Alkalijskim metalima (AM) nazivaju se svi elementi IA grupe periodnog sistema, tj. litijum Li, natrijum Na, kalijum K, rubidijum Rb, cezijum Cs, francijum Fr.
Alkalni atomi imaju samo jedan elektron na vanjskom elektronskom nivou. s- podnivo, lako se odvaja tokom hemijskih reakcija. U ovom slučaju, pozitivno nabijena čestica se formira od neutralnog SM atoma - kationa s nabojem od +1:
M 0 - 1 e → M +1
Porodica alkalnih metala je najaktivnija među ostalim grupama metala, pa se stoga u prirodi mogu naći u slobodnom obliku, tj. u obliku jednostavnih supstanci je nemoguće.
Jednostavne supstance alkalni metali su izuzetno jaki redukcioni agensi.
Interakcija alkalnih metala sa nemetalima
sa kiseonikom
Alkalni metali reaguju sa kiseonikom već na sobnoj temperaturi, pa ih je stoga potrebno čuvati ispod sloja nekog ugljikovodičnog rastvarača, kao što je, na primer, kerozin.
Interakcija alkalnog metala sa kiseonikom dovodi do različitih proizvoda. Sa stvaranjem oksida, samo litijum reaguje sa kiseonikom:
4Li + O 2 = 2Li 2 O
Natrij u sličnoj situaciji nastaje s kisikom natrijum peroksid Na2O2:
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2,
a kalijum, rubidijum i cezijum su pretežno superoksidi (superoksidi), sa opštom formulom MeO 2:
Rb + O 2 \u003d RbO 2
sa halogenima
Alkalni metali aktivno reagiraju s halogenima, formirajući halogenide alkalnih metala koji imaju ionsku strukturu:
2Li + Br 2 = 2LiBr litijum bromid
2Na + I 2 = 2NaI natrijum jodid
2K + Cl 2 \u003d 2KCl kalijum hlorid
sa azotom
Litijum reaguje sa azotom već na uobičajenoj temperaturi, dok azot reaguje sa ostalim alkalnim metalima kada se zagreje. U svim slučajevima nastaju nitridi alkalnih metala:
6Li + N 2 = 2Li 3 N litijum nitrida
6K + N 2 = 2K 3 N kalijum nitrida
sa fosforom
Alkalni metali reaguju sa fosforom kada se zagrevaju i formiraju fosfide:
3Na + P = Na 3 P natrijum fosfid
3K + P = K 3 P kalijum fosfid
sa vodonikom
Zagrijavanje alkalnih metala u atmosferi vodika dovodi do stvaranja hidrida alkalnih metala koji sadrže vodonik u rijetkom oksidacionom stanju - minus 1:
H 2 + 2K = 2KN -1 kalijum hidrid
H 2 + 2Rb \u003d 2RbH rubidijum hidrid
sa sumporom
Interakcija alkalnog metala sa sumporom nastaje kada se zagrijava uz stvaranje sulfida:
S + 2K = K 2 S sulfid kalijum
S + 2Na = Na 2 S natrijum sulfid
Interakcija alkalnih metala sa složene supstance
sa vodom
Svi alkalni metali aktivno reagiraju s vodom sa stvaranjem plinovitog vodika i alkalija, zbog čega su ovi metali dobili odgovarajuće ime:
2HOH + 2Na \u003d 2NaOH + H 2
2K + 2HOH = 2KOH + H2
Litijum sasvim mirno reaguje sa vodom, natrijum i kalijum se spontano zapale tokom reakcije, a rubidijum, cezijum i francijum reaguju sa vodom snažnom eksplozijom.
sa halogenim derivatima ugljovodonika (Wurtz reakcija):
2Na + 2C 2 H 5 Cl → 2NaCl + C 4 H 10
2Na + 2C 6 H 5 Br → 2NaBr + C 6 H 5 –C 6 H 5
sa alkoholima i fenolima
AM reagira s alkoholima i fenolima, zamjenjujući vodonik u hidroksilnoj grupi organske tvari:
2CH 3 OH + 2K = 2CH 3 OK + H 2
kalijum metoksid
2C 6 H 5 OH + 2Na \u003d 2C 6 H 5 ONa + H 2
natrijum fenolat
Salt19 Salt
1. Metal + Nemetal. Inertni gasovi ne ulaze u ovu interakciju. Što je veća elektronegativnost nemetala, to više veliki broj metala će reagovati. Na primjer, fluor reagira sa svim metalima, a vodonik samo s aktivnim. Što je metal dalje ulijevo u nizu aktivnosti metala, s više nemetala može reagirati. Na primjer, zlato reagira samo sa fluorom, litijum sa svim nemetalima.
2. Nemetalni + nemetalni. U ovom slučaju, elektronegativniji nemetal djeluje kao oksidacijsko sredstvo, manje EO - kao redukcijski agens. Nemetali s bliskom elektronegativnošću međusobno slabo komuniciraju, na primjer, interakcija fosfora s vodikom i silicija s vodikom je praktički nemoguća, jer je ravnoteža ovih reakcija pomaknuta prema stvaranju jednostavnih tvari. Helijum, neon i argon ne reaguju sa nemetalima, drugi inertni gasovi u teškim uslovima mogu da reaguju sa fluorom. Kiseonik ne stupa u interakciju sa hlorom, bromom i jodom. Kiseonik može reagovati sa fluorom na niskim temperaturama.
