Metales alcalinos parte 1. Propiedades químicas características de los metales alcalinos.

METALES ALCALINOS
SUBGRUPO IA. METALES ALCALINOS
LITIO, SODIO, POTASIO, RUBIDIO, CESIO, FRANCIA
La estructura electrónica de los metales alcalinos se caracteriza por la presencia en el exterior. capa electrónica un electrón relativamente débilmente unido al núcleo. Cada metal alcalino comienza con nuevo periodo V tabla periódica. El metal alcalino es capaz de ceder su electrón externo más fácilmente que cualquier otro elemento de este período. Un corte de un metal alcalino en un ambiente inerte tiene un brillo plateado brillante. Metales alcalinos Se caracterizan por su baja densidad, buena conductividad eléctrica y se funden a temperaturas relativamente bajas (Tabla 2).
Gracias a alta actividad Los metales alcalinos no existen en forma pura, sino que se encuentran en la naturaleza sólo en forma de compuestos (excepto el francio), por ejemplo con oxígeno (arcillas y silicatos) o con halógenos (cloruro de sodio). Los cloruros son materias primas para la producción de metales alcalinos en estado libre. El agua de mar contiene METALES ALCALINOS, 3% de NaCl y trazas de otras sales. Es obvio que los lagos y mares interiores, así como los depósitos subterráneos de sal y salmueras, contienen haluros de metales alcalinos en concentraciones más altas que el agua de mar. Por ejemplo, el contenido de sal en las aguas del Gran Lago Salado (Utah, EE. UU.) es del 13.827,7%, y en el Mar Muerto (Israel) hasta el 31%, dependiendo del área de la superficie del agua, que cambia con la época del año. Se puede suponer que el contenido insignificante de KCl en el agua de mar en comparación con el NaCl se explica por la asimilación del ion K+ por las plantas marinas.
En su forma libre, los metales alcalinos se obtienen por electrólisis de sales fundidas como NaCl, CaCl2, CaF2 o hidróxidos (NaOH), ya que no queda ningún metal activo capaz de desplazar al metal alcalino del halogenuro. Durante la electrólisis de haluros, es necesario aislar el metal liberado en el cátodo, ya que al mismo tiempo se libera un halógeno gaseoso en el ánodo, que reacciona activamente con el metal liberado.
Ver también PRODUCCIÓN ALCALINA
Como los metales alcalinos tienen sólo un electrón en su capa exterior, cada uno de ellos es el más activo en su período, por lo que el Li es el más activo. metal activo en el primer período de ocho elementos, Na, respectivamente, en el segundo, y K es el metal más activo del tercer período, que contiene 18 elementos (primer período de transición).
En el subgrupo de metales alcalinos (IA), la capacidad de donar un electrón aumenta de arriba a abajo. Propiedades químicas.
Todos los metales alcalinos reaccionan activamente con el oxígeno, formando óxidos o peróxidos, que se diferencian entre sí en esto: Li se convierte en Li2O y otros metales alcalinos en una mezcla de M2O2 y MO2, y Rb y Cs se encienden. Todos los metales alcalinos se forman con hidruros similares a sales de hidrógeno de composición M+H, térmicamente estables a altas temperaturas, que son agentes reductores activos; Los hidruros se descomponen con agua para formar álcalis e hidrógeno y liberan calor, provocando la ignición del gas, y la velocidad de esta reacción para el litio es mayor que para el Na y el K.
Véase también HIDRÓGENO; OXÍGENO. En el amoníaco líquido, los metales alcalinos se disuelven formando soluciones azules y (a diferencia de la reacción con el agua) pueden liberarse nuevamente evaporando el amoníaco o añadiendo una sal adecuada (por ejemplo, NaCl de su solucion de amoniaco

). Cuando se reacciona con amoníaco gaseoso, la reacción es similar a la reacción con agua: Las amidas de metales alcalinos exhiben propiedades básicas similares a las de los hidróxidos. La mayoría de los compuestos de metales alcalinos, excepto algunos compuestos de litio, son muy solubles en agua. Por tamaños atómicos
y la densidad de carga del litio es cercana a la del magnesio, por lo que las propiedades de los compuestos de estos elementos son similares. En cuanto a solubilidad y estabilidad térmica, el carbonato de litio es similar a los carbonatos de magnesio y berilio de los elementos del subgrupo IIA; Estos carbonatos se descomponen a temperaturas relativamente bajas debido a enlaces MO más fuertes. Las sales de litio son más solubles en disolventes orgánicos (alcoholes, éteres, disolventes de petróleo) que las sales de otros metales alcalinos. El litio (como el magnesio) reacciona directamente con el nitrógeno para formar Li3N (el magnesio forma Mg3N2), mientras que el sodio y otros metales alcalinos sólo pueden formar nitruros en condiciones duras. Los metales del subgrupo IA reaccionan con el carbono, pero la interacción se produce más fácilmente con el litio (obviamente debido a su pequeño radio) y menos fácilmente con el cesio. Por el contrario, los metales alcalinos activos reaccionan directamente con el CO, formando carbonilos (por ejemplo, K(CO)x), y Li y Na menos activos sólo bajo ciertas condiciones. Solicitud. Los metales alcalinos se utilizan tanto en la industria como en laboratorios quimicos pulmones duros aleaciones que, sin embargo, son frágiles. Grandes cantidades El sodio se consume para producir la aleación Na4Pb, de la que se obtiene el tetraetilo de plomo Pb(C2H5)4, un agente antidetonante para la gasolina. El litio, el sodio y el calcio se utilizan como componentes de las aleaciones blandas para cojinetes. El electrón único y, por tanto, móvil de la capa exterior hace que los metales alcalinos sean excelentes conductores de calor y electricidad. Las aleaciones de potasio y sodio, que retienen un estado líquido en un amplio rango de temperaturas, se utilizan como fluido intercambiador de calor en algunos tipos de reactores nucleares y debido a altas temperaturas V reactor nuclear utilizado para producir vapor. El sodio metálico en forma de barras colectoras de alimentación se utiliza en la tecnología electroquímica para transmitir corrientes de alta potencia. El hidruro de litio LiH es una fuente conveniente de hidrógeno producido por la reacción del hidruro con agua. El hidruro de litio y aluminio LiAlH4 y el hidruro de litio se utilizan como agentes reductores en compuestos orgánicos y no orgánicos. Síntesis orgánica. gracias a poco radio iónico y, en consecuencia, la alta densidad de carga del litio está activa en las reacciones con el agua, por lo que los compuestos de litio son altamente higroscópicos y el cloruro de litio LiCl se utiliza para secar el aire cuando se utilizan dispositivos. Hidróxidos de metales alcalinos razones fuertes, altamente soluble en agua; se utilizan para crear un ambiente alcalino. El hidróxido de sodio, el álcali más barato, se utiliza ampliamente (solo en EE. UU. se consumen más de 2,26 millones de toneladas al año).
Litio. El metal más ligero, tiene dos. isótopo estable con masa atómica 6 y 7; El isótopo pesado es más común, su contenido es el 92,6% de todos los átomos de litio. El litio fue descubierto por A. Arfvedson en 1817 y aislado por R. Bunsen y A. Mathiesen en 1855. Se utiliza en la producción. armas termonucleares (bomba H), para aumentar la dureza de aleaciones y en productos farmacéuticos. Las sales de litio se utilizan para aumentar la dureza y la resistencia química del vidrio, en tecnología alcalina. baterias, para unir oxígeno durante la soldadura.
Sodio. Conocida desde la antigüedad, fue identificada por H. Davy en 1807. Esta metal blando, sus compuestos como el álcali (hidróxido de sodio NaOH), bicarbonato de sodio (bicarbonato de sodio NaHCO3) y carbonato de sodio (carbonato de sodio Na2CO3) se utilizan ampliamente. El metal también se utiliza en forma de vapores en lámparas de descarga de gas tenues para el alumbrado público.
Potasio. Conocido desde la antigüedad, también fue aislado por H. Davy en 1807. Son bien conocidas las sales de potasio: nitrato de potasio (nitrato de potasio KNO3), potasa (carbonato de potasio K2CO3), potasio cáustico (hidróxido de potasio KOH), etc. También se encontró varias aplicaciones en la tecnología de aleaciones de transferencia de calor.
Rubidio fue descubierto mediante espectroscopia por R. Bunsen en 1861; Contiene un 27,85% de rubidio radiactivo Rb-87. El rubidio, como otros metales del subgrupo IA, es químicamente muy reactivo y debe almacenarse bajo una capa de aceite o queroseno para evitar la oxidación por el oxígeno atmosférico. El rubidio tiene una variedad de usos, incluida la tecnología de células solares, dispositivos de radiovacío y productos farmacéuticos.
Cesio. Los compuestos de cesio están muy extendidos en la naturaleza, normalmente en pequeñas cantidades junto con compuestos de otros metales alcalinos. El silicato mineral de polucita contiene un 34% de óxido de cesio Cs2O. El elemento fue descubierto por R. Bunsen mediante espectroscopia en 1860. El uso principal del cesio es la producción de células solares y tubos de electrones, uno de isótopos radioactivos El cesio Cs-137 se utiliza en radioterapia e investigación científica.
Franco. El último miembro de la familia de los metales alcalinos, el francio, es tan radiactivo que sólo se encuentra en pequeñas cantidades en la corteza terrestre. La información sobre el francio y sus compuestos se basa en el estudio de una cantidad insignificante del mismo, obtenida artificialmente (en un acelerador de alta energía) durante la desintegración a del actinio-227. Mayoría isótopo de larga vida 22387Fr se desintegra en 21 minutos en 22388Ra y partículas b. De acuerdo a estimación aproximada, el radio metálico del francio es 2,7. El francio tiene la mayoría de las propiedades características de otros metales alcalinos y se caracteriza por una alta actividad donadora de electrones. Forma sales solubles e hidróxidos. En todos los compuestos, el francio presenta el estado de oxidación I.

