Metalele alcaline (AM) sunt numite toate elementele grupului IA din tabelul periodic, adică. litiu Li, sodiu Na, potasiu K, rubidiu Rb, cesiu Cs, franciu Fr.
Atomii alcalini au un singur electron la nivelul electronic exterior. s- subnivel, ușor de desprins în timpul reacțiilor chimice. În acest caz, din atomul neutru SM se formează o particulă încărcată pozitiv - un cation cu o sarcină de +1:
M 0 - 1 e → M +1
Familia metalelor alcaline este cea mai activă dintre alte grupuri de metale și, prin urmare, în natură, acestea pot fi găsite într-o formă liberă, adică. sub formă de substanțe simple este imposibil.
Substanțele simple metalele alcaline sunt agenți reducători extrem de puternici.
Interacțiunea metalelor alcaline cu nemetale
cu oxigen
Metalele alcaline reacționează cu oxigenul deja la temperatura camerei și, prin urmare, trebuie depozitate sub un strat de solvent cu hidrocarburi, cum ar fi, de exemplu, kerosenul.
Interacțiunea metalului alcalin cu oxigenul duce la diferiți produse. Odată cu formarea oxidului, numai litiul reacționează cu oxigenul:
4Li + O2 = 2Li2O
Sodiul într-o situație similară se formează cu oxigenul peroxid de sodiu Na2O2:
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2,
iar potasiul, rubidiul și cesiul sunt predominant superoxizi (superoxizi), cu formula generală MeO2:
Rb + O 2 \u003d RbO 2
cu halogeni
Metalele alcaline reacţionează activ cu halogenii, formând halogenuri de metale alcaline având o structură ionică:
2Li + Br2 = 2LiBr bromură de litiu
2Na + I 2 = 2NaI iodură de sodiu
2K + Cl 2 \u003d 2KCl clorura de potasiu
cu azot
Litiul reacționează cu azotul deja la temperatura obișnuită, în timp ce azotul reacționează cu restul metalelor alcaline atunci când este încălzit. În toate cazurile, se formează nitruri de metale alcaline:
6Li + N2 = 2Li3N nitrură de litiu
6K + N 2 = 2K 3 N nitrură de potasiu
cu fosfor
Metalele alcaline reacţionează cu fosforul când sunt încălzite pentru a forma fosfuri:
3Na + P = Na 3 P fosfura de sodiu
3K + P = K 3 P fosfură de potasiu
cu hidrogen
Încălzirea metalelor alcaline într-o atmosferă de hidrogen duce la formarea de hidruri de metale alcaline care conțin hidrogen într-o stare de oxidare rară - minus 1:
H2 + 2K = 2KN-1 hidrură de potasiu
H 2 + 2Rb \u003d 2RbH hidrură de rubidiu
cu sulf
Interacțiunea metalului alcalin cu sulful are loc atunci când este încălzit cu formarea de sulfuri:
S + 2K = K 2 S sulfură potasiu
S + 2Na = Na 2S sulfură de sodiu
Interacțiunea metalelor alcaline cu substanțe complexe
cu apă
Toate metalele alcaline reacţionează activ cu apa cu formarea de hidrogen gazos şi alcaline, motiv pentru care aceste metale au primit numele corespunzător:
2HOH + 2Na \u003d 2NaOH + H 2
2K + 2HOH = 2KOH + H2
Litiul reacționează destul de calm cu apa, sodiul și potasiul se aprind spontan în timpul reacției, iar rubidiul, cesiul și franciul reacționează cu apa cu o explozie puternică.
cu derivați halogenați ai hidrocarburilor (reacția Wurtz):
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
cu alcooli si fenoli
AM reacționează cu alcoolii și fenolii, înlocuind hidrogenul în grupa hidroxil a materiei organice:
2CH 3 OH + 2K = 2CH 3 OK + H 2
metoxid de potasiu
2C 6 H 5 OH + 2Na \u003d 2C 6 H 5 ONa + H 2
fenolat de sodiu
Sare19 Sare
1. Metal + Nemetal. Gazele inerte nu intră în această interacțiune. Cu cât electronegativitatea unui nemetal este mai mare, cu atât mai mult un numar mare metale va reacționa. De exemplu, fluorul reacționează cu toate metalele, iar hidrogenul numai cu cele active. Cu cât un metal se află mai la stânga în seria de activitate a metalelor, cu atât poate reacționa cu mai multe nemetale. De exemplu, aurul reacționează numai cu fluor, litiul cu toate nemetalele.
2. Nemetal + nemetal.În acest caz, un nemetal mai electronegativ acționează ca agent oxidant, mai puțin EO - ca agent reducător. Nemetalele cu electronegativitate apropiată interacționează slab între ele, de exemplu, interacțiunea fosforului cu hidrogenul și a siliciului cu hidrogenul este practic imposibilă, deoarece echilibrul acestor reacții este deplasat către formarea de substanțe simple. Heliul, neonul și argonul nu reacționează cu nemetale, alte gaze inerte în condiții dure pot reacționa cu fluorul. Oxigenul nu interacționează cu clorul, bromul și iodul. Oxigenul poate reacționa cu fluorul la temperaturi scăzute.
3. Metal + oxid acid. Metalul reface nemetalul din oxid. Excesul de metal poate reacționa apoi cu nemetalul rezultat. De exemplu:
2Mg + SiO 2 \u003d 2MgO + Si (cu lipsă de magneziu)
2Mg + SiO 2 \u003d 2MgO + Mg 2 Si (cu un exces de magneziu)
4. Metal + acid. Metalele din stânga hidrogenului din seria de tensiune reacţionează cu acizii pentru a elibera hidrogen.
