Štruktúra vonkajších elektrónových vrstiev v atómoch prvkov skupiny I nám umožňuje v prvom rade predpokladať, že nemajú tendenciu pridávať elektróny. Na druhej strane dávať jediné vonkajší elektrón Zdá sa, že by malo dôjsť veľmi ľahko a viesť k vytvoreniu stabilných jednomocných katiónov príslušných prvkov.

Ako ukazujú skúsenosti, tieto predpoklady sú plne opodstatnené iba vo vzťahu k prvkom ľavého stĺpca (Li, Na, K a analógy). Pre meď a jej analógy sú pravdivé len z polovice: v zmysle ich nedostatku tendencie pridávať elektróny. Zároveň sa ukazuje, že ich 18-elektrónová vrstva, ktorá je najďalej od jadra, nie je ešte úplne fixovaná a za určitých podmienok je schopná čiastočnej straty elektrónov. Ten umožňuje existovať spolu s monovalentným Cu, Aga Auaj zlúčeniny uvažovaných prvkov, zodpovedajúce ich vyššej mocnosti.

Takýto nesúlad medzi predpokladmi odvodenými z atómových modelov a experimentálnymi výsledkami ukazuje, že zvažovanie vlastností prvkov na základeibaelektrónové štruktúry atómov a bez zohľadnenia iných vlastností nie vždy postačujú na chemické vlastnosti tieto prvky aj v ich najhrubších črtách.

Alkalické kovy.

Názov alkalické kovy aplikovaný na prvky radu Li-Cs je spôsobený tým, že ich hydroxidy sú silné alkálie. Sodík A draslík patria medzi najbežnejšie prvky a predstavujú 2,0 a 1,1 % z celkového počtu atómov v zemskej kôre. Obsah v ňom lítium (0,02%), rubídium (0,004 %) a cezeň (0,00009 %) je už výrazne menej, a Francúzsko - zanedbateľný. Elementárny Na a K boli izolované až v roku 1807. Lítium bolo objavené v roku 1817, cézium a rubídium v ​​roku 1860 a 1861. Prvok č. sú „čisté“ prvky (23 Na a 133 Cs), lítium sa skladá z izotopov 6 Li (7,4 %) a 7 Li (92,6 %), draslík sa skladá z izotopov 39 K (93,22 %).
40 K (0,01 %) a 41 K (6,77 %), rubídium - z izotopov 85 Rb (72,2 %) a 87 Rb (27,8 %). Z izotopov francia je najdôležitejší prirodzene sa vyskytujúci 223 Fr ( priemerné trvanieživotnosť atómu je 32 minút).

Prevalencia:

V prírode sa nachádzajú iba zlúčeniny alkalických kovov. Sodík a draslík sú stálymi zložkami mnohých kremičitanov. Z jednotlivých minerálov je najdôležitejší sodík - soľ (NaCl) je súčasťou morskej vody a v niektorých oblastiach zemského povrchu tvorí obrovské ložiská pod vrstvou naplavených hornín kamenná soľ. Horné vrstvy takýchto ložísk niekedy obsahujú nahromadenie draselných solí vo forme vrstiev sylvinit (mKCl∙nNaCl), ka rnallitu (KCl MgCl 2 6H 2 O) atď., ktoré slúžia ako hlavný zdroj na získanie zlúčenín tohto prvku. Je známych len niekoľko prirodzených akumulácií draselných solí priemyselného významu. Pre lítium je známych množstvo minerálov, ale ich nahromadenie je zriedkavé. Rubídium a cézium sa vyskytujú takmer výlučne ako nečistoty v draslíku. Stopy Francúzska sú vždy obsiahnuté v uránové rudy . Lítiové minerály sú napr. spodumene A lepidolit (Li 2 KAl). Časť draslíka v druhom z nich je niekedy nahradená rubídiom. To isté platí pre karnalit, ktorý môže slúžiť dobrý zdroj získanie rubídia. Pre technológiu cézia je najdôležitejší pomerne vzácny minerál pollucit - CsAI(Si03)2.

Potvrdenie:

Vo voľnom stave možno alkalické kovy izolovať elektrolýzou ich roztavených chloridových solí. Prvoradý praktický význam má sodík, ktorého ročná svetová produkcia je viac ako 200 tisíc ton.. Schéma inštalácie jeho výroby elektrolýzou roztaveného NaCl je uvedená nižšie. Kúpeľ pozostáva z oceľového plášťa so šamotovou výstelkou, grafitovej anódy (A) a prstencovej železnej katódy (K), medzi ktorými je umiestnená sieťová membrána. Elektrolytom zvyčajne nie je čistý NaCl (t.t. 800 ℃), ale taviteľnejšia zmes približne 40 % NaCl a 60 % CaCl2, čo umožňuje pracovať pri teplotách okolo 580 °C. Kovový sodík, ktorý sa zhromažďuje v hornej časti prstencového katódového priestoru a prechádza do kolektora, obsahuje malú (do 5%) prímes vápnika, ktorý sa potom takmer úplne uvoľní (rozpustnosť Ca v tekutom sodíku pri jeho roztavení bod je len 0,01 %). Ako elektrolýza postupuje, do kúpeľa sa pridáva NaCl. Spotreba elektrickej energie je cca 15 kWh na 1 kg Na.