3. Metal + kiselinski oksid. Metal obnavlja nemetal iz oksida. Višak metala tada može reagirati s nastalim nemetalom. Na primjer:
2Mg + SiO 2 = 2MgO + Si (sa nedostatkom magnezija)
2Mg + SiO 2 \u003d 2MgO + Mg 2 Si (sa viškom magnezijuma)
4. Metal + kiselina. Metali lijevo od vodonika u nizu napona reagiraju s kiselinama i oslobađaju vodonik.
Izuzetak su kiseline - oksidanti (koncentrovana sumporna i bilo koja azotna kiselina), koje mogu da reaguju sa metalima koji su u nizu napona desno od vodonika, pri čemu se u reakcijama ne oslobađa vodonik, već se dobija voda i produkt redukcije kiseline.
Potrebno je obratiti pažnju na činjenicu da kada metal stupa u interakciju s viškom polibazne kiseline, može se dobiti kisela sol: Mg + 2H 3 PO 4 = Mg (H 2 PO 4) 2 + H 2.
Ako je proizvod interakcije kiseline i metala nerastvorljiva sol, tada je metal pasiviran, jer je površina metala zaštićena netopivom soli od djelovanja kiseline. Na primjer, djelovanje razrijeđene sumporne kiseline na olovo, barij ili kalcij.
5. Metal + sol. u rastvoru ova reakcija uključuje metal desno od magnezijuma u nizu napona, uključujući i sam magnezij, ali lijevo od metala soli. Ako je metal aktivniji od magnezija, tada ne reagira sa solju, već s vodom stvara alkalije, koje zatim reagiraju sa solju. U tom slučaju, početna sol i rezultirajuća sol moraju biti topljive. Nerastvorljivi proizvod pasivira metal.
Međutim, postoje izuzeci od ovog pravila:
2FeCl 3 + Cu \u003d CuCl 2 + 2FeCl 2;
2FeCl 3 + Fe = 3FeCl 2 . Budući da željezo ima srednje oksidacijsko stanje, njegova sol u najviši stepen oksidacija se lako reducira u sol u srednjem oksidacionom stanju, oksidirajući još manje aktivni metali.
u topi određeni broj metalnih napona ne funkcionira. Da li je reakcija između soli i metala moguća, moguće je utvrditi samo uz pomoć termodinamičkih proračuna. Na primjer, natrijum može istisnuti kalij iz taline kalijum hlorida, pošto je kalijum isparljiviji: Na + KCl = NaCl + K (ova reakcija je određena faktorom entropije). S druge strane, aluminijum je dobijen istiskivanjem iz natrijum hlorida: 3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al. Ovaj proces je egzoterman i određen je faktorom entalpije.
Moguće je da se sol raspada kada se zagrije, a produkti njenog raspadanja mogu reagirati s metalom, kao što su aluminij nitrat i željezo. Aluminijum nitrat se raspada kada se zagrije u aluminijev oksid, dušikov oksid (IV) i kisik, kisik i dušikov oksid će oksidirati željezo:
10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2
6. Metal + osnovni oksid. Također, kao i kod rastaljenih soli, mogućnost ovih reakcija se određuje termodinamički. Aluminijum, magnezij i natrijum se često koriste kao redukcioni agensi. Na primjer: 8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe egzotermna reakcija, faktor entalpije); 2 Al + 3Rb 2 O = 6Rb + Al 2 O 3 (isparljivi rubidijum, faktor entalpije).
7. Nemetal + bazični oksid. Ovde su moguće dve opcije: 1) nemetalni - redukciono sredstvo (vodonik, ugljenik): CuO + H 2 = Cu + H 2 O; 2) nemetalno - oksidaciono sredstvo (kiseonik, ozon, halogeni): 4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3.
8. Nemetalni + baza. Po pravilu, reakcija se odvija između nemetala i alkalija.Ne mogu svi nemetali da reaguju sa alkalijama: treba imati na umu da u tu interakciju ulaze halogeni (različito u zavisnosti od temperature), sumpor (kada se zagreje), silicijum, fosfor.
2KOH + Cl 2 \u003d KClO + KCl + H 2 O (na hladnom)
6KOH + 3Cl 2 = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O (u vrućem rastvoru)
6KOH + 3S = K 2 SO 3 + 2K 2 S + 3H 2 O
2KOH + Si + H 2 O \u003d K 2 SiO 3 + 2H 2
3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2
9. Nemetalni + kiseli oksid. Ovdje također postoje dvije opcije:
1) nemetalni - redukcijski agens (vodik, ugljenik):
CO 2 + C \u003d 2CO;
2NO 2 + 4H 2 \u003d 4H 2 O + N 2;
SiO 2 + C \u003d CO 2 + Si. Ako nastali nemetal može reagirati s metalom koji se koristi kao redukcijski agens, tada će reakcija ići dalje (sa viškom ugljika) SiO 2 + 2C = CO 2 + SiC
2) nemetalno - oksidaciono sredstvo (kiseonik, ozon, halogeni):
2CO + O 2 \u003d 2CO 2.
CO + Cl 2 \u003d COCl 2.
2NO + O 2 \u003d 2NO 2.
10. Kiseli oksid + bazični oksid. Reakcija se nastavlja ako nastala sol u principu postoji. Na primjer, glinica može reagirati sa sumpornim anhidridom i formirati aluminij sulfat, ali ne može reagirati s ugljičnim dioksidom, jer odgovarajuća sol ne postoji.
11. Voda + bazični oksid. Reakcija je moguća ako se formira alkalija, odnosno rastvorljiva baza (ili slabo rastvorljiva, u slučaju kalcijuma). Ako je baza nerastvorljiva ili slabo topiva, tada dolazi do obrnute reakcije razgradnje baze na oksid i vodu.
12. Osnovni oksid + kiselina. Reakcija je moguća ako postoji nastala sol. Ako je nastala sol netopiva, reakcija se može pasivizirati blokiranjem pristupa kiseline površini oksida. U slučaju viška polibazne kiseline dolazi do stvaranja kisela sol.
