I metalli alcalini (ALM) sono tutti gli elementi del gruppo IA della tavola periodica, cioè litio Li, sodio Na, potassio K, rubidio Rb, cesio Cs, francio Fr.
Gli atomi AM hanno solo un elettrone per livello elettronico esterno. S- sottolivello, facilmente staccabile durante le reazioni chimiche. In questo caso, una particella carica positivamente è formata da un atomo neutro di metallo alcalino - un catione con una carica di +1:
M 0 – 1 e → M +1
La famiglia dei metalli alcalini è la più attiva tra gli altri gruppi di metalli, e quindi in natura si trovano in forma libera, cioè sotto forma di sostanze semplici è impossibile.
Sostanze semplici i metalli alcalini sono agenti riducenti estremamente forti.
Interazione dei metalli alcalini con i non metalli
con ossigeno
I metalli alcalini reagiscono con l'ossigeno già a temperatura ambiente e pertanto devono essere conservati sotto uno strato di un solvente idrocarburico, come ad esempio il cherosene.
L'interazione del metallo alcalino con l'ossigeno porta a diversi prodotti. Solo il litio reagisce con l'ossigeno per formare un ossido:
4Li + O2 = 2Li2O
In una situazione simile, il sodio si forma con l'ossigeno perossido di sodio Na2O2:
2Na + O2 = Na2O2,
e potassio, rubidio e cesio sono prevalentemente superossidi (superossidi), con la formula generale MeO 2:
Rb + O2 = RbO2
con alogeni
I metalli alcalini reagiscono attivamente con gli alogeni, formando alogenuri di metalli alcalini aventi una struttura ionica:
2Li + Br2 = 2LiBr bromuro di litio
2Na + I2 = 2NaI ioduro di sodio
2K + Cl2 = 2KCl cloruro di potassio
con azoto
Il litio reagisce con l'azoto già a temperature normali, mentre l'azoto reagisce con altri metalli alcalini quando riscaldato. In tutti i casi si formano nitruri di metalli alcalini:
6Li+N2 = 2Li3N nitruro di litio
6K+N2 = 2K3N nitruro di potassio
con fosforo
I metalli alcalini reagiscono con il fosforo quando riscaldati, formando fosfuri:
3Na+P = Na3P fosfuro di sodio
3K + P = K 3 P fosfuro di potassio
con idrogeno
Il riscaldamento di metalli alcalini in un'atmosfera di idrogeno porta alla formazione di idruri di metalli alcalini contenenti idrogeno in un raro stato di ossidazione - meno 1:
N2 + 2K = 2KH -1 idruro di potassio
H2 + 2Rb = 2RbH idruro di rubidio
con zolfo
L'interazione del metallo alcalino con lo zolfo avviene al riscaldamento con la formazione di solfuri:
S+2K = K2S solfuro potassio
S+2Na = Na2S solfuro di sodio
Interazione dei metalli alcalini con sostanze complesse
con acqua
Tutti i metalli alcalini reagiscono attivamente con l'acqua per formare idrogeno gassoso e alcali, motivo per cui questi metalli hanno ricevuto il nome corrispondente:
2HOH + 2Na = 2NaOH + H2
2K + 2HOH = 2KOH + H2
Il litio reagisce con l'acqua in modo abbastanza calmo, il sodio e il potassio si accendono spontaneamente durante la reazione e il rubidio, il cesio e il francio reagiscono con l'acqua con una potente esplosione.
con idrocarburi alogenati (reazione di Wurtz):
2Na + 2C 2 H 5 Cl → 2NaCl + C 4 H 10
2Na + 2C6 H5 Br → 2NaBr + C6 H5 –C6 H5
con alcoli e fenoli
Gli AP reagiscono con alcoli e fenoli, sostituendo l'idrogeno nel gruppo ossidrile di una sostanza organica:
2CH 3 OH + 2K = 2CH 3 OK + H 2
metossido di potassio
2C6H5OH + 2Na = 2C6H5 ONa + H2
fenolato di sodio
Sale19 Sale
1. Metallo + Non metallo. I gas inerti non entrano in questa interazione. Maggiore è l'elettronegatività di un non metallo, maggiore è un largo numero metalli con cui reagirà. Ad esempio, il fluoro reagisce con tutti i metalli e l'idrogeno reagisce solo con quelli attivi. Più un metallo si trova a sinistra nella serie di attività dei metalli, maggiore è il numero di non metalli con cui può reagire. Ad esempio, l'oro reagisce solo con il fluoro, il litio con tutti i non metalli.
2. Non metallico + non metallico. In questo caso, un non metallo più elettronegativo agisce come agente ossidante e un non metallo meno elettronegativo agisce come agente riducente. I non metalli con elettronegatività simile interagiscono male tra loro, ad esempio l'interazione del fosforo con l'idrogeno e del silicio con l'idrogeno è praticamente impossibile, poiché l'equilibrio di queste reazioni è spostato verso la formazione di sostanze semplici. L'elio, il neon e l'argon non reagiscono con i non metalli; altri gas inerti possono reagire con il fluoro in condizioni difficili. L'ossigeno non interagisce con cloro, bromo e iodio. L'ossigeno può reagire con il fluoro a basse temperature.
3. Metallo + ossido di acido. Il metallo riduce il non metallo dall'ossido. Il metallo in eccesso può quindi reagire con il non metallo risultante. Per esempio:
2Mg + SiO 2 = 2MgO + Si (con carenza di magnesio)
2Mg + SiO 2 = 2MgO + Mg 2 Si (con eccesso di magnesio)
4. Metallo + acido. I metalli situati nella serie di tensioni a sinistra dell'idrogeno reagiscono con gli acidi per rilasciare idrogeno.
