Свойства гидроксидов

Все растворимы в воде – щелочи.

LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH

реакционная способность увеличивается

1. реакция нейтрализации:

NaOH + HCl → NaCl + H₂O

2. c кислотными оксидами:

NaOH + CO₂ → NaHCO₃

2NaOH + CO₂ → Na₂CO₃ + H₂O

3. с амфотерными оксидами:

2NaOH + BeO + H₂O → Na₂[Be(OH)₄]

4. с неметаллами:

Сl₂ + KOH → KCl + KClO + H₂O

холодная

Сl₂ + KOH → KCl + KClO₃ + H₂O

горячая

3S + 6NaOH → 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

5. с амфотерными металлами:

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂

6. с солями:

2AlCl₃ + 6NaOH_{(недост.)} → 2Al(OH)₃ + 6NaCl

AlCl₃ +4NaOH_{(избыт.)} → Na[Al(OH)₄] + 3NaCl

7. с амфотерными гидроксидами:

Zn(OH)₂ + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]

Щелочи жадно поглощают из воздуха влагу и СО₂, т.е. содержат примесь Н₂О (в виде кристаллогидратов NaOHH₂O) и карбонатов.

Щелочи при плавлении разрушают стекло и фарфор

ΔG⁰₂₉₈= -100кДж

За счет этого щелочи нельзя долго хранить в посуде с пришлифованными пробками, они прилипают вследствие взаимодействия щелочи со стеклом.

Твердые щелочи и их концентрированные растворы разрушают живые ткани, особенно опасно попадание частиц твердой щелочи в глаза (приводит к слепоте).

Не только с кислотами, но даже с водой большинство щелочных металлов реагируют со взрывов – отсюда шутливые плакаты с серьезным подтекстом в студенческих практикумах: «Не хотите быть уродом, не бросайте натрий в воду!»

Особенности лития и его соединений

Литий существенно отличается от остальных элементов IA группы. Особые свойства характерны для всех элементов II периода. В отличие от остальных ионов щелочных металлов, у которых по 8 электронов на предвнешнем уровне ион Li⁺ имеет только 2 электрона. У лития на кайносимметричной 2р-орбитали нет еще ни одного электрона.

Связь лития с другими элементами имеет менее ионный характер, что приближает его к магнию (диагональное сходство элементов в периодической системе). В периодической системе только у 2-го или даже 3-го элемента А групп полностью проявляются характерные свойства. Аномальное поведение Li заключается в том, что у Li самое отрицательное значение электродного потенциала и можно ожидать, что Li поэтому должен быть самым активным из всех металлов. Но это не так. По активности он близок к Mg, Ca.

Поэтому низкое значение электродного потенциала объясняется тем, что у Li самая высокая энергия гидратации из-за малого размера атома. Такая закономерность справедлива лишь для всех водных растворов. По химическим свойствам Li отличается от щелочных металлов, как и его соединения.

Подобно соединениям магния малорастворимы в воде LiF, Li₂CO₃, Li₃PO₄. LiOH менее других растворим в воде.

Li взаимодействует с азотом Li₃N,

6Li + N₂ → 2Li₃N^-3 (нитрид лития),

с кремнием − Li₄Si,

4Li + Si → Li₄Si (силицид лития)

с углеродом – Li₂С₂,

2Li + 2C = (ацетиленид лития)

с водородом − LiH,

2Li + H₂ → 2LiH (гидрид лития)

с кислородом − Li₂O

4Li + O₂ → 2Li₂O (оксид лития)

Гидроксиды МеОН, за исключением LiOH выдерживают нагревание до более 1000С, LiOH разлагается при температуре красного каления (550 – 600⁰С).

Кислородосодержащие соединения (LiOH, LiNO₃, Li₂CO₃) при нагревании разлагаются.

Li₂CO₃ Li₂O + CO₂↑

Малый радиус иона Li⁺ обусловливает возможность координации лигандов вокруг этого иона, образование большого числа двойных солей, различных сольватов, высокую растворимость ряда солей лития в органических растворителях (подобно магнию).

Аналогию в свойствах соединений лития и магния можно объяснить близостью величин их ионных радиусов

r (Li⁺) = 0,068 нм, r (Mg⁺²) = 0,074 нм.

Получение элементов IА группы

Получение Li:

1. В промышленности – электролизом расплавов солей:

2LiCl 2Li + Cl₂