Лекции (txt) - Свойства всех групп - 2008 / 1_Щелочные

1. Характерные степени окисления и важнейшие соединения. Элементы подгруппы IA – щелочные металлы – всегда проявляют степень окисления +1. Важнейшие соединения щелочных металлов: LiCl, LiH, Li[AlH4], Na2O2, NaCl, Na2CO3, NaOH, Na2SO4, Na2SO4·10H2O, NaNO3, КСl, КОН, К2СО3, RbCl, CsCl и др.

2. Природные ресурсы. Содержание в земной коре составляет: Li 6,5·10–3 %; Na 2,6%; К 2,5%; Rb l,5·10–2; Cs 6,5·10–4%. Соединения Na и К очень распространены, a Li, Rb, Cs – редкие элементы. Рубидий и цезий относятся к рассеянным элементам, их соединения – спутники калиевых минералов. Франция в природе ничтожно мало (один из изотопов Fr является продуктом a-распада актиния; ).
В свободном состоянии щелочные металлы не встречаются. Они находятся, главным образом, в виде алюмосиликатов, например Na2O·Аl2О3·6SiO2 – натриевый полевой шпат, или альбит, К2O·Аl2О3·6SiO2 – калиевый полевой шпат, или ортоклаз.
Значительные количества соединений натрия и калия растворены в воде океанов, морей, озер. Содержание NaCl в океанской воде составляет » 2,5% (оно непостоянно и зависит от участка акватории). В больших количествах встречаются минералы, образовавшиеся в результате высыхания морской воды: NaCl – галит, или каменная соль, Na2SO4·10H2O – мирабилит, КСl – сильвин, смесь КСl и NaCl – сильвинит, КСl·MgCl2·6H2O – карналлит. Толщина пластов каменной соли иногда бывает более километра. Указанные минералы имеют большое промышленное значение. Встречаются залежи солей NaNO3, Na2CO3·10H2O, Na2B407·10H2O и других растворимых в воде соединений натрия. В золе наземных растений содержится К2СО3, в золе водорослей – Na2CO3.
Литий находится в основном в виде алюмосиликатов и алюмофосфатов. Из литиевых минералов наиболее важны сподумен Li2О·Аl2О3·4SiO2, амблигонит LiAlPO4F (или LiAlPO4OH), лепидолит (литиевая слюда) – алюмосиликат лития и калия, содержащий, кроме того, F и ОН. В лепидолите часто содержится также рубидий, и этот минерал служит источником получения его соединений.
Известен ряд силикатных минералов, в состав которых входит цезий. Больше всего его содержится в поллуците 4Cs2O·4Аl2O3·18SiO2·2H2O.

3. Получение. Поскольку содержание лития в рудах мало, их предварительно обогащают, главным образом методом флотации. Для вскрытия* концентрата используют следующие методы:
1) сернокислотный метод
Li2O·Аl2О3·4SiO2 + H2SO4 Li2SO4 + Аl2O3·4SiO2·H2O
2) известковый метод
Li2O·Аl2О3·4SiO2 + 4СаСО3 Li2O·Аl2О3 + 4(СаО·SiO2) + 4СO2
с последующим выщелачиванием водой, при котором происходит взаимодействие алюмината лития с гидроксидом кальция, образовавшимся при разложении избытка СаСО3
Li2O·Аl2O3 + Са(ОН)2 ® 2LiOH + СаО·Аl2О3
3) сульфатный метод
Li2O·Аl2O3·4SiO2 + K2SO4 Li2SO4 + К2O·Аl2О3·4SiO2
с последующим выщелачиванием и осаждением карбоната
Li2SO4 + Na2CO3 ® Li2СО3 + Na2SO4
Действием кислоты НСl на Li2CO3 получают хлорид лития LiCl, используемый для производства лития.
Металлический литий получают электролизом расплавленной смеси солей LiCl и КСl (или СаСl2), взятых в соотношении, близком к эвтектическому (анод – графит, катод – железо).
Еще один возможный промышленный способ получения лития основан на реакции восстановления оксида:
Si + 2Li2O SiO2 + 4Li
При этом обычно берут не чистые вещества Li2O и Si, а содержащие их материалы (литиевые минералы и сплав ферросилиций). В качестве восстановителя применяют также алюминий. Особо чистый литий готовят электролизом эвтектической смеси LiCl – LiBr.