Fanno eccezione gli acidi ossidanti (zolfo concentrato ed eventuale acido nitrico), che possono reagire con i metalli che si trovano nella serie di tensioni a destra dell'idrogeno; nelle reazioni non viene rilasciato idrogeno, ma si ottengono acqua e il prodotto di riduzione dell'acido.
È necessario prestare attenzione al fatto che quando un metallo reagisce con un eccesso di un acido polibasico si può ottenere un sale dell'acido: Mg + 2H 3 PO 4 = Mg(H 2 PO 4) 2 + H 2.
Se il prodotto dell'interazione tra un acido e un metallo è un sale insolubile, allora il metallo è passivato, poiché la superficie del metallo è protetta dal sale insolubile dall'azione dell'acido. Ad esempio, l'effetto dell'acido solforico diluito su piombo, bario o calcio.
5. Metallo + sale. In soluzione Questa reazione coinvolge i metalli che si trovano nella serie di voltaggio a destra del magnesio, compreso il magnesio stesso, ma a sinistra del sale metallico. Se il metallo è più attivo del magnesio, non reagisce con il sale, ma con l'acqua per formare un alcali, che successivamente reagisce con il sale. In questo caso il sale originale e il sale risultante devono essere solubili. Il prodotto insolubile passiva il metallo.
Tuttavia, ci sono eccezioni a questa regola:
2FeCl3 + Cu = CuCl2 + 2FeCl2;
2FeCl3 + Fe = 3FeCl2. Poiché il ferro ha uno stato di ossidazione intermedio, il suo sale lo è massimo grado l'ossidazione si riduce facilmente ad un sale in uno stato di ossidazione intermedio, ossidandosi ancora meno metalli attivi.
A sciogliersi un certo numero di sollecitazioni metalliche non sono efficaci. Determinare se è possibile una reazione tra un sale e un metallo può essere fatto solo utilizzando calcoli termodinamici. Ad esempio, il sodio può sostituire il potassio da una fusione di cloruro di potassio, poiché il potassio è più volatile: Na + KCl = NaCl + K (questa reazione è determinata dal fattore entropia). D'altra parte, l'alluminio è stato ottenuto per spostamento dal cloruro di sodio: 3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al. Questo processo è esotermico ed è determinato dal fattore entalpia.
È possibile che il sale si decomponga quando riscaldato e che i prodotti della sua decomposizione possano reagire con il metallo, ad esempio nitrato di alluminio e ferro. Il nitrato di alluminio si decompone quando riscaldato in ossido di alluminio, ossido nitrico (IV) e ossigeno, l'ossigeno e l'ossido nitrico ossideranno il ferro:
10Fe + 2Al(NO3) 3 = 5Fe2O3 + Al2O3 + 3N2
6. Metallo + ossido basico. Proprio come nei sali fusi, la possibilità di queste reazioni è determinata termodinamicamente. Alluminio, magnesio e sodio sono spesso usati come agenti riducenti. Ad esempio: 8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe reazione esotermica, fattore entalpico); 2 Al + 3Rb 2 O = 6Rb + Al 2 O 3 (rubidio volatile, fattore entalpico).
7. Non metallico + ossido basico. Ci sono due opzioni qui: 1) non metallico – agente riducente (idrogeno, carbonio): CuO + H 2 = Cu + H 2 O; 2) non metallico – agente ossidante (ossigeno, ozono, alogeni): 4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3.
8. Non metallico + base. Di norma, la reazione avviene tra un non metallo e un alcali. Non tutti i non metalli possono reagire con gli alcali: è necessario ricordare che gli alogeni (in modi diversi a seconda della temperatura), lo zolfo (se riscaldato), il silicio, il fosforo entrare in questa interazione.
2KOH + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O (al freddo)
6KOH + 3Cl 2 = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O (in soluzione calda)
6KOH + 3S = K2SO3 + 2K2S + 3H2O
2KOH + Si + H2O = K2SiO3 + 2H2
3KOH + 4P + 3H 2 O = PH 3 + 3KPH 2 O 2
9. Non metallico + ossido acido. Anche qui ci sono due opzioni:
1) non metallico – agente riducente (idrogeno, carbonio):
CO2+C = 2CO;
2NO2 + 4H2 = 4H2O + N2;
SiO2 + C = CO2 + Si. Se il non metallo risultante può reagire con il metallo utilizzato come agente riducente, la reazione andrà oltre (con un eccesso di carbonio) SiO 2 + 2C = CO 2 + SiC
2) non metallico – agente ossidante (ossigeno, ozono, alogeni):
2CO + O2 = 2CO2.
CO + Cl2 = COCl2.
2NO + O2 = 2NO2.
10. Ossido acido + ossido basico. La reazione avviene se il sale risultante esiste in linea di principio. Ad esempio, l'ossido di alluminio può reagire con l'anidride solforica per formare solfato di alluminio, ma non può reagire con l'anidride carbonica perché il sale corrispondente non esiste.
11. Acqua + ossido basico. La reazione è possibile se si forma un alcali, cioè una base solubile (o poco solubile, nel caso del calcio). Se la base è insolubile o leggermente solubile, si verifica la reazione inversa di decomposizione della base in ossido e acqua.
12. Ossido basico + acido. La reazione è possibile se esiste il sale risultante. Se il sale risultante è insolubile, la reazione può essere passivata a causa del blocco dell'accesso dell'acido alla superficie dell'ossido. In caso di eccesso di acido polibasico, la formazione di sale acido.
