Щелочные металлы какие проявляются свойства

Щелочными металлами называются химические элементы-металлы (IA) группы Периодической системы Д. И. Менделеева: литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs) и франций (Fr).

Электронное строение атомов. На внешнем энергетическом уровне атомы щелочных металлов имеют один электрон ns1. Поэтому для всех металлов группы (IA) характерна степень окисления (+1).

Этим объясняется сходство свойств всех щелочных металлов.

Для них (сверху вниз по группе) характерно:

увеличение радиуса атомов;
уменьшение электроотрицательности;
усиление восстановительных, металлических свойств.

Нахождение в природе. Из щелочных металлов наиболее широко распространены в природе натрий и калий. Но из-за высокой химической активности они встречаются только в виде соединений.

Основными источниками натрия и калия являются:

каменная соль (хлорид натрия (NaCl)),
глауберова соль, или мирабилит — декагидрат сульфата натрия Na2SO4 (·) 10H2O,
сильвин — хлорид калия (KCl),
сильвинит — двойной хлорид калия-натрия (KCL) (·)(NaCl) и др.

Соединения лития, рубидия и цезия в природе встречаются значительно реже, поэтому их относят к числу редких и рассеянных.

Физические свойства простых веществ. В твёрдом агрегатном состоянии атомы связаны металлической связью. Наличие металлической связи обусловливает общие физические свойства простых веществ-металлов: металлический блеск, ковкость, пластичность, высокую тепло- и электропроводность.

В свободном виде простые вещества, образованные элементами (IA) группы — это легкоплавкие металлы серебристо-белого (литий, натрий, калий, рубидий) или золотисто-жёлтого (цезий) цвета, обладающие высокой мягкостью и пластичностью.

Наиболее твёрдым является литий, остальные щелочные металлы легко режутся ножом и могут быть раскатаны в фольгу.

Только у натрия плотность немного больше единицы ρ=1,01 г/см3, у всех остальных металлов плотность меньше единицы.

Химические свойства. Щелочные металлы обладают высокой химической активностью, реагируя с кислородом и другими неметаллами.

Поэтому хранят щелочные металлы под слоем керосина или в запаянных ампулах. Они являются сильными восстановителями.

Все щелочные металлы активно реагируют с водой, выделяя из неё водород.

Пример:

2Na+2H2O=2NaOH+H2↑.

Взаимодействие натрия с водой протекает с выделением большого количества теплоты (т. е. реакция является экзотермической). Кусочек натрия, попав в воду, начинает быстро двигаться по её поверхности. Под действием выделяющейся теплоты он расплавляется, превращаясь в каплю, которая, взаимодействуя с водой, быстро уменьшается в размерах. Если задержать её, прижав стеклянной палочкой к стенке сосуда, капля воспламенится и сгорит ярко-жёлтым пламенем.

Получение. Металлический натрий в промышленности получают главным образом электролизом расплава хлорида натрия с инертными (графитовыми) электродами.

В расплаве хлорида натрия присутствуют ионы:

NaCl&rlarr;Na++Cl−.

При электролизе

на катоде восстанавливаются катионы Na+, а на аноде окисляются анионы Cl−:

катод ((–)): 2Na++2e=2Na,

анод ((+)): 2Cl−−2e=Cl2↑.

Суммарное уравнение реакции при электролизе расплава хлорида натрия:

2NaCl→2Na+Cl2↑.

Источники:

Иллюстрация: https://arhivurokov.ru/multiurok/html/2017/02/26/s_58b332582fb94/img1.jpg

Источник

Щелочные металлы.

К щелочным металлам относятся литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr.

Щелочные металлы

Строение атомов щелочных металлов

Физические свойства щелочных металлов

Химические свойства щелочных металлов

Щелочные металлы:

Щелочные металлы – это химические элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов Д.И. Менделеева (по устаревшей классификации – элементы главной подгруппы I группы):

– литий Li,

– натрий Na,

– калий K,

– рубидий Rb,

– цезий Cs,

– франций Fr.

При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щелочами.

Строение атомов щелочных металлов:

Особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns1. Щелочные металлы относятся к элементам s-семейства.

Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия – самый низкий) и электроотрицательности. Как следствие, в большинстве соединений щелочные металлы присутствуют в виде однозарядных катионов.

Так, электронная конфигурация атома лития 1s2 2s1. атом лития состоит из положительно заряженного ядра (+3), вокруг которого по атомным оболочкам (двум s-орбиталям) движутся три электрона. Поскольку литий расположен во втором периоде, оболочки всего две, одна из которых является внешней. При этом 2 электрона находятся на внутреннем уровне, а 1 электрон – на внешнем. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внешняя оболочка представлена s-орбиталью. На внешнем энергетическом уровне атома цезия на 2s-орбитали находятся один неспаренный электрон. Электроны, расположенные на внешней оболочке, называются валентными и участвуют в образовании химических связей. В свою очередь ядро атома лития состоит из трех протонов и четырех нейтронов.

Радиус атома лития составляет 145 пм. Потенциал ионизации (первый электрон) атома лития равен 5,39 эВ (519,9 кДж/моль). Электроотрицательность атома лития равна 0,98 (шкала Полинга).