Excepție fac acizii - agenți oxidanți (sulfuric concentrat și orice acid azotic), care pot reacționa cu metalele care se află în seria de tensiuni la dreapta hidrogenului, hidrogenul nu este eliberat în reacții, dar apa și produsul de reducere a acidului sunt obținut.
Este necesar să se acorde atenție faptului că, atunci când un metal interacționează cu un exces de acid polibazic, se poate obține o sare acidă: Mg + 2H 3 PO 4 \u003d Mg (H 2 PO 4) 2 + H 2.
Dacă produsul interacțiunii unui acid și a unui metal este o sare insolubilă, atunci metalul este pasivizat, deoarece suprafața metalului este protejată de sarea insolubilă de acțiunea acidului. De exemplu, acțiunea acidului sulfuric diluat asupra plumbului, bariului sau calciului.
5. Metal + sare. in solutie această reacție implică un metal la dreapta magneziului în seria de tensiuni, inclusiv magneziul însuși, dar la stânga metalului de sare. Dacă metalul este mai activ decât magneziul, atunci nu reacționează cu sarea, ci cu apa pentru a forma alcalii, care apoi reacționează cu sarea. În acest caz, sarea inițială și sarea rezultată trebuie să fie solubile. Produsul insolubil pasivează metalul.
Cu toate acestea, există excepții de la această regulă:
2FeCl 3 + Cu \u003d CuCl 2 + 2FeCl 2;
2FeCl3 + Fe = 3FeCl2. Deoarece fierul are o stare intermediară de oxidare, sarea sa în cel mai înalt grad oxidarea se reduce usor la o sare in stare intermediara de oxidare, oxidand si mai putin metale active.
în topituri o serie de tensiuni metalice nu funcționează. Este posibil să se determine dacă o reacție între o sare și un metal este posibilă numai cu ajutorul calculelor termodinamice. De exemplu, sodiul poate înlocui potasiul dintr-o topitură de clorură de potasiu, deoarece potasiul este mai volatil: Na + KCl = NaCl + K (această reacție este determinată de factorul de entropie). Pe de altă parte, aluminiul a fost obținut prin deplasare din clorură de sodiu: 3Na + AlCl 3 = 3NaCl + Al. Acest proces este exotermic și este determinat de factorul entalpie.
Este posibil ca sarea să se descompună atunci când este încălzită, iar produșii descompunerii sale pot reacționa cu metalul, cum ar fi nitratul de aluminiu și fierul. Nitratul de aluminiu se descompune atunci când este încălzit în oxid de aluminiu, oxidul de azot (IV) și oxigenul, oxigenul și oxidul de azot vor oxida fierul:
10Fe + 2Al(NO 3) 3 = 5Fe 2 O 3 + Al 2 O 3 + 3N 2
6. Metal + oxid bazic. De asemenea, ca și în sărurile topite, posibilitatea acestor reacții este determinată termodinamic. Aluminiul, magneziul și sodiul sunt adesea folosiți ca agenți reducători. De exemplu: 8Al + 3Fe 3 O 4 = 4Al 2 O 3 + 9Fe reacție exotermă, factor de entalpie); 2 Al + 3Rb 2 O = 6Rb + Al 2 O 3 (rubidiu volatil, factor de entalpie).
7. Nemetal + oxid bazic. Aici sunt posibile două opțiuni: 1) nemetal - agent reducător (hidrogen, carbon): CuO + H 2 = Cu + H 2 O; 2) nemetal - agent oxidant (oxigen, ozon, halogeni): 4FeO + O 2 = 2Fe 2 O 3.
8. Nemetal + bază. De regulă, reacția are loc între un nemetal și un alcalin.Nu toate nemetalele pot reacționa cu alcalii: trebuie amintit că halogenii intră în această interacțiune (diferent în funcție de temperatură), sulful (atunci când este încălzit), siliciu, fosfor.
2KOH + Cl 2 \u003d KClO + KCl + H 2 O (la rece)
6KOH + 3Cl 2 = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O (în soluție fierbinte)
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. Nemetal + oxid acid. Există și două opțiuni aici:
1) nemetal - agent reducător (hidrogen, carbon):
CO 2 + C \u003d 2CO;
2NO 2 + 4H 2 \u003d 4H 2 O + N 2;
SiO 2 + C \u003d CO 2 + Si. Dacă nemetalul rezultat poate reacționa cu metalul folosit ca agent reducător, atunci reacția va merge mai departe (cu un exces de carbon) SiO 2 + 2C = CO 2 + SiC
2) nemetal - agent oxidant (oxigen, ozon, halogeni):
2CO + O 2 \u003d 2CO 2.
CO + Cl 2 \u003d COCl 2.
2NO + O 2 \u003d 2NO 2.
10. Oxid acid + oxid bazic. Reacția continuă dacă sarea rezultată există în principiu. De exemplu, alumina poate reacționa cu anhidrida sulfurică pentru a forma sulfat de aluminiu, dar nu poate reacționa cu dioxidul de carbon, deoarece sarea corespunzătoare nu există.
11. Apa + oxid bazic. Reacția este posibilă dacă se formează un alcali, adică o bază solubilă (sau ușor solubilă, în cazul calciului). Dacă baza este insolubilă sau ușor solubilă, atunci există o reacție inversă de descompunere a bazei în oxid și apă.
12. Oxid bazic + acid. Reacția este posibilă dacă sarea rezultată există. Dacă sarea rezultată este insolubilă, atunci reacția poate fi pasivată prin blocarea accesului acidului la suprafața oxidului. În cazul unui exces de acid polibazic, formarea de sare acidă.