13. Ossido acido + base. Tipicamente, la reazione avviene tra un alcali e un ossido acido. Se l'ossido acido corrisponde ad un acido polibasico si può ottenere un sale acido: CO 2 + KOH = KHCO 3 .
Gli ossidi acidi, corrispondenti agli acidi forti, possono reagire anche con basi insolubili.
A volte gli ossidi corrispondenti agli acidi deboli reagiscono con basi insolubili, che possono dare come risultato un sale medio o basico (di norma si ottiene una sostanza meno solubile): 2Mg(OH) 2 + CO 2 = (MgOH) 2 CO 3 + H 2O.
14. Ossido acido + sale. La reazione può avvenire in una fusione o in soluzione. Nella fusione, l'ossido meno volatile sposta l'ossido più volatile dal sale. In soluzione, l'ossido corrispondente all'acido più forte sposta l'ossido corrispondente all'acido più debole. Ad esempio, Na 2 CO 3 + SiO 2 = Na 2 SiO 3 + CO 2, nella direzione in avanti questa reazione avviene nella massa fusa, diossido di carbonio più volatile della silice; V direzione inversa la reazione avviene in soluzione, l'acido carbonico è più forte dell'acido silicico e l'ossido di silicio precipita.
È possibile combinare un ossido acido con il proprio sale, ad esempio il dicromato può essere ottenuto dal cromato, il disolfato dal solfato e il disolfito dal solfito:
Na2SO3 + SO2 = Na2S2O5
Per fare ciò, è necessario prendere sale cristallino e ossido puro, oppure una soluzione salina satura e un eccesso di ossido acido.
In soluzione, i sali possono reagire con i propri ossidi acidi per formare sali acidi: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2NaHSO 3
15. Acqua + ossido acido. La reazione è possibile se si forma un acido solubile o leggermente solubile. Se l'acido è insolubile o leggermente solubile, si verifica una reazione inversa, la decomposizione dell'acido in ossido e acqua. Ad esempio, l'acido solforico è caratterizzato da una reazione di produzione da ossido e acqua, la reazione di decomposizione praticamente non avviene, l'acido silicico non può essere ottenuto da acqua e ossido, ma si decompone facilmente in questi componenti, ma possono partecipare acidi carbonici e solforosi sia nelle reazioni dirette che inverse.
16. Base + acido. Una reazione avviene se almeno uno dei reagenti è solubile. A seconda del rapporto dei reagenti si possono ottenere sali medi, acidi e basici.
17. Base + sale. La reazione avviene se entrambe le sostanze di partenza sono solubili e come prodotto si ottiene almeno un elettrolita non elettrolitico o debole (precipitato, gas, acqua).
18. Sale + acido. Di norma, una reazione avviene se entrambe le sostanze di partenza sono solubili e come prodotto si ottiene almeno un elettrolita non elettrolitico o debole (precipitato, gas, acqua).
L'acido forte può reagire con sali insolubili acidi deboli(carbonati, solfuri, solfiti, nitriti) e viene rilasciato un prodotto gassoso.
Le reazioni tra acidi concentrati e sali cristallini sono possibili se si ottiene un acido più volatile: ad esempio, l'acido cloridrico può essere ottenuto mediante l'azione dell'acido solforico concentrato su cloruro di sodio, bromuro di idrogeno e ioduro di idrogeno cristallini - mediante l'azione dell'acido ortofosforico su i sali corrispondenti. Puoi agire con un acido sul tuo stesso sale per ottenere un sale acido, ad esempio: BaSO 4 + H 2 SO 4 = Ba(HSO 4) 2.
19. Sale + sale. Di norma, una reazione avviene se entrambe le sostanze di partenza sono solubili e come prodotto si ottiene almeno un elettrolita non elettrolitico o debole.
Prestiamo particolare attenzione ai casi in cui si forma un sale, che nella tabella di solubilità è indicato con un trattino. Ci sono 2 opzioni qui:
1) il sale non esiste perché idrolizza irreversibilmente . Si tratta della maggior parte dei carbonati, solfiti, solfuri, silicati di metalli trivalenti, nonché alcuni sali di metalli bivalenti e ammonio. I sali di metalli trivalenti vengono idrolizzati nella base e nell'acido corrispondenti, mentre i sali di metalli bivalenti vengono idrolizzati in sali basici meno solubili.
Diamo un'occhiata agli esempi:
2FeCl3+3Na2CO3= Fe2(CO3)3+ 6NaCl (1)
Fe2(CO3)3+ 6H2O = 2Fe(OH)3 + 3 H2CO3
H2CO3 si decompone in acqua e anidride carbonica, l'acqua nelle parti sinistra e destra viene ridotta e il risultato è: Fe2(CO3)3+ 3H2O = 2Fe(OH)3 + 3 CO2(2)
Se ora combiniamo le equazioni (1) e (2) e riduciamo il carbonato di ferro, otteniamo un'equazione riassuntiva che riflette l'interazione del cloruro di ferro (III) e del carbonato di sodio: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O = 2Fe(OH ) 3 + 3CO2 + 6NaCl
CuSO4 + Na2CO3 = CuCO3+ Na2SO4 (1)
Il sale sottolineato non esiste a causa dell'idrolisi irreversibile:
2CuCO3+ H2O = (CuOH)2CO3 +CO2 (2)
Se ora combiniamo le equazioni (1) e (2) e riduciamo il carbonato di rame, otteniamo un'equazione totale che riflette l'interazione del solfato (II) e del carbonato di sodio:
2CuSO4 + 2Na2CO3 + H2O = (CuOH)2CO3 + CO2 + 2Na2SO4
2) Il sale non esiste perché ossido-riduzione intramolecolare , tali sali includono Fe 2 S 3, FeI 3, CuI 2. Appena ottenuti si decompongono immediatamente: Fe 2 S 3 = 2FeS+ S; 2FeI3 = 2FeI2 +I2; 2CuI2 = 2CuI + I2
Per esempio; FeCl3 + 3KI = FeI3 + 3KCl (1),
ma invece di FeI 3 devi scrivere i prodotti della sua decomposizione: FeI 2 +I 2.