Enciclopedia de Collier. - Sociedad Abierta. 2000 .

METALES ALCALINOS

Estar ennaturaleza

Na-2,64% (en masa), K-2,5% (en masa), Li, Rb, Cs - mucho menos, Fr - elemento obtenido artificialmente

li

Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 – espodumena

N / A

NaCl – sal de mesa (sal de roca), halita

Na 2 SO 4 · 10H 2 O – Sal de Glauber (mirabilita)

NaNO 3 – Salitre chileno

Na 3 AlF 6 - criolita
Na 2 B 4 O 7 10H 2 O - bórax

k

KCl NaCl – silvinita

KCl MgCl 2 · 6H 2 O – carnalita

K 2 O Al 2 O 3 6SiO 2 - feldespato (ortoclasa)

Propiedades de los metales alcalinos.

A medida que aumenta el número atómico, aumenta el radio atómico, la capacidad de dar electrones de valencia aumenta y la actividad de recuperación aumenta:

Propiedades físicas

Puntos de fusión bajos, densidades bajas, blandos, cortados a cuchillo.

Propiedades químicas

Metales típicos, agentes reductores muy fuertes. Los compuestos exhiben un estado de oxidación único de +1. La capacidad regenerativa aumenta con el crecimiento. masa atomica. Todos los compuestos son de naturaleza iónica, casi todos son solubles en agua. Los hidróxidos R-OH son álcalis y su resistencia aumenta al aumentar la masa atómica del metal.

Inflamable en el aire con calentamiento moderado. Con hidrógeno forman hidruros similares a sales. Los productos de combustión suelen ser peróxidos.

El poder reductor aumenta en la serie Li – Na – K – Rb – Cs.

1. Interactuar activamente con el agua:

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2

2. Reacción con ácidos:

2Na + 2HCl → 2NaCl + H2

3. Reacción con oxígeno:

4Li + O 2 → 2Li 2 O(óxido de litio)

2Na + O 2 → Na 2 O 2 (peróxido de sodio)

K + O 2 → KO 2 (superóxido de potasio)

En el aire, los metales alcalinos se oxidan instantáneamente. Por tanto, se almacenan bajo una capa de disolventes orgánicos (queroseno, etc.).

4. En reacciones con otros no metales, se forman compuestos binarios:

2Li + Cl 2 → 2LiCl (haluros)

2Na + S → Na 2 S (sulfuros)

2Na + H 2 → 2NaH (hidruros)

6Li + N 2 → 2Li 3 N (nitruros)

2Li + 2C → Li 2 C 2 (carburos)

5. Reacción cualitativa a cationes de metales alcalinos: coloración de la llama en los siguientes colores:

Li+ – rojo carmín

Na+ – amarillo

K + , Rb + y Cs + – violeta

Recibo

Porque Los metales alcalinos son los agentes reductores más fuertes; pueden reducirse a partir de compuestos sólo mediante electrólisis de sales fundidas:
2NaCl=2Na+Cl2

Aplicación de metales alcalinos.

Litio - aleaciones que contienen, catalizador

Sodio: lámparas de descarga de gas, refrigerante en reactores nucleares.

Rubidio - trabajo de investigación

Cesio – fotocélulas

Óxidos, peróxidos y superóxidos de metales alcalinos.

Recibo

La oxidación del metal produce sólo óxido de litio.

4Li + O 2 → 2Li 2 O

(en otros casos se obtienen peróxidos o superóxidos).

Todos los óxidos (excepto Li 2 O) se obtienen calentando una mezcla de peróxido (o superóxido) con un exceso de metal:

Na2O2 + 2Na → 2Na2O

KO 2 + 3K → 2K 2 O

Metales alcalinos - nombre común elementos del grupo 1 tabla periódica elementos químicos. Su composición es: litio (Li), sodio (Na), potasio (K), rubidio (Rb), cesio (Cs), francio (Fr) y un elemento hipotético: ununennio (Uue). El nombre del grupo proviene del nombre de los hidróxidos solubles de sodio y potasio, que tienen una reacción y un sabor alcalinos. Consideremos características comunes estructura de átomos de elementos, propiedades, preparación y aplicación. sustancias simples.

