Лужні метали — Вікіпедія

Лу́жні мета́ли — елементи 1 групи періодичної системи за винятком водню. За старою класифікацією елементи головної підгрупи I групи. Назва пов'язана з тим, що при взаємодії лужних металів з водою утворюється їдкий луг. До лужних металів належать (у порядку збільшення атомного номера) Літій (Li), Натрій (Na), Калій (K), Рубідій (Rb), Цезій (Cs) , Францій (Fr). Наступний елемент цієї групи, унуненній, ще не синтезований, проте вважається, що його властивості будуть схожими.^[1]

Загальна характеристика[ред. | ред. код]

Характерною рисою будови атомів лужних металів є наявність одного електрона на зовнішній електронній оболонці. Завдяки цьому всі вони з легкістю віддають електрон, переходячи до закінченої електронної оболонки попередньої оболонки і є дуже сильними відновниками: Na⁰ – 1ē → Na⁺. У сполуках ці елементи проявляють ступінь окиснення +1 і утворюють тільки іонні сполуки. У вільному вигляді атоми електронейтральні (ступінь окиснення нуль). Валентність І. В межах кожного періоду це найбільш активні металічні елементи і найсильніші відновники. Із зростанням порядкового номера збільшується радіус атомів. Зовнішній або валентний електрон усе більше віддаляється від ядра і металічні властивості зростають Li → Na → K → Rb → Fr.

Хоча лужні метали надзвичайно поширені на Землі, у природі вони існують винятково у вигляді сполук через високу відновлювальну активність. Na, K (Натрій, Калій) відкриті в 1807 Гемфрі Деві, який першим почав широко застосовувати електроліз. Li (Літій)  відкрив Йоганн Арфведсон (Швеція, 1817), Rb (Рубідій) — Роберт Бунзен, Густав Кірхгофф (Німеччина, 1861), Cs (Цезій) — Роберт Бунзен, Густав Кірхгофф (Німеччина, 1860), Fr (Францій) — Маргерітт Пере (Франція, 1939).

Поширення в природі[ред. | ред. код]

Внаслідок хімічної активності лужні метали зустрічаються в природі у вигляді сполук:

Інші елементи належать до рідкісних, і їх сполук у природі мало. Францій добуто штучно в результаті ядерних реакцій.

Фізичні властивості[ред. | ред. код]

Лужні метали — м'які (натрій ріжеться ножем, як вершкове масло, інші трохи жорсткіші) метали від сріблясто-білого до сірого кольору з характерним блиском, які дуже швидко тьмяніють на повітрі. Легкоплавкі й рухливі. Агресивні, вибухонебезпечні (зберігаються в атмосфері інертного газу або під шаром гасу). У розплавленому стані здатні проводити струм. Іони лужних металів забарвлюють полум'я газового пальника. Натрій і калій – метали сріблясто-білого кольору з незначними відтінками на свіжозрізаній поверхні, легкі, м’які, легко ріжуться ножем, легкоплавкі. На повітрі лужні метали легко окиснюються, тому блискуча поверхня свіжого зрізу металу швидко мутніє. Лужні метали зберігають в олії або їх покривають шаром гасу. Лужні метали добре розчиняються у ртуті, утворюючи амальгами. Температура плавлення натрію становить –97,8ºC (зменшується від літію до цезію). Натрій і калій мають високу електричну і теплову провідність. Внесені у полум’я пальника сполуки натрію забарвлюють полум’я у жовтий колір, а калію – у фіолетовий. Цю властивість використовують для розпізнавання цих сполук.

• Літій та його солі забарвлюють полум'я червоним кольором
• Натрій та його солі забарвлюють полум'я жовтим кольором
• Калій та його солі забарвлюють полум'я фіолетовим кольором
• Рубідій та його солі забарвлюють полум'я червоним кольором
• Цезій та його солі забарвлюють полум'я фіолетовим кольором з блакитним відтінком

Завдяки властивостям забарвлювати полум'я сполуки лужних металів використовуються у піротехнічних сумішах.

Хімічні властивості[ред. | ред. код]

Лужні метали легко реагують із киснем. Літій при взаємодії з киснем утворює літій оксид Li₂O, решта — пероксиди й супероксиди:

${\displaystyle \mathrm {4Li+O_{2}{\xrightarrow {>200^{o}C}}2Li_{2}O} }$

${\displaystyle \mathrm {2Na+O_{2}{\xrightarrow {250-400^{o}C}}Na_{2}O_{2}} }$

${\displaystyle \mathrm {K+O_{2}\rightarrow KO_{2}} }$

Легко реагують із водою, з виділенням великої кількості тепла, утворюючи луги і водень:

${\displaystyle \mathrm {2Na+2H_{2}O\rightarrow 2NaOH+H_{2}\uparrow } }$

Взаємодіють із неметалами:

${\displaystyle \mathrm {2Na+S\rightarrow Na_{2}S} }$

${\displaystyle \mathrm {2K+Br_{2}\rightarrow 2KBr} }$

Лужні метали найактивніші  з усіх металів. Вони розміщені на початку електрохімічного ряду напруг металів. Реакційна здатність дуже велика. Уже при кімнатній температурі вони реагують з багатьма неметалами.