Quindi risulta: 2FeCl 3 + 6KI = 2FeI 2 +I 2 + 6KCl
Questo non è l'unico modo per scrivere questa reazione; se lo ioduro scarseggiava, allora si possono ottenere iodio e cloruro di ferro (II):
2FeCl3 + 2KI = 2FeCl2 +I2 + 2KCl
Lo schema proposto non dice nulla in merito composti anfoteri e le sostanze semplici corrispondenti. Presteremo loro particolare attenzione. Quindi, un ossido anfotero in questo schema può prendere il posto sia di ossidi acidi che basici, e un idrossido anfotero può prendere il posto di un acido e di una base. Va ricordato che, agendo come acidi, ossidi e idrossidi anfoteri formano sali ordinari in un ambiente anidro e sali complessi in soluzioni:
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (fusione)
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na (in soluzione)
Sostanze semplici corrispondenti a ossidi e idrossidi anfoteri reagiscono con soluzioni alcaline per formare sali complessi e rilascio di idrogeno: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2
ESERCIZIO
Discutere la possibilità di interazione... Ciò significa che devi decidere:
1) è una reazione possibile;
2) se possibile, quindi in quali condizioni (in soluzione, allo stato fuso, quando riscaldato, ecc.), se non è possibile, allora perché;
3) è possibile ottenere prodotti diversi in (quali) condizioni diverse?
Successivamente, devi annotare tutte le possibili reazioni.
Ad esempio: 1. discutere la possibilità che il magnesio interagisca con il nitrato di potassio.
1) La reazione è possibile
2) Può verificarsi in una fusione (quando riscaldato)
3) Nella fusione la reazione è possibile, poiché il nitrato si decompone con rilascio di ossigeno, che ossida il magnesio.
KNO3 + Mg = KNO2 + MgO
2. Discutere la possibilità di interazione dell'acido solforico con cloruro di sodio.
1) La reazione è possibile
2) Può verificarsi tra acido concentrato e sale cristallino
3) Il prodotto può essere solfato di sodio e idrogeno solfato di sodio (in acido in eccesso, quando riscaldato)
H2SO4 + NaCl = NaHSO4 + HCl
H2SO4 + 2NaCl = Na2SO4 + 2HCl
Discutere la possibilità che si verifichi una reazione tra:
1. Acido ortofosforico e idrossido di potassio;
2. Ossido di zinco e idrossido di sodio;
3. Solfito di potassio e solfato di ferro (III);
4. Cloruro di rame (II) e ioduro di potassio;
5. Carbonato di calcio e ossido di alluminio;
6. Anidride carbonica e carbonato di sodio;
7. Cloruro di ferro (III) e idrogeno solforato;
8. Magnesio e anidride solforosa;
9. Dicromato di potassio e acido solforico;
10. Sodio e zolfo.
Facciamo una piccola analisi degli esempi C2
Si tratta di elementi del gruppo I della tavola periodica: litio (Li), sodio (Na), potassio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs), francio (Fr); molto morbido, duttile, fusibile e leggero, solitamente di colore bianco-argenteo; chimicamente molto attivo; reagiscono violentemente con l'acqua, formando alcali(da qui il nome).
Tutti i metalli alcalini sono estremamente attivi, nel complesso reazioni chimiche mostrano proprietà riducenti, rinunciano al loro unico elettrone di valenza, trasformandosi in un catione carico positivamente e mostrano un unico stato di ossidazione +1.
La capacità riducente aumenta nella serie ––Li–Na–K–Rb–Cs.
Tutti i composti dei metalli alcalini sono di natura ionica.
Quasi tutti i sali sono solubili in acqua.
Basse temperature di fusione,
Basse densità,
Morbido, tagliato con un coltello
A causa della loro attività, i metalli alcalini vengono immagazzinati sotto uno strato di cherosene per bloccare l'accesso all'aria e all'umidità. Il litio è molto leggero e galleggia in superficie nel cherosene, quindi viene conservato sotto uno strato di vaselina.
Proprietà chimiche dei metalli alcalini
1. I metalli alcalini interagiscono attivamente con l'acqua:
2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2
2. Reazione dei metalli alcalini con l'ossigeno:
4Li + O 2 → 2Li 2 O (ossido di litio)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (perossido di sodio)
K + O 2 → KO 2 (superossido di potassio)
Nell'aria, i metalli alcalini si ossidano istantaneamente. Pertanto, vengono conservati sotto uno strato di solventi organici (cherosene, ecc.).