2NaCl -> 2Na+Cl 2

Toto je zaujímavé:

Pred zavedením elektrolytickej metódy do praxe sa kovový sodík získaval zahrievaním sódy s uhlím podľa reakcie:

Na2C03 +2C+244 kcal -> 2Na+3CO

Produkcia kovového K a Li je neporovnateľne menšia ako produkcia sodíka. Lítium sa získava elektrolýzou taveniny LiCl + KCl a draslík sa získava pôsobením pár sodíka na taveninu KCl, ktorá k nim prúdi protiprúdne v špeciálnych destilačných kolónach (z hornej časti vychádzajú draselné pary). Rubídium a cézium sa takmer vôbec neťaží vo veľkom. Na získanie malých množstiev týchto kovov je vhodné použiť zahrievanie ich chloridov s kovovým vápnikom vo vákuu.

2LiCl—>2Li+Cl 2

Fyzikálne vlastnosti:

V neprítomnosti vzduchu sú lítium a jeho analógy strieborno-biele (s výnimkou žltkastého cézia) látky s viac či menej silným kovovým leskom. Všetky alkalické kovy sa vyznačujú nízkou hustotou, nízkou tvrdosťou, nízkou teplotou topenia a varu a dobrou elektrickou vodivosťou. Ich najdôležitejšie konštanty sú porovnané nižšie:

Hustota, g/cm3.

Teplota topenia, °C

Teplota varu, °C

Li, Na a K vďaka svojej nízkej hustote plávajú na vode (Li dokonca na petroleji). Alkalické kovy sa ľahko režú nožom a tvrdosť najmäkšieho z nich - cézia - nepresahuje tvrdosť vosku. Nesvietiaci plameň plynového horáka je zafarbený alkalickými kovmi a ich prchavými zlúčeninami v charakteristických farbách, z ktorých najintenzívnejšia je žiarivo žltá vlastná sodíku.

Toto je zaujímavé:

Navonok sa prejavuje vo forme sfarbenia plameňa, vyžarovanie svetelných lúčov zahriatymi atómami alkalických kovov je spôsobené skokom elektrónov z vyšších na nižšie energetické hladiny. Napríklad charakteristická žltá čiara v spektre sodíka sa objaví, keď elektrón preskočí z úrovne 3p na úroveň 3s. Je zrejmé, že na to, aby bol takýto skok možný, je potrebná predbežná excitácia atómu, teda presun jedného alebo viacerých jeho elektrónov na vyššiu energetickú hladinu. V uvažovanom prípade sa excitácia dosiahne v dôsledku tepla plameňa (a vyžaduje si spotrebu 48 kcal/g-atóm); vo všeobecnosti môže byť výsledkom odovzdania energie atómu rôzne druhy. Ostatné alkalické kovy spôsobujú výskyt nasledujúcich farieb plameňa: Li - karmínovo-červená, K-fialová, Rb - modro-červená, Cs - modrá.

Luminiscenčné spektrum nočnej oblohy ukazuje stálu prítomnosť žltého sodíkového žiarenia. Nadmorská výška miesta jeho vzniku sa odhaduje na 200-300 km.T. To znamená, že atmosféra v týchto výškach obsahuje atómy sodíka (samozrejme v zanedbateľnom množstve). Výskyt žiarenia je opísaný radom elementárnych procesov (hviezdička označuje excitovaný stav; M je ľubovoľná tretia častica - O 2, O 0, N 2 atď.): Na + O 0 + M = NaO + M* potom NaO + O=02 + Na* a nakoniec Na*= Na+λν.

Sodík a draslík by sa mali skladovať v tesne uzavretých nádobách pod vrstvou suchého a neutrálneho petroleja. Ich kontakt s kyselinami, vodou, chlórovanými organickými zlúčeninami a pevným oxidom uhličitým je neprijateľný. Nezhromažďujte malé draselné zvyšky, ktoré obzvlášť ľahko oxidujú (kvôli ich relatívne veľkému povrchu). Nepoužité zvyšky draslíka a sodíka v malých množstvách sú zničené interakciou s prebytočným alkoholom, vo veľkých množstvách - spaľovaním na uhlíkoch ohňa. Alkalické kovy, ktoré sa vznietia v miestnosti, sa najlepšie uhasia prikrytím suchým práškom sódy.

Chemické vlastnosti:

Z chemického hľadiska sú lítium a jeho analógy mimoriadne reaktívne kovy (a ich aktivita zvyčajne stúpa v smere od Li k Cs). Vo všetkých zlúčeninách sú alkalické kovy jednomocné. Sú umiestnené úplne vľavo od série napätia a energeticky interagujú s vodou podľa nasledujúcej schémy:

2E + 2H20 = 2EON + H2

Pri reakcii s Li a Na nie je uvoľňovanie vodíka sprevádzané jeho vznietením, pre K už dochádza a pre Rb a Cs interakcia prebieha výbuchom.

