Katere kemijske lastnosti so značilne za alkalijske kovine. Alkalijske kovine

Alkalijske kovine.

Alkalijske kovine so elementi glavne podskupine I. skupine periodnega sistema kemijskih elementov D. I. Mendelejeva:

litij Li, natrij Na, kalij K, rubidij Rb, cezij Cs in francij Fr.

Te kovine imenujemo alkalne kovine, ker je večina njihovih spojin topnih v vodi. V slovanščini "izlužiti" pomeni "raztopiti", kar je določilo ime te skupine kovin. Ko se alkalijske kovine raztopijo v vodi, nastanejo topni hidroksidi, imenovani alkalije.

Glavne značilnosti alkalijskih kovin: V periodnem sistemu sledijo takoj za žlahtnimi plini, zato je posebnost zgradbe atomov alkalijskih kovin ta, da vsebujejo en elektron na novi energijski ravni: njihova elektronska konfiguracija ns1.

Valenčne elektrone alkalijskih kovin je mogoče zlahka odstraniti, ker je energijsko ugodno, da se atom odpove elektronu in pridobi konfiguracijo žlahtnega plina.

Zato so za vse alkalijske kovine značilne redukcijske lastnosti. To potrjujejo nizke vrednosti njihovih ionizacijskih potencialov (ionizacijski potencial atoma cezija je eden najnižjih) in elektronegativnosti (EO).
Spodaj je tabela lastnosti alkalijskih kovin:

Vse kovine v tej podskupini so srebrno bele barve.(razen srebrno rumenega cezija), so zelo mehki in jih je mogoče rezati s skalpelom. Litij, natrij in kalij so lažji od vode in lebdijo na njeni površini ter z njo reagirajo.

Alkalijske kovine se v naravi pojavljajo v obliki spojin, ki vsebujejo enojno nabite katione.

Številni minerali vsebujejo kovine glavne podskupine skupine I. Na primer, ortoklaz ali feldspar je sestavljen iz kalijevega aluminosilikata K2, podoben mineral, ki vsebuje natrij - albit - ima sestavo Na2. Morska voda vsebuje natrijev klorid NaCl, zemlja pa kalijeve soli - silvin KCl, silvinit NaCl. KCl, karnalit KCl. MgCl2. 6H2O, polihalit K2SO4. MgSO4. CaSO4. 2H2O.

Kemijske lastnosti alkalijskih kovin
Zaradi visoke kemijske aktivnosti alkalijskih kovin v odnosu do vode, kisika in dušika so shranjene pod plastjo kerozina. Za izvedbo reakcije z alkalno kovino previdno odrežemo kos zahtevane velikosti s skalpelom pod plastjo kerozina, kovinsko površino temeljito očistimo v atmosferi argona iz produktov njene interakcije z zrakom in šele nato se vzorec postavi v reakcijsko posodo.

1. Interakcija z vodo. Pomembna lastnost alkalijskih kovin- njihova visoka aktivnost proti vodi. Najbolj mirno (brez eksplozije) litij reagira z vodo:

Ko se izvede podobna reakcija, natrij gori z rumenim plamenom in pride do majhne eksplozije. Kalij je še bolj aktiven: v tem primeru je eksplozija veliko močnejša, plamen pa je obarvan vijolično.
2. Interakcija s kisikom. Produkti zgorevanja alkalijskih kovin v zraku imajo različne sestave, odvisno od aktivnosti kovine.

Le litij gori na zraku in tvori oksid stehiometrične sestave:

Pri gorenju natrija nastane predvsem peroksid Na2O2 z majhno primesjo superoksida NaO2:

Produkti zgorevanja kalija, rubidija in cezija vsebujejo predvsem superokside:

Za pridobivanje natrijevega in kalijevega oksida se mešanice hidroksida, peroksida ali superoksida s presežkom kovine segrejejo v odsotnosti kisika:

Za kisikove spojine alkalijskih kovin je značilen naslednji vzorec: s povečanjem polmera kationa alkalijskih kovin se poveča stabilnost kisikovih spojin, ki vsebujejo peroksidni ion O22 in superoksidni ion O2-.

Za težke alkalijske kovine je značilna tvorba dokaj stabilnih ozonidov s sestavo EO3. Vse kisikove spojine imajo različne barve, katerih intenzivnost se poglablja v seriji od Li do Cs:

Oksidi alkalijskih kovin imajo vse lastnosti bazičnih oksidov: reagirajo z vodo, kislimi oksidi in kislinami:

Peroksidi in superoksidi kažejo lastnosti močnih oksidantov:

Peroksidi in superoksidi intenzivno sodelujejo z vodo in tvorijo hidrokside:

3. Medsebojno delovanje z drugimi snovmi. Alkalijske kovine reagirajo z mnogimi nekovinami. Pri segrevanju se združijo z vodikom v hidride, s halogeni, žveplom, dušikom, fosforjem, ogljikom in silicijem v halogenide, sulfide, nitride, fosfide, karbide in silicide:

Pri segrevanju lahko alkalijske kovine reagirajo z drugimi kovinami in tvorijo intermetalne spojine. Alkalijske kovine aktivno (eksplozivno) reagirajo s kislinami.

