Щелочной металл калий


Щелочные металлы. Химия щелочных металлов и их соединений

Щелочные металлы

1. Положение в периодической системе химических элементов
2. Электронное строение и закономерности изменения свойств
3. Физические свойства
4. Нахождение в природе
5. Способы получения
6. Качественные реакции
7. Химические свойства
7.1. Взаимодействие с простыми веществами
7.1.1. Взаимодействие с галогенами
7.1.2. Взаимодействие с серой и фосфором
7.1.3. Взаимодействие с водородом
7.1.4. Взаимодействие с азотом
7.1.5. Взаимодействие с углеродом
7.1.6. Горение
7.2. Взаимодействие со сложными веществами
7.2.1. Взаимодействие с водой
7.2.2. Взаимодействие с минеральными кислотами
7.2.3. Взаимодействие с серной кислотой
7.2.4. Взаимодействие с азотной кислотой
7.2.5. Взаимодействие со слабыми кислотами
7.2.6. Взаимодействие с солями

Оксиды щелочных металлов
 1. Способы получения
 2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами
2.2. Взаимодействие с кислотами
2.3. Взаимодействие с водой
2.4. Взаимодействие с кислотами

Пероксиды щелочных металлов
 1. Химические свойства
1.1. Взаимодействие с водой
1.2. Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами
1.3. Взаимодействие с кислотами
1.4. Разложение
1.5. Взаимодействие с восстановителями
1.6. Взаимодействие с окислителями

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)
 1. Способы получения
 2. Химические свойства
2.1. Взаимодействие щелочей с кислотами
2.2. Взаимодействие щелочей с кислотными оксидами
2.3. Взаимодействие щелочей с амфотерными оксидами и гидроксидами
2.4. Взаимодействие щелочей с кислыми солями
2.5. Взаимодействие щелочей с неметаллами
2.6. Взаимодействие щелочей с металлами
2.7. Взаимодействие щелочей с солями
2.8. Разложение щелочей
2.9. Диссоциация щелочей
2.10. Электролиз щелочей

Соли щелочных металлов 

Щелочные металлы

Положение в периодической системе химических элементов

Щелочные металлы расположены в главной подгруппе первой группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева (или просто в 1 группе в длиннопериодной форме ПСХЭ). Это литий Li, натрий Na, калий K, цезий Cs, рубидий Rb и франций Fr.

Электронное строение щелочных металлов и основные свойства 

Электронная конфигурация внешнего энергетического уровня щелочных металлов: ns1, на внешнем энергетическом уровне находится 1 s-электрон. Следовательно, типичная степень окисления щелочных металлов в соединениях +1.

Рассмотрим некоторые закономерности изменения свойств щелочных металлов.

В ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr, в соответствии с Периодическим законом, увеличивается атомный радиус, усиливаются металлические свойства, ослабевают неметаллические свойства, уменьшается электроотрица-тельность.

Физические свойства 

Все щелочные металлы — вещества мягкие, серебристого цвета. Свежесрезанная поверхность их обладает характерным блеском.

Кристаллическая решетка щелочных металлов в твёрдом состоянии — металлическая. Следовательно, щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводимостью. Кипят и плавятся при низких температурах. Они имеют также небольшую плотность.

Нахождение в природе

Как правило, щелочные металлы в природе присутствуют в виде минеральных солей: хлоридов, бромидов, йодидов, карбонатов, нитратов и др. Основные минералы, в которых присутствуют щелочные металлы:

Поваренная соль, каменная соль, галитNaCl — хлорид натрия

Сильвин KCl — хлорид калия

Сильвинит NaCl · KCl

Глауберова соль Na2SO4⋅10Н2О – декагидрат сульфата натрия

Едкое кали KOH — гидроксид калия

Поташ K2CO3 – карбонат калия

Поллуцит — алюмосиликат сложного состава с высоким содержанием цезия:

Способы получения 

Литий получают в промышленности электролизом расплава хлорида лития в смеси с KCl или BaCl2 (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси):

2LiCl = 2Li + Cl2

Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция:

2NaCl (расплав) → 2Na + Cl2

Электролитом обычно служит смесь NaCl с NaF и КСl (что позволяет проводить процесс при 610–650°С).

Калий получают также электролизом расплавов солей или расплава гидроксида калия. Также распространены методы термохимического восстановления: восстановление калия из расплавов хлоридов или гидроксидов. В качестве восстановителей используют пары натрия, карбид кальция, алюминий, кремний:

KCl + Na = K↑ + NaCl

KOH + Na = K↑ + NaOH

Цезий можно получить  нагреванием смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция:

Са + 2CsCl → 2Cs + CaCl2

В промышленности используют преимущественно физико-химические методы выделения чистого цезия: многократную ректификацию в вакууме.

Качественные реакции

Качественная реакция на щелочные металлы — окрашивание пламени солями щелочных металлов.

Цвет пламени:
Liкарминно-красный
Na — жѐлтый
Kфиолетовый
Rbбуро-красный
Csфиолетово-красный

Химические свойства

1. Щелочные металлы — сильные восстановители. Поэтому они реагируют почти со всеми неметаллами.

1.1. Щелочные металлы легко реагируют с галогенами с образованием галогенидов:

2K  +  I2  =  2KI

1.2. Щелочные металлы реагируют с серой с образованием сульфидов:

2Na  +  S  =  Na2S

1.3. Щелочные металлы активно реагируют с фосфором и водородом (очень активно). При этом образуются бинарные соединения — фосфиды и гидриды:

3K    +    P    =   K3P

2Na  +  H2  =  2NaH

1.4. С азотом литий реагирует при комнатной температуре с образованием нитрида:

6Li   +  N2  =  2Li3N

Остальные щелочные металлы реагируют с азотом при нагревании.

1.5. Щелочные металлы реагируют с углеродом с образованием карбидов, преимущественно ацетиленидов:

2Na   +   2C    =    Na2C2

1.6. При взаимодействии с кислородом каждый щелочной металл проявляет свою индивидуальность: при горении на воздухе литий образует оксид, натрий – преимущественно пероксид, калий и остальные металлы – надпероксид.

4Li   +   O2   =   2Li2O

2Na  +  O2  =  Na2O2

K   +   O2   =   KO2

Цезий самовозгорается на воздухе, поэтому его хранят в запаянных ампулах. Видеоопыт самовозгорания цезия на воздухе можно посмотреть здесь.

2. Щелочные металлы активно взаимодействуют со сложными веществами:

2.1. Щелочные металлы бурно (со взрывом) реагируют с водой. Взаимодействие щелочных металлов с водой приводит к образованию щелочи и водорода. Литий реагирует бурно, но без взрыва.

Например, калий реагирует с водой очень бурно:

2K0 + H2+O = 2K+OH + H20

Видеоопыт: взаимодействие щелочных металлов с водой можно посмотреть здесь.

2.2. Щелочные металлы взаимодействуют с минеральными кислотами (с соляной, фосфорной и разбавленной серной кислотой) со взрывом. При этом образуются соль и водород.

Например, натрий бурно реагирует с соляной кислотой:

2Na  +  2HCl  =  2NaCl  +  H2

2.3. При взаимодействии щелочных металлов с концентрированной серной кислотой выделяется сероводород.