Numeración de grupos nueva y obsoleta

Según el sistema de numeración obsoleto, los metales alcalinos que ocupan la columna vertical más a la izquierda de la tabla periódica se clasifican como grupo I-A. En 1989, la Unión Química Internacional (IUPAC) propuso una opción diferente (de largo plazo) como principal. Metales alcalinos según nueva clasificación y la numeración continua se refieren al grupo 1. Este complejo lo abre un representante del segundo período, el litio, y lo completa el elemento radiactivo del séptimo período, el francio. Todos los metales del grupo 1 contienen un electrón s en la capa exterior de sus átomos, que abandonan (recuperan) fácilmente.

Estructura de los átomos de metales alcalinos.

Los elementos del grupo 1 se caracterizan por la presencia de un segundo nivel de energía, repitiendo la estructura del gas inerte anterior. El litio tiene 2 electrones en la penúltima capa y 8 electrones en el resto. EN reacciones químicas Los átomos ceden fácilmente su electrón externo, adquiriendo una configuración energéticamente favorable. gas noble. Los elementos del grupo 1 tienen bajas energías de ionización y electronegatividad (EO). Forman fácilmente iones positivos con carga única. Al pasar del litio al francio, aumenta el número de protones y electrones y el radio del átomo. El rubidio, el cesio y el francio ceden su electrón exterior más fácilmente que los elementos que les preceden en el grupo. En consecuencia, en el grupo de arriba hacia abajo, la capacidad regenerativa aumenta.

La fácil oxidación de los metales alcalinos conduce al hecho de que los elementos del grupo 1 existen en la naturaleza en forma de compuestos de sus cationes con carga única. El contenido de sodio en la corteza terrestre es del 2,0% y el de potasio, del 1,1%. Otros elementos se encuentran en pequeñas cantidades, por ejemplo, las reservas de francio: 340 g. El cloruro de sodio se disuelve en agua de mar, salmuera de lagos salados y estuarios y forma depósitos de sal gema o de mesa. Junto con la halita, se produce la silvinita NaCl. KCl y silvita KCl. El feldespato está formado por aluminosilicato de potasio K2. El carbonato de sodio se disuelve en el agua de varios lagos y las reservas de sulfato del elemento se concentran en las aguas del Mar Caspio (Kara-Bogaz-Gol). Existen yacimientos de nitrato de sodio en Chile (salitre chileno). Existe un número limitado de compuestos de litio naturales. El rubidio y el cesio se encuentran como impurezas en compuestos de elementos del grupo 1 y el francio se encuentra en minerales de uranio.

Secuencia de descubrimiento de metales alcalinos.

El químico y físico británico G. Davy en 1807 llevó a cabo la electrólisis de fundidos alcalinos, obteniendo por primera vez sodio y potasio en forma libre. En 1817 los suecos el científico johann Arfvedson descubrió el elemento litio en los minerales y en 1825 G. Davy aisló el metal puro. El rubidio fue descubierto por primera vez en 1861 por R. Bunsen y G. Kirchhoff. Investigadores alemanes analizaron la composición de los aluminosilicatos y obtuvieron una línea roja en el espectro correspondiente al nuevo elemento. En 1939, Margarita Pere, empleada del Instituto de Radiactividad de París, estableció la existencia del isótopo de francio. Llamó al elemento en honor a su tierra natal. Ununennium (eka-francium) es el nombre preliminar de un nuevo tipo de átomo con número de serie 119. El símbolo químico Uue se utiliza temporalmente. Desde 1985, los investigadores intentan sintetizar un nuevo elemento, que será el primero del octavo período y el séptimo del primer grupo.

Propiedades físicas de los metales alcalinos.

Casi todos los metales alcalinos tienen un color blanco plateado y un brillo metálico cuando están recién cortados (el cesio tiene un color amarillo dorado). En el aire el brillo se desvanece y aparece una película gris; en el litio se vuelve negro verdoso. Este metal tiene la mayor dureza entre sus vecinos del grupo, pero es inferior al talco, el mineral más blando en la escala de Mohs. El sodio y el potasio son fáciles de doblar y se pueden cortar. El rubidio, el cesio y el francio en su forma pura son una masa parecida a una masa. La fusión de metales alcalinos se produce a temperaturas relativamente bajas. En el caso del litio alcanza los 180,54 °C. El sodio se funde a una temperatura de 97,86 °C, el potasio a 63,51 °C, el rubidio a 39,32 °C y el cesio a 28,44 °C. La densidad de los metales alcalinos es menor que la de sus sustancias relacionadas. El litio flota en queroseno, sube a la superficie del agua, el potasio y el sodio también flotan en él.

estado cristalino

La cristalización de los metales alcalinos se produce en el sistema cúbico (centrado en el cuerpo). Los átomos en su composición tienen una banda de conducción, niveles libres qué electrones pueden transferir. Son estas partículas activas las que llevan a cabo especiales. enlace químico- metal. Estructura común de niveles de energía y naturaleza. celosías cristalinas Explique la similitud de los elementos del grupo 1. Al pasar del litio al cesio, las masas de los átomos de los elementos aumentan, lo que conduce a un aumento natural de la densidad, así como a un cambio en otras propiedades.

Propiedades químicas de los metales alcalinos.

El único electrón externo en los átomos de metales alcalinos se siente débilmente atraído por el núcleo, por lo que se caracterizan por una baja energía de ionización y una afinidad electrónica negativa o cercana a cero. Los elementos del grupo 1, que tienen actividad reductora, son prácticamente incapaces de oxidarse. En el grupo de arriba a abajo, aumenta la actividad en reacciones químicas:

Preparación y uso de metales alcalinos.

Los metales que pertenecen al grupo 1 se producen industrialmente mediante electrólisis de masas fundidas de sus haluros y otros compuestos naturales. Cuando se descompone por la acción. corriente eléctrica Los iones positivos en el cátodo ganan electrones y se reducen a metal libre. En el electrodo opuesto, el anión se oxida.

Durante la electrólisis, el hidróxido se funde en el ánodo, las partículas de OH se oxidan, se libera oxígeno y se obtiene agua. Otro método es la reducción térmica de metales alcalinos a partir de sales fundidas con calcio. Las sustancias simples y los compuestos de elementos del grupo 1 tienen significado práctico. El litio sirve como materia prima en la energía nuclear y se utiliza en cohetería. En metalurgia se utiliza para eliminar hidrógeno, nitrógeno, oxígeno y azufre residuales. El hidróxido se utiliza para complementar el electrolito en las baterías alcalinas.

El sodio es necesario para energía nuclear, metalurgia, síntesis orgánica. El cesio y el rubidio se utilizan en la fabricación de células solares. Los hidróxidos y las sales se utilizan ampliamente, especialmente cloruros, nitratos, sulfatos y carbonatos de metales alcalinos. Los cationes tienen actividad biológica; los iones de sodio y potasio son especialmente importantes para el cuerpo humano.

Los metales alcalinos reaccionan fácilmente con los no metales:

2K + Yo 2 = 2KI

2Na + H2 = 2NaH

6Li + norte 2 = 2Li 3 norte ( la reacción está en marcha ya a temperatura ambiente)

2Na + S = Na2S

2Na + 2C = Na2C2

En las reacciones con oxígeno, cada metal alcalino muestra su propia individualidad: cuando se quema en el aire, el litio forma un óxido, el peróxido de sodio y el superóxido de potasio.

