De todo o sistema periódico, a maioria dos elementos representa um grupo de metais. anfotéricos, transicionais, radioativos - existem muitos deles. Todos os metais desempenham um papel enorme não apenas na natureza e na vida biológica humana, mas também em várias indústrias. Não é à toa que o século 20 foi chamado de "Iron".

Metais: características gerais

Todos os metais compartilham propriedades químicas e físicas comuns que os tornam fáceis de distinguir dos não metais. Assim, por exemplo, a estrutura da rede cristalina permite que sejam:

• condutores de corrente elétrica;
• bons condutores de calor;
• maleáveis ​​e plásticos;
• forte e brilhante.

Claro que há diferenças entre eles. Alguns metais brilham com uma cor prateada, outros com um branco mais fosco e outros ainda com vermelho e amarelo em geral. Há também diferenças em termos de condutividade térmica e elétrica. No entanto, mesmo assim, esses parâmetros são comuns a todos os metais, enquanto os não metais apresentam mais diferenças do que semelhanças.

Por natureza química, todos os metais são agentes redutores. Dependendo das condições de reação e substâncias específicas, eles também podem atuar como agentes oxidantes, mas raramente. Capaz de formar inúmeras substâncias. Compostos químicos de metais são encontrados na natureza em grandes quantidades na composição de minérios ou minerais, minerais e outras rochas. O grau é sempre positivo, pode ser constante (alumínio, sódio, cálcio) ou variável (cromo, ferro, cobre, manganês).

Muitos deles são amplamente utilizados como materiais de construção e são utilizados em vários ramos da ciência e tecnologia.

Compostos químicos de metais

Entre estas, devem ser mencionadas várias classes principais de substâncias, que são produtos da interação de metais com outros elementos e substâncias.

1. Óxidos, hidretos, nitretos, silicetos, fosfetos, ozonetos, carbonetos, sulfetos e outros - compostos binários com não metais, na maioria das vezes pertencem à classe de sais (exceto óxidos).
2. Hidróxidos - a fórmula geral é Me + x (OH) x.
3. Sal. Compostos de metais com resíduos ácidos. Pode ser diferente:

• médio;
• azedo;
• em dobro;
• básico;
• complexo.

4. Compostos de metais com substâncias orgânicas - estruturas organometálicas.

5. Compostos de metais entre si - ligas, que são obtidas de diferentes maneiras.

Opções de conexão metálica

As substâncias que podem conter dois ou mais metais diferentes ao mesmo tempo são divididas em:

• ligas;
• sais duplos;
• compostos complexos;
• intermetálicos.

Os métodos para conectar metais entre si também variam. Por exemplo, para obter ligas, é utilizado o método de fusão, mistura e solidificação do produto resultante.

Os compostos intermetálicos são formados como resultado de reações químicas diretas entre metais, muitas vezes ocorrendo com uma explosão (por exemplo, zinco e níquel). Tais processos requerem condições especiais: temperatura muito alta, pressão, vácuo, falta de oxigênio e outros.

Soda, sal, cáustico são todos compostos de metais alcalinos encontrados na natureza. Eles existem em sua forma pura, formando depósitos, ou fazem parte dos produtos da combustão de certas substâncias. Às vezes, eles são obtidos em laboratório. Mas essas substâncias são sempre importantes e valiosas, pois cercam uma pessoa e formam sua vida.

Os compostos de metais alcalinos e seus usos não se limitam ao sódio. Também comuns e populares nos setores da economia são sais como:

• Cloreto de Potássio;
• (nitrato de potássio);
• carbonato de potássio;
• sulfato.

Todos eles são fertilizantes minerais valiosos usados ​​na agricultura.

Metais alcalinos terrosos - compostos e suas aplicações

Esta categoria inclui elementos do segundo grupo do subgrupo principal do sistema de elementos químicos. Seu estado de oxidação permanente é +2. São agentes redutores ativos que entram facilmente em reações químicas com a maioria dos compostos e substâncias simples. Mostrar todas as propriedades típicas dos metais: brilho, ductilidade, calor e condutividade elétrica.

Os mais importantes e comuns são o magnésio e o cálcio. O berílio é anfotérico, enquanto o bário e o rádio são elementos raros. Todos eles são capazes de formar os seguintes tipos de conexões:

• intermetálico;
• óxidos;
• hidretos;
• sais binários (compostos com não metais);
• hidróxidos;
• sais (duplos, complexos, ácidos, básicos, médios).

Considere os compostos mais importantes do ponto de vista prático e suas aplicações.

Sais de magnésio e cálcio

Tais compostos de metais alcalino-terrosos como sais são importantes para os organismos vivos. Afinal, os sais de cálcio são a fonte desse elemento no corpo. E sem ele, a formação normal do esqueleto, dentes, chifres em animais, cascos, pêlos e pelagem, e assim por diante, é impossível.

Assim, o sal mais comum do cálcio de metal alcalino-terroso é o carbonato. Seus outros nomes são:

• mármore;
• calcário;
• dolomite.

É usado não apenas como fornecedor de íons de cálcio para um organismo vivo, mas também como material de construção, matéria-prima para indústrias químicas, na indústria cosmética, vidro e assim por diante.

Compostos de metais alcalino-terrosos, como sulfatos, também são importantes. Por exemplo, sulfato de bário (nome médico "mingau de barita") é usado em diagnósticos de raios-X. O sulfato de cálcio na forma de hidrato cristalino é um gesso encontrado na natureza. É usado em medicina, construção, moldes de estampagem.

Fósforo de metais alcalino-terrosos

Essas substâncias são conhecidas desde a Idade Média. Anteriormente, eles eram chamados de fósforos. Este nome ainda ocorre hoje. Por sua natureza, esses compostos são sulfetos de magnésio, estrôncio, bário, cálcio.

Com um certo processamento, eles são capazes de exibir propriedades fosforescentes, e o brilho é muito bonito, do vermelho ao roxo brilhante. Isso é usado na fabricação de sinais de trânsito, roupas de trabalho e outras coisas.

Compostos complexos

Substâncias que incluem dois ou mais elementos diferentes de natureza metálica são compostos complexos de metais. Na maioria das vezes são líquidos com cores bonitas e multicoloridas. Usado em química analítica para a determinação qualitativa de íons.

Tais substâncias são capazes de formar não apenas metais alcalinos e alcalino-terrosos, mas também todos os outros. Existem hidroxocomplexos, aquacomplexos e outros.

metais alcalinos- estes são elementos do 1º grupo da tabela periódica de elementos químicos (de acordo com a classificação desatualizada - elementos do subgrupo principal do grupo I): lítio Li, sódio N / D, potássio K, rubídio rb, césio cs, frâncio Fr, e unenniy Uue. Quando metais alcalinos são dissolvidos em água, formam-se hidróxidos solúveis, chamados de álcalis.

Propriedades químicas dos metais alcalinos

Devido à alta atividade química dos metais alcalinos em relação à água, oxigênio e às vezes até nitrogênio (Li, Cs), eles são armazenados sob uma camada de querosene. Para realizar a reação com um metal alcalino, um pedaço do tamanho necessário é cuidadosamente cortado com um bisturi sob uma camada de querosene, a superfície do metal é completamente limpa dos produtos de sua interação com o ar em uma atmosfera de argônio e apenas em seguida, a amostra é colocada no recipiente de reação.

