Конспект урока: Общая характеристика элементов IA-группы

Строение атомов

Щелочные металлы — представители IA-группы. На их внешнем энергетическом уровне находится один электрон. Они проявляют очень сильные восстановительные свойства. Отдают свой единственный электрон и приобретают степень окисления +1. Восстановительные свойства усиливаются, а окислительные свойства ослабевают от лития к цезию, так как возрастает радиус атомов.

Теперь охарактеризуем щелочные металлы как простые вещества.

Щелочные металлы как простые вещества

По своим физическим свойствам щелочные металлы — вещества серебристо-белого цвета, мягкие, легко режутся ножом и, конечно, имеют металлический блеск.

Рисунок 1. Натрий

Щелочные металлы — легкоплавкие и лёгкие. Очень химически активны. Они реагируют с составными частями воздуха и поэтому их хранят под слоем защитной жидкости. Литий — под слоем вазелинового масла, а остальные — под слоем керосина.

 

В природе щелочные металлы в свободном виде не встречаются опять же из-за своей высокой химической активности. Важнейшими природными соединениями данных металлов являются:

• поваренная соль (галит) — $\mathrm{NaCl}$;
• сильвин — $\mathrm{KCl}$;
• сильвинит — $\mathrm{KCl} · \mathrm{NaCl}$;
• чилийская селитра — ${\mathrm{NaNO}}_3$.

Огромные запасы солей щелочных металлов содержатся в Мировом океане.

Чтобы получить щелочные металлы, использую метод электролиза. Действию электрического тока подвергаются расплавы солей щелочных металлов, например:

$\mathrm{KCl} \stackrel{\mathrm{электролиз}}{\to } 2\mathrm{K} + {\mathrm{Cl}}_2$.
 

В практической деятельности проводят электролиз расплавов гидроксидов, они имеют более низкую температуру плавления:
 

$4\mathrm{KOH}\left(\mathrm{расплав}\right) \stackrel{\mathrm{электролиз}}{\to } 4\mathrm{K} + 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} + {\mathrm{O}}_2$.

Перейдем к самому важному: к химическим свойствам щелочных металлов.

Химические свойства щелочных металлов

Ещё раз напомним, что щелочные металлы — прекрасные восстановители.

1. Взаимодействие с неметаллами

Практически со всеми неметаллами происходит взаимодействие:

• с кислородом образуются пероксиды:

$2\mathrm{Na} + {\mathrm{O}}_2 = {\mathrm{Na}}_2{\mathrm{O}}_2$.

Пероксиды — соединения, в которых кислород проявляет степень окисления −1.

Исключением является литий. Он образует с кислородом стандартный основный оксид:
 

$4\mathrm{Li} + {\mathrm{O}}_2 = 2{\mathrm{Li}}_2\mathrm{O}$.

Ещё одно интересное свойство лития заключается во взаимодействии с азотом. Литий — единственный неметалл, взаимодействующий с азотом при комнатной температуре с образованием нитрида лития:
 

$6\mathrm{Li} + {\mathrm{N}}_2 = 2{\mathrm{Li}}_3\mathrm{N}$.

2. Взаимодействие с водой

Образуются щёлочи и водород:
 

$2\mathrm{Na} + 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} = 2\mathrm{NaOH} + {\mathrm{H}}_2\uparrow$,

$2\mathrm{Cs} + 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} = 2\mathrm{CsOH} + {\mathrm{H}}_2\uparrow$.

Чем активнее металл, тем быстрее протекает реакция.

Теперь поговорим о соединениях щелочных металлах. Рассмотрим оксиды, гидроксиды и соли. Начнём с оксидов.

Оксиды щелочных металлов

При взаимодействии лития и кислорода образуется оксид лития. А как же получить, например, оксиды натрия и калия? Для этого нужно нагреть пероксид с избытком металла:
 

${\mathrm{K}}_2{\mathrm{O}}_2 + 2\mathrm{K} = 2{\mathrm{K}}_2\mathrm{O}$.

Сами по себе оксиды щелочных металлов — белые твёрдые вещества. У них очень ярко выражены оснóвные свойства. Они реагируют с оксидами и кислотами с образованием солей:
 

${\mathrm{Na}}_2\mathrm{O} + {\mathrm{SO}}_2 = {\mathrm{Na}}_2{\mathrm{SO}}_3$,

${\mathrm{Li}}_2\mathrm{O} + 2\mathrm{HCl} = 2\mathrm{LiCl} + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

А также с водой с образованием гидроксидов, или щелочей:
 

${\mathrm{K}}_2\mathrm{O} + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O} = 2\mathrm{KOH}$.

Гидроксиды щелочных металлов

В лаборатории получить щелочи можно растворением оксида металла или самого металла в воде.

Промышленный способ получения щелочей — электролиз водных растворов хлоридов щелочных металлов:
 

$2\mathrm{KCl} + 2{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} \stackrel{\mathrm{электролиз}}{\to } {\mathrm{H}}_2 + 2\mathrm{KOH} + {\mathrm{Cl}}_2$.

Щёлочи — типичные основания. Рассмотрим их химические свойства.

1. Взаимодействие с кислотными оксидами:

$6\mathrm{NaOH} + {\mathrm{P}}_2{\mathrm{O}}_5 = 2{\mathrm{Na}}_3{\mathrm{PO}}_4 + 3{\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

2. Взаимодействие с кислотами:
 

$\mathrm{NaOH} + {\mathrm{HNO}}_3 = {\mathrm{NaNO}}_3 + {\mathrm{H}}_2\mathrm{O}$.

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами:
 

$\mathrm{NaOH} + {\mathrm{Al}}_2{\mathrm{O}}_3 + 3{\mathrm{H}}_2\mathrm{O} = 2\mathrm{Na}\left[\mathrm{Al}{\left(\mathrm{OH}\right)}_4\right]$,

$\mathrm{KOH} + \mathrm{Zn}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2 = {\mathrm{К}}_2\left[\mathrm{Zn}{\left(\mathrm{OH}\right)}_4\right]$.

4. Взаимодействие с солями:
 

$2\mathrm{NaOH} + {\mathrm{ZnCl}}_2 = \mathrm{NaCl} + \mathrm{Zn}{\left(\mathrm{OH}\right)}_2\downarrow$.

Для щелочей некоторых металлов используются и технические названия. Так, гидроксид натрия называют каустической содой, или едкий натр, а гидроксид калия — едким кали.

Соли щелочных металлов

Соли щелочных металлов представляют собой твёрдые кристаллические вещества. Они очень хорошо растворяются в воде. Химические свойства определяются главным образом природой аниона, например:
 

$\mathrm{NaCl} + {\mathrm{AgNO}}_3 = \mathrm{AgCl}\downarrow + {\mathrm{NaNO}}_3$.

Рисунок 2. Окраска пламени ионами щелочных металлов

Но и катионов металлов есть интересное свойство. Они окрашивают бесцветное пламя спиртовки в различные цвета:

• литий — в красный;
• натрий — в жёлтый;
• калий — в фиолетовый.

Соли щелочных металлов, особенно хлориды, карбонаты, сульфаты и нитраты калия и натрия широко применяются человеком. Так, хлорид натрия является необходимым компонентом пищи, играющим важную биологическую роль. Хлорид калия применяется в качестве удобрения. Карбонат натрия, или техническая сода, используется при производстве стекла.