В силу этих причин как твердые щелочи, так и их растворы следует хранить в плотно закрытой посуде.
Наибольшее применение находит NaOH – едкий натр, который в громадных количествах получают в промышленности электролизом раствора хлорида натрия. Он широко применяется при производстве целлюлозы, искусственного шелка, при рафинировании жидких растительных масел и нефти, в мыловаренной промышленности, при синтезе красителей и в других химических производствах.
Растворы щелочных металлов
При обсуждении свойств типичных металлов – галогенов, серы, фосфора – неоднократно упоминалась их способность растворяться в некоторых растворителях, из которых затем они могут быть выведены в неизменном виде. Такими растворителями для неметаллов являются малополярные вещества вроде CS2, CCl4 или бензола. По мере перехода от молекулярных кристаллов к атомным и металлическим способность растворяться без химических реакций постепенно уменьшается, и простые вещества элементов IV и III группы переходят в раствор только в результате химического превращения.
В случае щелочных металлов связи в металлических кристаллах, осуществляемые единственным валентным электроном, настолько слабы, что появляется возможность их разрушения в результате молекулярных, а не химических, в полном смысле этого слова, взаимодействий.
Так, в отсутствие следов железа все щелочные металлы достаточно хорошо растворимы в жидком аммиаке. При этом образуются голубые или синие растворы, из которых металлы могут быть выведены в неизменном виде после испарения аммиака. Подобным же образом натрий и другие металлы могут быть растворены в некоторых органических растворителях – аминах и эфирах. Все эти растворы обладают хорошей электропроводимостью, что говорит о ионной природе растворенных частиц. Различными методами доказано, что во всех случаях имеет место равновесие:
M (кр) - M (p-p) - M+ (p-p) + e- (p-p)
Как катион металла, так и электрон сильно сольватируются молекулами растворителя; например, в аммиаке образуются ионы Na(NH3)4+, и это приводит к общему выигрышу энергии при растворении.
Очевидно, что сольватированные электроны в заметных количествах не могут существовать в растворах, содержащих протоны, так как непременно должна идти реакция
H+ (p-p) + e- (p-p) = 1/2H2
или, иначе, обмен электроном между атомом металла и протоном:
M (кр) + H+ (p-p) = M+ (p-p) + 1/2H2
В водных растворах этот процесс количественно характеризуется стандартным восстановительным потенциалом. Для щелочных металлов E°k практически одинаковы и равны –2,9В. Такие большие отрицательные значения E° говорят о том, что ни при каких условиях щелочные металлы не могут существовать с водой и любыми водными растворами, а значит, не могут быть восстановлены из водного раствора.
Действительно, все щелочные металлы энергично, во многих случаях со взрывом, реагируют с водой и растворами кислот. Со щелочными растворами, в которых концентрация протонов мала, реакции идут более спокойно. Натрий, брошенный на поверхность воды, немедленно плавится за счет теплоты реакции, а иногда поджигает выделяющийся водород:
Na (кр) + H2O (ж) = NaOH (p-p) + 1/2H2
Калий всегда реагирует с водой со вспышкой или со взрывом.
Соли щелочных металлов
Во всех своих соединениях щелочные металлы существуют в виде однозарядных катионов. Это относиться как к бинарным соединениям – галогенидам, халькогенидам, нитридам, карбидам, так и к солям со сложными многоатомными анионами.
Электростатические взаимодействия в ионных кристаллических решетках, содержащих однозарядные катионы, не очень велики, и энергии гидратации ионов оказываются вполне соизмеримы с ними. Поэтому, за редкими исключениями, соли щелочных металлов хорошо растворяются в воде. Хуже других растворимы фториды, карбонат и фосфат лития и перхлораты калия, рубидия и цезия.
При сильном нагревании солей, особенно при внесении их в пламя горящего водорода или бытового газа, происходит ряд процессов приводящих к появлению характерной окраски пламени.
Соли щелочных металлов находят самое широкое применение как в лабораторной практике, так и в различных областях промышленности и медицины.