Например, при взаимодействии натрия с концентрированной серной кислотой образуется сульфат натрия, сероводород и вода:

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

2.4. Щелочные металлы реагируют с азотной кислотой. При взаимодействии с концентрированной азотной кислотой образуется оксид азота (I):

8Na + 10HNO3 (конц) → N2O + 8NaNO3 + 5H2O

С разбавленной азотной кислотой образуется молекулярный азот:

10Na + 12HNO3 (разб)→ N2 +10NaNO3 + 6H2O

При взаимодействии щелочных металлов с очень разбавленной азотной кислотой образуется нитрат аммония:

8Na  +  10HNO3  =  8NaNO3  +  NH4NO3  +  3H2O

2.5. Щелочные металлы могут реагировать даже с веществами, которые проявляют очень слабые кислотные свойства. Например, с аммиаком, ацетиленом (и прочими терминальными алкинами), спиртамифенолом и органическими кислотами.

Например, при взаимодействии лития с аммиаком образуются амиды и водород:

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2

 Ацетилен с натрием образует ацетиленид натрия и также водород:

Н ─ C ≡ С ─ Н + 2Na  →  Na ─ C≡C ─ Na + H2

 Фенол с натрием реагирет с образованием фенолята натрия и водорода:

2C6H5OH  +  2Na  →  2C6H5ONa   +  H2

Метанол с натрием образуют метилат натрия и водород:

2СН3ОН   +  2Na   →   2 CH3ONa   +  H2

 Уксусная кислота с литием образует ацетат лития и водород:

2СH3COOH    +   2Li     →  2CH3COOOLi    +   H2

Щелочные металлы реагируют с галогеналканами (реакция Вюрца).

Например, хлорметан с натрием образует этан и хлорид натрия:

2CH3Cl + 2Na   →  C2H6 + 2NaCl

2.6. В расплаве щелочные металлы могут взаимодействовать с некоторыми солями. Обратите внимание! В растворе щелочные металлы будут взаимодействовать с водой, а не с солями других металлов.

Например, натрий взаимодействует в расплаве с хлоридом алюминия :

3Na + AlCl3 → 3NaCl + Al

Оксиды щелочных металлов

Способы получения

Оксиды щелочных металлов (кроме лития) можно получить только косвенными методами: взаимодействием натрия с окислителями в расплаве:

1. Оксид натрия можно получить взаимодействием натрия с нитратом натрия в расплаве:

10Na  +  2NaNO3 →  6Na2O  +  N2

2. Взаимодействием натрия с пероксидом натрия:

2Na  +  Na2O2 →  2Na2O

 3. Взаимодействием натрия с расплавом щелочи:

2Na  +  2NaOН → 2Na2O  +  Н2

4. Оксид лития можно получить разложением гидроксида лития:

2LiOН → Li2O  +  Н2O

Химические свойства

Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды. Вступают в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, кислотами, водой.

1. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотными и амфотерными оксидами:

Например, оксид натрия взаимодействует с оксидом фосфора (V):

3Na2O  +  P2O5  → 2Na3PO4

Оксид лития взаимодейсвует с амфотерным оксидом алюминия:

Na2O  +  Al2O3  → 2NaAlO2

2. Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с кислотами с образованием средних и кислых солей (с многоосновными кислотами).

Например, оксид калия взаимодействует с соляной кислотой с образованием хлорида калия и воды:

K2O  +  2HCl →  2KCl  +  H2O

3. Оксиды щелочных металлов активно взаимодействуют с водой с образованием щелочей.

Например, оксид лития взаимодействует с водой с образованием гидроксида лития:

Li2O  +  H2O →  2LiOH

4. Оксиды щелочных металлов окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия — до пероксида, оксиды калия, рубидия и цезия – до надпероксида.

2Na2O + O2 = 2Na2O2

Пероксиды щелочных металлов

Химические свойства

Свойства пероксидов очень похожи на свойства оксидов. Однако пероксиды щелочных металлов, в отличие от оксидов, содержат атомы кислорода со степенью окисления -1. Поэтому они могут могут проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства.

1. Пероксиды щелочных металлов взаимодействуют с водой. При этом на холоде протекает обменная реакция, образуются щелочь и пероксид водорода:

Na2O2   +  2H2O (хол.)  =  2NaOH  +   H2O2

При нагревании пероксиды диспропорционируют в воде, образуются щелочь и кислород:

2Na2O+  2H2O (гор.)  =  4NaOH  +   O2

2. Пероксиды диспропорционируют при взаимодействии с кислотными оксидами.

Например, пероксид натрия реагирует с углекислым газом с образовани-ем карбоната натрия и кислорода:

2Na2O2  +  CO2  =  2Na2CO3  + O2

3. При взаимодействии с минеральными кислотами на холоде пероксиды вступают в обменную реакцию. При этом образуются соль и перекись водорода:

Na2O2   +  2HCl   =   2NaCl  +   H2O2

При нагревании пероксиды, опять-таки, диспропорционируют:

2Na2O2    +  2H2SO4 (разб.гор.)  =  2Na2SO4  +  2H2O  +  O2

4. Пероксиды щелочных металлов разлагаются при нагревании, с образованием оксида и кислорода:

2Na2O2  =  2Na2O   +  O2

5. При взаимодействии с восстановителями пероксиды проявляют окис-лительные свойства.

Например, пероксид натрия с угарным газом реагирует с образованием карбоната натрия:

Na2O2  +  CO  =  Na2CO3

Пероксид натрия с сернистым газом также вступает в ОВР с образовани-ем сульфата натрия:

Na2O2  +  SO2  =  Na2SO4

 2Na2O2   +  S   =  Na2SO3  +  Na2O

Na2O2    +   2H2SO4   +  2NaI   =  I2  +  2Na2SO4  +   2H2O

Na2O2   +  2H2SO4   +  2FeSO4 =  Fe2(SO4)3  +  Na2SO4  +   2H2O

3Na2O2  +  2Na3[Cr(OH)6]   =  2Na2CrO4  +  8NaOH  +  2H2O

6. При взаимодействии с сильными окислителями пероксиды проявляют свойства восстановителей и окисляются, как правило, до молекулярного кислорода.

Например, при взаимодействии с подкисленным раствором пермангана-та калия пероксид натрия образует соль и молекулярный кислород:

5Na2O2   +  8H2SO4   +  2KMnO4   =  5O2  +  2MnSO4  +  8H2O  +  5Na2SO4  +   K2SO4

 

Гидроксиды щелочных металлов (щелочи)

Способы получения

1. Щелочи получают электролизом растворов хлоридов щелочных метал-лов:

2NaCl + 2H2O → 2NaOH + H2 + Cl2

2. При взаимодействии щелочных металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов и некоторых других бинарных соединений с водой также образуются щелочи.

Например, натрий, оксид натрия, гидрид натрия и пероксид натрия при растворении в воде образуют щелочи:

2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

Na2O + H2O → 2NaOH

2NaH + 2H2O → 2NaOH + H2

Na2O2 + H2O → 2NaOH + H2O2

3. Некоторые соли щелочных металлов (карбонаты, сульфаты и др.) при взаимодействии с гидроксидами кальция и бария также образуют щелочи.