Alkalijske kovine se raztopijo v tekočem amoniaku in njegovih derivatih - aminih in amidih:

Pri raztapljanju v tekočem amoniaku alkalijska kovina izgubi elektron, ki ga raztopijo molekule amoniaka in daje raztopini modro barvo. Nastali amidi se zlahka razgradijo z vodo, da nastanejo alkalije in amoniak:

Alkalijske kovine medsebojno delujejo z organskimi snovmi, alkoholi (pri čemer nastane alkoholat) in karboksilnimi kislinami (pri čemer nastanejo soli):

4. Kvalitativno določanje alkalijskih kovin. Ker so ionizacijski potenciali alkalnih kovin majhni, se pri segrevanju kovine ali njenih spojin v plamenu atom ionizira in obarva plamen v določeno barvo:

Priprava alkalijskih kovin
1. Za pridobivanje alkalijskih kovin uporabljajo predvsem elektrolizo talin njihovih halogenidov, najpogosteje kloridov, ki tvorijo naravne minerale:

katoda: Li+ + e → Li
anoda: 2Cl- — 2e → Cl2
2. Včasih se za pridobivanje alkalnih kovin izvede elektroliza talin njihovih hidroksidov:

Katoda: Na+ + e → Na
anoda: 4OH- – 4e → 2H2O + O2
Ker se alkalijske kovine v elektrokemičnem napetostnem nizu nahajajo levo od vodika, je njihova elektrolitska priprava iz raztopin soli nemogoča; v tem primeru nastanejo ustrezne alkalije in vodik.

Spojine alkalijskih kovin. hidroksidi

ALKALNE KOVINE
PODSKUPINA IA. ALKALNE KOVINE
LITIJ, NATRIJ, KALIJ, RUBIDIJ, CEZIJ, FRANCIJA
Za elektronsko strukturo alkalijskih kovin je značilna prisotnost enega elektrona v zunanji elektronski lupini, ki je relativno šibko vezan na jedro. Vsaka alkalijska kovina začne novo obdobje v periodnem sistemu. Alkalijska kovina se lahko odreče svojemu zunanjemu elektronu lažje kot kateri koli drug element tega obdobja. Rez alkalijske kovine v inertnem okolju ima svetlo srebrn sijaj. Za alkalijske kovine je značilna nizka gostota, dobra električna prevodnost in se talijo pri relativno nizkih temperaturah (tabela 2).
Alkalijske kovine zaradi visoke aktivnosti ne obstajajo v čisti obliki, ampak jih v naravi najdemo le v obliki spojin (razen francija), na primer s kisikom (gline in silikati) ali s halogeni (natrijev klorid). Kloridi so surovine za proizvodnjo alkalijskih kovin v prostem stanju. Morska voda vsebuje ALKALNE KOVINE 3 % NaCl in sledove drugih soli. Očitno je, da jezera in celinska morja, pa tudi podzemna nahajališča soli in slanice vsebujejo halogenide alkalijskih kovin v večjih koncentracijah kot morska voda. Na primer, vsebnost soli v vodah Velikega slanega jezera (Utah, ZDA) je 13.827,7 %, v Mrtvem morju (Izrael) pa do 31 %, odvisno od površine vodne površine, ki se spreminja z letni čas. Lahko domnevamo, da je nepomembna vsebnost KCl v morski vodi v primerjavi z NaCl razložena z asimilacijo K+ iona s strani morskih rastlin.
V prosti obliki se alkalijske kovine pridobivajo z elektrolizo staljenih soli, kot so NaCl, CaCl2, CaF2 ali hidroksidi (NaOH), saj ni več aktivne kovine, ki bi lahko izpodrinila alkalijsko kovino iz halogenida. Med elektrolizo halogenidov je potrebno izolirati kovino, ki se sprošča na katodi, saj se hkrati na anodi sprošča plinasti halogen, ki aktivno reagira s sproščeno kovino.
Glej tudi PROIZVODNJA ALKALIJ
Ker imajo alkalijske kovine v svoji zunanji plasti le en elektron, je vsaka najbolj aktivna v svoji periodi, zato je Li najbolj aktivna kovina v prvi periodi osmih elementov, Na v drugi, K pa je najbolj aktivna kovina v tretjem obdobju, ki vsebuje 18 elementov (prvo prehodno obdobje). V podskupini alkalijskih kovin (IA) se sposobnost darovanja elektrona povečuje od zgoraj navzdol.
Kemijske lastnosti. Vse alkalijske kovine aktivno reagirajo s kisikom in tvorijo okside ali perokside, ki se med seboj razlikujejo po tem: Li se spremeni v Li2O, druge alkalijske kovine pa v zmes M2O2 in MO2, Rb in Cs pa se vnameta. Vse alkalijske kovine tvorijo z vodikovimi solmi podobne hidride sestave M+H, termično stabilne pri visokih temperaturah, ki so aktivni reducenti; hidridi razpadejo z vodo, da nastanejo alkalije in vodik ter sprostijo toploto, kar povzroči vžig plina, hitrost te reakcije pri litiju pa je večja kot pri Na in K.
Glej tudi VODIK; KISIK.
V tekočem amoniaku se alkalijske kovine raztopijo, tvorijo modre raztopine in (za razliko od reakcije z vodo) se lahko ponovno sprostijo z izhlapevanjem amoniaka ali dodajanjem ustrezne soli (na primer NaCl iz raztopine amoniaka). Pri reakciji s plinom amoniakom poteka reakcija podobno kot reakcija z vodo:

Alkalijski amidi imajo podobne bazične lastnosti kot hidroksidi. Večina spojin alkalijskih kovin, razen nekaterih spojin litija, je dobro topnih v vodi. Po atomski velikosti in gostoti naboja je litij blizu magneziju, zato so lastnosti spojin teh elementov podobne. Po topnosti in toplotni stabilnosti je litijev karbonat podoben magnezijevim in berilijevim karbonatom elementov podskupine IIA; ti karbonati zaradi močnejših MO vezi razpadejo pri relativno nizkih temperaturah. Litijeve soli so bolj topne v organskih topilih (alkoholih, etrih, naftnih topilih) kot soli drugih alkalijskih kovin. Litij (tako kot magnezij) reagira neposredno z dušikom in tvori Li3N (magnezij tvori Mg3N2), medtem ko lahko natrij in druge alkalijske kovine tvorijo nitride samo v težkih pogojih. Kovine podskupine IA reagirajo z ogljikom, najlažje pa pride do interakcije z litijem (očitno zaradi njegovega majhnega radija) in najlažje s cezijem. Nasprotno pa aktivne alkalijske kovine reagirajo neposredno s CO in tvorijo karbonile (na primer K(CO)x), manj aktivna Li in Na pa le pod določenimi pogoji.
Aplikacija. Alkalijske kovine se uporabljajo tako v industriji kot v kemijskih laboratorijih, na primer za sinteze. Litij se uporablja za izdelavo trdih lahkih zlitin, ki pa so krhke. Velike količine natrija se porabijo za proizvodnjo zlitine Na4Pb, iz katere se pridobiva tetraetil svinec Pb(C2H5)4, antidetonator za bencinsko gorivo. Litij, natrij in kalcij se uporabljajo kot komponente mehkih ležajnih zlitin. Zaradi enega samega in zato mobilnega elektrona v zunanji plasti so alkalijske kovine odlični prevodniki toplote in elektrike. Zlitine kalija in natrija, ki ostanejo tekoče v širokem temperaturnem območju, se uporabljajo kot tekočina za izmenjavo toplote v nekaterih vrstah jedrskih reaktorjev in se zaradi visokih temperatur v jedrskem reaktorju uporabljajo za proizvodnjo pare. Kovinski natrij v obliki napajalnih vodil se uporablja v elektrokemijski tehnologiji za prenos močnih tokov. Litijev hidrid LiH je priročen vir vodika, ki se sprosti, ko hidrid reagira z vodo. Litijev aluminijev hidrid LiAlH4 in litijev hidrid se uporabljata kot reducenta v organski in anorganski sintezi. Zaradi majhnega ionskega radija in temu primerno visoke gostote naboja je litij aktiven v reakcijah z vodo, zato so litijeve spojine zelo higroskopične, litijev klorid LiCl pa se uporablja za sušenje zraka pri delovanju naprav. Hidroksidi alkalijskih kovin so močne baze, dobro topne v vodi; uporabljajo se za ustvarjanje alkalnega okolja. Natrijev hidroksid kot najcenejša alkalija je zelo razširjen (samo v ZDA ga porabijo več kot 2,26 milijona ton na leto).
Litij. Najlažja kovina, ima dva stabilna izotopa z atomsko maso 6 in 7; Težki izotop je pogostejši, njegova vsebnost je 92,6% vseh atomov litija. Litij je odkril A. Arfvedson leta 1817, izolirala pa sta ga R. Bunsen in A. Mathiesen leta 1855. Uporablja se v proizvodnji termonuklearnega orožja (vodikove bombe), za povečanje trdote zlitin in v farmaciji. Litijeve soli se uporabljajo za povečanje trdote in kemične odpornosti stekla, v tehnologiji alkalnih baterij in za vezavo kisika med varjenjem.
Natrij. Poznan že od antike, izoliral ga je H. Davy leta 1807. Je mehka kovina, njene spojine, kot so alkalije (natrijev hidroksid NaOH), soda bikarbona (natrijev bikarbonat NaHCO3) in natrijev karbonat (natrijev karbonat Na2CO3), se pogosto uporabljajo. Kovina se uporablja tudi v obliki hlapov v dimnih plinskih sijalkah za ulično razsvetljavo.
kalij. Poznan že od antičnih časov, izoliral ga je tudi H. Davy leta 1807. Znane so kalijeve soli: kalijev nitrat (kalijev nitrat KNO3), pepelika (kalijev karbonat K2CO3), jedka pepelika (kalijev hidroksid KOH) itd. Tudi kalijeva kovina najde različne uporabe v tehnologijah zlitin za prenos toplote.
Rubidij je leta 1861 s spektroskopijo odkril R. Bunsen; vsebuje 27,85 % radioaktivnega rubidija Rb-87. Rubidij je tako kot druge kovine podskupine IA kemično zelo reaktiven in ga je treba hraniti pod plastjo olja ali kerozina, da preprečimo oksidacijo z atmosferskim kisikom. Rubidij se uporablja na različne načine, vključno s tehnologijo sončnih celic, radiovakuumskimi napravami in farmacevtskimi izdelki.
cezij. Cezijeve spojine so v naravi zelo razširjene, običajno v majhnih količinah skupaj s spojinami drugih alkalijskih kovin. Mineral pollucit silikat vsebuje 34 % cezijevega oksida Cs2O. Element je odkril R. Bunsen s spektroskopijo leta 1860. Glavna uporaba cezija je proizvodnja sončnih celic in elektronskih cevi; eden od radioaktivnih izotopov cezija, Cs-137, se uporablja v radioterapiji in znanstvenih raziskavah.
Franc. Zadnji član družine alkalijskih kovin, francij, je tako radioaktiven, da ga v zemeljski skorji ne najdemo v več kot sledovih. Informacije o franciju in njegovih spojinah temeljijo na študiji njegove nepomembne količine, umetno pridobljene (v visokoenergijskem pospeševalniku) med a-razpadom aktinija-227. Najdlje živeči izotop 22387Fr v 21 minutah razpade na 22388Ra in b-delce. Kot groba ocena je kovinski polmer francija 2,7. Francij ima večino lastnosti, značilnih za druge alkalijske kovine, in zanj je značilna visoka aktivnost oddajanja elektronov. Tvori topne soli in hidroksid. V vseh spojinah ima francij oksidacijsko stanje I.

