--PAGE_BREAK--Простое вещество литий
В виде простого вещества литий – мягкий серебристо-белый металл (т. пл. 179.°C, т. кип. 1370°C). Из металлов он самый легкий (пл. 0,534 г/см3).
Литий высоко химически активен. С кислородом и азотом взаимодействует уже при обычных условиях, поэтому на воздухе тотчас окисляется, образуя темно-серый налет продуктов взаимодействия (Li2O, Li3N). При температуре выше 200°C загорается. В атмосфере фтора и хлора, а так же в парах брома и йода самовоспламеняется при обычных условиях. При нагревании непосредственно соединяется с серой, углем, водородом и другими неметаллами. Будучи накален, горит в CO2.
С металлами литий образует интерметаллические соединения. С магнием, алюминием, цинком и с некоторыми другими металлами, кроме того, образует ограниченные твердые растворы. Заметно отличается атомным радиусом от остальных щелочных металлов, дает с ними эвтектические смеси.
Литий придает сплавам ряд ценных физико-химических свойств. Например, у сплавов алюминия с содержанием до одного процента лития повышается механическая прочность и коррозионная стойкость, введение двух процентов лития в техническую медь значительно увеличивает ее электропроводность и т.д.
Литий по химической активности уступает некоторым металлам, хотя значение его стандартного электродного потенциала наиболее отрицательное (E
°
298= -3,01 в). Это обусловлено большой энергией гидратации иона Li+, что обеспечивает смещение равновесия
Li(т)óLi+(p) + e-
в сторону ионизации металла в значительно большей степени, чем это имеет место у остальных щелочных металлов. Для слабо сольватирующих растворителей (например, в расплавах солей) значение его электродного потенциала соответствует его меньшей химической активности в ряду щелочных металлов.
Литий энергично разлагает воду, выделяя из нее водород; еще легче взаимодействует с кислотами.
Литий получают электролизом расплава эвтектической смеси LiCl – KCl. Его хранят под слоем вазелина или парафина в запаянных сосудах.
Важнейшей областью применения лития, как источника трития является атомная энергия. Литий, кроме того, используется в качестве теплоносителя в атомных реакторах.
Натрий
Атомный и ионный радиус натрия Na (1s22s22p63s1) значительно больше, чем лития, и признаки металлического элемента у натрия выражены сильнее. В этом отношении он уступает лишь элемента подгруппы калия.
Натрий – один из наиболее распространенных элементов на Земле (2,0 ат. %). Он обнаружен в атмосфере Солнца и в межзвездном пространстве.
Важнейшие минералы натрия: NaCl (каменная соль, галит), Na2SO4×10H2O (мирабилит, глауберова соль), Na3AlF6 (криолит), Na2B4O7×10H2O (бура) и др. В сочетании с другими элементами он входит в состав многих природных силикатов и алюмосиликатов. Огромное количество солей натрия находится в гидросфере. Абсолютное содержание натрия в морской воде около 1,5×1016m.
Соединения натрия содержатся в растительных и животных организмах, в последнем случае главным образом в виде NaCl. В крови человека ионы Na+составляют 0,32%, в костях 0,6%, в мышечной ткани 0,6 – 1,5%.
Натрий – наиболее употребительный их щелочных металлов. Его получают в больших количествах электролизом расплава NaCl с добавками CaCl2, KCl и другими для понижения температуры плавления.
Это мягкий металл, легко реагирующий с водой, окисляющийся кислородом и другими элементами-окислителями – галогенами, халькогенами т.д. Хранят натрий в запаянных сосудах, а небольшое количество – под слоем керосина.
Применяется натрий в металлотермии и как активный восстановитель в органическом синтезе. Так же его используют в газоразрядных лампах и химических источниках тока.
Натрий является одним из важных элементов, входящих в состав живых организмов, в частности массовая доля ионов Na+ в плазме крови составляет около 0,3%.
Тяжелые щелочные металлы – калий, рубидий и цезий – еще более реакционноспособны, чем натрий. Все они со вспышкой реагируют с неметаллическими элементами, разлагают воду и многие другие вещества. Хранят их как и натрий, в запаянных сосудах.
Подобно натрию калий является биогенным элементом, особенно существенным в физиологии растений, которые получают его из почвы. При интенсивной агротехнике естественный круговорот калия нарушается и его необходимо вводить в почву в виде калийных удобрений.