Например, карбонат калия с гидроксидом кальция образует карбонат кальция и гидроксид калия:

K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2KOH

Химические свойства

1. Гидроксиды щелочных металлов реагируют со всеми кислотами (и сильными, и слабыми, и растворимыми, и нерастворимыми). При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например, гидроксид калия с фосфорной кислотой реагирует с образованием фосфатов, гидрофосфатов или дигидрофосфатов:

3KOH + H3PO4 → K3PO4 + H2O

2KOH + H3PO4 → K2HPO4 + 2H2O

KOH + H3PO4 → KH2PO4 + H2O

2. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с кислотными оксидами. При этом образуются средние или кислые соли, в зависимости от соотношения реагентов.

Например, гидроксид натрия  с углекислым газом реагирует с образова-нием карбонатов или гидрокарбонатов:

2NaOH(избыток)  + CO2 → Na2CO3 + H2O

NaOH + CO2(избыток)  → NaHCO3

Необычно ведет себя оксид азота (IV) при взаимодействии с щелочами. Дело в том, что этому оксиду соответствуют две кислоты — азотная (HNO3) и азотистая (HNO2). «Своей» одной кислоты у него нет. Поэтому при взаимодействии оксида азота (IV) с щелочами образуются две соли- нитрит и нитрат:

2NO2  +  2NaOH  =  NaNO3 + NaNO+  H2O

А вот в присутствии окислителя, например, молекулярного кислорода, образуется только одна соль — нитрат, т.к. азот +4 только повышает степень окисления:

2KOH  +  2NO2  +  O2  =  2KNO3  +  H2O

3. Гидроксиды щелочных металлов реагируют с амфотерными оксидами и гидроксидами. При этом в расплаве образуются средние соли, а в растворе комплексные соли.

Например, гидроксид натрия  с оксидом алюминия реагирует в расплаве с образованием алюминатов:

2NaOH + Al2O3  → 2NaAlO2 + H2O

в растворе образуется комплексная соль — тетрагидроксоалюминат:

2NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na[Al(OH)4]

Еще пример: гидроксид натрия с гидроксидом алюминия в расплаве образут также комплексную соль:

NaOH + Al(OH)3 → Na[Al(OH)4]

4. Щелочи также взаимодействуют с кислыми солями. При этом образуются средние соли, или менее кислые соли.

Например: гидроксид калия  реагирует с гидрокарбонатом калия с образованием карбоната калия:

KOH + KHCO3 →  K2CO3  +  H2O

5. Щелочи взаимодействуют с простыми веществами-неметаллами (кроме инертных газов, азота, кислорода, водорода и углерода).

При этом кремний окисляется щелочами до силиката и водорода:

2NaOH + Si + H2O → Na2SiO3 + H2

Фтор окисляет щелочи. При этом выделяется молекулярный кислород:

4NaOH + 2F2 → 4NaF + O2 (OF2)+ 2H2O

Другие галогенысера и фосфордиспропорционируют в щелочах:

3KOH +  P4 +  3H2O =  3KH2PO2  +  PH3

2KOH(холодный)  +  Cl2  = KClO  +  KCl  +  H2O

6KOH(горячий)  +  3Cl2  =  KClO3  +  5KCl  +  3H2O

Сера взаимодействует с щелочами только при нагревании:

6NaOH  +  3S  =  2Na2S   +  Na2SO3  +  3H2O

6. Щелочи взаимодействуют с амфотерными металлами, кроме железа и хрома. При этом в расплаве образуются соль и водород:

2KOH + Zn → K2ZnO2 + H2

В растворе образуются комплексная соль и водород:

2NaOH + 2Al  + 6Н2О = 2Na[Al(OH)4] + 3Н2

7. Гидроксиды щелочных металлов вступают в обменные реакции с растворимыми солями.

С щелочами взаимодействуют соли тяжелых металлов.

Например, хлорид меди (II) реагирует с гидроксидом натрия с образованием хлорида натрия и осадка гидроксида меди (II):

2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2↓+ 2NaCl

Также с щелочами взаимодействуют соли аммония.

Например, при взаимодействии хлорида аммония и гидроксида натрия образуются хлорид натрия, аммиак и вода:

NH4Cl + NaOH = NH3 + H2O + NaCl

8. Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения, гидроксид лития разлагается при нагревании до температуры 600°С:

2LiOH → Li2O + H2O

9. Все гидроксиды щелочных металлов проявляют свойства сильных оснований. В воде практически нацело диссоциируют, образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.

NaOH ↔ Na+ + OH

10. Гидроксиды щелочных металлов в расплаве подвергаются электролизу. При этом на катоде восстанавливаются сами металлы, а на аноде выделяется молекулярный кислород:

4NaOH → 4Na + O2 + 2H2O

Соли щелочных металлов 

Нитраты и нитриты щелочных металлов

Нитраты щелочных металлов при нагревании разлагаются на нитриты и кислород. Исключениенитрат лития. Он разлагается на оксид лития, оксид азота (IV)  и кислород.

Например, нитрат натрия разлагается при нагревании на нитрит натрия и молекулярный кислород:

2NaNO3  → 2NaNO2  +  O2 

Нитраты щелочных металлов в реакциях могут выступать в качестве окислителей.

Нитриты щелочных металлов могут быть окислителями или восстановителями.

В щелочной среде нитраты и нитриты — очень мощные окислители.

Например, нитрат натрия с цинком в щелочной среде восстанавливается до аммиака:

NaNO3  +  4Zn  +  7NaOH  +  6H2O  =  4Na2[Zn(OH)4]  +  NH3

Сильные окислители окисляют нитриты до нитратов.

Например, перманганат калия в кислой среде окисляет нитрит натрия до нитрата натрия:

5NaNO2  +  2KMnO4  +  3H2SO4  =  5NaNO3  +  2MnSO4  +  K2SO4  +  3H2O 

Определение щелочного металла, расположение в периодической таблице, свойства

Определение: что такое щелочные металлы

Щелочные металлы, также известные как семейство щелочных металлов, представляют собой группу из шести элементов, характеризующихся общими физическими и химическими свойствами, схожей электронной конфигурацией и общими периодическими тенденциями. Все щелочные металлы встречаются в природе, но, поскольку они обладают высокой реакционной способностью, они не встречаются свободно в чистом виде [1] .

Пример щелочного металла Натрий

Где находятся щелочные металлы в Периодической таблице

Они находятся в группе 1 (первый столбец слева) периодической таблицы.Все щелочные металлы находятся в s-блоке, поскольку электрон на внешней оболочке их атома (валентный электрон) находится на s-орбитали [2, 3]

Щелочные металлы на первичном столе

Почему они называются щелочными металлами

Когда элементы группы 1 реагируют с водой, все они образуют щелочные растворы. Итак, это семейство называется семейством щелочных металлов [4] .

Общие свойства и характеристики щелочных металлов

Физические свойства

Общие металлические свойства

  • Серебристого цвета с блестящим внешним видом [2]
  • Хорошая тепло- и электропроводность

Необычные неметаллические свойства, разделяемые элементами группы 1

  • Достаточно мягкий, чтобы его можно было разрезать пластиковым ножом при комнатной температуре [5]
  • Низкие температуры плавления и кипения [6]
  • Низкая плотность (Li, Na и K, достаточно легкие, чтобы плавать в воде)

Химические свойства

  • Все щелочные металлы обладают высокой реакционной способностью
Почему щелочные металлы настолько реактивны

Наличие одного валентного электрона (электрона на внешней оболочке их атома) делает все щелочные металлы очень реактивными при комнатной температуре и стандартном давлении .Им требуется мало энергии, чтобы потерять электрон и образовать положительно заряженные ионы (катионы) с зарядом +1.

