Які метали є лужними. Особливості хімічних властивостей s-елементів І групи та їх фізіологічна дія

Лужні метали - загальна назва елементів 1 групи періодичної системи хімічних елементів. Її склад: літій (Li), натрій (Na), калій (K), рубідій (Rb), цезій (Cs), францій (Fr) та гіпотетичний елемент – унуненний (Uue). Найменування групи походить від назви розчинних гідроксидів натрію і калію, що мають реакцію та смак лугу. Розглянемо загальні риси будови атомів елементів, властивості, отримання та застосування простих речовин.

Застаріла та нова нумерація групи

За застарілою системою нумерації лужні метали, що займають крайній ліворуч вертикальний стовпець таблиці Менделєєва, відносяться до I-А групи. У 1989 році як основний Міжнародний хімічний союз (IUPAC) запропонував інший варіант (довгоперіодний). Лужні метали відповідно до нової класифікації та суцільної нумерації відносяться до 1-ї групи. Відкриває цю сукупність представник 2-го періоду – літій, завершує її радіоактивний елемент 7-го періоду – францій. Усі метали 1-ї групи у зовнішній оболонці атомів містять один s-електрон, який вони легко віддають (відновлюються).

Будова атомів лужних металів

Для елементів 1-ї групи характерна наявність другого енергетичного рівня, що повторює будову попереднього інертного газу. У літію на передостанньому шарі – 2, у решти – по 8 електронів. У хімічних реакціях атоми легко віддають зовнішній s-електрон, набуваючи енергетично вигідної конфігурації благородного газу. Елементи 1-ї групи мають малими величинами енергії іонізації та електронегативності (ЕО). Вони легко утворюють позитивні однозарядні іони. При переході від літію до Франції зростає кількість протонів та електронів, радіус атома. Рубідій, цезій і францій легше віддають зовнішній електрон, ніж елементи, що передували їм у групі. Отже, групи зверху вниз збільшується відновна здатність.

Легка окислюваність лужних металів призводить до того, що елементи 1-ї групи існують у природі як сполук своїх однозарядних катіонів. Вміст у земній корі натрію – 2,0%, калію – 1,1%. Інші елементи в ній знаходяться в малих кількостях, наприклад, запаси Франції — 340 г. Хлорид натрію розчинений у морській воді, рапі солоних озер та лиманів, утворює поклади кам'яної або кухонної солі. Разом з галітом зустрічаються сильвініт NaCl. KCl та сільвін KCl. Польовий шпат утворений алюмосилікатом калію K 2 . У воді ряду озер розчинено карбонат натрію, а запаси сульфату елемента зосереджено в акваторії Каспійського моря (Кара-Богаз-Гол). Трапляються поклади нітрату натрію в Чилі (чілійська селітра). Існує обмежена кількість природних сполук літію. Як домішки до сполук елементів 1-ї групи зустрічаються рубідій і цезій, а францій знаходять у складі уранових руд.

Послідовність відкриття лужних металів

Британський хімік і фізик Г. Деві в 1807 провів електроліз розплавів лугів, вперше отримавши натрій і калій у вільному вигляді. У 1817 році шведський вчений Йоган Арфведсон відкрив елемент літій у мінералах, а в 1825 р. Деві виділив чистий метал. Рубідій був уперше виявлений у 1861 році Р. Бунзеном та Г. Кірхгофом. Німецькі дослідники аналізували склад алюмосилікатів та отримали у спектрі червону лінію, що відповідає новому елементу. У 1939 році співробітниця Паризького інституту радіоактивності Маргарита Пере встановила існування ізотопу Франція. Вона дала назву елементу на честь своєї батьківщини. Унуненний (ека-францій) — попередня назва нового виду атомів із порядковим номером 119. Тимчасово використовується хімічний символ Uue. Дослідники з 1985 року роблять спроби синтезу нового елемента, який стане першим у 8-му періоді, сьомим у 1-й групі.

