Общая характеристика элементов I А группы.

Общая характеристика элементов I А группы.  

Особенности лития и его соединений.

В периодической системе всего 14 s -элементов (включая водород и гелий). Это элементы I А и II А групп. Элементы  I А группы – щелочные металлы Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Все они имеют на внешнем электронном уровне атома по одному электрону ns1, сильно удаленному от ядра, с  низким потенциалом ионизации. Всегда проявляют степень окисления +1. 

Сверху вниз в подгруппе возрастает радиус атома элементов за счет возникновения новых электронных уровней. 

В группах по мере увеличения числа энергетических уровней атомные радиусы растут. Переход нейтрального атома в катион, сопровождается уменьшением радиуса поскольку в катионе  заряд ядра удерживает меньшее число электронов. Очевидно, с возрастанием заряда ионный радиус катиона будет падать. 

Энергия ионизации – это та энергия, которую необходимо затратить на отрыв внешнего электрона у невозбужденного атома. Строение внешних оболочек ns1, поэтому они имеют низкие энергии ионизации, уменьшающиеся при переходе по подгруппе сверху вниз. Связь электрона с ядром ослабевает при этом за счет увеличения радиуса атома и экранирования заряда ядра предшествующими внешнему электрону оболочками,  увеличивается расстояние электрона от ядра и энергия ионизации уменьшается.  

С ростом заряда ядра от Na к Fr усиливаются восстановительные свойства, это самые активные металлы. Металлический литий – самый сильный восстановитель, а ион Li+ самый слабый окислитель.  

С увеличением порядкового номера, уменьшается относительная электроотрицательность (ОЭО). Все щелочные металлы образуют одинаковую кристаллическую структуру.

От Li к Cs увеличиваются размеры атомов и межъядерные расстояния в кристаллических решетках. Так как химическая связь большей длины является менее прочной, то по мере роста межъядерного расстояния уменьшается прочность кристаллических решеток, поэтому снижаются температуры плавления и кипения.  Щелочные металлы активно окисляются кислородом воздуха при обычной  температуре, поэтому их хранят под слоем керосина или бензина.  4Э + О2 = 2Э2О   

Взаимодействуют с другими окислителями (галогенами, серой, фосфором), образуя соединения LiCl, Li2S, Li3P, NaBr, Na2S. С азотом взаимодействует только литий при обычной температуре. 

6Li + N 2 = 2Li3N 

Нагревая щелочной литий в струе газообразного водорода получают гидрид. 

2Li + Н2 = 2LiH 

С кислородом образуют оксиды, пероксиды, надпероксиды, озониды.

4Li + O2   → 2Li2O  – оксид лития

2Na + O2  →   Na2O2  –   пероксид натрия

K + O2 → KO2 – надпероксид       (супероксид калия)

 Пероксиды содержат диамагнитный ион О22-, надпероксиды– парамагнитный ион О2-.

Оксиды Na и K могут получиться при недостатке кислорода. Элементы могут образовывать озониды по реакции с озоном: 

K + O3 → KO3

KOH + O3  →  KO3 + O2 + H2O

Все озониды, пероксиды, надпероксиды сильные окислители и разлагаются водой. 

KO2 + H2O →  KOH + O2 +  H2O2

KO2 + H2O(теплая) →  KOH + O2 

КО3 + H2O →  KOH + O2

Причем разложение может идти как обменное взаимодействие.

Na2O2 + 2H2O  → 2NaOH + H2O2

Оксиды    щелочных           металлов            Ме2О     –              кристаллические            термически        устойчивые вещества,           при взаимодействии с водой образуют щелочи.

Ме2О + Н2О = 2МеОH  Ме2O + H2O  → 2MeOH

лабораторные способы 2Na +  2H2O  →  2NaOH + H2↑ получения щелочей карбонатный способ получения щелочей: Na2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3↓ + 2NaOH  В промышленности NaOH получают электролизом раствора поваренной соли: 

NaCl + H2O электролиз   → NaOH + Cl2 + H2

K   ( - )     2H2O + 2e = H2 + 2OH-

A   ( + )       2Cl-  -  2e  =  Cl2

Этим способом получают достаточно чистый NaOH.