Электронная конфигурация атома натрия 1s2 2s2 2p6 3s1. Атом натрия состоит из положительно заряженного ядра (+11), вокруг которого по трем оболочкам движутся 11 электронов. При этом 10 электронов находятся на внутреннем уровне, а 1 электрон – на внешнем. Поскольку натрий расположен в третьем периоде, оболочек всего три. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая – внутренняя оболочка представлена s- и р-орбиталями. Третья – внешняя оболочка представлена s-орбиталью. На внешнем энергетическом уровне атома натрия – на 3s-орбитали находится один неспаренный электрон. В свою очередь ядро атома натрия состоит из 11 протонов и 12 нейтронов.

Радиус атома натрия составляет 190 пм. Потенциал ионизации атома натрия равен 5,14 эВ (495,6 кДж/моль). Электроотрицательность атома натрия равна 0,93 (шкала Полинга).

Электронная конфигурация атома калия 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 4s1. Атом калия состоит из положительно заряженного ядра (+19), вокруг которого по четырем оболочкам движутся 19 электронов. При этом 18 электронов находятся на внутреннем уровне, а 1 электрон – на внешнем. Поскольку калий расположен в четвертом периоде, оболочек всего четыре. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая и третья – внутренние оболочки представлена s- и р-орбиталями. Четвертая – внешняя оболочка представлена s-орбиталью. На внешнем энергетическом уровне атома калия – на 4s-орбитали находится один неспаренный электрон. В свою очередь ядро атома калия состоит из 19 протонов и 20 нейтронов.

Радиус атома калия составляет 235 пм. Потенциал ионизации атома калия равен 4,34 эВ (418,5 кДж/моль). Электроотрицательность атома калия равна 0,82 (шкала Полинга).

Электронная конфигурация атома рубидия 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 5s1. Атом рубидия состоит из положительно заряженного ядра (+37), вокруг которого по пяти оболочкам движутся 37 электронов. При этом 36 электронов находятся на внутреннем уровне, а 1 электрон – на внешнем. Поскольку рубидий расположен в пятом периоде, оболочек всего пять. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая и четвертая – внутренние оболочки представлены s- и р-орбиталями. Третья – внутренняя оболочка представлена s-, р- и d-орбиталями. Пятая – внешняя оболочка представлена s-орбиталью. На внешнем энергетическом уровне атома рубидия на 5s-орбитали находится один неспаренный электрон. В свою очередь ядро атома рубидия состоит из 37 протонов и 48 нейтронов.

Радиус атома рубидия составляет 248 пм. Потенциал ионизации атома рубидия равен 4,17 эВ (402,8 кДж/моль). Электроотрицательность атома рубидия равна 0,82 (шкала Полинга).

Электронная конфигурация атома цезия 1s2 2s2 2p6 3s2 3p6 3d10 4s2 4p6 4d10 5s2 5p6 6s1. Атом цезия состоит из положительно заряженного ядра (+55), вокруг которого по шести оболочкам движутся 55 электронов. При этом 54 электрона находятся на внутреннем уровне, а 1 электрон – на внешнем. Поскольку цезий расположен в шестом периоде, оболочек всего шесть. Первая – внутренняя оболочка представлена s-орбиталью. Вторая и пятая – внутренние оболочки представлены s- и р-орбиталями. Третья и четвертая – внутренние оболочки представлены s-, р- и d-орбиталями. Шестая – внешняя оболочка представлена s-орбиталью. На внешнем энергетическом уровне атома цезия на 6s-орбитали находятся один неспаренный электрон. В свою очередь ядро атома цезия состоит из 55 протонов и 78 нейтронов.

Радиус атома цезия составляет 267 пм. Потенциал ионизации атома цезия равен 3,89 эВ (375,5 кДж/моль). Электроотрицательность атома цезия равна 0,79 (шкала Полинга).

С увеличением порядкового номера у щелочных металлов увеличиваются радиус атома, способность отдавать валентные электроны и восстановительная активность, уменьшается электроотрицательность и энергия ионизации.

Физические свойства щелочных металлов:

Все щелочные металлы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень легкие, мягкие и пластичные, их можно резать скальпелем и ножом. Щелочные металлы имеют небольшую плотность. Так, литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней. Щелочные металлы обладают высокой тепло- и электропроводностью. Они имеют низкую температуру плавления и кипения.

С увеличением порядкового номера у щелочных металлов уменьшаются плотность, температура плавления, температура кипения, твердость.

Химические свойства щелочных металлов:

Все щелочные металлы обладают высокой химической активностью. Они проявляют высокую химическую активность при взаимодействии с водой, кислородом, галогенами и другими соединениями. Поэтому хранят щелочные металлы под слоем керосина или в запаянных ампулах. В соединениях щелочные металлы проявляют единственную степень окисления +1. Все соединения щелочных металлов носят ионный характер. Почти все соединения растворимы в воде.

С увеличением порядкового номера у щелочных металлов усиливаются металлические свойства и ослабевают неметаллические свойства, увеличивается восстановительная способность, возрастает химическая активность их щелочей.

