Литий, натрий, калий, рубидий в свободном состоянии серебристо-белые металлы, цезий имеет золотисто-желтый цвет. Все металлы очень мягкие и пластичные. Наибольшей твердостью обладает литий, остальные металлы легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу.
В кристаллическом состоянии все они имеют объемоцентрированную кристаллическую решетку с металлическим типом химической связи, что обуславливает их высокую тепло- и электропроводность.
Все щелочные металлы имеют небольшую плотность, самый легкий металл – литий, его плотность составляет всего 0,53 г/см3.
Металлы имеют достаточно низкие температуры плавления и кипения, причем с увеличением порядкового номера элемента температура плавления металла понижается.
Все металлы очень активны, поэтому их хранят в запаянных ампулах, под слоем вазелинового масла или керосина.
Некоторые физические свойства щелочных металлов приведены в таблице.
Химические свойства.
Все щелочные металлы - очень сильные восстановители, в соединениях проявляют единственную степень окисления +1. Восстановительная способность увеличивается в ряду ––Li–Na–K–Rb–Cs.
Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер.
Практически все соли растворимы в воде.
1. Активно взаимодействуют с водой:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2
2Li + 2H2O = 2LiOH + H2
2. Реакция с кислотами:
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2
3. Реакция с кислородом:
4Li + O2 = 2Li2O(оксид лития)
2Na + O2 = Na2O2(пероксид натрия)
K + O2 = KO2(надпероксид калия)
На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).
4. В реакциях с другими неметаллами образуются бинарные соединения:
2Li + Cl2 = 2LiCl(галогениды)
2Na + S = Na2S(сульфиды)
2Na + H2 = 2NaH(гидриды)
6Li + N2 = 2Li3N(нитриды)
2Li + 2C = 2Li2C2(карбиды)
5. Качественная реакция на катионы щелочных металлов - окрашивание пламени в следующие цвета:
Li+ – карминово-красный
Na+ – желтый
K+, Rb+ и Cs+ – фиолетовый
Важнейшие соединения калия: оксид К2О, пероксид К2О2, супероксид К2О4, гидроксид КОН, иодид KI, карбонат K2CO3 и хлорид KCl.
Оксид калия К2О, как правило, получают косвенным путем за счет реакции пероксида и металлического калия:
2K + K2O2 = 2K2O
Этот оксид проявляет ярко выраженные основные свойства, легко реагирует с водой с образованием гидроксида калия КОН:
K2O + H2O = 2KOH
Гидроксид калия, или едкое кали, хорошо растворим в воде (до 49,10% массе при 20°C). Образующийся раствор — очень сильное основание, относящееся к щелочам. КОН реагирует с кислотными и амфотерными оксидами:
SO2 + 2KOH = K2SO3 + H2O,
Al2O3 + 2KOH + 3H2O = 2K[Al(OH)4] (так реакция протекает в растворе) и
Al2O3 + 2KOH = 2KAlO2 + H2O (так реакция протекает при сплавлении реагентов).
В промышленности гидроксид калия KOH получают электролизом водных растворов KCl или K2CO3 с применением ионообменных мембран и диафрагм:
2KCl + 2H2O = 2KOH + Cl2+ H2,
или за счет обменных реакций растворов K2CO3 или K2SO4 с Ca(OH)2 или Ba(OH)2:
K2CO3 + Ba(OH)2 = 2KOH + BaCO3
Попадание твердого гидроксида калия или капель его растворов на кожу и в глаза вызывает тяжелые ожоги кожи и слизистых оболочек, поэтому работать с этими едкими веществами следует только в защитных очках и перчатках. Водные растворы гидроксида калия при хранении разрушают стекло, расплавы — фарфор.
Карбонат калия K2CO3 (обиходное название поташ) получают при нейтрализации раствора гидроксида калия углекислым газом:
2KOH + CO2 = K2CO3 + Н2О.
В значительных количествах поташ содержится в золе некоторых растений.
Важнейшие соединения натрия.
