Характеристика элементов главных подгрупп. Характеристика элементов главной подгруппы I группы.

Главную подгруппу I группы Периодической системы составляют литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr.

Атомный номер	Название	Электронная конфигурация	 г/см3	tпл. C	tкип. C	ЭО	ПИ эВ	Атомный радиус, нм	Степень окисления
3	Литий Li	[He] 2s1	0,531	180,5	1347	0,97	5,39	0,157	+1
11	Натрий Na	[Ne]3s1	0,97	97,9	882,9	1,01	5,138	0,191	+1
19	Калий K	[Ar] 4s1	0,859	63,65	774	0,91	4,339	0,236	+1
27	Рубидий Rb	[Kr] 5s1	1.53	38,4	688	0,89	4,176	0,253	+1
55	Цезий Cs	[Xe] 6s1	1,88	28.4	678	0,86	3,893	0,274	+1
87	Франций Fr	[Rn] 7s1	–	–	–	–	–	–	+1

Атомы этих элементов имеют на внешнем энергетическом уровне один s-электрон: ns¹ . Вступая в химические взаимодействия, атомы легко отдают электрон внешнего энергетического уровня, проявляя в соединениях постоянную степень окисления +1.

Элементы этой подгруппы относятся к металлам. Их общее название – щелочные металлы.

В природе наиболее распространены натрий и калий. Массовая доля натрия в земной коре 2,64%, калия – 2,60%. Щелочные металлы в природе в свободном состоянии в природе не встречаются. Основными природными соединениями Na являются минералы галит, или каменная соль, NaCl, и мирабилит, или глауберова соль (Na₂SO₄ · 10H₂O). К важнейшим соединениям калия относится сильвин (KCl), карналлит (KCl · MgCl₂ · 6H₂O), сильвинит

(NaCl · KCl).

Франций - радиоактивный элемент. Следы этого элемента обнаружены в продуктах распада природного урана. Из-за малого времени жизни изотопов Fr его трудно получать в больших количествах, поэтому свойства металлического Франция и его соединений изучены еще недостаточно.

Свойства: Щелочные металлы серебристо-белые вещества с малой плотностью. Литий из них – самый легкий. Это мягкие металлы, по мягкости Na, K, Rb, Cs подобны воску. Щелочные металлы легкоплавкие. Температура плавления цезия 28,5°С, наибольшая температура плавления у лития (180,5°С). Обладают хорошей электрической проводимостью.

Щелочные металлы обладают высокой химической активностью, их активность увеличивается в ряду Li-Na-K-Rb-Cs-Fr. В реакциях являются сильными восстановителями.

1. Взаимодействие с простыми веществами.

Щелочные металлы взаимодействуют с кислородом. Все они легко окисляются кислородом воздуха, а рубидий и цезий даже самовоспламеняются.

4Li + O₂  2Li₂O(оксид лития)

2Na + O₂  Na₂O₂ (пероксид натрия)

K + O₂  KO₂ (надпероксид калия)

Щелочные металлы самовоспламеняются во фторе, хлоре, парах брома, образуя галогениды:

2Na+Br₂aBr (галогенид)

При нагревание взаимодействуют со многими неметаллами:

2Na + S  Na₂S (сульфиды)

6Li + N₂  2Li₃N ( нитриды)

2Li + 2C  2Li₂C₂ (карбиды)

2. Взаимодействие с водой. Все щелочные металлы реагируют с водой, восстанавливая ее до водорода. Активность взаимодействия металлов с водой увеличивается от лития к цезию.

2Na + 2H₂O  2NaOH + H₂

2Li + 2H₂O  2LiOH + H₂

 

3. Взаимодействуют с кислотами. Щелочные металлы взаимодействуют с хлороводородной и разбавленной серной кислотами с выделением водорода:

2Na + 2HCl  2NaCl +H₂

Концентрированную серную кислоту восстанавливают главным образом до сероводорода:

8Na + 5H₂SO₄  4Na₂SO₄ + H₂S + 4H₂O

При этом возможно параллельное протекание реакции восстановления серной кислоты до оксида серы (IV) и элементарной серы.