3. Nelle reazioni dei metalli alcalini con altri non metalli, si formano composti binari:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (alogenuri)
2Na + S → Na 2 S (solfuri)
2Na + H2 → 2NaH (idruri)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (nitruri)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (carburi)
4. Reazione di metalli alcalini con acidi
(eseguito raramente, c'è una reazione competitiva con l'acqua):
2Na + 2HCl → 2NaCl + H2
5. Interazione dei metalli alcalini con l'ammoniaca
(si forma sodio ammide):
2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2
6. Interazione dei metalli alcalini con alcoli e fenoli, che in questo caso presentano proprietà acide:
2Na + 2C2H5OH = 2C2H5 ONa + H2;
2K + 2CH 6 H 5 OH = 2CH 6 H 5 OK + H 2 ;
7. Reazione qualitativa per i cationi di metalli alcalini - colorare la fiamma nei seguenti colori:
Li+ – rosso carminio 
Na+ – giallo
K+, Rb+ e Cs+ – viola
Preparazione dei metalli alcalini
Litio metallico, sodio e potassio Ottenere per elettrolisi dei sali fusi (cloruri) e di rubidio e cesio per riduzione del vuoto quando i loro cloruri vengono riscaldati con calcio: 2CsCl+Ca=2Cs+CaCl 2
Anche la produzione termica sottovuoto di sodio e potassio viene utilizzata su piccola scala:
2NaCl+CaC2 =2Na+CaCl2 +2C;
4KCl+4CaO+Si=4K+2CaCl2+Ca2SiO4.
I metalli alcalini attivi vengono rilasciati nei processi termici sottovuoto a causa della loro elevata volatilità (i loro vapori vengono rimossi dalla zona di reazione).
Caratteristiche delle proprietà chimiche degli elementi del gruppo I e loro effetti fisiologici
La configurazione elettronica dell'atomo di litio è 1s 2 2s 1. Ha il raggio atomico più grande nel 2° periodo, il che facilita la rimozione di un elettrone di valenza e la comparsa di uno ione Li+ con una configurazione stabile di un gas inerte (elio). Di conseguenza, i suoi composti si formano trasferendo un elettrone dal litio a un altro atomo e formando un legame ionico con una piccola quantità di covalenza. Il litio è un tipico elemento metallico. Sotto forma di sostanza è un metallo alcalino. Si differenzia dagli altri membri del gruppo I per le sue piccole dimensioni e per la minore attività rispetto a loro. Sotto questo aspetto, assomiglia al magnesio, elemento del gruppo II, situato diagonalmente rispetto al Li. Nelle soluzioni, lo ione Li+ è altamente solvatato; è circondato da diverse dozzine di molecole d'acqua. In termini di energia di solvatazione - l'aggiunta di molecole di solvente, il litio è più vicino a un protone che ai cationi di metalli alcalini.
Le piccole dimensioni dello ione Li +, l'elevata carica del nucleo e solo due elettroni creano le condizioni per la comparsa di un campo di carica positiva abbastanza significativo attorno a questa particella, quindi, nelle soluzioni, un numero significativo di molecole di solventi polari sono attratto da esso e il suo numero di coordinazione è elevato, il metallo è in grado di formare un numero significativo di composti organolitici.
Il sodio inizia il 3° periodo, quindi ha solo 1e a livello esterno - , occupa l'orbitale 3s. Il raggio dell'atomo di Na è massimo nel 3° periodo. Queste due caratteristiche determinano il carattere dell'elemento. La sua configurazione elettronica è 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . L'unico stato di ossidazione del sodio è +1. La sua elettronegatività è molto bassa, quindi nei composti il sodio è presente solo sotto forma di ione caricato positivamente e conferisce al legame chimico un carattere ionico. Lo ione Na+ ha dimensioni molto maggiori rispetto al Li+ e la sua solvatazione non è così grande. Tuttavia, non esiste in forma libera in soluzione.
Il significato fisiologico degli ioni K+ e Na+ è associato alla loro diversa adsorbibilità sulla superficie dei componenti che compongono il la crosta terrestre. I composti di sodio sono solo leggermente suscettibili all'adsorbimento, mentre i composti di potassio sono saldamente trattenuti dall'argilla e da altre sostanze. Le membrane cellulari, essendo l'interfaccia tra la cellula e l'ambiente, sono permeabili agli ioni K +, per cui la concentrazione intracellulare di K + è significativamente superiore a quella degli ioni Na +. Allo stesso tempo, la concentrazione di Na + nel plasma sanguigno supera il contenuto di potassio in esso contenuto. L'emergere del potenziale della membrana cellulare è associato a questa circostanza. Gli ioni K + e Na + sono uno dei componenti principali della fase liquida del corpo. La loro relazione con gli ioni Ca 2+ è rigorosamente definita e la sua violazione porta alla patologia. L'introduzione di ioni Na+ nel corpo non ha effetti dannosi evidenti. Un aumento del contenuto di ioni K+ è dannoso, ma in condizioni normali l'aumento della sua concentrazione non raggiunge mai valori pericolosi. L'influenza degli ioni Rb+, Cs+, Li+ non è stata ancora sufficientemente studiata.
Tra le varie lesioni associate all'uso di composti di metalli alcalini, le più comuni sono le ustioni con soluzioni di idrossido. L'effetto degli alcali è associato alla dissoluzione delle proteine della pelle in essi contenute e alla formazione di albuminati alcalini. Gli alcali vengono nuovamente rilasciati a seguito della loro idrolisi e agiscono sugli strati più profondi del corpo, provocando la comparsa di ulcere. Le unghie sotto l'influenza degli alcali diventano opache e fragili. I danni agli occhi, anche con soluzioni alcaline molto diluite, sono accompagnati non solo dalla distruzione superficiale, ma anche da danni alle parti più profonde dell'occhio (iride) e portano alla cecità. Durante l'idrolisi delle ammidi dei metalli alcalini, si formano contemporaneamente alcali e ammoniaca, causando tracheobronchite fibrinosa e polmonite.