Collierjeva enciklopedija. - Odprta družba. 2000 .

»Litij je najlažja kovina; ima specifično težo 0,59, zaradi česar plava tudi na olju; topi se pri približno 185 °C, vendar ne izhlapi pod vročo vročino. Po barvi spominja na natrij in ima tako kot on rumen odtenek.«

D. I. Mendelejev. Osnove kemije.

Ko je leta 1817 25-letni švedski kemik Johan August Arfvedson (1792-1841) iz minerala petalita izoliral novo »vnetljivo alkalijo dotlej neznane narave« (bil je litijev hidroksid), je njegov učitelj, slavni švedski kemik Jens Jakob Berzelius (1779-1848) je predlagal, da se iz grščine imenuje litij. lithos - kamen.

Ta alkalija je bila za razliko od že znanih natrijevih in kalijevih alkalij prvič odkrita v »kraljestvu« kamnov. Leta 1818 je angleški kemik Humphry Davy (1778-1829) iz »litija« pridobil novo kovino, ki jo je poimenoval litij. Isti grški koren je v besedah ​​"litosfera", "litografija" (odtis iz kamnitega kalupa) itd.

Litij je najlažja med trdnimi snovmi, njegova gostota je le 0,53 g/cm3 (polovica gostote vode). Litij se proizvaja z elektrolizo taline litijevega klorida. Redka lastnost kovinskega litija je njegova reakcija z dušikom pod normalnimi pogoji, da nastane litijev nitrid.

Litij se vedno pogosteje uporablja pri proizvodnji litij-ionskih baterij. Posledično je svetovna proizvodnja litija leta 2012 znašala 37 tisoč ton - petkrat več kot leta 2005.

Litijeve spojine se uporabljajo v steklarski in keramični industriji. Litijev hidroksid je absorber odvečnega ogljikovega dioksida v kabinah vesoljskih ladij in podmornic. Litijev karbonat se uporablja v psihiatriji za zdravljenje določenih motenj. Povprečen človek vsebuje manj kot 1 mg litija.

Natrij

»Priprava kovinskega natrija je eno najpomembnejših odkritij v kemiji, ne le zato, ker se je s tem koncept preprostih teles razširil in postal bolj pravilen, ampak predvsem zato, ker so v natriju vidne kemijske lastnosti, ki so v drugih vdolbinah le šibko izražene. - znane kovine.

D. I. Mendelejev. Osnove kemije.

Rusko ime "natrij" (je tudi v švedščini in nemščini) izhaja iz besede "natron": tako so stari Egipčani imenovali suho sodo, ki so jo uporabljali v procesu mumifikacije. V 18. stoletju je bilo ime "natron" dodeljeno "mineralni alkaliji" - kavstični sodi. Zdaj se natrijevo apno imenuje mešanica kavstične sode in kalcijevega oksida (v angleščini soda lime), v angleščini pa natrij (in v mnogih drugih jezikih - natrij). Beseda "soda" izhaja iz latinskega imena rastline solyanka (sodanum). To je obalna morska rastlina, katere pepel so v starih časih uporabljali za izdelavo stekla. Ta pepel vsebuje natrijev karbonat, ki se imenuje soda. In zdaj je soda najpomembnejša sestavina polnjenja za proizvodnjo večine stekla, vključno z okenskim steklom.

Prvi, ki je videl, kako izgleda kovinski natrij, je bil G. Davy, ki je novo kovino izoliral z elektrolizo. Predlagal je tudi ime za nov element - natrij.

Natrij je zelo aktivna kovina, na zraku hitro oksidira in se prekrije z debelo skorjo reakcijskih produktov s kisikom in vodno paro. Znana je izkušnja s predavanja: če majhen košček natrija vržemo v vodo, začne z njim reagirati in sproščati vodik. Pri reakciji se sprosti veliko toplote, ki stopi natrij in njegova krogla teče po površini. Voda ohladi natrij in prepreči, da bi se vodik vnel, če pa je kos natrija velik, je možen požar in celo eksplozija.

