Какой из элементов литий или калий обладает более выраженными металлическими свойствами
Максим Бедер
21 мая · 664
Невское Оборудование поставщик металлообрабатывающего оборудования и станков · spbstanki.ru
Оба металла: калий и натрий относятся к щелочным активным металлам. Активность металлов заключается в ярко выраженных металлических свойствах, а именно взаимодействии с неметаллами, и другими веществами (например водой), в результате таких химических реакций металлы являются донорами, т.е. активно «отдают» электроны. Для проверки активности двух металлов можно провести химическую реакцию на взаимодействие с водой, при этом образуются оксиды соответствующих металлов и выделяется водород. При проведении этой реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет, т.е. выделяется больше водорода, это косвенное свидетельство его большей активности в сравнении с натрием. Калий наиболее активный металл, т.к. есть правило: «активность Ме повышается в главных подгруппах сверху вниз»
Какой частице соответствует электронная конфигурация 1s22s22p63s23p6?
Этот атом имеет полностью заполненные 1s, 2s, 2p, 3s и 3p орбитали. То есть полностью заполнены 1 и 2 электронные оболочки. Третья оболочка заполнена частично (3d орбиталь свободна), но при этом нет свободных электронов или вакантных мест. Из чего можно сделать вывод элемент скорее всего инертен (не склонен к химических взаимодействиям).
В сумме у атома 18 электронов. Поскольку число электронов равно числу протонов в атоме, то атомному числу 18 соответствует инертный газ аргон (Ar).
Однако, такой же конфигурацией может обладать металл, лишившийся непарного электрона — ион калия K+.
Прочитать ещё 1 ответ
Какой из вариантов гибели человеческой жизни на Земле наиболее вероятен?
Термоядерный коллапс, конечно же. Боевые дежурства ракетных войск стратегического назначения никто не отменял. А в ситуации, когда вся власть в одной из супердержав сосредоточена в одних руках, и этот человек может страдать паранойей или другими психическими заболеваниями, о которых никто из приближённых не рискнёт ему сказать – худший из сценариев не просто возможен, он вполне реален.
Прочитать ещё 14 ответов
В чем разница между кислотами и щелочами, если они оба содержат и кислород, и водород? Про цвет в индикаторах ответ НЕ устроит?
Во первых вопрос немного некорректен, как и теги вопроса, ибо бывают кислоты, а бывают карбоновые кислоты. Если мы говорим о кислотах неорганической химии, то они имеют строение Hx(Ac), где H – водород, x – количество атомов водорода (Ac) – кислотный остаток (Пример: HCl, H2SO4, HNO3, HBr и т.д.). Если мы говорим о карбоновых кислотах, что является органической химией, то они имеют строение R-COOH, где R – радикал (радикал это какой-либо гомолог), а -COOH – карбоксильная группа (Пример: CH3-COOH – уксусная кислота).
Щелочи-же это хорошо растворимые в воде основания. (Пример: NaOH, LiOH и т.д.). Основания имеют строение Me(OH)y, где y – число гидроксидных групп ( -OH), равное валентности металла “Me”.
Кислотами принято называть вещества, способные отдавать протоны (ионы водорода), а основаниями — вещества, способные принимать протоны. И карбоновые кислоты и кислоты реагируют с щелочами.
Советую посмотреть параграф 2.1 для более ясного ознакомления с этой темой. По карбоновым кислотам, если будет интерес, думаю сам сможешь найти нужный параграф.
https://www.explodder.info/book/chem/Химия%20-%20Пособие-репетитор%20(ред%20Егорова%202003).pdf
Ну еще можешь чекнуть вот это:
https://www.chem.msu.su/rus/teaching/kolman/36.htm
Прочитать ещё 3 ответа
Чем атом кальция отличается от иона кальция?
НЛО прилетело и опубликовало эту запись здесь.
Тем же, чем любой атом отличается от соответствующего иона, — зарядом.) И количеством электронов на внешней орбите, что в общем взаимосвязанные вещи. У атома заряд всегда нулевой, если не нулевой — это уже ион. Например, у иона кальция заряд +2, потому что два его электрона со внешней орбиты переходят к неметаллу, с которым он образует соединение. Атом неметалла при этом становится ионом с отрицательным зарядом.
