Група 1 на периодичната система

от Уикипедия, свободната енциклопедия
Направо към навигацията Направо към търсенето
Група→ 1
↓Период
1 1
H
2 3
Li
3 11
Na
4 19
K
5 37
Rb
6 55
Cs
7 87
Fr

Първа главна група от периодичната система на елементите, наречена още „Алкална група“ включва елементите:

  • Li – литий  – K 2s1
  • Na – натрий – KL 3s1
  • K – калий  – KLM 4s1
  • Rb – рубидий  – KLM 4s24p65s1
  • Cs – цезий – KLM 5s25p66s1
  • Fr – франций – KLMN 6s26p67s1

Наименованието им произлиза от арабското алкали – основа, тъй като всичките дават силни основи.[1]

Водородът е включван в първа група по стандартите на IUPAC, но той не се смята за представител на алкалните метали, поради различията му в химичните и физичните свойства, с тези на останалите представители на групата. Химичните елементи Na, K, Rb, Cs имат по 1 електрон в s-подслоя на последния слой и сходно запълнен предпоследен слой с 8 електрона. Те са електронни аналози и затова свойствата им и тези на образуваните от тях вещества са сходни. Li не е пълен електронен аналог на останалите, защото е само с 1s подслой и липсва p-подслоят, който е характерен за останалите в групата. Затова и някои негови свойства се различават. Францият не се разглежда, защото той е силно радиоактивен.

Закономерности[редактиране | редактиране на кода]

При алкалните метали започва изграждането на външните електронни слоеве на елементите от II до IV период. Затова всички те имат сравнително големи атомни радиуси, нарастващи от Li към Cs, и малка йонизационна енергия на единствения ns1-електрон, намаляваща в същата посока.[1] Ниската първа йонизационна енергия и много по-високите втора и следващи йонизационни енергии определят единствената степен на окисление и валентност (+1) на тези елементи. Поради възможността за приемане на електрон от незапълнения ns1-подслой, сродството към електрона има малка отрицателна стойност, намаляваща с увеличаване на атомната маса и атомния радиус, респективно. В същата посока намалява и електроотрицателността им. Най-малкият по размер Li+ има най-ниска хидратационна енергия, за която имат значение и по-слабото екраниране на ядрото от 1s2-електроните. Цезият има най-ниска стойност на йонизационна енергия и затова е най-силният редуктор и най-реактивоспособен от всички метали в неводна среда.[1]

Атомите на алкалните метали могат да образуват двуатомни молекули M2 в газообразно състояние, подобно на водорода. Най-здрава е връзката Li-Li, поради най-високата стойност на енталпия на дисоциация на молекулата. Причината е най-малкият атомен радиус и най-доброто припокриване на 2s-атомните орбитали. След Li2 енталпията постепенно намалява и при Cs2 тя добива минимална стойност.[1]

Всички алкални метали кристализират в кубична обемноцентрична решетка тип CsCl. В тези решетки междуатомните връзки са слаби, което е причина за малката плътност, малката твърдост и ниските температури на топене. Литият има най-малка плътност и е най-лекият от всички метали.[1] По-леки от водата са Li, Na, K, по-тежки – Rb, Cs, като цезият е почти два пъти по-тежък от нея.

Всички алкални метали могат да се режат с нож. Най-мекият от тях е цезият, който прилича на восък. Той има и най-ниска температура на топене. Литият се отличава от аналозите си със значително по-високи температури на топене и кипене.[1]

Като елементи с нечетен пореден номер алкалните метали са предимно моно- и двуизотопни.[1]

Откриване[редактиране | редактиране на кода]

Историята на алкалните елементи започва с откриването на натрия и калия. От най-дълбока древност светът е използвал техните съединения, но простите им вещества са открити от английския химик Хъмфри Дейви през 1807 г. Литият е открит през 1817 година от шведския химик Йохан Август Арфведсон в минерала петалит. През 1818 година Хъмфри Дейви получава първите количества от новия метал. Усиленото му изучаване започва през 1970-те.[1] След 2000 г. се обръща усилено внимание на рубидия и цезия. Францият не е добре изучен.[1]

Разпространение[редактиране | редактиране на кода]

Na и K спадат към най-разпространените елементи на Земята. Натрият е 2,6% от земната кора, а калият – 1,5%. Известни техни минерали са халит (NaCl), мирабилит (Na2SO4•10H2O), тенадрит (Na2SO4), криолит (3NaF•AlF3), албит, боракс, силвин, силвинит, карналит, каянит, ортоклаз и други.