13. Kiseli oksid + baza. U pravilu se reakcija odvija između alkalnog i kiselog oksida. Ako kiselinski oksid odgovara polibaznoj kiselini, može se dobiti kisela sol: CO 2 + KOH = KHCO 3.
Kiseli oksidi koji odgovaraju jakim kiselinama također mogu reagirati s nerastvorljivim bazama.
Ponekad oksidi koji odgovaraju slabim kiselinama reagiraju s netopivim bazama i može se dobiti prosječna ili bazična sol (u pravilu se dobiva manje topiva tvar): 2Mg (OH) 2 + CO 2 = (MgOH) 2 CO 3 + H 2 O.
14. Kiseli oksid + sol. Reakcija se može odvijati u topljeni i u rastvoru. U talini, manje hlapljivi oksid istiskuje hlapljiviji oksid iz soli. U otopini, oksid koji odgovara jačoj kiselini zamjenjuje oksid koji odgovara slabijoj kiselini. Na primjer, Na 2 CO 3 + SiO 2 \u003d Na 2 SiO 3 + CO 2, u smjeru naprijed ova reakcija se odvija u talini, ugljen-dioksid isparljiviji od silicijum oksida; V obrnuti smjer reakcija se odvija u rastvoru, ugljena kiselina je jača od silicijumske kiseline, a silicijum oksid se taloži.
Moguće je kombinirati kiseli oksid s vlastitom soli, na primjer, dikromat se može dobiti iz kromata, a disulfat se može dobiti iz sulfata, a disulfit se može dobiti iz sulfita:
Na 2 SO 3 + SO 2 \u003d Na 2 S 2 O 5
Da biste to učinili, trebate uzeti kristalnu sol i čisti oksid, ili zasićenu otopinu soli i višak kiselog oksida.
U rastvoru, soli mogu reagovati sa sopstvenim kiselinskim oksidima i formirati kisele soli: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2NaHSO 3
15. Voda + kiselinski oksid. Reakcija je moguća ako se formira rastvorljiva ili slabo rastvorljiva kiselina. Ako je kiselina netopiva ili slabo topiva, tada dolazi do obrnuta reakcija razgradnje kiseline na oksid i vodu. Na primjer, sumpornu kiselinu karakterizira reakcija dobivanja iz oksida i vode, reakcija raspadanja se praktički ne događa, silicijumska kiselina se ne može dobiti iz vode i oksida, ali se lako razlaže na ove komponente, ali ugljične i sumporne kiseline mogu sudjelovati u direktnim i reverznim reakcijama.
16. Baza + kiselina. Reakcija se nastavlja ako je barem jedan od reaktanata rastvorljiv. U zavisnosti od omjera reagensa mogu se dobiti srednje, kisele i bazične soli.
17. Baza + sol. Reakcija se odvija ako su oba polazna materijala rastvorljiva, a kao proizvod se dobije najmanje jedan neelektrolit ili slab elektrolit (talog, gas, voda).
18. So + kiselina. Reakcija se po pravilu odvija ako su oba polazna materijala rastvorljiva, a kao proizvod se dobije najmanje jedan neelektrolit ili slab elektrolit (talog, gas, voda).
Jaka kiselina može reagovati sa nerastvorljivim solima slabe kiseline(karbonati, sulfidi, sulfiti, nitriti), dok se gasoviti produkt oslobađa.
Reakcije između koncentriranih kiselina i kristalnih soli moguće su ako se dobije hlapljivija kiselina: na primjer, klorovodik se može dobiti djelovanjem koncentrirane sumporne kiseline na kristalni natrijev klorid, bromovodik i jod-vodik djelovanjem ortofosforne kiseline na odgovarajuće soli. Možete djelovati s kiselinom na vlastitu sol kako biste dobili kiselu sol, na primjer: BaSO 4 + H 2 SO 4 = Ba (HSO 4) 2.
19. Sol + so. Reakcija se u pravilu odvija ako su oba polazna materijala topljiva, a kao proizvod se dobije barem jedan neelektrolit ili slab elektrolit.
Obratite posebnu pažnju na one slučajeve kada se formira sol, što je u tabeli rastvorljivosti prikazano crticom. Ovdje postoje 2 opcije:
1) sol ne postoji jer nepovratno hidrolizovan . To su većina karbonata, sulfita, sulfida, silikata trovalentnih metala, kao i neke soli dvovalentnih metala i amonijaka. Soli trovalentnih metala hidroliziraju se do odgovarajuće baze i kiseline, a soli dvovalentnih metala u manje topljive bazične soli.
Razmotrimo primjere:
2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 = Fe 2 (CO 3) 3+ 6NaCl (1)
Fe 2 (CO 3) 3+ 6H 2 O \u003d 2Fe (OH) 3 + 3 H2CO3
H2CO3 razlaže se na vodu i ugljični dioksid, voda u lijevom i desnom dijelu se smanjuje i ispada: Fe 2 (CO 3) 3+ 3H 2 O \u003d 2Fe (OH) 3 + 3 CO2(2)
Ako sada spojimo (1) i (2) jednadžbe i smanjimo željezni karbonat, dobićemo ukupnu jednadžbu koja odražava interakciju željezovog (III) klorida i natrijevog karbonata: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe (OH) 3 + 6NaCl +
CuSO 4 + Na 2 CO 3 \u003d CuCO3+ Na 2 SO 4 (1)
Podvučena sol ne postoji zbog ireverzibilne hidrolize:
2CuCO3+ H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)
Ako sada kombiniramo (1) i (2) jednadžbe i reduciramo bakar karbonat, dobićemo ukupnu jednačinu koja odražava interakciju sulfata (II) i natrijevog karbonata:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4
2) Sol ne postoji zbog intramolekularni redoks , takve soli uključuju Fe 2 S 3, FeI 3, CuI 2. Čim se dobiju, odmah se razgrađuju: Fe 2 S 3 = 2FeS + S; 2FeI 3 \u003d 2FeI 2 + I 2; 2CuI 2 = 2CuI + I 2
Na primjer; FeCl 3 + 3KI = FeI 3 + 3KCl (1),
ali umjesto FeI 3 potrebno je zapisati produkte njegovog raspadanja: FeI 2 + I 2.