4Li + O2 = 2Li2O

2Na + O 2 = Na 2 O 2

K + O 2 = KO 2

Preparación de óxido de sodio:

10Na + 2NaNO3 = 6Na2O + N2

2Na + Na2O2 = 2Na2O

2Na + 2NaON = 2Na 2 O + H 2

La interacción con el agua conduce a la formación de álcali e hidrógeno.

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Interacción con ácidos:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H2

8Na + 5H 2 SO 4 (conc.) = 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O

2Li + 3H 2 SO 4 (conc.) = 2LiHSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

8Na + 10HNO 3 = 8NaNO 3 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Al interactuar con el amoníaco, se forman amidas e hidrógeno:

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2

Interacción con compuestos orgánicos:

H ─ C ≡ C ─ H + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H 2

2CH3Cl + 2Na → C2H6 + 2NaCl

2C 6 H 5 OH + 2Na → 2C 6 H 5 ONa + H 2

2CH3OH + 2Na → 2CH3ONa + H2

2СH 3 COOH + 2Na → 2CH 3 COOOOONa + H 2

Una reacción cualitativa a los metales alcalinos es la coloración de la llama por sus cationes. El ion Li + colorea la llama de color rojo carmín, el ion Na + – amarillo, K + – violeta.

Compuestos de metales alcalinos

Óxidos.

Los óxidos de metales alcalinos son óxidos básicos típicos. Reacciona con ácidos y óxidos anfóteros, ácidos, agua.

3Na 2 O + P 2 O 5 = 2Na 3 PO 4

Na 2 O + Al 2 O 3 = 2NaAlO 2

Na2O + 2HCl = 2NaCl + H2O

Na 2 O + 2H + = 2Na + + H 2 O

Na2O + H2O = 2NaOH

Peróxidos.

2Na 2 O 2 + CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2

Na 2 O 2 + CO = Na 2 CO 3

Na 2 O 2 + ASI 2 = Na 2 ASI 4

2Na 2 O + O 2 = 2Na 2 O 2

Na2O + NO + NO2 = 2NaNO2

2Na2O2 = 2Na2O + O2

Na 2 O 2 + 2H 2 O (frío) = 2NaOH + H 2 O 2

2Na 2 O 2 + 2H 2 O (hor.) = 4NaOH + O 2

Na2O2 + 2HCl = 2NaCl + H2O2

2Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 (horizonte dividido) = 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O + O 2

2Na 2 O 2 + S = Na 2 SO 3 + Na 2 O

5Na 2 O 2 + 8H 2 SO 4 + 2KMnO 4 = 5O 2 + 2MnSO 4 + 8H 2 O + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4

Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI = I 2 + 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 + 2FeSO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

3Na 2 O 2 + 2Na 3 = 2Na 2 CrO 4 + 8NaOH + 2H 2 O

Bases (álcalis).

2NaOH (exceso) + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

NaOH + CO 2 (exceso) = NaHCO 3

SO 2 + 2NaOH (exceso) = Na 2 SO 3 + H 2 O

SiO 2 + 2NaOH Na 2 SiO 3 + H 2 O

2NaOH + Al 2 O 3 2NaAlO 2 + H 2 O

2NaOH + Al 2 O 3 + 3H 2 O = 2Na

NaOH + Al(OH)3 = Na

2NaOH + 2Al + 6H2O = 2Na + 3H2

2KOH + 2NO2 + O2 = 2KNO3 + H2O

KOH + KHCO3 = K2CO3 + H2O

2NaOH + Si + H 2 O = Na 2 SiO 3 + H 2

3KOH + P 4 + 3H 2 O = 3KH 2 PO 2 + PH 3

2KOH (frío) + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O

6KOH (caliente) + 3Cl 2 = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O

6NaOH + 3S = 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O

2NaNO3 2NaNO2 + O2

NaHCO 3 + HNO 3 = NaNO 3 + CO 2 + H 2 O

NaI → Na + + I –

en el cátodo: 2H 2 O + 2e → H 2 + 2OH – 1

en el ánodo: 2I – – 2e → I 2 1

2H2O + 2I – H 2 + 2OH – + yo 2

2H2O + 2NaI H 2 + 2NaOH + Yo 2

2NaCl 2Na+Cl2

en el cátodo en el ánodo

2Na 2 HPO 4 Na 4 P 2 O 7 + H 2 O

KNO3 + 4Mg + 6H2O = NH3 + 4Mg(OH)2 + KOH

4KClO3 KCl + 3KClO4

2KClO3 2KCl + 3O2

KClO 3 + 6HCl = KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O

Na 2 SO 3 + S = Na 2 S 2 O 3

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + S↓ + SO 2 + H 2 O

2NaI + Br 2 = 2NaBr + I 2

2NaBr + Cl 2 = 2NaCl + Br 2

Yo un grupo.

1. Se pasaron descargas eléctricas sobre la superficie de una solución de sosa cáustica vertida en un matraz, y el aire en el matraz se volvió marrón, que desapareció después de un tiempo. La solución resultante se evaporó cuidadosamente y se determinó que el residuo sólido era una mezcla de dos sales. Cuando esta mezcla se calienta, se libera gas y queda la única sustancia. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

2. La sustancia liberada en el cátodo durante la electrólisis del cloruro de sodio fundido se quemó en oxígeno. El producto resultante se colocó en un gasómetro lleno de dióxido de carbono. La sustancia resultante se añadió a la solución de cloruro de amonio y la solución se calentó. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

3) Se neutralizó el ácido nítrico con bicarbonato de sodio, se evaporó cuidadosamente la solución neutra y se calcinó el residuo. La sustancia resultante se añadió a una solución de permanganato de potasio acidificada con ácido sulfúrico y la solución se volvió incolora. El producto de reacción que contenía nitrógeno se colocó en una solución de hidróxido de sodio y se añadió polvo de zinc, y se liberó un gas con un olor acre. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

4) La sustancia obtenida en el ánodo durante la electrólisis de una solución de yoduro de sodio con electrodos inertes se hizo reaccionar con potasio. El producto de la reacción se calentó con ácido sulfúrico concentrado y el gas liberado se pasó a través de una solución caliente de cromato potásico. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.

5) La sustancia obtenida en el cátodo durante la electrólisis del cloruro de sodio fundido se quemó en oxígeno. El producto resultante se trató sucesivamente con dióxido de azufre y una solución de hidróxido de bario. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.

6) El fósforo blanco se disuelve en una solución de hidróxido de potasio, liberando un gas con olor a ajo, que se enciende espontáneamente en el aire. Producto sólido La reacción de combustión reaccionó con soda cáustica en una proporción tal que la sustancia resultante. blanco contiene un átomo de hidrógeno; cuando se calcina esta última sustancia, se forma pirofosfato de sodio. Escribe las ecuaciones de las reacciones descritas.