Литият често съпътства някои магнезиеви минерали, замествайки магнезия в тях, защото атомните радиуси на Li и Mg са много близки. Литият образува и самостоятелен сподумен LiAlSi2O6, който е малко разпространен.[1]

Рубидиевите и цезиевите съединения не образуват самостоятелни находища, а често се срещат като примеси към калиевите минерали.

Физични свойства[редактиране | редактиране на кода]

Простите вещества на алкалните елементи са сребристобели на цвят, със силен метален блясък, с изключение на цезия, който има златист оттенък. Те са меки и пластични. Режат се с нож подобно на натрия. Също като него са електро- и топлопроводими. Атомите им са подредени в метална кристална решетка. С увеличаване на атомния номер (Z) на елементите плътността на металите се увеличава, а температурите им на топене и кипене се понижават. Простите вещества на алкалните елементи са метали. Съхраняват се под петрол, но Li, Na, K могат да се обработват на въздух, ако се избягва продължителен контакт с него.[1]

Парите на тези метали и техните летливи соли оцветяват пламъка в характерни цветове: Li – тъмночервено, Na – жълто, K – лилаво, Rb – червено-лилаво и Cs – синьо.[1] Попаднали в пламъка, ns1-електроните се възбуждат за ~10-8 секунди. При връщането в изходното състояние се излъчват топлинни лъчи, разсейващи светлината.

Химични свойства[редактиране | редактиране на кода]

Алкалните метали са най-активните метали заради ниските си електроотрицателности и стойности на йонизационната енергия. Като силни редуктори те се окисляват от водата, кислорода и на въздуха се покриват с оксиден, хидроксиден и карбонатен слой, който при лития е примесен с Li3N.[1]

Активността им се засилва от Li към Cs в съответствие с намаляването на йонизационната енергия в тази посока. При обикновена температура литият реагира бавно с водата, натрият и калият – буйно, а рубидият и цезият – експлозивно. Rb и Cs се възпламеняват и при контакт с лед:[1]

Буйното протичане на тази реакция е заради ниските температури на топене на металите.[1]

По аналогичен начин протича взаимодействието с метални оксиди, като Rb и Cs могат да редуцират Si(IV) от кварца. При реакцията на лития с вода има кинетична бариера.

При обикновени условия алкалните метали горят в силни окислители като флуор и хлор, а при леко нагряване с брома, сярата, фосфора и другите неметали. При взаимодействие с въглерод, Li и Na образуват ацетилениди (Li2C2, Na2C2), а останалите елементи дават аналогични съединения при взаимодействие на техни амонячни разтвори с етин.

Литият при взаимодействие с кислород образува само оксид (Li2O), натрият – оксид (Na2O) или пероксид (Na2O2), а останалите алкални метали образуват оксиди – М2О, пероксиди – М2О2 и супероксиди – МO2, според средата и условията на окисление.

Алкалните метали са редуктори спрямо водорода и образуват твърди солеобразни хидриди, в които водородът е в -1 степен на окисление – LiH, NaH и други. LiH е най-стабилният от алкалните хидриди.[1] Хидридите реагират с водата и амоняка до хидроксиди, респективно имиди, и отделяне на водород:

Всички алкални метали реагират с вода до хидроксид.

Всички алкални метали взаимодействат с киселините, давайки съответните соли, които, с изключение на слаборазтворимите LiF, Li2CO3, Li3PO4 и LiOH, са силноразтворими.

Химичната връзка в повечето съединения на алкалните метали е до голяма степен йонна. Сферичните йони на алкалните метали имат конфигурацията на благороден газ и затова слабо се поляризират, с изключение на Li+, което е и причината повечето съединения на алкалните метали са безцветни или бели. Оцветяването най-често се дължи на аниона.[1]

Съединения[редактиране | редактиране на кода]

Халогениди[редактиране | редактиране на кода]

От халогенидите на алкалните метали най-голямо значение има NaCl. Изразходва се предимно за производството на Na2CO3, NaOH и други натриеви соли. Той има и значение за човешкия организъм.[1]

KCl се получава чрез прекристализация на силвин.[1] От него се получават други калиеви соли – KNO3, K2SO4, K2CO3, KClO3, KClO4.