• З воднем при нагріванні утворюють тверді речовини гідриди. Гідриди металів легко розкладаються водою з утворенням відповідного лугу і водню: 2Na + H₂ = 2NaH; NaH + H₂O = NaOH + H₂.

• Під час горіння натрію і калію в кисні утворюються пероксиди: 2Na + O₂ = Na₂O₂.
• Під час повільного окиснення або горіння в умовах недостачі кисню утворюються оксиди: 4Na + O₂ = 2Na₂O.
• Внаслідок взаємодії з іншими неметалами (Cl₂, N₂, P, S, Si, Br₂, J₂, C) утворюються солі – тверді кристалічні йонні сполуки:.
• Калій і натрій бурхливо реагують з водою за звичайних умов з утворенням гідроксидів і водню: 2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑. При взаємодії з водою кусочок натрію плавиться і набувши форму кульки «бігає» по поверхні води завдяки підштовхуванню його воднем, який виділяється. При взаємодії калію з водою утворений водень самозагоряється.
• Натрій і калій енергійно взаємодіють з кислотами – слабкими окисниками HCl, H₂SO₄ (розбавлена), HBr, H₂S тощо, з утворенням солі і водню: 2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂.

Під час реакції з кислотами – сильними окисниками HNO₃ і концентрованою H₂SO₄ натрій і калій відновлюють Нітроген і Сульфур відповідних кислот до нижчих ступенів окиснення. Паралельно відбувається взаємодія цих металів з водою з утворенням водню. Ці реакції супроводжуються вибухом:

8Na + 10HNO₃(розб) = 8NaNO₃ + NH₄NO₃ + 3H₂O;

8Na + 5H₂SO₄ = 4Na₂SO₄ + H₂S + 4H₂O.

При взаємодії з галогенами, сіркою, азотом, фосфором, вуглецем та кремнієм утворюються відповідно галогеніди, сульфіди, нітриди, фосфіди, карбіди та силіциди.

З азотом та вуглецем прямим синтезом можна отримати лише сполуки літію (причому з азотом реагує вже за звичайних умов утворюючи Li₃N ). Інші лужні метали з азотом та вуглецем стабільних сполук не утворюють, що може бути використане при їх отриманні нагріванням їх сполук з карбідом кальцію, відновленням карбонатів магнієм або розкладанням азидів MN₃ (азид літію вибухає).

Всі кисневі сполуки лужних металів мають різне забарвлення, інтенсивність якого посилюється в ряді від Li до Cs:

Добування[ред. | ред. код]

Натрій добувають електролізом розплавів натрій хлориду та натрій гідроксиду. Добувати калій електролізом KCl і KOH небезпечно і економічно не вигідно. Калій добувають так:

а) через розплавлений калій хлорид пропускають пару натрію при 800ºС, а пару калію що виділяється, конденсують KCl + Na = NaCl + K;

б) взаємодія розплавленого калій гідроксиду з рідким натрієм в реакційній колонці з нікелю: KOH + Na = NaOH + K.

Сполуки Калію та Натрію[ред. | ред. код]

Оксиди Na₂O і K₂O – основні. Це тверді речовини білого кольору. Добувають натрій оксид нагріваючи натрій в недостатній кількості кисню при температурі не вищій 180°С, або при нагріванні суміші натрій пероксиду з металічним натрієм:   Na₂O₂ + 2Na = 2Na₂O.

При взаємодії оксидів з водою утворюють гідроксиди: Na₂O + H₂O = 2NaOH.

Практичне значення має натрій пероксид, який взаємодіє з вуглекислим газом з виділенням кисню. Цю реакцію використовують на підводних човнах, космічних кораблях та закритих приміщеннях для регенерації повітря: 2Na₂O₂ + CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂.

Гідроксиди NaOH і KOH – білі, непрозорі, тверді кристалічні речовини, дуже гігроскопічні, милкі на дотик, вони роз’їдають шкіру і тканини, тому називаються їдкими лугами: KOH – їдке калі, NaOH – їдкий натр, каустик або каустична сода (в перекладі «пекуча»). Гідроксиди лужних металів не можна нагрівати в скляній, порцеляновій і платиновій посудині до плавлення, тому що  в розплавленому стані вони роз’їдають скло, порцеляну, а при доступі повітря і платину.

Виявляють усі властивості основ.

Тверді гідроксиди NaOH і KOH поглинають вологу на повітрі, завдяки чому використовуються для осушування газів. Тверді гідроксиди та їх водні розчини поглинають вуглекислий газ: NaOH + CO₂ = NaHCO₃.