Источник
Максим Бедер
21 мая · 664
Невское Оборудование поставщик металлообрабатывающего оборудования и станков · spbstanki.ru
Оба металла: калий и натрий относятся к щелочным активным металлам. Активность металлов заключается в ярко выраженных металлических свойствах, а именно взаимодействии с неметаллами, и другими веществами (например водой), в результате таких химических реакций металлы являются донорами, т.е. активно «отдают» электроны. Для проверки активности двух металлов можно провести химическую реакцию на взаимодействие с водой, при этом образуются оксиды соответствующих металлов и выделяется водород. При проведении этой реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет, т.е. выделяется больше водорода, это косвенное свидетельство его большей активности в сравнении с натрием. Калий наиболее активный металл, т.к. есть правило: «активность Ме повышается в главных подгруппах сверху вниз»
Какой частице соответствует электронная конфигурация 1s22s22p63s23p6?
Этот атом имеет полностью заполненные 1s, 2s, 2p, 3s и 3p орбитали. То есть полностью заполнены 1 и 2 электронные оболочки. Третья оболочка заполнена частично (3d орбиталь свободна), но при этом нет свободных электронов или вакантных мест. Из чего можно сделать вывод элемент скорее всего инертен (не склонен к химических взаимодействиям).
В сумме у атома 18 электронов. Поскольку число электронов равно числу протонов в атоме, то атомному числу 18 соответствует инертный газ аргон (Ar).
Однако, такой же конфигурацией может обладать металл, лишившийся непарного электрона — ион калия K+.
Прочитать ещё 1 ответ
Вот есть молекула N2O, ковалентная полярная связь, кислород в ней заполняет все оболочки, а азот нет. Смысл азоту быть в этой молекуле?
Учёный по призванию и химик по образованию. Люблю помогать находить истину и…
На самом деле – заполняет. Просто Вы этого не видите из формулы в явном виде. В молекуле последовательность атомов N(-)=N(+)=O. Если посчитаете количество связей и учтете заряды, которые я проставил – получите положенные 8 электронов на внешнем уровне.
Такое строение крайне сильно влияет на свойства – если посмотрите, то можно написать резонансную форму с тройной связью между азотами и минусом при кислороде. Такая молекула уж очень просится отщепить N2 – и действительно, закись азота – хороший источник кислорода для горения, да и без топлива при нагреве разлагается на N2 и O2.
Чем атом кальция отличается от иона кальция?
НЛО прилетело и опубликовало эту запись здесь.
Тем же, чем любой атом отличается от соответствующего иона, — зарядом.) И количеством электронов на внешней орбите, что в общем взаимосвязанные вещи. У атома заряд всегда нулевой, если не нулевой — это уже ион. Например, у иона кальция заряд +2, потому что два его электрона со внешней орбиты переходят к неметаллу, с которым он образует соединение. Атом неметалла при этом становится ионом с отрицательным зарядом.
В чем разница между кислотами и щелочами, если они оба содержат и кислород, и водород? Про цвет в индикаторах ответ НЕ устроит?
Во первых вопрос немного некорректен, как и теги вопроса, ибо бывают кислоты, а бывают карбоновые кислоты. Если мы говорим о кислотах неорганической химии, то они имеют строение Hx(Ac), где H – водород, x – количество атомов водорода (Ac) – кислотный остаток (Пример: HCl, H2SO4, HNO3, HBr и т.д.). Если мы говорим о карбоновых кислотах, что является органической химией, то они имеют строение R-COOH, где R – радикал (радикал это какой-либо гомолог), а -COOH – карбоксильная группа (Пример: CH3-COOH – уксусная кислота).
Щелочи-же это хорошо растворимые в воде основания. (Пример: NaOH, LiOH и т.д.). Основания имеют строение Me(OH)y, где y – число гидроксидных групп ( -OH), равное валентности металла “Me”.