Tada ispada: 2FeCl 3 + 6KI = 2FeI 2 + I 2 + 6KCl
Ovo nije jedini način da se zabilježi ova reakcija, ako je jodida nedostajalo, tada se mogu dobiti jod i željezo (II) hlorid:
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl
Predložena šema ne govori ništa o tome amfoterna jedinjenja i njihove odgovarajuće jednostavne supstance. Njima ćemo posvetiti posebnu pažnju. Dakle, amfoterni oksid u ovoj shemi može zauzeti mjesto i kiselih i bazičnih oksida, amfoterni hidroksid može zauzeti mjesto kiseline i baze. Mora se imati na umu da, djelujući kao kiseli, amfoterni oksidi i hidroksidi formiraju obične soli u bezvodnom mediju, a kompleksne soli u otopinama:
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (fuzija)
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na (u rastvoru)
Jednostavne tvari koje odgovaraju amfoternim oksidima i hidroksidima reagiraju s otopinama alkalija i nastaju kompleksne soli i evolucija vodonika: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2
VJEŽBA
Razgovarajte o mogućnosti interakcije... To znači da morate odlučiti:
1) da li je reakcija moguća;
2) ako je moguće, onda pod kojim uslovima (u rastvoru, u topljenju, kada se zagreje, itd.), ako nije moguće, onda zašto;
3) da li se različiti proizvodi mogu dobiti pod različitim (kakvim) uslovima.
Nakon toga morate zapisati sve moguće reakcije.
Na primjer: 1. Razgovarajte o mogućnosti interakcije magnezija sa kalijum nitratom.
1) Moguća reakcija
2) Može se pojaviti u talini (kada se zagrije)
3) U talini je reakcija moguća, jer se nitrat raspada uz oslobađanje kiseonika koji oksidira magnezijum.
KNO 3 + Mg = KNO 2 + MgO
2. Razgovarajte o mogućnosti interakcije između sumporne kiseline i natrijum hlorida.
1) Moguća reakcija
2) Može se pojaviti između koncentrirane kiseline i kristalne soli
3) Natrijum sulfat i natrijum hidrosulfat se mogu dobiti kao proizvod (u višku kiseline, kada se zagreju)
H 2 SO 4 + NaCl \u003d NaHSO 4 + HCl
H 2 SO 4 + 2NaCl \u003d Na 2 SO 4 + 2HCl
Razgovarajte o mogućnosti reakcije između:
1. Fosforna kiselina i kalijum hidroksid;
2. Cink oksid i natrijum hidroksid;
3. Kalijum sulfit i gvožđe (III) sulfat;
4. Bakar (II) hlorid i kalijum jodid;
5. Kalcijum karbonat i aluminijum oksid;
6. Ugljični dioksid i natrijum karbonat;
7. Gvožđe (III) hlorid i vodonik sulfid;
8. Magnezijum i sumpor dioksid;
9. Kalijum dihromat i sumporna kiselina;
10. Natrijum i sumpor.
Hajde da uradimo malu analizu primera C2
To su elementi grupe I periodnog sistema: litijum (Li), natrijum (Na), kalijum (K), rubidijum (Rb), cezijum (Cs), francijum (Fr); vrlo mekana, duktilna, taljiva i lagana, obično srebrnobijela; hemijski vrlo aktivan; burno reaguju sa vodom i nastaju alkalije(odakle naziv).
Svi alkalni metali su izuzetno aktivni hemijske reakcije pokazuju redukciona svojstva, odustaju od svog jedinog valentnog elektrona, pretvarajući se u pozitivno nabijeni kation, pokazuju jedno oksidacijsko stanje +1.
Sposobnost redukcije raste u nizu ––Li–Na–K–Rb–Cs.
Sva jedinjenja alkalnih metala su jonske prirode.
Gotovo sve soli su rastvorljive u vodi.
niske tačke topljenja,
Male vrijednosti gustine,
Mekana, sečena nožem
Zbog svoje aktivnosti, alkalni metali se pohranjuju ispod sloja kerozina kako bi blokirali pristup zraka i vlage. Litijum je veoma lagan i ispliva na površinu u kerozinu, pa se čuva ispod sloja vazelina.
Hemijska svojstva alkalnih metala
1. Alkalni metali aktivno stupaju u interakciju s vodom:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2
2. Reakcija alkalnih metala sa kiseonikom:
4Li + O 2 → 2Li 2 O (litijum oksid)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (natrijum peroksid)
K + O 2 → KO 2 (kalijev superoksid)
Na zraku, alkalni metali trenutno oksidiraju. Zbog toga se čuvaju ispod sloja organskih rastvarača (kerozin, itd.).