7) Un metal desconocido fue quemado en oxígeno. El producto de la reacción interactúa con el dióxido de carbono para formar dos sustancias: un sólido que interactúa con una solución. de ácido clorhídrico con liberación de dióxido de carbono y una sustancia gaseosa simple que favorece la combustión. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

8) Se pasó gas marrón a través de un exceso de solución de potasio cáustico en presencia de un gran exceso de aire. Se añadieron virutas de magnesio a la solución resultante y se calentaron, y el gas resultante neutralizó el ácido nítrico. La solución resultante se evaporó cuidadosamente y el producto de reacción sólido se calcinó. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

9) Durante la descomposición térmica de la sal A en presencia de dióxido de manganeso, se formó la sal binaria B y un gas que favorece la combustión y forma parte del aire; Cuando esta sal se calienta sin catalizador, se forman la sal B y una sal de un ácido superior que contiene oxígeno. Cuando la sal A interactúa con el ácido clorhídrico, se libera un gas de color amarillo verdoso (una sustancia simple) y se forma la sal B. La sal B colorea la llama. púrpura, cuando interactúa con una solución de nitrato de plata, se forma un precipitado blanco.

10) Se agregaron virutas de cobre a ácido sulfúrico concentrado calentado y el gas liberado se pasó a través de una solución de soda cáustica (exceso). El producto de reacción se aisló, se disolvió en agua y se calentó con azufre, que se disolvió como resultado de la reacción. A la solución resultante se le añadió ácido sulfúrico diluido. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

11) La sal de mesa se trató con ácido sulfúrico concentrado. La sal resultante se trató con hidróxido de sodio. El producto resultante se calcinó con exceso de carbón. El gas liberado reaccionó en presencia de un catalizador con cloro. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

12) El sodio reaccionó con hidrógeno. El producto de la reacción se disolvió en agua, lo que formó un gas que reaccionó con el cloro, y la solución resultante, cuando se calentó, reaccionó con el cloro para formar una mezcla de dos sales. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

13) El sodio se quema en exceso de oxígeno, lo que resulta sustancia cristalina Se colocó en un tubo de vidrio y se pasó dióxido de carbono a través de él. Se recogió el gas que salía del tubo y se quemó fósforo en su atmósfera. La sustancia resultante se neutralizó con un exceso de solución de hidróxido de sodio. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

14) Se añadió una solución de ácido clorhídrico a la solución obtenida al hacer reaccionar peróxido de sodio con agua cuando se calentó hasta que se completó la reacción. La solución de la sal resultante se sometió a electrólisis con electrodos inertes. El gas formado como resultado de la electrólisis en el ánodo se hizo pasar a través de una suspensión de hidróxido de calcio. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

15) Se pasó solución de hidróxido de sodio a través dióxido de azufre hasta que se forme sal media. A la solución resultante se le añadió una solución acuosa de permanganato de potasio. El precipitado resultante se separó y se trató con ácido clorhídrico. El gas liberado se hizo pasar a través de una solución fría de hidróxido de potasio. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

16) Se calcinó una mezcla de óxido de silicio (IV) y magnesio metálico. La sustancia simple obtenida como resultado de la reacción se trató con una solución concentrada de hidróxido de sodio. El gas liberado se pasó sobre sodio calentado. La sustancia resultante se colocó en agua. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

17) El producto de la reacción de litio con nitrógeno se trató con agua. El gas resultante se pasó a través de una solución de ácido sulfúrico hasta que se detuvieron las reacciones químicas. La solución resultante se trató con una solución de cloruro de bario. La solución se filtró y el filtrado se mezcló con una solución de nitrato de sodio y se calentó. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

18) Se calentó sodio en una atmósfera de hidrógeno. Cuando se añadió agua a la sustancia resultante, se observó desprendimiento de gas y la formación de una solución transparente. A través de esta solución se pasó gas marrón, que se obtuvo como resultado de la interacción del cobre con una solución concentrada. Ácido nítrico. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

19) Se calcinó bicarbonato de sodio. La sal resultante se disolvió en agua y se mezcló con una solución de aluminio, lo que provocó la formación de un precipitado y la liberación de un gas incoloro. El precipitado se trató con un exceso de solución de ácido nítrico y el gas se pasó a través de una solución de silicato de potasio. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

20) El sodio se fusionó con azufre. El compuesto resultante se trató con ácido clorhídrico y el gas liberado reaccionó completamente con óxido de azufre (IV). La sustancia resultante se trató con ácido nítrico concentrado. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

21) El sodio se quema en exceso de oxígeno. La sustancia resultante se trató con agua. La mezcla resultante se hirvió, después de lo cual se añadió cloro a la solución caliente. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

22) Se calentó potasio en una atmósfera de nitrógeno. La sustancia resultante se trató con un exceso de ácido clorhídrico, después de lo cual se añadió una suspensión de hidróxido de calcio a la mezcla de sales resultante y se calentó. El gas resultante se pasó a través de óxido de cobre (II) caliente. Escriba las ecuaciones para las reacciones descritas.

23) Se quemó potasio en una atmósfera de cloro y la sal resultante se trató con un exceso de una solución acuosa de nitrato de plata. El precipitado formado se separó por filtración, el filtrado se evaporó y se calentó cuidadosamente. La sal resultante se trató con una solución acuosa de bromo. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

24) El litio reaccionó con el hidrógeno. El producto de la reacción se disolvió en agua, lo que formó un gas que reaccionó con bromo, y la solución resultante, cuando se calentó, reaccionó con cloro para formar una mezcla de dos sales. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

25) El sodio se quemó en el aire. El sólido resultante absorbe dióxido de carbono, liberando oxígeno y sal. La última sal se disolvió en ácido clorhídrico y a la solución resultante se le añadió una solución de nitrato de plata. Se formó un precipitado blanco. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

26) Se expuso oxígeno a una descarga eléctrica en un ozonizador. El gas resultante se hizo pasar a través de una solución acuosa de yoduro de potasio y se liberó un nuevo gas, incoloro e inodoro, que favorecía la combustión y la respiración. En la atmósfera de este último gas se quemó sodio y el sólido resultante reaccionó con dióxido de carbono. Escribe las ecuaciones para las reacciones descritas.

Yo un grupo.

1. N 2 + O 2 2NO

2NO + O 2 = 2NO 2

2NO 2 + 2NaOH = NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

2NaNO3 2NaNO2 + O2

2. 2NaCl 2Na+Cl2

en el cátodo en el ánodo

2Na + O 2 = Na 2 O 2

2Na 2 O 2 + 2CO 2 = 2Na 2 CO 3 + O 2

Na 2 CO 3 + 2NH 4 Cl = 2NaCl + CO 2 + 2NH 3 + H 2 O

3. NaHCO 3 + HNO 3 = NaNO 3 + CO 2 + H 2 O

2NaNO3 2NaNO2 + O2

5NaNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5NaNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

NaNO 3 + 4Zn + 7NaOH + 6H 2 O = 4Na 2 + NH 3

4. 2H2O + 2NaI H 2 + 2NaOH + Yo 2

2K + Yo 2 = 2KI

8KI + 5H 2 SO 4 (conc.) = 4K 2 SO 4 + H 2 S + 4I 2 + 4H 2 O

3H 2 S + 2K 2 CrO 4 + 2H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3S↓ + 4KOH

5. 2NaCl 2Na+Cl2

en el cátodo en el ánodo

2Na + O 2 = Na 2 O 2

Na 2 O 2 + ASI 2 = Na 2 ASI 4

Na2SO4 + Ba(OH)2 = BaSO4 ↓ + 2NaOH

6. P 4 + 3KOH + 3H 2 O = 3KH 2 PO 2 + PH 3

2PH 3 + 4O 2 = P 2 O 5 + 3H 2 O

P 2 O 5 + 4NaOH = 2Na 2 HPO 4 + H 2 O

Estructura de externo capas electronicas en los átomos de los elementos del grupo I nos permite, en primer lugar, suponer que no tienen tendencia a añadir electrones. Por otro lado, la donación de un solo electrón externo debería ocurrir muy fácilmente y conducir a la formación de cationes monovalentes estables de los elementos en cuestión.