Основной способ производства натрия – электролиз расплавов, содержащих хлорид натрия. Использовать в качестве сырья чистый NaCl невозможно, поскольку разность между т. пл. NaCl (801°С) и т. кип. Na (883°С) невелика, давление насыщенного пара натрия при т. пл. NaCl близко к атмосферному, и это приводит к большой потере натрия вследствие испарения. Но, главное, при высоких температурах нельзя собрать без потерь натрий, так как он растворяется в жидком NaCl. Поэтому к NaCl добавляют другую соль (КСl, NaF, CaCl2 и др.), чем снижают температуру плавления шихты ниже 600°С (рис. 3.1). При электролизе на катоде (железо) выделяется натрий, на аноде (графит) – хлор, который также используют.
Второй по значимости способ производства натрия – электролиз расплава NaOH (т. пл. 321°С). Металлический Na выделяется на катоде (железо), на аноде (никель) происходит реакция
4OН– – 4e– ® О2 + 2H2О
Достоинство метода – низкая температура процесса и возможность получения натрия высокой чистоты, недостаток – дорогостоящее сырье. В настоящее время этот метод применяют в меньших масштабах.
Методы, используемые для производства натрия, нельзя применить для получения калия вследствие его высокой реакционной способности, в частности сильной окисляемости растворенным в расплаве кислородом. Разработано несколько способов получения калия:
1) восстановление калия из расплавленного КОН или КСl натрием;
2) электролиз расплава КСl – К2СО3 (катод – жидкий свинец) с последующей отгонкой калия из сплава со свинцом;
3) восстановление хлорида калия при нагревании в вакууме с алюминием, кремнием, карбидом кальция
2Аl + 4СаО + 6КСl 3СаСl2 + СаО·Аl2О3 + 6К
Si + 4СаО + 4КСl 2СаСl2 + 2СаО·SiО2 + 4К
2КСl + СаС2 2К+ CaCl2 + 2С
Литий, натрий и калий получают в промышленности в больших количествах. Мировое производство натрия составляет сотни тысяч тонн в год.
Удобным методом получения рубидия и цезия является термическое восстановление их из хлоридов с помощью кальция в вакууме:
2CsCl + Са CaCl2 + 2Cs
Легколетучие рубидий и цезий при этом отгоняются. Можно использовать также процессы
3Mg + Рb2СО3 2Rb+ 3MgO + С
СаС2 + 2CsCl 2С + CaCl2 + 2Cs
Очищают Na, К, Rb, Cs вакуумной перегонкой.
Металлические Li, Na, К хранят в герметичной железной таре, Rb и Cs – в запаянных стеклянных ампулах. Небольшие количества Li, Na, К в лаборатории хранят в керосине (Li в нем плавает).

4. Свойства. Li, Na, К, Rb, Cs – легкоплавкие металлы, Li, Na, К, Rb имеют серебристо-белую окраску, а Cs – золотисто-желтую, не такую яркую, как у золота, хотя и вполне заметную. Хранящиеся под слоем керосина щелочные металлы обычно покрыты пленкой из оксидов и пероксидов (литий – смесью нитрида и оксида).
Литий по мягкости приблизительно такой же, как свинец, натрий – как воск. К, Rb и Cs – еще мягче. Щелочные металлы обладают высокой сжимаемостью, электро- и теплопроводностью. Литий – самое легкое из твердых веществ, существующих при комнатной температуре.
На воздухе щелочные металлы легко окисляются (Rb и Cs самовозгораются), реакция ускоряется под действием влаги. В совершенно сухом кислороде при комнатной температуре натрий не окисляется и сохраняет блестящую поверхность.
Работа со щелочными металлами требует большой осторожности, так как они легко загораются, бурно реагируют с водой и многими другими веществами.