13. Oxid acid + bază. De regulă, reacția merge între oxid alcalin și acid. Dacă oxidul de acid corespunde unui acid polibazic, se poate obține o sare acidă: CO 2 + KOH \u003d KHCO 3.
Oxizii acizi corespunzatori acizilor tari pot reactiona si cu baze insolubile.
Uneori, oxizii corespunzători acizilor slabi reacționează cu baze insolubile și se poate obține o sare medie sau bazică (de regulă, se obține o substanță mai puțin solubilă): 2Mg (OH) 2 + CO 2 \u003d (MgOH) 2 CO 3 + H2O.
14. Oxid acid + sare. Reacția poate avea loc în topitură și în soluție. În topitură, cu cât oxidul mai puțin volatil înlocuiește oxidul mai volatil din sare. În soluție, oxidul corespunzător acidului mai puternic înlocuiește oxidul corespunzător acidului mai slab. De exemplu, Na 2 CO 3 + SiO 2 \u003d Na 2 SiO 3 + CO 2, în direcția înainte, această reacție are loc în topitură, dioxid de carbon mai volatil decât oxidul de siliciu; V direcție inversă reacția are loc în soluție, acidul carbonic este mai puternic decât acidul silicic, iar oxidul de siliciu precipită.
Este posibil să se combine un oxid acid cu propria sa sare, de exemplu, dicromatul poate fi obținut din cromat, iar disulfatul poate fi obținut din sulfat și disulfitul poate fi obținut din sulfit:
Na 2 SO 3 + SO 2 \u003d Na 2 S 2 O 5
Pentru a face acest lucru, trebuie să luați o sare cristalină și oxid pur sau o soluție de sare saturată și un exces de oxid acid.
În soluție, sărurile pot reacționa cu proprii lor oxizi acizi pentru a forma săruri acide: Na 2 SO 3 + H 2 O + SO 2 = 2NaHSO 3
15. Apa + oxid acid. Reacția este posibilă dacă se formează un acid solubil sau ușor solubil. Dacă acidul este insolubil sau ușor solubil, atunci există o reacție inversă de descompunere a acidului în oxid și apă. De exemplu, acidul sulfuric se caracterizează prin reacția de obținere din oxid și apă, reacția de descompunere practic nu are loc, acidul silicic nu poate fi obținut din apă și oxid, dar se descompune cu ușurință în aceste componente, dar pot participa acizii carbonici și sulfurosi. atât în reacții directe cât și în reacții inverse.
16. Bază + acid. Reacția are loc dacă cel puțin unul dintre reactanți este solubil. În funcție de raportul de reactivi, se pot obține săruri medii, acide și bazice.
17. Baza + sare. Reacția are loc dacă ambele materii prime sunt solubile și se obține cel puțin un neelectrolit sau un electrolit slab (precipitat, gaz, apă) ca produs.
18. Sare + acid. De regulă, reacția are loc dacă ambele materii prime sunt solubile și se obține cel puțin un neelectrolit sau un electrolit slab (precipitat, gaz, apă) ca produs.
Acidul puternic poate reacționa cu sărurile insolubile acizi slabi(carbonați, sulfuri, sulfiți, nitriți), în timp ce se eliberează un produs gazos.
Reacțiile dintre acizii concentrați și sărurile cristaline sunt posibile dacă se obține un acid mai volatil: de exemplu, acidul clorhidric poate fi obținut prin acțiunea acidului sulfuric concentrat asupra clorurii de sodiu cristalin, a bromhidricului și a iodului hidrogen prin acțiunea acidului ortofosforic asupra sărurile corespunzătoare. Puteți acționa cu un acid pe propria sare pentru a obține o sare acidă, de exemplu: BaSO 4 + H 2 SO 4 \u003d Ba (HSO 4) 2.
19. Sare + sare. De regulă, reacția are loc dacă ambele materii prime sunt solubile și se obține cel puțin un neelectrolit sau un electrolit slab ca produs.
Să acordăm o atenție deosebită acelor cazuri în care se formează o sare, care este indicată printr-o liniuță în tabelul de solubilitate. Există 2 opțiuni aici:
1) sarea nu există pentru că hidrolizat ireversibil . Acestea sunt majoritatea carbonaților, sulfiților, sulfidelor, silicaților metalelor trivalente, precum și a unor săruri ale metalelor divalente și amoniului. Sărurile metalice trivalente sunt hidrolizate la baza și acidul corespunzător, iar sărurile metalice bivalente la săruri bazice mai puțin solubile.
Luați în considerare exemple:
2FeCl3 + 3Na2CO3 = Fe2 (CO3)3+ 6NaCl (1)
Fe2 (CO3)3+ 6H 2 O \u003d 2Fe (OH) 3 + 3 H2CO3
H2CO3 se descompune în apă și dioxid de carbon, apa din părțile din stânga și din dreapta este redusă și rezultă: Fe2 (CO3)3+ 3H 2 O \u003d 2Fe (OH) 3 + 3 CO2(2)
Dacă acum combinăm ecuațiile (1) și (2) și reducem carbonatul de fier, obținem o ecuație totală care reflectă interacțiunea clorurii de fier (III) și carbonatului de sodiu: 2FeCl 3 + 3Na 2 CO 3 + 3H 2 O \u003d 2Fe (OH)3 + 3C02 + 6NaCI
CuSO 4 + Na 2 CO 3 \u003d CuCO3+ Na 2 SO 4 (1)
Sarea subliniată nu există din cauza hidrolizei ireversibile:
2CuCO3+ H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 (2)
Dacă acum combinăm ecuațiile (1) și (2) și reducem carbonatul de cupru, obținem o ecuație totală care reflectă interacțiunea sulfatului (II) și carbonatului de sodiu:
2CuSO 4 + 2Na 2 CO 3 + H 2 O \u003d (CuOH) 2 CO 3 + CO 2 + 2Na 2 SO 4
2) Sarea nu există din cauza redox intramolecular , astfel de săruri includ Fe2S3, Fel3, Cul2. De îndată ce sunt obținute, se descompun imediat: Fe 2 S 3 \u003d 2FeS + S; 2FeI 3 \u003d 2FeI 2 + I 2; 2CuI 2 = 2CuI + I 2
De exemplu; FeCl 3 + 3KI = FeI 3 + 3KCl (1),
dar în loc de FeI 3, trebuie să notați produsele descompunerii sale: FeI 2 + I 2.
