Щелочные металлы

Химия элементов IА группы: от Лития до Франция

1. Общая характеристика элементов IA группы

К щелочным металлам относятся элементы главной подгруппы I группы Периодической системы:

• Литий (Li)
• Натрий (Na)
• Калий (K)
• Рубидий (Rb)
• Цезий (Cs)
• Франций (Fr) — радиоактивный элемент

Строение атома

Все эти элементы имеют сходное строение внешнего электронного уровня:

На внешнем уровне находится всего один валентный s-электрон, который они легко отдают в химических реакциях, проявляя свойства сильных восстановителей.

Закономерности в группе (Li → Fr)

Физические свойства

Щелочные металлы — это мягкие вещества серебристо-белого цвета (на свежем срезе). Их можно резать ножом

Смотреть видео

Скрыть видео

Смотреть видео

Скрыть видео

Из-за высокой химической активности их хранят под слоем керосина или в запаянных ампулах (чтобы исключить контакт с кислородом и влагой воздуха).

2. Нахождение в природе

Ввиду своей исключительной активности, в свободном виде щелочные металлы в природе не встречаются. Они существуют только в виде соединений (солей).

3. Способы получения

Основной промышленный метод получения щелочных металлов — электролиз расплавов их солей (чаще всего хлоридов).

4. Химические свойства простых веществ (Металлов)

Щелочные металлы — сильнейшие восстановители. Они легко отдают единственный внешний электрон, превращаясь в положительно заряженные ионы M⁺.

Реагент	Описание процесса и уравнения реакций
С галогенами	Щелочные металлы самовоспламеняются в атмосфере галогенов уже при комнатной температуре. Образуются прочные ионные соли-галогениды: 2Na + Cl2 → 2NaCl Смотреть видео Скрыть видео 2K + I2 → 2KI 2Cs + F2 → 2CsF Смотреть видео Скрыть видео
С серой	Реакция с расплавленной серой носит взрывной характер. Калий и рубидий способны реагировать с серой даже при механическом растирании: 2Na + S t°→ Na2S 2Rb + S t°→ Rb2S Смотреть видео Скрыть видео
С фосфором	Реакция требует нагревания, после чего идет с сильным выделением теплоты. Образуются фосфиды: 3K + P t°→ K3P
С водородом	При нагревании присоединяют водород, образуя солеобразные (ионные) гидриды. Гидриды — мощные восстановители и бурно реагируют с водой: 2Na + H2 t°→ 2NaH
С азотом	Только литий способен медленно связывать азот при комнатной температуре благодаря огромной энергии решетки нитрида лития. Остальные металлы образуют нитриды только при сильном нагревании или электрическом разряде: 6Li + N2 → 2Li3N
С кислородом	Важное различие Реакция с кислородом специфична. Маленький ион лития образует устойчивый нормальный оксид. Более крупные образуют пероксиды или надпероксиды: • Литий образует нормальный оксид: 4Li + O2 → 2Li2O Смотреть видео Скрыть видео • Натрий образует пероксид: 2Na + O2 → Na2O2 • Калий, Рубидий, Цезий образуют надпероксиды: K + O2 → KO2 Смотреть видео Скрыть видео Смотреть видео Скрыть видео Цезий на воздухе самовозгорается мгновенно.
С водой	Взаимодействие с водой идет исключительно активно. Литий реагирует спокойно, натрий плавится и бегает по поверхности, калий воспламеняет водород фиолетовым пламенем, а тяжелые металлы реагируют со взрывом: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑ Смотреть видео Скрыть видео Смотреть видео Скрыть видео Смотреть видео Скрыть видео Смотреть видео Скрыть видео Смотреть видео Скрыть видео
С кислотами	Бурно растворяются в кислотах с выделением водорода или глубоких продуктов восстановления кислоты-окислителя. Реакция часто сопровождается взрывом выделяющейся газовой смеси: С HCl: 2Na + 2HCl → 2NaCl + H2↑ Смотреть видео Скрыть видео Смотреть видео Скрыть видео С конц. H2SO4 (возможно образование H2S и S): 8Na + 5H2SO4(конц.) → 4Na2SO4 + H2S + 4H2O С азотной кислотой (HNO3): Смотреть видео Скрыть видео С концентрированной (образуется N2O): 8Na + 10HNO3(конц.) → 8NaNO3 + N2O↑ + 5H2O С разбавленной (образуется N2): 10Na + 12HNO3(разб.) → 10NaNO3 + N2↑ + 6H2O С очень разбавленной (образуется NH4NO3): 8Na + 10HNO3(оч. разб.) → 8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O

Взаимодействие с органическими веществами

Щелочные металлы способны замещать водород в соединениях, обладающих даже очень слабыми кислотными свойствами:

