Электронное строение щелочных металлов

Название металла

Строение атома

Электронная формула

Li	+3 ) ) 2 1	1s2\|2s1
Na	+11 ) ) ) 2 8 1	1s2\|2s22p6\|3s1
K	+19 ) ) ) ) 2 8 8 1	1s2\|2s22p6\|3s23p6\|4s1
Rb	+37 ) ) ) ) ) 2 8 18 8 1	1s2\|2s22p6\|3s23p6\|4s23d104p6\|5s1
Cs	+55 ) ) ) ) ) ) 2 8 18 18 8 1	5s24d105p6\|6s1
Fr	+87 ) ) ) ) ) ) ) 2 8 18 32 18 8 1	6s24f145d106p6\|7s1

Свойства

Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li, Cs) их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.

1. Взаимодействие с водой. Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водойлитий:

{\displaystyle {\mathsf {2\ Li+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ LiOH+\ H_{2}\uparrow }}} $4dc7938aef0bed34e7bc772f35b6f7f4a3358c76$

При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.

2. Взаимодействие с кислородом. Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.

Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:

{\displaystyle {\mathsf {4\ Li+\ O_{2}\longrightarrow 2\ Li_{2}O}}} $5079a030abf7fcba1a15dcd208554a06a2a1a222$

При горении натрия в основном образуется пероксид Na₂O₂ с небольшой примесью надпероксида NaO₂:

{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+\ O_{2}\longrightarrow \ Na_{2}O_{2}}}} $be9d955cb72c3c69d6adb9c76f8d7c31ddefbd2e$

В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:

{\displaystyle {\mathsf {K+\ O_{2}\longrightarrow \ KO_{2}}}} $7b8593a8d43f935c50e99c68889a0c3572357804$

Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:

{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+2\ NaOH\longrightarrow 2\ Na_{2}O+\ H_{2}\uparrow }}} $cd3ec1cc1a3a5ed1c7e0682f571be836a902a254$

{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+\ Na_{2}O_{2}\longrightarrow 2\ Na_{2}O}}} $fa70ac862078167eb71254ab45937f857606605a$

{\displaystyle {\mathsf {3\ K+\ KO_{2}\longrightarrow 2\ K_{2}O}}} $e34c6af5a2ff4088f98d9f7de58460e6735c9846$

Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О₂²⁻и надпероксид-ион O₂⁻.

Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО₃. Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой увеличивается в ряду от Li до Cs:

Формула кислородного соединения	Цвет
Li₂O	Белый
Na₂O	Белый
K₂O	Желтоватый
Rb₂O	Жёлтый
Cs₂O	Оранжевый
Na₂O₂	Светло- жёлтый
KO₂	Оранжевый
RbO₂	Тёмно- коричневый
CsO₂	Жёлтый

Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

{\displaystyle {\mathsf {Li_{2}O+\ H_{2}O\longrightarrow 2\ LiOH}}} $aa99dcf0094b1a22cb1a0ffa32ed0cfbacf070db$

{\displaystyle {\mathsf {K_{2}O+\ SO_{3}\longrightarrow \ K_{2}SO_{4}}}} $3515420d59bb8153014cc4e47366a3b8c7baf0de$

{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}O+2\ HNO_{3}\longrightarrow 2\ NaNO_{3}+\ H_{2}O}}} $4ec4427c3c212e5b55008268680f47e5e54f2858$

Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:

{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}O_{2}+2\ NaI+2\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ I_{2}+2\ Na_{2}SO_{4}+2\ H_{2}O}}} $e9002d497f124953ef341d0d3c9ef3486ccb749a$

Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}O_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ NaOH+\ H_{2}O_{2}}}} $120b83809b7cde863c632e71932c0c7be26f977f$

{\displaystyle {\mathsf {2\ KO_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ KOH+\ H_{2}O_{2}+\ O_{2}\uparrow }}} $26c626919d35643fcddc81a94bd9bb85ec4e9f62$

3. Взаимодействие с другими веществами. Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованиемгидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов исилицидов:

{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+\ H_{2}\longrightarrow 2\ NaH}}} $6432d71aff7a7bb5cc833a08eaee7ac3d95d7f81$

{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+\ Cl_{2}\longrightarrow 2\ NaCl}}} $89d6da7f2f5a1db8d187f628de21f19a41e3e1fe$

{\displaystyle {\mathsf {2\ K+\ S\longrightarrow \ K_{2}S}}} $db49b57f5f31802338aae74f4ecf81dabbd66aab$

{\displaystyle {\mathsf {6\ Li+\ N_{2}\longrightarrow 2\ Li_{3}N}}} $7ff6cf65b434e59c9750fea7e50d646fe62f29ef$

{\displaystyle {\mathsf {2\ Li+2\ C\longrightarrow \ Li_{2}C_{2}}}} $98707f74ffbabe811d3037c1534390f6c9ad3b8f$

При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды. Активно (со взрывом) реагируют щелочные металлы скислотами.

Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных — аминах и амидах:

{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+2\ NH_{3}\longrightarrow 2\ NaNH_{2}+\ H_{2}\uparrow }}} $dc1806b6b5e70d8dfd801f76597d481cda30453b$

При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиесяамиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака:

{\displaystyle {\mathsf {KNH_{2}+\ H_{2}O\longrightarrow \ KOH+\ NH_{3}\uparrow }}} $aaeac3a32cba572504cec7476d7c915db47712a9$

Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей):

{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+2\ CH_{3}CH_{2}OH\longrightarrow 2\ CH_{3}CH_{2}ONa+\ H_{2}\uparrow }}} $2c28622652c8f4cf5546a654c923996d0b883568$

{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+2\ CH_{3}COOH\longrightarrow 2\ CH_{3}COONa+\ H_{2}\uparrow }}} $f6cfb6d0babd7584e37146b110c4afcb26b94f85$

Соединения щелочных металлов

Гидроксиды

Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрия электролизом концентрированного водного раствора поваренной соли:

{\displaystyle {\mathsf {2\ NaCl+2\ H_{2}O\longrightarrow \ H_{2}\uparrow +\ Cl_{2}\uparrow +2\ NaOH}}} $a9da6806628d1e3d4998db38d9639e47c11778e7$

катод: {\displaystyle ~2\ H^{+}+2\ e\longrightarrow \ H_{2}} $e49c2657f7d4422acfc28707706222440b1f6add$

анод: {\displaystyle ~2\ Cl^{-}-2\ e\longrightarrow \ Cl_{2}} $9beb4debf7bd285e963a975b5264e0ad8be1e8b6$

Прежде щёлочь получали реакцией обмена:

{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}CO_{3}+\ Ca(OH)_{2}\longrightarrow \ CaCO_{3}\downarrow +2\ NaOH}}} $813b2b00a96f4aeafd3f7baa75989ed36b9a8db5$

Получаемая таким способом щёлочь была сильно загрязнена содой Na₂CO₃.

Гидроксиды щелочных металлов — белые гигроскопичные вещества, водные растворы которых являются сильными основаниями. Они участвуют во всех реакциях, характерных для оснований — реагируют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:

{\displaystyle {\mathsf {2\ LiOH+\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ Li_{2}SO_{4}+2\ H_{2}O}}} $49377fba1ff98bbe7a7b8f7ba4432b2e7165ce0f$

{\displaystyle {\mathsf {2\ KOH+\ CO_{2}\longrightarrow \ K_{2}CO_{3}+\ H_{2}O}}} $643644f3d3d4be1319d30d8ea2335156033672e1$

{\displaystyle {\mathsf {KOH+\ Al(OH)_{3}\longrightarrow \ K[Al(OH)_{4}]}}} $da61faed7f384da492d6cc55ada491b7af02e1dc$

Гидроксиды щелочных металлов при нагревании возгоняются без разложения, за исключением гидроксида лития, который так же, как гидроксиды металлов главной подгруппы II группы, при прокаливании разлагается на оксид и воду:

{\displaystyle {\mathsf {2\ LiOH\longrightarrow \ Li_{2}O+\ H_{2}O}}} $95d704b7ce6a4421e8e917e99855712bb6b6e10b$

Гидроксид натрия используется для изготовления мыла, синтетических моющих средств, искусственного волокна, органических соединений, например фенола.

