Щелочные металлы – это элементы 1 группы главной подгруппы периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева.

Щелочные металлы – это элементы 1 группы главной подгруппы Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Металлы	s –э л е м е н т ы	электронная конфигурация внешнего уровня: ns^1	степень окисления +1	ß----------------------------------------- увеличиваетсярадиус, усиливаются металлические свойства, уменьшается электроотрицательность	Т пл. °С	Плотность, г/см^3
Li		0,53 (почти в 2 раза легче воды)
Na		0,97
K		0,86
Rb		1,53
Cs		1,88

Качественная реакция: окрашивание пламени растворами солей!

	Щелочной металл	Цвет пламени
Li	Карминно-красный
Na	Жёлтый
K	Фиолетовый
Rb	Буро-красный
Cs	Фиолетово-красный

Способы получения щелочных металлов.

Натрий: минерал - поваренная (каменная) соль NaCl	Электролиз расплава хлорида натрия с добавками хлорида кальция: 2NaCl (расплав)–(эл. ток)à2Na + Cl2. Электролит- смесь NaCl с NaF и КСl (позволяет проводить процесс при 610–650°С).
Калий: минералы сильвин KCl, сильвинит NaCl · KCl	Пропускание паров натрия через расплав хлорида калия при 800°С: KCl + Na = K↑+ NaCl
Литий:	Электролиз расплава хлорида лития проводят в смеси с KCl или BaCl2 (эти соли служат для понижения температуры плавления смеси). 2LiCl = 2Li + Cl2
Цезий	Нагревание смеси хлорида цезия и специально подготовленного кальция: Са + 2CsCl à 2Cs­ + CaCl2

Химические свойства натрия и калия

Реакция	литий	натрий	Калий, рубидий, цезий.
1. С кислородом (реагируют очень активно, окисляются на воздухе)	образует оксид 4Li + O2 = 2Li2O	образуется пероксид! 2Na + O2 = Na2O2	образуется надпероксид! K + O2 = KO2 (так же Rb,Cs)
2. С простыми веществами-неметаллами: галогенами, серой, фосфором, водородом, углеродом (очень активно).	С галогенами: 2Na + Cl2 = 2NaCl (галогениды) С серой – сульфиды: 2K + S = K2S С фосфором – фосфиды: 3K + P = K3P С водородом – солеобразные гидриды: 2Na + H2 = 2NaH С углеродом - карбиды Ме2С2
3. С азотом	Литий при комнатной температуре образует нитрид:6Li + N2 = 2Li3N	Только при очень высокой температуре.
4. С водой	Литий – спокойно, остальные – со взрывом: 2К + 2H2O = 2КOH + H2
5. С кислотами Со всеми кислотами реагируют со взрывом!	С азотной концентрированной: выделяется N2O. 8Na + 10HNO3 (конц) à N2O+ 8NaNO3 + 5H2O С азотной разбавленной: в зависимости от разбавления либо азот, либо нитрат аммония (оч. разб). 10Na + 12HNO3 (разб)à N2+10NaNO3 + 6H2O С концентрированной серной: выделяется сероводород. 8Na + 5H2SO4 àH2S + 4Na2SO4 +4H2O
6. В расплаве (!) могут вытеснять из солей менее активные (ил иболее летучие, легкокипящие) металлы.	3Na + AlCl3 (расплав) à 3NaCl + Al KCl + Na = K↑+ NaCl

Оксиды натрия и калия.

Получение. Так как натрий и калий с кислородом образуют не оксиды, а пероксид и надпероксид, оксиды получают косвенным путём:

из пероксидов: Na₂O₂ + 2Na = 2Na₂O

и надпероксидов: 3K + KO₂ = 2K₂O.

Свойства: основные оксиды

1) Реагируют с водой- очень активно присоединяют воду, образуя ЩЕЛОЧИ	К2O + H2O = 2КOH
2) Реагируют с кислотными и амфотерными оксидами, образуя соли	Li2O + SO3 = Li2SO4; Na2O + Al2O3 = NaAlO2
3) Реагируют с кислотами – образуя соли.	Li2O + 2HCl = 2LiCl + H2О.
4) Окисляются кислородом (кроме оксида лития): оксид натрия - до пероксида, калия, рубидия и цезия – до надпероксида.	2Na2O + O2 = 2Na2O2;

Гидроксиды щелочных металлов – ЩЕЛОЧИ.

Получение.

1) Электролиз водного раствора хлорида натрия и калия.

2NaCl + 2H₂O –(эл.ток)à H₂ + 2NaOH + Cl₂.

2) С помощью обменных реакций сульфатов с гидроксидом бария:

Rb₂SO₄ + Ba(OH)₂ = 2RbOH + BaSO₄ ↓.