У воді добре розчиняються з виділенням великої кількості теплоти. Розчини лугів змінюють колір індикаторів – фіолетовий лакмус синіє, а безбарвний фенолфталеїн стає малиновим. Луги взаємодіють з кислотами, кислотними оксидами та солями малоактивних металічних елементів:

2KOH + H₂SO₄ = K₂SO₄ + 2H₂O (реакція нейтралізації)

2KOH + СO₂ = K₂СO₃ + H₂O

2KOH + CuCl₂ = 2KCl + Cu(OH)₂ (утворення нерозчинної основи)

Натрій утворює солі з усіма кислотами. Більшість солей білі, добре розчинні у воді.

Застосування[ред. | ред. код]

NaCl – найважливіша із солей. Ця сіль необхідна нашому організму, тому ми вживаємо її в їжу. Її використовують для консервування харчових продуктів, добування натрій гідроксиду, соди, хлору, хлоридної кислоти.

Na₂CO₃ – для виробництва скла, твердого мила, пом’якшення води при фарбуванні, очистки замаслених деталей.

NaOH – для очистки нафтопродуктів, в паперовій і текстильній промисловості, виробництво штучних волокон, напівпровідників, мила.

NaHCO₃ – харчова сода.

Na₂SiO₃ – рідке скло, силікатний клей.

NaNO₃ – харчова приправа (азотне добриво).

K – теплоносій в ядерних реакторах, використовують у фотоелементах, в органічному синтезі.

Na – як каталізатор в органічному синтезі (виробництво каучуку), відновник тугоплавких металів, як теплоносій в ядерних реакторах, наповнювач газорозрядних натрієвих ламп, в сплавах із свинцем для виготовлення підшипників.

KOH – добування рідкого мила, електроліт в акумуляторах, очищувач повітря.

K₂CO₃ – для виробництва скла, рідкого мила, як мінеральне добриво.

KMnO₄ – для дезінфекції.

K₂Cr₂O₇ – дублення шкіри, виробництва оранжевих барвників.

Калій являє собою елемент, конче необхідний для живлення рослин. Натрій впливає на скорочення м’язів, забезпечує нормальне функціонування серцевого м’яза, регулює середовище організму. Натрій бере участь у підтриманні кислотно-лужного балансу в організмі. Натрій у великій кількості міститься в рослинах, які ростуть на засолених ґрунтах. У цих рослинах він створює осмотичний тиск клітинного соку, завдяки чому вони вбирають воду із засолених ґрунтів.

Сплав натрію і калію застосовується як теплоносій в деяких типах реакторів.^[2]

Галерея[ред. | ред. код]

• 
  Літій
• 
  Натрій
• 
  Калій
• 
  Рубідій
• 
  Цезій

Примітки[ред. | ред. код]

Література[ред. | ред. код]

• Загальна та неорганічна хімія: Підручник / Н. В. Романова; [Мін-во освіти і науки України; гриф: лист №13710594 від 30.06.1995]. – Київ: Ірпінь: ВТФ «Перун», 2004. – 480 с. – ISBN 966-569-106-6.
• Загальна та неорганічна хімія у двох частинах: Підручник. Частина ІІ / О. М. Степаненко, Л. Г. Рейтер, В. М. Ледовських, С. В. Іванов; [Мін-во освіти і науки України; гриф: лист № 212 від 03.06.1999]. – Київ: Пед. преса, 2000. – 784 с. – ISBN 955-7320-13-8.
• Загальна хімія: Навчальний посібник / Буря О.І., Повхан М.Ф., Чигвінцева О.П., Антрапцева Н.М. – Дніпропетровськ: Наука і освіта, 2002. – 306 с.
• Загальна хімія: Навчальний посібник / В. І. Кириченко. – Київ: Вища шк., 2005. – 639 с. – ISBN 966-642-182-8.
• Курс загальної хімії. Теоретичні основи: Навчальний посібник / Михалічко Б. М.; [Мін-во освіти і науки України; гриф: лист № 1.4/18-Г-1180 від 22.11.2006]. – Київ: Знання, 2009. – 548 с. – ISBN 978-966-346-712-2.
• Greenwood, Norman N.; Earnshaw, Alan. (1997), Chemistry of the Elements (2nd ed.), Oxford:Butterworth-Heinemann, ISBN 0-08-037941-9
• F. Albert Cotton, Carlos A. Murillo, and Manfred Bochmann, (1999), Advanced inorganic chemistry. (6th ed.), New York:Wiley-Interscience, ISBN 0-471-19957-5
• Housecroft, C. E. Sharpe, A. G. (2008). Inorganic Chemistry (3rd ed.). Prentice Hall, ISBN 978-0-13-175553-6
• http://www.chemistry.in.ua/grade-10/alkali-metals [Архівовано 11 липня 2017 у Wayback Machine.]

Посилання[ред. | ред. код]

• Лужні метали [Архівовано 20 квітня 2021 у Wayback Machine.] // УРЕ

Це незавершена стаття з хімії. Ви можете допомогти проєкту, виправивши або дописавши її.