Como muestra la experiencia, estos supuestos están plenamente justificados sólo en relación con los elementos de la columna de la izquierda (li, N / A, K y análogos). Para el cobre y sus análogos, esto es verdad sólo a medias: en el sentido de su falta de tendencia a agregar electrones. Al mismo tiempo, su capa de 18 electrones, que está más alejada del núcleo, resulta que aún no está completamente fijada y, bajo ciertas condiciones, es capaz de perder parcialmente electrones. Este último permite existir, junto con el C monovalente.tu, Agy untutambién compuestos de los elementos considerados, correspondientes a su mayor valencia.

Tal discrepancia entre las suposiciones derivadas de los modelos atómicos y los resultados experimentales muestra que la consideración de las propiedades de los elementos basadas ensoloLas estructuras electrónicas de los átomos y sin tener en cuenta otras características no siempre son suficientes para caracteristicas quimicas estos elementos incluso en sus rasgos más crudos.

Metales alcalinos.

El nombre de metales alcalinos aplicado a los elementos de la serie Li-Cs se debe a que sus hidróxidos son álcalis fuertes. Sodio Y potasio pertenecen a los elementos más comunes y representan el 2,0 y el 1,1% del número total de átomos, respectivamente la corteza terrestre. Contenido en él litio (0,02%), rubidio (0,004%) y cesio (0,00009%) ya es significativamente menor, y Francia - insignificante. El Na y el K elementales no se aislaron hasta 1807. El litio se descubrió en 1817, el cesio y el rubidio, en 1860 y 1861, respectivamente. El elemento número 87, el francio, se descubrió en 1939 y recibió su nombre en 1946. Sodio y cesio naturales. son elementos “puros” (23 Na y 133 Cs), el litio está compuesto por los isótopos 6 Li (7,4%) y 7 Li (92,6%), el potasio está formado por los isótopos 39 K (93,22%).
40 K (0,01%) y 41 K (6,77%), rubidio - de los isótopos 85 Rb (72,2%) y 87 Rb (27,8%). De los isótopos de francio, el más importante es el 223 Fr (que se encuentra de forma natural). duración promedio La vida de un átomo es de 32 minutos).

Predominio:

En la naturaleza sólo se encuentran compuestos de metales alcalinos. El sodio y el potasio son constantes. componentes muchos silicatos. De los minerales individuales, el sodio es el más importante. sal (NaCl) es parte de agua de mar y en determinadas zonas de la superficie terrestre forma enormes depósitos bajo una capa de rocas aluviales sal de roca. Las capas superiores de tales depósitos a veces contienen acumulaciones de sales de potasio en forma de capas. silvinita (mKCl∙nNaCl), ká rnalita (KCl MgCl 2 · 6H 2 O), etc., que sirven como fuente principal para la obtención de compuestos de este elemento. Teniendo valor industrial Sólo se conocen unas pocas acumulaciones naturales de sales de potasio. Se conocen varios minerales relacionados con el litio, pero sus acumulaciones son raras. El rubidio y el cesio se encuentran casi exclusivamente como impurezas del potasio. Las huellas de Francia siempre están contenidas en minerales de uranio . Los minerales de litio son, por ejemplo, espodumena Y lepidolita (Li2KAl). Parte del potasio de este último a veces se sustituye por rubidio. Lo mismo se aplica a la carnalita, que puede servir buena fuente obtención de rubidio. El mineral relativamente raro es el más importante para la tecnología del cesio. contaminar - CsAI(SiO 3) 2.

Recibo:

En su estado libre, los metales alcalinos pueden aislarse mediante electrólisis de sus sales de cloruro fundidas. El sodio es de primordial importancia práctica, cuya producción mundial anual es de más de 200 mil toneladas. El diagrama de instalación para su producción por electrólisis de NaCl fundido se muestra a continuación. El baño consta de una carcasa de acero con revestimiento de arcilla refractaria, un ánodo de grafito (A) y un cátodo anular de hierro (K), entre los cuales se sitúa un diafragma de malla. El electrolito normalmente no es NaCl puro (pf 800 ℃), sino una mezcla más fusible de aproximadamente 40% NaCl y 60% CaCl 2, lo que permite trabajar a temperaturas de aproximadamente 580 °C. El sodio metálico, que se acumula en la parte superior del espacio catódico anular y pasa al colector, contiene una pequeña mezcla (hasta un 5%) de calcio, que luego se libera casi por completo (la solubilidad del Ca en sodio líquido cuando se funde punto es sólo el 0,01%). A medida que avanza la electrólisis, se añade NaCl al baño. El consumo de electricidad es de unos 15 kWh por 1 kg de Na.

2NaCl→ 2Na+Cl 2

Esto es interesante:

Antes de la introducción del método electrolítico en la práctica, el sodio metálico se obtenía calentando soda con carbón según la reacción:

Na 2 CO 3 +2C+244kcal→2Na+3CO

La producción de K y Li metálicos es incomparablemente menor que la de sodio. El litio se obtiene por electrólisis de la masa fundida LiCl + KCl, y el potasio se obtiene por la acción del vapor de sodio sobre la masa fundida de KCl, que fluye a contracorriente en columnas de destilación especiales (de cuya parte superior sale vapor de potasio). Rubidio y cesio en a gran escala Casi nunca se extrae. hora de recepción pequeñas cantidades Es conveniente utilizar estos metales calentando sus cloruros con calcio metálico al vacío.

2LiCl→2Li+Cl2

Propiedades físicas:

En ausencia de aire, el litio y sus análogos son sustancias de color blanco plateado (a excepción del cesio amarillento) con un brillo metálico más o menos fuerte. Todos los metales alcalinos se caracterizan por tener bajas densidades, baja dureza, temperaturas bajas fusión y ebullición y buena conductividad eléctrica. Sus constantes más importantes se comparan a continuación:

Debido a su baja densidad, el Li, el Na y el K flotan en el agua (el Li incluso en el queroseno). Los metales alcalinos se cortan fácilmente con un cuchillo y la dureza del más blando de ellos, el cesio, no supera la dureza de la cera. Llama no luminosa de un quemador de gas de metales alcalinos y sus compuestos volátiles Están pintados en colores característicos, de los cuales el amarillo brillante inherente al sodio es el más intenso.