Гидроксиды щелочных металлов МеОН – твердые кристаллические вещества, легкоплавки, хорошо растворяются в воде с выделением тепла (кроме LiOH), полностью диссоциируют на ионы, сила оснований растет от Li к Fr. 

Более активно реагируют с водой непосредственно щелочные металлы. Интенсивность взаимодействия с водой увеличивается в ряду Li - Cs, Rb и Cs реагируют с Н2О со взрывом. 

Свойства гидроксидов Все растворимы в воде – щелочи.  LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, FrOH  реакционная способность увеличивается 

 реакция нейтрализации:  NaOH + HCl → NaCl + H2O   c кислотными оксидами: 

NaOH + CO2 → NaHCO3  2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O    с амфотерными оксидами:  2NaOH + BeO + H2O → Na2[Be(OH)4]  с неметаллами:

Сl2 + KOH →  KCl + KClO + H2O

холодная           

Сl2 + KOH →  KCl + KClO3 + H2O 

горячая

3S + 6NaOH → 2Na2S + Na2SO3 + 3H2O  с амфотерными металлами: 

2Al + 2NaOH + 6H2O  →  2Na[Al(OH)4] + 3H2  с солями: 

2AlCl3 + 6NaOH(недост.) →  2Al(OH)3 + 6NaCl  AlCl3 +4NaOH(избыт.)  →  Na[Al(OH)4] + 3NaCl с амфотерными гидроксидами:  Zn(OH)2 + 2NaOH  →  Na2[Zn(OH)4] 

Щелочи жадно поглощают из воздуха влагу и СО2, т.е. содержат примесь Н2О (в виде кристаллогидратов

NaOHхH2O) и карбонатов. Щелочи при плавлении разрушают стекло и фарфор  

За счет этого щелочи нельзя долго хранить в посуде с пришлифованными пробками, они прилипают вследствие взаимодействия щелочи со стеклом. 

Твердые щелочи и их концентрированные растворы разрушают живые ткани, особенно опасно попадание частиц твердой щелочи в глаза (приводит к слепоте). 

Не только с кислотами, но даже с водой большинство щелочных металлов реагируют со взрывов – отсюда шутливые плакаты с серьезным подтекстом в студенческих практикумах: «Не хотите быть уродом, не бросайте натрий в воду!» 

Особенности лития и его соединений.

Литий существенно отличается от остальных элементов IA группы. Особые свойства характерны для всех элементов II периода. В отличие от остальных ионов щелочных металлов, у которых по 8 электронов на предвнешнем уровне  ион Li+ имеет только 2 электрона. У лития на кайне симметричной 2р-орбитали нет еще ни одного электрона. 

Связь лития с другими элементами имеет менее ионный характер, что приближает его к магнию (диагональное сходство элементов в периодической системе). В периодической системе только у 2-го или даже 3го элемента А групп полностью проявляются характерные свойства. Аномальное поведение  Li заключается в том, что у Li самое отрицательное значение электродного потенциала и можно ожидать, что Li поэтому должен быть самым активным из всех металлов. Но это не так. По активности он близок к Mg, Ca. 

Поэтому низкое значение электродного потенциала объясняется тем, что у Li самая высокая энергия гидратации из-за малого размера атома. Такая закономерность справедлива лишь для всех водных растворов. По химическим свойствам Li отличается от щелочных металлов, как и его соединения.

Подобно соединениям магния малорастворимы в воде LiF, Li2CO3, Li3PO4. LiOH  менее других растворим в воде. 