Apoi rezultă: 2FeCl 3 + 6KI = 2FeI 2 + I 2 + 6KCl
Acesta nu este singurul mod de a înregistra această reacție, dacă iodură era insuficientă, atunci se pot obține iod și clorură de fier (II):
2FeCl 3 + 2KI = 2FeCl 2 + I 2 + 2KCl
Schema propusă nu spune nimic despre compuși amfoteri și substanțele lor simple corespunzătoare. Le vom acorda o atenție deosebită. Deci, oxidul amfoter în această schemă poate lua locul atât oxizilor acizi, cât și bazici, hidroxidul amfoter poate lua locul acidului și bazei. Trebuie amintit că, acționând ca acizi, oxizii și hidroxizii amfoteri formează săruri obișnuite într-un mediu anhidru și săruri complexe în soluții:
Al 2 O 3 + 2NaOH = 2NaAlO 2 + H 2 O (fuziune)
Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O = 2Na (în soluție)
Substanțele simple corespunzătoare oxizilor și hidroxizilor amfoteri reacţionează cu soluţiile alcaline pentru a se forma săruri complexeși degajarea hidrogenului: 2Al + 2NaOH + 6H 2 O = 2Na + 3H 2
EXERCIȚIU
Discutați posibilitatea interacțiunii... Aceasta înseamnă că trebuie să decideți:
1) dacă reacția este posibilă;
2) dacă este posibil, atunci în ce condiții (în soluție, într-o topitură, când este încălzit etc.), dacă nu este posibil, atunci de ce;
3) dacă se pot obține produse diferite în (ce) condiții diferite.
După aceea, trebuie să notați toate reacțiile posibile.
De exemplu: 1. Discutați posibilitatea interacțiunii magneziului cu nitratul de potasiu.
1) Reacție posibilă
2) Poate apărea în topitură (când este încălzită)
3) În topitură, reacția este posibilă, deoarece nitratul se descompune odată cu eliberarea de oxigen, care oxidează magneziul.
KNO3 + Mg = KNO2 + MgO
2. Discutați posibilitatea interacțiunii dintre acidul sulfuric și clorura de sodiu.
1) Reacție posibilă
2) Poate apărea între acidul concentrat și sarea cristalină
3) Sulfatul de sodiu și hidrosulfatul de sodiu pot fi obținute ca produs (în exces de acid, atunci când sunt încălzite)
H2SO4 + NaCl \u003d NaHSO4 + HCl
H 2 SO 4 + 2NaCl \u003d Na 2 SO 4 + 2HCl
Discutați posibilitatea unei reacții între:
1. Acid fosforic și hidroxid de potasiu;
2. Oxid de zinc și hidroxid de sodiu;
3. sulfit de potasiu și sulfat de fier (III);
4. Clorura de cupru (II) si iodura de potasiu;
5. Carbonat de calciu și oxid de aluminiu;
6. Dioxid de carbon și carbonat de sodiu;
7. Clorura de fier (III) si hidrogen sulfurat;
8. Dioxid de magneziu și sulf;
9. Bicromat de potasiu și acid sulfuric;
10. Sodiu și sulf.
Să facem o mică analiză a exemplelor C2
Acestea sunt elementele grupei I a sistemului periodic: litiu (Li), sodiu (Na), potasiu (K), rubidiu (Rb), cesiu (Cs), franciu (Fr); foarte moale, ductil, fuzibil și ușor, de obicei alb argintiu; foarte activ din punct de vedere chimic; reacţionează violent cu apa pentru a se forma alcalii(de unde și numele).
Toate metalele alcaline sunt extrem de active, în totalitate reacții chimice prezintă proprietăți reducătoare, renunță la singurul lor electron de valență, transformându-se într-un cation încărcat pozitiv, prezintă o singură stare de oxidare +1.
Capacitatea de reducere crește în seria ––Li–Na–K–Rb–Cs.
Toți compușii metalelor alcaline sunt de natură ionică.
Aproape toate sărurile sunt solubile în apă.
puncte de topire scăzute,
Valori mici ale densității,
Moale, tăiat cu un cuțit
Datorită activității lor, metalele alcaline sunt depozitate sub un strat de kerosen pentru a bloca accesul aerului și umidității. Litiul este foarte ușor și plutește la suprafață în kerosen, așa că este depozitat sub un strat de vaselină.
Proprietățile chimice ale metalelor alcaline
1. Metalele alcaline interacționează activ cu apa:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2
2. Reacția metalelor alcaline cu oxigenul:
4Li + O 2 → 2Li 2 O (oxid de litiu)
2Na + O 2 → Na 2 O 2 (peroxid de sodiu)
K + O 2 → KO 2 (superoxid de potasiu)
În aer, metalele alcaline se oxidează instantaneu. Prin urmare, acestea sunt depozitate sub un strat de solvenți organici (kerosen etc.).