1. Interação com a água. Uma propriedade importante dos metais alcalinos é sua alta atividade em relação à água. O lítio reage mais calmamente (sem explosão) com a água:

Ao realizar uma reação semelhante, o sódio queima com uma chama amarela e ocorre uma pequena explosão. O potássio é ainda mais ativo: neste caso, a explosão é muito mais forte e a chama é de cor roxa.

2. Interação com oxigênio. Os produtos de combustão de metais alcalinos no ar têm uma composição diferente dependendo da atividade do metal.

· Apenas lítio queima ao ar para formar um óxido de composição estequiométrica:

・Ao queimar sódio O peróxido de Na 2 O 2 é formado principalmente com uma pequena mistura de superóxido de NaO 2:

Em produtos de combustão potássio, rubídio e césio contém principalmente superóxidos:

Para obter óxidos de sódio e potássio, misturas de hidróxido, peróxido ou superóxido são aquecidas com excesso de metal na ausência de oxigênio:

Para compostos de oxigênio de metais alcalinos, a seguinte regularidade é característica: à medida que o raio do cátion de metal alcalino aumenta, a estabilidade de compostos de oxigênio contendo íon peróxido O 2 − e íon superóxido O 2 − aumenta.

Os metais alcalinos pesados ​​são caracterizados pela formação de ozonídeos composição do OE 3 . Todos os compostos de oxigênio têm cores diferentes, cuja intensidade se aprofunda na série de Li a Cs:

Os óxidos de metais alcalinos têm todas as propriedades dos óxidos básicos: eles reagem com água, óxidos ácidos e ácidos:

Peróxidos e superóxidos exibem as propriedades de forte oxidantes:

Peróxidos e superóxidos interagem intensamente com a água, formando hidróxidos:

3. Interação com outras substâncias. Os metais alcalinos reagem com muitos não-metais. Quando aquecidos, eles se combinam com hidrogênio para formar hidretos, com halogênios, enxofre, nitrogênio, fósforo, carbono e silício para formar, respectivamente, halogenetos, sulfetos, nitretos, fosfetos, carbonetos e silicatos:

Quando aquecidos, os metais alcalinos são capazes de reagir com outros metais, formando intermetálicos. Os metais alcalinos reagem ativamente (com uma explosão) com ácidos.

Metais alcalinos se dissolvem em amônia líquida e seus derivados - aminas e amidas:

Quando dissolvido em amônia líquida, um metal alcalino perde um elétron, que é solvatado por moléculas de amônia e dá à solução uma cor azul. As amidas resultantes são facilmente decompostas pela água com a formação de álcalis e amônia:

Os metais alcalinos interagem com substâncias orgânicas, álcoois (com a formação de alcoolatos) e ácidos carboxílicos (com a formação de sais):

4. Determinação qualitativa de metais alcalinos. Como os potenciais de ionização dos metais alcalinos são pequenos, quando um metal ou seus compostos são aquecidos em uma chama, um átomo é ionizado, colorindo a chama em uma determinada cor:

Colorindo a chama com metais alcalinos
e seus compostos

metais alcalinos terrestres.

metais alcalinos terrestres- elementos químicos do grupo II da tabela periódica de elementos: berílio, magnésio, cálcio, estrôncio, bário e rádio.

Propriedades físicas

Todos os metais alcalino-terrosos são substâncias cinzentas e sólidas à temperatura ambiente. Ao contrário dos metais alcalinos, eles são muito mais duros e geralmente não são cortados com uma faca (a exceção é o estrôncio). A densidade dos metais alcalino-terrosos com número de série aumenta, embora se observe claramente um aumento apenas a partir do cálcio, que possui a menor densidade entre eles (ρ = 1,55 g/cm³), o mais pesado é o rádio, cuja densidade é aproximadamente igual a a densidade do ferro.

Propriedades quimicas

Os metais alcalinos terrosos têm uma configuração eletrônica do nível de energia externo ns², e são elementos s, juntamente com metais alcalinos. Tendo dois elétrons de valência, os metais alcalino-terrosos os doam facilmente e em todos os compostos eles têm um estado de oxidação de +2 (muito raramente +1).

A atividade química dos metais alcalino-terrosos aumenta com o aumento do número de série. O berílio em forma compacta não reage com oxigênio ou halogênios, mesmo em temperaturas incandescentes (até 600 ° C, é necessária uma temperatura ainda mais alta para reagir com oxigênio e outros calcogênios, o flúor é uma exceção). O magnésio é protegido por um filme de óxido à temperatura ambiente e temperaturas mais altas (até 650 °C) e não oxida mais. O cálcio oxida lentamente e em profundidade à temperatura ambiente (na presença de vapor de água) e queima com leve aquecimento em oxigênio, mas é estável em ar seco à temperatura ambiente. Estrôncio, bário e rádio oxidam rapidamente no ar para dar uma mistura de óxidos e nitretos, então eles, como os metais alcalinos (e cálcio), são armazenados sob uma camada de querosene.

Óxidos e hidróxidos de metais alcalino-terrosos tendem a aumentar em propriedades básicas com o aumento do número de série: Be (OH) 2 - hidróxido anfotérico, insolúvel em água, mas solúvel em ácidos (e também exibe propriedades ácidas na presença de álcalis fortes), Mg (OH) 2 - base fraca, insolúvel em água, Ca (OH) 2 - forte, mas ligeiramente solúvel em base aquosa, Sr (OH) 2 - mais solúvel em água que hidróxido de cálcio, base forte (álcali) em altas temperaturas próximo ao ponto de ebulição da água (100 ° C), Ba (OH) 2 - uma base forte (álcali), não inferior em força a KOH ou NaOH, e Ra (OH) 2 - um dos álcalis mais fortes, uma substância muito corrosiva

Estar na natureza

Todos os metais alcalino-terrosos são encontrados (em quantidades variadas) na natureza. Devido à sua alta atividade química, todos eles não são encontrados no estado livre. O metal alcalino-terroso mais comum é o cálcio, cuja quantidade é de 3,38% (da massa da crosta terrestre). O magnésio é ligeiramente inferior a ele, cuja quantidade é de 2,35% (da massa da crosta terrestre). Bário e estrôncio também são comuns na natureza, que, respectivamente, representam 0,05 e 0,034% da massa da crosta terrestre. O berílio é um elemento raro, cuja quantidade é 6,10 -4% da massa da crosta terrestre. Quanto ao rádio, que é radioativo, é o mais raro de todos os metais alcalino-terrosos, mas sempre é encontrado em pequenas quantidades nos minérios de urânio. Em particular, pode ser separado dali por meios químicos. Seu conteúdo é de 1 10 −10% (da massa da crosta terrestre)

Alumínio.

Alumínio- um elemento do subgrupo principal do terceiro grupo do terceiro período do sistema periódico de elementos químicos de D. I. Mendeleev, com número atômico 13. É indicado pelo símbolo Al(lat. Alumínio). Pertence ao grupo dos metais leves. O metal mais comum e o terceiro elemento químico mais comum na crosta terrestre (depois do oxigênio e do silício).

substância simples alumínio- metal branco prateado leve, paramagnético, facilmente moldado, fundido, usinado. O alumínio tem uma alta condutividade térmica e elétrica, resistência à corrosão devido à rápida formação de filmes de óxido fortes que protegem a superfície de interações posteriores.