Esto es interesante:

La emisión de rayos de luz por átomos calentados de metales alcalinos, que se manifiesta externamente en forma de coloración de la llama, se debe al salto de electrones desde niveles de energía superiores a niveles inferiores. Por ejemplo, la característica línea amarilla en el espectro del sodio aparece cuando un electrón salta del nivel 3p al nivel 3s. Obviamente, para que tal salto sea posible, es necesaria una excitación preliminar del átomo, es decir, la transferencia de uno o más de sus electrones a un nivel superior. nivel de energía. En el caso que nos ocupa, la excitación se consigue gracias al calor de la llama (y requiere un gasto de 48 kcal/g-átomo, que en general puede resultar de la impartición de energía al átomo); varios tipos. Otros metales alcalinos provocan la aparición de los siguientes colores de llama: Li - rojo carmín, K-violeta, Rb - rojo azulado, Cs - azul.

El espectro de luminiscencia del cielo nocturno muestra la presencia constante de radiación de sodio amarilla. La altitud del lugar de su origen se estima en 200-300 km.T. Es decir, la atmósfera a estas altitudes contiene átomos de sodio (por supuesto, en cantidades insignificantes). La aparición de radiación se describe mediante una serie de procesos elementales (el asterisco indica el estado excitado; M es cualquier tercera partícula: O 2, O 0, N 2, etc.): Na + O 0 + M = NaO + M* , luego NaO + O=O 2 + Na* y finalmente Na*= Na +λν.

El sodio y el potasio deben almacenarse en recipientes bien cerrados bajo una capa de queroseno seco y neutro. Su contacto con ácidos, agua, compuestos orgánicos clorados y dióxido de carbono sólido es inaceptable. No se deben acumular pequeños restos de potasio, que se oxidan con especial facilidad (debido a su relativa gran superficie). Los residuos de potasio y sodio no utilizados en pequeñas cantidades se destruyen mediante la interacción con el exceso de alcohol, en grandes cantidades, al quemarse sobre las brasas de un fuego. Los metales alcalinos que se incendian en una habitación se extinguen mejor cubriéndolos con carbonato de sodio seco.

Propiedades químicas:

Desde el punto de vista químico, el litio y sus análogos son metales extremadamente reactivos (y su actividad suele aumentar en la dirección del Li al Cs). En todos los compuestos, los metales alcalinos son monovalentes. Situados en el extremo izquierdo de la serie de tensiones, interactúan energéticamente con el agua según el siguiente esquema:

2E + 2H 2 O = 2EON + H 2

Al reaccionar con Li y Na, la liberación de hidrógeno no va acompañada de su ignición; para K ya ocurre, y para Rb y Cs la interacción continúa con una explosión.

· En contacto con el aire, las secciones frescas de Na y K (en menor medida, Li) se cubren inmediatamente con una película suelta de productos de oxidación. Por esta razón, el Na y el K se almacenan habitualmente bajo queroseno. El Na y el K calentados en el aire se encienden fácilmente, mientras que el rubidio y el cesio se encienden espontáneamente incluso a temperaturas normales.

4E+O 2 →2E 2 O (para litio)

2E+O 2 →E 2 O 2 (para sodio)

E+O2 →EO2(para potasio, rubidio y cesio)

La aplicación práctica se encuentra principalmente en el peróxido de sodio (Na 2 0 2). Técnicamente se obtiene por oxidación del sodio metálico atomizado a 350°C:

2Na+O 2 →Na 2 O 2 +122kcal

· Las sustancias fundidas de sustancias simples son capaces de combinarse con el amoníaco para formar amidas e imidas, solvatos:

2Na fundido +2NH 3 →2NaNH 2 +H 2 (amida de sodio)

2Na fundido +NH 3 →Na 2 NH+H 2 (imida de sodio)

Na fundido +6NH 3 → (solvato de sodio)

Cuando los peróxidos interactúan con el agua, se produce la siguiente reacción:

2E 2 O 2 +2H 2 O=4EOH+O 2

La interacción del Na 2 O 2 con el agua va acompañada de hidrólisis:

Na 2 O 2 +2H 2 O → 2NaOH + H 2 O 2 +34 kcal

Esto es interesante:

InteracciónNa 2 O 2 con dióxido de carbono según el esquema.

2Na 2 O 2 + 2CO 2 =2Na 2 CO 3 +O 2 +111 kcal

Sirve como base para el uso de peróxido de sodio como fuente de oxígeno en máscaras de gas aislantes y en submarinos. Puro o que contenga diversos aditivos (por ejemplo, lejía mezclada con sales de Ni o C)tu) El peróxido de sodio tiene el nombre técnico de "oxilitol". Las preparaciones mixtas de oxilitol son especialmente convenientes para obtener oxígeno, que liberan bajo la influencia del agua. El oxilitol comprimido en cubos se puede utilizar para obtener un flujo uniforme de oxígeno en un aparato convencional para producir gases.

Na 2 O 2 +H 2 O=2NaOH+O 0 (el oxígeno atómico se libera debido a la descomposición del peróxido de hidrógeno).

Superóxido de potasio ( KO 2) a menudo se incluye en el oxilitol. Su interacción con el dióxido de carbono en este caso sigue la ecuación general:

Na 2 O 2 + 2KO 2 + 2CO 2 = Na 2 CO 3 + K 2 CO 3 + 2O 2 + 100 kcal, es decir, el dióxido de carbono se reemplaza por un volumen igual de oxígeno.

· Capaz de formar ozonuros. La formación de ozonuro de potasio-KO 3 sigue la ecuación:

4KOH+3O3 = 4KO3 + O2 +2H2O

Es una sustancia cristalina roja y es un fuerte agente oxidante. Durante el almacenamiento, el KO 3 se descompone lentamente según la ecuación 2NaO 3 →2NaO 2 +O 2 +11 kcal ya en condiciones normales. Se descompone instantáneamente con agua según el esquema general 4 KO 3 +2 H 2 O=4 KOH +5 O 2

· Capaces de reaccionar con el hidrógeno para formar hidruros iónicos, según el esquema general:

La interacción del hidrógeno con los metales alcalinos calentados es más lenta que con los metales alcalinotérreos. En el caso del Li, es necesario calentarlo a 700-800 °C, mientras que sus análogos interactúan ya a 350-400 °C. Los hidruros de metales alcalinos son agentes reductores muy fuertes. Su oxidación por el oxígeno atmosférico en estado seco es relativamente lenta, pero en presencia de humedad el proceso se acelera tanto que puede provocar la ignición espontánea del hidruro. Esto se aplica especialmente a los hidruros K, Rb y Cs. Se produce una reacción violenta con el agua según el siguiente esquema:

EN+ H 2 O= H 2 +EON

EH+O2 →2EOH

Cuando NaH o KH reacciona con dióxido de carbono, se forma sal correspondienteácido fórmico:

NaH+CO 2 →HCOONa

Capaz de formar complejos:

NaH+AlCl 3 →NaAlH 4 +3NaCl (alanato de sodio)

NaAlH 4 → NaH+AlH 3

Se pueden preparar óxidos de metales alcalinos normales (a excepción de Li 2 0) solo indirectamente . Ellos representan sólidos los siguientes colores:

Na2O+2HCl=2NaCl+H2O

Los hidróxidos de metales alcalinos (EOH) son sustancias incoloras y muy higroscópicas que corroen la mayoría de los materiales que entran en contacto con ellos. De ahí su nombre, que a veces se utiliza en la práctica: álcalis cáusticos. Piel expuesta a álcalis. cuerpo humano se hincha mucho y se vuelve resbaladizo; con una acción más prolongada, se forma una quemadura profunda muy dolorosa. Los álcalis cáusticos son especialmente peligrosos para los ojos (se recomienda usar gafas protectoras cuando se trabaja). Cualquier álcali que entre en contacto con sus manos o vestido debe lavarse inmediatamente con agua, luego humedecer el área afectada con una solución muy diluida de cualquier ácido y enjuagar nuevamente con agua.