3. U reakcijama alkalnih metala sa drugim nemetalima nastaju binarna jedinjenja:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (halogenidi)
2Na + S → Na 2 S (sulfidi)
2Na + H 2 → 2NaH (hidridi)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (nitridi)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (karbidi)
4. Reakcija alkalnih metala sa kiselinama
(rijetko se provodi, postoji kompetitivna reakcija s vodom):
2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2
5. Interakcija alkalnih metala sa amonijakom
(nastaje natrijum amid):
2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2
6. Interakcija alkalnih metala sa alkoholima i fenolima, koji u ovom slučaju pokazuju kisela svojstva:
2Na + 2C 2 H 5 OH \u003d 2C 2 H 5 ONa + H 2;
2K + 2C 6 H 5 OH = 2C 6 H 5 OK + H 2 ;
7. Kvalitativna reakcija na katjonima alkalnih metala - bojenje plamena u sljedeće boje:
Li + - karmin crvena 
Na + - žuta
K + , Rb + i Cs + - ljubičasta
Dobijanje alkalnih metala
Metalni litijum, natrijum i kalijum primiti elektroliza rastopljenih soli (klorida), te rubidija i cezija - smanjenje vakuuma kada se njihovi kloridi zagrijavaju s kalcijem: 2CsCl + Ca = 2Cs + CaCl 2
U malom obimu koristi se i vakuumska termalna proizvodnja natrijuma i kalija:
2NaCl + CaC 2 \u003d 2Na + CaCl 2 + 2C;
4KCl + 4CaO + Si \u003d 4K + 2CaCl 2 + Ca 2 SiO 4.
Aktivni alkalni metali se oslobađaju u vakuumskim termičkim procesima zbog njihove velike isparljivosti (njihove pare se uklanjaju iz reakcione zone).
Osobine hemijskih svojstava s-elemenata I grupe i njihov fiziološki efekat
Elektronska konfiguracija atoma litija je 1s 2 2s 1 . Ima najveći atomski radijus u 2. periodu, što olakšava odvajanje valentnog elektrona i pojavu Li + jona sa stabilnom konfiguracijom inertnog gasa (helijum). Stoga se njegovi spojevi formiraju prijenosom elektrona s litijuma na drugi atom i pojavom ionske veze s malom količinom kovalentnosti. Litijum je tipičan metalni element. U obliku supstance, to je alkalni metal. Od ostalih pripadnika I grupe razlikuje se po maloj veličini i najmanjoj, u poređenju s njima, aktivnosti. U tom pogledu, on podseća na element grupe II, magnezijum, koji se nalazi dijagonalno od Li. U otopinama, Li + ion je visoko solvatiran; okružena je sa nekoliko desetina molekula vode. Litijum je, u smislu energije solvatacije – dodavanja molekula rastvarača, bliži protonu nego katjonima alkalnih metala.
Mala veličina Li + jona, visok nuklearni naboj i samo dva elektrona stvaraju uvjete za pojavu prilično značajnog polja pozitivnog naboja oko ove čestice, stoga se u otopinama privlači značajan broj polarnih molekula otapala i njegov koordinacijski broj je velik, metal je u stanju formirati značajan broj organolitijevih spojeva.
Natrijum počinje 3. period, tako da ima samo 1e na spoljašnjem nivou - , zauzima 3s orbitalu. Radijus atoma Na je najveći u 3. periodu. Ove dvije karakteristike određuju prirodu elementa. Njegova elektronska konfiguracija je 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Jedino oksidaciono stanje natrijuma je +1. Njegova elektronegativnost je vrlo mala, stoga je natrijum prisutan u spojevima samo u obliku pozitivno nabijenog jona i daje kemijskoj vezi ionski karakter. Veličina Na + jona je mnogo veća od Li +, a njegovo otapanje nije tako veliko. Međutim, ne postoji u slobodnom obliku u otopini.
Fiziološki značaj K+ i Na+ jona je povezan sa njihovom različitom adsorpcijom na površini komponenti koje čine zemljine kore. Jedinjenja natrijuma se samo malo adsorbuju, dok se jedinjenja kalija snažno zadržavaju glinom i drugim supstancama. Ćelijske membrane, kao međućelijsko okruženje, propusne su za jone K+, zbog čega je intracelularna koncentracija K+ mnogo veća od koncentracije Na+ jona. Istovremeno, koncentracija Na + u krvnoj plazmi premašuje sadržaj kalija u njoj. Ova okolnost je povezana s nastankom membranskog potencijala ćelija. Joni K + i Na + - jedna od glavnih komponenti tečne faze tijela. Njihov odnos sa ionima Ca 2+ je strogo definisan, a njegovo kršenje dovodi do patologije. Unošenje Na+ jona u organizam nema primjetan štetan učinak. Povećanje sadržaja K+ jona je štetno, ali u normalnim uslovima povećanje njegove koncentracije nikada ne dostiže opasne vrednosti. Efekat jona Rb + , Cs + , Li + još nije dovoljno proučavan.
Od različitih lezija povezanih s upotrebom spojeva alkalnih metala, najčešće su opekotine otopinama hidroksida. Djelovanje alkalija povezano je s otapanjem kožnih proteina u njima i stvaranjem alkalnih albuminata. Alkalije se ponovno oslobađaju kao rezultat njihove hidrolize i djeluju na dublje slojeve tijela, uzrokujući pojavu čireva. Nokti pod utjecajem lužine postaju tupi i lomljivi. Oštećenje oka, čak i kod vrlo razrijeđenih alkalnih otopina, praćeno je ne samo površinskim razaranjem, već oštećenjem dubljih dijelova oka (irisa) i dovodi do sljepoće. Tokom hidrolize amida alkalnih metala, istovremeno se stvaraju alkalije i amonijak, uzrokujući fibrinozni traheobronhitis i upalu pluća.
