Щелочные металлы

Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий:

${\displaystyle {\mathsf {2\ Li+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ LiOH+\ H_{2}\uparrow }}}$

При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.

Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.

• Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:

${\displaystyle {\mathsf {4\ Li+\ O_{2}\longrightarrow 2\ Li_{2}O}}}$

• При горении натрия в основном образуется пероксид Na₂O₂ с небольшой примесью надпероксида NaO₂:

${\displaystyle {\mathsf {2\ Na+\ O_{2}\longrightarrow \ Na_{2}O_{2}}}}$

• В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:

${\displaystyle {\mathsf {K+\ O_{2}\longrightarrow \ KO_{2}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Rb+\ O_{2}\longrightarrow \ RbO_{2}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Cs+\ O_{2}\longrightarrow \ CsO_{2}}}}$

Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:

${\displaystyle {\mathsf {2\ Na+2\ NaOH\longrightarrow 2\ Na_{2}O+\ H_{2}\uparrow }}}$

${\displaystyle {\mathsf {2\ Na+\ Na_{2}O_{2}\longrightarrow 2\ Na_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {3\ K+\ KO_{2}\longrightarrow 2\ K_{2}O}}}$

Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О2−
2 и надпероксид-ион O−
2.

Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО₃. Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой увеличивается в ряду от Li до Cs:

Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

${\displaystyle {\mathsf {Li_{2}O+\ H_{2}O\longrightarrow 2\ LiOH}}}$

${\displaystyle {\mathsf {K_{2}O+\ SO_{3}\longrightarrow \ K_{2}SO_{4}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}O+2\ HNO_{3}\longrightarrow 2\ NaNO_{3}+\ H_{2}O}}}$

Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}O_{2}+2\ NaI+2\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ I_{2}+2\ Na_{2}SO_{4}+2\ H_{2}O}}}$

Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}O_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ NaOH+\ H_{2}O_{2}}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2\ KO_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ KOH+\ H_{2}O_{2}+\ O_{2}\uparrow }}}$

Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованием гидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов и силицидов:

${\displaystyle {\mathsf {2\ Na+\ H_{2}\longrightarrow 2\ NaH}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2\ Na+\ Cl_{2}\longrightarrow 2\ NaCl}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2\ K+\ S\longrightarrow \ K_{2}S}}}$

${\displaystyle {\mathsf {6\ Li+\ N_{2}\longrightarrow 2\ Li_{3}N}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2\ Li+2\ C\longrightarrow \ Li_{2}C_{2}}}}$

При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды. Активно (со взрывом) щелочные металлы реагируют с кислотами.

Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных — аминах и амидах:

${\displaystyle {\mathsf {2\ Na+2\ NH_{3}\longrightarrow 2\ NaNH_{2}+\ H_{2}\uparrow }}}$

При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиеся амиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака:

${\displaystyle {\mathsf {KNH_{2}+\ H_{2}O\longrightarrow \ KOH+\ NH_{3}\uparrow }}}$

Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей):

${\displaystyle {\mathsf {2\ Na+2\ CH_{3}CH_{2}OH\longrightarrow 2\ CH_{3}CH_{2}ONa+\ H_{2}\uparrow }}}$

${\displaystyle {\mathsf {2\ Na+2\ CH_{3}COOH\longrightarrow 2\ CH_{3}COONa+\ H_{2}\uparrow }}}$

Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет:

Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:

${\displaystyle {\mathsf {2\ LiCl\longrightarrow 2\ Li+\ Cl_{2}\uparrow }}}$

катод: ${\displaystyle {\mathsf {Li^{+}}}+e\longrightarrow {\mathsf {Li}}}$

анод: ${\displaystyle {\mathsf {2Cl^{-}}}-2e\longrightarrow {\mathsf {Cl_{2}}}\uparrow }$

Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:

${\displaystyle {\mathsf {4\ NaOH\longrightarrow 4\ Na+2\ H_{2}O+\ O_{2}\uparrow }}}$

катод: ${\displaystyle {\mathsf {Na^{+}}}+e\longrightarrow {\mathsf {Na}}}$

анод: ${\displaystyle {\mathsf {4OH^{-}}}-4e\longrightarrow {\mathsf {2H_{2}O+O_{2}}}\uparrow }$

Щелочной металл может быть восстановлен из соответствующего хлорида или бромида кальцием, магнием, кремнием и др. восстановителями при нагревании под вакуумом до 600—900 °C:

${\displaystyle {\mathsf {2\ MCl+\ Ca\longrightarrow 2\ M\uparrow +\ CaCl_{2}}}}$

Чтобы реакция пошла в нужную сторону, образующийся свободный щелочной металл (M) должен удаляться путём отгонки. Аналогично возможно восстановление цирконием из хромата. Известен способ получения натрия восстановлением из карбоната углём при 1000 °C в присутствии известняка.