Электронная конфигурация щелочных металлов

Эти элементы легко вступают в реакцию даже с кислородом воздуха с образованием оксидов, из-за которых их блестящая поверхность становится бледно-серой в считанные секунды, если их оставить на открытом воздухе. [7] .

Как щелочные металлы реагируют с водой

Когда щелочной металл, например натрий (Na) контактирует с водой, единственный валентный электрон покидает атом натрия, и в результате реакции образуются гидроксид и ионы натрия вместе с водородом [5] :

Na 2 + 2H 2 O -> H 2 + 2Na + + 2OH -

Ионы Na + и OH - довольно нестабильны в водном растворе, поэтому они образуют гидроксид натрия [4].Окончательное уравнение выглядит следующим образом:

Na 2 + 2H 2 O -> H 2 + 2NaOH

Примеры реакции некоторых других щелочных металлов с водой:

2K + 2H 2 O -> H 2 + 2KOH

2Li + 2H 2 O -> H 2 + 2LiOH

2Rb + 2H 2 O -> H 2 + 2RbOH

Тепло, образующееся в результате реакции, воспламеняет образующиеся атомы водорода, вызывая значительный взрыв [8] .

Периодические тенденции щелочных металлов

В нижнюю группу 1 периодической таблицы, которую вы перемещаете, для щелочных металлов очевидны следующие тенденции:

  • Понижение температуры плавления и кипения [4]
  • Увеличивающаяся плотность и вес , где Li - самый легкий, а Fr - самый тяжелый (хотя натрий и калий являются исключением, поскольку последний менее плотный, чем первый) [2]
  • Увеличение атомного радиуса
  • Повышение реакционной способности (из-за увеличения атомного радиуса легче выбить валентный электрон в элементах, расположенных ниже по группе, что делает Li наименее реактивным, а франций - наиболее реактивным щелочным металлом) [2]

Видео: реакционная способность и периодические тенденции щелочных металлов

Какие щелочные металлы используются для

Три верхних элемента группы, Li, Na и K, наряду с Cs, находят различное применение в различных отраслях промышленности, включая производство стекла, фотографию, производство оружия и взрывчатых веществ, а также батарей. Соединения натрия находят повседневное применение в пищевой промышленности. ,Rb в основном используется в исследовательских целях [10] . Fr не имеет постоянного применения, так как редко встречается в природе [5] .

FAQ

1. Почему щелочные металлы хранятся в масле?

Отв. Щелочные металлы в чистом виде обладают высокой реакционной способностью и должны храниться в масле, чтобы они не контактировали с воздухом и водой. [2] .

2. Какие щелочные металлы наиболее распространены?

Отв. Натрий и калий - самые распространенные щелочные металлы.

3. Почему водород не считается щелочным металлом?

Отв. Несмотря на наличие единственного электрона во внешней оболочке, водород (H) не считается щелочным металлом, потому что:

  • H не металл, это газ.
  • Он также гораздо менее реактивен, ему требуется больше энергии для высвобождения этого единственного электрона для образования положительно заряженных ионов.
  • H также может получить электрон для образования отрицательно заряженных ионов, как элементы в галогенной группе [17] .

4. Чем отличаются щелочные металлы от щелочноземельных металлов?

Отв. Щелочноземельные металлы - это элементы 2 группы в периодической таблице. Несмотря на некоторое сходство в их физических свойствах, они помещены в разные группы, главным образом потому, что щелочноземельные металлы имеют два электрона на внешней оболочке их атома. Поскольку потеря двух электронов требует больше энергии, чем потеря одного, щелочноземельные металлы менее реактивны, чем щелочные металлы [13] .

5. Почему галогены и щелочные металлы могут образовывать ионы?

Отв. Имея 1 валентный электрон, щелочные металлы пытаются избавиться от него для достижения стабильности, в то время как галогены (например, хлор, бром, фтор и т. Д.) Имеют семь валентных электронов, то есть они пытаются получить еще 1 электрон, чтобы стать стабильными. В результате вместе они реагируют с образованием ионных соединений, таких как хлорид натрия (NaCl) и хлорид калия (Kcl) [14] .

6.Чем щелочные металлы отличаются от благородных газов?

Отв. Щелочные металлы имеют единственный электрон на своей внешней оболочке, в то время как все благородные газы (элементы 8 группы в периодической таблице, включая гелий, неон, аргон) имеют полную валентную зону без неспаренного электрона, который мог бы вызвать реакцию с другими молекулами [15] .

Интересные факты

  • Название группы щелочных металлов происходит от арабского слова «аль-кали», что означает «из пепла».Он был назван так потому, что большинство соединений Na и K были первоначально получены из древесной золы [16] .
  • Элементы этой группы имеют самую низкую энергию первой ионизации (минимальную энергию, необходимую для того, чтобы атом отдал электрон) в каждый период [12] .

Артикул:

  1. Определение щелочного металла (химия) - Thoughtco.com
  2. Щелочные металлы - Courses.LumenLearning.com
  3. Таблица Менделеева - ModelScience.com
  4. Группа 1 - Щелочные металлы ―BBC.com
  5. Элементы щелочного металла: свойства, характеристики и реакции - Study.com
  6. Точки плавления и точки кипения щелочных металлов - Embibe.com
  7. Объекты группы 1 - BBC.co.uk
  8. Информация о щелочных металлах - EHS.Stanford.edu
  9. Повседневное использование щелочных металлов - SchooledbyScience.com
  10. Щелочные металлы - ScienceClarified.com
  11. Щелочные металлы - Open.edu
  12. Щелочные металлы - Tutorvista.com
  13. Щелочные и щелочноземельные металлы - TechnologyUK.net
  14. Щелочные металлы - Hyperphysics.phy-astr.gsu.edu
  15. Объясните, чем щелочные металлы отличаются от благородных газов? - Study.com
  16. Групповые тенденции: активные металлы - Mikeblaber.org
  17. Сходство водорода со щелочными металлами - Embibe.com
,

21,3: Щелочные металлы (группа 1)

Цели обучения

  1. Для описания способа выделения щелочных металлов.
  2. Для ознакомления с реакциями, соединениями и комплексами щелочных металлов.

Щелочные металлы настолько реактивны, что никогда не встречаются в природе в элементарной форме. Хотя некоторые из их руд богаты, изолировать их от руд довольно сложно. По этим причинам элементы группы 1 были неизвестны до начала 19 века, когда сэр Хэмфри Дэви впервые получил натрий (Na) и калий (K), пропуская электрический ток через расплавленные щелочи.(Зола, образовавшаяся при сгорании древесины, в основном состоит из карбоната калия и натрия.) Литий (Li) был открыт 10 лет спустя, когда шведский химик Йохан Арфведсон изучал состав нового бразильского минерала. Цезий (Cs) и рубидий (Rb) не были открыты до 1860-х годов, когда Роберт Бунзен провел систематический поиск новых элементов. Спектроскопические исследования руд Бунзена, известные студентам-химикам как изобретатель горелки Бунзена, показали голубые и темно-красные эмиссионные линии, которые он приписал двум новым элементам, Cs и Rb, соответственно.Франций (Fr) содержится в природе только в следовых количествах, поэтому наши знания о его химии ограничены. Все изотопы Fr имеют очень короткие периоды полураспада, в отличие от других элементов группы 1.