· Pri kontakte so vzduchom sú čerstvé časti Na a K (v menšej miere Li) okamžite pokryté voľným filmom oxidačných produktov. Vzhľadom na to sa Na a K zvyčajne skladujú pod petrolejom. Na a K zohriate na vzduchu sa ľahko vznietia, zatiaľ čo rubídium a cézium sa samovoľne vznietia aj pri bežných teplotách.

4E+O2 →2E2O (pre lítium)

2E+O2 →E202 (pre sodík)

E+02 →EO2(pre draslík, rubídium a cézium)

Praktické uplatnenie nachádza najmä v peroxide sodnom (Na 2 0 2). Technicky sa získava oxidáciou atomizovaného kovového sodíka pri 350 °C:

2Na+02 →Na202 +122 kcal

· Taveniny jednoduchých látok sú schopné zlučovať sa s amoniakom za vzniku amidov a imidov, solvátov:

2Na tavenina +2NH3 →2NaNH2 +H2 (amid sodný)

2Na tavenina +NH3 →Na2NH+H2 (imid sodný)

Tavenina Na +6NH 3 → (solvát sodný)

Keď peroxidy interagujú s vodou, dochádza k nasledujúcej reakcii:

2E202 + 2H20=4EOH+02

Interakcia Na202 s vodou je sprevádzaná hydrolýzou:

Na202 +2H20→2NaOH + H202 +34 kcal

Toto je zaujímavé:

InterakciaNa202 s oxidom uhličitým podľa schémy

2Na202 + 2CO2 =2Na2C03 +O2 +111 kcal

slúži ako základ pre použitie peroxidu sodného ako zdroja kyslíka v izolačných plynových maskách a na ponorkách. Čisté alebo obsahujúce rôzne prísady (napríklad bielidlo zmiešané so soľami Ni alebo Cu) nesie peroxid sodný technický názov"oxylit." Zmesové oxylitové prípravky sú vhodné najmä na získavanie kyslíka, ktorý uvoľňujú vplyvom vody. Oxylitol stlačený do kociek sa môže použiť na získanie rovnomerného toku kyslíka v bežnom zariadení na výrobu plynov.

Na 2 O 2 +H 2 O=2NaOH+O 0 (rozkladom peroxidu vodíka sa uvoľňuje atómový kyslík).

superoxid draselný ( KO 2) je často súčasťou oxylitolu. Jeho interakcia s oxidom uhličitým sa v tomto prípade riadi celkovou rovnicou:

Na 2 O 2 + 2KO 2 + 2CO 2 = Na 2 CO 3 + K 2 CO 3 + 2O 2 + 100 kcal, t.j. oxid uhličitý je nahradený rovnakým objemom kyslíka.

· Schopný vytvárať ozonidy. Tvorba ozonidu draselného-KO3 sa riadi rovnicou:

4KOH+303 = 4K03+02+2H20

Je to červená kryštalická látka a je to silné oxidačné činidlo. Počas skladovania sa KO 3 pomaly rozkladá podľa rovnice 2NaO 3 →2NaO 2 +O 2 +11 kcal už za normálnych podmienok. Okamžite sa rozkladá vodou podľa celkovej schémy 4 KO 3 + 2 H 2 O = 4 KOH + 5 O 2

· Schopné reagovať s vodíkom za vzniku iónových hydridov podľa všeobecnej schémy:

Interakcia vodíka so zahriatymi alkalickými kovmi je pomalšia ako s kovmi alkalických zemín. V prípade Li je potrebný ohrev na 700-800 °C, zatiaľ čo jeho analógy interagujú už pri 350-400 °C. Hydridy alkalických kovov sú veľmi silné redukčné činidlá. Ich oxidácia vzdušným kyslíkom v suchom stave je pomerne pomalá, ale v prítomnosti vlhkosti sa proces zrýchľuje natoľko, že môže viesť k samovoľnému vznieteniu hydridu. To platí najmä pre hydridy K, Rb a Cs. S vodou dochádza k prudkej reakcii podľa nasledujúcej schémy:

EN+ H20= H2+EON

EH+02 ->2EOH

Keď NaH alebo KH reaguje s oxidom uhličitým, vytvorí sa zodpovedajúca soľ kyseliny mravčej:

NaH+C02 ->HCOONa

Schopný vytvárať komplexy:

NaH+AlCl3 →NaAlH4 +3NaCl (alanát sodný)

NaAlH4 -> NaH+AlH3

Môžu sa pripraviť normálne oxidy alkalických kovov (s výnimkou Li 2 0). len nepriamo . Sú to pevné látky nasledujúcich farieb:

Na20+2HCl=2NaCl+H20

Hydroxidy alkalických kovov (EOH) sú bezfarebné, veľmi hygroskopické látky, ktoré korodujú väčšinu materiálov, ktoré s nimi prichádzajú do styku. Odtiaľ pochádza ich niekedy v praxi používaný názov – žieravé alkálie. Pri vystavení alkáliám koža ľudského tela veľmi napučí a stáva sa šmykľavou; pri dlhšom pôsobení vzniká veľmi bolestivé hlboké popálenie. Pre oči sú nebezpečné najmä žieravé alkálie (pri práci sa odporúča nosiť ochranné okuliare). Akékoľvek alkálie, ktoré sa dostanú na vaše ruky alebo šaty, by sa mali okamžite umyť vodou, potom treba postihnuté miesto navlhčiť veľmi zriedeným roztokom akejkoľvek kyseliny a znova opláchnuť vodou.