O alumínio foi obtido pela primeira vez pelo físico dinamarquês Hans Oersted em 1825 pela ação do amálgama de potássio sobre o cloreto de alumínio, seguido pela destilação do mercúrio. Consiste na dissolução do óxido de alumínio Al 2 O 3 em uma fusão de criolita Na 3 AlF 6 seguida de eletrólise usando coque consumível ou eletrodos de grafite. Este método de obtenção requer grandes quantidades de eletricidade e, portanto, foi procurado apenas no século XX.

A produção de 1000 kg de alumínio bruto requer 1920 kg de alumina, 65 kg de criolita, 35 kg de fluoreto de alumínio, 600 kg de pasta de ânodo e 17 mil kWh de eletricidade DC

Metais alcalinos reagem facilmente com não metais:

2K + I 2 = 2K

2Na + H2 = 2NaH

6Li + N 2 = 2Li 3 N (a reação já está em temperatura ambiente)

2Na + S = Na2S

2Na + 2C = Na 2 C 2

Nas reações com o oxigênio, cada metal alcalino exibe sua própria individualidade: quando queimado ao ar, o lítio forma um óxido, o sódio um peróxido e o potássio um superóxido.

4Li + O 2 = 2Li 2 O

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

K + O 2 = KO 2

Obtenção de óxido de sódio:

10Na + 2NaNO 3 \u003d 6Na 2 O + N 2

2Na + Na 2 O 2 \u003d 2Na 2 O

2Na + 2NaOH \u003d 2Na 2 O + H 2

A interação com a água leva à formação de álcalis e hidrogênio.

2Na + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2

Interação com ácidos:

2Na + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2

8Na + 5H 2 SO 4 (conc.) = 4Na 2 SO 4 + H 2 S + 4H 2 O

2Li + 3H 2 SO 4 (conc.) = 2LiHSO 4 + SO 2 + 2H 2 O

8Na + 10HNO 3 \u003d 8NaNO 3 + NH 4 NO 3 + 3H 2 O

Ao interagir com amônia, amidas e hidrogênio são formados:

2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2

Interação com compostos orgânicos:

H ─ C ≡ C ─ H + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H 2

2CH 3 Cl + 2Na → C 2 H 6 + 2NaCl

2C 6 H 5 OH + 2Na → 2C 6 H 5 ONa + H 2

2CH3OH + 2Na → 2CH3ONa + H2

2CH 3 COOH + 2Na → 2CH 3 COOONa + H 2

Uma reação qualitativa aos metais alcalinos é a coloração da chama por seus cátions. Li + íon colore a chama de vermelho carmim, Na + íon amarelo, K + violeta

Compostos de metais alcalinos

Óxidos.

Os óxidos de metais alcalinos são óxidos básicos típicos. Eles reagem com óxidos ácidos e anfotéricos, ácidos, água.

3Na 2 O + P 2 O 5 \u003d 2Na 3 PO 4

Na 2 O + Al 2 O 3 \u003d 2NaAlO 2

Na 2 O + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 O

Na 2 O + 2H + = 2Na + + H 2 O

Na 2 O + H 2 O \u003d 2NaOH

Peróxidos.

2Na 2 O 2 + CO 2 \u003d 2Na 2 CO 3 + O 2

Na 2 O 2 + CO \u003d Na 2 CO 3

Na 2 O 2 + SO 2 \u003d Na 2 SO 4

2Na 2 O + O 2 \u003d 2Na 2 O 2

Na 2 O + NO + NO 2 \u003d 2NaNO 2

2Na 2 O 2 \u003d 2Na 2 O + O 2

Na 2 O 2 + 2H 2 O (frio) = 2NaOH + H 2 O 2

2Na 2 O 2 + 2H 2 O (gor.) \u003d 4NaOH + O 2

Na 2 O 2 + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2 O 2

2Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 (navalha. Hor.) \u003d 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O + O 2

2Na 2 O 2 + S = Na 2 SO 3 + Na 2 O

5Na 2 O 2 + 8H 2 SO 4 + 2KMnO 4 \u003d 5O 2 + 2MnSO 4 + 8H 2 O + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4

Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 + 2NaI \u003d I 2 + 2Na 2 SO 4 + 2H 2 O

Na 2 O 2 + 2H 2 SO 4 + 2FeSO 4 = Fe 2 (SO 4) 3 + Na 2 SO 4 + 2H 2 O

3Na 2 O 2 + 2Na 3 \u003d 2Na 2 CrO 4 + 8NaOH + 2H 2 O

Bases (álcalis).

2NaOH (excesso) + CO 2 = Na 2 CO 3 + H 2 O

NaOH + CO 2 (excesso) = NaHCO 3

SO 2 + 2NaOH (excesso) = Na 2 SO 3 + H 2 O

SiO 2 + 2NaOH Na 2 SiO 3 + H 2 O

2NaOH + Al 2 O 3 2NaAlO 2 + H 2 O

2NaOH + Al 2 O 3 + 3H 2 O \u003d 2Na

NaOH + Al(OH) 3 = Na

2NaOH + 2Al + 6H 2 O \u003d 2Na + 3H 2

2KOH + 2NO 2 + O 2 = 2KNO 3 + H 2 O

KOH + KHCO 3 \u003d K 2 CO 3 + H 2 O

2NaOH + Si + H 2 O \u003d Na 2 SiO 3 + H 2

3KOH + P 4 + 3H 2 O \u003d 3KH 2 PO 2 + PH 3

2KOH (frio) + Cl 2 = KClO + KCl + H 2 O

6KOH (quente) + 3Cl 2 = KClO 3 + 5KCl + 3H 2 O

6NaOH + 3S \u003d 2Na 2 S + Na 2 SO 3 + 3H 2 O

2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2

NaHCO 3 + HNO 3 \u003d NaNO 3 + CO 2 + H 2 O

NaI → Na + + I –

no cátodo: 2H 2 O + 2e → H 2 + 2OH - 1

no ânodo: 2I – – 2e → I 2 1

2H 2 O + 2I - H 2 + 2OH - + I 2

2H2O + 2NaI H 2 + 2NaOH + I 2

2NaCl 2Na + Cl2

no cátodo no ânodo

2Na 2 HPO 4 Na 4 P 2 O 7 + H 2 O

KNO 3 + 4Mg + 6H 2 O \u003d NH 3 + 4Mg (OH) 2 + KOH

4KClO3KCl + 3KClO4

2KClO3 2KCl + 3O2

KClO 3 + 6HCl \u003d KCl + 3Cl 2 + 3H 2 O

Na 2 SO 3 + S \u003d Na 2 S 2 O 3

Na 2 S 2 O 3 + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + S↓ + SO 2 + H 2 O

2NaI + Br 2 = 2NaBr + I 2

2NaBr + Cl 2 = 2NaCl + Br 2

Eu Um grupo.

1. Descargas elétricas foram passadas sobre a superfície da solução de hidróxido de sódio despejada no frasco, enquanto o ar no frasco ficou marrom, que desaparece depois de um tempo. A solução resultante foi cuidadosamente evaporada e verificou-se que o resíduo sólido é uma mistura de dois sais. Quando esta mistura é aquecida, o gás é liberado e apenas uma substância permanece. Escreva as equações das reações descritas.

2. A substância liberada no cátodo durante a eletrólise de uma fusão de cloreto de sódio foi queimada em oxigênio. O produto resultante foi colocado em um gasômetro cheio de dióxido de carbono. A substância resultante foi adicionada a uma solução de cloreto de amônio e a solução foi aquecida. Escreva as equações das reações descritas.