Kalijum je G. Davy dobio skoro istovremeno sa natrijumom 1807. godine tokom elektrolize vlažnog kalijum hidroksida. Po imenu ovog spoja - "kaustična potaša" i element je dobio ime. Svojstva kalijuma značajno se razlikuju od svojstava natrijuma, zbog razlike u radijusima njihovih atoma i jona. U jedinjenjima kalija veza je jonskija, a u obliku K+ jona ima manji polarizacijski učinak od natrijuma, zbog svoje velike veličine. Prirodna mješavina se sastoji od tri izotopa 39 K, 40 K, 41 K. Jedan od njih je 40 K ‑ je radioaktivan i određeni dio radioaktivnosti minerala i tla povezan je s prisustvom ovog izotopa. Njegovo vrijeme poluraspada je dugo - 1,32 milijarde godina. Određivanje prisustva kalija u uzorku je prilično jednostavno: pare metala i njegovih spojeva pretvaraju plamen u ljubičasto-crvenu boju. Spektar elementa je prilično jednostavan i dokazuje prisustvo 1e - na 4s orbitali. Njegovo proučavanje poslužilo je kao jedna od osnova za pronalaženje opštih obrazaca u strukturi spektra.
Godine 1861. Robert Bunsen je otkrio novi element dok je proučavao sol mineralnih izvora spektralnom analizom. Njegovo prisustvo dokazano je tamnocrvenim linijama u spektru, koje drugi elementi nisu dali. Po boji ovih linija, element je nazvan rubidijum (rubidus-tamno crvena). Godine 1863. R. Bunsen je dobio ovaj metal u čistom obliku redukcijom rubidijum tartarata (tartarne soli) sa čađom. Karakteristika elementa je blaga ekscitabilnost njegovih atoma. Emisija elektrona iz njega nastaje pod dejstvom crvenih zraka vidljivog spektra. To je zbog male razlike u energijama atomskih 4d i 5s orbitala. Od svih alkalnih elemenata sa stabilnim izotopima, rubidijum (poput cezijuma) ima jedan od najvećih atomskih radijusa i nizak potencijal ionizacije. Takvi parametri određuju prirodu elementa: visoka elektropozitivnost, ekstremna hemijska aktivnost, niska tačka topljenja (39 0 C) i niska otpornost na spoljne uticaje.
Otkriće cezijuma, kao i rubidija, povezano je sa spektralnom analizom. Godine 1860. R. Bunsen je otkrio dvije jarko plave linije u spektru koje nisu pripadale nijednom elementu poznatom u to vrijeme. Otuda i naziv "caesius" (caesius), što znači nebesko plavo. To je posljednji element podgrupe alkalnih metala koji se još uvijek nalazi u mjerljivim količinama. Najveći atomski radijus i najmanji prvi jonizacioni potencijali određuju prirodu i ponašanje ovog elementa. Ima izraženu elektropozitivnost i izražene metalne kvalitete. Želja za doniranjem vanjskog 6s-elektrona dovodi do činjenice da se sve njegove reakcije odvijaju izuzetno burno. Mala razlika u energijama atomskih 5d i 6s orbitala je odgovorna za blagu ekscitabilnost atoma. Elektronska emisija u cezijumu se posmatra pod dejstvom nevidljivog infracrvene zrake(termički). Ova karakteristika strukture atoma određuje dobro električna provodljivost struja. Sve to čini cezij nezamjenjivim u elektroničkim uređajima. IN U poslednje vreme sve se više pažnje poklanja cezij plazmi kao gorivu budućnosti iu vezi sa rešavanjem problema termonuklearne fuzije.
U zraku, litijum aktivno reagira ne samo s kisikom, već i s dušikom i prekriven je filmom koji se sastoji od Li 3 N (do 75%) i Li 2 O. Preostali alkalni metali formiraju perokside (Na 2 O 2) i superokside (K 2 O 4 ili KO 2).
Sljedeće supstance reaguju sa vodom:
Li 3 N + 3 H 2 O \u003d 3 LiOH + NH 3;
Na 2 O 2 + 2 H 2 O \u003d 2 NaOH + H 2 O 2;
K 2 O 4 + 2 H 2 O \u003d 2 KOH + H 2 O 2 + O 2.
Za regeneraciju zraka u podmornicama i svemirski brodovi, u izolacijskim gas maskama i aparatima za disanje borbenih plivača (podvodnih diverzanata) korištena je mješavina "oksona":
Na 2 O 2 + CO 2 \u003d Na 2 CO 3 + 0,5 O 2;
K 2 O 4 + CO 2 \u003d K 2 CO 3 + 1,5 O 2.
Ovo je trenutno standardno punjenje regenerativnih patrona za izolacione gas maske za vatrogasce.
Alkalni metali reaguju kada se zagrevaju sa vodikom i formiraju hidride:
Litijum hidrid se koristi kao jako redukciono sredstvo.
Hidroksidi alkalni metali korodiraju stakleno i porculansko posuđe, ne mogu se zagrijavati u kvarcnim posudama:
SiO 2 + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + H 2 O.
Natrijum i kalijum hidroksidi ne odvajaju vodu kada se zagreju do tačke ključanja (više od 1300 0 C). Neka jedinjenja natrijuma se nazivaju soda:
a) soda soda, bezvodna soda, soda za pranje veša ili samo soda - natrijum karbonat Na 2 CO 3;
b) kristalna soda - kristal hidrat natrijum karbonata Na 2 CO 3. 10H2O;
c) bikarbonat ili piće - natrijum bikarbonat NaHCO 3;
d) natrijum hidroksid NaOH se naziva kaustična soda ili kaustična.