Из тяжелых щелочных металлов техническое применение находит только цезий, который благодаря малому потенциалу ионизации используется для создания фоточувствительных слоев в вакуумных фотоэлементах.
Простое вещество натрий
В виде простого вещества натрий – легкий (пл. 0,97 г/см3), мягкий серебристо-белый металл со сравнительно невысокими температурами плавления (98°C) и кипения (883°C).
По химическим свойствам это активнейший металл. На воздухе тотчас окисляется, образуя рыхлые продукты окисления. При обычной температуре самовоспламеняется в атмосфере фтора и хлора. При небольшом подогревании энергично взаимодействует с жидким бромом, серой, йодом, водородом и др.
С многими металлами натрий образует интерметаллические соединения. Например, с оловом он дает ряд соединений: NaSn6, NaSn4, NaSn3, NaSn2, NaSn, Na2Sn, Na3Sn и др. С некоторыми металлами дает твердые растворы. Эвтектический сплав 24% Na и 76%K представляет собой жидкость (температура кристаллизации –12,6°C).
Натрий используется в металлотермии. Металлический натрий и его жидкий сплав с калием используется в органическом синтезе. Как восстановитель часто применяется амальгама натрия. Натрий используется также в качестве теплоносителя в ядерных энергетических установках, в клапанах авиационных двигателей, в химических производствах, где требуется равномерный обогрев в пределах 450 – 650°C.
Натрий получают электролизом расплавленного NaCl и реже NaOH. При производстве натрия из NaCl (т. пл. 800°C) температуру плавления электролита снижают (до 575 – 585°C) добавкой KCl, CaCl2, NaF или других солей. Натрий хранят в запаянных сосудах или под керосином.
продолжение
--PAGE_BREAK--Элементы подгруппы калия
Калий K, Рубидий Rb, цезий Cs и франций Fr – полные электронные аналоги. Хотя у атомов щелочных металлов число валентных электронов одинаково, свойства элементов подгруппы калия отличаются от свойств натрия и, особенно, лития. Это обусловлено заметным различием величины радиусов их атомов и ионов. Кроме того, у лития в предвнешнем квантовом слое 2 электрона, а у элементов подгруппы калия – 8. В таблице 1-2 приложения I приведены сведения о литии, натрии и элементах подгруппы калия.
Элементы подгруппы калия – наиболее типичные металлические элементы – катионогены. При этом с повышением порядкового номера этот признак у элементов усиливается. Для них наиболее характерны соединения с преимущественно ионным типом связи. Вследствие незначительного поляризирующего действия ионов (малый заряд, устойчивость электронной структуры, большие размеры), комплексообразование для K+, Rb+, Cs+, Fr+нехарактерно; даже кристаллогидраты для них почти неизвестны.
Наиболее важными минералами калия являются: сильвин KCl,сильвинит NaCl×KCl,карналлит KCl×MgCl2×6H2O, каинит KCl×MgSO4×3H2O.
Рубидий и цезий содержатся в минералах калия. Франций радиоактивен, стабильных изотопов не имеет. Он открыт в 1939г. в продуктах радиоактивного распада урана (4×10-28г. на 1 грамм природного урана). Его получают искусственно. Наиболее долгоживущий изотоп 212Fr (T1/2 = 20мин) образуется при облучении урана протонами:
238U (p, 6p21n)212Fr
Вследствие малого периода полураспада изотопов сколько-нибудь заметных количеств франция накопить не удается, поэтому его свойства изучены недостаточно.
Простые вещества подгруппы калия
В виде простых веществ калий и его аналоги – блестящие серебристо-белые (за исключением золотисто-желтого цезия) металлы с объемно-центрированной кристаллической решеткой (как Li иNa). Основные физические константы этих элементов приведены в таблице 1-3 приложения I.
Как видно из приведенных данных, плотность K, Rb и Cs невелика, температуры плавления и кипения невысокие. Эти металлы очень мягки и легко режутся ножом. Существенно, что от лития к натрию и далее к калию значения большинства констант меняются довольно резко.
