Alkalické kovy. Struktura, fyzikální a chemické vlastnosti, aplikace

Alkalické kovy - obecný název prvků 1. skupiny periodického systému chemických prvků. Jeho složení: lithium (Li), sodík (Na), draslík (K), rubidium (Rb), cesium (Cs), francium (Fr) a hypotetický prvek - ununenium (Uue). Název skupiny je odvozen od názvu rozpustných hydroxidů sodíku a draslíku, které mají alkalickou reakci a chuť. Zvažte obecné strukturální rysy atomů prvků, vlastnosti, výrobu a použití jednoduchých látek.

Zastaralé a nové číslování skupin

Podle zastaralého systému číslování patří alkalické kovy, které zaujímají levý vertikální sloupec periodické tabulky, do skupiny IA. V roce 1989 Mezinárodní chemická unie (IUPAC) navrhla jinou možnost (dlouhodobou) jako hlavní. Alkalické kovy v souladu s novou klasifikací a kontinuálním číslováním patří do 1. skupiny. Zástupce 2. období - lithium - otevírá tento agregát, doplňuje svůj radioaktivní prvek ze sedmého období - Francie. Všechny kovy 1. skupiny ve vnějším skořápce atomů obsahují jeden s-elektron, který se snadno uvolní (jsou obnoveny).

Struktura atomů alkalických kovů

Prvky skupiny 1 jsou charakterizovány přítomností druhé úrovně energie, která opakuje strukturu předchozího inertního plynu. Lithium má 2 elektrony v poslední vrstvě a 8 elektronů v ostatních vrstvách. Při chemických reakcích atomy snadno uvolňují vnější s-elektron, získávají energeticky příznivé uspořádání vzácného plynu. Prvky skupiny 1. mají malé hodnoty ionizační energie a elektroegativnosti (EO). Jednoduše tvoří samostatně nabité pozitivní ionty. Během přechodu z lithia na Francii se zvyšuje počet protonů a elektronů, poloměr atomu. Rubidium, cesium a francium snáze dodávají externí elektrony, než prvky, které jim předcházejí ve skupině. Proto ve skupině shora dolů se redukční schopnost zvyšuje.

Obsah v kůře

Snadná oxidovatelnost alkalických kovů vede k tomu, že prvky 1. skupiny existují v přírodě ve formě sloučenin jejich jednotlivě nabitých kationtů. Obsah zemské kůry sodíku - 2,0%, draslíku - 1,1%. Další prvky v něm jsou v malém množství, například v zásobách Francie - 340 g. Chlorid sodný rozpuštěné v mořské vodě, solné jezero a ústí řek, tvoří ložiska z kamene nebo sůl. Spolu s halitem se najdou sylvinit NaCl • KCl a sylvin KCl. Živce tvořeného hlinitokřemičitanem draselným K2 [Al2Si6O16]. Ve vodě řady jezer se rozpustila uhličitan sodný a síranové rezervy prvku jsou koncentrovány v Kaspickém moři (Kara-Bogaz-Gol). K dispozici jsou ložiska dusičnan sodný v Chile (chilský ledek). Existuje omezený počet přírodních sloučenin lithia. Rubidium a cesium se nacházejí jako nečistoty sloučenin 1. skupiny prvků a francium se nachází v složení uranových rud.

Sekvence detekce kovových kovů

Britský chemik a fyzik G. Devi v roce 1807 provedli elektrolýzu alkalických tavenin, přičemž nejprve dostávali sodík a draslík ve volné formě. V roce 1817 objevil švédský vědec Johann Arfvedson prvek lithium v ​​minerálech a v roce 1825 G. Devi vybral čistý kov. Rubidium bylo poprvé objeveno v roce 1861 R. Bunsenem a G. Kirchhoffem. Němečtí vědci analyzovali složení aluminosilikátů a získali v spektru červenou čáru odpovídající novému prvku. V roce 1939 zaměstnanec Pařížského institutu pro radioaktivitu Margarita Pere založil existenci izotopu Francie. Ona také pojmenovala prvek na počest své vlasti. Ununennius (eka-francia) je předběžný název nového druhu atomu se sériovým číslem 119. Chemický symbol Uue je dočasně používán. Od roku 1985 se výzkumníci pokoušejí syntetizovat nový prvek, který bude první v 8. období, sedmý v 1. skupině.

