHCO3 + NaOH;

K3PO4 + H2O →K2HPO4 + NaOH.

Устойчивость карбонатов и нитратов увеличивается сверху

вниз (табл. 9.3).

Li2CO3 →Li2O + CO2.

Na2CO3 плавится без разложения.

428

Нитрат лития разлагается подобно нитрату магния:

4LiNO3 →2Li2O + 4NO2 + О2.

Нитраты остальных щелочных металлов разлагаются с

выделением кислорода:

2NaNO3 →2NaNO2 + O2.

Применение

Металлический натрий – наиболее широко используемый

металл. Применяется в металлотермии в качестве восстановителя,

для абсолютирования органических растворителей, как

теплоноситель в ядерных реакторах в сплаве с калием, для

получения Na2O2, применяемой для очистки и регенерации воздуха

в аппаратах искусственного дыхания:

2Na2O2 + 2CO2 →2Na2CO3 + O2

Соединения натрия широко используют в медицине и во

многих отраслях промышленности. Пероксиды применяют для

отбеливания тканей, гидроксид натрия – при производстве

целлюлозы, изготовления мыла, искусственного шелка, очистки

растительных масел, приготовления красителей и т. д. Фторид

натрия используют для пропитки древесины, в качестве флюса.

Металлический калий используют меньше, чем натрий. Его

применяют в металлотермии и органических синтезах, для

получения сплавов с натрием, ртутью, свинцом, кальцием и

другими металлами, а также для измерения поглощения

рентгеновского излучения с помощью калиевой пластинки. Из него

получают KO2, который используют в подводных лодках для

регенерации воздуха:

4KO2 + 2CO2 →2K2CO3 + 3O2.

Соединения калия широко используют в различных

отраслях: в сельском хозяйстве в качестве удобрений, в стекольной

промышленности, в производстве жидкого мыла и т. д.

429

Рубидий и цезий применяют для изготовления

фотоэлементов. Интерметаллические соединения рубидия и цезия

Rb3Sb и Cs3Sb используют в качестве полупроводниковых

материалов для изготовления фотокатодов. Многие комплексные

соединения, содержащие рубидий и цезий, используют в

аналитических целях.

s-элементы II группы

К s-элементам II группы относятся элементы от бериллия до

радия. Их электронные конфигурации и некоторые характеристики

атомов приведены в табл. 9.7.

Таблица 9.7

Электронные формулы и некоторые характеристики

атомов s-элементов II группы

Эле-

мент

Электрон-

ная

формула

I1,

эВ

I2,

эВ

ЭО rион Э2+,

Å

z/r

Be

Mg

Ca

Sr

Ba

Ra

[He]2s2

[Ne]2s2

[Ar]2s2

[Kr]2s2

[Xe]2s2

[Rn]2s2

9,32

7,64

6,11

5,69

5,21

5,28

18,21

15,03

11,87

10,98

9,95

10,10

1,5

1,2

1,0

0,9

0,9

–

0,31

0,65

0,94

1,10

1,29

1,50

6,45

3,07

2,13

1,81

1,55

1,33

Электронная структура внешнего уровня имеет вид ns2.

Наиболее характерная степень окисления – +2. Первый потенциал

ионизации I1 выше, чем у s-элементов первой группы, что является

следствием возрастания заряда ядра. Кроме того, у атомов s-

элементов второй группы более устойчивая электронная

конфигурация, состоящая из заполненного двумя электронами s-

подуровня и незаполненного 2р-подуровня. Именно образование

заполненной двумя электронами кайносимметричной 1s-орбитали –

причина того, что гелий, который по электронной конфигурации

является элементом второй группы, изучается вместе с инертными

газами.

В подгруппе по всем показателям резко выделяется

бериллий. Полными аналогами являются Ca, Sr, Ba, Ra. Магний

занимает промежуточное положение. Сверху вниз уменьшается

430

склонность к образованию ковалентных связей. Соединения Be и в

растворе, и в твердом виде имеют ковалентные связи. Mg тоже

проявляет тенденцию к образованию ковалентных связей. Са, Ва,

Sr образуют преимущественно ионные связи. В растворе в

основном находятся в виде ионов Э2+. Все элементы этой группы

обладают высокой электроположительностью, что подтверждается

их высокой реакционной способностью в свободном виде и

величинами потенциалов ионизации. Несмотря на то, что

потенциалы ионизации щелочноземельных металлов выше, чем

щелочных, их нормальные электродные потенциалы близки

вследствие высокой энергии гидратации ионов М2+ (табл. 9.8)

Эag

2+ + 2. →Этв

Таблица 9.8

Электродные потенциалы s-элементов

Элемент Е0, В Элемент Е0, В Элемент Е0, В

Mg

Са

Sr

-2,31

-2,57

-2,89

Ba

Ra

Na

-2,90

-2,92

-2,71

K

Rb

Cs

-2,92

-2,99

-2,92

Все ионы М2+ имеют значительно меньшие радиусы и

являются менее поляризующимися, чем ионы М+, поэтому у них

почти не наблюдается отклонений от ионности солей вследствие

поляризации катионов. Но для Mg2+ и особенно для Be2+ вследствие

поляризации аниона катионом наблюдаются тенденции к

образованию ковалентных связей.