Следует иметь в виду, что при длительном .хранении в керосине калий покрывается слоем надпероксида, поэтому при разрезании металла надпероксид может интенсивно реагировать с металлом, что может вызвать загорание и разбрызгивание горящей массы. Остатки щелочных металлов после работы уничтожают, бросая их малыми порциями в этанол, при этом образуется алкоголят
2Na + 2C2H5OH ® 2C2H5ONa + Н2
Калий и рубидий имеют природные радиоактивные изотопы 40К и 87Rb, периоды полураспада составляют соответственно 1,32·109 и 4,8·1010 лет.
В веществах, содержащих калий, постепенно накапливается аргон. Определив содержание калия и аргона в минерале, можно установить его возраст (калий-аргоновый метод). Для той же цели можно использовать рубидиево-стронциевый метод, но этот метод менее применим, так как содержание рубидия в минералах обычно очень мало.
Франций не имеет долгоживущих изотопов. Природный изотоп – радиоактивен, период полураспада 21 мин.
Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке, разбавленные растворы – синие, концентрированные – похожи на бронзу. Эти растворы содержат сольватированные электроны и поэтому обладают металлической проводимостью (подробнее см. разд. Подгруппа VА. Азот.).
Строение внешних валентных электронных оболочек* атомов элементов IA подгруппы ns1. Они имеют низкие энергии ионизации, уменьшающиеся при переходе по подгруппе элементов сверху вниз. При этом ослабление связи электрона с ядром вызывается ростом радиуса атома (обусловленного увеличением главного квантового числа внешнего электрона) и экранированием заряда ядра предшествующими внешнему электрону оболочками. Поэтому данные элементы легко образуют катионы Э+, имеющие электронную конфигурацию атомов благородного газа.
Энергия, затрачиваемая при образовании соединений элементов подгруппы IA на превращение атома в катион, компенсируется энергией, выделяемой при взаимодействии ионов. В растворах, где ионы разобщены, они окружены прочно связанными молекулами Н2O, т. е. стабилизированы благодаря сильно экзотермическому процессу сольватации.
Переход электрона из оболочки атома благородного газа на более высокий энергетический уровень требует очень высокой затраты энергии, которая не может быть компенсирована энергией образования химической связи, поэтому щелочные металлы не проявляют других степеней окисления, кроме +1. Поскольку электронная оболочка атомов благородных газов очень устойчива, большинство соединений щелочных металлов бесцветно (если бесцветен анион).
Все щелочные металлы – очень сильные восстановители, их стандартные электродные потенциалы j° отрицательные и имеют большое абсолютное значение. Литий имеет наибольшее отрицательное значение электродного потенциала (-3,045 В), соответствующее потенциалу окислительно-восстановительной пары Li+/Li в водном растворе. Это обусловлено более высокой энергией гидратации ионов Li+ по сравнению с ионами других щелочных металлов (ион Li+ из всех ионов щелочных металлов имеет наименьший радиус).
Окислительно-восстановительный потенциал пары Li+/Li в расплавленных средах, наоборот, минимален по абсолютному значению среди j° для щелочных металлов.
Пары щелочных металлов состоят преимущественно из атомов; в газовой фазе также содержится некоторое количество молекул Э2, энергия диссоциации которых невелика (для Li2 она равна 105 кДж/моль, для Cs2 42 кДж/моль). Малая энергия связи в молекулах Э2 обусловлена тем, что электронами заполняется только одна связывающая орбиталь, образующаяся в основном из s-орбиталей валентных электронов атомов.
В ряду Li – Cs свойства соединений обычно изменяются в одном направлении в зависимости от порядкового номера элемента Z, причем это изменение замедляется с ростом Z. Однако обнаруживаются и более сложные закономерности. Так, в ряду иодидов температура плавления проходит через максимум (KI) – сказывается противоположное влияние ослабления поляризующего действия катиона и увеличения межионного расстояния. Другой пример: если в ряду LiI – RbI и LiBr – RbBr значения энтальпии образования DH°f становятся более отрицательными, то для ЭСl зависимость DH°f от Z сложная (два слабо выраженных минимума для КСl и CsCl), а для ЭГ, ЭН и Э2O значения DH°f с ростом Z становятся более положительными. Подобные «нарушения», характерные и для DG°f, обусловлены различным изменением разности D = U0 – (DHсубл + DHиониз) в ряду этих соединений (U0 – энергия кристаллической решетки).
