ХИМИЯ S-ЭЛЕМЕНТОВ
Введение
Общим для s-элементов является то, что у них электроны заполняют s-подуровень внешнего уровня. Cходство электронного строения определяет общие закономерности в их химических свойствах.
S-элементы (за исключением Н и Не) – типичные металлы, обладающие блеском, высокой электропроводностью и теплопроводностью. Они химически активны, легко отдают валентные электроны и, следовательно, являются сильными восстановителями. Поэтому они встречаются в природе только в составе химических соединений.
Атомы s-элементов имеют небольшие величины энергии ионизации при относительно больших радиусах атомов (они начинают периоды). Как правило, они образуют соединения с ионным характером связи.
Для s-элементов нехарактерна способность образовывать комплексные соединения. Это является следствием малого заряда атомов s-элементов и их больших радиусов. Лигандами, которые удерживаются более или менее прочно в комплексах s-элементов, являются небольшие полярные молекулы Н2О, NH3 или ионы.
Большинство соединений s-элементов хорошо растворимы в воде. Типичные соли в водном растворе являются сильными электролитами, не подвержены гидролизу по катиону (кроме солей бериллия и магния). Многие природные соединения натрия, калия, кальция, стронция растворимы в воде и слабых кислотах. Ионы этих металлов могут мигрировать из водных растворов в организм человека.
Водород, натрий, калий, магний и кальций – жизненно необходимы для живых и растительных организмов.
Отметим, что водород и гелий относятся к s-элементам. Однако они существенно отличаются по своим физическим и химическим свойствам друг от друга и от остальных химических элементов. Поэтому их принято рассматривать отдельно.
|
|
ХИМИЯ ЭЛЕМЕНТОВ IA ГРУППЫ
К s-элементам IA-группы относятся литий Li, натрий Na, калий К, рубидий Rb, цезий Сs и франций Fr. Незаполненная s-оболочка атомов элементов этой группы и наличие близких по энергии полностью вакантных р- орбиталей способствуют делокализации электронов в простых телах и образованию металлической связи. Все указанные элементы типичные металлы, сильные восстановители, их восстановительная способность растёт от лития к францию. Однако по химической активности литий уступает остальным элементам, несмотря на то, что его стандартный электродный потенциал наиболее отрицателен (φLi/Li+ = - 3,05B). Такое значение потенциала обусловлено значительной энергией гидратации маленьких ионов Li+ по сравнению с ионами других металлов.
Для s-элементов IAгруппы, в атомах которых имеется единственный электрон на внешнем уровне, при образовании соединений с другими элементами существует энергетическая альтернатива – либо возникновение единственной ковалентной связи, либо потеря электрона и образование однозарядного иона.
Обсуждая ионную связь, мы указали на то, что переноса одного электрона с одного атома на другой не происходит, т.е. всегда в ионной химической связи есть доля ковалентной связи. Чем больше разница в величинах электроотрицательностей элементов, образующих связь, тем меньше доля ковалентной связи. Электроотрицательности элементов IA группы малы, поэтому можно считать, что во всех своих соединениях эти элементы присутствуют в виде однозарядных ионов. Естественно, что в многочисленных своих ионных соединениях щелочные металлы имеют только одну степень окисления (+I).
|
|
Щелочные металлы в водных растворах образуют соединения Ме1+ - О – Н, которые являются сильными хорошо растворимыми основаниями – щелочами. Это обусловлено малой величиной зарядов ионов (1+) и большой величиной их радиусов.
Фзико-химические свойства простых веществ
Литий, натрий,калий, рубидий, франций имеют серебристый металлический блеск, а цезий – золотисто-желтую окраску. Все щелочные металлы очень мягкие, легко режутся ножом (кроме лития), Rb, Cs, и Fr при обычной температуре растообразны.
На воздухе все щелочные металлы быстро покрываются тёмно-серым налётом из оксидов, только у Li появляется зеленовато-чёрная плёнка Li2N. Склонность к окислению возрастает от лития к Fr, причём Rb, Cs и Fr окисляются уже с воспламенением. Поэтому щелочные металлы хранят под слоем обезвоженного парафинового или вазелинового масла. Кислород окисляет все щелочные металлы, но если литий превращается только в Li2O, то остальные щелочные металлы превращаются в Ме2О2 или в МеО2:
4Li(тв) + О2(г) = 2Li2O(тв);
2Na(тв) + О2(г) = Na2O2 (ТВ) ;
К(ТВ) + О2(г) = КО2 (ТВ).
Щелочные металлы относятся к числу наиболее активных в химическом отношении элементов. Их высокая химическая активность объясняется небольшими значениями энергий ионизации, которая уменьшается от лития к францию. Восстановительная способность при этом возрастает. Щелочные металлы энергично взаимодействуют с большинством неметаллов, разлагают воду; на холоде бурно реагируют с разбавленными растворами кислот.
|
|
Водород окисляет щелочные металлы при нагревании с образованием гидридов МеН:
2Na + H2 = 2MeH.
Гидриды – бесцветные кристаллические вещества с ионной решеткой типа NaCl, анионом является Н‾. Гидриды ряда NaH – CsH подвергаются термической диссоциации не плавясь. Гидриды сильные восстановители: реагируют с кислотами, кислородом, водой. Например:
NaH + HCl = NaCl + H2↑,
2NaH + O2 = 2NaOH
NaH + H2O = NaOH + H2↑.
Энергично щелочные металлы реагируют с галогенами, особенно с хлором и фтором, образуя галогениды МеГ:
2Na(ТВ) + F2(Г) = 2NaF(ТВ)
2К(т) + Cl2(г) = 2КCl(Т)
Щелочные металлы взаимодействуют при нагревании с серой, образуя сульфиды. Например:
2Li + S = Li2S
С азотом из щелочных металлов реагирует только литий:
6Li + N2 = 2Li3N.
С другими металлами щелочные металлы образуют сплавы и интерметаллиды.
Все щелочные металлы реагируют с водой, образуя гидроксиды МеОН:
2Ме(т) + 2Н2О(ж) = 2МеОН(ж) + Н2(Г)
Интенсивность взаимодействия с водой значительно увеличивается в подгруппе при переходе от Li к Сs. Причиной этого является снижение ТПЛ металлов, выделяющейся теплоты хватает на плавление металла, что увеличивает площадь соприкосновения металла с водой. Например, кусочки натрия под действием выделяющейся теплоты реакции расплавляются в шарики, которые начинают беспорядочно двигаться по поверхности воды вседствие выделения водорода. При этом на отдельных участках происходит самовоспламенение водорода или местные взрывы гремучего газа (характерные щелчки). При этом возможно разбрызгивание раствора щелочи (работать в очках!).
Оксиды.
Все оксиды, кроме Li2O, получают косвенным путём. Например:
Na2O2 + 2Na = 2Na2O;
2NaOH + 2Na = 2Na2O + H2.
Оксиды щелочных металлов – кристаллические вещества, очень реакционноспособные, с ярко выраженными основными свойствами, усиливающимися от Li к Cs. Оксиды энергично взаимодействуют с водой, образуя щелочи, например:
Na2O + H2O = 2NaOH.
Оксиды щелочных металлов взаимодействуют с амфотерными и кислотными оксидами, растворами кислот. При этом образуются соли, например:
Li2O + Al2O3 = 2LiAlO2 (сплавление)
K2O + CO2 = K2CO3 (t=4000C)
Na2O + 2HCl (разб.) = 2NaCl + H2O.