Kovinski natrij se pogosto uporablja v različnih sintezah kot redukcijsko sredstvo in tudi kot sušilno sredstvo za nevodne tekočine. Prisoten je v visokozmogljivih natrijevih žveplovih baterijah. Zlitina natrija in kalija z nizkim tališčem, tekoča pri sobni temperaturi, deluje kot hladilno sredstvo, ki odvaja odvečno toplotno energijo iz jedrskih reaktorjev. Vsi poznajo rumeno barvo plamena v prisotnosti natrija: natanko tako se obarva plamen plinskega gorilnika, če vanj zaide najmanjša kapljica slane juhe. Natrijeva para sveti rumeno v energijsko učinkovitih sijalkah, ki razsvetljujejo ulice.

Dolga stoletja je bila sol edino sredstvo za konzerviranje hrane. Brez kuhinjske soli bi bila nemogoča dolga morska potovanja, odprave po svetu in velika geografska odkritja. Zgodovina Rusije pozna veličastno vstajo, imenovano Salt Riot, ki se je začela leta 1648 in se je razširila po vsej državi. Eden od razlogov za upor je bilo povišanje davka na sol.

Natrija so nekoč proizvajali v sto tisočih ton na leto: iz njega so proizvajali tetraetil svinec, ki poveča oktansko število bencina. Prepoved osvinčenega bencina v mnogih državah je zmanjšala proizvodnjo natrija. Trenutno je svetovna proizvodnja natrija približno 100 tisoč ton na leto.

Mineral halit (natrijev klorid) tvori ogromna nahajališča kamene soli. Samo v Rusiji njegove rezerve znašajo več deset milijard ton. Halit običajno vsebuje do 8 % drugih soli, predvsem magnezija in kalcija. Letno se proizvede več kot 280 milijonov ton natrijevega klorida, kar je ena največjih produkcij. Natrijev nitrat so nekoč v velikih količinah kopali v Čilu, od tod tudi njegovo ime - čilska solitra.

Uporabljajo se tudi druge natrijeve soli, ki so trenutno znane. Eden najbolj znanih je natrijev sulfat. Če ta sol vsebuje vodo, se imenuje Glauberjeva sol. Ogromne količine nastanejo med izhlapevanjem vode v zalivu Kara-Bogaz-Gol v Kaspijskem morju (Turkmenistan), pa tudi v nekaterih slanih jezerih. Trenutno se raztopine natrijevega sulfata uporabljajo kot hranilnik toplote v napravah za shranjevanje sončne energije, pri proizvodnji stekla, papirja in tekstila.

Natrij je vitalni element. Natrijevi ioni se nahajajo predvsem v zunajcelični tekočini in so vključeni v mehanizem mišičnih kontrakcij (pomanjkanje natrija povzroča krče), pri vzdrževanju vodno-solnega (natrijevi ioni zadržujejo vodo v telesu) in kislinsko-bazičnega ravnovesja (vzdrževanje stalne krvne pH vrednost). Klorovodikova kislina nastaja iz natrijevega klorida v želodcu, brez katerega je nemogoče prebaviti hrano. Vsebnost natrija v telesu povprečnega človeka je približno 100 g. Natrij vstopi v telo predvsem v obliki kuhinjske soli, njegov dnevni odmerek je 3-6 g, nevaren za življenje.

kalij

V arabščini al-qili pomeni pepel, pa tudi nekaj žganega. Produkt, pridobljen iz rastlinskega pepela, so začeli imenovati tudi kalijev karbonat. Sončnični pepel vsebuje več kot 30% kalija. Brez arabskega člena se je ta beseda v ruščini spremenila v "kalij". Poleg ruščine in latinščine (kalium) se je ta izraz ohranil v številnih evropskih jezikih: nemščini, nizozemščini, danščini, norveščini, švedščini (z latinsko končnico -um), grščini (κάλιο), pa tudi v številnih Slovanski jeziki: srbščina (kalium), makedonščina (kalium), slovenščina (kalij).

Kalij je eden najpogostejših elementov v zemeljski skorji. Njeni glavni minerali so silvin (kalijev klorid), silvinit (mešanica kalijevega in natrijevega klorida) in karnalit (mešanica kalijevega in magnezijevega klorida). Silvin, pa tudi kalijev nitrat (kalijev nitrat, znan tudi kot indijska solitra) se v ogromnih količinah uporabljajo kot kalijeva gnojila. Kalij je skupaj z dušikom in fosforjem eden od treh najpomembnejših elementov za prehrano rastlin.

Angleško ime elementa (kalij), tako kot rusko ime kalijevega karbonata (pepelika), je izposojeno iz jezikov germanske skupine; v angleščini, nemščini in nizozemščini je pepel pepel, lonec je lonec, kar pomeni, da je pepelika »pepel iz lonca«. Prej so kalijev karbonat pridobivali z izhlapevanjem ekstrakta pepela v kadeh; uporabljali so ga za izdelavo mila. Kalijevo milo je za razliko od natrijevega tekoče. Iz arabskega imena za pepel izhaja ime za alkalije v številnih evropskih jezikih: angl. in gol. alkali, nem Alkalna, francoska in italijanščino alkali itd. Isti koren je prisoten v besedi "alkaloidi", to je "kot alkalije").