Связь в молекулах большинства соединений щелочных металлов близка к ионной, причем отклонение эффективного заряда от единицы уменьшается при переходе от соединений лития к соединениям цезия. В расплавленном состоянии соединения щелочных металлов, как правило, ионизированы и проводят электрический ток. Комплексообразование для ионов щелочных металлов нехарактерно вследствие их большого радиуса, малого заряда и отсутствия d-электронов во внешнем слое.

5. Соединения. Щелочные металлы реагируют с сухим водородом при нагревании, образуя гидриды ЭН. Это твердые кристаллические вещества, имеющие ионную решетку, причем анионом является гидрид-ион Н–. Об отрицательном заряде водорода в гидридах свидетельствует тот факт, что при электролизе LiH (в расплавленном состоянии или в растворе в жидком NH3) водород выделяется на аноде. Термическая стойкость гидридов уменьшается от LiH к CsH.
Гидриды щелочных металлов – сильные восстановители. С водой они энергично peaгируют с выделением водорода
При нагревании NaH в атмосфере СO2 образуется формиат натрия
NaH + CO2 ® NaCOOH
Реакционная способность гидридов ЭН значительно увеличивается при переходе от LiH к CsH.
Все щелочные металлы весьма энергично реагируют с кислородом. При избытке кислорода литий образует оксид Li2O (с небольшой примесью пероксида Li2O2), натрий – пероксид Na2O2, а К, Rb, Cs – надпероксиды ЭO2. Надпероксид натрия получается по реакции, протекающей при 500 °С и давлении 30 МПа
Na2O2 + O2 ® 2NaO2
Оксиды Na2O, K2O, Rb2O, Cs2O могут быть получены при недостатке кислорода или спекании в стехиометрических количествах металла и пероксида. Оксиды Li2O и Na2O – бесцветные, K2O и Rb2O – желтые, Cs2O – оранжевый (при увеличении размера иона, а следовательно, и его поляризуемости, соединения становятся окрашенными).
Пероксиды Э2O2 содержат диамагнитный ион O22–, d(O – О) = 150 пм, надперoксиды ЭO2 – парамагнитный ион O2–, d(O – О) = 133 пм. Эти ионы отличаются от нейтральной молекулы O2, d(O – О) =121 пм, наличием соответственно двух и одного электронов на разрыхляющих орбиталях p*·2р.
Надпероксид КO2 имеет кристаллическую решетку, аналогичную решетке КCl (структурный тип NaCl), в которой положения ионов Сl занимают ионы O2.
Пероксиды и надпероксиды щелочных металлов – сильные окислители. Горючие вещества (алюминиевый порошок, древесные опилки и др.), смешанные с Na2O2, дают яркую вспышку при поджигании. Реакцию можно вызвать также введением в смесь небольшого количества воды или H2SO4.
Пероксиды являются солями пероксида водорода Н2O2. Кислотные свойства Н2O2 выражены очень слабо, и пероксиды при растворении в воде подвергаются почти полному гидролизу
Na2O2 + 2Н2O ® 2NaOH + H2O2
Образующийся пероксид водорода в щелочном растворе быстро разлагается на воду и кислород. При взаимодействии надпероксидов с водой получаются Н2O2 и кислород
4КO2 + 2Н2O ® 4KOH + 2H2O2 + O2
Оксиды щелочных металлов энергично взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды
Э2O + Н2O ® 2ЭOH
Еще более активно реагируют с водой непосредственно щелочные металлы
2Э + 2Н2O ® 2ЭОН + Н2
Интенсивность взаимодействия с водой значительно увеличивается в ряду Li – Cs; реакция с водой Rb и Cs протекает со взрывом.
Гидроксиды щелочных металлов – бесцветные кристаллические вещества. Они сравнительно легкоплавки и очень хорошо растворимы в воде (за исключением LiOH). Это щелочи (щелочью называют хорошо растворимое в воде сильное основание). На практике часто приходится иметь дело с NaOH и КОН, их технические названия соответственно едкий натр и едкое кали,
Щелочи жадно поглощают из воздуха влагу и СO2; если при их хранении не принимать мер предосторожности, они всегда будут содержать примесь Н2O (в виде кристаллогидратов NaOH·Н2O. и др.) и карбонатов. Для обезвоживания щелочи сильно нагревают в атмосфере, свободной от СO2; от примеси карбонатов освобождают перекристаллизацией из этанола, в котором карбонаты практически нерастворимы. Однако в большинстве случаев небольшая примесь Н2O и карбонатов не мешает использованию щелочей и указанную очистку не проводят.