Кислотами принято называть вещества, способные отдавать протоны (ионы водорода), а основаниями — вещества, способные принимать протоны. И карбоновые кислоты и кислоты реагируют с щелочами.
Советую посмотреть параграф 2.1 для более ясного ознакомления с этой темой. По карбоновым кислотам, если будет интерес, думаю сам сможешь найти нужный параграф.
https://www.explodder.info/book/chem/Химия%20-%20Пособие-репетитор%20(ред%20Егорова%202003).pdf
Ну еще можешь чекнуть вот это:
https://www.chem.msu.su/rus/teaching/kolman/36.htm
Прочитать ещё 3 ответа
Источник
А) Характеристика фосфора.
1. Фосфор— элемент пятой группы и третьего периода, Z = 15,
Аr(Р) = 31.
Соответственно, атом фосфора содержит в ядре 15 протонов,
16 нейтронов и 15 электронов. Строение его электронной оболочки
можно отразить с помощью следующей схемы:
Атомы фосфора проявляют как окислительные свойства (принима-
ют недостающие для завершения внешнего уровня три электрона, получая при этом степень окисления -3, например, в соединениях с менее электроотрицательными элементами— металлами, водородом и т.п.) так и восстановительные свойства (отдают 3 или 5 электронов более электроотрицательным элементам — кислороду, галогенам и т.п., приобретая при этом степени окисления +3 и +5.)
Фосфор менее сильный окислитель, чем азот, но более сильный, чем мышьяк, что связано с ростом радиусов атомов от азота к мышьяку. По этой же причине восстановительные свойства, наоборот, усиливаются.
2. Фосфор — простое вещество, типичный неметалл. Фосфору свойственно явление аллотропии. Например, существуют аллотропные модификации фосфора такие, как белый, красный и черный фосфор, которые обладают разными химическими и физическими свойствами.
3. Неметаллические свойства фосфора выражены слабее, чем у азота, но сильнее, чем у мышьяка (соседние элементы в группе).
4. Неметаллические свойства фосфора выражены сильнее, чем у
кремния, но слабее, чем у серы (соседние элементы в периоде).
5. Высший оксид фосфора имеет формулу Р2O5. Это кислотный оксид.
Он проявляет все типичные свойства кислотных оксидов. Так, например, при взаимодействии его с водой получается фосфорная кислота.
Р2O5 + 3Н2O => 2Н3РO4.
При взаимодействии его с основными оксидами и основаниями он
дает соли.
Р2O5 + 3MgO = Mg3(PO4)2; Р2O5 + 6КОН = 2К3РO4+ 3Н2O.
6. Высший гидроксид фосфора— фосфорная кислота Н3РO4, рас-
твор которой проявляет все типичные свойства кислот: взаимодействие с основаниями и основными оксидами:
Н3РO4 + 3NaOH = Na3PO4 + 3Н2O. 2Н3РO4 + 3СаО = Са,(РO4)2↓ + 3Н2O.
7. Фосфор образует летучее соединение Н3Р — фосфин.
Б) Характеристика калия.
1. Калий имеет порядковый номер 19, Z = 19 и относительную атомную массу Аr(К) = 39. Соответственно заряд ядра его атома +19 (равен числу протонов). Следовательно, число нейтронов в ядре равно 20. Так как атом электронейтрален, то число электронов, содержащихся в атоме калия, тоже равно 19. Элемент калий находится в четвертом периоде периодической системы, значит, все электроны располагаются на четырех энергетических уровнях. Таким образом, строение атома калия записывается так:
Исходя из строения атома, можно предсказать степень окисления
калия в его соединениях. Так как в химических реакциях атом калия отдает один внешний электрон, проявляя восстановительные свойства, следовательно, он приобретает степень окисления +1.
Восстановительные свойства у калия выражены сильнее, чем у на-
трия, но слабее, чем у рубидия, что связано с ростом радиусов от Na к Rb.
2. Калий— простое вещество, для него характерна металлическая
кристаллическая решетка и металлическая химическая связь, а отсюда — и все типичные для металлов свойства.