Il potassio fu ottenuto da G. Davy quasi contemporaneamente al sodio nel 1807 attraverso l'elettrolisi dell'idrossido di potassio umido. L'elemento prende il nome dal nome di questo composto: "potassio caustico". Le proprietà del potassio differiscono notevolmente da quelle del sodio, a causa della differenza nei raggi dei loro atomi e ioni. Nei composti del potassio il legame è più ionico e sotto forma di ione K+ ha un effetto meno polarizzante rispetto al sodio a causa delle sue grandi dimensioni. La miscela naturale è composta da tre isotopi 39 K, 40 K, 41 K. Uno di questi è 40 K ‑ è radioattivo e una certa percentuale della radioattività dei minerali e del suolo è associata alla presenza di questo isotopo. La sua emivita è lunga: 1,32 miliardi di anni. Determinare la presenza di potassio in un campione è abbastanza semplice: i vapori del metallo e dei suoi composti colorano la fiamma rosso-violetto. Lo spettro dell'elemento è abbastanza semplice e dimostra la presenza di 1e - nell'orbitale 4s. Il suo studio è servito come uno dei motivi per trovare modelli generali nella struttura degli spettri.
Nel 1861, mentre studiava il sale delle sorgenti minerali mediante analisi spettrale, Robert Bunsen scoprì un nuovo elemento. La sua presenza è stata dimostrata da linee rosso scuro nello spettro, che non sono state prodotte da altri elementi. In base al colore di queste linee, l'elemento fu chiamato rubidio (rubidus - rosso scuro). Nel 1863, R. Bunsen ottenne questo metallo nella sua forma pura riducendo il tartrato di rubidio (tartrato) con fuliggine. Una caratteristica dell'elemento è la facile eccitabilità dei suoi atomi. La sua emissione di elettroni appare sotto l'influenza dei raggi rossi dello spettro visibile. Ciò è dovuto alla leggera differenza nelle energie degli orbitali atomici 4d e 5s. Di tutti gli elementi alcalini che hanno isotopi stabili, il rubidio (come il cesio) ha uno dei raggi atomici più grandi e un piccolo potenziale di ionizzazione. Tali parametri determinano la natura dell'elemento: elevata elettropositività, attività chimica estrema, basso punto di fusione (39 0 C) e bassa resistenza alle influenze esterne.
La scoperta del cesio, come del rubidio, è associata all'analisi spettrale. Nel 1860, R. Bunsen scoprì nello spettro due linee blu brillanti che non appartenevano a nessun elemento allora conosciuto. Da qui deriva il nome “caesius”, che significa azzurro cielo. È l'ultimo elemento del sottogruppo dei metalli alcalini che è ancora presente in quantità misurabili. Il raggio atomico più grande e i potenziali di prima ionizzazione più piccoli determinano il carattere e il comportamento di questo elemento. Ha una pronunciata elettropositività e pronunciate qualità metalliche. Il desiderio di donare l'elettrone 6 esterno porta al fatto che tutte le sue reazioni procedono in modo estremamente violento. La piccola differenza nelle energie degli orbitali atomici 5d e 6s provoca la leggera eccitabilità degli atomi. L'emissione di elettroni dal cesio viene osservata sotto l'influenza dell'invisibile raggi infrarossi(termico). Questa caratteristica della struttura atomica determina il bene conduttività elettrica attuale Tutto ciò rende il cesio indispensabile nei dispositivi elettronici. IN Ultimamente Sempre più attenzione viene prestata al plasma di cesio come combustibile del futuro e in relazione alla risoluzione del problema della fusione termonucleare.
Nell'aria, il litio reagisce attivamente non solo con l'ossigeno, ma anche con l'azoto e si ricopre con una pellicola costituita da Li 3 N (fino al 75%) e Li 2 O. I restanti metalli alcalini formano perossidi (Na 2 O 2) e superossidi (K 2 O 4 o KO 2).
Le seguenti sostanze reagiscono con l'acqua:
Li3N + 3H2O = 3 LiOH + NH3;
Na2O2 + 2H2O = 2NaOH + H2O2;
K2O4 + 2H2O = 2KOH + H2O2 + O2.
Per la rigenerazione dell'aria nei sottomarini e astronavi, nelle maschere antigas isolanti e nei respiratori dei nuotatori da combattimento (sabotatori subacquei), veniva utilizzata la miscela Oxon:
Na2O2 +CO2 =Na2CO3 +0,5O2;
K2O4 + CO2 = K2CO3 + 1,5 O2.
Questo è attualmente il riempimento standard per la rigenerazione delle cartucce delle maschere antigas per i vigili del fuoco.
I metalli alcalini reagiscono con l'idrogeno quando riscaldati, formando idruri:
L'idruro di litio è utilizzato come forte agente riducente.
Idrossidi i metalli alcalini corrodono le stoviglie in vetro e porcellana, non possono essere riscaldati nelle stoviglie in quarzo:
SiO2+2NaOH=Na2SiO3 +H2O.
Gli idrossidi di sodio e di potassio non scindono l'acqua quando vengono riscaldati fino alla temperatura di ebollizione (più di 1300 0 C). Vengono chiamati alcuni composti del sodio bibita:
a) carbonato di sodio, soda anidra, soda da bucato o semplicemente soda - carbonato di sodio Na 2 CO 3;
b) soda cristallina - idrato cristallino di carbonato di sodio Na 2 CO 3. 10H2O;
c) bicarbonato o potabile - bicarbonato di sodio NaHCO 3;
d) L'idrossido di sodio NaOH è chiamato soda caustica o caustica.