Alkalni metali su metali grupe IA. Periodični sistem DI. Mendeljejev - litijum (Li), natrijum (Na), kalij (K), rubidijum (Rb), cezijum (Cs) i francijum (Fr). Vanjski energetski nivo alkalnih metala ima jedan valentni elektron. Elektronska konfiguracija vanjskog energetskog nivoa alkalnih metala je ns 1 . U svojim jedinjenjima, oni pokazuju jedno oksidacijsko stanje jednako +1. U OVR-u su redukcioni agensi, tj. donirati elektron.
Fizička svojstva alkalnih metala
Svi alkalni metali su lagani (imaju malu gustoću), vrlo mekani (s izuzetkom Li, lako se režu nožem i mogu se uvaljati u foliju), imaju nisku tačku ključanja i topljenja (sa povećanjem naboja jezgra atoma alkalnog metala, tačka topljenja se smanjuje).
U slobodnom stanju, Li, Na, K i Rb su srebrno-bijeli metali, Cs je zlatno-žuti metal.
Alkalni metali se čuvaju u zatvorenim ampulama ispod sloja kerozina ili vazelinskog ulja, jer su vrlo reaktivni.
Alkalni metali imaju visoku toplotnu i električnu provodljivost, što je posledica prisustva metalna veza i kristalnu rešetku usmjerenu na tijelo
Dobijanje alkalnih metala
Svi alkalni metali se mogu dobiti elektrolizom taline njihovih soli, međutim u praksi se na ovaj način dobijaju samo Li i Na, što je povezano sa visokom hemijskom aktivnošću K, Rb, Cs:
2LiCl \u003d 2Li + Cl 2
2NaCl \u003d 2Na + Cl 2
Bilo koji alkalni metal se može dobiti redukcijom odgovarajućeg halida (hlorida ili bromida), koristeći Ca, Mg ili Si kao redukcione agense. Reakcije se izvode pod zagrevanjem (600 - 900C) i pod vakuumom. Jednačina za dobijanje alkalnih metala na ovaj način u opštem obliku:
2MeCl + Ca \u003d 2Me + CaCl 2,
gde je Me metal.
Poznata metoda za proizvodnju litijuma iz njegovog oksida. Reakcija se izvodi kada se zagrije na 300°C i pod vakuumom:
2Li 2 O + Si + 2CaO = 4Li + Ca 2 SiO 4
Dobivanje kalija moguće je reakcijom između rastopljenog kalijevog hidroksida i tekućeg natrijuma. Reakcija se izvodi kada se zagrije na 440°C:
KOH + Na = K + NaOH
Hemijska svojstva alkalnih metala
Svi alkalni metali aktivno stupaju u interakciju s vodom stvarajući hidrokside. Zbog visoke hemijske aktivnosti alkalnih metala, reakcija interakcije s vodom može biti praćena eksplozijom. Litijum najmirnije reaguje sa vodom. Jednačina reakcije u opštem obliku:
2Me + H 2 O \u003d 2 MeOH + H 2
gde je Me metal.
Alkalni metali stupaju u interakciju s atmosferskim kisikom i formiraju niz različitih spojeva - oksida (Li), peroksida (Na), superoksida (K, Rb, Cs):
4Li + O 2 = 2Li 2 O
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2
Svi alkalni metali, kada se zagreju, reaguju sa nemetalima (halogeni, azot, sumpor, fosfor, vodonik, itd.). Na primjer:
2Na + Cl 2 \u003d 2NaCl
6Li + N 2 = 2Li 3 N
2Li + 2C \u003d Li 2 C 2
2Na + H2 = 2NaH
Alkalni metali mogu stupiti u interakciju sa složenim tvarima (rastvorima kiselina, amonijaka, soli). Dakle, kada alkalni metali interaguju s amonijakom, nastaju amidi:
2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2
Interakcija alkalnih metala sa solima odvija se prema sljedećem principu - oni istiskuju manje aktivne metale (pogledajte niz aktivnosti metala) iz svojih soli:
3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al
Interakcija alkalnih metala sa kiselinama je dvosmislena, jer će tokom takvih reakcija metal u početku reagirati s vodom kiselog rastvora, a alkalija nastala kao rezultat ove interakcije će reagirati s kiselinom.
Alkalni metali reaguju sa organskim supstancama kao što su alkoholi, fenoli, karboksilne kiseline:
2Na + 2C 2 H 5 OH \u003d 2C 2 H 5 ONa + H 2
2K + 2C 6 H 5 OH = 2C 6 H 5 OK + H 2
2Na + 2CH 3 COOH = 2CH 3 COONa + H 2
Kvalitativne reakcije
Kvalitativna reakcija na alkalne metale je bojenje plamena njihovim katjonima: Li + boji plamen crveno, Na + žuto, a K + , Rb + , Cs + ljubičasto.