Оксид натрия Na2O. Белые кубические кристаллы (после нагревания желтые). Проявляет сильные основные свойства. Легко реагирует при обычной температуре с водой, газообразными СО2 и NH3. При нагревании реагирует также с фтором, хлором, иодом и серой. Получают нагреванием металлического натрия с нитратом, нитритом, пероксидом или гидроксидом натрия, нагреванием перексида натрия с серебром или углем, нагреванием азида натрия до 300-350оС с нитратом или нитритом натрия или путем нагревания хлорида натрия с оксидом бария. Применяют для получения Na2O2.
Пероксид натрия Na2O2. Микрокристаллический светло-желтый порошок с плотностью 2,8 г/см3 [2]. tпл=596оС. Имеет ионное строение (Na+)2(О2-2). Реагирует с холодной водой, при нагревании до 400оС разлагается. По отношению к иоду, углероду, древесине, хлопку и т.п. является сильным окислителем. Получают, пропуская воздух или кислород над нагретым до 180ометаллическим натрием, а также нагреванием натрия в смеси нитрата и гидроксида натрия. Используется в системах жизнеобеспечения подводных лодок и скафандров – для получения кислорода и одновременного поглощения СО2. Водный раствор применяют как отбеливатель тканей, бумаги.
Надпероксид натрия NaO2. Оранжево-желтый. Плотность равна 2,21 г/см3 [2]. Имеет ионное строение (Na+)(О2-2). Сильный окислитель. При нагревании разлагается без плавления. Реагирует с водой, кислотами, моно- и диоксидом углерода.
Гидроксид натрия NaOH. Белое непрозрачное, очень гигроскопичное вещество (плотность 2,13 г/см3 [2], tпл=321оС, tкип=1390оС). Сильное основание, полностью диссоциирует в растворе или в расплаве. NaOH возгоняется без разложения, разъедает ткани, кожу, бумагу и другие органические вещества, легко растворяется в воде и спиртах. Известен целый ряд кристаллогидратов гидроксида натрия, как, например, NaOH.Н2О, NaOH.3Н2О, NaOH.7Н2О и т.п. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25оС равна 248,4 Cм.см2/моль [4]. Получают, действуя на металлический натрий или оксиды натрия водой, гидроксидом кальция на карбонат натрия, а также электролизом водных растворов хлорида натрия. Применяют для получения целлюлозы из древесины, для мерсеризации хлопка, изготовления мыла, бумаги и искусственного шелка, очистки растительных масел и продуктов возгонки нефти, приготовления красителей и некоторых фармацевтических препаратов, для осушения газов (таких, как кислород и водород), получения электролитическим путем водорода и кислорода и как лабораторный химический реактив.
Фторид натрия NaF. Бесцветные кристаллы. Кристаллическая решетка NaCl. tпл=997°С, tкип=1785°С, плотность равна 2,8 г/см3 [2]. Диамагнитное вещество. Мало растворим в воде и спирте. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25oС равна 105,5 Cм.см2/моль [4]. Получают непосредственным взаимодействием натрия и фтора, гидроксида или карбоната натрия с плавиковой кислотой. Используют для получения искусственного криолита, в качестве флюса в металлургии, как пропитку для древесины, а также в процессах брожения.
Хлорид натрия (каменная соль, поваренная соль) NaCl. Бесцветные кристаллы. Кристаллическая решетка NaCl. tпл=801°С, tкип=1465°С, плотность равна 2,17 г/см3 [2]. В чистом состоянии негигроскопичен, хорошо растворяется в воде (в 100 г воды при 20°С растворяется 35,85 г NaCl. Молярная электропроводность при бесконечном разведении при 25оС равна 126,45 Cм.см2/моль [4]. В промышленности получают из природных минералов, например галита. В лаборатории можно получить непосредственным взаимодействием натрия с хлором, а также взаимодействием гидроксида или карбоната натрия с хлороводородной кислотой. Применяют для получения хлора, водорода, натрия, соляной кислоты; в мыловаренной, красильной промышленности; в медицине (физиологический раствор); в домашнем обиходе.
