9. Элементы iа подгруппы

Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

Металлы IА подгруппы называются щелочными металлами. Их атомы имеют электронную конфигурацию валентного уровня ns¹ и проявляют степень окисления +1.

Физические свойства

Физические свойства	Li	Na	K	Rb	Cs	Fr
Радиус атома, Å	1,55	1,89	2,36	2,48	2,68	–
Энергия ионизации,	5,39	5,14	4,34	4,18	3,89	3,83
Плотность, г/см^3	0,53	0,97	0,86	1,53	1,90	2,1–2,4
Температура плавления, ºС	179	98	63	39	29	~20
Температура кипения, ºС	1331	900	766	701	685	620
Стандартный электродный потенциал, В	–3,045	–2,714	–2,924	–2,925	–2,923	–
Наличие в земной коре, %	6,5·10^–3	2,64	2,60	3,1·10^–2	7·10^–4	–

Все эти металлы - мягкие, серебристо белые, только цезий золотисто желтый. Литий самый легкий металл (ρ = 0,53 г/см³), литий, натрий, калий легче воды.

Получение. Щелочные металлы получают электролизом расплавов солей.

Химические свойства. Все щелочные металлы высоко активны. Активность возрастает сверху вниз по подгруппе. Литий, натрий, калий на воздухе тотчас окисляются, Rb и Cs – самовоспламеняются.

Щелочные металлы в свободном виде проявляют высокую восстановительную способность, их оксиды и гидроксиды имеют сильнощелочной характер.

Литий с кислородом и азотом взаимодействует в нормальных условиях, поэтому на воздухе окисляется образуя темно-серый налет продуктов взаимодействия (Li₂O, Li₃N). При сгорании на воздухе щелочные металлы образуют различные соединения с увеличивающимся содержанием кислорода от Li к Cs:

литий — оксид Li₂O

натрий — пероксид Na₂О₂

калий, рубидий, цезий — надпероксиды КО₂, RbО₂, СsО₂

В узлах ионных кристаллических решеток пероксидов щелочных металлов Ме₂О₂ находятся пероксид-ионы О₂^2– (или ^– О — О ^– ), а в узлах решеток надпероксидов MеO₂ — надпероксид-ионы О₂^– (или О — О ^– ). Кроме того, для К, Rb и Cs получены озониды МеО₃, содержащие озонид-ионы О₃^– (или О — О — О ^– ).

Пероксиды, надпероксиды и озониды легко разлагаются водой и являются очень сильными окислителями за счет избыточного кислорода, например:

а) Na₂О₂+ 2Н₂О (хол.) = Н₂О₂ + 2NaOH

2 Na₂О₂+ 2Н₂О (гор.) = О₂↑ + 4NaOH

Na₂О₂ + СО = Na₂СОз

Na₂О₂+ 2Н₂SO₄+ 2NaI = I₂ + 2Н₂О + 2Na₂SO₄

б) 4КО₂ + 2 Н₂О = 3 О₂↑ + 4КОН

2КО₂ + S = К₂SO₄

2КО₂+ 2NH₃ = 2КОН+ N₂+ 2 Н₂О

в) 4CsO₃ + 2Н₂О = 4CsOH + 5О₂↑

2CsO₃ + 4НС1 = 2CsC1 + С1₂↑ + 2 О₂↑ + 2 Н₂О

На холоде все элементы IA подгруппы образуют оксиды Ме₂О (Ме = Li — Cs).

При нагревании на воздухе и в атмосфере хлора натрий образует пероксид Na₂О₂ и хлорид NaC1.

При растворении в воде пероксиды металлов образуют пероксид водорода, обладающий, как и все пероксиды, окислительно-восстановительной двойственностью.

Na₂O₂ + 2Н₂О = Н₂О₂ + 2NaOH

В атмосфере фтора и хлора эти металлы самовоспламеняются, при нагревании взаимодействуют с серой, водородом и другими неметаллами. При этом они образуют много бинарных соединений, самыми известными из которых являются нитриды Мe₃N, карбиды (ацетилениды) Мe₂С₂ и гидриды МeН. Все они энергично разлагаются водой:

Li₃N + 3 Н₂О = 3LiOH + NН₃↑

Na₂C₂ + 2 Н₂О = 2NaOH + C₂Н ₂↑

КН + Н₂О = КОН + Н₂↑

Восстановительная способность щелочных металлов настолько велика, что они восстанавливают даже атомы водорода, превращая их в отрицательно заряженные ионы Н^– : Na +H₂ = 2NaH

Гидриды металлов имеют ионное строение – в их составе металл является катионом, а водород – анионом.

Все щелочные металлы энергично разлагают воду, восстанавливая из нее водород. Взаимодействие калия с водой сопровождается самовоспламенением выделяющегося водорода, а взаимодействие Rb и Cs – даже взрывом.

2K + 2HOH = 2KOH + H₂↑+ Q

Поэтому их хранят под слоем вазелина или парафина в запаянных сосудах.

Оксиды Ме₂О являются типичными основными оксидами. При взаимодействии с водой (Ме₂О + Н₂О = 2МеОН) они образуют основные гидроксиды МеОН, которые хорошо растворимы в воде, полностью диссоциированы в водном растворе и создают сильнощелочную среду (МеОН = Ме⁺ + ОН^– ). Их часто называют щелочами.

Гидроксиды ЭOH – бесцветные гигроскопические вещества, хорошо растворимы в воде, являются самыми сильными основаниями.

Гидроксиды натрия и калия МеOH (технические названия едкий натр, едкое кали) — белые кристаллы, легко поглощают влагу и углекислый газ из воздуха (образуются гидрокарбонаты МеHCO₃). Хорошо растворяются в воде с высоким экзо-эффектом; растворы щелочей МеOH разъедают стекло (образуются силикаты Ме₂SiO₃), корродируют поверхность алюминия (образуются Ме[A1(OH)₄] и Н₂).

Важнейший промышленный способ получения щелочей - электролиз растворов соответствующих солей МеC1, при этом одновременно получают Н₂ (на инертном катоде) и Cl₂ (на аноде). Но чаще используется амальгамный (ртутный) способ; на ртутном катоде вместо катионов водорода разряжаются катионы натрия, чему способствует образование амальгамы:

2NaС1(раствор)^{электролиз} NaHg (катод) + Cl₂↑(анод)

амальгама

Далее амальгаму обрабатывают водой и получают NaOH. Освобождающуюся ртуть возвращают в электролизер.

Гидроксиды щелочных металлов энергично растворяются в кислотах, образуя соответствующие соли.

Соли щелочных металлов, за редким исключением (LiF, Li₂СО₃, Li₃PO₄, перхлораты KClO₄, RbClO₄, CsClO₄, гексахлороплатинаты(VI) K₂[PtCl₆], Rb₂[PtCl₆], гексанитритокобальтат(III) натрия Na₃[Co(NO₂)₆]), хорошо растворимы в воде; гидролиз по катиону отсутствует, среда в растворах таких солей, как LiC1, RbNO₃ и Сs₂SO₄, нейтральная. Соли, образованные щелочными металлами и слабыми кислотами, имеют щелочную реакцию среды в результате гидролиза. Например:

Na₂S + HOH ⇄ NaHS + NaOH

Наиболее чувствительным методом определения присутствия этих металлов является фотометрия. При внесении в пламя горелки соли щелочного металла она разлагается, и пары освободившегося металла окрашивают пламя в характерный для каждого металла цвет:

Li⁺ Na⁺ К⁺, Rb⁺, Cs⁺

карминово-красный желтый сине-фиолетовый