Fyzikální vlastnosti alkalických kovů

Téměř všechny alkalické kovy mají stříbřitě bílou barvu a kovový lesk na čerstvém řezu (cédium má zlatožlutou barvu). Třpytivý třpyt ve vzduchu, objevuje se šedý film, na lithiu je zelenožlutý. Tento kov má nejvyšší tvrdost u svých sousedů ve skupině, ale je méně než mastek - nejjemnější minerál, který otevírá Mohsovu stupnici. Sodík a draslík se snadno ohýbají, mohou být řezány. Rubidium, cesium a francium v ​​čisté formě představují pastovitou hmotu. Tavení alkalických kovů probíhá při relativně nízké teplotě. Pro lithium dosahuje hodnoty 180,54 ° C. Sodná tavenina při 97,86 ° C, draslík při 63,51 ° C, rubidium při 39,32 ° C, cesium při 28,44 ° C Hustota alkalických kovů je nižší než příbuzné látky. Líthové plavidla v kerosenu se zvedají na hladinu vody, v ní také plovávají draslík a sodík.

Krystalický stav

Krystalizace alkalických kovů probíhá v kubické syngonii (na těle). Atomy v jejím složení mají vodivý pás, na jehož volné hladině se mohou přenášet elektrony. Právě tyto aktivní částice nesou speciální chemickou vazbu - kovovou. Společná struktura energetických úrovní a povaha krystalových mřížek vysvětlují podobnost prvků 1. skupiny. Během přechodu z lithia na cesium vzrůstá hmotnost atomů prvků, což vede k pravidelnému zvyšování hustoty i ke změně dalších vlastností.

Chemické vlastnosti alkalických kovů

Jediný externí elektron v alkalických kovových atomech je slabě přitahován k jádru, takže mají nízkou ionizační energii, negativní nebo téměř nulovou elektronovou afinitu. Prvky skupiny 1, které mají redukční aktivitu, prakticky nejsou schopné oxidace. Ve skupině shora dolů se aktivita chemických reakcí zvyšuje:

• Sodík, draslík a lithium s lehkým topným světlem na vzduchu. U prvních dvou kovů je při této reakci charakteristický výskyt peroxidů a perperoxidů a pro lithium oxid lithia. Rubidium a cesium ve vzduchu se samozapalují.
• Alkalické kovy mohou dokonce snížit vodík. Při zahřátí interaguje s atomy nejlehčího prvku a obnoví ho na negativně nabitý iont H. Při reakci se získají hydridy, například NaH, KH.
• Jednoduché látky, které odpovídají prvkům 1. skupiny, reagují s vodou a tvoří alkálie, například LiOH, NaOH, KOH. Proces je doprovázen uvolňováním plynného vodíku, který se samovolně vznítí nebo exploduje. 2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 _^. Rubidium a cesium reagují dokonce i s ledem. Skladování alkalických kovů je povoleno pod vrstvou minerálního oleje, v kerosenu, v uzavřených skleněných nádobách.
• Skupiny 1. skupiny aktivně interagují s halogeny, reakce s fluorem a chlórem je obzvláště silná a při zahřátí - se sírou a fosforem. Většina výsledných solí má dobrou rozpustnost.
• Vysoká kvalita reakce - rozklad solí alkalických kovů v ohni hořáku. Páry barvu plamenu v konkrétní barvě.
• Když alkalické kovy interagují s alkoholy, získají se alkoholáty, s karboxylovými kyselinami poskytují odpovídající soli, například mravenčan sodný.

Příprava a použití alkalických kovů

Kovy patřící do 1. skupiny jsou průmyslově vyráběny elektrolýzou tavenin jejich halogenidů a dalších přírodních sloučenin. Při rozkladu působením elektrického proudu kladou kladné ionty na katodu elektrony a redukují se na volný kov. Anion je oxidován na opačné elektrodě.

Během elektrolýzy hydroxidových tavenin v anodě se oxidují částice OH, kyslík se vyvíjí a získá se voda. Další metodou je tepelná redukce alkalických kovů z taveniny jejich vápenatých solí. Jednoduché látky a sloučeniny prvků 1. skupiny mají praktický význam. Lithium se používá jako surovina v atomové energii, používaná v raketové technologii. V metalurgii se používá k odstranění zbytkového vodíku, dusíku, kyslíku a síry. Hydroxid je doplněn elektrolytem v alkalických bateriích.

Sodík je nezbytný pro jadernou energii, metalurgii, organickou syntézu. Cézium a rubidium se používají při výrobě fotovoltaických článků. Nejčastěji se používají hydroxidy a soli, zejména chloridy, dusičnany, sírany, uhličitany alkalických kovů. Kationty mají biologickou aktivitu, ionty sodíku a draslíku jsou zvláště důležité pro lidské tělo.