Соли

Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na₂CO₃. Основное количество соды во всём мире производят по методу Сольве, предложенному ещё в начале XX века. Суть метода состоит в следующем: водный раствор NaCl, к которому добавлен аммиак, насыщают углекислым газом при температуре 26 — 30 °C. При этом образуется малорастворимый гидрокарбонат натрия, называемый питьевой содой:

{\displaystyle {\mathsf {NaCl+\ NH_{3}+\ CO_{2}+\ H_{2}O\longrightarrow \ NaHCO_{3}\downarrow +\ NH_{4}Cl}}} $809bade4e91ef4ba9d94d49a052f8483883e022e$

Аммиак добавляют для нейтрализации кислотной среды, возникающей при пропускании углекислого газа в раствор, и получения гидрокарбонат-иона HCO₃⁻, необходимого для осаждения гидрокарбоната натрия. После отделения питьевой соды раствор, содержащий хлорид аммония, нагревают с известью и выделяютаммиак, который возвращают в реакционную зону:

{\displaystyle {\mathsf {2\ NH_{4}Cl+\ Ca(OH)_{2}\longrightarrow 2\ NH_{3}\uparrow +\ CaCl_{2}+2\ H_{2}O}}} $02abfba5fd1a63b236e30f8680f6c84e4a13022d$

Таким образом, при аммиачном способе получения соды единственным отходом является хлорид кальция, остающийся в растворе и имеющий ограниченное применение.

При прокаливании гидрокарбоната натрия получается кальцинированная, или стиральная, сода Na₂CO₃ и диоксид углерода, используемый в процессе получениягидрокарбоната натрия:

{\displaystyle {\mathsf {2\ NaHCO_{3}\longrightarrow \ Na_{2}CO_{3}+\ CO_{2}\uparrow +\ H_{2}O}}} $229b4a01d63b11598f33738eed01fd606a827a55$

Основной потребитель соды — стекольная промышленность.

В отличие от малорастворимой кислой соли NaHCO₃, гидрокарбонат калия KHCO₃ хорошо растворим в воде, поэтому карбонат калия, или поташ, K₂CO₃ получают действием углекислого газа на раствор гидроксида калия:

{\displaystyle {\mathsf {2\ KOH+\ CO_{2}\longrightarrow \ K_{2}CO_{3}+\ H_{2}O}}} $643644f3d3d4be1319d30d8ea2335156033672e1$

Поташ используют в производстве стекла и жидкого мыла.

Литий — единственный щелочной металл, для которого не получен гидрокарбонат. Причина этого явления в очень маленьком радиусе иона лития, который не позволяет ему удерживать довольно крупный ион HCO₃⁻.

Кали́йные удобре́ния

Кали́йные удобре́ния, помимо увеличения урожайности, улучшают качественные характеристики выращиваемой продукции: способствуют повышению сопротивляемости растений к заболеваниям, повышению лёжкости плодов при хранении и стойкости при транспортировке, а также улучшению их вкусовых и эстетических качеств.

Калийные удобрения, как правило, применяются в комплексе с азотными и фосфорными удобрениями.

Хлорид калия (КCl)

Является концентрированным калийным удобрением. Представляет собой белое кристаллическое вещество и легко растворяется в воде. Содержание питательного вещества в пересчёте на K₂O находится в пределах 52-62 %. Основным сырьём для производства хлористого калия являются природные калийные соли (сильвинит икарналлит — соли с содержанием чистого вещества на уровне 12-15 % с примесями солей натрия и магния).

Хлорид калия применяют на любых почвах как основное удобрение. Особенно эффективно при использовании под корнеплоды, картофель, подсолнечник, плодовые и другие культуры.

Калийная селитра (КNO₃)

Комплексное калийно-азотное удобрение: содержание калия — 45 %, азота — 14 %. В объёме 10 см³ содержится 12,5 г (1 г занимает 0,75 см³), то есть в стакане (200 мл) поместится 250 г, в спичечном коробке 25 г. Широко применяется в защищённом грунте: перед высадкой рассады вносят до 36 г/м², для корневой подкормки 18-20 г/м².

Калимагнезия (K₂SO₄*MgSO₄)

Комплексное калийно-магниевое удобрение, без содержания хлора. Применяется под хлорофобные культуры положительно отзывающиеся на магний.

Содержание калия 26-32 %, магния 11-18 %. В объёме 10 см³ содержится 10 г (1 г занимает 1 см³), то есть в стакане (200 мл) поместится 200 г, в спичечном коробке 20 г. Не гигроскопична, не слеживается, рассеиваемость хорошая.

Применяют в виде подкормки (10 г/м²) при низком содержании в почве подвижного магния. При основном внесении норма составляет 40 г/м².

Электронное строение, свойства, получение и применение щелочных металлов. Их важнейшие соединения. Калийные удобрения.