Li взаимодействует с азотом Li3N, 6Li + N2 → 2Li3N-3 (нитрид лития),

с кремнием − Li4Si,  4Li + Si → Li4Si      (силицид лития)  с углеродом – Li2С2, 2Li + 2C = Li2С2 (ацетиленид лития)  с водородом − LiH,  2Li + H2 → 2LiH       (гидрид лития)  с кислородом − Li2O 4Li + O2 → 2Li2O       (оксид лития) 

Гидроксиды МеОН, за исключением LiOH выдерживают нагревание до более 1000С, LiOH разлагается при температуре красного каления (550 – 6000С). Кислородосодержащие соединения (LiOH, LiNO3, Li2CO3) при нагревании разлагаются. 

Малый радиус иона Li+ обусловливает возможность координации лигандов вокруг этого иона, образование большого числа двойных солей, различных сольватов, высокую растворимость ряда солей лития в органических растворителях (подобно магнию).  

Аналогию в свойствах соединений лития и магния можно объяснить близостью величин их ионных радиусов    r (Li+) = 0,068 нм,     r (Mg+2) = 0,074 нм.

Получение

Получение Li: 

1)  В промышленности – электролизом расплавов солей

Электролизом водных растворов  щелочных металлов их получить нельзя.  

2)  Остальные металлы получают в основном:      

а) металлотермией из расплавов солей или оксидов;

Na – получить трудно, т.к. tпл Na и NaCl близки, и для понижения tпл необходимы добавки. 

Наиболее чистый Na, K получают 

 б) электролизом расплавов их хлоридов или гидроксидов.  

Реже используется восстановление соединений щелочных металлов Al, Si или коксом; полученные при этом металлы не отличаются высокой чистотой из-за частичного образования алюминатов, карбидов, силицидов.

Возможность протекания этих реакций объясняется более высокой летучестью щелочных металлов по сравнению с Si, С, Al (t кипения(Al) = 2467C, а t кипения (Na) = 983C).

Получение соды по методу Сольве. 

Исходные вещества NH3, CO2, NaCl,  вначале получают В теплый насыщенный раствор NaCl пропускают аммиак, а затем углекислый газ, вначале образуется NH4HCO3 далее он вступает в обменную реакцию с NaCl  Из 4х солей наименее растворим в воде NaHCO3, который выпадает в осадок, затем при нагревании образуется сода

Про водород и перекись мы уже говорили, поэтому напомню

Водород (Hydrogenium – воду рождающий)

Имеет 3 изотопа: протий, дейтерий или Д и тритий или Т, тритий образуется в атмосфере в результате ядерных реакций, вызванных действием космического излучения. 

Свободного водорода на Земле почти нет, в атмосфере его содержание не превышает 5х10^-5%. Практически весь водород находится в связанном состоянии в составе многих минералов, углей, нефти, живых и растительных организмов, но самым распространенным его соединением является вода. Водород – s-элемент, в различных вариантах периодической системы помещают его то в I A, вместе со щелочными металлами, то в VII A вместе с галогенами, а иногда рассматривают отдельно.  

Со щелочными металлами он сходен в том, что образует положительный ион Н+ и играет роль восстановителя. 

Но с галогенами у него больше сходства: в гидридах активных металлов (CaH2, NaH), содержится ион Н-, подобный ионам Г- (NaCl, CaCl2). Молекулы водорода и галогенов двухатомны (Н2, Cl2, Br2). Для водорода, как и для фтора, хлора, характерны газообразное состояние и неметаллические свойства. Потенциалы ионизации водорода и галогенов близки. Атомы водорода легко замещаются атомами галогенов в органических соединениях. Поэтому вариант ПС, где Н возглавляет VII А группу более правилен.

Особенности водорода – единственный валентный электрон водорода находится непосредственно в зоне действия атомного ядра. Особенностями строения атома водорода обусловлено существование водородной связи.

Физические свойства. В обычных условиях водород – это самый легкий газ без цвета, запаха и вкуса, плохо растворим в воде. 

Атомарный водород гораздо активнее молекулярного, для которого нужны дополнительные затраты энергии на расcпаривание электронов. 

По электроотрицательности занимает промежуточное положение между неметаллами и металлами. И в реакциях с неметаллами и кислородсодержащими веществами играет роль восстановителя.