Kalij je bil prvi element, ki ga je odkril G. Davy (prvi je pridobil tudi litij, barij, kalcij, stroncij, magnezij in bor). Davy je moker kos kalijevega hidroksida izpostavil elektrolizi. Hkrati so se na njegovi površini, kot pravi Davy, »pojavile majhne kroglice z močnim kovinskim sijajem, ki se navzven ne razlikujejo od živega srebra. Nekatera so takoj po nastanku zagorela s pokom in pojavom svetlega plamena, druga pa niso zgorela, ampak so le zatemnila, njihova površina pa je bila prekrita z belim filmom.« Kalij je zelo aktivna kovina. Majhen delček, vnesen v vodo, eksplodira.

Kalij je pomemben bioelement, človeško telo vsebuje od 160 do 250 g kalija več kot natrija. Kalijevi ioni sodelujejo pri prehodu živčnih impulzov. Sadje in zelenjava vsebujeta veliko kalija.

Kalijev hidroksid se uporablja za izdelavo mila. Služi kot elektrolit v alkalnih baterijah - železo-nikelj, nikelj-metal hidrid. Prej je bil kalijev nitrat (kalijev nitrat) uporabljen v ogromnih količinah za proizvodnjo črnega smodnika; zdaj se uporablja kot gnojilo.

Naravni kalij vsebuje 0,0117 % dolgoživega radionuklida 40K z razpolovno dobo 1,26 milijarde let. To pojasnjuje dejstvo, da je kalij-40 "preživel" do našega časa od trenutka njegove sinteze v jedrskih reakcijah v zvezdah. Od nastanka Zemlje pred 4,5 milijardami let pa se je vsebnost 40K na planetu zaradi njegovega razpada zmanjšala za 12,5-krat! Človeško telo, ki tehta 70 kg, vsebuje približno 20 mg 40K ali 3 1020 atomov, od katerih vsako sekundo razpade več kot 5000 atomov! Možno je, da je bilo takšno »notranje« sevanje (okrepljeno z razpadom ogljika-14) eden od vzrokov za mutacije med razvojem žive narave. Svetovna proizvodnja kovinskega kalija je majhna: približno 200 ton na leto.

Rubidij in cezij

Rubidij in cezij sta prva kemična elementa, odkrita s spektralno analizo. To metodo so razvili nemški znanstveniki in prijatelji - fizik Gustav Robert Kirchhoff (1824-1887) in kemik Robert Wilhelm Bunsen (1811-1899), ki sta delala na univerzi v Heidelbergu. S to izjemno občutljivo metodo so analizirali vse snovi, na katere so naleteli, v upanju, da bodo našli nekaj novega. In v zgodnjih 1860-ih. odkril dva nova elementa. To se je zgodilo, ko so analizirali suhi ostanek, pridobljen z izhlapevanjem vode iz mineralnih vrelcev letovišča Bad Durkheim, 30 km od Heidelberga. Kirchhoff in Bunsen sta v spektru te snovi poleg že znanih črt natrija, kalija in litija opazila dve šibki modri črti. Ugotovili so, da te črte pripadajo neznanemu kemičnemu elementu, ki je v vodi prisoten v zelo majhnih količinah. Glede na svetlobo spektralnih linij nov element

V nadaljevanju raziskav sta Kirchhoff in Bunsen v aluminosilikatnem mineralu lepido (litijeva sljuda), ki so jima ga poslali iz Saške, odkrila še en element, v spektru katerega so izstopale temno rdeče črte. Imenovali so ga rubidij: iz lat. rubidus - rdeča. Isti element so odkrili v mineralni vodi, od koder ga je uspelo izolirati kemiku Bunsenu. Omeniti velja, da je bilo treba za pridobitev več gramov rubidijeve soli predelati 44 ton mineralne vode in več kot 180 kg lepidolita.

In tako kot je ob koncu 19. stoletja pri nič manj titanskem delu pri izolaciji radijeve soli radioaktivnost služila kot »kompas« za Marie Curie, je bil spektroskop podoben »kompas« za Kirchhoffa in Bunsena.

Rubidij in cezij sta tipični alkalijski kovini. To je bilo potrjeno, ko je kemik Bunsen pridobil ta element v obliki kovine z redukcijo rubidijeve soli. Aktivnejši cezij je v čisti obliki dobil šele leta 1881 švedski kemik Carl Theodor Setterberg (1853-1941) z elektrolizo staljenega cezijevega cianida. Cezij je ena najbolj taljivih kovin. V čisti obliki ima zlato barvo. Toda čistega cezija ni enostavno dobiti: na zraku se spontano takoj vname. Čisti rubidij se tali pri samo 39,3 °C, cezij - 10 stopinj nižje, v zelo vročem poletnem dnevu pa vzorci teh kovin v ampulah postanejo tekoči.

Svetovna proizvodnja kovinskega rubidija je majhna - približno 3 tone na leto. Rubidij-87 se uporablja v medicini: njegove atome absorbirajo krvne celice in z njihovim oddajanjem hitrih elektronov s pomočjo posebne opreme lahko vidimo "ozka grla" v krvnih žilah. Rubidij se uporablja v elementih sončnih celic.

