Характерні особливості властивостей

s-елементів і p-елементів

Елементи головних підгруп Періодичної системи Д.І.Менделєєва (груп А) – це. s- і p-елементи. Для них є характерним:

1. подібність властивостей, що обумовлена подібною будовою зовнішніх електронних рівнів;

2. закономірна зміна властивостей у періодах від типових металів до типових неметалів, яка зумовлена закономірним збільшенням зарядів ядер атомів елементів;

3. діагональна подібність властивостей, наприклад, літію й магнію, берилію та алюмінію;

4. суттєва відмінність властивостей елементів другого періоду від властивостей елементів третього періоду за рахунок участі у хімічних зв’язках для елементів третього періоду d-підрівнів;

5. електропозитивний характер s-елементів та електронегативний – р-еле­ментів.

1. Елементи групи іа

ІA групу складають елементи ₃Li, ₁₁Na, ₁₉K, ₃₇Rb, ₅₅Cs, ₈₇Fr. Будова зовніш-

ніх електронних рівнів-ns1,		, де n (номер періоду) = 2, 3, 4, 5, 6, 7.
	ns

Групова назва – лужні метали.

1.1. Фізичні характеристики елементів

Деякі важливі фізичні характеристики s-елементів іа групи наведені у таблиці 1.

Таблиця 1

Елемент, Е	Li	Na	K	Rb	Cs	Fr
Радіус атома, нм	0,155	0,190	0,235	0,248	0,267	0,280
Радіус іона Е+, нм	0,076	0,102	0,138	0,152	0,167	0,175
Перший потенціал іонізації, еВ	5,39	5,14	4,34	4,17	3,89	3,98
Спорідненість до електрону, еВ	0,59	0,54	0,47	0,42	0,39	–
Електронегативність	0,98	0,93	0,91	0,89	0,86	0,86
Ступінь окислення у сполуках	+1	+1	+1	+1	+1	+1

У таблиці 2 наведено основні відомості про лужні метали.

Таблиця 2

Продолжение Табл. 2

1.2. Прості речовини. Основний спосіб одержання літію, натрію, калію – електроліз розплавів їх хлоридів або гідроксидів. Застосовують також відновлення оксидів, хлоридів, карбонатів алюмінієм, кремнієм, кальцієм чи магнієм при нагріванні у вакуумі, наприклад:

Всі лужні метали є сильними відновниками. Їх реакційна здатність зростає в ряду літій – цезій. Лужні метали енергійно реагують з більшістю неметалів, розкладають воду навіть при низькій температурі, активно реагують з розбавленими розчинами кислот. Комплексоутворення для іонів лужних металів нехарактерне. За деякими властивостями літій, як елемент другого періоду, суттєво відрізняється від інших елементів групи. Він ближчий до магнію, ніж до інших лужних металів. Так, наприклад, літій, як і магній, взаємодіє з азотом, утворюючи нітрид Li₃N, з вуглецем – ацетиленід Li₂C₂, з кремнієм – силіцид Li₄Si, на відміну від інших лужних металів.

Реакції з простими речовинами:

2E+H₂ 2EH;

2E+Г₂ 2EГ (Г = F, Cl, Br, J);

2E+O₂ E₂O₂ (E = Na, K, Rb, Cs);

4Li+O₂ 2Li₂O;

2E+S E₂S або E₂S_n, де n_max= 2(Li), 5(Nа), 6(K, Rb, Cs);

6E+N₂ 2E₃N (E = Li, Na);

3E+P E₃P;

2E+2C E₂C₂ (E=Li, Na)

З іншими металами утворюють сплави.

Реакції з найважливішими реагентами:

2E+2H₂O2EOH+H₂;

2E+2HCl_розб.2ECl+H₂;

2E+H₂SO_{4 розб}. E₂SO₄+H₂;

8E+10НNO_3розб. 8ENO₃+NH₄NO₃+3H₂O;

2E+MgO Mg+E₂O;

2E+2C₂H₅OH2C₂H₅OE+H₂;

2E+2NH_3(газ) 2ENH₂+H₂;

2ENH_{3(рідина)}2ENH₂+H₂;

Аміди ENH₂ дією H₂O розкладаються:

ENH₂+H₂OEOH+NH₃

Відновлюючи аміди вугіллям, одержують ціаніди:

NaNH₂+CNaCN+H₂

1.3.Бінарні сполуки

1.3.1. Сполуки з воднем. Гідриди ЕН – безбарвні кристалічні речовини з іонною граткою, в якій аніоном є Н^–. Гідриди термічно розкладаються, не плавлячись: 2ЕН 2Е+Н₂. Гідриди одержують, пропускаючи Н₂ над розплавленими металами.

Гідриди лужних металів є сильними відновниками. Їх активність, як відновників, збільшується у ряду гідрид літію  гідрид цезію. Гідриди енергійно взаємодіють із водою:

EH+H₂OEOH+H₂

Гідриди з легкістю окислюються киснем, хлором та іншими окисниками:

2EH+O₂2EOH.