3. Металлические свойства у калия выражены сильнее, чем у на-
трия, но слабее, чем у рубидия, т.к. атом калия легче отдает электрон, чем атом натрия, но труднее, чем атом рубидия.
4. Металлические свойства у калия выражены сильнее, чем у кальция, т.к. один электрон атома калия легче оторвать, чем два электрона
атома кальция.
5. Оксид калия К2O является основным оксидом и проявляет все типичные свойства основных оксидов. Взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами.
К2O + 2НСl = 2КСl +Н2O; К2O + SO3 = K2SO4.
6. В качестве гидроксида калию соответствует основание (щелочь) КОН, которое проявляет все характерные свойства оснований: взаимодействие с кислотами и кислотными оксидами.
KOH+HNO3 = KNO3+H2O; 2KOH+N2O5 = 2KNO3+H2O.
7. Летучего водородного соединения калий не образует, а образует гидрид калия КН.
Источник
История щелочных металлов
Важным химическим продуктом с глубокой древности являлась зола. Мылкий раствор, образующийся при кипячении золы с водой (щёлок), был первым моющим средством, созданным человеком. В Средние века люди научились выделять из золы соединения, которые и делали ее раствор мылким, — соду и поташ (карбонаты натрия и калия). Долгое время названия этих двух солей означали лишь разные виды золы: поташом или кали называли золу, остающуюся после сгорания древесины, соломы, камыша и папоротника (эта зола богата калийными солями), а содой или натроном – золу других травянистых растений, в которых преобладали соли натрия.
На Руси производство поташа существовало уже в XI в. Золу, образующуюся при сжигании соломы или древесины, обрабатывали водой, а полученный раствор после фильтрования выпаривали. Сухой остаток кроме карбоната калия содержал также и другие примеси в виде калийных солей.
В отличие от поташа, сода встречается в природе, например в водах натронных озёр в Египте. Природную соду древние египтяне использовали для бальзамирования, отбеливания холста, при изготовлении красящих веществ и при варке пищи. Плиний Старший писал, что в дельте Нила соду выделяли из речной воды. Сода, получаемая из растительной золы, также содержала большое количество других солей. Она поступала в продажу в виде крупных кусков, из-за примеси угля окрашенных в серый или черный цвет.
Получение соды в дельте Нила. Из книги Г.Агриколы «О горном деле и металлургии»
Химическое различие между содой и поташом окончательно установил в 1758 г. немецкий химик А. С. Маргграф. А в 1807 г. Г. Дэви провёл электролиз расплавов щелочей – гидроксида натрия и гидроксида калия, выделив металлические натрий и калий.
В XIX в. были открыты литий, цезий и рубидий. Так, в 1860 – 1861 г. немецкие ученые Р. В. Бунзен и Г. Р. Кирхгоф, изучая с помощью спектрального анализа природные алюмосиликаты, обнаружили в них два новых элемента. По цвету наиболее сильных линий спектра один из них назвали рубидием (от лат. rubidus – «темно – красный»), а другой – цезием (от лат. caesius – «небесно-голубой»).
Щелочные металлы в природе
Вследствие очень легкой окисляемости щелочные металлы встречаются в природе исключительно в виде соединений. Натрий и калий принадлежат к распространенным элементам: содержание каждого из них в земной коре равно приблизительно 2%. Оба металла входят в состав различных минералов и горных пород силикатного типа. Хлорид натрия содержится в морской воде, а также образует мощные отложения каменной соли во многих местах земного шара. В верхних слоях этих отложений иногда содержатся довольно значительные количества калия, преимущественно в виде хлорида или двойных солей с натрием и магнием. Однако большие скопления солей калия, имеющие промышленное значение встречаются редко. Наиболее важными из них являются соликамские месторождения Пермского края, стассфуртские в Германии и эльзасские – во Франции. Залежи натриевой селитры находятся в Чили. В воде многих озер содержится сода. Наконец, огромные количества сульфата натрия находятся в заливе Кара-Богаз-Гол Каспийского моря, где эта соль и в зимние месяцы осаждается толстым слоем на дне.