Фізичні властивості лужних металів

Майже всі лужні метали мають сріблясто-білий колір і металевий блиск на свіжому зрізі (цезій має золотисто-жовте забарвлення). На повітрі блиск тьмяніє, з'являється сіра плівка, на літії - зеленувато-чорна. Цей метал має найбільшу твердість серед сусідів по групі, але поступається тальку — м'якому мінералу, що відкриває шкалу Мооса. Натрій та калій легко згинаються, їх можна розрізати. Рубідій, цезій та францій у чистому вигляді представляють тістоподібну масу. Плавлення лужних металів відбувається за відносно низької температури. Для літію вона сягає 180,54 °С. Натрій плавиться за температури 97,86 °С, калій — за 63,51 °С, рубідій — за 39,32 °С, цезій — за 28,44 °С. Щільність лужних металів менша, ніж споріднених їм речовин. Літій плаває в гасі, піднімається на поверхню води, калій та натрій також спливають у ньому.

Кристалічний стан

Кристалізація лужних металів відбувається в кубічній сингонії (об'ємно-центрованій). Атоми у її складі мають зону провідності, на вільні рівні якої можуть переходити електрони. Саме ці активні частинки здійснює особливий хімічний зв'язок – металевий. Спільність будови енергетичних рівнів та природа кристалічних ґрат пояснюють схожість елементів 1-ї групи. При переході від літію до цезію зростають маси атомів елементів, що призводить до закономірного збільшення густини, а також зміни інших властивостей.

Хімічні властивості лужних металів

Єдиний зовнішній електрон в атомах лужних металів слабо притягується до ядра, тому їм властива низька енергія іонізації, негативна або близька до нуля спорідненість до електрона. Елементи 1-ї групи, маючи відновлювальну активність, практично не здатні окислювати. У групі зверху вниз зростає активність у хімічних реакціях:

Отримання та застосування лужних металів

Метали, що належать до 1-ї групи, у промисловості отримують електролізом розплавів їх галогенідів та інших природних сполук. При розкладанні під дією електричного струму позитивні іони на катоді приєднують електрони та відновлюються до вільного металу. На протилежному електроді відбувається окиснення аніону.

При електролізі розплавів гідроксидів на аноді окислюються частинки OH - виділяється кисень і виходить вода. Ще один метод полягає в термічному відновленні лужних металів із розплавів їх солей кальцієм. Прості речовини та сполуки елементів 1-ї групи мають практичне значення. Літій служить сировиною в атомній енергетиці, що використовується в ракетній техніці. У металургії застосовується видалення залишків водню, азоту, кисню, сірки. Гідроксидом доповнюють електроліт у лужних акумуляторах.

Натрій необхідний атомної енергетики, металургії, органічного синтезу. Цезій та рубідій використовуються при виготовленні фотоелементів. Широке застосування знаходять гідроксиди та солі, особливо хлориди, нітрати, сульфати, карбонати лужних металів. Катіони мають біологічну активність, особливо важливі для організму людини іони натрію і калію.

Належать до s-елементів. Електрон зовнішнього електронного шару атома лужного металу в порівнянні з іншими елементами того ж періоду найбільш віддалений від ядра, тобто радіус атома лужного металу найбільший у порівнянні з радіусами атомів інших елементів того ж періоду. У зв'язку

з цим валентний електрон зовнішнього шару атомів лужних металів легко відривається, перетворюючи їх на позитивні однозарядні іони. Цим зумовлено, що з'єднання лужних металів з іншими елементами побудовані за типом іонного зв'язку.

В окислювально-відновних реакціях лужні поводяться як сильні відновники, і ця здатність зростає від металу до металу зі збільшенням заряду атома ядра.

Серед металів лужні метали виявляють найвищу хімічну активність. Серед напруг все лужні метали розташовуються на початку ряду. Електрон зовнішнього електронного шару є єдиним валентним електроном, тому лужні метали у будь-яких сполуках одновалентні. Ступінь окиснення лужних металів зазвичай +1.
Фізичні властивості лужних металів наведені у табл. 19.

