Лужні метали: відмінності між версіями
| [перевірена версія] | [неперевірена версія] |
Вилучено вміст Додано вміст
Немає опису редагування |
ХіМіК (обговорення | внесок) Доповнив статтю "Лужні метали" новим матеріалом, додавши посилання на джерело. Мітки: перше редагування Візуальний редактор |
||
Рядок 31:
== Загальна характеристика ==
Характерною рисою будови атомів лужних металів, є наявність одного електрона на зовнішній електронній оболонці. Завдяки цьому всі вони з легкістю віддають електрон, переходячи до закінченої електронної оболонки попередньої оболонки і є дуже сильними [[відновник]]ами: Na<sup>0</sup> – 1ē → Na<sup>+</sup>. У сполуках ці елементи проявляють ступінь окиснення +1 і утворюють тільки [[Іон|іонні]] сполуки. У вільному вигляді атоми електронейтральні (ступінь окиснення нуль). Валентність І. В межах кожного періоду це найбільш активні металічні елементи і найсильніші відновники. Із зростанням порядкового номера збільшується радіус атомів. Зовнішній або валентний електрон усе більше віддаляється від ядра і металічні властивості зростають Li → Na → K → Rb → Fr.
Хоча лужні метали надзвичайно поширені на Землі, у природі вони існують винятково у вигляді сполук через високу відновлювальну активність. Na, K відкриті в 1807 [[Деві Гемфрі|Гемфрі Деві]], який першим почав широко застосовувати [[електроліз]]. Li відкрив [[Йоганн Арфведсон]] (Швеція, 1817), Rb — [[Роберт Бунзен]], [[Густав Роберт Кірхгоф|Густав Кірхгофф]] (Німеччина, 1861), Cs — Роберт Бунзен, Густав Кірхгофф (Німеччина, 1860), Fr — Маргерітт Пере (Франція, 1939).
== Поширення в природі ==
Внаслідок хімічної активності лужні метали зустрічаються в природі у вигляді сполук:
{| class="wikitable"
|'''Сполуки Натрію'''Вміст Натрію в земній корі становить 2,64%
|'''Сполуки Калію'''Вміст Калію в земній корі становить 2,6%
|-
|NaCl – кухонна сіль, кам’яна сіль
Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> • 10H<sub>2</sub>O – глауберова сіль
Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> – сода кальцинована
NaNO<sub>3</sub> – чилійська селітра
|K<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> – поташ ( у золі деяких рослин)
KCl • NaCl – сильвініт
KCl • MgCl<sub>2</sub> • 6H<sub>2</sub>O – карналіт
KCl • MgSO<sub>4</sub> • 6H<sub>2</sub>O – каїніт
К – входить до складу майже всіх рослин
|}
Інші елементи належать до рідкісних, і їх сполук у природі мало. Францій добуто штучно в результаті ядерних реакцій.
== Фізичні властивості ==
Лужні метали — м'які ([[натрій]] ріжеться ножем, як вершкове масло, інші трохи жорсткіші) [[метали]] від сріблясто-білого до сірого кольору з характерним блиском, які дуже швидко тьмяніють на повітрі. Легкоплавкі й рухливі. Агресивні, вибухонебезпечні (зберігаються в атмосфері [[інертні гази|інертного газу]] або під шаром [[гас]]у). У розплавленому стані здатні проводити струм. [[Іон|Іони]] лужних металів забарвлюють [[полум'я]] газового пальника. Натрій і калій – метали сріблясто-білого кольору з незначними відтінками на свіжозрізаній поверхні, легкі, м’які, легко ріжуться ножем, легкоплавкі. На повітрі лужні метали легко окиснюються, тому блискуча поверхня свіжого зрізу металу швидко мутніє. Лужні метали зберігають в олії або їх покривають шаром гасу. Лужні метали добре розчиняються у ртуті, утворюючи амальгами. Температура плавлення натрію становить –97,8ºC (зменшується від літію до цезію). Натрій і калій мають високу електричну і теплову провідність. Внесені у полум’я пальника сполуки натрію забарвлюють полум’я у жовтий колір, а калію – у фіолетовий. Цю властивість використовують для розпізнавання цих сполук.