Хэмфри Дэви (1778–1829)

Дэви родился в Пензансе, Корнуолл, Англия. В лаборатории он был немного диким человеком, часто нюхал и пробовал продукты своих экспериментов, что почти наверняка укорачило ему жизнь. Он обнаружил физиологические эффекты, которые заставляют закись азота назвать «веселящий газ» (и стал зависимым от него!), И он почти потерял зрение в результате взрыва трихлорида азота (NCl 3 ), который он первым применил. подготовить.Дэви был одним из первых, кто осознал полезность «электрических свай» (батарей) Алессандро Вольта. Последовательно соединив несколько «стопок» и вставив электроды в расплавленные соли щелочных и щелочноземельных металлов, он смог выделить шесть ранее неизвестных элементов как чистые металлы: натрий, калий, кальций, стронций, барий и магний. Он также открыл бор и первым получил фосфин (PH 3 ) и теллурид водорода (H 2 Te), оба из которых очень токсичны.

Роберт Вильгельм Бунзен (1811–1899)

Бунзен родился и получил образование в Геттингене, Германия. Его ранние работы касались органических соединений мышьяка, чья высокотоксичная природа и склонность к взрывоопасности чуть не убили его и стоили ему глаза. Он разработал горелку Бунзена, надежную газовую горелку, и использовал ее и спектры излучения для обнаружения цезия (названного по синей линии) и рубидия (названного по красной линии).

Получение щелочных металлов

Поскольку щелочные металлы являются одними из самых сильных известных восстановителей, их получение в чистом виде требует значительных затрат энергии.Например, чистый литий и натрий обычно получают электролитическим восстановлением расплавленных хлоридов:

\ [\ mathrm {LiCl (l)} \ rightarrow \ mathrm {Li (l)} + \ frac {1} {2} \ mathrm {Cl_2 (g)} \ label {21.15} \]

На практике CaCl 2 смешивают с LiCl для снижения температуры плавления литиевой соли. Электролиз проводят в атмосфере аргона, а не в атмосфере азота, обычно используемой для веществ, которые обладают высокой реакционной способностью с O 2 и водой, поскольку Li реагирует с газообразным азотом с образованием нитрида лития (Li 3 N).Металлический натрий получают электролизом расплавленной смеси NaCl и CaCl 2 . Напротив, калий производят в промышленных масштабах путем восстановления KCl Na с последующей фракционной перегонкой K (г). Хотя рубидий и цезий также могут быть получены путем электролиза, их обычно получают путем реакции их гидроксидных солей с восстановителем, таким как Mg:

.

\ [2RbOH _ {(s)} + Mg _ {(s)} \ rightarrow 2Rb _ {(l)} + Mg (OH) _ {2 (s)} \ label {21.6} \]

В природе встречаются массивные отложения практически чистых NaCl и KCl, которые являются основными источниками натрия и калия.Другие щелочные металлы обнаруживаются в низких концентрациях в большом количестве минералов, но руды, содержащие высокие концентрации этих элементов, относительно редки. Например, неизвестны концентрированные источники рубидия, хотя он является 16-м по распространенности элементом на Земле. Рубидий получают в промышленных масштабах путем выделения 2–4% Rb, присутствующего в качестве примеси в слюдах, минералах, которые состоят из пластин сложных гидратированных силикатов калия и алюминия.

Щелочные металлы извлекаются из силикатных руд в многоступенчатом процессе, в котором используется преимущество растворимости выбранных солей каждого иона металла, зависящей от pH.Стадиями в этом процессе являются выщелачивание, при котором для растворения желаемого иона щелочного металла и Al 3 + из руды используется серная кислота; основное осаждение для удаления Al 3 + из смеси в виде Al (OH) 3 ; селективное осаждение нерастворимого карбоната щелочного металла; снова растворение соли в соляной кислоте; и выделение металла испарением и электролизом. На рисунке \ (\ PageIndex {1} \) показано выделение жидкого лития из силикатной руды лития с помощью этого процесса.

Рисунок \ (\ PageIndex {1} \): Выделение лития из сподумена, литиево-силикатной руды. Ключевыми этапами являются кислотное выщелачивание, осаждение гидроксида алюминия щелочью, селективное осаждение нерастворимого карбоната лития, преобразование в хлорид лития, выпаривание, и электролиз. Другие щелочные металлы и щелочноземельные металлы извлекаются из руд аналогичными способами.

Общие свойства щелочных металлов

Различные свойства элементов группы 1 приведены в таблице \ (\ PageIndex {1} \).В соответствии с общими периодическими тенденциями атомные и ионные радиусы плавно увеличиваются от Li до Cs, а энергии первой ионизации уменьшаются по мере увеличения размеров атомов. В результате их низких энергий первой ионизации щелочные металлы имеют подавляющую тенденцию к образованию ионных соединений, имеющих заряд +1. Все щелочные металлы имеют относительно высокое сродство к электрону, потому что добавление электрона дает анион (M−) с электронной конфигурацией ns 2 . Плотность элементов обычно увеличивается от Li до Cs, что отражает другую общую тенденцию: поскольку атомные массы элементов растут быстрее, чем атомные объемы, по мере того, как вы спускаетесь по группе, самые плотные элементы находятся в нижней части периодической таблицы.Необычной тенденцией в элементах группы 1 является плавное снижение температур плавления и кипения от Li до Cs. В результате Cs (температура плавления = 28,5 ° C) является одним из трех металлов (остальные - Ga и Hg), которые являются жидкостями при температуре тела (37 ° C).

Таблица \ (\ PageIndex {1} \): выбранные свойства элементов группы 1
Литий Натрий Калий Рубидий Цезий Франций
* Приведенные значения относятся к четырехкоординатным ионам, за исключением Rb + и Cs +, , значения которых приведены для шестикоординатного иона.
атомный символ Ли Na К руб. CS Fr
атомный номер 3 11 19 37 55 87
атомная масса 6,94 22,99 39,10 85,47 132,91 223
Валентная электронная конфигурация 1 1 1 1 1 1
точка плавления / температура кипения (° C) 180.5/1342 97,8 / 883 63,5 / 759 39,3 / 688 28,5 / 671 27 / -
плотность (г / см 3 ) при 25 ° C 0,534 0,97 0,89 1,53 1,93
атомный радиус (пм) 167 190 243 265 298
первая энергия ионизации (кДж / моль) 520 496 419 403 376 393
наиболее распространенная степень окисления +1 +1 +1 +1 +1 +1
ионный радиус (пм) * 76 102 138 152 167
сродство к электрону (кДж / моль) −60 −53 −48 −47 −46
электроотрицательность 1.0 0,9 0,8 0,8 0,8 0,7
стандартный потенциал электрода (E °, В) −3,04 -2,71 -2,93 -2,98 −3,03
продукт реакции с O 2 Li 2 O Na 2 O 2 КО 2 РБО 2 CSO 2
тип оксида базовый базовый базовый базовый базовый
продукт реакции с N 2 Li 3 N нет нет нет нет
продукт реакции с X 2 LiX NaX KX RbX CSX
продукт реакции с H 2 LiH NaH КН RbH CSH

Стандартные потенциалы восстановления (E °) щелочных металлов не соответствуют тенденции, основанной на энергии ионизации.Неожиданно оказалось, что литий - самый сильный восстановитель, а натрий - самый слабый (Таблица \ (\ PageIndex {1} \)). Поскольку Li + намного меньше катионов других щелочных металлов, его энергия гидратации самая высокая. Высокая энергия гидратации Li + более чем компенсирует его более высокую энергию ионизации, делая металлический литий самым сильным восстановителем в водном растворе. Эта очевидная аномалия является примером того, как физическое или химическое поведение элементов в группе часто определяется тонким взаимодействием противоположных периодических тенденций.