Добыча соли
Среди соединений натрия важная роль принадлежит карбонату, или соде. Безводный средний карбонат натрия Na2CO3 называют кальцинированной содой, десятиводный кристаллогидрат Na2CO3∙10H2O – стиральной содой, а гидрокарбонат NaHCO3 – питьевой или пищевой содой.
Растворы среднего карбоната имеют сильнощелочную реакцию среды, их используют при стирке белья и при обработке шерсти. Кроме того, кальцинированная сода находит широкое применение в производстве мыла, стекла, сульфита натрия, органических красителей. Растворы гидрокарбоната имеют слабощелочную реакцию среды, поэтому питьевую соду используют в медицине, а также при приготовлении пищи.
Значительно меньше, чем натрий и калий, распространены литий, рубидий и цезий. Чаще других встречается литий, но содержащие его минералы редко образуют большие скопления. Рубидий и цезий содержатся в небольших количествах в некоторых литиевых минералах.
Все известные изотопы франция радиоактивны и быстро распадаются (период полураспада изотопа 223Fr составляет 21,8 мин.). Первым был открыт изотоп 223Fr французской исследовательницей М.Пере в 1939 г.В честь своей родины она назвала его францием. Он образуется при распаде актиния и в ничтожном количестве встречается в природе. В настоящее время небольшие количества франция получают искусственно.
Общие химические свойства щелочных металлов
Во внешнем электронном слое атомы щелочных металлов имеют по одному электрону. Во втором внешнем электронном слое у атома лития содержатся два электрона, а у атомов остальных щелочных металлов – по восемь электронов. Имея во внешнем электронном слое только по одному электрону, находящемуся на сравнительно большом удалении от ядра, атомы этих элементов довольно легко отдают этот электрон. Легкость отдачи внешних электронов характеризует рассматриваемые элементы как наиболее типичные представители металлов: металлические свойства выражены у щелочных металлов особенно резко.
- Взаимодействие щелочных металлов с неметаллами
а) взаимодействие с кислородом
Обратите внимание, что только литий окисляется кислородом до нормального оксида:
4Li + O2 = 2Li2O
Основным продуктом окисления натрия является пероксид:
2Na + O2 = Na2O2
а калий, рубидий и цезий сгорают в кислороде с образованием супероксидов (надпероксидов):
K + O2 = KO2
б) взаимодействие с галогенами (продукты взаимодействия галогениды):
2Na + Cl2 = 2NaCl
2K + Br2 = 2KBr
в) взаимодействие с серой и фосфором (продукты взаимодействия сульфиды и фосфиды):
2Na + S = Na2S 3K + P = K3P
2Li + S = Li2S
г) взаимодействие с водородом (продукты взаимодействия гидриды):
2K + H2 = 2KH
2Na+ H2 = 2NaH
Гидриды щелочных металлов разлагаются водой с образованием щелочи и свободного водорода:
NaH + H2O = NaOH + H2↑
KH + H2O = KOH + H2↑
д) взаимодействие с азотом и углеродом
Эти реакции наиболее характерны для лития, который с азотом взаимодействует даже при обычной температуре:
6Li + N2 = 2Li3N
2Li + 2C = Li2C2
- Взаимодействие щелочных металлов со сложными веществами
а) взаимодействие с водой
Возможность взаимодействия щелочных металлов с водой обусловлена тем, что они находятся в начале ряда напряжений металлов, т.е. обладают очень высокой восстановительной активностью и могут окисляться даже ионами водорода из воды.
Взаимодействие натрия с водой
В результате реакций образуются растворы щелочей и выделяется водород, который иногда самовоспламеняется:
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2↑
2K + 2H2O = 2KOH + H2↑
б) взаимодействие с разбавленными кислотами
2Na + 2HCl = 2NaCl + H2↑
Концентрированную серную кислоту щелочные металлы восстанавливают до сероводорода:
8Na + 5H2SO4 = 4Na2SO4 + H2S↑ + 4H2O
Соли щелочных металлов окрашивают пламя горелки в различные цвета:
Li+ — красно-коричневый
Na+ — желтый
K+ — фиолетовый
Rb+ — красный
Cs+ — фиолетовый
Это свойство используется для качественного анализа, т.е. для обнаружения этих катионов.