Поскольку щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений находятся левее водорода, то электролитическое получение их из водных растворов солей невозможно; в этом случае образуются соответствующие щёлочи и водород.

Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрия электролизом концентрированного водного раствора поваренной соли:

${\displaystyle {\mathsf {2\ NaCl+2\ H_{2}O\longrightarrow \ H_{2}\uparrow +\ Cl_{2}\uparrow +2\ NaOH}}}$

катод: ${\displaystyle 2\ {\mathsf {H^{+}}}+2\ e\longrightarrow \ {\mathsf {H_{2}}}\uparrow }$

анод: ${\displaystyle 2\ {\mathsf {Cl^{-}}}-2\ e\longrightarrow \ {\mathsf {Cl_{2}}}\uparrow }$

Прежде щёлочь получали реакцией обмена:

${\displaystyle {\mathsf {Na_{2}CO_{3}+\ Ca(OH)_{2}\longrightarrow \ CaCO_{3}\downarrow +2\ NaOH}}}$

Получаемая таким способом щёлочь была сильно загрязнена содой Na₂CO₃.

Гидроксиды щелочных металлов — белые гигроскопичные вещества, водные растворы которых являются сильными основаниями. Они участвуют во всех реакциях, характерных для оснований — реагируют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:

${\displaystyle {\mathsf {2\ LiOH+\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ Li_{2}SO_{4}+2\ H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {2\ KOH+\ CO_{2}\longrightarrow \ K_{2}CO_{3}+\ H_{2}O}}}$

${\displaystyle {\mathsf {KOH+\ Al(OH)_{3}\longrightarrow \ K[Al(OH)_{4}]}}}$

Гидроксиды щелочных металлов при нагревании возгоняются без разложения, за исключением гидроксида лития, который так же, как гидроксиды металлов главной подгруппы II группы, при прокаливании разлагается на оксид и воду:

${\displaystyle {\mathsf {2\ LiOH\longrightarrow \ Li_{2}O+\ H_{2}O}}}$

Гидроксид натрия используется для изготовления мыла, синтетических моющих средств, искусственного волокна, органических соединений, например фенола.

Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na₂CO₃. Основное количество соды во всём мире производят по методу Сольве, предложенному ещё в начале XX века. Суть метода состоит в следующем: водный раствор NaCl, к которому добавлен аммиак, насыщают углекислым газом при температуре 26—30 °C. При этом образуется малорастворимый гидрокарбонат натрия, называемый питьевой содой:

${\displaystyle {\mathsf {NaCl+\ NH_{3}+\ CO_{2}+\ H_{2}O\longrightarrow \ NaHCO_{3}\downarrow +\ NH_{4}Cl}}}$

Аммиак добавляют для нейтрализации кислотной среды, возникающей при пропускании углекислого газа в раствор, и получения гидрокарбонат-иона HCO₃⁻, необходимого для осаждения гидрокарбоната натрия. После отделения питьевой соды раствор, содержащий хлорид аммония, нагревают с известью и выделяют аммиак, который возвращают в реакционную зону:

${\displaystyle {\mathsf {2\ NH_{4}Cl+\ Ca(OH)_{2}\longrightarrow 2\ NH_{3}\uparrow +\ CaCl_{2}+2\ H_{2}O}}}$

Таким образом, при аммиачном способе получения соды единственным отходом является хлорид кальция, остающийся в растворе и имеющий ограниченное применение.

При прокаливании гидрокарбоната натрия получается кальцинированная, или стиральная, сода Na₂CO₃ и диоксид углерода, используемый в процессе получения гидрокарбоната натрия:

${\displaystyle {\mathsf {2\ NaHCO_{3}\longrightarrow \ Na_{2}CO_{3}+\ CO_{2}\uparrow +\ H_{2}O}}}$

Основной потребитель соды — стекольная промышленность.

В отличие от малорастворимой кислой соли NaHCO₃, гидрокарбонат калия KHCO₃ хорошо растворим в воде, поэтому карбонат калия, или поташ, K₂CO₃ получают действием углекислого газа на раствор гидроксида калия:

${\displaystyle {\mathsf {2\ KOH+\ CO_{2}\longrightarrow \ K_{2}CO_{3}+\ H_{2}O}}}$

Поташ используют в производстве стекла и жидкого мыла.

Литий — единственный щелочной металл, для которого не получен гидрокарбонат. Причина этого явления в очень маленьком радиусе иона лития, который не позволяет ему удерживать довольно крупный ион HCO−
3.