3. În reacțiile metalelor alcaline cu alte nemetale se formează compuși binari:
2Li + Cl 2 → 2LiCl (halogenuri)
2Na + S → Na 2 S (sulfuri)
2Na + H2 → 2NaH (hidruri)
6Li + N 2 → 2Li 3 N (nitruri)
2Li + 2C → Li 2 C 2 (carburi)
4. Reacția metalelor alcaline cu acizii
(se desfășoară rar, există o reacție concurentă cu apa):
2Na + 2HCl → 2NaCI + H2
5. Interacțiunea metalelor alcaline cu amoniacul
(se formează amida de sodiu):
2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2
6. Interacțiunea metalelor alcaline cu alcoolii și fenolii, care în acest caz prezintă proprietăți acide:
2Na + 2C 2 H 5 OH \u003d 2C 2 H 5 ONa + H 2;
2K + 2C6H5OH = 2C6H5OK + H2;
7. Reacția calitativă la cationii metalelor alcaline - colorarea flăcării în următoarele culori:
Li + - roșu carmin 
Na + - galben
K + , Rb + și Cs + - violet
Obținerea metalelor alcaline
Litiu, sodiu și potasiu metal a primi electroliza sărurilor topite (cloruri) și rubidiu și cesiu - reducerea în vid atunci când clorurile lor sunt încălzite cu calciu: 2CsCl + Ca \u003d 2Cs + CaCl 2
La scară mică, se utilizează și producția termică în vid de sodiu și potasiu:
2NaCl + CaC2 \u003d 2Na + CaCl2 + 2C;
4KCl + 4CaO + Si \u003d 4K + 2CaCl 2 + Ca 2 SiO 4.
Metalele alcaline active sunt eliberate în procesele termice în vid datorită volatilității lor ridicate (vaporii lor sunt îndepărtați din zona de reacție).
Caracteristicile proprietăților chimice ale elementelor s din grupa I și efectul lor fiziologic
Configurația electronică a atomului de litiu este 1s 2 2s 1 . Are cea mai mare rază atomică în perioada a 2-a, ceea ce facilitează detașarea electronului de valență și apariția ionului Li + cu configurație stabilă de gaz inert (heliu). Prin urmare, compușii săi se formează odată cu transferul unui electron de la litiu la un alt atom și apariția unei legături ionice cu o cantitate mică de covalență. Litiul este un element metalic tipic. Sub formă de substanță, este un metal alcalin. Se deosebește de ceilalți membri ai grupului I prin dimensiunea sa mică și cea mai mică activitate, în comparație cu aceștia. În acest sens, seamănă cu elementul din grupa II, magneziul, situat în diagonală față de Li. În soluții, ionul Li + este puternic solvatat; este înconjurat de câteva zeci de molecule de apă. Litiul, în ceea ce privește energia de solvație - adăugarea de molecule de solvent, este mai aproape de un proton decât de cationii metalelor alcaline.
Dimensiunea mică a ionului Li +, sarcina nucleară mare și doar doi electroni creează condiții pentru apariția unui câmp de sarcină pozitiv destul de semnificativ în jurul acestei particule, prin urmare, în soluții, un număr semnificativ de molecule de solvent polar sunt atrase de acesta și numărul său de coordonare este mare, metalul este capabil să formeze un număr semnificativ de compuși organolitici.
Sodiul începe a 3-a perioadă, deci are doar 1e la nivel extern - , ocupând orbitalul 3s. Raza atomului de Na este cea mai mare în perioada a 3-a. Aceste două caracteristici determină natura elementului. Configurația sa electronică este 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Singura stare de oxidare a sodiului este +1. Electronegativitatea sa este foarte mică, prin urmare, în compuși, sodiul este prezent numai sub formă de ion încărcat pozitiv și dă legătură chimică caracter ionic. Dimensiunea ionului de Na + este mult mai mare decât Li +, iar solvatarea acestuia nu este atât de mare. Cu toate acestea, nu există în formă liberă în soluție.
Semnificația fiziologică a ionilor de K + și Na + este asociată cu absorbabilitatea lor diferită pe suprafața componentelor care alcătuiesc Scoarta terestra. Compușii de sodiu sunt doar puțin adsorbiți, în timp ce compușii de potasiu sunt reținuți puternic de argilă și alte substanțe. Membranele celulare, fiind interfața celulă-mediu, sunt permeabile la ionii de K +, drept urmare concentrația intracelulară de K + este mult mai mare decât cea a ionilor de Na +. În același timp, concentrația de Na + în plasma sanguină depășește conținutul de potasiu din aceasta. Această circumstanță este asociată cu apariția potențialului de membrană al celulelor. Ionii K + și Na + - una dintre componentele principale ale fazei lichide a corpului. Raportul lor cu ionii de Ca 2+ este strict definit, iar încălcarea acestuia duce la patologie. Introducerea ionilor de Na + în organism nu are un efect nociv vizibil. O creștere a conținutului de ioni K + este dăunătoare, dar în condiții normale, o creștere a concentrației acestuia nu atinge niciodată valori periculoase. Efectul ionilor Rb + , Cs + , Li + nu a fost încă suficient studiat.
Dintre diferitele leziuni asociate cu utilizarea compușilor de metale alcaline, arsurile cu soluții de hidroxid sunt cele mai frecvente. Acțiunea alcaline este asociată cu dizolvarea proteinelor pielii în ele și formarea albuminaților alcalini. Alcalii sunt eliberați din nou ca urmare a hidrolizei lor și acționează asupra straturilor mai profunde ale corpului, provocând apariția ulcerelor. Unghiile sub influența alcalinelor devin terne și casante. Leziunile oculare, chiar și cu soluții alcaline foarte diluate, sunt însoțite nu numai de distrugerea superficială, ci și de încălcări ale părților profunde ale ochiului (iris) și duce la orbire. În timpul hidrolizei amidelor metalelor alcaline, se formează simultan alcalii și amoniacul, provocând traheobronșită și pneumonie de tip fibrinos.