Цвет пламени ионов щелочных металлов
Получение и применение щелочных металлов
В промышленности натрий получают электролизом расплава смеси хлоридов натрия и кальция (она плавится при более низкой температуре, чем чистый хлорид натрия). Интересно, что первым из расплава выделяется не кальций, а более активный натрий, так как ион Na+ в расплаве легче, чем Са2+, принимает электроны. Процесс проводят в стальных электролизёрах при 580 ̊ С. Образующийся жидкий натрий всплывает на поверхность расплава и собирается в специальный приёмник.
Схема электролиза для получения натрия
Ежегодно в мире производится около 200 тыс. тонн металлического натрия, который применяется на атомных электростанциях и в авиадвигателях в качестве теплоносителя, в металлургии – как восстановитель, в лабораторной практике – для абсолютирования (обезвоживания) растворителей.
Литий, как и натрий получают электролизом расплавов, а остальные щелочные металлы вытесняют из расплавленных солей металлическим натрием и кальцием. Например, натрий при 850 ̊ С легко вытесняет более активный калий из расплава его хлорида: KCl + Na → NaCl + K↑
Это объясняется тем, что калий (tкип = 762 ̊ С), более летучий, чем натрий (tкип = 883 ̊ С), испаряется, и в соответствии с принципом Ле-Шателье равновесие реакции смещается вправо. Аналогично из хлорида цезия можно получить цезий: Ca + 2CsCl = 2Cs↑ + CaCl2
Натрий (Natrium)
Натрий
Натрий представляет собой серебристо-белый металл. Он настолько мягок, что легко режется ножом. Вследствие легкой окисляемости на воздухе его хранят под слоем керосина.
В организме человека натрий в виде его растворимых солей, содержится в основном во внеклеточных жидкостях – плазме крови, лимфе, пищеварительных соках. Осмотическое давление плазмы крови поддерживается на необходимом уровне прежде всего за счет хлорида натрия.
Значительная потеря ионов натрия (они выводятся из организма с мочой и потом) неблагоприятно сказываются на здоровье человека. Поэтому врачи рекомендуют людям есть больше соленого. Однако и избыточное содержание их в пище вызывает негативную реакцию организма, например повышение артериального давления.
Едкие щелочи (NaOH и KOH)
Гидроксиды щелочных металлов называют едкими щелочами. Они представляют собой белые кристаллические вещества, устойчивые к нагреванию, хорошо растворимые в воде (за исключением LiOH), а также в спирте.
Гидроксид калия
Гидроксид натрия – его называют также едким натром или каустической содой (от греч. «каустикос» — «жгучий», «едкий») – впервые был обнаружен в соде в 1736 г. французским химиком Анри Луи Дюамелем Дю Монсо. Это вещество образуется при гидролизе соды: Na2CO3 + H2O ⇄ NaHCO3 + NaOH. В XVIII в. едкий натр получали, действуя на сульфат натрия оксидом свинца (II): Na2SO4 + PbO + H2O = PbSO4↓ + 2NaOH
Другим способом получения едкого натра служило взаимодействие соды с известью Ca(OH)2 (каустификация соды): Ca(OH)2 + Na2CO3 ⇄ CaCO3 + 2NaOH.
В наше время едкие щелочи получают электролизом растворов солей, например хлоридов. При этом наряду с щелочью образуются другие важные вещества – водород и хлор.
Гидроксиды натрия и калия применяют для очистки нефти и масел, в производстве бумаги, моющих средств, искусственных волокон. Благодаря способности активно поглощать влагу из воздуха (гигроскопичности) NaOH и KOH используются в лабораториях как осушители.
Перекись натрия (Na2O2)
Пероксид натрия
Перекись(или пероксид) натрия образуется при сжигании натрия на воздухе или в кислороде. В заводских условиях перекись натрия готовят нагреванием расплавленного натрия в токе воздуха, освобожденного от СО2. Получающийся продукт имеет слабо-желтоватую окраску, обусловленную примесью соединения NaO2, называемого надперекисью натрия.