Všetky sú relatívne taviteľné a prchavé bez rozkladu (okrem LiOH, ktorý eliminuje vodu). hydroxid-alkalické kovy Používajú sa hlavne elektrolytické metódy. Najviac veľkosériová výroba je elektrolýza hydroxidu sodného koncentrovaný vodný Riešenie stolová soľ:

2NaCl+2H20->2NaOH+Cl2+H2

Ø Sú typické dôvody:

NaOH+HCl=NaCl+H20

2NaOH+C02=Na2C03+H20

2NaOH+2N02=NaN03+NaN02+H20

Ø Schopný vytvárať komplexy:

NaOH+ZnCl2 = (ZnOH)Cl+NaCl

2Al+2NaOH+6H20=2Na+3H 2

Al203 + 6NaOH = 2Na3Al03 + 3H20

Al(OH)3+NaOH=Na

Ø Schopné reagovať s nekovmi:

Cl 2 + 2 KOH = KCl + KClO + H 2 O (reakcia prebieha bez zahrievania)

Cl 2 + 6 KOH = 5 KCl + KClO 3 + 3 H 2 O (reakcia prebieha zahrievaním)

3S+6NaOH=2Na2S+Na2S03+3H20

Ø Používa sa v organickej syntéze (najmä hydroxid draselný a sodný, hydroxid sodný je uvedený v príkladoch):

NaOH+C2H5Cl=NaCl+C2H4 (spôsob výroby alkénov, v tomto prípade etylénu (eténu)), bol použitý alkoholový roztok hydroxidu sodného.

NaOH+C2H5Cl=NaCl+C2H5OH(spôsob výroby alkoholov, v tomto prípade etanolu), bol použitý vodný roztok hydroxidu sodného.

2NaOH+C2H5Cl=2NaCl+C2H2+H20 (metóda výroby alkínov, v tomto prípade acetylénu (etylénu)), bol použitý alkoholový roztok hydroxidu sodného.

C6H5OH (fenol) +NaOH= C6H5ONa+H20

NaOH(+CaO)+CH 3 COONa→Na 2 CO 3 CH 4 (jedna z metód výroby metánu)

Ø Potrebujete poznať rozklad niekoľkých solí:

2KN03 →2KN02+02

4KClO 3 -» KCl + 3 KClO 4

2KCl03 -> KCl+302

4Na2S03 →Na2S+3Na2S04

Je pozoruhodné, že k rozkladu dusičnanov dochádza približne v rozmedzí 450-600 ℃, potom sa topia bez rozkladu, ale pri dosiahnutí približne 1000-1500 ℃ dochádza k rozkladu podľa nasledujúcej schémy:

4LiN02 →2Li20+4NO+02

Toto je zaujímavé:

K 4 [ Fe(CN) 6 ]+ FeCl 3 = KFe[ Fe(CN) 6 ]+3 KCl(kvalitatívna reakcia naFe3+)

3K4+4FeCl3=Fe43+12KCl

Na202 +2H20=2NaOH+ H202

4Na02+2H20=4NaOH+302

4Na03+2H20=4NaOH+502 (reakcia ozonidu sodného s vodou )

2Na03 -> 2Na02+02(K rozkladu dochádza pri rôznych teplotách, napríklad: rozklad ozonidu sodného pri -10 °C, ozonid cézny pri +100 °C)

NaNH2 + H20 -> NaOH + NH3

Na2NH+2H20 -> 2NaOH+NH3

Na3N+3H20->3NaOH+NH3

KNO2+2Al+KOH+5H20→2K+NH3

2NaI + Na202 + 2H2S04 →I2↓+ 2Na2S04 + 2H20

Fe304+4NaH=4NaOH+3Fe

5NaN3+NaN03->8N2+3Na20

Aplikácia:

Sodík je široko používaný v syntézach Organické zlúčeniny a čiastočne získať niektoré z jeho derivátov. V jadrovej technológii sa používa ako chladivo.

Lítium má pre termonukleárnu technológiu absolútne výnimočný význam. V gumárenskom priemysle sa používa pri výrobe umelého kaučuku (ako katalyzátor polymerizácie), v metalurgii - ako cenná prísada do niektorých iných kovov a zliatin. Napríklad pridanie len stotín percent lítia výrazne zvyšuje tvrdosť hliníka a jeho zliatin a pridanie 0,4 % lítia na olovo takmer strojnásobí jeho tvrdosť bez zníženia odolnosti v ohybe. Existujú náznaky, že podobná céziová prísada výrazne zlepšuje mechanické vlastnosti horčíka a chráni ho pred koróziou, ale v prípade jeho použitia to tak nie je. Hydrid sodný sa niekedy používa v metalurgii na izoláciu vzácnych kovov z ich zlúčenín. Jeho 2% roztok v roztavenom NaOH sa používa na odstránenie vodného kameňa z oceľových výrobkov (po minúte namáčania v ňom sa horúci výrobok ponorí do vody, ktorá sa redukuje podľa rovnice

Fe 3 O 4 + 4NaH = 4NaOH + 3Fe (stupnica zmizne).