Реагент	Описание процесса и уравнения реакций
Со спиртами	образование алкоголятов 2CH3OH + 2Na → 2CH3ONa + H2↑ Смотреть видео Скрыть видео
С фенолом	образование фенолятов 2C6H5OH + 2Na → 2C6H5ONa + H2↑
С алкинами	с концевой тройной связью HC≡CH + 2Na → NaC≡CNa + H2↑
С галогеналканами	реакция Вюрца 2CH3Cl + 2Na → C2H6 + 2NaCl

Щелочные металлы способны замещать водород в соединениях, обладающих даже очень слабыми кислотными свойствами:

• Со спиртами (образование алкоголятов):
  2CH₃OH + 2Na → 2CH₃ONa + H₂↑
• С фенолом (образование фенолятов):
  2C₆H₅OH + 2Na → 2C₆H₅ONa + H₂↑
• С алкинами (с концевой тройной связью):
  HC≡CH + 2Na → NaC≡CNa + H₂↑
• С галогеналканами (реакция Вюрца):
  2CH₃Cl + 2Na → C₂H₆ + 2NaCl

5.1. Оксиды щелочных металлов (M₂O)

Оксиды (например, Na₂O, K₂O) — это твердые вещества, проявляющие ярко выраженные основные свойства.

Получение: Прямым окислением можно получить только Li₂O. Оксиды других металлов получают косвенно:

Химические свойства:

Свойство / Реагент	Описание процесса и уравнения реакций
С водой	Оксиды щелочных металлов являются типичными сильноосновными оксидами. Они экзотермично взаимодействуют с водой, образуя растворимые щелочи: Na2O + H2O → 2NaOH
С кислотными оксидами	Легко вступают во взаимодействие с кислотными оксидами с образованием средних солей: Na2O + CO2 → Na2CO3
С амфотерными оксидами и гидроксидами (при сплавлении)	При сплавлении (твердофазная реакция) основные оксиды реагируют с амфотерными. При этом образуются безводные соли — алюминаты, цинкаты и т.д.: Na2O + Al2O3 t°→ 2NaAlO2 (метаалюминат натрия) K2O + Zn(OH)2 t°→ K2ZnO2 + H2O (цинкат калия)
С кислотами	Типичная реакция нейтрализации основного оксида кислотой, приводящая к образованию соли и воды: K2O + 2HCl → 2KCl + H2O
Окисление кислородом	Оксиды натрия, калия и более тяжелых щелочных металлов способны присоединять кислород при нагревании, переходя в более богатые кислородом пероксиды и надпероксиды. Оксид лития не переходит в пероксид прямым окислением: 2Na2O + O2 → 2Na2O2

5.2. Пероксиды щелочных металлов (M₂O₂)

Содержат кислород в степени окисления -1 (группа -O-O-). Пероксид натрия Na₂O₂ — желтоватый порошок.

Свойства:

Свойство / Реагент	Описание процесса и уравнения реакций
Реакция с водой (гидролиз)	На холоде: Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2 При нагревании (диспропорционирование): 2Na2O2 + 2H2O → 4NaOH + O2↑
С углекислым газом	Регенерация воздуха на подводных лодках: 2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2↑
С минеральными кислотами	На холоде (обменная реакция): Na2O2 + 2HCl → 2NaCl + H2O2 При нагревании (диспропорционирование): 2Na2O2 + 2H2SO4(разб.гор.) → 2Na2SO4 + 2H2O + O2↑
Термическое разложение	2Na2O2 t°→ 2Na2O + O2↑
Окислительные свойства (с восстановителями)	С угарным газом: Na2O2 + CO → Na2CO3 С сернистым газом: Na2O2 + SO2 → Na2SO4 С серой: 2Na2O2 + S → Na2SO3 + Na2O С иодидами в кислой среде: Na2O2 + 2H2SO4 + 2NaI → I2 + 2Na2SO4 + 2H2O С солями железа (II): Na2O2 + 2H2SO4 + 2FeSO4 → Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 2H2O С солями хрома (III) в щелочной среде: 3Na2O2 + 2Na3[Cr(OH)6] → 2Na2CrO4 + 8NaOH + 2H2O
Восстановительные свойства	С сильными окислителями (например, с перманганатом калия в кислой среде выделяется кислород): 5Na2O2 + 2KMnO4 + 8H2SO4 → 5O2↑ + 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 8H2O

5.3. Гидроксиды (Щелочи)

Гидроксиды щелочных металлов (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH) — твердые белые вещества, гигроскопичные, прекрасно растворимые в воде. Являются сильными основаниями (щелочами).

Тривиальные названия: NaOH — едкий натр (каустическая сода), KOH — едкое кали.