Вода и ее свойства. Экологическое и биологическое значение Н2О

Три изотопа водорода T Д, Н, и три стабильных изотопа кислорода 16О, 17О, 18О в различных сочетаниях могут образовывать 18 изотопических разновидностей воды с молекулярными массами от 18 до 24 (Т218О). В тяжелой воде вещества растворяются хуже, растворы меньше проводят электрический ток. Она гигроскопична, жадно поглощает влагу из воздуха. Помещенные в нее без предварительной подготовки живые существа (рыбы, черви и т.п.) погибают, семена в ней не прорастают, микробы не живут. Вода имеет очень большое значение в жизни растений, животных и человека. Согласно с современными представлениями происхождение жизни связано с водной средой. Во всяком живом организме в воде протекают химические процессы, обеспечивающие жизнедеятельность организма. 

Физические свойства. Чистая вода бесцветная, прозрачная жидкость, без запаха и вкуса. Плотность воды при переходе из твердого состояния в жидкое не уменьшается, как у всех других веществ, а возрастает и максимальной плотностью обладает вода при 4С, а при дальнейшем нагревании плотность ее уменьшается. 

Вода обладает аномально большой теплоемкостью равной 4,18 , песок = 0,79, NaCl = 0,88 (Дж/(гхК).

Поэтому это имеет большое значение для жизни. При переходе от лета к зиме, ото дня к ночи она остывает медленно и является регулятором температуры на земном шаре.

Химические свойства Н2О

Вода – очень активный реагент по следующим причинам:

а) за счет ориентационного взаимодействия с полярными молекулами других веществ;  б) установления водородных связей; 

в) проявления донорных свойств со стороны атома кислорода по отношению к частицам – акцепторам

электронных пар;

г) электролитической диссоциации при обычных условиях (ионы Н+ гидратируются, образуя ионы Н3О+ ). Пероксид  водорода.  Окислительно - восстановительная двойственность Н2О2

Строение молекулы. Структурная формула Н - О – О - Н. Энергия связи О-О (210 кДж/моль) почти в 2 раза меньше энергии связи ОН (468 кДж/моль). Из-за несимметричного распределения связей Н - О молекула Н2О2 сильно полярна. Между молекулами Н2О2 возникает довольно прочная водородная связь, поэтому в обычных условиях Н2О2 – сиропообразная светло-голубая жидкость с высокой температурой кипения равной 150С. Температура плавления 0,41С. Почти в 1.5 раза тяжелее воды, поверхностное натяжение (σ) больше, чем у Н2О.

В молекуле Н2О2 связи между атомами кислорода и водорода полярны (вследствие смещения общих электронных пар к кислороду). В водных растворах – это слабая кислота, хоть и в незначительной степени распадается на ионы.

Неустойчивость Н2О2 обусловлена непрочностью связи О - О. 

Атомы кислорода в молекуле Н2О2 связаны непосредственно друг с другом неполярной ковалентной связью. Связи О - Н полярны. Поэтому молекула Н2О2 также полярна. 

Пероксиды относят к классу солей

Биогенная роль элементов IА группы

Литий. Недостаток лития в пищевом рационе способствует заболеваемости маниакально-депрессивными психозами, шизофренией и др. Для депрессивных  больных характерен избыток, а для страдающих маниями – недостаток натрия в клетках. Роль же лития важна для выравнивания натрий -калиевого баланса в организмах больных.  

Биологическая роль K и Na. Взаимосвязь ионов K и Na в биологических системах. Калий как необходимый элемент цитоплазмы, натрий как элемент межклеточных растворов  

Содержание натрия в организме человека массой 70 кг составляет 60г. Из этого 44% натрия находится во внеклеточной жидкости и 9% - во внутриклеточной. Концентрация Na+ внутри клетки приблизительно в 15 раз меньше, чем во внеклеточной жидкости. Наоборот, концентрация К+ приблизительно в 35 раз выше внутри клетки, чем вне ее.