Schematický diagram továrenskej inštalácie na výrobu sódy amoniakmetóda (Solvay, 1863).

Vápenec sa vypáli v peci (L) a výsledný CO 2 vstupuje do karbonizačnej veže (B) a CaO sa ochladzuje vodou (C), potom sa Ca(OH) 2 čerpá do miešača (D), kde stretáva sa s NH 4 Cl, uvoľňuje sa z neho amoniak. Ten vstupuje do absorbéra (D) a nasýti tam silný roztok NaCl, ktorý sa potom čerpá do karbonizačnej veže, kde pri interakcii s C02 vznikajú NaHC03 a NH4CI. Prvá soľ sa takmer úplne vyzráža a zadrží na vákuovom filtri (E) a druhá sa prečerpá späť do mixéra (D). NaCl a vápenec sa teda neustále spotrebúvajú a získavajú sa NaHCO 3 a CaCl 2 (posledný vo forme odpadu z výroby). Hydrogénuhličitan sodný sa potom prenesie zahrievaním na sódu.

Strih: Galina Nikolaevna Kharlamova

Alkalické kovy - spoločný názov prvky 1. skupiny periodickej tabuľky chemické prvky. Jeho zloženie je: lítium (Li), sodík (Na), draslík (K), rubídium (Rb), cézium (Cs), francium (Fr) a hypotetický prvok - ununénnium (Uue). Názov skupiny pochádza z názvu rozpustných hydroxidov sodných a draselných, ktoré majú zásaditú reakciu a chuť. Uvažujme spoločné znakyštruktúra atómov prvkov, vlastnosti, príprava a použitie jednoduchých látok.

Zastarané a nové číslovanie skupín

Podľa zastaraného systému číslovania sú alkalické kovy, ktoré sa nachádzajú v najľavejšom vertikálnom stĺpci periodickej tabuľky, klasifikované ako Skupina I-A. V roku 1989 Medzinárodná chemická únia (IUPAC) navrhla inú možnosť (dlhodobú) ako hlavnú. Alkalické kovy podľa novej klasifikácie a priebežného číslovania patria do skupiny 1. Tento komplex otvára predstaviteľ 2. periódy – lítium a dopĺňa ho rádioaktívny prvok 7. periódy – francium. Všetky kovy 1. skupiny obsahujú vo vonkajšom obale svojich atómov jeden s-elektrón, ktorého sa ľahko vzdávajú (obnovujú).

Štruktúra atómov alkalických kovov

Prvky skupiny 1 sú charakterizované prítomnosťou druhej energetickej úrovne, ktorá opakuje štruktúru predchádzajúceho inertného plynu. Lítium má 2 elektróny v predposlednej vrstve a 8 elektrónov vo zvyšku. IN chemické reakcie atómy sa ľahko vzdajú svojho vonkajšieho elektrónu a získajú energeticky priaznivú konfiguráciu vzácneho plynu. Prvky skupiny 1 majú nízke ionizačné energie a elektronegativitu (EO). Ľahko tvoria jednotlivo nabité kladné ióny. Pri prechode z lítia na francium sa zvyšuje počet protónov a elektrónov a polomer atómu. Rubídium, cézium a francium sa vzdávajú svojho vonkajšieho elektrónu ľahšie ako prvky, ktoré im v skupine predchádzali. V dôsledku toho sa v skupine zhora nadol zvyšuje regeneračná schopnosť.

Ľahká oxidácia alkalických kovov vedie k tomu, že prvky 1. skupiny existujú v prírode vo forme zlúčenín ich jednoducho nabitých katiónov. Obsah v zemská kôra sodík - 2,0%, draslík - 1,1%. Ostatné prvky sa nachádzajú v malom množstve, napríklad zásoby francia – 340 g Chlorid sodný sa rozpustí v morská voda, soľanka soľných jazier a ústí riek, tvorí ložiská kamennej alebo kuchynskej soli. Spolu s halitom sa vyskytuje sylvinit NaCl. KCl a sylvit KCl. Živec je tvorený hlinitokremičitanom draselným K2. Uhličitan sodný je rozpustený vo vode mnohých jazier a zásoby síranu prvku sa koncentrujú vo vodách Kaspického mora (Kara-Bogaz-Gol). V Čile sú ložiská dusičnanu sodného (čílsky ľadok). Existuje obmedzený počet prirodzene sa vyskytujúcich zlúčenín lítia. Rubídium a cézium sa nachádzajú ako nečistoty v zlúčeninách prvkov skupiny 1 a francium sa nachádza v uránových rudách.