Особенно широко используются карбонат и гидрокарбонат натрия, известные под общим названием сода. В технике и в быту различают кристаллическую соду Na2CO3×10H2O, кальцинированную соду – безводный карбонат Na2CO3 и питьевую соду – NaHCO3. Кроме того, следует упомянуть, что термин каустическая сода или каустик используется в технике для обозначения NaOH.
Основные потребители соды – стекольное, мыловаренное, бумажное, текстильное производство. Сода служит исходным продуктом для получения других солей натрия. Питьевая сода широко применяется в медицине. В лабораторной практике сода используется для нейтрализации кислот при несчастных случаях.
Приложение I
Таблица 1-1. Физико-химические свойства щелочных металлов
| Величина | Li | Na | K | Rb | Cs |
| Энергия ионизации атомов I1, Эв (кДж/моль) | 5,4 (520) | 5,1 (492) | 4,3 (415) | 4,2 (405) | 3,9 (386) |
| Сродство атомов к электрону, Эв (кДж/моль) | 0,6 (57) | 0,3 (29) | 0,5 (48) | 0,4 (39) | 0,4 (39) |
| Электроотрицательность | 1,0 | 1,0 | 0,9 | 0.9 | 0,9 |
| Орбитальный радиус атома, нм | 0,159 | 0,171 | 0,216 | 0,229 | 0,252 |
| Энтальпия атомизации, кДж/моль | 159 | 107 | 89 | 81 | 77 |
| Температура плавления, °C | 180 | 98 | 64 | 39 | 29 |
| Температура кипения, °C | 1340 | 886 | 761 | 690 | 672 |
Таблица 1-2. Основные сведения о щелочных металлах
| Величина | 3Li | 11Na | 19Ka | 37Rb | 55Cs | 87Fr |
| Атомный вес | 6,94 | 22,99 | 39,1 | 85,47 | 132,9 | [223] |
| Валентные электроны | (2) 2s1 | (8) 3s1 | (8) 4s1 | (8) 5s1 | (8) 6s1 | (8) 7s1 |
| Металлический радиус Атома, А | 1,55 | 1,89 | 2,36 | 2,48 | 2,68 | 2,80 |
| Радиус иона Э+, А | 0,68 | 0,98 | 1,33 | 1,49 | 1,65 | 1,75 |
| Энергия ионизации, Эв Э° ® Э+ | 5,39 | 5,14 | 4,43 | 4,176 | 3,89 | 3,98 |
| Содержание в земной коре, ат. % | 0,02 | 2,0 | 1,1 | 4×10-3 | 9×10-5 | ¾ |
| Природные изотопы | 7Li 92,7% | 23Na 100% | 39Ka 93,1% | 85Rb 72,15% | 183Cs 100% | ¾ |
Таблица 1-3. Основные физические константы щелочных металлов
| Величина | Li | Na | K | Rb | Cs |
| Плотность, г/см3 | 0,53 | 0,97 | 0,85 | 1,5 | 1,9 |
| Твердость (алмаз 10) | 0,6 | 0,4 | 0,5 | 0,3 | 0,2 |
| S°298, дж/г-ат×град | 28,1 | 51,2 | 64,2 | 76,2 | 84,3 |
| Теплоемкость (H2O 1) | 0,83 | 0,29 | 0,17 | 0,08 | 0,05 |
| Теплопроводность | 11 | 21 | 14 | 8 | 5 |
| DH°возг.298,кДж/г-ат | 159,3 | 92,0 | 90,4 | 82,1 | 78,2 |
| Т. пл., °C | 179 | 98 | 63 | 39 | 29 |
| Т. кип., °C | 1350 | 900 | 776 | 680 | 666 |
Список использованной литературы
1. Н. С. Ахметов «Неорганическая химия», Москва изд. Высшая школа 1975г.
2. В. В. Пасынков «Материалы электронной техники», Москва изд. Высшая школа 1980г.
3. Ю. В. Ходаков, В. Л. Василевский «Металлы», Москва изд. Просвещение 1966г.
4. А. В. Суворов, А. Б. Никольский «Общая химия», Санкт-Петербург изд. Химия 1995г.
5. С. И. Венецкий «Рассказы о металлах», Москва изд. Металлургия 1986г.