* [[Літій]] та його солі забарвлюють полум'я червоним кольором
* [[Натрій]] та його солі забарвлюють полум'я жовтим кольором
* [[Калій]] та його солі забарвлюють полум'я фіолетовим кольором
*
Завдяки властивостям забарвлювати полум'я сполуки лужних металів використовуються у [[Суміші кольорового вогню|піротехнічних сумішах]].
Рядок 62 ⟶ 78:
: <math>\mathrm{ 2Na + S \rightarrow Na_2S}</math>
: <math>\mathrm{ 2K + Br_2 \rightarrow 2KBr}</math>
Лужні метали найактивніші з усіх металів. Вони розміщені на початку електрохімічного ряду напруг металів. Реакційна здатність дуже велика. Уже при кімнатній температурі вони реагують з багатьма неметалами.
а) ''З воднем'' при нагріванні утворюють тверді речовини гідриди. Гідриди металів легко розкладаються водою з утворенням відповідного лугу і водню: 2Na + H<sub>2</sub> = 2NaH; NaH + H<sub>2</sub>O = NaOH + H<sub>2</sub>.
б) Під час ''горіння'' натрію і калію в кисні утворюються пероксиди: 2Na + O<sub>2</sub> = Na<sub>2</sub>O<sub>2</sub>.
Під час повільного окиснення або горіння в умовах недостачі кисню утворюються оксиди: 4Na + O<sub>2</sub> = 2Na<sub>2</sub>O.
в) Внаслідок ''взаємодії з іншими неметалами'' (Cl<sub>2</sub>, N<sub>2</sub>, P, S, Si, Br<sub>2</sub>, J<sub>2</sub>, C) утворюються солі – тверді кристалічні йонні сполуки:.
г) Калій і натрій бурхливо реагують'' з водою'' за звичайних умов з утворенням гідроксидів і водню: 2Na + 2H<sub>2</sub>O = 2NaOH + H<sub>2</sub>↑.
При взаємодії з водою кусочок натрію плавиться і набувши форму кульки «бігає» по поверхні води завдяки підштовхуванню його воднем, який виділяється. При взаємодії калію з водою утворений водень самозагоряється.
д) Натрій і калій енергійно взаємодіють ''з кислотами'' – слабкими окисниками HCl, H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> (розбавлена), HBr, HJ, H<sub>2</sub>S тощо, з утворенням солі і водню: 2Na + 2HCl = 2NaCl + H<sub>2</sub>.
Під час реакції з кислотами – сильними окисниками HNO<sub>3</sub> і концентрованою H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> натрій і калій відновлюють Нітроген і Сульфур відповідних кислот до нижчих ступенів окиснення. Паралельно відбувається взаємодія цих металів з водою з утворенням водню. Ці реакції супроводжуються вибухом:
8Na + 10HNO<sub>3</sub>(розб) = 8NaNO<sub>3</sub> + NH<sub>4</sub>NO<sub>3</sub> + 3H<sub>2</sub>O;
8Na + 5H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> = 4Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> + H<sub>2</sub>S + 4H<sub>2</sub>O.
При взаємодії з галогенами, сіркою, азотом, фосфором, вуглецем та кремнієм утворюються відповідно галогеніди, сульфіди, нітриди, фосфіди, карбіди та силіциди.
Рядок 99 ⟶ 137:
|Жовтий
|}
== Добування ==
Натрій добувають електролізом розплавів натрій хлориду та натрій гідроксиду. Добувати калій електролізом KCl і KOH небезпечно і економічно не вигідно. Калій добувають так:
а) через розплавлений калій хлорид пропускають пару натрію при 800ºС, а пару калію що виділяється, конденсують KCl + Na = NaCl + K;
б) взаємодія розплавленого калій гідроксиду з рідким натрієм в реакційній колонці з нікелю: KOH + Na = NaOH + K.
== Сполуки Калію та Натрію ==
'''Оксиди Na<sub>2</sub>O і K<sub>2</sub>O''' – основні. Це тверді речовини білого кольору. Добувають натрій оксид нагріваючи натрій в недостатній кількості кисню при температурі не вищій 180°С, або при нагріванні суміші натрій пероксиду з металічним натрієм: Na<sub>2</sub>O<sub>2</sub> + 2Na = 2Na<sub>2</sub>O.
При взаємодії оксидів з водою утворюють гідроксиди: Na<sub>2</sub>O + H<sub>2</sub>O = 2NaOH.