Potasiul a fost obținut de G. Davy aproape simultan cu sodiul în 1807 în timpul electrolizei hidroxidului de potasiu umed. De la numele acestui compus - „potasa caustică” și elementul și-a primit numele. Proprietățile potasiului diferă semnificativ de proprietățile sodiului, datorită diferenței dintre razele atomilor și ionilor lor. În compușii de potasiu, legătura este mai ionică, iar sub forma ionului K +, are un efect de polarizare mai mic decât sodiul, datorită dimensiunii sale mari. Amestecul natural este format din trei izotopi 39 K, 40 K, 41 K. Unul dintre ei este 40 K ‑ este radioactiv și o anumită proporție din radioactivitatea mineralelor și a solului este asociată cu prezența acestui izotop. Timpul său de înjumătățire este lung - 1,32 miliarde de ani. Determinarea prezenței potasiului într-o probă este destul de ușoară: vaporii metalului și ai compușilor săi transformă flacăra în roșu-violet. Spectrul elementului este destul de simplu și dovedește prezența lui 1e - pe orbitalul 4s. Studiul acestuia a servit drept unul dintre temeiurile pentru găsirea de modele generale în structura spectrelor.
În 1861, Robert Bunsen a descoperit un nou element în timp ce studia sarea izvoarelor minerale prin analiză spectrală. Prezența sa a fost dovedită de linii roșii închise din spectru, pe care alte elemente nu le-au dat. După culoarea acestor linii, elementul a fost numit rubidium (rubidus-roșu închis). În 1863, R. Bunsen a obținut acest metal în forma sa pură prin reducerea tartratului de rubidio (sare tartru) cu funingine. O caracteristică a elementului este ușoară excitabilitate a atomilor săi. Emisia de electroni din ea apare sub acțiunea razelor roșii din spectrul vizibil. Acest lucru se datorează unei mici diferențe în energiile orbitalilor atomici 4d și 5s. Dintre toate elementele alcaline cu izotopi stabili, rubidiul (cum ar fi cesiul) are una dintre cele mai mari raze atomice și un potențial de ionizare scăzut. Astfel de parametri determină natura elementului: electropozitivitate ridicată, activitate chimică extremă, punct de topire scăzut (39 0 C) și rezistență scăzută la influențele externe.
Descoperirea cesiului, ca și rubidiul, este asociată cu analiza spectrală. În 1860, R. Bunsen a descoperit două linii albastre strălucitoare în spectru care nu aparțineau niciunui element cunoscut în acel moment. De aici și numele „caesius” (caesius), care înseamnă albastru cerul. Este ultimul element al subgrupului de metale alcaline încă găsit în cantități măsurabile. Cea mai mare rază atomică și cele mai mici potențiale de ionizare determină natura și comportamentul acestui element. Are o electropozitivitate pronunțată și calități metalice pronunțate. Dorința de a dona electronul 6s exterior duce la faptul că toate reacțiile sale decurg extrem de violent. O mică diferență în energiile orbitalilor atomici 5d și 6s este responsabilă pentru ușoară excitabilitate a atomilor. Emisia electronică în cesiu se observă sub acțiunea invizibilului raze infrarosii(termic). Această caracteristică a structurii atomului determină binele conductivitate electrică actual. Toate acestea fac ca cesiul să fie indispensabil în dispozitivele electronice. Recent, din ce în ce mai multă atenție s-a acordat plasmei de cesiu ca combustibil al viitorului și în legătură cu soluționarea problemei fuziunii termonucleare.
În aer, litiul reacționează activ nu numai cu oxigenul, ci și cu azotul și este acoperit cu un film format din Li 3 N (până la 75%) și Li 2 O. Metalele alcaline rămase formează peroxizi (Na 2 O 2) și superoxizi (K 2 O 4 sau KO 2).
Următoarele substanțe reacționează cu apa:
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.
Pentru regenerarea aerului în submarine și nave spațiale, în măștile de gaze izolante și aparatele de respirație ale înotătorilor de luptă (sabotori subacvatici), a fost folosit un amestec de „oxon”:
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.
Aceasta este în prezent umplerea standard a cartuşelor regeneratoare pentru măşti de gaz izolante pentru pompieri.
Metalele alcaline reacţionează când sunt încălzite cu hidrogen pentru a forma hidruri:
Hidrura de litiu este folosită ca agent reducător puternic.
Hidroxizi metalele alcaline corodează vasele din sticlă și porțelan, nu pot fi încălzite în vasele de cuarț:
SiO2 + 2NaOH \u003d Na2SiO3 + H2O.
Hidroxizii de sodiu și potasiu nu desprind apa atunci când sunt încălziți până la punctul lor de fierbere (mai mult de 1300 0 C). Unii compuși de sodiu sunt numiți sifon:
a) sifon de sodiu, sifon anhidru, sifon de rufe sau doar sifon - carbonat de sodiu Na 2 CO 3;
b) sodă cristalină - carbonat de sodiu cristal hidrat Na 2 CO 3. 10H20;
c) bicarbonat sau de băut - bicarbonat de sodiu NaHCO 3;
d) hidroxidul de sodiu NaOH se numește sodă caustică sau caustică.