Способы получения:

Химические свойства:

Реагент / Условие	Описание процесса и уравнения реакций
Диссоциация	Сильные электролиты, диссоциируют нацело. NaOH ⇄ Na+ + OH- Среда щелочная, изменяют окраску индикаторов (лакмус — синий, фенолфталеин — малиновый, метилоранж — желтый).
С кислотами (любыми)	Реакция нейтрализации: щелочи бурно, с выделением тепла, реагируют и с сильными, и со слабыми кислотами. В зависимости от соотношения щелочи (избыток/недостаток) и основности кислоты образуются средние или кислые соли: 3KOH + H3PO4 → K3PO4 + 3H2O (избыток щелочи) 2KOH + H3PO4 → K2HPO4 + 2H2O KOH + H3PO4 → KH2PO4 + H2O (избыток кислоты)
С кислотными оксидами	Растворимые щелочи легко поглощают кислотные оксиды (CO₂, SO₂, NO₂). Избыток щелочи дает среднюю соль (карбонат), а избыток газа — кислую (гидрокарбонат). Оксид NO₂ диспропорционирует во влажной среде, давая смесь нитрита и нитрата: 2NaOH(изб.) + CO2 → Na2CO3 + H2O NaOH + CO2(изб.) → NaHCO3 С оксидом NO2 (диспропорционирование): 2NO2 + 2NaOH → NaNO3 + NaNO2 + H2O В присутствии O2: 4NO2 + 4KOH + O2 → 4KNO3 + 2H2O
С амфотерными оксидами и гидроксидами	Щелочи реагируют с амфотерными соединениями с проявлением кислотных свойств последних. Условия реакции определяют состав соли: в растворах за счет избытка воды и координационного числа образуются гидроксокомплексы, а при сплавлении (без воды) — безводные алюминаты, цинкаты и др.: В расплаве: 2NaOH + Al2O3 t°→ 2NaAlO2 + H2O В растворе (образуются комплексные соли): 2NaOH + Al2O3 + 3H2O → 2Na[Al(OH)4] NaOH + Al(OH)3 → Na[Al(OH)4]
С амфотерными металлами (Zn, Al, Be)	Важное свойство щелочей: они способны растворять металлы, оксиды которых амфотерны. Водород выделяется за счет того, что щелочь способствует окислению металла водой с последующим переходом гидроксида металла в комплекс в растворе (или алюминат в расплаве): В расплаве: 2KOH + Zn t°→ K2ZnO2 + H2↑ В растворе: 2NaOH + 2Al + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2↑
С кислыми солями	Щелочь нейтрализует ("донейтрализует") кислые соли, содержащие протоны, превращая их в средние соли с образованием воды: KOH + KHCO3 → K2CO3 + H2O
С растворимыми солями	Реакционные среды обмениваются ионами (реакция обмена). Она протекает до конца, только если продукт реакции уходит из среды — выпадает в осадок (нерастворимые гидроксиды переходных металлов) или выделяется газ (аммиак при нагревании солей аммония со щелочами): CuCl2 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + 2NaCl (осадок) NH4Cl + NaOH t°→ NaCl + NH3↑ + H2O (газ)
С неметаллами	Щелочи активно взаимодействуют с неметаллами: кремний растворяется с выделением водорода (щелочь снимает гидроксидную пленку). Фтор является более сильным окислителем, окисляя кислород щелочи до фторида кислорода (II). Фосфор, сера и галогены (от Cl до I) диспропорционируют (самоокисляются-самовосстанавливаются) в растворах щелочей, давая соли разных степеней окисления: Si (окисляется): Si + 2NaOH + H2O → Na2SiO3 + 2H2↑ F2 (окисляет щелочь): 2F2 + 2NaOH → 2NaF + OF2↑ + H2O (также возможно выделение O2) P, S, Cl2, Br2, I2 (диспропорционируют): 4P + 3KOH + 3H2O → 3KH2PO2 + PH3↑ 3S + 6NaOH t°→ 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O Cl2 + 2KOH(хол.) → KCl + KClO + H2O 3Cl2 + 6KOH(гор.) → 5KCl + KClO3 + 3H2O
Термическая устойчивость	Плавится без разложения (NaOH, KOH). Исключение: LiOH разлагается: 2LiOH 600°C→ Li2O + H2O
Электролиз расплава	4NaOH эл.→ 4Na + O2↑ + 2H2O

5.4. Соли щелочных металлов

Почти все соли щелочных металлов растворимы в воде. Особый интерес представляет термическое разложение нитратов.

6. Качественные реакции (Окрашивание пламени)

Ионы щелочных металлов окрашивают пламя горелки в характерные цвета, что используется для их качественного обнаружения.

7. Видео эксперименты

Рекомендуем посмотреть опыты с щелочными металлами на канале Thoisoi:

• Литий (Lithium)
• Натрий (Sodium)
• Калий (Potassium)
• Рубидий (Rubidium)
• Цезий (Cesium)