Щелочные металлы

Группа →	1
↓ Период
2	Шаблон:Элемент периодической системы
3	Шаблон:Элемент периодической системы
4	Шаблон:Элемент периодической системы
5	Шаблон:Элемент периодической системы
6	Шаблон:Элемент периодической системы
7	Шаблон:Элемент периодической системы

Щелочны́е мета́ллы — элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы I группы): литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr. Гипотетический 119-й элемент унуненний в случае своего открытия, согласно строению своей внешней электронной оболочки, также будет отнесён к щелочным металлам. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щелочами.

Общая характеристика щелочных металлов

В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns¹. Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — самый низкий) и электроотрицательности (ЭО). Как следствие, в большинстве соединений щелочные металлы присутствуют в виде однозарядных катионов. Однако существуют и соединения, где щелочные металлы представлены анионами (см. Алкалиды).

Некоторые атомные и физические свойства щелочных металлов

Атомный номер	Название, символ	Число природных изотопов	Атомная масса	Энергия ионизации, кДж·моль−1	Сродство к электрону, кДж·моль−1	ЭО	Шаблон:Math, кДж·моль−1	Металл. радиус, нм	Ионный радиус (КЧ 6), нм	Шаблон:Math, °C	Шаблон:Math, °C	Плотность, г/см³	Шаблон:Math, кДж·моль−1	Шаблон:Math, кДж·моль−1	Шаблон:Math, кДж·моль−1
3	Литий Li	2	6,941(2)	520,2	59,8	0,98	106,5	0,152	0,076	180,6	1342	0,534	2,93	148	162
11	Натрий Na	1	22,989768(6)	495,8	52,9	0,93	73,6	0,186	0,102	97,8	883	0,968	2,64	99	108
19	Калий К	2+1а	39,0983(1)	418,8	46,36	0,82	57,3	0,227	0,138	63,07	759	0,856	2,39	79	89,6
37	Рубидий Rb	1+1а	85,4687(3)	403,0	46,88	0,82	45,6	0,248	0,152	39,5	688	1,532	2,20	76	82
55	Цезий Cs	1	132,90543(5)	375,7	45,5	0,79	44,77	0,265	0,167	28,4	671	1,90	2,09	67	78,2
87	Франций Fr	2а	(223)	380	(44,0)	0,7	—	—	0,180	20	690	1,87	2	65	—

^а Радиоактивные изотопы: ⁴⁰K, Шаблон:Nobr; ⁸⁷Rb, Шаблон:Nobr; ²²³Fr, Шаблон:Nobr; ²²⁴Fr, Шаблон:Nobr.

Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней.

• 
  Литий
• 
  Натрий
• 
  Калий
• 
  Рубидий
• 
  Цезий

Многие минералы содержат в своём составе щелочные металлы. Например, ортоклаз, или полевой шпат, состоит из алюмосиликата калия K₂[Al₂Si₆O₁₆], аналогичный минерал, содержащий натрий — альбит — имеет состав Na₂[Al₂Si₆O₁₆]. В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве — соли калия — сильвин KCl, сильвинит Шаблон:Nobr, карналлит Шаблон:Nobr, полигалит K₂SO₄·MgSO₄·CaSO₄·2H₂O.

Химические свойства щелочных металлов

Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li) их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.

Взаимодействие с водой

Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий:

$\mathrm{𝟤}𝖫𝗂\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}𝖫𝗂𝖮𝖧\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\uparrow }$

При проведении аналогичной 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.

Взаимодействие с кислородом

Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.

• Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:

$\mathrm{𝟦}𝖫𝗂\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

• При горении натрия в основном образуется пероксид Na₂O₂ с небольшой примесью надпероксида NaO₂:

$\mathrm{𝟤}𝖭𝖺\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{⟶}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

• В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:

$𝖪\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{⟶}𝖪{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

$𝖱𝖻\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{⟶}𝖱𝖻{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

$𝖢𝗌\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{⟶}𝖢𝗌{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:

$\mathrm{𝟤}𝖭𝖺\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖭𝖺𝖮𝖧\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\uparrow }$

$\mathrm{𝟤}𝖭𝖺\mathsf{+}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

$\mathrm{𝟥}𝖪\mathsf{+}𝖪{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}{𝖪}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион Шаблон:Nobr и надпероксид-ион Шаблон:Nobr.

Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО₃. Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой увеличивается в ряду от Li до Cs:

Формула кислородного соединения	Цвет
Li2O	Белый
Na2O	Белый
K2O	Желтоватый
Rb2O	Жёлтый
Cs2O	Оранжевый
Na2O2	Светло- жёлтый
KO2	Оранжевый
RbO2	Тёмно- коричневый
CsO2	Жёлтый

Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

$𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}𝖫𝗂𝖮𝖧$

${𝖪}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{⟶}{𝖪}_{\mathrm{𝟤}}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}$

$𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖧𝖭{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}𝖭𝖺𝖭{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:

$𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖭𝖺𝖨\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{⟶}{𝖨}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

$𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}𝖭𝖺𝖮𝖧\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}$

$\mathrm{𝟤}𝖪{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}𝖪𝖮𝖧\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\uparrow }$

Взаимодействие с другими веществами

Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованием гидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов и силицидов:

$\mathrm{𝟤}𝖭𝖺\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}𝖭𝖺𝖧$

$\mathrm{𝟤}𝖭𝖺\mathsf{+}𝖢{𝗅}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}𝖭𝖺𝖢𝗅$

$\mathrm{𝟤}𝖪\mathsf{+}𝖲\mathsf{⟶}{𝖪}_{\mathrm{𝟤}}𝖲$

$\mathrm{𝟨}𝖫𝗂\mathsf{+}{𝖭}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟥}}𝖭$

$\mathrm{𝟤}𝖫𝗂\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖢\mathsf{⟶}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}{𝖢}_{\mathrm{𝟤}}$

При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды. Активно (со взрывом) щелочные металлы реагируют с кислотами.

Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных — аминах и амидах:

$\mathrm{𝟤}𝖭𝖺\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖭{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}𝖭𝖺𝖭{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\uparrow }$

При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиеся амиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака:

$𝖪𝖭{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{⟶}𝖪𝖮𝖧\mathsf{+}𝖭{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\uparrow }$

Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей):

$\mathrm{𝟤}𝖭𝖺\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖢{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}𝖢{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮𝖧\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}𝖢{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}𝖢{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮𝖭𝖺\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\uparrow }$

$\mathrm{𝟤}𝖭𝖺\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖢{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}𝖢𝖮𝖮𝖧\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}𝖢{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}𝖢𝖮𝖮𝖭𝖺\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\uparrow }$

Качественное определение щелочных металлов

Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет:

Окраска пламени щелочными металлами
и их соединениями

Щелочной металл	Цвет пламени
Li	Карминно-красный
Na	Жёлтый
K	Фиолетовый
Rb	Буро-красный
Cs	Фиолетово-красный

Получение щелочных металлов

Электролиз расплавов галогенидов

Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:

$\mathrm{𝟤}𝖫𝗂𝖢𝗅\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}𝖫𝗂\mathsf{+}𝖢{𝗅}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\uparrow }$

катод: $𝖫{𝗂}^{\mathsf{+}}+e⟶𝖫𝗂$

анод: $\mathrm{𝟤}𝖢{𝗅}^{\mathsf{-}}-2e⟶𝖢{𝗅}_{\mathrm{𝟤}}\uparrow$

Электролиз расплавов гидроксидов

Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:

$\mathrm{𝟦}𝖭𝖺𝖮𝖧\mathsf{⟶}\mathrm{𝟦}𝖭𝖺\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\uparrow }$

катод: $𝖭{𝖺}^{\mathsf{+}}+e⟶𝖭𝖺$

анод: $\mathrm{𝟦}𝖮{𝖧}^{\mathsf{-}}-4e⟶\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\uparrow$

Восстановление из галогенидов

Щелочной металл может быть восстановлен из соответствующего хлорида или бромида кальцием, магнием, кремнием и др. восстановителями при нагревании под вакуумом до 600—900 °C:

$\mathrm{𝟤}𝖬𝖢𝗅\mathsf{+}𝖢𝖺\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}𝖬\mathsf{\uparrow }\mathsf{+}𝖢𝖺𝖢{𝗅}_{\mathrm{𝟤}}$

Чтобы реакция пошла в нужную сторону, образующийся свободный щелочной металл (M) должен удаляться путём отгонки. Аналогично возможно восстановление цирконием из хромата.

Поскольку щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений находятся левее водорода, то электролитическое получение их из водных растворов солей невозможно; в этом случае образуются соответствующие щёлочи и водород.

Соединения щелочных металлов

Гидроксиды

Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрия электролизом концентрированного водного раствора поваренной соли:

$\mathrm{𝟤}𝖭𝖺𝖢𝗅\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{⟶}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\uparrow }\mathsf{+}𝖢{𝗅}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\uparrow }\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖭𝖺𝖮𝖧$

катод: $2{𝖧}^{\mathsf{+}}+2e⟶{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}\uparrow$

анод: $2𝖢{𝗅}^{\mathsf{-}}-2e⟶𝖢{𝗅}_{\mathrm{𝟤}}\uparrow$

Прежде щёлочь получали реакцией обмена:

$𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}𝖢𝖺\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{⟶}𝖢𝖺𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\downarrow }\mathsf{+}\mathrm{𝟤}𝖭𝖺𝖮𝖧$

Получаемая таким способом щёлочь была сильно загрязнена содой Na₂CO₃.