3) O ácido nítrico foi neutralizado com bicarbonato de sódio, a solução neutra foi cuidadosamente evaporada e o resíduo foi calcinado. A substância resultante foi introduzida em uma solução de permanganato de potássio acidificada com ácido sulfúrico, e a solução tornou-se incolor. O produto da reação contendo nitrogênio foi colocado em uma solução de hidróxido de sódio e pó de zinco foi adicionado, e um gás com odor pungente foi liberado. Escreva as equações das reações descritas.

4) A substância obtida no ânodo durante a eletrólise de uma solução de iodeto de sódio com eletrodos inertes foi introduzida em uma reação com potássio. O produto da reação foi aquecido com ácido sulfúrico concentrado e o gás liberado foi passado através de uma solução quente de cromato de potássio. Escreva as equações das reações descritas

5) A substância obtida no cátodo durante a eletrólise de uma fusão de cloreto de sódio foi queimada em oxigênio. O produto obtido foi tratado sequencialmente com dióxido de enxofre e solução de hidróxido de bário. Escreva as equações das reações descritas

6) O fósforo branco se dissolve em uma solução de potassa cáustica com a liberação de um gás com odor de alho, que se inflama espontaneamente no ar. O produto sólido da reação de combustão reagiu com soda cáustica em tal proporção que a substância branca resultante contém um átomo de hidrogênio; quando esta última substância é calcinada, forma-se pirofosfato de sódio. Escreva as equações das reações descritas

7) Um metal desconhecido foi queimado em oxigênio. O produto da reação interage com o dióxido de carbono, formando duas substâncias: um sólido, que interage com uma solução de ácido clorídrico com liberação de dióxido de carbono, e uma substância gasosa simples que suporta a combustão. Escreva as equações das reações descritas.

8) Um gás marrom foi passado através de um excesso de solução de potassa cáustica na presença de um grande excesso de ar. Aparas de magnésio foram adicionadas à solução resultante e aquecidas, o ácido nítrico foi neutralizado pelo gás liberado. A solução resultante foi cuidadosamente evaporada, o produto sólido da reação foi calcinado. Escreva as equações das reações descritas.

9) Durante a decomposição térmica do sal A na presença de dióxido de manganês, formou-se um sal binário B e um gás que sustenta a combustão e faz parte do ar; quando este sal é aquecido sem um catalisador, forma-se o sal B e um sal de um ácido contendo oxigénio superior. Quando o sal A interage com o ácido clorídrico, um gás amarelo-esverdeado (uma substância simples) é liberado e o sal B é formado. O sal B colore a chama de roxo e, quando interage com uma solução de nitrato de prata, forma-se um precipitado branco. Escreva as equações das reações descritas.

10) Aparas de cobre foram adicionadas ao ácido sulfúrico concentrado aquecido e o gás liberado foi passado por uma solução de soda cáustica (excesso). O produto da reação foi isolado, dissolvido em água e aquecido com enxofre, que se dissolveu como resultado da reação. Adicionou-se ácido sulfúrico diluído à solução resultante. Escreva as equações das reações descritas.

11) O sal de mesa foi tratado com ácido sulfúrico concentrado. O sal resultante foi tratado com hidróxido de sódio. O produto resultante foi calcinado com excesso de carvão. O gás resultante reagiu na presença de um catalisador com cloro. Escreva as equações das reações descritas.

12) Sódio reagiu com hidrogênio. O produto da reação foi dissolvido em água, e formou-se um gás que reagiu com cloro, e a solução resultante, quando aquecida, reagiu com cloro para formar uma mistura de dois sais. Escreva as equações das reações descritas.

13) O sódio foi queimado em excesso de oxigênio, a substância cristalina resultante foi colocada em um tubo de vidro e o dióxido de carbono foi passado por ele. O gás que saía do tubo era coletado e queimado em sua atmosfera de fósforo. A substância resultante foi neutralizada com um excesso de solução de hidróxido de sódio. Escreva as equações das reações descritas.

14) À solução obtida pela interação do peróxido de sódio com a água durante o aquecimento, foi adicionada uma solução de ácido clorídrico até a reação estar completa. A solução salina resultante foi submetida a eletrólise com eletrodos inertes. O gás formado como resultado da eletrólise no ânodo foi passado através de uma suspensão de hidróxido de cálcio. Escreva as equações das reações descritas.

15) O dióxido de enxofre foi passado através de uma solução de hidróxido de sódio até se formar um sal médio. Adicionou-se uma solução aquosa de permanganato de potássio à solução resultante. O precipitado formado foi separado e tratado com ácido clorídrico. O gás liberado foi passado através de uma solução fria de hidróxido de potássio. Escreva as equações das reações descritas.

16) Calcina-se uma mistura de óxido de silício (IV) e magnésio metálico. A substância simples obtida como resultado da reação foi tratada com uma solução concentrada de hidróxido de sódio. O gás liberado foi passado sobre sódio aquecido. A substância resultante foi colocada em água. Escreva as equações das reações descritas.

17) O produto da reação de lítio com nitrogênio foi tratado com água. O gás resultante foi passado por uma solução de ácido sulfúrico até que as reações químicas cessassem. A solução resultante foi tratada com solução de cloreto de bário. A solução foi filtrada e o filtrado foi misturado com solução de nitrato de sódio e aquecido. Escreva as equações das reações descritas.

18) O sódio foi aquecido em uma atmosfera de hidrogênio. Quando se adicionou água à substância resultante, observou-se a evolução gasosa e a formação de uma solução límpida. Através desta solução passou um gás castanho, obtido como resultado da interacção do cobre com uma solução concentrada de ácido nítrico. Escreva as equações das reações descritas.

19) O bicarbonato de sódio foi calcinado. O sal resultante foi dissolvido em água e misturado com uma solução de alumínio, como resultado, formou-se um precipitado e um gás incolor foi liberado. O precipitado foi tratado com um excesso de solução de ácido nítrico e o gás foi passado através de uma solução de silicato de potássio. Escreva as equações das reações descritas.

20) O sódio foi fundido com enxofre. O composto resultante foi tratado com ácido clorídrico, o gás liberado reagiu completamente com óxido de enxofre (IV). A substância resultante foi tratada com ácido nítrico concentrado. Escreva as equações das reações descritas.

21) O sódio foi queimado em excesso de oxigênio. A substância resultante foi tratada com água. A mistura resultante foi fervida, após o que foi adicionado cloro à solução quente. Escreva as equações das reações descritas.

22) O potássio foi aquecido em atmosfera de nitrogênio. A substância resultante foi tratada com um excesso de ácido clorídrico, após o que uma suspensão de hidróxido de cálcio foi adicionada à mistura de sais resultante e aquecida. O gás resultante passou por óxido de cobre (II) quente.Escreva as equações para as reações descritas.

23) O potássio foi queimado em uma atmosfera de cloro, o sal resultante foi tratado com um excesso de uma solução aquosa de nitrato de prata. O precipitado formado foi removido por filtração, o filtrado foi evaporado e aquecido cuidadosamente. O sal resultante foi tratado com uma solução aquosa de bromo. Escreva as equações das reações descritas.

24) O lítio reagiu com o hidrogênio. O produto da reação foi dissolvido em água, e formou-se um gás que reagiu com bromo, e a solução resultante, quando aquecida, reagiu com cloro para formar uma mistura de dois sais. Escreva as equações das reações descritas.