Щелочи при плавлении разрушают стекло и фарфор:
2NaOH(к) +SiO2(к) = Na2SiO3(к) +H2O(г); DG°298 = -100 кДж.
При доступе кислорода щелочи разрушают платину, их плавят в сосудах из серебра, никеля или железа, хранят в полиэтиленовых сосудах. Растворы щелочей нельзя долго хранить в посуде с пришлифованными стеклянными пробками и кранами, которые «прилипают» к шлифу (вследствие взаимодействия щелочи со стеклом, а также образования карбонатов при действии СO2 из воздуха).
Твердые щелочи и их концентрированные растворы разрушают живые ткани, поэтому работа с ними требует мер предосторожности (резиновые перчатки, защитные очки). Особенно опасно попадание частиц твердой щелочи в глаза (приводит к слепоте). Это может произойти, если разбивать куски щелочи в ступке, не надев защитные очки.
Гидроксиды ЭОН (за исключением LiOH) термически устойчивы до температуры более 1000°С, LiOH разлагается при температуре красного каления на Li2O и Н2O.
Из щелочей наибольшее практическое значение имеет едкий натр. Его получают в основном электролизом раствора NaCl. При этом применяют железные катоды и аноды из графита. Вместо графитовых анодов используют также титановые, покрытые тонким слоем смеси оксидов рутения и титана; у этих анодов значительно больший срок службы. Для предотвращения смешивания продуктов электролиза катодное и анодное пространства разделяют асбестовой диафрагмой. При электролизе происходят следующие процессы:
на катоде 2Н2O + 2e– ® H2+2OH–
на аноде 2Сl– – 2е– ® Cl2
На катоде происходит восстановление Н2O, а не Na+ так как потенциал у первого процесса более положителен, в результате у катода накапливается NaOH. Выделяющийся на аноде хлор является таким же ценным продуктом, как и щелочь.
Получаемый данным методом NaOH всегда содержит примесь неразложившегося хлорида натрия. В раде производств, использующих NaOH, эта примесь недопустима. Свободный от хлорида NaOH получают электролизом с ртутным катодом. В этом случае на катоде выделяется не водород, а натрий, образующий интерметаллиды с ртутью, что делает j° натрия более положительным (получается амальгама). Из электролизера амальгама поступает в разлагатель, наполненный водой. Содержащийся в амальгаме натрий медленно реагирует с водой, образуя NaOH, а не взаимодействующую с водой ртуть возвращают в электролизер. Этим методом получают NaOH высокой чистоты.
Недостаток данного метода – использование сильно ядовитой ртути, пары и мельчайшие брызги которой попадают в отходящие газы — Cl2 и Н2. Возникают труднорешаемые проблемы газоочистки и сброса ее отходов. В современных производствах вместо ртутного способа используют дающие чистый NaOH электролизеры с полимерными мембранами.
Некоторое количество NaOH получают методом, известным еще алхимикам – нагреванием, раствора соды с известковым молоком [взвесь Са(ОН)2 в воде]
Na2CO3 + Ca(OH)2 ® СаСО3Ї + 2NaOH
Для получения NaOH используют также ферритный способ (см. разд. Подгруппа VIIIБ. Семейство железа (железо, кобальт, никель)).
Все щелочные металлы реагируют с кислотами, при этом выделяется водород и образуются соли, например
2Э + 2НСl ® 2ЭСl + Н2
Сильно экзотермичные реакции щелочных металлов с галогенами приводят к образованию галогенидов ЭГ. При нагревании с серой образуются сульфиды Э2S и полисульфиды Э2Sn (максимальные значения n равны 2(Li), 5(Na) и 6(К, Rb, Cs)]. Для получения сульфидов щелочных металлов можно использовать также реакцию нейтрализации щелочей сероводородом, при избытке H2S получаются гидросульфиды ЭHS (LiHS малоустойчив).