I metalli alcalini includono i metalli del gruppo IA Tavola periodica DI. Mendeleev - litio (Li), sodio (Na), potassio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs) e francio (Fr). Il livello energetico esterno dei metalli alcalini contiene un elettrone di valenza. La configurazione elettronica del livello di energia esterna dei metalli alcalini è ns 1. Nei loro composti presentano un unico stato di ossidazione +1. In OVR sono agenti riducenti, cioè cedere un elettrone.
Proprietà fisiche dei metalli alcalini
Tutti i metalli alcalini sono leggeri (hanno bassa densità), molto morbidi (ad eccezione del Li, si tagliano facilmente con un coltello e possono essere arrotolati in un foglio), hanno punti di ebollizione e di fusione bassi (con un aumento della carica del nucleo di un atomo di metallo alcalino, il punto di fusione diminuisce).
Allo stato libero Li, Na, K e Rb sono metalli bianco-argentei, Cs è un metallo giallo dorato.
I metalli alcalini vengono conservati in fiale sigillate sotto uno strato di cherosene o vaselina, poiché sono altamente reattivi chimicamente.
I metalli alcalini hanno un'elevata conduttività termica ed elettrica, dovuta alla presenza collegamento metallico e reticolo cristallino a corpo centrato
Preparazione dei metalli alcalini
Tutti i metalli alcalini possono essere ottenuti per elettrolisi della fusione dei loro sali, ma in pratica in questo modo si ottengono solo Li e Na, il che è associato all'elevata attività chimica di K, Rb, Cs:
2LiCl = 2Li + Cl2
2NaCl = 2Na + Cl2
Qualsiasi metallo alcalino può essere ottenuto riducendo il corrispondente alogenuro (cloruro o bromuro), utilizzando Ca, Mg o Si come agenti riducenti. Le reazioni vengono effettuate con riscaldamento (600 – 900°C) e sotto vuoto. L'equazione generale per ottenere i metalli alcalini in questo modo è:
2MeCl + Ca = 2Me + CaCl2,
dove Me è un metallo.
Esiste un metodo noto per produrre litio dal suo ossido. La reazione viene condotta riscaldando a 300°C e sotto vuoto:
2Li2O + Si + 2CaO = 4Li + Ca2SiO4
Il potassio può essere prodotto dalla reazione tra idrossido di potassio fuso e sodio liquido. La reazione viene condotta riscaldando a 440°C:
KOH + Na = K + NaOH
Proprietà chimiche dei metalli alcalini
Tutti i metalli alcalini interagiscono attivamente con l'acqua formando idrossidi. A causa dell'elevata attività chimica dei metalli alcalini, la reazione di interazione con l'acqua può essere accompagnata da un'esplosione. Il litio reagisce più tranquillamente con l'acqua. L'equazione generale della reazione è:
2Me + H2O = 2MeOH + H2
dove Me è un metallo.
I metalli alcalini interagiscono con l'ossigeno atmosferico per formare una serie di composti diversi: ossidi (Li), perossidi (Na), superossidi (K, Rb, Cs):
4Li + O2 = 2Li2O
2Na+O2 = Na2O2
Tutti i metalli alcalini reagiscono con i non metalli (alogeni, azoto, zolfo, fosforo, idrogeno, ecc.) quando riscaldati. Per esempio:
2Na + Cl2 = 2NaCl
6Li+N2 = 2Li3N
2Li+2C = Li2C2
2Na + H2 = 2NaH
I metalli alcalini sono in grado di interagire con sostanze complesse (soluzioni acide, ammoniaca, sali). Pertanto, quando i metalli alcalini interagiscono con l'ammoniaca, si formano ammidi:
2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2
L'interazione dei metalli alcalini con i sali avviene secondo il seguente principio: spostano i metalli meno attivi (vedere la serie di attività dei metalli) dai loro sali:
3Na + AlCl3 = 3NaCl + Al
L'interazione dei metalli alcalini con gli acidi è ambigua, poiché quando si verificano tali reazioni, il metallo reagirà inizialmente con l'acqua della soluzione acida e gli alcali formati come risultato di questa interazione reagiranno con l'acido.
I metalli alcalini reagiscono con sostanze organiche, come alcoli, fenoli, acidi carbossilici:
2Na + 2C2 H5 OH = 2C2H5 ONa + H2
2K + 2CH 6 H 5 OH = 2CH 6 H 5 OK + H 2
2Na + 2CH 3 COOH = 2CH 3 COONa + H 2
Reazioni qualitative
Una reazione qualitativa ai metalli alcalini è la colorazione della fiamma da parte dei loro cationi: Li+ colora la fiamma di rosso, Na+ di giallo e K+, Rb+, Cs+ di viola.