3) Взаимодействие металлов, их оксидов, пероксидов, гидридов, фосфидов, нитридов с водой: 2К + 2H₂O = 2КOH + H₂ К₂O + H₂O = 2КOH

КН + Н₂О = КОН + Н₂ Li3N + 3H2O = 3LiOH + NH3

Свойства:

1) Все гидроксиды проявляют свойства сильных оснований.В воде полностью диссоциируют, образуя щелочную среду и меняя окраску индикаторов.	NaOH D Na^+ + OH^-.
2) Гидроксиды всех щелочных металлов плавятся без разложения, гидроксид лития разлагается при нагреваии до температуры 600°С:	2LiOH –(t)à Li2O + H2O. NaOH, КОН à не разлагаются!
3) Реагируют с кислотными и амфотерными оксидами, образуя соли.	а) с кислотными оксидами: KOH + CO2 (изб) = KHCO3; 2NaOH(изб) + CO2 = Na2CO3 + H2O; 2KOH + 2NO2 = KNO3 + KNO2 + H2O. б) с амфотерными оксидами: NaOH + Al2O3(спл) → t NaAlO2 + H2O 2NaOH + BeO + H2O = Na2[Be(OH)4]
4) Взаимодействуют с кислотами, вступают в реакцию нейтрализации, образуют с многоосновными кислотами кислые и средние соли.	KOH + HNO3 = KNO3 + H2O KOH + H2SO4 (изб) = KHSO4+ H2O; 2NaOH(изб) + H2SO4 = Na2SO4 + 2H2O
5) Вступают в обменные реакции с растворимыми солями:	2NaOH + CuCl2 = Cu(OH)2¯+ 2NaCl КОН + NH4Cl = NH3­ + H2O + KCl KOH + KHSO3 = K2SO3 + H2O Реакция возможна, если образуется осадок, газ или вода.
6) Взаимодействуют с амфотерными металлами (кроме хрома и железа):	2KOH + Zn(сплавление) →tK2ZnO2 + H2; 2NaOH + Be + 2H2O = Na2[Be(OH)4]+ H2;
7) Реагируют с амфотерными гидроксидами, образуя гидроксокомплексы в водном растворе.	2NaOH + Be(OH)2 = Na2[Be(OH)4]
8) Реагируют с неметаллами, кроме O2, N2, C, инертных газов.	1) 2NaOH + Si + H2O = Na2SiO3 + 2H2 2) 4NaOH + 2F2 = 4NaF + O2 (OF2)+ 2H2O 3) С серой и остальными галогенами – идет реакция диспропорционирования: 6NaOH + 3S = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O 6NaOH + 3Cl2 → t 5NaCl + NaClO3 + 3H2O
9) В расплаве подвергаются электролизу	NaOH(расплав)-(эл.ток)àNa + O2 + H2O Катод Анод

Особенности химии бериллия

Металл Ве – амфотерный. Реагирует с кислотами и концентрированными щелочами, выделяя водород.	Be + 2HCl = BeCl2 + H2; Be + 2NaOH + 2H2O = Na2[Be(OH)4] + Н2 тетрагидроксобериллат натрия
Оксид ВеО – амфотерный. Реагирует с кислотами и щелочами.	BeO + 2HCl = BeCl2 + H2O; BeO + 2NaOH + H2O = Na2[Be(OH)4] (в растворе); BeO + 2NaOH –(t)à Na2BeO2 + H2O (в расплаве); бериллат натрия
Гидроксид Ве(ОН)2 – амфотерный. Реагирует с кислотами и щелочами.	Be(OH)2 + 2HCl = BeCl2 + 2H2O; Be(OH)2 + 2NaOH = Na2[Be(OH)4] Be(OH)2 + 2NaOH –(t)à Na2BeO2 + Н2О (в расплаве).
Соли бериллия – гидролизуются по катиону.	BeCl2 + H2O ⇄ BeOHCl + HCl.

 

АЛЮМИНИЙ.

р-элемент, амфотерный металл. Степень окисления: +3	Электронная конфигурация внешнего слоя 3s^23p^1
По распространенности занимает третье место, после О и Si, содержание в земной коре 8,3 мас.%.	Природное соединение: корунд Al2O3	Физические свойства: t пл. 660°С, t кип 1450°С, плотность 2,7 г/см^3.

 

Химические свойства алюминия На воздухе поверхность металла покрыта прочной пленкой оксида, защищающей металл от окисления.