Типовими представниками лужних металів є натрій та калій.
■ 26. Складіть загальну характеристику лужних металів за таким планом:
а) подібність та відмінність у будові атомів лужних металів;
б) особливості поведінки лужних металів в окисно-відновних реакціях;
в) тип кристалічних ґрат у сполуках лужних металів;
г) особливості зміни фізичних властивостей металів залежно від радіусу атома.

Натрій

Електронна конфігурація атома натрію ls 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Структура його зовнішнього шару:

Натрій зустрічається у природі лише у вигляді солей. Найбільш поширеною сіллю натрію є кухонна сіль NaCl, а також мінерал сильвініт КCl · NaCl та деякі сірчанокислі солі, наприклад глауберова сіль Na2SO4 · 10H2O, що зустрічається у великих кількостях у затоці Каспійського моря Кара-Богаз-Гол.
З кухонної солі NaCl металевий натрій одержують шляхом електролізу розплаву цієї солі. Установку для електролізу зображено на рис. 76. У розплавлену сіль опускають електроди. Анодний і катодний простір розділений діафрагмою, яка ізолює утворюється від натрію, щоб уникнути зворотної реакції. Позитивний іон натрію приймає з катода електрон і перетворюється на нейтральний атом натрію. Нейтральні атоми натрію збираються на катоді як розплавленого металу. Процес, що відбувається на катоді, можна зобразити наступною схемою:
Na + + Na 0 .
Оскільки на катоді відбувається прийняття електронів, а всяке прийняття електронів атомом чи іоном є відновленням, іони натрію на катоді відновлюються. На аноді іони хлору віддають електрони, тобто відбувається процес окислення та виділення вільного

газоподібного хлору, що можна зобразити такою схемою:

Cl - е- → Cl 0

Отриманий металевий натрій має сріблясто-білий колір, що легко ріжеться ножем. Зріз натрію, якщо його розглянути відразу після розрізу, має яскравий металевий блиск, але швидко тьмяніє внаслідок вкрай швидкого окислення металу.

Мал. 76. Схема установки для електролізу розплаву кухонної солі. 1 - кільцевий катод; 2 - дзвін для виведення газоподібного хлору з анодного простору

Якщо натрій окислювати в невеликій кількості кисню при температурі близько 180°, виходить окис натрію:
4Na + О2 = 2Na2O.
При горінні в кисні виходить перекис натрію:
2Na + O2 = Na2O2.
При цьому натрій згоряє сліпуче жовтим полум'ям.
У зв'язку з легкою і швидкою окислюваністю натрію його зберігають під шаром гасу або парафіну, причому краще, тому що в гасі все ж таки розчиняється деяка кількість повітря і окислення натрію хоча і повільно, але все ж таки відбувається.

Натрій може давати з'єднання з воднем - гідрид NaH, в якому виявляє ступінь окислення - 1. Це солеподібна сполука, яка за характером хімічного зв'язку та величиною ступеня окислення відрізняється від летких гідридів елементів головних підгруп IV-VII групи.
Металевий натрій може реагувати не тільки з киснем та воднем, але і з багатьма простими та складними речовинами. Наприклад, при розтиранні у ступці з сіркою натрій бурхливо реагує з нею, утворюючи:
2Na + S = Na2S

Реакція супроводжується спалахами, тому ступку потрібно тримати подалі від очей та обернути руку рушником. Для реакції слід брати невеликі шматочки натрію.
Натрій енергійно згоряє в хлорі з утворенням хлориду натрію, що особливо добре спостерігати в хлор-кальцієвій трубці, в якій через розплавлений і розігрітий натрій пропускають струм хлору:
2Na + Сl2 = 2NaCl
Натрій реагує не тільки з простими, але і зі складними речовинами, наприклад з водою, витісняючи з неї, так як є дуже активним металом, в ряду напруг стоїть набагато лівіше водню і легко витісняє останній із води:
2Na + 2Н2O = 2NaOH + H2
Лужний метал, що спалахнув, не можна гасити водою. Найкраще засипати його порошком кальцинованої соди. У присутності натрію безбарвне полум'я газового пальника забарвлюється жовтий колір.
Металевий натрій можна використовувати як каталізатор в органічному синтезі, наприклад, при виробництві синтетичного каучуку з бутадієну. Він є вихідною речовиною для отримання інших сполук натрію, наприклад перекису натрію.