Реакции и соединения щелочных металлов

Все щелочные металлы представляют собой электроположительные элементы с валентной электронной конфигурацией ns 1 , образующие монокатион (M + ) за счет потери одного валентного электрона. Поскольку удаление второго электрона потребовало бы прорыва в (n - 1) замкнутую оболочку, что является энергетически недопустимым, химия щелочных металлов в значительной степени аналогична ионным соединениям, которые содержат ионы M + . Однако, как мы обсудим позже, более легкие элементы группы 1 также образуют серию металлоорганических соединений, содержащих полярные ковалентные связи M – C.−_ {(s)} \ label {21.7} \]

Аналогичным образом щелочные металлы реагируют с более тяжелыми халькогенами (сера, селен и теллур из группы 16) с образованием халькогенидов металлов, где Y представляет собой S, Se или Te:

\ [2M _ {(s)} + Y _ {(s)} \ rightarrow M_2Y _ {(s)} \ label {21.8} \]

Однако при использовании избытка халькогена можно получить множество продуктов, которые содержат цепочки атомов халькогена, например полисульфиды натрия (Na 2 S n , где n = 2–6). Например, Na 2 S 3 содержит ион S 3 2-, который имеет V-образную форму с углом S – S – S около 103 °.Продукт одноэлектронного окисления трисульфид-иона (S 3 ) отвечает за интенсивный синий цвет драгоценных камней лазурит и синий ультрамарин (рисунок \ (\ PageIndex {2} \)).

Рисунок \ (\ PageIndex {2} \): трисульфид-анион отвечает за темно-синий цвет некоторых драгоценных камней. (a) Насыщенный синий цвет ляпис-лазури обусловлен небольшим количеством обычно нестабильного аниона S 3 . (б) алюмосиликатные клетки минералов (цеолитов), составляющие матрицу синего ультрамарина, стабилизируют реактивный анион; избыток ионов Na + в структуре уравновешивает отрицательные заряды на каркасе цеолита и анион S 3 - .

Взаимодействие щелочных металлов с кислородом, самым легким элементом в группе 16, более сложное, и стехиометрия продукта зависит как от соотношения металл: кислород, так и от размера атома металла. Например, при горении щелочных металлов на воздухе наблюдаемые продукты: Li 2 O (белый), Na 2 O 2 (бледно-желтый), KO 2 (оранжевый), RbO 2 (коричневый). ) и CsO 2 (оранжевый). Только Li 2 O имеет стехиометрию, ожидаемую для вещества, содержащего два катиона M + и один ион O 2-.Напротив, Na 2 O 2 содержит анион O 2 2- (пероксид) плюс два катиона Na + . Остальные три соли со стехиометрией MO 2 содержат катион M + и ион O 2 - (супероксид). Поскольку O 2− является наименьшим из трех анионов кислорода, он образует стабильную ионную решетку с наименьшим катионом щелочного металла (Li + ). Напротив, более крупные щелочные металлы - калий, рубидий и цезий - реагируют с кислородом воздуха с образованием супероксидов металлов.Поскольку катион Na + имеет промежуточный размер, натрий реагирует с кислородом с образованием соединения с промежуточной стехиометрией: пероксида натрия. Однако при определенных условиях реакции можно получить оксидные, пероксидные и супероксидные соли всех пяти щелочных металлов, за исключением супероксида лития (LiO 2 ).

Кристалл сподумена (LiAlSi 2 O 6 ). Этот минерал - одна из важнейших литиевых руд.

Химия щелочных металлов в основном связана с ионными соединениями, содержащими ионы M + .

Пероксиды и супероксиды щелочных металлов являются сильными окислителями, которые часто активно реагируют с широким спектром восстановителей, такими как древесный уголь или металлический алюминий. Например, Na 2 O 2 используется в промышленности для отбеливания бумаги, древесной массы и таких тканей, как лен и хлопок. На подводных лодках Na 2 O 2 и KO 2 используются для очистки и регенерации воздуха путем удаления CO 2 , образующегося при дыхании, и его замены на O 2 .Оба соединения реагируют с CO 2 в окислительно-восстановительной реакции, в которой O 2 2- или O 2 - одновременно окисляются и восстанавливаются с образованием карбоната металла и O 2 :

\ [2Na_2O_ {2 (s)} + 2CO_ {2 (g)} \ rightarrow 2Na_2CO_ {3 (s)} + O_ {2 (g)} \ label {21.9} \]

\ [4KO_ {2 (s)} + 2CO_ {2 (g)} \ rightarrow 2K_2CO_ {3 (s)} + 3O_ {2 (g)} \ label {21.10} \]

Наличие водяного пара, другого продукта дыхания, делает KO 2 еще более эффективным при удалении CO 2 , поскольку образуется бикарбонат калия, а не карбонат калия:

\ [4KO_ {2 (s)} + 4CO_ {2 (g)} + 2H_2O _ {(g)} \ rightarrow 4KHCO_ {3 (s)} + 3O_ {2 (g)} \ label {21.11} \]

Обратите внимание, что в этой реакции удаляется 4 моля CO 2 , а не 2 моля в уравнении 21.10.

Литий, самый легкий щелочной металл, - единственный, который реагирует с атмосферным азотом с образованием нитрида лития (Li 3 N). Энергия решетки снова объясняет, почему более крупные щелочные металлы, такие как калий, не образуют нитридов: упаковка трех больших катионов K + вокруг одного относительно небольшого аниона энергетически невыгодна. Напротив, все щелочные металлы реагируют с фосфором и мышьяком более крупной группы 15 с образованием фосфидов и арсенидов металлов (где Z представляет собой P или As):

\ [12M _ {(s)} + Z_ {4 (s)} \ rightarrow 4M_3Z _ {(s)} \ label {21.12} \]

Из-за энергии кристаллической решетки только литий образует стабильный оксид и нитрид.

Щелочные металлы реагируют со всеми элементами 14 группы, но состав и свойства продуктов значительно различаются. Например, реакция с более тяжелыми элементами группы 14 дает материалы, которые содержат многоатомные анионы и трехмерные каркасные структуры, такие как K 4 Si 4 , структура которого показана здесь. Напротив, литий и натрий окисляются углеродом с образованием соединения со стехиометрией M 2 C 2 (где M представляет собой Li или Na):

\ [2M _ {(s)} + 2C _ {(s)} \ rightarrow M_2C_ {2 (s)} \ label {21.13} \]

Трехмерная каркасная структура иона Si 4 4− в ионном соединении K 4 S 4 . Ион Si 4 4-9 изоэлектронен и изоструктурен молекуле P 4 .

Такие же соединения можно получить реакцией металла с ацетиленом (C 2 H 2 ). В этой реакции металл снова окисляется, а водород восстанавливается:

\ [2M _ {(s)} + C_2H_ {2 (g)} \ rightarrow M_2C_ {2 (s)} + H_ {2 (g)} \ label {21.14} \]

Ацетилид-ион (C 2 2-), формально производный от ацетилена за счет потери обоих атомов водорода в виде протонов, является очень сильным основанием. Взаимодействие солей ацетилида с водой дает ацетилен и MOH (водн.).