Telo človeka srednjih let vsebuje približno 0,7 g rubidija in le 0,04 mg cezija.

Elektronski prehodi v atomih cezija se uporabljajo v izjemno natančnih "atomskih urah". Po vsem svetu je zdaj več kot 70 tako natančnih ur - časovnih standardov: napaka je manjša od sekunde v 100 milijonih let. Enota za čas, ki jo določajo cezijeve ure, je sekunda.

Predlagana je bila uporaba cezijevih ionov za pospeševanje rakete z uporabo električnega reaktivnega motorja. V njem se ioni v močnem elektrostatičnem polju pospešijo in izločijo skozi šobo.

Električni raketni motorji z nizkim potiskom so sposobni dolgotrajnega delovanja in letenja na velike razdalje.

Francija

Ta element je (na podlagi njegove radioaktivnosti) leta 1939 odkrila uslužbenka radijevega inštituta v Parizu Margarita Perey (1909-1975) in ga leta 1946 poimenovala v čast svoje domovine.

Francij je sosed cezija v periodnem sistemu elementov. D.I. Mendelejev je element, ki takrat še ni bil odkrit, poimenoval ekacezij. Ta zadnja in najtežja alkalijska kovina se osupljivo razlikuje od vseh drugih v svoji skupini. Prvič, nihče ni nikoli videl niti ne bo videl niti najmanjšega koščka Francije. Drugič, francij nima fizikalnih lastnosti, kot so gostota, tališče in vrelišče. Izraz »najtežja kovina« torej lahko velja samo za njene atome, ne pa tudi za preprosto snov. In to zato, ker je francij umetno proizveden, zelo radioaktiven element; njegov najdlje živeči izotop, 223 Fr, ima razpolovno dobo le 22 minut. In če želite preučiti fizikalne lastnosti snovi, jo morate imeti v obliki vsaj najmanjšega koščka. Toda za Francijo je to nemogoče.

Francij je pridobljen umetno. In ko sintetizira, njegovi atomi hitro razpadejo. Še več, več ko se atomov nabere, več jih razpade na časovno enoto. To pomeni, da je treba francijeve atome sintetizirati s hitrostjo, ki ni manjša od hitrosti njihovega razpada, da bi preprosto ohranili konstantno število francijevih atomov. Ko so v Dubni sintetizirali francij z obsevanjem urana z močnim snopom protonov, so vsako sekundo pridobili približno milijon atomov tega elementa. Pri tej hitrosti sinteze postane hitrost razpada vzorca enaka hitrosti njegovega nastajanja, ko je število njegovih atomov dve milijardi. To je povsem nepomembna količina snovi, ni vidna niti z mikroskopom.

Poleg tega se ti atomi ne zberejo v kos kovine, temveč se porazdelijo po površini uranove tarče. Zato ni presenetljivo, da na vsej zemeljski obli v nobenem trenutku ne bo več kot dva do tri desetine gramov francija, posamično raztresenega v radioaktivnih kamninah.

Najbolj aktivne med kovinami so alkalijske kovine. Aktivno reagirajo s preprostimi in kompleksnimi snovmi.

Splošne informacije

Alkalijske kovine so v I. skupini periodnega sistema. To so mehke enovalentne kovine sivo-srebrne barve z nizkim tališčem in nizko gostoto. Imajo eno samo oksidacijsko stanje +1 in so redukcijska sredstva. Elektronska konfiguracija - ns 1.

riž. 1. Natrij in litij.

Splošne značilnosti kovin skupine I so podane v tabeli.

Aktivne kovine hitro reagirajo z drugimi snovmi, zato jih v naravi najdemo le v mineralih.

potrdilo o prejemu

Za pridobivanje čiste alkalijske kovine se uporablja več metod:

elektroliza talin, najpogosteje kloridov ali hidroksidov -

2NaCl → 2Na + Cl 2, 4NaOH → 4Na + 2H 2 O + O 2;

žganje sode (natrijevega karbonata) s premogom za pridobivanje natrija -

Na 2 CO 3 + 2C → 2Na + 3CO;

redukcija rubidija iz klorida s kalcijem pri visokih temperaturah -

2RbCl + Ca → 2Rb + CaCl 2 ;

• redukcija cezija iz karbonata z uporabo cirkonija -

  2Cs 2 CO 3 + Zr → 4Cs + ZrO 2 + 2CO 2.

Interakcija

Lastnosti alkalnih kovin določa njihova zgradba. Ker so v prvi skupini periodnega sistema, imajo le en valenčni elektron na zunanji energijski ravni. Posamezen elektron zlahka preide na oksidacijski atom, kar prispeva k hitremu vstopu v reakcijo.

Kovinske lastnosti se v tabeli povečujejo od zgoraj navzdol, zato litij lažje izgubi valenčni elektron kot francij. Litij je najtrši element med vsemi alkalijskimi kovinami. Reakcija litija s kisikom se pojavi le pod vplivom visoke temperature. Litij reagira z vodo veliko počasneje kot druge kovine v skupini.