Литиевите халогениди, NaI и KI се разтварят в някои кислородсъдържащи органични разтворители с образуването на комплекси.[1]

Оксиди, пероксиди, супероксиди[редактиране | редактиране на кода]

При загряване на алкалните метали във въздуха в зависимост от тяхната активност се получават различни продукти – Li2O и малки количества Li2O2; Na2O и малко Na2O2; супероксиди – MO2 при K, Rb, Cs.[1]

Оксидите се получават при термично разлагане от пер- и супероксиди или чрез редукция на нитрити и нитрати на съответния метал:[1]

,
,
.

Оксидите на алкалните метали са стабилни при нагряване до 500 °C. Цветът им се променя с увеличаване на атомната маса на метала – Li2O и Na2O са бели, K2O – слабожълтеникав, Rb2O – светложълт, Cs2O – оранжев. Всички оксиди, освен Cs2O, кристализиращ в хексагонална сингония, тип CdI2, кристализират в кубична сингония.[1]

Литиевият пероксид се получава от етанолов разтвор на LiOH и H2O2. Първоначален продукт е литиев хидрогенпероксид, който се разпада поради нестабилността си:[1]

Na2O2 се получава от Na с пропускане на допълнително O2.[1] Пероксидите на останалите алкални метали се получават при окисление на амонячни разтвори на металите.[1]

Оксидите, пероксидите и субоксидите реагират с водата, давайки съответните хидроксиди.

При частично окисление на Rb и Cs в недостиг на въздух и при ниски температури се получават субоксиди – Rb9O2, Rb2O, Cs11O3, Cs7O.

Хидроксиди[редактиране | редактиране на кода]

Хидроксидите на алкалните метали са твърди, бели, силно хигроскопични вещества с ниска температура на топене – от 471 °C за LiOH до 272 °C за CsOH. В стопено състояние разяждат порцелана и стъклото, тъканите и кожата.[1] Разтварянето им е силно екзотермичен процес. Всичките са много силни основи. Поглъщат CO2 и H2S, поради което се използват за отстраняване на тези газове от петролните продукти.[1] Реагират буйно със съответните киселини и алкохоли до съответните соли и алкохолати, както и с амфотерните хидроксиди на Al, Sn, Pb, Zn.[1]

При обикновени условия LiOH е монохидрат и се обезводнява лесно при нагряване при понижено налягане.[1] Използва се най-много за автомобилна грес – литиев стеарат. Литиевият хидроксид повишава мощността на алкалните акумулатори.

Натриевата основа промишлено се получава при електролиза на разтвор на NaCl. Катодът е железен, а анодът – графитов[1] и полуреакциите на тях са:

катод
анод

За да не реагират веществата помежду си, се използва изкуствена полимерна мембрана за обмяна на йони.[1]

NaOH се използва широко в органичния и неорганичния синтез – при преработката на нефта и мазнините, в сапуненото производство, текстилната, каучуковата и хартиената промишленост и за получаването на различни соли за неутрализация.

Калиевата основа е сходна по свойствата и начина на получаването ѝ, но е по-хигроскопична. В 50% водни разтвори се използва в перилните препарати. Разтваря се добре в етанол, а този разтвор се използва широко в органичния синтез:

.

Соли на кислородсъдържащи киселини[редактиране | редактиране на кода]

Безводният Na2CO3, калцинирана сода, се получава по метода на Солвей. Чист NaHCO3, сода за хляб, се използва в хранителната промишленост и като очистващо средство в домакинството. Може да се получи по реакцията:[1]

K2CO3 ме може да се получи по метода на Солвей, защото KHCO3 е по-разтворим от карбоната. Получава се при пропускане на CO2 в разтвор на KOH.[1]

Литиевият и магнезиевият карбонат се разлагат при нагряване:

Останалите алкални карбонати са термично стабилни.

От всички алкални нитрати, само NaNO3 се среща в природата под формата на чилска селитра. Останалите нитрати се получават от съответните карбонати и хидроксиди чрез разтваряне на HNO3 и следваща кристализация.

При загряване алкалните нитрати се разлагат до нитрити с отделяне на кислород:

Изключение е LiNO3, защото е нестабилен и се разлага до Li2O:

Литиевият нитрат се използва за направата на тъмночервени фойерверки и светлинни сигнали. Кристализира с 3 молекули вода.[1]

От сулфатите на алкалните метали най-голямо значение има Na2SO4. Той се използва в производството на амбалажна хартия. Хидратната му форма, Na2SO4•10H2O, се нарича Глауберова сол и има медицинско приложение.