■ 27. Доведіть за допомогою наведених у тексті рівнянь реакцій за участю металевого натрію, що він поводиться як відновник.

28. Чому натрій не можна зберігати на повітрі?

29. Учень опустив у розчин сульфату міді шматочок натрію, сподіваючись витіснити із металевої солі . Замість металу червоного кольору вийшов драглистий блакитний осад. Опишіть реакції, що відбулися, і напишіть їх рівняння в молекулярній та іонній формах. Як слід змінити умови реакції, щоб реакція призвела до бажаного результату? Рівняння напишіть у молекулярній, повній та скороченій іонній формах.
30. У посудину із 45 мл води помістили 2,3 г металевого натрію. Яка їдкого натру, що утворився після закінчення реакції.
31. Які засоби можна застосовувати при гасінні натрію, що загорівся? Дайте відповідь.

Кисневі сполуки натрію. Їдкий натр

Кисневими сполуками натрію, як було зазначено, є окис натрію Na2O і перекис натрію Na2O2.
Окис натрію Na2O особливого значення не має. Вона енергійно реагує з водою, утворюючи їдкий натр:
Na2O + Н2O = 2NaOH
Перекис натрію Na202 – жовтуватий порошок. Її можна розглядати як своєрідну сіль перекису водню, бо її структура така ж, як у Н2O2. Як і перекис натрію є сильним окислювачем. При дії води вона утворює луг і:
Na2O2 + Н2O = Н2O2 + 2NaOH
утворюється і при дії розведених кислот на перекис натрію:
Na2O2 + H2SO4 = Н2O2 + Na2SO4
Всі зазначені вище властивості перекису натрію дозволяють використовувати її для відбілювання всіх можливих матеріалів.

Мал. 77. Схема установки для електролізу розчину кухонної солі. 1 – анод; 2 - діафрагма, що розділяє анодне та катодне простір; 3-катод

Дуже важливою сполукою натрію є гідроксид натрію, або їдкий натр NaOH. Його називають також каустичною содою або просто каустиком.
Для отримання їдкого натру використовують кухонну сіль - найдешевшу природну сполуку натрію, піддаючи її електролізу, але в цьому випадку застосовують не розплав, а розчин солі (рис. 77). Опис процесу електролізу розчину кухонної солі див. § 33. На рис. 77 показано, що анодне та катодне простір розділено діафрагмою. Це зроблено з тією метою, щоб продукти, що утворюються, не вступали між собою у взаємодію, наприклад Сl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + Н2O.

Їдкий натр - тверда кристалічна речовина білого кольору, що чудово розчиняється у воді. При розчиненні їдкого натру у воді виділяється велика кількість тепла та розчин сильно розігрівається. Їдкий натр необхідно зберігати в добре закупорених судинах, щоб захистити його від проникнення водяної пари, під дією яких він може сильно зволожитися, а також двоокису вуглецю, під дією якого їдкий натр може поступово перетворитися на карбонат натрію:
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + Н2O.
Їдкий натр-типова луг, тому запобіжні заходи при роботі з ним такі ж, як і при роботі з будь-якими іншими лугами.
Їдкий натр застосовується в багатьох галузях промисловості, наприклад, для очищення нафтопродуктів, виробництва мила з жирів, у паперовій промисловості, у виробництві штучного волокна та барвників, виробництві медикаментів та ін. (рис. 78).

Запишіть у зошит області застосування їдкого натру.