Esempi di risoluzione dei problemi
ESEMPIO 1
| Esercizio | Effettuare le trasformazioni chimiche Na→Na 2 O→NaOH→Na 2 SO 4 |
| Soluzione | 4Na+O2→2Na2O Dobbiamo sapere quali dei non metalli menzionati nel corso scolastico: C, N 2 , O 2 – non reagiscono con gli alcali Si, S, P, Cl 2, Br 2, I 2, F 2 - reagiscono: Si + 2KOH + H 2 O = K 2 SiO 3 + 2H 2, (simile al bromo e allo iodio) 4P + 3NaOH + 3H2O = 3NaH2PO2 + PH3 Chimica organica Nomi banali Devi sapere quale materia organica corrispondono ai nomi: isoprene, divinile, vinil acetilene, toluene, xilene, stirene, cumene, glicole etilenico, glicerina, formaldeide, acetaldeide, propionaldeide, acetone, i primi sei acidi monobasici saturi (formico, acetico, propionico, butirrico, valerico, caproico), acido acrilico , acido stearico, acido palmitico, acido oleico, acido linoleico, acido ossalico, acido benzoico, anilina, glicina, alanina. Non confondere l'acido propionico con l'acido propenoico!! Sali degli acidi più importanti: formico - formiati, acetico - acetati, propionico - propionati, butirrico - butirrati, ossalico - ossalati. Il radicale –CH=CH2 si chiama vinile!! Allo stesso tempo, alcuni nomi banali inorganici: Sale da cucina (NaCl), calce viva (CaO), calce spenta (Ca(OH) 2), acqua di calce (soluzione di Ca(OH) 2), calcare (CaCO 3), quarzo (noto anche come silice o biossido di silicio - SiO 2 ), anidride carbonica (CO2), monossido di carbonio(CO), anidride solforosa (SO 2), gas bruno (NO 2), soda potabile o bicarbonato di sodio (NaHCO 3), carbonato di sodio (Na 2 CO 3), ammoniaca (NH 3), fosfina (PH 3), silano ( SiH 4), pirite (FeS 2), oleum (soluzione di SO 3 in H 2 SO 4 concentrato), solfato di rame (CuSO 4 ∙5H 2 O). Alcune reazioni rare 1) Formazione di vinil acetilene:
2) Reazione di ossidazione diretta dell'etilene ad acetaldeide:
Questa reazione è insidiosa in quanto sappiamo bene come l'acetilene viene convertito in aldeide (reazione di Kucherov) e se nella catena avviene la trasformazione etilene → aldeide, questo può confonderci. Quindi, questo è il significato di questa reazione! 3) Reazione di ossidazione diretta del butano ad acido acetico: Questa reazione è alla base della produzione industriale di acido acetico. 4) La reazione di Lebedev: Differenze tra fenoli e alcoli Un numero enorme di errori in tali compiti!! 1) Va ricordato che i fenoli sono più acidi degli alcoli ( Connessione OH sono più polari). Pertanto, gli alcoli non reagiscono con gli alcali, ma i fenoli reagiscono con gli alcali e alcuni sali (carbonati, bicarbonati). Per esempio: Problema 10.1 Quali di queste sostanze reagiscono con il litio: a) glicole etilenico, b) metanolo, c) fenolo, d) cumene, e) glicerina. Problema 10.2 Quali di queste sostanze reagiscono con l'idrossido di potassio: a) glicole etilenico, b) stirene, c) fenolo, d) etanolo, e) glicerina. Problema 10.3 Quali di queste sostanze reagiscono con il bicarbonato di cesio: a) glicole etilenico, b) toluene, c) 1-propanolo, d) fenolo, e) glicerina. 2) Va ricordato che gli alcoli reagiscono con gli alogenuri di idrogeno (questa reazione avviene attraverso il legame C-O), ma i fenoli no (contengono Connessione S-O a causa dell'effetto di coniugazione è inattivo). Disaccaridi Principali disaccaridi: saccarosio, lattosio e maltosio hanno la stessa formula C 12 H 22 O 11. Questi dovrebbero essere ricordati: 1) che sono in grado di idrolizzarsi nei monosaccaridi che li compongono: saccarosio– per glucosio e fruttosio, lattosio– per glucosio e galattosio, maltosio- due glucosio. 2) che il lattosio e il maltosio hanno funzione aldeidica, cioè sono zuccheri riducenti (in particolare danno reazioni specchio “argento” e “rame”), e il saccarosio è un disaccaride non riducente e non ha funzione aldeidica . Meccanismi di reazione Speriamo che sia sufficiente le seguenti conoscenze: 1) per gli alcani (anche nelle catene laterali degli areni, se queste catene sono limitanti) le reazioni sono caratteristiche sostituzione dei radicali liberi (con alogeni) da cui provengono meccanismo radicale (inizio della catena - formazione di radicali liberi, sviluppo della catena, terminazione della catena sulle pareti del vaso o in caso di collisione dei radicali); 2) alcheni, alchini, areni sono caratterizzati da reazioni addizione elettrofila che vanno avanti meccanismo ionico (tramite Istruzione complesso pi greco E carbocatione ). Caratteristiche del benzene 1. Il benzene, a differenza di altri areni, non viene ossidato dal permanganato di potassio. 2. Il benzene e i suoi omologhi sono in grado di entrare reazione di addizione con idrogeno. Ma solo il benzene può entrare reazione di addizione con cloro (solo benzene e solo cloro!). Allo stesso tempo, tutte le arene possono entrare reazione di sostituzione con alogeni. La reazione di Zinin Riduzione del nitrobenzene (o composti simili) ad anilina (o altre ammine aromatiche). Questa reazione avverrà quasi sicuramente in una delle sue forme! Opzione 1 – riduzione con idrogeno molecolare: C6H5NO2 + 3H2 → C6H5NH2 + 2H2O Opzione 2 – riduzione con idrogeno ottenuto dalla reazione del ferro (zinco) con acido cloridrico: C6H5NO2+3Fe+7HCl → C6H5NH3Cl+3FeCl2+2H2O Opzione 3 – riduzione con idrogeno ottenuto dalla reazione dell'alluminio con alcali: C6H5NO2 + 2Al + 2NaOH + 4H2O → C6H5 NH2 + 2Na Proprietà delle ammine Per qualche ragione, le proprietà delle ammine sono le peggiori da ricordare. Ciò potrebbe essere dovuto al fatto che nel corso si studiano le ammine chimica organica questi ultimi, e le loro proprietà non possono essere replicate studiando altre classi di sostanze. Quindi la ricetta è questa: basta imparare tutte le proprietà delle ammine, degli aminoacidi e delle proteine. |