Postupnosť objavovania alkalických kovov

Britský chemik a fyzik G. Davy v roku 1807 uskutočnil elektrolýzu alkalických tavenín, čím po prvýkrát získal sodík a draslík vo voľnej forme. V roku 1817 objavil švédsky vedec Johann Arfvedson v mineráloch prvok lítium a v roku 1825 G. Davy izoloval čistý kov. Rubídium prvýkrát objavili v roku 1861 R. Bunsen a G. Kirchhoff. Nemeckí vedci analyzovali zloženie hlinitokremičitanov a získali červenú čiaru v spektre zodpovedajúcu novému prvku. V roku 1939 Margarita Pere, zamestnankyňa Parížskeho inštitútu rádioaktivity, zistila existenciu izotopu francium. Živel pomenovala na počesť svojej vlasti. Ununenium (eka-francium) je dočasný názov pre nový typ atómu s atómovým číslom 119. Dočasne sa používa chemický symbol Uue. Od roku 1985 sa výskumníci pokúšajú o syntézu nového prvku, ktorý bude prvým v 8. perióde, siedmym v 1. skupine.

Fyzikálne vlastnosti alkalických kovov

Takmer všetky alkalické kovy majú po čerstvom rezaní striebristo-bielu farbu a kovový lesk (cézium má zlatožltú farbu). Na vzduchu lesk vybledne a objaví sa sivý film, na lítiu sa zmení na zeleno-čierny. Tento kov má najväčšiu tvrdosť spomedzi svojich susedov, ale je horší ako mastenec, najjemnejší minerál na Mohsovej stupnici. Sodík a draslík sa ľahko ohýbajú a dajú sa rezať. Rubídium, cézium a francium sú vo svojej čistej forme hmota podobná cesto. Tavenie alkalických kovov prebieha pri relatívne nízkych teplotách. Pre lítium dosahuje 180,54 °C. Sodík sa topí pri teplote 97,86 °C, draslík - pri 63,51 °C, rubídium - pri 39,32 °C, cézium - pri 28,44 °C. Hustota alkalických kovov je menšia ako hustota im príbuzných látok. Lítium pláva v petroleji, stúpa na hladinu vody, plávajú v nej aj draslík a sodík.

Kryštalický stav

Kryštalizácia alkalických kovov nastáva v kubickej sústave (centrovaná na telo). Atómy v jeho zložení majú vodivý pás, voľné úrovne ktoré elektróny môžu prenášať. Práve tieto aktívne častice vykonávajú špeciálne chemická väzba- kov. Spoločná štruktúra energetických hladín a povaha kryštálových mriežok vysvetľujú podobnosť prvkov 1. skupiny. Pri prechode z lítia na cézium sa hmotnosti atómov prvkov zvyšujú, čo vedie k prirodzenému zvýšeniu hustoty, ako aj k zmene ďalších vlastností.

Chemické vlastnosti alkalických kovov

Jediný vonkajší elektrón v atómoch alkalického kovu je slabo priťahovaný k jadru, preto sa vyznačujú nízkou ionizačnou energiou a negatívnou alebo takmer nulovou elektrónovou afinitou. Prvky skupiny 1, ktoré majú redukčnú aktivitu, prakticky nie sú schopné oxidácie. V skupine zhora nadol sa zvyšuje aktivita chemických reakcií:

Príprava a použitie alkalických kovov

Kovy patriace do skupiny 1 sa priemyselne vyrábajú elektrolýzou tavenín ich halogenidov a iných prírodných zlúčenín. Pri rozklade elektrickým prúdom kladné ióny na katóde získavajú elektróny a redukujú sa na voľný kov. Na opačnej elektróde sa anión oxiduje.

Pri elektrolýze taveniny hydroxidu na anóde sa oxidujú častice OH -, uvoľňuje sa kyslík a získava sa voda. Ďalšou metódou je tepelná redukcia alkalických kovov z roztavených solí vápnikom. Jednoduché látky a zlúčeniny prvkov 1. skupiny majú praktický význam. Lítium slúži ako surovina v jadrovej energetike a používa sa v raketovej technike. V metalurgii sa používa na odstránenie zvyškového vodíka, dusíka, kyslíka a síry. Hydroxid sa používa na doplnenie elektrolytu v alkalických batériách.

Sodík je potrebný pre jadrová energia, metalurgia, organická syntéza. Cézium a rubídium sa používajú pri výrobe solárnych článkov. Hydroxidy a soli sú široko používané, najmä chloridy, dusičnany, sírany a uhličitany alkalických kovov. Katióny majú biologickú aktivitu, pre ľudský organizmus sú obzvlášť dôležité ióny sodíka a draslíka.

Chémia študuje vlastnosti kovov a nekovov. Vedeli ste, že existujú alkalické a nealkalické kovy? A my nielen vieme, ale dáme vám aj zoznam na úspešnú prípravu v predmete chémia. Takže zoznam alkalických kovov je už uvedený v periodickej tabuľke Mendelejeva. Tam sú všetky kovy hlavnej podskupiny v prvej skupine alkalické.

Ide o lítium, draslík, sodík, cézium, rubídium a francium. Iba tieto kovy sa nazývajú alkálie. A nazývajú sa tak, pretože ak interagujú s vodou, v dôsledku toho sa vytvárajú alkálie.

Existuje ďalší typ kovov - kovy alkalických zemín. Ak chcete zoznam iba alkalických kovov, existuje len 6 kovov. Ak všetky kovy, ktorých hydroxidy majú alkalické vlastnosti, potom budú zahrnuté ďalšie štyri prvky - vápnik, stroncium, bárium a rádium.