1) Взаимодействие с неметаллами – кислородом, серой, галогенами, азотом и фосфором. С водородом не взаимодействует.	4Al + 3O2 –(t)à 2Al2O3 2Al + 3S –(t)à Al2S3 4Al + 3C –(t)à Al4C3 Al + N2 –(1000˚)à AlN 2Al + 3Cl2 –(t)à 2AlCl3
2) Взаимодействие с водой: в обычных условиях алюминий с водой не реагирует из-за оксидной пленки. Очищенный от оксидной пленки алюминий (например, амальгамированный) энергично взаимодействует с водой.	Al + H2O àне реагирует (оксидная пленка)   2Al(амальгама)+6H2O = 2Al(OH)3+ 3H2
3) Взаимодействие с кислотами:с концентрированными серной и азотной кислотами не реагирует, происходит пассивация, образование плотной оксидной плёнки.	2Al + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2 2Al + 3H2SO4(разб) = Al2(SO4)3 + 3H2 10Al+ 36HNO3(разб)=10Al(NO3)3+3N2+18H2O 2Al + 6H2SO4 (конц) –(t)à Al2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O
4) Взаимодействие со щелочами:алюминий – амфотерный металл, он легко реагирует со щелочами	2Al +2NaOH+6H2O=2Na[Al(OH)4] + 3H2   2Al + KOH –(t)à 2K3AlO3 + 3H2
5) Восстанавливает менее активные металлы из оксидов.	2Al + Cr2O3 –(t)à 2Cr + Al2O3

Получение алюминия

Металлический алюминий получают электролизом расплава Al₂O₃ в расплавленном криолите Na₃AlF₆ при 960–970°С. Криолит добавляется для понижения температуры расплава. Электролиз Al₂O₃ можно представить следующей схемой:

Al₂O₃ → t Al³⁺ + AlO₃^3-

на катоде восстанавливаются ионы Al^3+:		Al^3+ +3e à Al^0,
на аноде окисляются ионы AlO3^3-:		4AlO3^3- - 12e à 2Al2O3 + 3O2

Суммарное уравнение процесса: 2Al₂O_{3 (расплав)} –(эл.ток)à 4Al + 3O₂.

 

Так как при электролизе расплава оксида алюминия используются графитовые электроды, они окисляются и вместо кислорода выделяются оксиды углерода – СО и СО₂!

Оксид алюминия Al₂O₃ – амфотерный оксид, химически малоактивен, благодаря своей прочной кристаллической решетке.

Получение: разложение гидроксида. 2Al(OH)₃ – (t)à Al₂O₃ + 3H₂O;

Свойства:

Реагирует с кислотами и кислотными оксидами сильных кислот	Al2O3 + 6HCl = 2AlCl3 + 3H2O; Al2O3 + 3SO3 = Al2(SO4)3 (основные свойства)
Взаимодействует со щелочами и карбонатами щелочных металлов при сплавлении с образованием алюминатов:	(кислотные свойства) Al2O3 + 2KOH –tà 2KAlO2 + H2O; Al2O3 + Na2CO3 –tà 2NaAlO2 + CO2.
Растворяется в водном растворе щелочи.	Al2O3 + 2NaOH + 3H2O = 2 Na[Al(OH)4].

Гидроксид алюминия.

Получение:

1) Действие водного раствора аммиака на растворы солей алюминия:

AlCl₃ + 3NH₃ + 3H₂O = Al(OH)₃ + 3NH₄Cl;

2) Пропускание углекислого газа, сернистого газа или сероводорода через щелочной раствор тетрагидроксоалюмината натрия:

2Na [Al(OH)₄]+ СО₂ = 2Al(OH)₃ + NaНCO₃ + H₂O

3) Взаимодействие растворов солей с недостатком щелочи:

AlCl₃ + 3KOH(недост) = Al(OH)₃ ↓+ 3KCl

Свойства: Типичное амфотерное соединение, свежеполученный гидроксид растворяется в кислотах и щелочах

Реагирует с кислотами, образуя соли.	2Al(OH)3 + 6HCl = 2AlCl3 + 6H2O
Реагирует со щелочами – в растворе и в расплаве.	Al(OH)3 + NaOH + 2H2O = Na[Al(OH)4]. Al(OH)3 + NaOH →tNaAlO2 + 2H2O
Разлагается при нагревании.	2Al(OH)3 → tAl2O3 + 3H2O

 

Щелочные металлы – это элементы 1 группы главной подгруппы Периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева.

Металлы	s –э л е м е н т ы	электронная конфигурация внешнего уровня: ns^1	степень окисления +1	ß----------------------------------------- увеличиваетсярадиус, усиливаются металлические свойства, уменьшается электроотрицательность	Т пл. °С	Плотность, г/см^3
Li		0,53 (почти в 2 раза легче воды)
Na		0,97
K		0,86
Rb		1,53
Cs		1,88

Качественная реакция: окрашивание пламени растворами солей!

	Щелочной металл	Цвет пламени
Li	Карминно-красный
Na	Жёлтый
K	Фиолетовый
Rb	Буро-красный
Cs	Фиолетово-красный