25) O sódio foi queimado no ar. O sólido resultante absorve dióxido de carbono, liberando oxigênio e sal. O último sal foi dissolvido em ácido clorídrico e uma solução de nitrato de prata foi adicionada à solução resultante. Como resultado, formou-se um precipitado branco. Escreva as equações das reações descritas.

26) O oxigênio foi submetido a uma descarga elétrica em um ozonizador. O gás resultante passou por uma solução aquosa de iodeto de potássio, e um novo gás incolor e inodoro foi liberado, auxiliando na combustão e na respiração. O sódio foi queimado na atmosfera deste último gás, e o sólido resultante reagiu com o dióxido de carbono. Escreva as equações das reações descritas.

Eu Um grupo.

1. N 2 + O 2 2NÃO

2NO + O 2 \u003d 2NO 2

2NO 2 + 2NaOH \u003d NaNO 3 + NaNO 2 + H 2 O

2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2

2. 2NaCl 2Na + Cl2

no cátodo no ânodo

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

2Na 2 O 2 + 2CO 2 \u003d 2Na 2 CO 3 + O 2

Na 2 CO 3 + 2NH 4 Cl \u003d 2NaCl + CO 2 + 2NH 3 + H 2 O

3. NaHCO 3 + HNO 3 \u003d NaNO 3 + CO 2 + H 2 O

2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2

5NaNO 2 + 2KMnO 4 + 3H 2 SO 4 = 5NaNO 3 + 2MnSO 4 + K 2 SO 4 + 3H 2 O

NaNO 3 + 4Zn + 7NaOH + 6H 2 O = 4Na 2 + NH 3

4. 2H2O + 2NaI H 2 + 2NaOH + I 2

2K + I 2 = 2K

8KI + 5H 2 SO 4 (conc.) = 4K 2 SO 4 + H 2 S + 4I 2 + 4H 2 O

3H 2 S + 2K 2 CrO 4 + 2H 2 O = 2Cr(OH) 3 ↓ + 3S↓ + 4KOH

5. 2NaCl 2Na + Cl2

no cátodo no ânodo

2Na + O 2 \u003d Na 2 O 2

Na 2 O 2 + SO 2 \u003d Na 2 SO 4

Na 2 SO 4 + Ba(OH) 2 = BaSO 4 ↓ + 2NaOH

6. P 4 + 3KOH + 3H 2 O \u003d 3KH 2 PO 2 + PH 3

2PH 3 + 4O 2 = P 2 O 5 + 3H 2 O

P 2 O 5 + 4NaOH \u003d 2Na 2 HPO 4 + H 2 O

“O lítio é o metal mais leve; tem uma gravidade específica de 0,59, pelo que flutua mesmo no óleo; derrete a cerca de 185°, mas não volatiliza em calor incandescente. Assemelha-se ao sódio na cor e, como o sódio, tem uma tonalidade amarela.

D. I. Mendeleev. Fundamentos de química.

Quando em 1817 o químico sueco de 25 anos Johan August Arfvedson (1792-1841) isolou um novo “álcali inflamável de natureza até então desconhecida” do mineral petalita (era hidróxido de lítio), seu professor, o famoso químico sueco Jens Jakob Berzelius (1779-1848), propôs chamá-lo de lithion, do grego. lithos - pedra.

Este álcali, em contraste com o já conhecido sódio e potássio, foi descoberto pela primeira vez no "reino" das pedras. Em 1818, o químico inglês Humphrey Davy (1778-1829) obteve um novo metal a partir do lítio, que chamou de lítio. A mesma raiz grega está nas palavras "litosfera", "litografia" (uma impressão de um molde de pedra), etc.

O lítio é o mais leve dos sólidos: sua densidade é de apenas 0,53 g/cm3 (metade da água). O lítio é obtido por eletrólise de uma fusão de cloreto de lítio. Uma propriedade rara do lítio metálico é a reação com nitrogênio em condições normais para formar nitreto de lítio.

O lítio é cada vez mais usado na produção de baterias de íons de lítio. Como resultado, a produção mundial de lítio em 2012 foi de 37 mil toneladas - cinco vezes mais do que em 2005.

Os compostos de lítio são usados ​​nas indústrias de vidro e cerâmica. O hidróxido de lítio é um absorvedor do excesso de dióxido de carbono nas cabines de naves espaciais e submarinos. O carbonato de lítio é usado em psiquiatria para tratar certos distúrbios. O ser humano médio contém menos de 1 mg de lítio.

Sódio

“A produção de sódio metálico é uma das descobertas mais importantes da química, não apenas porque o conceito de corpos simples se expandiu e se tornou mais correto, mas principalmente porque as propriedades químicas são visíveis no sódio, apenas fracamente expressas em outros conhecidos metais.”

D. I. Mendeleev. Fundamentos de química.

O nome russo "sódio" (também em sueco e alemão) vem da palavra "natron": era assim que os antigos egípcios chamavam o refrigerante seco, que era usado no processo de mumificação. No século XVIII, o nome "natron" foi atribuído ao "álcali mineral" - soda cáustica. Agora, a cal sodada é chamada de mistura de soda cáustica e óxido de cálcio (em inglês soda lime) e sódio em inglês (e em muitos outros idiomas - sódio). A palavra "soda" vem do nome latino da planta hodgepodge (sodanum). Esta é uma planta marinha costeira cujas cinzas eram usadas na fabricação de vidro nos tempos antigos. Esta cinza contém carbonato de sódio, que é chamado de refrigerante. E agora o refrigerante é o componente mais importante da carga para a produção da maioria dos vidros, incluindo vidro de janela.

A halita é o principal mineral do sódio

A primeira pessoa a ver como é o sódio metálico foi G. Davy, que isolou o novo metal por eletrólise. Ele também propôs o nome do novo elemento - sódio.

O sódio é um metal muito ativo; oxida-se rapidamente no ar, ficando coberto por uma crosta espessa de produtos da reação com oxigênio e vapor de água. Uma experiência de palestra é conhecida: se um pequeno pedaço de sódio for jogado na água, ele começará a reagir com ele, liberando hidrogênio. Muito calor é liberado na reação, que derrete o sódio, e sua bola corre ao longo da superfície. A água esfria o sódio e evita que o hidrogênio se incendeie, mas se o pedaço de sódio for grande, é possível um incêndio e até uma explosão.

O sódio metálico é amplamente utilizado em várias sínteses como agente redutor e também como dessecante para líquidos não aquosos. Está presente em baterias de sódio-enxofre de alta capacidade. Uma liga de sódio e potássio de baixo ponto de fusão, líquida à temperatura ambiente, funciona como um refrigerante que remove o excesso de energia térmica dos reatores nucleares. Todo mundo conhece a cor amarela da chama na presença de sódio: é assim que a chama de um queimador de gás é colorida se a menor gota de sopa salgada entrar nela. O vapor de sódio brilha em amarelo em lâmpadas econômicas de descarga de gás que iluminam as ruas.

Durante séculos, o sal tem sido a única maneira de conservar os alimentos. Sem sal de mesa, viagens marítimas de longa distância, expedições ao redor do mundo e grandes descobertas geográficas seriam impossíveis. A história da Rússia conhece uma grande revolta, chamada Salt Riot, que começou em 1648 e varreu o país. Um dos motivos da revolta foi o aumento do imposto sobre o sal.