Сулфатите на алкалните метали без лития и тривалентните метали образуват двойни соли, наречени стипци, с обща формула (MIMIIISO4)2•12H2O. Изградени са от два хидратни катиона и два сулфатни аниона – [MI(H2O)6]+[MIII(H2O)6]3+•2[SO4]2-.[1]

Други съединения[редактиране | редактиране на кода]

Алкалните метали образуват малко слаборазтворими съединения. Изключение прави литият. Слаборазтворима натриева сол е натриевият хексахидроксиантимонат – Na[Sb(OH)6], а аналогичната калиева сол е много разтворима.[1]

Слаборазтворими калиеви соли са KClO4, K2[PtF6], K3[Co(NO2)6] и KHC4H4O6.[1]

Аналогичните рубидиеви и цезиеви соли също са слаборазтвориими. Това се обяснява с големите йонни радиуси на K+, Rb+ и Cs+, определящи ниски стойности на хидратационна енергия.

Органометални съединения[редактиране | редактиране на кода]

Литият, натрият и калият образуват алкилни и арилни производни с практическо приложение. Те се получават от халогенопроизводни на съответните въглеводороди. Процесът се извършва в органичен разтворител и инертна атмосфера:

.

Друг метод за тяхното получаване е от органоживачни съединения:

От органометалните съединения най-стабилни са литиевите производни, които за разлика от натриевите и калиевите могат да се разтварят в органични неполярни органични разтворители. Органометалите производни на алкалните метали са силно реактивни вещества и се използват широко в органичния синтез.[1]

Известни са различни производни на алкалните метали с коронни етери, например с 18-коронен-6-етер. В зависимост от броя на атомите в хетероцикъла и разположението им, се образуват празнини с различни размери, в които се вмъкват йоните на алкалните метали – [K(18-коронен-6)]OH, [K(18-коронен-6)]MnO4 и други. Най-нестабилни са литиевите, а най-стабилни – калиевите производни.[1] Тези комплекси са стабилни в органични разтворители.

Получени са съединения, в които алкалните метали са от (-1) степен на окисление – алкалиди, например Na-. Тези йони се стабилизират с полициклени етери, например кирптат-222 – [Na(кирптат-222)]+Na-. Аналогични криптати има и при K-, Rb- и Cs-.

При лития е получен тъмносин литиев кирптат с формула [Li(криптат)]+e-. Такива съединения са наречени електриди и се получават и при другите алкални метали с подходящи коронни етери или криптати – [Cs(15-коронен-5)2]+e-.[1]

Получаване[редактиране | редактиране на кода]

Литият и натрият се получават чрез електролиза на техните стопени соли или основи, защото само при тези условия йоните на натрия и лития могат да бъдат редуцират до свободни метали.[1] Калий, рубидий и цезий не могат да бъдат получени чрез този метод поради тяхната ниска температура на топене и летливост. Калият се получава като през стопен KCl се пропускат пари на натрий. По аналогичен начин се получават Rb и Cs, но за редуктор се използва Ca.

Алкалните метали могат да се получат и чрез електролиза на разтвори на техни соли, но само при живачен катод с високо съхранено напрежение на водорода.[1] Отделената амалгама може да се използва директно или да се дестилира. Тежките алкални метали могат да се получат при нагряване на техните оксиди:

При някои соли редукцията е възможна и с въглерод:

Пречистването се извършва с дестилация. Съхраняват се под петрол.

Употреба[редактиране | редактиране на кода]

Литият участва в леки и твърди сплави в металостроенето. Използва се и за очистване на аргон при получаването му от въздуха.

Натрият се използва като сушител в органични разтворители.[1] Изразходва се предимно за NaPb, чрез който се синтезира (C2H5)4Pb:[1]

Това приложение на натрия намалява от екологични съображения. Натрият намира широка употреба за получаването на силни редуктори – NaH, CH3ONa, NH2Na, амалгама, и силни окислители – Na2O2, както и като редуктор в металургията:

Сплавта на Na и K е течна при обикновени условия и се използва като охладител в първия охладителен контур на ядрените реактори.[1]

Цезият и рубидият се използват за направата на фотоелементи, при които светлинната енергия се превръща директно в електрична енергия.[1] За целта се използва полупроводниковият Cs2Sb.[1]

Източници[редактиране | редактиране на кода]

  1. а б в г д е ж з и к л м н о п р с т у ф х ц ч ш щ ю я аа аб ав аг ад ае аж аз аи ак ал ам ан ао ап ар ас ат ау аф ах Киркова, Елена. Химия на елементите и техните съединения. София, Университетско издателство „Св. Климент Охридски“, 2013 . ISBN 978-95407-3504-7. с. 36 – 80.