Metalele alcaline sunt metale din grupa IA. Sistem periodic DI. Mendeleev - litiu (Li), sodiu (Na), potasiu (K), rubidiu (Rb), cesiu (Cs) și franciu (Fr). Nivelul de energie exterior al metalelor alcaline are un electron de valență. Configurația electronică a nivelului de energie externă al metalelor alcaline este ns 1 . În compușii lor, ei prezintă o singură stare de oxidare egală cu +1. În OVR, ei sunt agenți reducători, adică. dona un electron.
Proprietățile fizice ale metalelor alcaline
Toate metalele alcaline sunt ușoare (au o densitate scăzută), foarte moi (cu excepția Li, sunt ușor tăiate cu un cuțit și pot fi rulate în folie), au puncte de fierbere și de topire scăzute (cu o creștere a încărcăturii de nucleul unui atom de metal alcalin, punctul de topire scade).
În stare liberă, Li, Na, K și Rb sunt metale alb-argintie, Cs este un metal galben-auriu.
Metalele alcaline sunt depozitate în fiole sigilate sub un strat de kerosen sau ulei de vaselină, deoarece sunt foarte reactive.
Metalele alcaline au o conductivitate termică și electrică ridicată, care se datorează prezenței unei legături metalice și a unei rețele cristaline centrate pe corp.
Obținerea metalelor alcaline
Toate metalele alcaline pot fi obținute prin electroliza topiturii sărurilor lor, cu toate acestea, în practică, numai Li și Na sunt obținute în acest fel, ceea ce este asociat cu activitatea chimică ridicată a K, Rb, Cs:
2LiCl \u003d 2Li + Cl 2
2NaCl \u003d 2Na + Cl 2
Orice metal alcalin poate fi obținut prin reducerea halogenurei corespunzătoare (clorură sau bromură), folosind Ca, Mg sau Si ca agenți reducători. Reacțiile se desfășoară sub încălzire (600 - 900°C) și sub vid. Ecuația pentru obținerea metalelor alcaline în acest mod în general formează:
2MeCl + Ca \u003d 2Me + CaCl 2,
unde Eu este un metal.
O metodă cunoscută pentru producerea litiului din oxidul său. Reacția se efectuează când este încălzită la 300°C și sub vid:
2Li 2 O + Si + 2CaO = 4Li + Ca 2 SiO 4
Obținerea potasiului este posibilă prin reacția dintre hidroxidul de potasiu topit și sodiul lichid. Reacția se efectuează când este încălzită la 440°C:
KOH + Na = K + NaOH
Proprietățile chimice ale metalelor alcaline
Toate metalele alcaline interacționează activ cu apa formând hidroxizi. Datorită activității chimice ridicate a metalelor alcaline, reacția de interacțiune cu apa poate fi însoțită de o explozie. Litiul reacționează cel mai calm cu apa. Ecuația reacției în general:
2Me + H2O \u003d 2MeOH + H2
unde Eu este un metal.
Metalele alcaline interacționează cu oxigenul atmosferic pentru a forma o serie de compuși diferiți - oxizi (Li), peroxizi (Na), superoxizi (K, Rb, Cs):
4Li + O2 = 2Li2O
2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2
Toate metalele alcaline, atunci când sunt încălzite, reacţionează cu nemetale (halogeni, azot, sulf, fosfor, hidrogen etc.). De exemplu:
2Na + Cl 2 \u003d 2NaCl
6Li + N2 = 2Li3N
2Li + 2C \u003d Li 2 C 2
2Na + H2 = 2NaH
Metalele alcaline sunt capabile să interacționeze cu substanțe complexe (soluții de acizi, amoniac, săruri). Deci, atunci când metalele alcaline interacționează cu amoniacul, se formează amide:
2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2
Interacțiunea metalelor alcaline cu sărurile are loc după următorul principiu - ele înlocuiesc metalele mai puțin active (a se vedea seria de activitate a metalelor) din sărurile lor:
3Na + AlCl3 = 3NaCl + Al
Interacțiunea metalelor alcaline cu acizii este ambiguă, deoarece în timpul unor astfel de reacții metalul va reacționa inițial cu apa din soluția acidă, iar alcaliul format ca urmare a acestei interacțiuni va reacționa cu acidul.
Metalele alcaline reacţionează cu substanţe organice precum alcooli, fenoli, acizi carboxilici:
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 + 2CH3COOH = 2CH3COONa + H2
Reacții calitative
O reacție calitativă la metalele alcaline este colorarea flăcării prin cationii lor: Li + colorează flacăra în roșu, Na + galben și K + , Rb + , Cs + violet.