З солей натрію слід відзначити в першу чергу кухонну сіль NaCl, яка служить основною сировиною для отримання їдкого натру та металевого натрію (докладно про цю солі див. стор. 164), соду Na2CO3 (див. стор. 278), Na2SO4 (див. стор. 224), NaNO3 (див. стор 250) та ін.

Мал. 78. Застосування їдкого натру

■ 32. Опишіть спосіб отримання їдкого натру електролізом кухонної солі.
33. Їдкий натр можна отримати дією на карбонат натрію гашеним вапном. Складіть молекулярну та іонні форми рівняння цієї реакції, а також розрахуйте, скільки соди, що містить 95% карбонату, знадобиться для отримання 40 кг їдкого натру.
34. Чому при зберіганні розчину їдкого натру у склянках із притертими пробками пробки «заїдають» і їх не можна вийняти? Якщо протягом деякого терміну потримати склянку перекинутою у воду, то пробка вільно виймається. Поясніть, привівши рівняння реакцій, які процеси мають місце у цьому випадку.
35. Напишіть рівняння реакцій у молекулярній та іонних формах, що характеризують властивості їдкого натру як типового лугу.
36. Яких запобіжних заходів слід дотримуватися при роботі з їдким натром? Які заходи першої допомоги слід надати при опіках їдким натром?

Калій

Калій К - також досить поширений лужний метал, який відрізняється від натрію величиною атомного радіусу (четвертий період) і тому має більшу хімічну активність, ніж натрій. Електронна конфігурація атома калію 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 .
Структура його зовнішнього електронного шару

Калій – м'який метал, який добре ріжеться ножем. Щоб уникнути окислення його, як і натрій, зберігають під шаром гасу.
З водою калій реагує ще бурхливіше, ніж натрій, з утворенням лугу та з виділенням водню, що спалахує:
2К + 2Н2O = 2КОН + Н2.
При спалюванні в кисні (при цьому для спалювання рекомендується брати ще дрібніші шматочки металу, ніж для спалювання натрію) він, подібно до натрію, згоряє дуже енергійно з утворенням перекису калію.
Слід зазначити, що в обігу калій набагато небезпечніший за натрій. Сильний вибух може статися навіть при розрізанні калію, тому поводитися з ним потрібно ще обережніше.
Гідроокис калію, або їдке калі КОН - біла кристалічна речовина. Їдке калі в усіх відношеннях подібне до їдкого натру. Вони широко застосовуються в миловарній промисловості, але його отримання обходиться дещо дорожче, тому такого застосування, як NaOH, воно не знаходить.
Солі калію слід відзначити особливо, тому що деякі з них широко використовуються як добрива. Такими є хлорид калію КСl, нітрат калію KNO3, який є також азотним добривом.

■ 37. Чим пояснити те, що їдке калі хімічно активніше їдкого натру?
38. У кристалізатор з водою опустили шматочок калію. Після того як реакція закінчилася, туди помістили трохи цинку у вигляді білого драглистого осаду. Осад зник, а при випробуванні розчину фенолфталеїном останній забарвився малиновий колір. Які хімічні процеси тут сталися?
Які 34

Найбільш активними серед металів є лужні метали. Вони активно вступають у реакції з простими та складними речовинами.

Загальні відомості

Лужні метали перебувають у І групі періодичної таблиці Менделєєва. Це м'які одновалентні метали сіро-сріблястого кольору з невеликою температурою плавлення та невисокою щільністю. Виявляють єдиний рівень окислення +1, будучи відновниками. Електронна конфігурація - ns 1 .

Мал. 1. Натрій та літій.

Загальна характеристика металів І групи наведена у таблиці.

Активні метали швидко реагують коїться з іншими речовинами, у природі перебувають у складі мінералів.

