Щелочные металлы – это серебристо-белые вещества с характерным металлическим блеском. Они быстро тускнеют на воздухе из-за окисления. Это мягкие металлы, по мягкости Na, K, Rb, Cs подобны воску. Они легко режутся ножом. Они легкие. Литий – самый легкий металл с плотностью 0,5 г/см3.
Химические свойства щелочных металлов
1. Взаимодействие с неметаллами
Из-за высоких восстановительных свойств щелочные металлы бурно реагируют с галогенами с образованием соответствующего галогенида. При нагревании реагируют с серой, фосфором и водородом с образованием сульфидов, гидридов, фосфидов.
2Na + Cl2→ 2NaCl
2Na + S Na2S
2Na + H2 2NaH
3Na + P Na3P
Литий – это единственный металл, который реагирует с азотом уже при комнатной температуре.
4Li + О2 = 2Li2О, а при взаимодействии кислорода с натрием образуется пероксид натрия.
2Na + О2 = Na2О2. При горении всех остальных металлов образуются надпероксиды.
К + О2 = КО2
3. Взаимодействие с водой
По реакции с водой можно наглядно увидеть, как изменяется активность этих металлов в группе сверху вниз. Литий и натрий спокойно взаимодействуют с водой, калий – со вспышкой, а цезий – уже с взрывом.
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2↑
4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями
8K + 10HNO3 (конц) → 8KNO3 + N2O +5 H2O
8Na + 5H2SO4 (конц) → 4Na2SO4 + H2S↑ + 4H2O
Получение щелочных металлов
Из-за высокой активности металлов, получать их можно при электролиза солей, чаще всего хлоридов.
Соединения щелочных металлов находят большое применение в разных отраслях промышленности. См. Табл. 1.
РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ
NaOH
Едкий натр (каустическая сода)
NaCl
Поваренная соль
NaNO3
Чилийская селитра
Na2SO4∙10H2O
Глауберова соль
Na2CO3∙10H2O
Сода кристаллическая
KOH
Едкое кали
KCl
Хлорид калия (сильвин)
KNO3
Индийская селитра
K2CO3
Поташ
Их название связано с тем, что гидроксиды этих металлов являются щелочами, а оксиды раньше называли «земли». Например, оксид бария BaO – бариевая земля. Бериллий и магний чаще всего к щелочноземельным металлам не относят. Мы не будем рассматривать и радий, так как он радиоактивный.
ГАЛОГЕНЫ
Галогены — элементы группы периодической системы: фтор , хлор , бром , иод и астат .
Астат является радиоактивным элементом и встречается в природе редко.
Галогены образуют с металлами соединения с ионной связью, а с другими неметаллами — соединения с ковалентной полярной связью.
Все галогены относятся к неметаллам.
В атомах галогенов на внешнем энергетическом уровне находится по 7 электронов.
Электроэнергия — физический термин, широко распространённый в технике и в быту для определения количества электрической энергии, выдаваемой генератором в электрическую сеть или получаемой из сети потребителем.
За электроэнергию нужно платить, так же как и за любые другие ресурсы и услуги. Чтобы не дать себя обмануть при оплате, нужно научиться рассчитывать ее расход. Для этого есть специальные приборы, например, индивидуальный счётчик, который установлен в каждом доме или квартире. Однако он показывает общее потребление, а как рассчитать расход электричества отдельным прибором мы расскажем в этой статье.
Свойства металлов
Щелочные металлы – это серебристо-белые вещества с характерным металлическим блеском. Они быстро тускнеют на воздухе из-за окисления. Это мягкие металлы, по мягкости Na, K, Rb, Cs подобны воску. Они легко режутся ножом. Они легкие. Литий – самый легкий металл с плотностью 0,5 г/см3.
Химические свойства щелочных металлов
1. Взаимодействие с неметаллами
Из-за высоких восстановительных свойств щелочные металлы бурно реагируют с галогенами с образованием соответствующего галогенида. При нагревании реагируют с серой, фосфором и водородом с образованием сульфидов, гидридов, фосфидов.
2Na + Cl2→ 2NaCl
2Na + S Na2S
2Na + H2 2NaH
3Na + P Na3P
Литий – это единственный металл, который реагирует с азотом уже при комнатной температуре.
6Li + N2 = 2Li3N, образующийся нитрид лития подвергается необратимому гидролизу.
Li3N + 3H2O → 3LiOH + NH3↑
2. Взаимодействие с кислородом
Только с литием сразу образуется оксид лития.
4Li + О2 = 2Li2О, а при взаимодействии кислорода с натрием образуется пероксид натрия.
2Na + О2 = Na2О2. При горении всех остальных металлов образуются надпероксиды.
К + О2 = КО2
3. Взаимодействие с водой
По реакции с водой можно наглядно увидеть, как изменяется активность этих металлов в группе сверху вниз. Литий и натрий спокойно взаимодействуют с водой, калий – со вспышкой, а цезий – уже с взрывом.
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2↑
4. Взаимодействие с кислотами – сильными окислителями
8K + 10HNO3 (конц) → 8KNO3 + N2O +5 H2O
8Na + 5H2SO4 (конц) → 4Na2SO4 + H2S↑ + 4H2O
Получение щелочных металлов
Из-за высокой активности металлов, получать их можно при электролиза солей, чаще всего хлоридов.
Соединения щелочных металлов находят большое применение в разных отраслях промышленности. См. Табл. 1.
РАСПРОСТРАНЕННЫЕ СОЕДИНЕНИЯ ЩЕЛОЧНЫХ МЕТАЛЛОВ
NaOH
Едкий натр (каустическая сода)
NaCl
Поваренная соль
NaNO3
Чилийская селитра
Na2SO4∙10H2O
Глауберова соль
Na2CO3∙10H2O
Сода кристаллическая
KOH
Едкое кали
KCl
Хлорид калия (сильвин)
KNO3
Индийская селитра
K2CO3
Поташ
Их название связано с тем, что гидроксиды этих металлов являются щелочами, а оксиды раньше называли «земли». Например, оксид бария BaO – бариевая земля. Бериллий и магний чаще всего к щелочноземельным металлам не относят. Мы не будем рассматривать и радий, так как он радиоактивный.
ГАЛОГЕНЫ
Галогены — элементы группы периодической системы: фтор , хлор , бром , иод и астат .
Астат является радиоактивным элементом и встречается в природе редко.
Галогены образуют с металлами соединения с ионной связью, а с другими неметаллами — соединения с ковалентной полярной связью.
Все галогены относятся к неметаллам.
В атомах галогенов на внешнем энергетическом уровне находится по 7 электронов.
Электроэнергия — физический термин, широко распространённый в технике и в быту для определения количества электрической энергии, выдаваемой генератором в электрическую сеть или получаемой из сети потребителем.
За электроэнергию нужно платить, так же как и за любые другие ресурсы и услуги. Чтобы не дать себя обмануть при оплате, нужно научиться рассчитывать ее расход. Для этого есть специальные приборы, например, индивидуальный счётчик, который установлен в каждом доме или квартире. Однако он показывает общее потребление, а как рассчитать расход электричества отдельным прибором мы расскажем в этой статье.