Более тяжелые щелочные металлы (K, Rb и Cs) также реагируют с углеродом в форме графита. Однако вместо того, чтобы разрушать гексагональные слои атомов углерода, металлы вставляют себя между слоями атомов углерода, давая новые вещества, называемые соединениями интеркаляции графита (часть (a) на рисунке \ (\ PageIndex {3} \)).Стехиометрия этих соединений включает MC 60 и MC 48 , которые являются черными / серыми; MC 36 и MC 24 , синие; и MC 8 , бронзовый (часть (b) на рисунке \ (\ PageIndex {3} \)). Замечательно высокая электропроводность этих соединений (примерно в 200 раз выше, чем у графита) объясняется чистым переходом

.

применений щелочных металлов - Science Struck

В номенклатуре IUPAC (Международный союз теоретической и прикладной химии) щелочные металлы или элементы группы 1А относятся к группе 1А периодической таблицы. Прокрутите вниз, чтобы узнать об использовании щелочных металлов.

Щелочные металлы или элементы Группы 1А принадлежат к общей группе из-за своей валентной электронной конфигурации ns 1 . Свойства элемента имеют периодическую зависимость от его атомного номера, но не от атомного веса.Они похожи на группу 17 (галогены) в том смысле, что она достигает конфигурации благородного газа после потери своего валентного электрона. Вот почему водород помещен в таблицу Менделеева отдельно. Щелочные элементы относятся к s-блоку, в том числе водород.

Недвижимость

  • Эти металлы представляют собой мягкие, блестящие, серебристо-белые элементы.
  • Они очень реактивны с водой. В свободной природе их обычно не найти, так как они реагируют быстро и энергично. Некоторые из этих металлов хранятся в керосине или других минеральных маслах.
  • Быстро окисляются на воздухе. За счет оксидного покрытия скрывается ее яркий блестящий блеск. Когда покрытие будет срезано ножом, будет хорошо виден блестящий металл.
  • Яркое красочное пламя создается ими при сжигании кислорода.
  • Они имеют низкую энтальпию ионизации (тепло выделяется при ионизации атома).
  • Это сильные восстановители.
  • Они податливы и пластичны.
  • Мягкость элемента в группе увеличивается из-за увеличения атомного номера, поскольку металлическая связь уменьшается с увеличением размера атома.
  • Энергия ионизации элементов группы 1А уменьшается вниз по группе.
  • Это хорошие проводники тепла и электричества.
Элемент Символ Атомный номер Электронная конфигурация Температура плавления Температура кипения
Литий Li 3 1 с 2 2 с 1 180.54 ° С 1342 ° С
Натрий Na 11 1 97,72 ° С 883 ° С
Калий К 19 1 63,38 ° С 759 ° С
Рубидий руб. 37 1 39,31 ° С 688 ° С
Цезий CS 55 1 28.44 ° С 671 ° С
Франций Fr 87 1 27 ° С 677 ° С

Литий

Хотите написать для нас? Что ж, мы ищем хороших писателей, которые хотят распространять информацию. Свяжитесь с нами, и мы поговорим ...

Давайте работать вместе!

Литий - самый легкий из обнаруженных металлов. Это единственный металл, который реагирует с азотом.Оксид лития является амфотерным (как кислотные, так и основные характеристики). За исключением лития, другие щелочные элементы преимущественно ионные. Плотность заряда лития выше, чем у других щелочных металлов, из-за чего он сильно гидратирован. Литий был открыт в 1817 году Йоханом Арфведсоном при анализе петалита LiAlSi 4 O 10 . Слово литий происходит от греческого слова «lithos» , означающего камень. Литий содержится в пегматитовых минералах, глинах, рассолах, океанах и во всем живом.

Использование лития

  • Литий используется в термостойкой керамике и стекле.
  • Сплав лития применяется в авиастроении.
  • Дейтерид лития используется в качестве термоядерного топлива в термоядерном оружии.
  • Литиевые батареи
  • содержат много энергии по сравнению с другими металлами. Революционные устройства, такие как сотовые телефоны, компьютеры используют литиевые батареи.
  • Соли лития используются как лекарство, стабилизирующее настроение.
  • Литий-6 - основной источник для производства трития.
  • Литий используется для раскисления меди и медных сплавов.
  • Соединения лития используются в качестве пиротехнических красителей в фейерверках, излучающих красный свет.
  • Смазки производятся из лития.

Натрий

Натрий - это химическое вещество, которое мы ежедневно потребляем с пищей в виде хлорида натрия (поваренная соль). Натрий получают электролизом хлорида натрия. Элемент натрия очень реактивный. В 1806 году сэр Хамфри Дэви, химик, получил натрий, пропустив электрический ток через расплавленный гидроксид натрия.Натрий впервые был получен в результате ядерного синтеза в звездах, путем слияния двух атомов углерода. Он также может образовываться в звездах, когда атомы неона получают протон.

Использование натрия

  • Натрий используется для блеска металлов.
  • Натрий жидкий используется в качестве теплоносителя в ядерных реакторах.
  • Натриевая соль жирных кислот используется в мыле.
  • NaK, сплав натрия и калия, является важным теплоносителем.
  • Соединения натрия используются в бумажной, текстильной, нефтяной и химической промышленности.
  • Йодид натрия используется для лечения обширного стригущего лишая.
  • Натрий используется в уличных фонарях и натриевых лампах, так как он может давать желтое свечение с яркой яркостью.
  • Гидроксид натрия используется в качестве чистящего средства для духовок.

Калий

Калий - 19-й элемент периодической таблицы Менделеева. Калий играет жизненно важную роль в правильном функционировании нашего тела. Это важный минерал, который необходимо поддерживать в организмах. Несбалансированный уровень калия может привести к гиперкалиемии или гипокалиемии.Калий становится серым на воздухе. Чтобы предотвратить окисление и влагу, калий хранят в нефти.

Использование калия

  • Хлорид калия необходим для роста растений. Используется в удобрениях.
  • Калий улучшает удержание воды, урожай, питательную ценность, вкус, цвет, текстуру и устойчивость пищевых культур к болезням.
  • Хлорат калия и нитрат калия используются во взрывчатых веществах и фейерверках.
  • Нитрат калия используется в качестве пищевого консерванта.
  • Калий поддерживает кровяное давление и уровень кислотности в нашем организме.
  • Хромат калия используется при дублении кожи и производстве чернил, пороха, красок, спичек и т. Д.,
  • Калий необходим для нормального клеточного дыхания и функции электролита, поскольку 95% наших клеток состоят из калия.
  • Гидроксид калия используется для производства моющих средств.
  • Калий помогает перекачивать жидкость в сердце и нервы.

Рубидий

Рубидий - радиоактивный элемент.Оно образовано от латинского слова rubius , означающего насыщенный красный цвет.