Splošne kemijske lastnosti so predstavljene v tabeli.

S kakovostno reakcijo imajo različne barve plamena. Litij gori s škrlatnim plamenom, natrij z rumenim plamenom, cezij pa z rožnato vijoličnim plamenom. Oksidi alkalijskih kovin imajo tudi različne barve. Natrij postane bel, rubidij in kalij pa rumena.

riž. 2. Kvalitativna reakcija alkalijskih kovin.

Aplikacija

Preproste kovine in njihove spojine se uporabljajo za izdelavo lahkih zlitin, kovinskih delov, gnojil, sode in drugih snovi. Kot katalizatorja se uporabljata rubidij in kalij. Natrijeva para se uporablja v fluorescenčnih sijalkah. Samo francij zaradi svojih radioaktivnih lastnosti nima praktične uporabe. Kako se uporabljajo elementi I. skupine, je na kratko opisano v tabeli o uporabi alkalijskih kovin.

riž. 3. Soda bikarbona.

Kaj smo se naučili?

Iz lekcije 9. razreda smo se učili o značilnostih alkalijskih kovin. So v I. skupini periodnega sistema in med reakcijami oddajo en valenčni elektron. To so mehke kovine, ki zlahka vstopijo v kemične reakcije s preprostimi in kompleksnimi snovmi - halogeni, nekovine, kisline, voda. V naravi jih najdemo le v sestavi drugih snovi, zato se za njihovo pridobivanje uporablja elektroliza ali redukcijska reakcija. Uporabljajo se v industriji, gradbeništvu, metalurgiji in energetiki.

Test na temo

Ocena poročila

Povprečna ocena: 4.4. Skupaj prejetih ocen: 91.

ALKALNE KOVINE

Biti vnarave

Na-2,64% (mase), K-2,5% (mase), Li, Rb, Cs - veliko manj, Fr - umetno pridobljen element

Li

Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 – spodumen

Na

NaCl – kuhinjska sol (kamena sol), halit

Na 2 SO 4 10H 2 O – Glauberjeva sol (mirabilit)

NaNO 3 – čilska solitra

Na 3 AlF 6 - kriolit
Na 2 B 4 O 7 10H 2 O - boraks

K

KCl NaCl – silvinit

KCl MgCl 2 6H 2 O – karnalit

K 2 O Al 2 O 3 6SiO 2 – glinenec (ortoklaz)

Lastnosti alkalijskih kovin

Ko se atomsko število poveča, se poveča atomski polmer, poveča se sposobnost darovanja valenčnih elektronov in redukcijska aktivnost se poveča:

Fizične lastnosti

Nizka tališča, nizke gostote, mehko, rezati z nožem.

Kemijske lastnosti

Tipične kovine, zelo močni reducenti. Spojine imajo eno samo oksidacijsko stanje +1. Zmanjševalna moč narašča z večanjem atomske mase. Vse spojine so ionske narave, skoraj vse so topne v vodi. Hidroksidi R–OH so alkalije, njihova moč narašča z večanjem atomske mase kovine.

Vnetljivo na zraku pri zmernem segrevanju. Z vodikom tvorijo soli podobne hidride. Produkti zgorevanja so največkrat peroksidi.

Reducijska moč se poveča v seriji Li–Na–K–Rb–Cs

1. Aktivno komunicirajte z vodo:

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2

2. Reakcija s kislinami:

2Na + 2HCl → 2NaCl + H2

3. Reakcija s kisikom:

4Li + O 2 → 2Li 2 O (litijev oksid)

2Na + O 2 → Na 2 O 2 (natrijev peroksid)

K + O 2 → KO 2 (kalijev superoksid)

Na zraku alkalijske kovine takoj oksidirajo. Zato so shranjeni pod plastjo organskih topil (kerozin ipd.).

4. Pri reakcijah z drugimi nekovinami nastanejo binarne spojine:

2Li + Cl 2 → 2LiCl (halogenidi)

2Na + S → Na 2 S (sulfidi)

2Na + H 2 → 2NaH (hidridi)

6Li + N 2 → 2Li 3 N (nitridi)

2Li + 2C → Li 2 C 2 (karbidi)

5. Kvalitativna reakcija na katione alkalijskih kovin - obarvanje plamena v naslednjih barvah:

Li+ – karmin rdeče

Na+ – rumena

K + , Rb + in Cs + – vijolična

potrdilo o prejemu

Ker Alkalijske kovine so najmočnejši reducenti, iz spojin jih je mogoče reducirati samo z elektrolizo staljenih soli:
2NaCl=2Na+Cl2

Uporaba alkalijskih kovin

Zlitine, ki vsebujejo litij, katalizator

Natrijeve - plinske sijalke, hladilno sredstvo v jedrskih reaktorjih

Rubidij - raziskovalno delo

Cezij – fotocelice

Oksidi, peroksidi in superoksidi alkalijskih kovin

potrdilo o prejemu

Pri oksidaciji kovine nastane samo litijev oksid

4Li + O 2 → 2Li 2 O

(v drugih primerih dobimo perokside ali superokside).

Vse okside (razen Li 2 O) dobimo s segrevanjem mešanice peroksida (ali superoksida) s presežkom kovine:

Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O

KO 2 + 3K → 2K 2 O