Практичне значення має натрій пероксид, який взаємодіє з вуглекислим газом з виділенням кисню. Цю реакцію використовують на підводних човнах, космічних кораблях та закритих приміщеннях для регенерації повітря: 2Na<sub>2</sub>O<sub>2</sub> + CO<sub>2</sub> = 2Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> + O<sub>2</sub>.
'''Гідроксиди NaOH і KOH''' – білі, непрозорі, тверді кристалічні речовини, дуже гігроскопічні, милкі на дотик, вони роз’їдають шкіру і тканини, тому називаються ''їдкими лугами'': KOH – їдке калі, NaOH – їдкий натр, каустик або каустична сода (в перекладі «пекуча»). Гідроксиди лужних металів не можна нагрівати в скляній, фарфоровій і платиновій посудині до плавлення, тому що в розплавленому стані вони роз’їдають скло, фарфор, а при доступі повітря і платину.
Виявляють усі властивості основ.
Тверді гідроксиди NaOН і KOH поглинають вологу на повітрі, завдяки чому використовуються для осушування газів. Тверді гідроксиди та їх водні розчини поглинають вуглекислий газ: NaOH + CO<sub>2</sub> = NaHCO<sub>3</sub>.
У воді добре розчиняються з виділенням великої кількості теплоти. Розчини лугів змінюють колір індикаторів – фіолетовий лакмус синіє, а безбарвний фенолфталеїн стає малиновим. Луги взаємодіють з кислотами, кислотними оксидами та солями малоактивних металічних елементів:
2KOH + H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> = K<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> + 2H<sub>2</sub>O (реакція нейтралізації)
2KOH + СO<sub>2</sub> = K<sub>2</sub>СO<sub>3</sub> + H<sub>2</sub>O
2KOH + CuCl<sub>2</sub> = 2KCl + Cu(OH)<sub>2</sub> (утворення нерозчинної основи)
Натрій утворює солі з усіма кислотами. Більшість солей білі, добре розчинні у воді.
== Застосування ==
NaCl – найважливіша із солей. Ця сіль необхідна нашому організму, тому ми вживаємо її в їжу. Її використовують для консервування харчових продуктів, добування натрій гідроксиду, соди, хлору, хлоридної кислоти.
Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> – для виробництва скла, твердого мила, пом’якшення води при фарбуванні, очистки замаслених деталей.
NaOH – для очистки нафтопродуктів, в паперовій і текстильній промисловості, виробництво штучних волокон, напівпровідників, мила.
NaHCO<sub>3</sub> – харчова сода.
Na<sub>2</sub>SiO<sub>3</sub> – рідке скло, силікатний клей.
NaNO<sub>3</sub> – харчова приправа (азотне добриво).
K – теплоносій в ядерних реакторах, використовують у фотоелементах, в органічному синтезі.
Na – як каталізатор в оргсинтезі (виробництво каучуку), відновник тугоплавких металів, як теплоносій в ядерних реакторах, наповнювач газорозрядних натрієвих ламп, в сплавах із свинцем для виготовлення підшипників.
KOH – добування рідкого мила, електроліт в акумуляторах, очищувач повітря.
K<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> – для виробництва скла, рідкого мила, як мінеральне добриво.
KMnO<sub>4</sub> – для дезінфекції.
K<sub>2</sub>Cr<sub>2</sub>O<sub>7</sub> – дублення шкіри, виробництва оранжевих барвників.
Калій являє собою елемент, конче необхідний для живлення рослин. Натрій впливає на скорочення м’язів, забезпечує нормальне функціонування серцевого м’яза, регулює середовище організму. Натрій приймає участь у підтриманні кислотно-лужного балансу в організмі. Натрій у великій кількості міститься в рослинах, які ростуть на засолених ґрунтах. У цих рослинах він створює осмотичний тиск клітинного соку, завдяки чому вони вбирають воду із засолених ґрунтів.
== Галерея ==
Рядок 118 ⟶ 213:
* F. Albert Cotton, Carlos A. Murillo, and Manfred Bochmann, (1999), Advanced inorganic chemistry. (6th ed.), New York:Wiley-Interscience, ISBN 0-471-19957-5
* Housecroft, C. E. Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Prentice Hall, ISBN 978-0-13-175553-6
* http://www.chemistry.in.ua/grade-10/alkali-metals
{{Періодична система хімічних елементів}}
| |||