Гидроксиды щелочных металлов — белые гигроскопичные вещества, водные растворы которых являются сильными основаниями. Они участвуют во всех реакциях, характерных для оснований — реагируют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:

$\mathrm{𝟤}𝖫𝗂𝖮𝖧\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{⟶}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖲{𝖮}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

$\mathrm{𝟤}𝖪𝖮𝖧\mathsf{+}𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{⟶}{𝖪}_{\mathrm{𝟤}}𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

$𝖪𝖮𝖧\mathsf{+}𝖠𝗅\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{⟶}𝖪\mathsf{[}𝖠𝗅\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟦}}\mathsf{]}$

Гидроксиды щелочных металлов при нагревании возгоняются без разложения, за исключением гидроксида лития, который так же, как гидроксиды металлов главной подгруппы II группы, при прокаливании разлагается на оксид и воду:

$\mathrm{𝟤}𝖫𝗂𝖮𝖧\mathsf{⟶}𝖫{𝗂}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

Гидроксид натрия используется для изготовления мыла, синтетических моющих средств, искусственного волокна, органических соединений, например фенола.

Соли

Важным продуктом, содержащим щелочной металл, является сода Na₂CO₃. Основное количество соды во всём мире производят по методу Сольве, предложенному ещё в начале XX века. Суть метода состоит в следующем: водный раствор NaCl, к которому добавлен аммиак, насыщают углекислым газом при температуре 26—30 °C. При этом образуется малорастворимый гидрокарбонат натрия, называемый питьевой содой:

$𝖭𝖺𝖢𝗅\mathsf{+}𝖭{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮\mathsf{⟶}𝖭𝖺𝖧𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\downarrow }\mathsf{+}𝖭{𝖧}_{\mathrm{𝟦}}𝖢𝗅$

Аммиак добавляют для нейтрализации кислотной среды, возникающей при пропускании углекислого газа в раствор, и получения гидрокарбонат-иона HCO₃⁻, необходимого для осаждения гидрокарбоната натрия. После отделения питьевой соды раствор, содержащий хлорид аммония, нагревают с известью и выделяют аммиак, который возвращают в реакционную зону:

$\mathrm{𝟤}𝖭{𝖧}_{\mathrm{𝟦}}𝖢𝗅\mathsf{+}𝖢𝖺\mathsf{(}𝖮𝖧{\mathsf{)}}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{⟶}\mathrm{𝟤}𝖭{𝖧}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{\uparrow }\mathsf{+}𝖢𝖺𝖢{𝗅}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{+}\mathrm{𝟤}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

Таким образом, при аммиачном способе получения соды единственным отходом является хлорид кальция, остающийся в растворе и имеющий ограниченное применение.

При прокаливании гидрокарбоната натрия получается кальцинированная, или стиральная, сода Na₂CO₃ и диоксид углерода, используемый в процессе получения гидрокарбоната натрия:

$\mathrm{𝟤}𝖭𝖺𝖧𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{⟶}𝖭{𝖺}_{\mathrm{𝟤}}𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{\uparrow }\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

Основной потребитель соды — стекольная промышленность.

В отличие от малорастворимой кислой соли NaHCO₃, гидрокарбонат калия KHCO₃ хорошо растворим в воде, поэтому карбонат калия, или поташ, K₂CO₃ получают действием углекислого газа на раствор гидроксида калия:

$\mathrm{𝟤}𝖪𝖮𝖧\mathsf{+}𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟤}}\mathsf{⟶}{𝖪}_{\mathrm{𝟤}}𝖢{𝖮}_{\mathrm{𝟥}}\mathsf{+}{𝖧}_{\mathrm{𝟤}}𝖮$

Поташ используют в производстве стекла и жидкого мыла.

Литий — единственный щелочной металл, для которого не получен гидрокарбонат. Причина этого явления в очень маленьком радиусе иона лития, который не позволяет ему удерживать довольно крупный ион HCOШаблон:Sub sup.

Безопасность

Все щелочные металлы проявляют высокую активность при взаимодействии с водой, кислородом, галогенами и другими соединениями. Особенно опасны взаимодействия с водой, так как продуктами реакций являются едкие щёлочи, а также происходит огромное выделение энергии, сопровождаемое огненной вспышкой (в случае с калием) или взрывом (в случае с рубидием или цезием). Поэтому необходимо соблюдать правила безопасности при работе с ними. Работа должна проводиться исключительно в перчатках из латекса, также необходимо надевать защитные очки. В экспериментах используют только небольшие количества, манипуляции с которыми производят при помощи щипцов; в случае непрореагировавших остатков щелочных металлов (например, натрия или калия), применяют утилизацию в обезвоженном спирте. Рубидий и цезий ввиду чрезвычайно высокой химической активности (взрывоопасные) практически не применяют в опытах. Хранят щелочные металлы под слоем керосина в герметически закрытых сосудах. Нельзя тушить щелочные металлы водой, поскольку реакция сопровождается взрывом. Остатки щелочных металлов ликвидируют этиловым спиртом.

Литература

• Шаблон:Книга
• Шаблон:Книга
• Шаблон:Книга
• Шаблон:Книга
• Шаблон:Книга
• Шаблон:Книга
• Шаблон:Книга
• Шаблон:Книга
• Врублевский А.И. Основы химии

См. также

• Щелочноземельные металлы

Ссылки

• Взаимодействие щелочных металлов с водой
• Щелочные металлы, видео