Antigamente, eram produzidas centenas de milhares de toneladas de sódio por ano: ele era usado para produzir chumbo tetraetila, o que aumenta a octanagem da gasolina. A proibição da gasolina com chumbo em muitos países levou a um declínio na produção de sódio. Agora a produção mundial de sódio é de cerca de 100 mil toneladas por ano.

O mineral halita (cloreto de sódio) forma enormes depósitos de sal-gema. Somente na Rússia, suas reservas chegam a dezenas de bilhões de toneladas. A halita geralmente contém até 8% de outros sais, principalmente magnésio e cálcio. Mais de 280 milhões de toneladas de cloreto de sódio são extraídas anualmente, esta é uma das maiores produções. Era uma vez, o nitrato de sódio era extraído em grandes quantidades no Chile, daí seu nome - nitrato chileno.

Outros sais de sódio, dos quais muitos são atualmente conhecidos, também são usados. Um dos mais famosos é o sulfato de sódio. Se este sal contém água, é chamado de Glauber. Grandes quantidades são formadas durante a evaporação da água na Baía de Kara-Bogaz-Gol, no Mar Cáspio (Turquemenistão), bem como em alguns lagos salgados. Atualmente, as soluções de sulfato de sódio são utilizadas como acumulador de calor em dispositivos que armazenam energia solar, na produção de vidro, papel e tecidos.

Sal

O sódio é um elemento vital. Os íons sódio são encontrados principalmente no líquido extracelular e estão envolvidos no mecanismo de contração muscular (a falta de sódio causa convulsões), na manutenção do equilíbrio água-sal (os íons sódio retêm água no corpo) e no equilíbrio ácido-base (mantendo um equilíbrio valor de pH sanguíneo constante). O ácido clorídrico é produzido a partir do cloreto de sódio no estômago, sem o qual é impossível digerir os alimentos. O teor de sódio no corpo de uma pessoa média é de cerca de 100 g. O sódio entra no corpo principalmente na forma de sal de mesa, sua dose diária é de 3-6 g. Uma dose única de mais de 30 g é fatal.

Potássio

Em árabe, al-qili é cinza, e também algo calcinado. Eles também começaram a chamar o produto obtido das cinzas das plantas, ou seja, carbonato de potássio. Na cinza de girassol, o potássio é superior a 30%. Sem o artigo em árabe, esta palavra em russo se transformou em "potássio". Além do russo e do latim (kalium), este termo foi preservado em muitas línguas europeias: alemão, holandês, dinamarquês, norueguês, sueco (com a terminação latina -um), grego (κάλιο), bem como em vários Línguas eslavas: sérvio (kalyum), macedônio (kalium), esloveno (kalij).

O potássio é um dos elementos mais abundantes na crosta terrestre. Seus principais minerais são silvina (cloreto de potássio), silvinita (mistura de potássio e cloreto de sódio) e carnalita (mistura de cloreto de potássio e magnésio). Silvin, assim como nitrato de potássio (potassa, também é nitrato indiano) são usados ​​em grandes quantidades como fertilizantes de potássio. Juntamente com o nitrogênio e o fósforo, o potássio é um dos três elementos mais importantes para a nutrição das plantas.

Sylvin é um dos principais minerais de potássio (junto com silvinita e carnalita).

O nome inglês para o elemento (potássio), como o nome russo para carbonato de potássio (potássio), é emprestado das línguas do grupo germânico; em inglês, alemão e holandês, ash é ash, pot is a pot, ou seja, potash é “ash from a pot”. Anteriormente, o carbonato de potássio era obtido por evaporação do extrato das cinzas em cubas; era usado para fazer sabão. O sabão de potássio, ao contrário do sabão de sódio, é líquido. Do nome árabe para cinzas veio o nome de álcali em muitas línguas européias: inglês. e golo. alcalino, alemão alcalino, francês e ital. alcali etc. A mesma raiz está presente na palavra "alcalóides", ou seja, "como álcalis").

O potássio foi o primeiro elemento descoberto por G. Davy (ele também recebeu lítio, bário, cálcio, estrôncio, magnésio e boro pela primeira vez). Davy eletrolisou um pedaço molhado de hidróxido de potássio. Ao mesmo tempo, de acordo com Davy, “pequenas bolas com um forte brilho metálico apareceram em sua superfície, externamente não diferentes do mercúrio. Alguns deles, imediatamente após sua formação, queimaram com uma explosão e com o aparecimento de uma chama brilhante, enquanto outros não queimaram, apenas escureceram, e sua superfície foi coberta por um filme branco. O potássio é um metal muito ativo. Seu pequeno pedaço, trazido para a água, explode.

O potássio é um importante bioelemento, o corpo humano contém de 160 a 250 g de potássio, mais do que o sódio. Os íons de potássio estão envolvidos na passagem dos impulsos nervosos. Frutas e vegetais contêm muito potássio.

O hidróxido de potássio é usado para fazer sabão. Serve como eletrólito em baterias alcalinas - ferro-níquel, hidreto de níquel-metal. Anteriormente, o nitrato de potássio (nitrato de potássio) era consumido em grandes quantidades para a produção de pólvora negra; agora é usado como fertilizante.

O potássio natural contém 0,0117% do radionuclídeo de vida longa 40K com meia-vida de 1,26 bilhão de anos. Isso explica o fato de que o potássio-40 "sobreviveu" ao nosso tempo desde o momento de sua síntese em reações nucleares em estrelas. No entanto, desde a formação da Terra há 4,5 bilhões de anos, o conteúdo de 40K no planeta diminuiu 12,5 vezes devido ao seu decaimento! Um corpo humano pesando 70 kg contém aproximadamente 20 mg 40K, ou 3 x 1020 átomos, dos quais mais de 5000 átomos decaem a cada segundo! É possível que essa irradiação "interna" (aumentada pelo decaimento do carbono-14) tenha sido uma das causas de mutações no curso da evolução da vida selvagem. A produção mundial de potássio metálico é pequena: cerca de 200 toneladas por ano.

rubídio e césio

Rubídio e césio são os primeiros elementos químicos descobertos usando análise espectral. Este método foi desenvolvido por cientistas e amigos alemães - o físico Gustav Robert Kirchhoff (1824-1887) e o químico Robert Wilhelm Bunsen (1811-1899), que trabalhavam na Universidade de Heidelberg. Com esse método extremamente sensível, eles analisaram todas as substâncias que encontraram na esperança de encontrar algo novo. E no início da década de 1860. descobriu dois novos elementos. Isso aconteceu quando analisaram o resíduo seco obtido pela evaporação da água das nascentes minerais do balneário Bad Dürkheim, a 30 km de Heidelberg. No espectro dessa substância, além das linhas de sódio, potássio e lítio já conhecidas por eles, Kirchhoff e Bunsen notaram duas linhas azuis fracas. Eles perceberam que essas linhas pertencem a um elemento químico desconhecido que está presente na água em quantidades muito pequenas. De acordo com a luz das linhas espectrais, um novo elemento

Continuando suas pesquisas, Kirchhoff e Bunsen descobriram no mineral aluminossilicato lepido (mica de lítio) enviado a eles da Saxônia, outro elemento, em cujo espectro se destacavam as linhas vermelhas escuras. Foi chamado rubídio: de lat. rubidus - vermelho. O mesmo elemento foi encontrado na água mineral, de onde o químico Bunsen conseguiu isolá-lo. Vale ressaltar que para obter vários gramas de sal de rubídio, foi necessário processar 44 toneladas de água mineral e mais de 180 kg de lepidolita.