При реакции щелочного металла с разбавленной азотной кислотой преимущественно получается аммиак или нитрат аммония, а с концентрированной – азот или оксид азота (I):

8Na +10HNO₃(разб.) 8NaNO₃ + NH₄NO₃ + 3 H₂O

8K +10HNO₃(конц.) 8KNO₃ + NO₂ + 5H₂O

Однако, как правило, одновременно образуется несколько продуктов.

4. Взаимодействие с оксидами металлов и солями. Щелочные металлы вследствие высокой химической активности могут восстанавливать многие металлы из их оксидов и солей:

BeO +2Na Be + Na₂O

CaCl₂ + 2Na Ca + 2NaCl

Получение:

Металлический натрий в промышленности получают электролизом расплава хлорида натрия с инертными электродами. В расплаве хлорид натрия диссоциирует на ионы:

NaCl↔ Na⁺ + Cl^-

При электролизе на катоде восстанавливается катион Na⁺ , на аноде окисляется анион Cl^-:

катод: 2 Na⁺ +2е  2Na

анод: 2 Cl^- -2е  Сl₂

2Na⁺ + 2Cl^-  2Na + Cl₂ или 2NaCl2Na + Cl

Таким образом при электролизе образуются натрий и хлор. Иногда натрий получают электролизом расплава гидроксида натрия.

Другим способом получения натрия является восстановление соды углем при высоких температурах:

Na₂CO₃ + 2C2Na + 3CO

Калий получают замещение его натрием из расплава хлорида калия или гидроксида калия:

KCl + Na  K + NaCl

Калий может быть получен также электролизом расплавов его соединений (KCl; KOH).

Металлический литий получают электролизом расплава хлорида лития или восстановлением оксида лития алюминием.

Рубидий и цезий получают, восстанавливая металлами их галогениды в вакууме:

2RbCl + Ca = 2Rb + CaCl₂ ; 2CsCl + Mg = 2Cs + CaCl₂

Оксиды щелочных металлов (R₂O):

Оксиды лития и натрия – белые вещества, оксид калия имеет светло-желтую окраску, рубидия – желтую, цезия – оранжевую. Все оксиды – реакционноспособные соединения, обладают ярко выраженными основными свойствами, причем в ряду от оксида лития к оксиду цезия основные свойства усиливаются.

Окислением металла получается только оксид лития:

 

4Li + O₂ 2Li₂O

Остальные оксиды получают косвенным путем. Так, оксид натрия получают восстановлением соединения натрия металлическим натрием:

Na₂O₂ + 2Na  2Na₂O

2NaOH + 2Na 2Na₂O + H₂

Оксиды щелочных металлов легко взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды, например:

Li₂O + H₂O  2LiOH

С кислотными оксидами и кислотами они реагируют, образуя соли:

Na₂O + SO₃  Na₂SO₄

K₂O + 2HNO₃  2KNO₃ + H₂O

Гидроксиды щелочных металлов (ROH):

Представляют собой белые кристаллические вещества. Все гидроксиды щелочных металлов являются сильными основаниями, растворимыми в воде. Общее название – щелочи.

Гидроксиды образуются при взаимодействии щелочных металлов или их оксидов с водой:

2Li + 2H₂O  2LiOH + H₂­

Li₂O + H₂O  2LiOH

Гидроксиды натрия и калия, имеющие большое практическое значение, в промышленности получают электролизом хлоридов:

 

2NaCl + 2H₂O  2NaOH + H₂­ + Cl₂­

катод: 2H⁺ + 2ē  H⁰₂­

анод: 2Cl^- – 2ē  Cl⁰₂­

Гидроксиды щелочных металлов проявляют все характерные свойства оснований: они взаимодействуют с кислотами и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами, кислотами, солями. В водных растворах щелочей растворяются некоторые металлы, образующие амфотерные гидроксиды, например:

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