С азотом щелочные металлы, за исключением Li, непосредственно не реагируют. Литий взаимодействует с азотом даже при комнатной температуре, образуя нитрид Li3N, который легко реагирует с водой
Li3N + 3Н2O ® 3LiOH + NH3
Нитриды других щелочных металлов могут быть получены из их паров и азота в электрическом разряде. Они малоустойчивы.
Щелочные металлы с многоосновными кислотами образуют средние соли (Э2СО3, Э2SO3, Э2SO4, Э3РO4 и т. д.) и кислые (ЭНСО3, ЭНSО3, ЭHSO4, ЭН2РO4, Э2НРO4, ЭHS и т. д.). Образование кислых солей – характерная особенность щелочных металлов. Кислых солей щелочных металлов известно очень много, у других элементов они редки. Склонность к образованию кислых солей и их термическая стойкость увеличиваются в ряду Li – Cs. Исследования структуры кристаллов кислых солей показывают, что они часто имеют сложное строение. Например, гидросульфаты могут содержать анионы (HSO4)22–, H4(SO4)56–, Н6(SO4)66–, которые образуются в результате соединения «простых» анионов (SO42–, HSO4–) водородными связями.
Соли щелочных металлов (за исключением Li) обычно хорошо растворимы в воде. Малорастворимых солей известно немного, среди них используемые в качественном и количественном анализе такие реагенты, как
Na[Sb(OH)6] гексагидроксостибат (V) натрия [гексагидроксоантимонат(V) натрия]
КНС4Н4O6 гидротартрат калия
КС1O4 перхлорат калия
K2Na[Co(NO2)6]·H2 гексанитрокобальтат(III) калия и натрия
К2[РtСl6] гексахлороплатинат(IV) калия
NaZn(UO2)3(CH3COO]9·6H2O ацетат натрия, цинка и уранила
Растворимость солей щелочных металлов с повышением температуры, как правило, возрастает. В ряду солей Li – Cs тенденция к образованию кристаллогидратов уменьшается (их известно много для лития, меньше – для натрия и совсем мало – для других щелочных металлов), что обусловлено ростом радиуса ионов Э+. В кристаллогидратах ионы щелочных металлов проявляют следующие координационные числа (к. ч.): 4 и 6 у Li+, 6 у Na+ и К+, 8 у Rb+ и Cs+. В разбавленных водных растворах средние значения к. ч. ионов Li+, Na+, К+, Rb+, Cs+, по-видимому, близки соответственно к 5, 6, 6, 7, 7.
Из солей щелочных металлов большое практическое значение имеет карбонат натрия Na2CO3 (техническое название – кальцинированная сода). Ее получают из хлорида натрия по аммиачному способу, предложенному в 1863 г. Сольве (Бельгия).
В водный раствор, содержащий NaCl и NH3, пропускают газообразный СO2, при этом происходят реакции
NH3 + H2O + CO2 ® NН4НСО3 (1)
NH4HCO3 + NaCl ® NaHCO3Ї + NH4Cl (2)
Реакция (2) протекает в направлении слева направо благодаря сравнительно малой растворимости гидрокарбоната натрия NaHCO3 в воде (» 9 г на 100 г H2O при 20 °С). Соль NaHCO3 отделяют от раствора и нагревают
2NaHCO3 ® Na2CO3 + СO2 + Н2O (3)
Выделяющийся СO2 возвращают в процесс. Дополнительно для реакции (1) подают диоксид углерода СO2, получаемый обжигом известняка:
СаСО3 ® СаО + СО2 (4)
На образовавшийся оксид кальция действуют водой и полученный гидроксид Са(ОН)2 вводят в реакцию с NH4Cl – продуктом реакции (2)
2NH4Cl + Са(ОН)2 CaCl2 + 2NH3 + 2Н2O
Выделяющийся аммиак вводят в реакцию (1).
Если суммировать рассмотренные процессы, то можно записать следующее уравнение реакции:
2NaCl + СаСО3 ® Na2CO3 + CaCl2
Однако в водном растворе эта реакция не происходит, наоборот, идет обратный процесс. Тем не менее, если проводить реакцию через несколько отдельных стадий, удается получить Na2CO3. Это объясняется тем, что реакции (3) и (4) идут при нагревании и их равновесие смещено вправо вследствие значительного вклада в величину DG = DH – ТDS энтропийной составляющей ТDS (в данных реакциях выделяется газ СO2, поэтому DS >> 0).