Exemple de rezolvare a problemelor
EXEMPLUL 1
| Exercițiu | Efectuați transformări chimice Na→Na2O→NaOH→Na2SO4 |
| Soluţie | 4Na + O 2 → 2Na 2 O Trebuie să știm care dintre nemetalele menționate în cursul școlar: C, N 2, O 2 - nu reacţionează cu alcalii Si, S, P, Cl 2, Br 2, I 2, F 2 - reacţionează: Si + 2KOH + H 2 O \u003d K 2 SiO 3 + 2H 2, (asemănător cu brom și iod) 4P + 3NaOH + 3H 2 O = 3NaH 2 PO 2 + PH 3 Chimie organica Nume banale Trebuie să știi ce materie organică potriviți numele: izopren, divinil, vinilacetilenă, toluen, xilen, stiren, cumen, etilen glicol, glicerină, formaldehidă, acetaldehidă, propionaldehidă, acetonă, primii șase acizi monobazici limitatori (formic, acetic, propionic, butiric, valeric, caproic), acid stearic, acid palmitic, acid oleic, acid linoleic, acid oxalic, acid benzoic, anilină, glicină, alanină. Nu confunda acidul propionic cu acidul propenoic!! Săruri ale celor mai importanți acizi: formic - formiați, acetic - acetați, propionic - propionați, butiric - butirați, oxalic - oxalați. Radicalul –CH=CH 2 se numește vinil!! În același timp, câteva nume triviale anorganice: Sare de masă (NaCl), var nestins (CaO), var stins (Ca(OH) 2), apă de var (soluție de Ca(OH) 2), calcar (CaCO 3), cuarț (alias dioxid de siliciu sau siliciu - SiO 2 ), dioxid de carbon (CO 2), monoxid de carbon(CO), dioxid de sulf (SO 2 ), gaz brun (NO 2), bicarbonat de sodiu sau de copt (NaHCO 3), sodă calcinată (Na 2 CO 3), amoniac (NH 3), fosfină (PH 3), silan ( SiH4), pirita (FeS2), oleum (soluție de SO3 în H2SO4 concentrat), sulfat de cupru (CuSO4∙5H2O). Câteva reacții rare 1) Formarea vinilacetilenei:
2) Reacția de oxidare directă a etilenei la acetaldehidă:
Această reacție este insidioasă prin faptul că știm bine cum se transformă acetilena în aldehidă (reacția lui Kucherov), iar dacă în lanț are loc transformarea etilenă → aldehidă, atunci acest lucru ne poate deruta. Deci, aceasta este reacția! 3) Reacția de oxidare directă a butanului la acid acetic: Această reacție stă la baza producției industriale de acid acetic. 4) Reacția lui Lebedev: Diferențele dintre fenoli și alcooli Un număr mare de erori în astfel de sarcini !! 1) Trebuie amintit că fenolii sunt mai acizi decât alcoolii ( Conexiune O-N sunt mai polari). Prin urmare, alcoolii nu reacţionează cu alcalii, în timp ce fenolii reacţionează atât cu alcalii, cât şi cu unele săruri (carbonaţi, bicarbonaţi). De exemplu: Sarcina 10.1 Care dintre aceste substanțe reacționează cu litiul: a) etilen glicol, b) metanol, c) fenol, d) cumen, e) glicerina. Sarcina 10.2 Care dintre aceste substanțe reacţionează cu hidroxidul de potasiu: a) etilen glicol, b) stiren, c) fenol, d) etanol, e) glicerina. Sarcina 10.3 Care dintre aceste substanțe reacţionează cu bicarbonatul de cesiu: a) etilen glicol, b) toluen, c) propanol-1, d) fenol, e) glicerina. 2) Trebuie amintit că alcoolii reacționează cu halogenuri de hidrogen (această reacție are loc prin legătura C-O), dar fenolii nu (aceștia conțin Conexiune C-O din cauza efectului de conjugare este inactiv). dizaharide Principalele dizaharide: zaharoza, lactoza si maltoza au aceeaşi formulă C 12 H 22 O 11 . Ele trebuie amintite: 1) că sunt capabili să se hidrolizeze în acele monozaharide care alcătuiesc: zaharoza- pentru glucoza si fructoza, lactoză- pentru glucoză și galactoză, maltoză-două glucoză. 2) că lactoza și maltoza au o funcție aldehidă, adică sunt zaharuri reducătoare (în special, dau reacții de oglinzi de „argint” și „cupru”), iar zaharoza, o dizaharidă nereducătoare, nu are aldehidă funcţie. Mecanisme de reacție Să sperăm că este de ajuns urmând cunoștințe: 1) pentru alcani (inclusiv în lanțurile laterale ale arenelor, dacă aceste lanțuri sunt limitative), reacțiile sunt caracteristice substituirea radicalilor liberi (cu halogeni) care merg împreună mecanism radical (inițierea lanțului - formarea de radicali liberi, dezvoltarea lanțului, terminarea lanțului pe pereții vasului sau în timpul ciocnirii radicalilor); 2) reacțiile sunt caracteristice pentru alchene, alchine, arene adiție electrofilă care merg de-a lungul mecanism ionic (prin educație pi-complex Și carbocation ). Caracteristicile benzenului 1. Benzenul, spre deosebire de alte arene, nu este oxidat de permanganatul de potasiu. 2. Benzenul și omologii săi sunt capabili să intre în reacție de adiție cu hidrogen. Dar numai benzenul poate intra și el reacție de adiție cu clor (numai benzen si numai cu clor!). În același timp, toate arenele sunt capabile să intre reacție de substituție cu halogeni. Reacția lui Zinin Reducerea nitrobenzenului (sau compușilor similari) la anilină (sau alte amine aromatice). Această reacție într-unul dintre tipurile sale este aproape sigur că va avea loc! Opțiunea 1 - reducerea cu hidrogen molecular: C 6 H 5 NO 2 + 3H 2 → C 6 H 5 NH 2 + 2H 2 O Opțiunea 2 - reducerea cu hidrogen obținut prin reacția fierului (zinc) cu acidul clorhidric: C 6 H 5 NO 2 + 3Fe + 7HCl → C 6 H 5 NH 3 Cl + 3FeCl 2 + 2H 2 O Opțiunea 3 - reducerea cu hidrogen obținut prin reacția aluminiului cu alcalii: C 6 H 5 NO 2 + 2Al + 2NaOH + 4H 2 O → C 6 H 5 NH 2 + 2Na Proprietățile aminei Din anumite motive, proprietățile aminelor sunt cele mai puțin amintite. Poate că acest lucru se datorează faptului că aminele sunt studiate în curs Chimie organica acestea din urmă, iar proprietățile lor nu pot fi repetate prin studierea altor clase de substanțe. Prin urmare, rețeta este următoarea: doar învățați toate proprietățile aminelor, aminoacizilor și proteinelor. |