Отримання

Для отримання чистого лужного металу використовують кілька способів:

електроліз розплавів, найчастіше хлоридів або гідроксидів -

2NaCl → 2Na + Cl 2 , 4NaOH → 4Na + 2H 2 O + O 2;

прожарювання соди (карбонату натрію) з вугіллям для отримання натрію -

Na 2 CO 3 + 2C → 2Na + 3CO;

відновлення кальцієм рубідії з хлориду при високих температурах -

2RbCl + Ca → 2Rb + CaCl 2;

• відновлення цезію з карбонату за допомогою цирконію -

  2Cs 2 CO 3 + Zr → 4Cs + ZrO 2 + 2CO 2 .

Взаємодія

Властивості лужних металів обумовлені їх будовою. Перебуваючи у першій групі періодичної таблиці, вони мають лише один валентний електрон на зовнішньому енергетичному рівні. Єдиний електрон легко переходить до атома окислювача, що сприяє швидкому вступу в реакцію.

Металеві властивості збільшуються у таблиці зверху донизу, тому літій розлучається з валентним електроном важче, ніж францій. Літій – найбільш твердий елемент серед усіх лужних металів. Реакція літію з киснем відбувається лише під впливом високої температури. З водою літій реагує значно повільніше, ніж інші метали групи.

Загальні хімічні властивості представлені у таблиці.

При якісній реакції мають різний колір полум'я. Літій горить малиновим, натрій – жовтим, цезій – рожево-фіолетовим полум'ям. Оксиди лужних металів також мають різний колір. Натрій стає білим, рубідій та калій – жовтими.

Мал. 2. Якісна реакція лужних металів.

Застосування

Прості метали та їх сполуки використовуються для виготовлення легких сплавів, металевих деталей, добрив, соди та інших речовин. Рубідій і калій використовуються як каталізатори. Пари натрію використовуються в люмінесцентних лампах. Не має практичного застосування лише францій через радіоактивні властивості. Як використовують елементи групи I коротко описано в таблиці застосування лужних металів.

Мал. 3. Питна сода.

Що ми дізналися?

З уроку 9 класу дізналися про особливості лужних металів. Вони перебувають у I групі таблиці Менделєєва і за реакціях віддають один валентний електрон. Це м'які метали, що легко вступають у хімічні реакції з простими та складними речовинами - галогенами, неметалами, кислотами, водою. У природі зустрічаються лише у складі інших речовин, для їх вилучення використовується електроліз чи реакція відновлення. Застосовуються у промисловості, будівництві, металургії, енергетиці.

Тест на тему

Оцінка доповіді

Середня оцінка: 4.4. Усього отримано оцінок: 91.

ЛУЖНІ МЕТАЛИ

Знаходження уприроді

Na-2,64% (за масою), K-2,5% (за масою), Li, Rb, Cs - значно менше, Fr-штучно отриманий елемент

Li

Li 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 – сподумен

Na

NaCl – кухонна сіль (кам'яна сіль), галіт

Na 2 SO 4 10H 2 O – глауберова сіль (мірабіліт)

NaNO 3 – чилійська селітра

Na 3 AlF 6 - кріоліт
Na 2 B 4 O 7 · 10H 2 O - бура

K

KCl NaCl – сильвініт

KCl MgCl 2 6H 2 O – карналіт

K 2 O Al 2 O 3 6SiO 2 – польовий шпат (ортоклаз)

Властивості лужних металів

Зі збільшенням порядкового номера атомний радіус збільшується, здатність віддавати валентні електрони збільшується та відновлювальна активність збільшується:

Фізичні властивості

Низькі температури плавлення, малі значення щільності, м'які, ріжуться ножем.

Хімічні властивості

Типові метали, дуже потужні відновники. У сполуках виявляють єдиний ступінь окиснення +1. Відновлювальна здатність збільшується зі зростанням атомної маси. Всі сполуки мають іонний характер, майже всі розчиняються у воді. Гідроксиди R–OH – луги, сила їх зростає із збільшенням атомної маси металу.

Займисті на повітрі при помірному нагріванні. З воднем утворюють солеподібні гідриди. Продукти згоряння найчастіше пероксиди.