Примечание: © Фото https://www.pexels.com, https://pixabay.com

карта сайта

Коэффициент востребованности
287

Источник

Щелочные металлы какие проявляются свойства

Элементами группы IA являются литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций. Их называют также щелочными металлами. Некоторые их физические свойства приведены в таблице 6.

Для щелочных металлов наблюдается общая для периодической системы закономерность: с увеличением порядкового номера возрастает радиус атома элемента и его металлические свойства, электроотрицательность уменьшается.

Общий способ получения щелочных металлов — электролиз расплавов их хлоридов, например:

Калий получают также с помощью натрийтермического метода:

Щелочные металлы химически очень активны, легко реагируют с простыми и сложными веществами, в своих соединениях проявляют степень окисления +1. Хранят щелочные металлы в герметичной таре под слоем обезвоженного керосина, а литий — под слоем вазелина.

Ниже представлены общие для всех щелочных металлов реакции (Me = Li, Na, K, Rb, Cs):

Исключением является реакция с кислородом, в которой щелочные металлы ведут себя по-разному:

Оксиды щелочных металлов Э2O являются типичными основными оксидами, а гидроксиды ЭОН — сильными основаниями (щелочами), сила которых возрастает от лития к цезию.

Элементами IIА-группы являются бериллий Be, магний Mg, кальций Ca, стронций Sr, барий Ba и радий Ra. Последние три называют элементами подгруппы кальция или щёлочноземельными металлами. Некоторые свойства элементов IIА-группы приведены в таблице 7.

Свойства бериллия и магния несколько отличаются от свойств, характерных для щёлочноземельных металлов. Бериллий по многим свойствам близок к алюминию, а магний — к цинку (диагональное сходство).

Для щёлочноземельных металлов наблюдается общая для периодической системы закономерность: с увеличением порядкового номера возрастает радиус атома элемента и его металлические свойства, электроотрицательность уменьшается.

Магний и кальций получают электролизом расплавов их хлоридов, например:

Стронций и барий получают восстановлением их оксидов алюминием или кремнием, например:

Щёлочноземельные металлы химически активны; они легко реагируют с простыми и сложными веществами, в своих соединениях проявляют степень окисления +2.

Ниже приведены характерные для щёлочноземельных металлов реакции с простыми и сложными веществами (Me = Ca, Sr, Ba):

Оксиды щёлочноземельных металлов представляют собой типичные основные оксиды. Они реагируют с кислотами с образованием солей и воды, с кислотными оксидами с образованием солей. Реакция с водой протекает по-разному. Если оксид бария легко реагирует с водой при комнатной температуре с образованием сильной щёлочи Ba(OH)2, то оксид магния может реагировать с водой только при кипячении. Химические свойства оксидов щёлочноземельных металлов (Me = Ca, Sr, Ba):

Гидроксиды щёлочноземельных металлов проявляют основные свойства: реагируют с кислотами с образованием основных или средних солей и воды, с кислотными оксидами с образованием солей и воды. Химические свойства гидроксидов щёлочноземельных металлов (Me = Ca, Sr, Ba):

Сила оснований увеличивается с увеличением порядкового номера элемента.

Алюминий — химический элемент, расположенный в 3-м периоде IIIA группе. Его электронная формула 1s22s22p63s23p1.

Алюминий пассивируется в воде, концентрированной азотной кислоте из-за образования устойчивой оксидной пленки. Сильный восстановитель.

Химические свойства:

Оксид алюминия — типичный амфотерный оксид, гидроксид алюминия — типичный амфотерный гидроксид.

Железо находится в 4-м периоде VIIIБ группе. Его электронная формула 1s22s22p63s23p63d64s2. Металл средней активности, в своих соединениях проявляет степени окисления +2 и +3. Известны ряд соединений железа со степенью окисления +6.

Химически чистое железо получают разложением его пентакарбонила:

Основная масса железа используется не в чистом виде, а в виде сплавов с углеродом (сталь, чугун) и другими элементами. Эти сплавы получают в доменных печах.

Упрощённо этот процесс можно описать уравнением:

Характерные для железа химические реакции:

FeO проявляет основные, а Fe2O3 — амфотерные с преобладанием основных свойства. Оба оксида вступают в окислительно-восстановительные реакции.

Для двойного оксида железа (II) — железа (III) Fe3O4 (магнетит) характерны в первую очередь окислительно-восстановительные реакции, а также реакции обмена, которые идут так же, как и у входящих индивидуально в его состав оксидов:

Гидроксид железа (II) практически проявляет только основные свойства, при нагревании разлагается, вступает в окислительно-восстановительные реакции:

Гидроксид железа (III) проявляет амфотерные с преобладанием основных свойства, при нагревании разлагается, вступает в окислительно-восстановительные реакции:

Тренировочные задания

1. Литий при соответствующих условиях вступает в реакцию с каждым из двух веществ

1) кислородом и алюминием
2) серой и хромом
3) оксидом углерода (II) и оксидом меди (I)
4) азотом и фосфором

2. Верны ли следующие утверждения о литии?

А. Литий хранят под слоем вазелина. Б. Взаимодействие лития с кислородом приводит к пероксиду лития.