Primjeri rješavanja problema
PRIMJER 1
| Vježbajte | Izvršiti hemijske transformacije Na→Na 2 O→NaOH→Na 2 SO 4 |
| Rješenje | 4Na + O 2 →2Na 2 O Moramo znati koji od nemetala koji se spominju u školskom kursu: C, N 2, O 2 - ne reaguju sa alkalijama Si, S, P, Cl 2, Br 2, I 2, F 2 - reaguju: Si + 2KOH + H 2 O \u003d K 2 SiO 3 + 2H 2, (slično bromu i jodu) 4P + 3NaOH + 3H 2 O = 3NaH 2 PO 2 + PH 3 Organska hemija Trivijalna imena Moram znati šta organska materija podudaraju se s imenima: izopren, divinil, vinilacetilen, toluen, ksilen, stiren, kumen, etilen glikol, glicerin, formaldehid, acetaldehid, propionaldehid, aceton, prvih šest zasićenih jednobaznih kiselina (mravlja, octena, propionska, maslačna, propionska, maslačna, ovalna kiselina, maslačna kiselina, leinska kiselina, linolna kiselina, oksalna kiselina, benzojeva kiselina, anilin, glicin, alanin. Nemojte brkati propionsku kiselinu sa propenskom kiselinom!! Soli najvažnijih kiselina: mravlje - formati, sirćetne - acetati, propionske - propionati, butirne - butirati, oksalne - oksalati. Radikal –CH=CH 2 se zove vinil!! Istovremeno, neka neorganska trivijalna imena: Kuhinjska so (NaCl), živo vapno (CaO), gašeno vapno (Ca(OH) 2), krečna voda (rastvor Ca(OH) 2), krečnjak (CaCO 3), kvarc (aka silicijum dioksid ili silicijum dioksid – SiO 2), ugljen dioksid (CO 2), ugljen monoksid(CO), sumpor dioksid (SO 2), smeđi gas (NO 2), soda za piće ili bikarbona (NaHCO 3), soda pepeo (Na 2 CO 3), amonijak (NH 3), fosfin (PH 3), silan (SiH 4), pirit (FeS 2), centr oleum (otopina SO4 copper sulfata (rastvor SO4 HC 3) 5H 2 O). Neke rijetke reakcije 1) Formiranje vinilacetilena:
2) Direktna reakcija oksidacije etilena u acetaldehid:
Ova reakcija je podmukla jer dobro znamo kako acetilen prelazi u aldehid (Kučerovljeva reakcija), a ako se u lancu dogodi transformacija etilen → aldehid, onda nas to može zbuniti. Dakle, ovo je reakcija! 3) Reakcija direktne oksidacije butana u octenu kiselinu: Ova reakcija je u osnovi industrijske proizvodnje octene kiseline. 4) Lebedeva reakcija: Razlike između fenola i alkohola Ogroman broj grešaka u ovakvim zadacima!! 1) Treba imati na umu da su fenoli kiseliji od alkohola ( O-N veza oni su polarniji). Dakle, alkoholi ne reaguju sa alkalijama, dok fenoli reaguju i sa alkalijama i sa nekim solima (karbonati, bikarbonati). Na primjer: Zadatak 10.1 Koje od ovih supstanci reaguju sa litijumom: a) etilen glikol, b) metanol, c) fenol, d) kumen, e) glicerin. Zadatak 10.2 Koje od ovih supstanci reaguju sa kalijum hidroksidom: a) etilen glikol, b) stiren, c) fenol, d) etanol, e) glicerin. Zadatak 10.3 Koje od ovih supstanci reaguju sa cezij bikarbonatom: a) etilen glikol, b) toluen, c) propanol-1, d) fenol, e) glicerin. 2) Treba imati na umu da alkoholi reaguju sa halogenovodonicima (ova reakcija se odvija preko C-O veze), ali fenoli ne (sadrže C-O veza zbog efekta konjugacije nije aktivan). disaharidi Glavni disaharidi: saharoza, laktoza i maltoza imaju istu formulu C 12 H 22 O 11 . Treba ih zapamtiti: 1) da su u stanju da se hidroliziraju u one monosaharide koji čine: saharoza- za glukozu i fruktozu, laktoza- za glukozu i galaktozu, maltoza- dve glukoze. 2) da laktoza i maltoza imaju aldehidnu funkciju, odnosno redukuju šećere (posebno daju reakcije „srebrnih“ i „bakarnih“ ogledala), a saharoza, nereducirajući disaharid, nema aldehidnu funkciju. Mehanizmi reakcije Nadajmo se da je dovoljno praćenje znanja: 1) za alkane (uključujući i bočne lance arena, ako su ovi lanci ograničavajući), reakcije su karakteristične supstitucija slobodnih radikala (sa halogenima) koji idu zajedno radikalni mehanizam (inicijacija lanca - stvaranje slobodnih radikala, razvoj lanca, završetak lanca na zidovima posude ili prilikom sudara radikala); 2) reakcije su karakteristične za alkene, alkine, arene elektrofilni dodatak koji idu zajedno jonski mehanizam (kroz obrazovanje pi-kompleks I karbokacija ). Karakteristike benzena 1. Benzen, za razliku od drugih arena, ne oksidira kalijum permanganat. 2. Benzen i njegovi homolozi mogu ući reakcija adicije sa vodonikom. Ali samo benzen također može ući reakcija adicije sa hlorom (samo benzen i samo sa hlorom!). U isto vrijeme, sve arene mogu ući reakcija supstitucije sa halogenima. Zininova reakcija Redukcija nitrobenzena (ili sličnih jedinjenja) u anilin (ili druge aromatične amine). Gotovo je sigurno da će se ova reakcija u jednom od njenih tipova dogoditi! Opcija 1 - redukcija molekularnim vodikom: C 6 H 5 NO 2 + 3H 2 → C 6 H 5 NH 2 + 2H 2 O Opcija 2 - redukcija s vodikom dobivenim reakcijom željeza (cinka) sa klorovodičnom kiselinom: C 6 H 5 NO 2 + 3Fe + 7HCl → C 6 H 5 NH 3 Cl + 3FeCl 2 + 2H 2 O Opcija 3 - redukcija vodonikom dobivenim reakcijom aluminija s alkalijom: C 6 H 5 NO 2 + 2Al + 2NaOH + 4H 2 O → C 6 H 5 NH 2 + 2Na Svojstva amina Iz nekog razloga, svojstva amina se najmanje pamte. Možda je to zbog činjenice da se amini proučavaju na kursu organska hemija potonje, a njihova svojstva se ne mogu ponoviti proučavanjem drugih klasa supstanci. Stoga je recept sljedeći: samo naučite sva svojstva amina, aminokiselina i proteina. |