Відновлювальна здатність збільшується в ряді Li-Na-K-Rb-Cs

1. Активно взаємодіють з водою:

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2

2. Реакція з кислотами:

2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2

3. Реакція з киснем:

4Li + O 2 → 2Li 2 O(оксид літію)

2Na + O 2 → Na 2 O 2 (пероксид натрію)

K + O 2 → KO 2 (надпероксид калію)

На повітрі лужні метали миттєво окислюються. Тому їх зберігають під шаром органічних розчинників (гас та ін).

4. У реакціях з іншими неметалами утворюються бінарні сполуки:

2Li + Cl 2 → 2LiCl (галогеніди)

2Na + S → Na 2 S (сульфіди)

2Na + H 2 → 2NaH (гідриди)

6Li + N 2 → 2Li 3 N (нітриди)

2Li + 2C → Li 2 C 2 (карбіди)

5. Якісна реакція на катіони лужних металів - фарбування полум'я у наступні кольори:

Li + - карміново-червоний

Na + – жовтий

K + , Rb + та Cs + – фіолетовий

Отримання

Т.к. лужні метали - це найсильніші відновники, їх можна відновити зі сполук лише за електролізі розплавів солей:
2NaCl=2Na+Cl 2

Застосування лужних металів

Літій - підшипникові сплави, каталізатор

Натрій - газорозрядні лампи, теплоносій у ядерних реакторах.

Рубідій - науково-дослідні роботи

Цезій – фотоелементи

Оксиди, пероксиди та надпероксиди лужних металів

Отримання

Окисленням металу виходить лише оксид літію

4Li + O 2 → 2Li 2 O

(В інших випадках виходять пероксиди або надпероксиди).

Всі оксиди (крім Li 2 O) одержують при нагріванні суміші пероксиду (або надпероксиду) з надлишком металу:

Na 2 O 2 + 2Na → 2Na 2 O

KO 2 + 3K → 2K 2 O

Хімія вивчає властивості металів та неметалів. А ви знали, що метали бувають лужні та не лужні? А ми не тільки знаємо, а й список вам дамо для успішної підготовки з хімії. Отже, лужні метали список вже наведено в періодичній таблиці Менделєєва. Там усі метали головної підгрупи у першій групі є лужними.

Це літій, калій, натрій, цезій, рубідій та францій. Тільки ці метали називаються лужними. А називаються вони так тому, що якщо вони взаємодіятимуть із водою, то в результаті утворюються луги.

Є ще один вид металів – це лужноземельні. Якщо вам потрібний список тільки лужних металів, то в ньому лише 6 металів. Якщо всіх металів, гідроксиди яких мають лужні властивості, то тут увійдуть ще чотири елементи - кальцій, стронцій, барій і радій.

Всі лужні метали в чистому вигляді в природі зустріти складно, адже вони легко вступають у з'єднання. Зокрема, у вигляді цих сполук ці метали знаходять.

Властивості лужних металів

Лужні метали відмінні провідники тепла, а також добре проводять електричний струм.

Лужні метали мають низьку температуру плавлення

Щільність металів зі збільшенням номера збільшується, а ось плавити їх стає дедалі простіше, якщо метали знаходяться внизу групи.

Одержання лужних металів

Зазвичай лужні метали одержують за допомогою електролізу, проте два метали лужноземельних — стронцій і барій, одержують, використовуючи алюмотермічний метод.

Хімічні властивості

Як ми вже сказали, ці метали дуже активні, вони також відмінні відновники. Зустрічаються як сполук, у яких головною буде іонна зв'язок.

Як правило, вони завжди утворюють стійкі сполуки. Основні реакції та додаткові властивості лужних металів наведені у таблиці:

Отже, ви тепер, користуючись списком та таблицею, а також періодичною системою Менделєєва, зможете багато розповісти про лужні метали.

Подивитися як виглядають лужні метали можна. Там також є список і наведені реакції зв'язку з водою, сіркою, кислотами, солями і галогенами.