Остальное количество находится в костной ткани, являющейся местом депонирования иона Na+ в организме (около 40%). 

Натрий – основной внеклеточный ион, в организме находится в виде растворимых солее NaCl, Na3PO4, NaHCO3, распределен в сыворотке крови, спинномозговой жидкости, по всему организму, глазной жидкости, пищеварительных соках, желчи, почках, легких, мозге. Натрий поддерживает постоянство осмотического давления и кислотно-основное равновесие  (фосфатная буферная система Na2HPO4 + NaH2PO4).  Натрий содержится в поваренной соли, овощах.

 Натрий концентрируют в больших количествах водоросли, ламинарии, фукусы.  Высокие содержания натрия способна переносить сахарная свекла.  

В поддержании кислотно - щелочного равновесия в организме важнейшая роль принадлежит натрию. Его главная обязанность поддерживать нормальное кровяное давление, защищать организм от потери жидкости, влиять на мышечную активность.    

Радиоактивный 24Na используется в качестве метки для определения скорости кровотока и для лечения некоторых форм лейкимии. NaCl – основной источник соляной кислоты для желудочного сока. Непрерывное, избыточное появление  NaCl в организме способствует развитию гипертонии. Около 90% потребляемого натрия выводится мочой, а остальные – с потом и калом. 

Изотонический раствор NaCl (0,9%) для инъекций вводят подкожно, внутривенно при обезвоживании организма и при интоксикациях, а также применяют для промывания глаз, слизистой оболочки носа, а также для растворения лекарственных препаратов.     

Гипертонические растворы  NaCl (3-5-10%) применяют наружно в виде компрессов и примочек при лечении гнойных ран. Применение таких компрессов способствует, по законам осмоса, отделению гноя из ран и плазмолизу бактерий.  

NaCl – используется для консервирования продукции сельского хозяйства (соления, квашения овощей). 

NaOH – (каустическая сода) используется в мыловаренной, кожевенной, фармацевтической, текстильной промышленность и в сельском хозяйстве, 10%-ый раствор входит в состав силамина, применяемого в ортопедической практике для отливки огнеупорных моделей. 

NaHCO3 (питьевая, чайная сода) – применяют в виде полосканий, промываний при воспалительных заболеваниях глаз, слизистых оболочек верхних дыхательных путей. Действие основано на гидролизе,   раствор имеет слабощелочную среду. 

NaHCO3 + H2O ↔  NaOH + H2CO3. 

При воздействии щелочей на микробные клетки происходит осаждение клеточных белков и вследствие этого гибель микроорганизмов. 

NaHCO3 применяется в кондитерском деле,   в медицине,  в лабораторной практике. 

NaHCO3 – используют при повышенной кислотности (ацидоз),  взаимодействует с кислыми продуктами, образуя натриевые соли органических кислот, которые выводятся с мочой,  а СО2 с выдыхаемым воздухом. 

NaHCO3 + HCl = NaCl + H2O + CO2 – нейтрализуется избыточная соляная кислота. 

Слишком большая доза NaHCO3 приводит к алкалозу, что не менее вредно, чем ацидоз.   

Na2CO3  – (кальцинированная сода). 

Na2CO3  х 10H2O – (кристаллическая сода), потребляется мыловаренной, стекольной, текстильной, бумажной, нефтяной промышленностью. 

Na2SO4 х 10H2O – глауберова соль (мирабилит) или слабительное. Эта соль медленно всасывается из кишечника, что приводит к повышению осмотического давления и накоплению воды в кишечнике, содержимое его разжижается, и каловые массы быстрее выводятся из организма. 

Na2B4O7 х 10H2O - (бура) применяется наружно, как антисептическое средство для полосканий, спринцеваний, смазываний. Антисептическое действие аналогично NaHCO3 и связано с гидролизом и с образованием противомикробного лекарственного средства борной кислоты. 

Na2B4O7 + 7H2O ↔ 4H3BO3 + 2NaOH NaNO3 – натриевая (чилийская) селитра, азотное удобрение с нитратной формой азота. 