Je ťažké nájsť všetky alkalické kovy v ich čistej forme v prírode, pretože sa ľahko kombinujú. Tieto kovy sa nachádzajú najmä vo forme týchto zlúčenín.

Vlastnosti alkalických kovov

Alkalické kovy sú výbornými vodičmi tepla a tiež dobre vedú elektriny.

Alkalické kovy majú nízke teploty topenia

Hustota kovov sa zvyšuje so zvyšujúcim sa počtom, ale ich tavenie je čoraz jednoduchšie, ak sú kovy na konci skupiny.

Príprava alkalických kovov

Alkalické kovy sa zvyčajne vyrábajú elektrolýzou, ale dva kovy alkalických zemín, stroncium a bárium, sa vyrábajú pomocou aluminotermickej metódy.

Chemické vlastnosti

Ako sme už povedali, tieto kovy sú veľmi reaktívne, sú tiež výbornými redukčnými činidlami. Nachádzajú sa vo forme zlúčenín, v ktorých je hlavná väzba iónová.

Spravidla vždy tvoria stabilné zlúčeniny. Hlavné reakcie a ďalšie vlastnosti alkalických kovov sú uvedené v tabuľke:

Takže teraz pomocou zoznamu a tabuľky, ako aj Mendelejevovho periodického systému, môžete povedať veľa o alkalických kovoch.

Môžete vidieť, ako vyzerajú alkalické kovy. Existuje aj zoznam a väzbové reakcie s vodou, sírou, kyselinami, soľami a halogénmi.

Alkalické kovy sú s-prvky. Vo vonkajšej elektrónovej vrstve má každá z nich jeden elektrón (ns1). Polomery atómov zhora nadol sa v podskupine zväčšujú, ionizačná energia klesá a zvyšuje sa redukčná aktivita, ako aj schopnosť darovať valenčné elektróny z vonkajšej vrstvy.

Príslušné kovy sú veľmi aktívne, preto sa v prírode nenachádzajú vo voľnom stave. Vo forme zlúčenín sa nachádzajú v mineráloch (kuchynská soľ NaCl, sylvinit NaCl∙KCl, Glauberova soľ NaSO4∙10H2O a iné) alebo ako ióny v morskej vode.

Fyzikálne vlastnosti alkalických kovov

Všetky alkalické kovy sú za normálnych podmienok strieborno-biele. kryštalické látky s vysokou tepelnou a elektrickou vodivosťou. Majú kubické balenie zamerané na telo (BCCP). Hustoty, teploty varu a teploty topenia kovov skupiny I sú relatívne nízke. Zhora nadol v podskupine sa hustoty zvyšujú a teploty topenia sa znižujú.

Príprava alkalických kovov

Alkalické kovy sa zvyčajne získavajú elektrolýzou roztavených solí (zvyčajne chloridov) alebo zásad. Pri elektrolýze taveniny NaCl sa napríklad na katóde uvoľňuje čistý sodík a na anóde plynný chlór: 2NaCl(tavenina)=2Na+Cl2.

Chemické vlastnosti alkalických kovov

Autor: chemické vlastnosti lítium, sodík, draslík, rubídium, cézium a francium sú najaktívnejšie kovy a niektoré z najsilnejších redukčných činidiel. Pri reakciách sa ľahko vzdávajú elektrónov z vonkajšej vrstvy a menia sa na kladne nabité ióny. V zlúčeninách tvorených alkalickými kovmi prevláda iónová väzba.

Pri interakcii alkalických kovov s kyslíkom vznikajú peroxidy ako hlavný produkt a oxidy ako vedľajší produkt:

4Na+O2=2Na2O (oxid sodný).

S halogénmi dávajú halogenidy, so sírou - sulfidy, s vodíkom - hydridy:

2Na+Cl2=2NaCl (chlorid sodný),

2Na+S=Na2S (sulfid sodný),

2Na+H2=2NaH (hydrid sodný).

Hydrid sodný je nestabilná zlúčenina. Rozkladá sa vodou, pričom vzniká zásada a voľný vodík:

NaH+H20=NaOH+H2.

Voľný vodík vzniká aj vtedy, keď samotné alkalické kovy reagujú s vodou:

2Na+2H20=2NaOH+H2.

Tieto kovy tiež reagujú so zriedenými kyselinami a vytláčajú z nich vodík:

2Na+2HCl=2NaCl+H2.

Alkalické kovy reagujú s organickými halogenidmi pomocou Wurtzovej reakcie.

Čo sú alkalické kovy? Toto sú prvky prvej skupiny, hlavnej podskupiny periodického systému prvkov D.I. Mendelejeva. Patria sem tieto kovy: Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Majú množstvo vlastností, ktoré sú tejto skupine vlastné.

Zvláštnosti

Tieto kovy majú nízku hustotu (lítium, sodík, draslík sú ľahšie ako voda), nízke teploty topenia (maximálne pre lítium – 180,6 °C). Sú mäkké, ľahko sa krájajú nožom, rýchlo oxidujú, preto sa skladujú v nádobách naplnených chemicky málo aktívnymi plynmi alebo kvapalinami (najčastejšie petrolejom).