При получении соды по методу Сольве единственным отходом является CaCl2. К сожалению, пока не решена проблема утилизации этого вещества.
В заключение отметим некоторые особенности химических свойств лития.
Литий существенно отличается от остальных элементов подгруппы IA (особые свойства характерны для всех элементов второго периода). По ряду свойств литий ближе к магнию, чем к щелочным металлам (проявление диагонального сходства элементов в периодической системе). Подобно соответствующим соединениям магния, малорастворимы в воде LiF (аналитическая реакция на катионы Li+), Li2CO3, Li3PO4. Гидроксид лития растворим менее других гидроксидов щелочных металлов (12 г LiOH на 100 г H2O при 20°С). Как и магний, литий взаимодействует с азотом, давая нитрид Li3N, и сравнительно легко (в отличие от других щелочных металлов) образует с углеродом ацетиленид Li2C2, а с кремнием – силициды Li4Si и др.
Кислородсодержащие соединения лития (LiOH, LiNO3, Li2CO3) при нагревании разлагаются с образованием оксида Li2O
4LiNO3 ® 2Li2O + 4NO2 + O2
Эта реакция обусловлена сильным притяжением небольшого иона Li+ к кислороду соответствующих анионов (при нагревании нитратов других щелочных металлов сначала образуется нитрит ЭNO2).
Малый радиус иона Li обусловливает возможность координации лигандов вокруг этого иона, образование большого числа двойных солей , различных сольватов, а также высокую растворимость ряда солей лития (в противоположность солям других щелочных металлов) во многих органических растворителях.

6. Применение. Из щелочных металлов наибольшее применение находит натрий. Его используют для получения пероксида натрия, в органических синтезах, для получения ряда технически важных металлов (Ti, Zr, Та, Nb) металлотермическим методом, как теплоноситель в ядерных реакторах, для осушки органических растворителей.
Металлический калий также применяют в металлотермии и в органических синтезах, причем в синтезах часто используют исключительно активный эвтектический сплав K – Na, 77% (масс.) К, который при комнатной температуре находится в жидком состоянии (затвердевает при -12,5° С). Из калия получают надпероксид КO2, используемый в подводных лодках и космических кораблях для поглощения СО2 и регенерации кислорода
4КO2 + 2СO2 ® 2K2CO3 + 3O2
Для той же цели пригоден и пероксид Na2О2
2Na2O2 + 2СO2 ® 2Na2CO3 + O2
При использовании Na2O2 выделяется меньше кислорода (в расчете на единицу массы поглотителя), но Na2O2 дешевле КO2.
Литий служит как добавка к некоторым сплавам, его применяют в химических источниках тока, для получения алюмогидрида Li[AlH4], используемого в качестве восстановителя во многих органических синтезах. Легкий изотоп лития служит для промышленного получения трития
В последние годы в авиации стали использовать как конструкционный материал сплав Аl – Li.
Цезий применяют в фотоэлементах (у него очень мала работа выхода электрона).
В значительно большем масштабе, чем свободные щелочные металлы, находят применение их соединения, особенно соли. Хлорид натрия служит для получения Na2CO3, NaOH, Cl2 и многих других технически ценных веществ. Кроме того, NaCl применяется в производстве мыла, синтетических моющих средств, органических красителей. Хлорид натрия — приправа к пище и консервирующее средство в пищевой промышленности.
Добываемый из природных залежей хлорид калия используют как удобрение.
Широкое применение находят Na2CO3 (Производство алюминия, получение стекла, мыловарение и др.), NaOH (промышленность искусственного волокна, красителей, очистка нефтепродуктов и др.), Na2O2 (отбелка, дезинфекция и др.), Na2SO4 и К2СО3 (производство стекла и др.), KNO3 (удобрения и др.) и многие другие соединения натрия и калия. LiOH используется как добавка к электролиту в щелочных аккумуляторах, увеличивающая срок их службы, Li2O входит в состав специальных сортов стекла, обладающих низкой температурой плавления.