Использование рубидия

  • Рубидий 82 используется для перфузии миокарда.
  • Рубидий используется в производстве атомных часов, электронных ламп, фотоэлементов.
  • Рубидий используется в качестве рабочего тела в паровых турбинах.
  • Используется как компонент двигателей космических аппаратов.
  • Пары рубидия используются для лазерного охлаждения.
  • Хлорид рубидия используется для побуждения клеток к поглощению ДНК.
  • Используется в термоэлектрических генераторах.
  • Карбонат рубидия используется для изготовления оптических стекол.
  • Из-за сверхтонкой структуры энергетических уровней рубидия он используется в атомных часах.
  • Соединение, состоящее из рубидия, серебра и йода, имеет определенные электрические характеристики и используется для изготовления тонкопленочных батарей.

Цезий

Цезий - активный металл. В химическом отношении цезий является наиболее электроположительным элементом и соединяется с анионами с образованием соединений.Это очень токсичный элемент. Гидроксид цезия - самое сильное открытое основание. Он имеет множество изотопов, из которых цезий-133 является стабильным изотопом и наиболее важным эталоном для измерения времени (цезиевые часы или атомные часы). Цезий находится в жидком состоянии при комнатной температуре или близкой к ней.

Использование цезия

  • Цезий-134 используется в атомной энергетике.
  • Используется в фотоэлементах из-за быстрой эмиссии электронов.
  • Цезий используется в качестве катализатора гидрирования некоторых органических соединений.
  • Применяется в двигательных установках.
  • Удаляет воздушные следы с электронных ламп.
  • Цезий используется в фотоэлементах, устройствах телевизионного изображения, приборах ночного видения.
  • В магнитометре используются пары цезия.
  • Цезий-137 используется в брахитерапии для лечения рака. (Брахитерапия - метод лечения рака с использованием радиоактивных элементов)
  • Раствор хлорида цезия используется в молекулярной биологии для ультрацентрифугирования в градиенте плотности, в первую очередь для выделения вирусных частиц, субклеточных органелл и фракций, а также нуклеиновых кислот из биологических образцов.
  • Цезий используется в качестве стандарта в спектрофотометрии
  • Используется в военной авиации.

Франций

Хотите написать для нас? Что ж, мы ищем хороших писателей, которые хотят распространять информацию. Свяжитесь с нами, и мы поговорим ...

Давайте работать вместе!

Франций имеет самую низкую электроотрицательность среди всех известных элементов. Это очень радиоактивный металл и самый тяжелый из этих металлов. Франций получают путем бомбардировки тория протонами или радия нейтронами.Этот элемент встречается редко и редко используется. Он в основном используется для научных исследований в лаборатории. Он быстро разлагается, так как имеет короткий период полураспада.

Щелочные металлы очень полезны для нас, но их нельзя использовать без руководства специалиста, поскольку они становятся агрессивными во время реакций, и с ними следует обращаться осторожно, поскольку они токсичны.

,

Щелочь | химическое соединение | Britannica

Щелочь , любой из растворимых гидроксидов щелочных металлов - , то есть лития, натрия, калия, рубидия и цезия. Щелочи - это сильные основания, которые превращают лакмусовую бумажку из красной в синюю; они реагируют с кислотами с образованием нейтральных солей; и они едкие и в концентрированном виде вызывают коррозию органических тканей. Термин «щелочь» также применяется к растворимым гидроксидам таких щелочноземельных металлов, как кальций, стронций и барий, а также к гидроксиду аммония.Первоначально этот термин применялся к золе сгоревших натрий- или калийсодержащих растений, из которой можно было выщелачивать оксиды натрия и калия.

щелочь Натрий металлический. Денис "С.К."

Подробнее по этой теме

мыло и моющее средство: Щелочь

Гидроксид натрия используется в качестве омыляющей щелочи для большей части производимого сейчас мыла.Мыло также может производиться с гидроксидом калия ...

Производство промышленной щелочи обычно относится к производству кальцинированной соды (Na 2 CO 3 ; карбонат натрия) и каустической соды (NaOH; гидроксид натрия). Другие промышленные щелочи включают гидроксид калия, поташ и щелочь. Производство широкого спектра потребительских товаров зависит от использования на определенном этапе щелочи. Кальцинированная сода и каустическая сода необходимы для производства стекла, мыла, различных химикатов, вискозы и целлофана, бумаги и целлюлозы, чистящих и моющих средств, текстильных изделий, смягчителей воды, некоторых металлов (особенно алюминия), бикарбоната соды, бензина и других материалов. нефтепродукты.

Люди использовали щелочь на протяжении веков, сначала получая ее в результате выщелачивания (водных растворов) некоторых пустынных земель. В конце 18 века выщелачивание золы из древесины или морских водорослей стало основным источником щелочи. В 1775 году Французская Академия наук предложила денежные премии за новые методы производства щелочи. Приз за кальцинированную соду получил француз Николя Леблан, который в 1791 году запатентовал процесс преобразования поваренной соли (хлорида натрия) в карбонат натрия.Процесс Леблана доминировал в мировом производстве до конца XIX века, но после Первой мировой войны он был полностью вытеснен другим процессом переработки соли, который был усовершенствован в 1860-х годах Эрнестом Сольвеем из Бельгии. В конце XIX века появились электролитические методы производства каустической соды, значение которых быстро возросло.

В процессе производства кальцинированной соды сольвея, или аммиачно-содовый процесс ( q.v. ), поваренная соль в форме концентрированного рассола химически обрабатывается для удаления примесей кальция и магния, а затем насыщается рециркулирующим газообразным аммиаком в колоннах.Затем аммонизированный рассол карбонизируют с использованием газообразного диоксида углерода при умеренном давлении в колонне другого типа. Эти два процесса дают бикарбонат аммония и хлорид натрия, двойное разложение которых дает желаемый бикарбонат натрия, а также хлорид аммония. Затем бикарбонат натрия нагревают, чтобы разложить его до желаемого карбоната натрия. Аммиак, участвующий в процессе, почти полностью восстанавливается обработкой хлорида аммония известью с получением аммиака и хлорида кальция.Затем рекуперированный аммиак повторно используется в уже описанных процессах.

Получите эксклюзивный доступ к контенту нашего 1768 First Edition с подпиской. Подпишитесь сегодня

Электролитическое производство каустической соды включает электролиз сильного солевого раствора в электролитической ячейке. (Электролиз - это расщепление соединения в растворе на его составляющие с помощью электрического тока, чтобы вызвать химическое изменение.) Электролиз хлорида натрия дает хлор и либо гидроксид натрия, либо металлический натрий.Гидроксид натрия в некоторых случаях конкурирует с карбонатом натрия в тех же сферах применения, и в любом случае они взаимно превращаются посредством довольно простых процессов. Хлорид натрия можно превратить в щелочь с помощью любого из двух процессов, разница между которыми состоит в том, что процесс аммиачно-натриевой соли дает хлор в форме хлорида кальция, соединения, имеющего небольшую экономическую ценность, тогда как электролитические процессы производят элементарный хлор. , который находит бесчисленное множество применений в химической промышленности.По этой причине аммиачно-содовый процесс, вытеснивший процесс Леблана, оказался вытесненным, старые аммиачно-содовые заводы продолжают работать очень эффективно, в то время как новые заводы используют электролитические процессы.

В нескольких местах в мире есть значительные залежи минеральной формы кальцинированной соды, известной как природная щелочь. Минерал обычно представляет собой сесквикарбонат натрия или трону (Na 2 CO 3 · NaHCO 3 · 2H 2 O).Соединенные Штаты производят большую часть мировой природной щелочи из обширных залежей троны в подземных рудниках в Вайоминге и из высохших озер в Калифорнии.

.

Смотрите также