Všetky kovy v tejto podskupine majú strieborno-bielu farbu. IN periodická tabuľka prvky D.I. Mendelejeva, alkalické kovy vždy nasledujú za inertnými plynmi. Inertné alebo vzácne plyny vstupujú do akýchkoľvek chemických reakcií veľmi zle, sú to chemicky neaktívne plyny, čo sa vysvetľuje tým, že ich elektrónové obaly sú úplne naplnené.

Na rozdiel od plynov majú alkalické kovy na vonkajšej strane jeden nepárový elektrón energetická úroveň. Preto pri chemických reakciách tieto kovy pôsobia ako donory elektrónov. Majú vždy oxidačný stav +1, sú chemicky veľmi aktívne – aktívne reagujú s kyselinami (výbuchom), prudko reagujú s vodou, pričom sa uvoľňuje vodík a vznikajú alkálie MeOH (tu je Me kov). Aktivita týchto kovov sa zvyšuje z Li na Fr.

Lítium je prvým prvkom v skupine alkalických kovov. Atómová hmotnosť - 6,941, pozostáva z dvoch prírodných izotopov 6Li (7,5%) a 7Li (92,5%), je tiež známe, že ďalšie dva izotopy možno získať umelo, ale ich životnosť je veľmi krátka.

Zaujímavým faktom o alkalickom kove je, že cena 7Li je niekoľkonásobne vyššia ako cena 6Li, hoci prvý je bežnejší. História objavu tohto prvku sa spája s menom švédskeho chemika I. A. Arfvedsona.

Draslík spolu so sodíkom hrá Dôležitá rola pri fungovaní buniek živých organizmov, udržiavaní ich membránového potenciálu. Ľudské telo obsahuje asi 175 gramov tohto kovu a na udržanie tejto zásoby je potrebné ho dopĺňať asi o 4 gramy denne.

V prírode sa často vyskytuje, ale len ako súčasť zlúčenín, z hľadiska obsahu vo vode je na treťom mieste. Ak je v pôde nedostatok, tento kov sa zavádza vo forme hnojív: chlorid draselný KCl, síran draselný K2SO4 a rastlinný popol.

Mnoho ľudí pozná takú látku ako kyanid draselný; ale málokto vie, kde sa používa. A používa sa na galvanické striebrenie a pozlátenie základných kovov, získavanie drahých kovov, menovite striebra a zlata, z rúd.

Cézium bolo objavené v roku 1860 v liečivých minerálnych prameňoch Čierneho lesa. Atómová hmotnosť – 132,905.

Tento kov sa používa v nasledujúcich odvetviach: automatizácia a elektronika, radar a kino, ako aj v jadrových reaktoroch a vesmírne lode. Bol to prvý prvok, ktorý bol objavený pomocou spektrálnej analýzy.

Francúzsko

Francium je najnestabilnejší a najťažší prvok medzi alkalickými kovmi s atómovou hmotnosťou 223 a polčasom rozpadu 22 minút. Pre tieto vlastnosti bolo veľmi ťažké ho vyčleniť.

Ide o veľmi vzácny kov, ktorého je podľa vedcov v zemskej kôre len asi 500 gramov, takže francium bolo študované na umelo vytvorených vzorkách.

Sodík

Sodík je jedným z najbežnejších alkalických kovov. Z tohto dôvodu sa používa v rôznych priemyselných odvetviach. Napríklad rudy drahých kovov sa upravujú roztokom kyanidu sodného. V dôsledku toho sa získajú koordinačné zlúčeniny, z ktorých sa pomocou zinku izoluje čisté zlato alebo striebro.

Sodík sa vďaka svojim vlastnostiam používa aj v jadrových ponorkách ako chladivo. fyzikálne vlastnosti (veľký rozdiel medzi bodmi topenia a varu). V prírode sa sodík nenachádza vo svojej čistej forme - je preto príliš aktívny - iba v rudách.

Zaujímavosťou je, že vo výške asi 80 km bola v atmosfére objavená vrstva atómového sodíka. Vysvetľuje to skutočnosť, že v takýchto nadmorských výškach nie sú žiadne prvky, s ktorými by sodík mohol interagovať.

Rubidium

Rubídium je svojim spôsobom zaujímavý alkalický kov. Majúce atómová hmotnosť 85.467 kov je rádioaktívny. Pri kontakte rubídia so vzduchom sa vznieti a horí ružovofialovým plameňom, s vodou, F, Cl, Br, I, S dochádza k výbuchu.

Zaujímavou vlastnosťou rubídia je jeho schopnosť vytvárať elektrický prúd pri vystavení slnečnému žiareniu.

Hoci alkalické kovy majú množstvo vlastností, ktoré sú pre všetky spoločné, každý z nich má aj vlastnosti, ktoré sú pre neho jedinečné. Niektoré prvky sú stále veľmi slabo preštudované a vzhľadom na dopyt po kovoch tejto skupiny v rôznych odvetviach je potreba zaplniť prázdne miesta vo vedeckých referenčných knihách už dávno prekonaná.