Os cristais de césio podem ser armazenados em uma ampola selada.

E assim como no final do século XIX, no não menos titânico trabalho sobre o isolamento do sal de rádio, a “bússola” para Marie Curie era a radioatividade, a “bússola” semelhante para Kirchhoff e Bunsen era o espectroscópio.

Rubídio e césio são metais alcalinos típicos. Isso foi confirmado quando o químico Bunsen, reduzindo o sal de rubídio, obteve esse elemento na forma de um metal. O césio mais ativo foi obtido na forma pura apenas em 1881 pelo químico sueco Carl Theodor Setterberg (1853-1941) por eletrólise de cianeto de césio fundido. O césio é um dos metais mais fusíveis. Na sua forma pura, tem uma cor dourada. Mas não é fácil obter césio puro: no ar ele se inflama instantaneamente de forma espontânea. O rubídio puro derrete a apenas 39,3 ° C, o césio - 10 graus mais baixo e, em um dia muito quente de verão, as amostras desses metais em ampolas se tornam líquidas.

A produção mundial de rubídio metálico é pequena - cerca de 3 toneladas por ano. Na medicina, o rubídio-87 é usado: seus átomos são absorvidos pelas células do sangue e, emitindo elétrons rápidos deles, com a ajuda de equipamentos especiais, você pode ver "gargalos" nos vasos sanguíneos. O rubídio é usado em células solares.

Gustav Kirchhoff (esquerda) e Robert Bunsen descobriram o rubídio usando um espectroscópio. No espectro da lepidolita, eles encontraram linhas vermelhas escuras e deram o nome ao novo elemento - rubídio.

O corpo de uma pessoa de meia-idade contém aproximadamente 0,7 g de rubídio e césio - apenas 0,04 mg.

Transições eletrônicas em átomos de césio são usadas em "relógios atômicos" extremamente precisos. Em todo o mundo existem agora mais de 70 desses relógios mais precisos - padrões de tempo: o erro é inferior a um segundo em 100 milhões de anos. Um relógio de césio tem uma unidade de tempo - um segundo.

Foi proposto o uso de íons de césio para acelerar o foguete usando um motor a jato elétrico. Nele, os íons são acelerados em um forte campo eletrostático e ejetados através de um bocal.

Motores de foguete elétricos com baixo empuxo são capazes de operar por um longo tempo e voar por longas distâncias.

França

Esse elemento foi descoberto (por sua radioatividade) em 1939 por Marguerite Perey (1909-1975), funcionária do Radium Institute em Paris, e ela o nomeou em homenagem à sua terra natal em 1946.

Frâncio é um vizinho do césio na Tabela Periódica dos Elementos. D. I. Mendeleev chamou o elemento então desconhecido - ekacesium. Este último e mais pesado metal alcalino é surpreendentemente diferente de todos os outros do seu grupo. Em primeiro lugar, ninguém jamais viu e não verá nem mesmo o menor pedaço da França. Em segundo lugar, o frâncio não possui propriedades físicas como densidade, ponto de fusão e ponto de ebulição. Assim, o termo "metal mais pesado" só pode ser atribuído aos seus átomos, mas não a uma substância simples. E tudo porque o frâncio é um elemento altamente radioativo obtido artificialmente, seu isótopo de vida mais longa 223 Fr tem uma meia-vida de apenas 22 minutos. E para estudar as propriedades físicas de uma substância, você precisa tê-la na forma de pelo menos o menor pedaço. Mas para a França é impossível.

Marguerite Perey é a primeira mulher eleita (em 1962) para a Academia Francesa de Ciências.

Frâncio é obtido artificialmente. E à medida que se funde, seus átomos decaem rapidamente. Além disso, quanto mais átomos acumulados, mais decai por unidade de tempo. Assim, a fim de simplesmente manter o número de átomos de frâncio constante, eles devem ser sintetizados a uma taxa não inferior à taxa de seu decaimento. Durante a síntese de frâncio em Dubna, irradiando urânio com um poderoso feixe de prótons, cerca de um milhão de átomos desse elemento foram produzidos a cada segundo. A essa taxa de síntese, a taxa de decaimento da amostra torna-se igual à taxa de sua formação quando o número de seus átomos é igual a dois bilhões. Esta é uma quantidade completamente insignificante de substância, nem mesmo visível ao microscópio.

Além disso, esses átomos não são montados em um pedaço de metal, mas são distribuídos sobre a superfície do alvo de urânio. Portanto, não é de surpreender que em todo o globo a qualquer momento não haja mais do que duas ou três dezenas de gramas de frâncio espalhadas isoladamente em rochas radioativas.

METAIS ALCALINOS
SUBGRUPO IA. METAIS ALCALINOS
LÍTIO, SÓDIO, POTÁSSIO, RUBÍDIO, CÉSIO, FRANÇA
A estrutura eletrônica dos metais alcalinos é caracterizada pela presença de um elétron na camada eletrônica externa, que é relativamente fracamente ligada ao núcleo. Cada metal alcalino inicia um novo período na tabela periódica. O metal alcalino é capaz de doar seu elétron externo mais facilmente do que qualquer outro elemento desse período. O corte de um metal alcalino em meio inerte tem um brilho prateado brilhante. Os metais alcalinos são caracterizados por baixa densidade, boa condutividade elétrica e fundem a temperaturas relativamente baixas (Tabela 2).
Devido à sua alta atividade, os metais alcalinos não existem na forma pura, mas ocorrem na natureza apenas na forma de compostos (excluindo o frâncio), por exemplo, com oxigênio (argilas e silicatos) ou com halogênios (cloreto de sódio). Os cloretos são matérias-primas para a obtenção de metais alcalinos em estado livre. A água do mar contém METAIS ALCALINOS 3% NaCl e vestígios de outros sais. Obviamente, lagos e mares interiores, bem como depósitos subterrâneos de sal e salmouras, contêm haletos de metais alcalinos em concentrações maiores do que a água do mar. Por exemplo, o teor de sal nas águas do Great Salt Lake (Utah, EUA) é de 13.827,7%, e no Mar Morto (Israel) até 31%, dependendo da área da superfície da água, que varia com a estação. Pode-se supor que o teor insignificante de KCl na água do mar em comparação com NaCl é explicado pela assimilação do íon K+ pelas plantas marinhas.
Na forma livre, os metais alcalinos são obtidos por eletrólise de fusões de sais como NaCl, CaCl2, CaF2 ou hidróxidos (NaOH), pois não há mais metal ativo capaz de deslocar o metal alcalino do haleto. Durante a eletrólise dos haletos, é necessário isolar o metal liberado no cátodo, pois ao mesmo tempo o halogênio gasoso é liberado no ânodo, que reage ativamente com o metal liberado.
Veja também PRODUÇÃO DE ÁLCOOL
Como os metais alcalinos têm apenas um elétron na camada externa, cada um deles é o mais ativo em seu período, então Li é o metal mais ativo no primeiro período de oito elementos, Na, respectivamente, no segundo, e K é o metal mais ativo do terceiro período, contendo 18 elementos (primeiro período de transição). No subgrupo de metais alcalinos (IA), a capacidade de doar um elétron aumenta de cima para baixo.
Propriedades quimicas. Todos os metais alcalinos reagem ativamente com o oxigênio, formando óxidos ou peróxidos, diferindo entre si: Li se transforma em Li2O e outros metais alcalinos em uma mistura de M2O2 e MO2, enquanto Rb e Cs inflamam. Todos os metais alcalinos formam com sais de hidrogênio, termicamente estáveis ​​em altas temperaturas, hidretos de composição M + H, que são agentes redutores ativos; hidretos são decompostos pela água com a formação de álcalis e hidrogênio e a liberação de calor, causando ignição do gás, e a velocidade dessa reação para o lítio é maior do que para Na e K.
Veja também HIDROGÊNIO; OXIGÊNIO.
Na amônia líquida, os metais alcalinos se dissolvem para formar soluções azuis e (diferentemente da reação com a água) podem ser isolados novamente evaporando a amônia ou adicionando um sal apropriado (por exemplo, NaCl de sua solução de amônia). Ao reagir com amônia gasosa, a reação prossegue de forma semelhante à reação com água:

As amidas de metais alcalinos exibem propriedades básicas semelhantes aos hidróxidos. A maioria dos compostos de metais alcalinos, exceto alguns compostos de lítio, são altamente solúveis em água. Em termos de tamanho atômico e densidade de carga, o lítio é próximo ao magnésio, portanto, as propriedades dos compostos desses elementos são semelhantes. Em termos de solubilidade e estabilidade térmica, o carbonato de lítio é semelhante aos carbonatos de magnésio e berílio dos elementos do subgrupo IIA; estes carbonatos decompõem-se a temperaturas relativamente baixas devido à ligação MO mais forte. Os sais de lítio são mais solúveis em solventes orgânicos (álcoois, éteres, solventes de petróleo) do que outros sais de metais alcalinos. O lítio (como o magnésio) reage diretamente com o nitrogênio para formar Li3N (o magnésio forma Mg3N2), enquanto o sódio e outros metais alcalinos só podem formar nitretos em condições adversas. Os metais do subgrupo IA reagem com o carbono, mas a interação com o lítio ocorre mais facilmente (aparentemente devido ao seu pequeno raio) e menos facilmente com o césio. Por outro lado, os metais alcalinos ativos reagem diretamente com o CO, formando carbonilas (por exemplo, K(CO)x), enquanto Li e Na menos ativos apenas sob certas condições.
Inscrição. Os metais alcalinos são usados ​​tanto na indústria quanto em laboratórios químicos, por exemplo, para sínteses. O lítio é usado para produzir ligas leves duras, que diferem, no entanto, em fragilidade. Grandes quantidades de sódio são consumidas para obter a liga Na4Pb, da qual o chumbo tetraetila Pb(C2H5)4 é obtido como combustível de gasolina antidetonante. Lítio, sódio e cálcio são usados ​​como componentes de ligas de rolamentos macios. O único e, portanto, elétron móvel na camada externa torna os metais alcalinos excelentes condutores de calor e eletricidade. As ligas de potássio e sódio, que permanecem líquidas em uma ampla faixa de temperatura, são usadas como fluido de troca de calor em alguns tipos de reatores nucleares e, devido às altas temperaturas em um reator nuclear, são usadas para produzir vapor. O sódio metálico na forma de barramentos de alimentação é usado na tecnologia eletroquímica para transmitir correntes de alta potência. O hidreto de lítio LiH é uma fonte conveniente de hidrogênio liberado como resultado da reação do hidreto com a água. Hidreto de alumínio e lítio LiAlH4 e hidreto de lítio são usados ​​como agentes redutores em síntese orgânica e inorgânica. Devido ao pequeno raio iônico e densidade de carga correspondentemente alta, o lítio é ativo em reações com água, portanto, os compostos de lítio são altamente higroscópicos e o cloreto de lítio LiCl é usado para secar o ar durante a operação dos dispositivos. Os hidróxidos de metais alcalinos são bases fortes, altamente solúveis em água; eles são usados ​​para criar um ambiente alcalino. O hidróxido de sódio, como o álcali mais barato, é amplamente utilizado (somente nos EUA, mais de 2,26 milhões de toneladas são consumidas anualmente).
Lítio. O metal mais leve, possui dois isótopos estáveis ​​com massas atômicas 6 e 7; o isótopo pesado é mais comum, seu conteúdo é de 92,6% de todos os átomos de lítio. O lítio foi descoberto por A. Arfvedson em 1817 e isolado por R. Bunsen e A. Mathisen em 1855. É utilizado na produção de armas termonucleares (bomba de hidrogênio), para aumentar a dureza de ligas e em produtos farmacêuticos. Os sais de lítio são usados ​​para aumentar a dureza e a resistência química do vidro, na tecnologia de bateria alcalina, e para ligar o oxigênio durante a soldagem.
Sódio. Conhecido desde a antiguidade, foi identificado por H. Davy em 1807. É um metal macio, seus compostos como álcali (hidróxido de sódio NaOH), bicarbonato de sódio (bicarbonato de sódio NaHCO3) e carbonato de sódio (carbonato de sódio Na2CO3) são amplamente utilizados. O metal também é usado na forma de vapores em lâmpadas de descarga de gás fracas para iluminação pública.
Potássio. Conhecido desde a antiguidade, também foi identificado por H. Davy em 1807. Os sais de potássio são bem conhecidos: nitrato de potássio (nitrato de potássio KNO3), potássio (carbonato de potássio K2CO3), potassa cáustica (hidróxido de potássio KOH), etc. O metal de potássio também encontra diversas aplicações em tecnologias de ligas de troca de calor.
Rubídio foi descoberto por espectroscopia por R. Bunsen em 1861; contém 27,85% de rubídio radioativo Rb-87. O rubídio, como outros metais do subgrupo IA, é altamente reativo e deve ser armazenado sob uma camada de óleo ou querosene para evitar a oxidação pelo oxigênio atmosférico. O rubídio encontra uma variedade de aplicações, inclusive na tecnologia de células fotovoltaicas, dispositivos de rádio vácuo e em produtos farmacêuticos.
Césio. Os compostos de césio estão amplamente distribuídos na natureza, geralmente em pequenas quantidades juntamente com compostos de outros metais alcalinos. O silicato de polucita mineral contém 34% de óxido de césio Cs2O. O elemento foi descoberto por R. Bunsen por espectroscopia em 1860. A principal aplicação do césio é a produção de fotocélulas e lâmpadas eletrônicas, um dos isótopos radioativos do césio Cs-137 é utilizado em radioterapia e pesquisas científicas.
França. O último membro da família dos metais alcalinos, o frâncio, é tão radioativo que não existe na crosta terrestre em mais do que traços. As informações sobre o frâncio e seus compostos são baseadas no estudo de sua quantidade insignificante, obtida artificialmente (em um acelerador de alta energia) durante o decaimento a do actínio-227. O isótopo 22387Fr de vida mais longa decai em 21 minutos em 22388Ra e partículas b. De acordo com uma estimativa aproximada, o raio metálico do frâncio é de 2,7 . Frâncio tem a maioria das propriedades de outros metais alcalinos e é altamente doador de elétrons. Forma sais solúveis e hidróxido. Em todos os compostos, o frâncio exibe o estado de oxidação I.

Enciclopédia Collier. - Sociedade aberta. 2000 .