Калий и его аналоги – исключительно реакционноспособные металлы. На воздухе калий тотчас окисляется, образуя рыхлые продукты взаимодействия; цезий и рубидий самовоспламеняются. В атмосфере фтора и хлора эти металлы самовоспламеняются при обычных условиях. Взаимодействие их с жидким бромом сопровождается сильным взрывом. При нагревании они легко взаимодействуют с серой, водородом и др. металлами. С металлами они образуют большей частью интерметаллические соединения.
Калий и его аналоги располагаются в самом начале ряда напряжений. Взаимодействие калия с водой сопровождается самовоспламенением выделяющегося водорода, а взаимодействие рубидия и цезия – даже взрывом.
Рассматриваемые металлы при нагревании и освещении сравнительно легко теряют электроны. Эта способность делает их ценными материалами для изготовления фотоэлементов.
В технике калий получают натрийтермическим методом из расплавленного гидроксида или хлорида, рубидий и цезий – методами металлотермии и термическим разложением соединений. Калий и его аналоги хранят в запаянных сосудах. Калий, кроме того, можно сохранять в керосине.
Соединения с водородом
Щелочные металлы непосредственно взаимодействуют с водородом, образуя гидриды MH. Наиболее характерна эта реакция для лития:
2Li + H2 = 2LiH
В отличие от соединений сp-элементами, в которых водород находится в положительной степени окисления, в гидридах щелочных металлов он присутствует в степени окисления –1, образуя гидридный анион H. В отсутствие воды гидрид лития не реагирует с кислородом и галогенами, но вода немедленно его разлагает:
LiH + H2O = LiOH + H2
В этой реакции протон выступает в роли окислителя, а гидридный анион – восстановителя:
H+ + H- = H2
Гидриды остальных щелочных металлов менее устойчивы и более реакционноспособны. Их свойства определяются свойствами гидридного аниона, т.е. они являются сильными восстановителями.
Соединения с кислородом
Несмотря на то, что щелочные металлы во всех своих соединениях находятся в единственной степени окисления +1, каждый из них образует несколько бинарных соединений с кислородом. Кроме нормальных оксидов существуют пероксиды, супероксиды и озониды щелочных металлов.
Образование таких соединений обусловлено в большей мере свойствами кислорода, чем свойствам щелочных металлов.
Особенности элементов первой группы в образовании соединений с кислородом заключаются в том, что относительно большие однозарядные ионы обладают малым поляризующим действием и не дестабилизируют молекулярные ионы кислорода. При горении в кислороде получаются оксид лития, пероксид натрия и супероксиды остальных металлов:
2Li + 1/2O2 = Li2O 2Na + O2 = Na2O2 K + O2 = KO2
Пероксид лития может быть получен косвенным путем.
Оксиды получают из продуктов сгорания, нагревая их с соответствующим металлом:
Na2O2 + 2Na = 2Na2O2 KO2 + 3K = 2K2O
При взаимодействии калия, рубидия и цезия с озоном образуются озониды:
K + O2 = KO3
Большинство соединений с кислородом окрашено. Оксиды лития и натрия бесцветны, но уже Na2O2 имеет светло-желтую окраску, KO2 – оранжевого, RbO2 – темно-коричневого цвета.
Естественно, что нормальные оксиды щелочных металлов практически не проявляют ни окислительных, ни восстановительных свойств, тогда как остальные соединения являются сильными окислителями. Большая часть органических веществ (эфир, уксусная кислота, древесные опилки, хлопок) реагируют с Na2O2 или KO2 со вспышкой или со взрывом.
Пероксид натрия получают в промышленности в больших количествах путем сжигания металлического натрия в токе воздуха. При взаимодействии его с водой идет реакция гидролиза:
O22- + H2O = OH- + HO2-
Водные растворы пероксида натрия – достаточно сильные окислители и широко используются для отбеливания органических средств – древесной массы, тканей, меха.
Смесь пероксида натрия с супероксида калия применяется в изолирующих дыхательных аппаратах, так как в этом случае число молей выделившегося кислорода может быть равно числу молей поглощенного CO2:
Na2O2 + CO2 = Na2CO3 + 1/2O2
2KO2 + CO2 = K2CO3 + 3/2O2
При соотношении Na2O2: KO2 = 1: 2 поглощение CO2 происходит без изменения общего давления.
продолжение
--PAGE_BREAK--