Todos ellos son relativamente fusibles y volátiles sin descomposición (excepto el LiOH, que elimina el agua para obtenerlo). hidróxido-metales alcalinos Se utilizan principalmente métodos electrolíticos. La producción a mayor escala es electrólisis de hidróxido de sodio acuoso concentrado solución sal de mesa:

2NaCl+2H2O→2NaOH+Cl2 +H2

Ø Son motivos típicos:

NaOH+HCl=NaCl+H2O

2NaOH+CO 2 =Na 2 CO 3 +H 2 O

2NaOH+2NO 2 =NaNO 3 +NaNO 2 +H 2 O

Ø Capaz de formar complejos:

NaOH+ZnCl 2 = (ZnOH)Cl+NaCl

2Al+2NaOH+6H2O=2Na+3H2

Al 2 O 3 + 6NaOH = 2Na 3 AlO 3 + 3H 2 O

Al(OH)3 +NaOH=Na

Ø Capaz de reaccionar con no metales:

Cl 2 +2KOH=KCl+KClO+H 2 O (la reacción ocurre sin calentamiento)

Cl 2 +6KOH=5KCl+KClO 3 +3H 2 O (la reacción se produce con calentamiento)

3S+6NaOH=2Na2S+Na2SO3 +3H2O

Ø Utilizado en síntesis orgánica (en particular, hidróxido de potasio y sodio, el hidróxido de sodio se indica en los ejemplos):

NaOH+C 2 H 5 Cl=NaCl+C 2 H 4 (método para producir alquenos, etileno (eteno) en en este caso), se utilizó una solución alcohólica de hidróxido de sodio.

NaOH+C2H5Cl=NaCl+C2H5OH(un método para producir alcoholes, en este caso etanol), se utilizó una solución acuosa de hidróxido de sodio.

2NaOH+C 2 H 5 Cl = 2NaCl + C 2 H 2 + H 2 O (método para producir alquinos, en este caso acetileno (etileno)), se utilizó una solución alcohólica de hidróxido de sodio.

C 6 H 5 OH (fenol) +NaOH= C 6 H 5 ONa+H 2 O

NaOH(+CaO)+CH 3 COONa→Na 2 CO 3 CH 4 (uno de los métodos para producir metano)

Ø Necesitas conocer la descomposición de varias sales:

2KNO 3 →2KNO 2 +O 2

4KClO 3 → KCl+3KClO 4

2KClO3→ KCl+3O2

4Na 2 SO 3 →Na 2 S+3Na 2 SO 4

Es de destacar que la descomposición de los nitratos ocurre en aproximadamente el rango de 450-600 ℃, luego se funden sin descomposición, pero al llegar aproximadamente a 1000-1500 ℃, la descomposición ocurre de acuerdo al siguiente esquema:

4LiNO2 →2Li2O+4NO+O2

Esto es interesante:

k 4 [ fe(CN) 6 ]+ FeCl 3 = Kfe[ fe(CN) 6 ]+3 KCl(reacción cualitativa afe3+)

3K 4 +4FeCl 3 =Fe 4 3 +12KCl

Na 2 O 2 +2H2O=2NaOH+ H2O2

4NaO2 +2H2O=4NaOH+ 3O2

4NaO3 +2H2O=4NaOH+5O2 (reacción del ozonuro de sodio con agua )

2NaO3 → 2NaO2 +O2(La descomposición ocurre a diferentes temperaturas, por ejemplo: descomposición del ozonuro de sodio a -10 °C, ozonuro de cesio a +100°C)

NaNH 2 +H 2 O→ NaOH+NH 3

Na2NH+2H2O→ 2NaOH+NH3

Na3N+3H2O→3NaOH+NH3

KNO 2 +2Al+KOH+5H 2 O→2K+NH 3

2NaI + Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 →I 2 ↓+ 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Fe 3 O 4 +4NaH=4NaOH+3Fe

5NaN 3 +NaNO 3 →8N 2 +3Na 2 O

Solicitud:

El sodio se utiliza ampliamente en síntesis. compuestos orgánicos y en parte para obtener algunos de sus derivados. En la tecnología nuclear se utiliza como refrigerante.

El litio tiene una importancia absolutamente excepcional para la tecnología termonuclear. En la industria del caucho se utiliza en la producción de caucho artificial (como catalizador de polimerización), en metalurgia, como un valioso aditivo para algunos otros metales y aleaciones. Por ejemplo, añadir sólo centésimas de porcentaje de litio aumenta enormemente la dureza del aluminio y sus aleaciones, y añadir un 0,4% de litio al plomo casi triplica su dureza sin comprometer la resistencia a la flexión. Hay indicios de que un aditivo de cesio similar mejora enormemente propiedades mecánicas magnesio y lo protege de la corrosión, sin embargo, tal es su uso. El hidruro de sodio se utiliza a veces en metalurgia para aislar metales raros de sus conexiones. Su solución al 2% en NaOH fundido se utiliza para eliminar las incrustaciones de los productos de acero (después de un minuto de remojo, el producto caliente se sumerge en agua, que se reduce según la ecuación

Fe 3 O 4 + 4NaH = 4NaOH + 3Fe (la escala desaparece).

Diagrama esquemático de una instalación de fábrica para producir refrescos por amoníacométodo (Solvay, 1863).

La piedra caliza se cuece en el horno (L), y el CO 2 resultante ingresa a la torre de carbonización (B), y el CaO se apaga con agua (C), después de lo cual el Ca(OH) 2 se bombea al mezclador (D), donde se encuentra con NH 4 Cl, esto libera amoníaco. Este último ingresa al absorbente (D) y allí satura una solución fuerte de NaCl, que luego se bombea a la torre de carbonización, donde, al interactuar con el CO 2, se forman NaHCO 3 y NH 4 Cl. La primera sal precipita casi por completo y se retiene en el filtro de vacío (E), y la segunda se bombea de regreso al mezclador (D). Así, se consume constantemente NaCl y piedra caliza, y se obtienen NaHCO 3 y CaCl 2 (este último como residuo de producción). Luego, el bicarbonato de sodio se transfiere calentándolo a soda.

Editor: Galina Nikolaevna Kharlamova