Конспект урока: Общая характеристика элементов IA-группы

Строение атомов

Щелочные металлы — представители IA-группы. На их внешнем энергетическом уровне находится один электрон. Они проявляют очень сильные восстановительные свойства. Отдают свой единственный электрон и приобретают степень окисления +1. Восстановительные свойства усиливаются, а окислительные свойства ослабевают от лития к цезию, так как возрастает радиус атомов.

Теперь охарактеризуем щелочные металлы как простые вещества.

Щелочные металлы как простые вещества

По своим физическим свойствам щелочные металлы — вещества серебристо-белого цвета, мягкие, легко режутся ножом и, конечно, имеют металлический блеск.

Рис. 1. Натрий

Щелочные металлы — легкоплавкие и лёгкие. Очень химически активны. Они реагируют с составными частями воздуха, и поэтому их хранят под слоем защитной жидкости. Литий — под слоем вазелинового масла, а остальные — под слоем керосина.

 

В природе щелочные металлы в свободном виде не встречаются опять же из-за своей высокой химической активности. Важнейшими природными соединениями данных металлов являются:

• поваренная соль (галит) — $NaCl$;
• сильвин — $KCl$;
• сильвинит — $KCl \cdot NaCl$;
• кристаллическая сода — $Na_{2} CO_{3} \cdot 10 H_{2} O$;
• чилийская селитра — $NaNO_{3}$.

Огромные запасы солей щелочных металлов содержатся в Мировом океане.

Чтобы получить щелочные металлы, используют метод электролиза. Действию электрического тока подвергаются расплавы солей щелочных металлов, например:

$2 KCl \overset{\text{эл}e\text{кт}po\text{лиз}}{\rightarrow} 2 K + Cl_{2}$.
 

В практической деятельности проводят электролиз расплавов гидроксидов, они имеют более низкую температуру плавления:
 

$4 KOH ( pac\text{пл}a\text{в} ) \overset{\text{эл}e\text{кт}po\text{лиз}}{\rightarrow} 4 K + 2 H_{2} O + O_{2}$.

Перейдём к самому важному: к химическим свойствам щелочных металлов.

Химические свойства щелочных металлов

Ещё раз напомним, что щелочные металлы — прекрасные восстановители.

1. Взаимодействие с неметаллами

Практически со всеми неметаллами происходит взаимодействие:

• с кислородом образуются пероксиды:

$2 Na + O_{2} = Na_{2} O_{2}$.

Пероксиды — соединения, в которых кислород проявляет степень окисления −1.

Исключение составляют калий и литий. Первый образует надпероксид, а второй образует с кислородом стандартный основный оксид:

$K + O_{2} = KO_{2}$ 

$4 Li + O_{2} = 2 Li_{2} O$.

Ещё одно интересное свойство лития заключается во взаимодействии с азотом. Литий — единственный металл, взаимодействующий с азотом при комнатной температуре с образованием нитрида лития:
 

$6 Li + N_{2} = 2 Li_{3} N$.

2. Взаимодействие с водой

Образуются щёлочи и водород:
 

$2 Na + 2 H_{2} O = 2 NaOH + H_{2} \uparrow$,

$2 Cs + 2 H_{2} O = 2 CsOH + H_{2} \uparrow$.

Чем активнее металл, тем быстрее протекает реакция.

Теперь поговорим о соединениях щелочных металлах. Рассмотрим оксиды, гидроксиды и соли. Начнём с оксидов.

Оксиды щелочных металлов

При взаимодействии лития и кислорода образуется оксид лития. А как же получить, например, оксиды натрия и калия? Для этого нужно нагреть пероксид с избытком металла:
 

$K_{2} O_{2} + 2 K = 2 K_{2} O$.

Сами по себе оксиды щелочных металлов — белые твёрдые вещества. У них очень ярко выражены оснóвные свойства. Они реагируют с оксидами и кислотами с образованием солей:
 

$Na_{2} O + SO_{2} = Na_{2} SO_{3}$,

$Li_{2} O + 2 HCl = 2 LiCl + H_{2} O$.

А также с водой с образованием гидроксидов, или щелочей:
 

$K_{2} O + H_{2} O = 2 KOH$.

Гидроксиды щелочных металлов

В лаборатории получить щёлочи можно растворением оксида металла или самого металла в воде.

Промышленный способ получения щелочей — электролиз водных растворов хлоридов щелочных металлов:
 

$2 KCl + 2 H_{2} O \overset{\text{эл}e\text{кт}po\text{лиз}}{\rightarrow} H_{2} + 2 KOH + Cl_{2}$.

Щёлочи — типичные основания. Рассмотрим их химические свойства.

1. Взаимодействие с кислотными оксидами:

$6 NaOH + P_{2} O_{5} = 2 Na_{3} PO_{4} + 3 H_{2} O$.

2. Взаимодействие с кислотами:
 

$NaOH + HNO_{3} = NaNO_{3} + H_{2} O$.

3. Взаимодействие с амфотерными оксидами и гидроксидами:
 

$2 NaOH + Al_{2} O_{3} + 3 H_{2} O = 2 Na [ Al \left( OH \right)_{4} \left]\right.$,

$2 KOH + Zn \left( OH \right)_{2} = K_{2} [ Zn \left( OH \right)_{4} \left]\right.$.

4. Взаимодействие с солями:
 

$2 NaOH + ZnCl_{2} = 2 NaCl + Zn \left( OH \right)_{2} \downarrow$.

Для щелочей некоторых металлов используются и технические названия. Так, гидроксид натрия называют каустической содой, или едкий натр, а гидроксид калия — едким кали.

Соли щелочных металлов

Соли щелочных металлов представляют собой твёрдые кристаллические вещества. Они очень хорошо растворяются в воде. Химические свойства определяются главным образом природой аниона, например:
 

$NaCl + AgNO_{3} = AgCl \downarrow + NaNO_{3}$.

Рис. 2. Окраска пламени ионами щелочных металлов

Но и у катионов металлов есть интересное свойство. Они окрашивают бесцветное пламя спиртовки в различные цвета:

• литий — в малиновый (красный);
• натрий — в жёлтый;
• калий — в фиолетовый.

Соли щелочных металлов, особенно хлориды, карбонаты, сульфаты и нитраты калия и натрия широко применяются человеком. Так, хлорид натрия является необходимым компонентом пищи, играющим важную биологическую роль. Хлорид калия применяется в качестве удобрения. Карбонат натрия, или техническая сода, используется при производстве стекла.