Натрий и калий

Натрий – серибристо-белый металл. В природе встречается только в виде соединений. По распространенности в земной коре натрий занимает шестое место (2.5% по массе). Минералы натрия очень разнообразны. Наиболее важные из них – галит NaCl (поваренная соль), мирабилит Na2SO4×10H2O (глауберова соль), натриева селитра NaNO3.

Калий также серибристо-белый металл. Калий занимает седьмое место по распространенности в земной коре (~ 2.5% по массе), вслед за натрием. В свободном состоянии в природе не встречается, как и натрий. Важнейшие минералы калия следующие: сильвин KCl (и смешанные калийнатриевые и калиймагниевые минералы), сильвинит (K, Na)Cl, карналлит KCl×MgCl2×6H2O, каинит KCl×MgSO4×3H2O.

Химические свойства натрия и калия похожи, причем активность калия несколько выше. Оба они отдают внешний s-электрон с образованием ионных соединений.

С кислородом в зависимости от условий натрий и калий образуют оксиды Na2O, K2O или пероксиды Na2O2, K2O2.

2Na + О2 = Na2O2 (горение),

2Na2O2 = 2Na2O + О2 (нагревание)

Взаимодействие натрия и калия с кислородом протекает очень бурно. С водородом натрий при 400 °С, а калий при 200 °С образуют солеобразные гидриды:

2Na + H2 = 2NaH

Здесь водород выступает в качестве аналога галогенов, образуя ион Н-.

При обычной температуре натрий горит в атмосфере фтора и хлора:

2Na + Cl2 = 2NaCl

Реакция калия в аналогичных условиях протекает со взрывом.

Растирание натрия или калия с серой приводит к образованию полисульфидов:

2Na + nS = Na2Sn (n от 2 до 5)

Натрий и калий легче воды, поэтому кусочки металлов в воде плавают, бурно реагируя:

2K + 2H2O = 2КОН + Н2↑

Выделяющейся водород воспламеняется. В результате реакции получают сильные основания (щелочи). Загоревшийся натрий и калий нельзя тушить водой!

Сплавы натрия и калия со ртутью (амальгамы) – сильные восстановители. Химические реакции амальгированных щелочных металлов протекают так же, как и с чистыми элементами, но гораздо спокойнее без загорания и взрыва. Это свойство амальгам широко используют в лабораторной практике.

Гидроксиды калия и натрия – важнейшие химические соединения щелочных металлов. В промышленности получают электролизом растворов хлоридов:

NaCl D Na+ + Cl-

1½2H2O + 2e- = 2OH- + H2#

1½2Сl- - 2е- = Сl2#

2H2O + 2Сl- электролиз 2OH- + H2#+ Сl2#

2H2O + 2NaСl электролиз 2NaOH + H2#+ Сl2#

Полученный продукт – технический едкий натр – содержит 92-95% NaOH, остальное NaCl и Na2CО3.

В лабораторных условиях раствор гидроксида натрия можно получить, используя соду и известь:

Na2CО3 + Са(ОН)2 = 2NaOH + СaCО3¯

Щелочи идут на приготовление электролитов щелочных аккумуляторов, на производство мыла, красок, целлюлозы.

При реакции щелочей с кислотами образуются соли:

NaOH + HCl = NaCl + H2O

Реакции такого типа называют реакциями нейтрализации.

Как сильные основания щелочи вытесняют более слабые основания солей:

NaOH + СоCl2 = 2NaCl + Со(ОН)2¯

Амфотерные гидроксиды растворяются в избытке щелочи:

NaOH + Al(OH)3 = Na[Al(OH)4]

При этом образуются комплексные гидроксосоли, содержащие сложный анион [Ме(OH)n]m-. Применение натриевых солей обширно. Помимо поваренной соли следует назвать карбонат натрия (сода) Na2CО3, гидрокарбонат натрия (питьевая сода) NaНСО3, нитрат натрия (силитра) NaNО3. Растворимые соединения калия важные удобрения, увеличивающие способность к фотосинтезу. KClO3 и КNО3 используют в пиротехнике, обе соли сильные окислители.

Рубидий и цезий используют для изготовления фотоэлементов.

Щелочноземельные металлы

К Щелочноземельным металлам относят элементы, главной подгруппы II группы ПС: Ca, Sr, Ba, Ra. Кроме них в эту группу входят Be и Mg. На внешнем слое атомов щелочноземельных металлов два s-электрона. Во всех соединениях проявляется степень окисления +2. Активность металлов растет с увеличением атомного номера. Все эти элементы – типичные металлы, по свойствам близкие к щелочным. Атомные и ионные радиусы элементов главной подгруппы II группы значительно меньше радиусов соседних щелочных металлов. Это связано с большим зарядом и полным заполнением внешних электронных s-слоев щелочноземельных металлов. Сравнительные характеристики щелочноземельных металлов приведены в табл. 3

Таблица 3.

Физические свойства щелочноземельных металлов приведены в табл. 4.