1.3.2. Галогеніди. Усі галогеніди ЕГ є безбарвними кристалічними речовинами, як правило, з іонною граткою. Галогеніди термічно стійкі. Гідролізують у водних розчинах тільки фториди:

EF+H₂OEOH+HF.

Йодиди, броміди та хлориди – відновники, але хлориди окислюються лише сильними окисниками:

2KJ+2FeCl₃J₂+2KCl+2FeCl₂;

10NaCl+2KMnO₄+8H₂SO₄5Cl₂+2MnSO₄+H₂SO₄+5Na₂SO₄+8H₂O.

1.3.3. Сполуки з киснем. Сполуки лужних металів із киснем — це оксиди Е₂О, пероксиди Е₂О₂, надпероксиди ЕО₂ – кристалічні речовини з іонною граткою, термічно стійкі. До складу пероксидів входить діамагнітний іон О₂^2–, до складу надпероксидів – парамагнітний іон О₂^–.

Одержують оксиди:

літію –

4Li+O₂ 2Li₂O;

натрію, калію, рубідію, цезію –

E₂O₂+2E 2E₂O;

2EOH+2E 2E₂O+H₂.

Пероксид натрію одержують:

2Na+O_2(медл) Na₂O₂;

Пероксиди калію, рубідію, цезію:

2EO₂ E₂O₂+O₂.

Оксиди лужних металів енергійно реагують із водою з утворенням лугів:

E₂O+H₂O2EOH;

Е₂О, крім Li₂O, взаємодіють з О₂ пори кімнатній температурі, утворюючи пероксиди:

2E₂O+O₂2E₂O₂,

Е₂О реагують з кислотами та кислотними оксидами, утворюючи солі:

E₂O+2HCl2ECl+H₂O;

E₂O+SO₃E₂SO₄.

Пероксиди і надпероксиди взаємодіють з водою та з кислотами:

E₂O₂+2H₂O2EOH+H₂O₂;

2EO₂+2H₂O2EOH+H₂O₂+O₂;

E₂O₂+H₂SO₄E₂SO₄+H₂O₂;

2EO₂+H₂SO₄E₂SO₄+H₂O₂+O₂;

поглинають вуглекислий газ:

4KO₂ + 2CO₂  2K₂CO₃ + 3O₂

Пероксиди проявляють сильні окисні властивості:

E₂O₂ + 2FeSO₄ + 8H₂SO₄ Fe₂(SO₄)₃ + E₂SO₄ + 2H₂O

У реакціях із сильними окисниками можуть бути відновниками:

5E₂O₂ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ 5O₂ + 2MnSO₄ + 5E₂SO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

1.3.4. Сполуки з іншими елементами. Сульфіди Е₂S – безбарвні кристалічні речовини з іонною граткою, добре розчиняються у воді, частково гідролізують:

E₂S + H₂O  EOH + EHS.

Е₂S є сильними відновниками:

Na₂S + J₂  S +2NaJ.

1.4. Гідроксиди та їх похідні

Гідроксиди ЕОН – безбарвні кристалічні сполуки, мають порівняно невисокі температури плавлення, термічно дуже стійкі. При високих температурах вони плавляться, не розкладаючись, тільки LiOH втрачає воду, утворюючи Li₂O. ЕОН, крім LiOH, дуже добре розчиняються у воді.

NaОН та KОН одержують електролізом водних розчинів хлоридів. Крім цього, їх можна отримати:

E₂CO₃ + Ca(OH)₂  CaCO₃ + 2EOH,

а LiOH, RbOH, CsOH:

E₂SO₄ + Ba(OH)₂  BaSO₄ + 2EOH

Гідроксиди лужних металів – сильні електроліти. Вони енергійно поглинають із повітря вологу та СО₂ (крім LiОН):

2EOH + CO₂  E₂CO₃ + H₂O.

У розплавленому стані ЕОН розчиняють скло та фарфор:

2EOH + SiO_{2 ё}  E₂SiO₃ + H₂O,

а тверді гідроксиди та їх концентровані розчини руйнують живі тканини.

Для багатоосновних кислот відомі середні та кислі солі лужних металів. Утворення кислих солей є характерною особливістю цих металів:

E₂SO₄ + H₂SO_4(конц)  2EHSO₄

Солі лужних металів, за винятком солей літію, як правило, добре розчиняються у воді, є сильними електролітами. Малорозчинні солі натрію: Na[Sb(OH)₆], UO₂Na(CH₃COO)₃, NaF; калію: K₂[SiF₆], KClO₄, K₂[PtCl₆], K₂Na[Co(NO₂)₆].

Розчинність солей лужних металів з підвищенням температури, як правило, зростає. В ряду Li – Cs тенденція до утворення кристалогідратів солей зменшується, що зумовлено збільшенням радіусів іонів.

Кисневмісні сполуки літію при нагріванні розкладаються з утворенням Li₂O на відміну від аналогічних сполук інших лужних металів:

2LiOH Li₂O + H₂O;

Li₂CO₃ Li₂O + CO₂;

4LiNO₃ 2Li₂O + 4NO₂ + O₂;

2NaNO₃ 2NaNO₂ + O₂