Na3[AlF6] – криолит 

Наибольшее практическое значение среди соединений натрия имеют: 

NaOH – каустическая сода,  NaHCO3 –  питьевая сода, Na2CO3 -  кальцинированная сода, Na2CO3х10H2O – кристаллическая сода. 

Калий. Содержание калия в организме 70 кг приблизительно 160г. Калий - основной внутриклеточный катион, распространен по всему организму: печень, почки, сердце, костная ткань, мышцы, кровь, мозг. Ионы К+ играют важную роль в физиологических процессах – сокращении мышц, функционировании сердца, проведении нервных импульсов. Калий антагонист натрия. Калий в отличие от натрия «работает» внутри клеток, где участвует в регулировании водного баланса. Необходим калий для нормальной работы сердечной мышцы.

Почти все соли калия хорошо растворимы в воде, но в отличие от солей натрия не содержат кристаллизационной воды. Вместе с азотом и фосфором, калий – один из основных элементов питания растений, при отсутствии его они погибают. 

Особенно велика биогенная роль калия. В культурных растениях большие содержания калия обнаружены в картофеле, свекле, табаке, изюме, черносливе, цветной капусте, редьке, абрикосах, подсолнечнике. В животных организмах калий имеется в печени, селезенке. Велико содержания калия в эритроцитах, крови животных. В организмах калий находится в виде минеральных солей органических кислот (щавелевой, лимонной, пировиноградной). Установлено, что соли калия не могут быть заменены в организме никакими другими солями. 

При нарушении деятельности почек у животных калий накапливается в крови, что приводит к тяжелым расстройствам функций сердца, мышц, центральной нервной системы. Калий играет большую роль в обмене веществ и фотосинтезе. Ферсман сказал о значении калия для организмов «Калий – основа жизни растений». 

 

Na и К присутствуют в почвах в трех основных формах – необменной, обменной, водорастворимой. Основная масса щелочных металлов (более 99 %) в необменной форме. В обменной форме калия больше чем натрия, т.к. калий прочнее удерживается почвенными ионообменниками. Натрий входит в ППК только в солонцах и засоленных почвах. В почвенных растворах натрий преобладает над калием. Катионы Na+ слабо удерживаются почвенными массами, мигрируют на далекие расстояния. Накапливаются в океанах, морях, соленых озерах. 

Соли натрия накапливаются в почвах засушливых районов, вызывая засоление. Засоленные почвы (солонцы, солончаки, солоди) содержат много Na2CO3, Na2SO4, NaCl. Для этих почв характерны щелочная среда, высокое осмотическое давление, так называемая физиологическая сухость. Это нарушает поступление воды в корни растений, вызывает их увядание и гибель. Эти почвы подвергают нейтрализации и рассолонцеванию. Для этого вносят гипс CaSO4х2H2O (гипсование). 

При недостатке калия в почвах растения поражаются грибковыми и бактериальными болезнями, листья их бледнеют и отмирают. 

Забирают из почвы калий подсолнечник, лен, конопля и калий накапливается в их стеблях. Калий участвует в процессе фотосинтеза, приводит к снижению содержания сахаров в корнеплодах свеклы и крахмала в зерне, отмиранию листьев растений, снижению всхожести семян, восприимчивости к грибковым заболеваниям. 

 

KCl – концентрированное калийное удобрение, является сырьем для получения сильвинита (KCl хNaCl).

 KNO3 – калийная селитра, сложное удобрение, содержит два элемента питания растений – калий и азот, используется в производстве тугоплавкого стекла и черного пороха. 

KPO3 – метафосфат, сложное удобрение содержит – два элемента калий и фосфор. 

K2SO4 – самое дорогое из калийных удобрений, т.к. методы получения дороги. 

K2CO3 (поташ) – зола, необходим в мыловарении, стекольном производстве, в фотографии, при крашении тканей. 

K2OхAl2O3х6H2O – полевой шпат (ортоклаз).