Перекись натрия – очень сильный окислитель. Многие органические вещества при соприкосновении с ней воспламеняются.
При осторожном растворении перекиси натрия в холодной воде получается раствор, содержащий гидроксид натрия и перекись водорода. Если нагревать полученный раствор, то вследствие разложения перекиси водорода из него выделяется кислород.
При действии на перекись натрия разбавленных кислот также получается перекись водорода, например: Na2O2 + H2SO4 = H2O2 + Na2SO4
Перекись натрия применяется для отбелки тканей, шерсти, шелка и т.п. Важное значение имеет реакция взаимодействия перекиси натрия с углекислым газом:
2Na2O2 + 2CO2 = 2Na2CO3 + O2↑
На этой реакции основано применение перекиси натрия для регенерации воздуха в изолированных помещениях.
Оксид натрия (Na2O)
Он может быть получен при пропускании над натрием, нагретым не выше 180̊ С, умеренного количества кислорода или нагреванием перекиси натрия с металлическим натрием: Na2O2 + 2Na = 2Na2O
Оксид натрия бурно реагирует с водой с образованием гидроксида натрия и выделением большого количества теплоты:
Na2O + H2O = 2NaOH
Калий (Kalium)
Калий
По внешнему виду, а также по физическим и химическим свойствам калий очень похож на натрий, но обладает еще большей активностью. Подобно натрию, он имеет серебристо- белый цвет, быстро окисляется на воздухе и бурно реагирует с водой с выделением водорода.
Соли калия очень сходны с солями натрия, но обычно выделяются из растворов без кристаллизационной воды.
Калий принадлежит к числу элементов, необходимых в значительном количестве для питания растений. Хотя в почве находится довольно много солей калия, но и уносится его с некоторыми культурными растениями также очень много. Особенно много калия уносят лен и табак.
Калий отлагается в растениях главным образом в стеблях, поэтому удобрение земли навозом, содержащим солому, отчасти пополняет убыль калия. Но так как стебли перечисленных выше растений используются для промышленных целей, то в конце концов большая часть калия уходит из почвы, и для пополнения его убыли необходимо вносить калийные удобрения.
Источником получения калийных удобрений служат естественные отложения калийных солей. В России такие отложения находятся в районе Соликамска. Пласты соли состоящие главным образом из минералов карналлита KCl∙MgCl2∙6H2O и сильвинита KCl∙NaCl, залегают на большой площади между верховьями Камы и предгорьями Урала.
Соликамская шахта по добыче соли
Как и натрий, калий содержится во всех тканях организма человека. Но, в отличие от натрия, калий в преобладающем количестве находится внутри клеток. Ион калия играет важную роль в некоторых физиологических и биохимических процессах. Определенная концентрация калия в крови необходима для нормальной работы сердца. В организм калий поступает главным образом с растительной пищей; суточная потребность человека в нем составляет 2-3 г.
Литий (Lithium)
В 1817 г. в природных силикатах ученик Й.Я.Берцелиуса шведский химик Август Арфведсон обнаружил новый элемент, который назвал литием (от греч. «литос» — «камень»). В 1818 г. Г.Дэви получил литий в свободном виде электролизом расплава гидроксида.
В свободном состоянии литий – серебристо-белый металл, мягкий, хотя и жёстче остальных щелочных металлов, а также не такой легкоплавкий (tпл = 181̊ С). Литий настолько лёгок, что не тонет даже в керосине.
Литий
По сравнению с другими щелочными металлами литий обладает рядом особенностей. Так, при сгорании на воздухе он дает оксид Li2O, напрямую взаимодействует с азотом, образуя нитрид Li3N, и с углеродом, образуя карбид Li2C2. Некоторые соли лития (карбонат, фторид) малорастворимы в воде, а карбонат и гидроксид лития разлагаются при сильном нагреве с образованием оксида. Все эти свойства говорят о том, что химия лития близка химии магния.
Источник