Sārmu metālu fizikālās īpašības tabula. Sārmu metālu savienojumi un to pielietojums

Sārmu metāli - parastais nosaukumsķīmisko elementu periodiskās sistēmas 1. grupas elementi. Tā sastāvs ir litijs (Li), nātrijs (Na), kālijs (K), rubīdijs (Rb), cēzijs (Cs), francijs (Fr) un hipotētiskais elements ununēns (Uue). Grupas nosaukums cēlies no šķīstošo nātrija un kālija hidroksīdu nosaukuma, kam ir sārmu reakcija un garša. Apsveriet elementu atomu struktūras vispārīgās iezīmes, īpašības, vienkāršu vielu ražošanu un izmantošanu.

Novecojusi un jauna grupu numerācija

Saskaņā ar novecojušo numerācijas sistēmu sārmu metāli, kas aizņem periodiskās tabulas kreiso vertikālo kolonnu, pieder pie I-A grupa. 1989. gadā Starptautiskā ķīmisko vielu savienība (IUPAC) kā galveno ierosināja citu iespēju (ilgtermiņa periodu). Sārmu metāli saskaņā ar jauno klasifikāciju un nepārtraukto numerāciju pieder pie 1. grupas. 2. perioda pārstāvis litijs atver šo komplektu, un 7. perioda radioaktīvais elements francijs to pabeidz. Visiem 1. grupas metāliem atomu ārējā apvalkā ir viens s-elektrons, no kura tie viegli atsakās (atgūst).

Sārmu metālu atomu struktūra

1. grupas elementiem ir raksturīga otrā enerģijas līmeņa klātbūtne, kas atkārto iepriekšējās inertās gāzes struktūru. Litijam ir 2 elektroni uz priekšpēdējā slāņa, pārējiem ir 8 elektroni katrā. Ķīmiskās reakcijās atomi viegli nodod ārēju s-elektronu, iegūstot enerģētiski labvēlīgu cēlgāzes konfigurāciju. Pirmās grupas elementiem ir mazas jonizācijas enerģijas un elektronegativitātes (EO) vērtības. Tie viegli veido atsevišķi lādētus pozitīvos jonus. Pārejot no litija uz franciju, palielinās protonu un elektronu skaits, atoma rādiuss. Rubidijs, cēzijs un francijs nodod ārējo elektronu vieglāk nekā elementi, kas ir pirms tiem grupā. Līdz ar to grupā no augšas uz leju atjaunojošā kapacitāte palielinās.

Sārmu metālu vieglā oksidējamība noved pie tā, ka 1. grupas elementi dabā pastāv atsevišķi lādētu katjonu savienojumu veidā. Saturs iekšā zemes garoza nātrijs - 2,0%, kālijs - 1,1%. Pārējie elementi tajā ir nelielos daudzumos, piemēram, francija rezerves - 340 g Nātrija hlorīds ir izšķīdināts jūras ūdens, sālsezeru un estuāru sālījums, veido akmens vai galda sāls nogulsnes. Kopā ar halītu rodas silvinīts NaCl. KCl un silvins KCl. Laukšpatu veido kālija aluminosilikāts K 2 . Nātrija karbonāts ir izšķīdis vairāku ezeru ūdenī, un elementa sulfāta rezerves ir koncentrētas Kaspijas jūras (Kara-Bogaz-Gol) ūdeņos. Čīlē ir nātrija nitrāta nogulsnes (Čīles salpetra). Dabā sastopamo litija savienojumu skaits ir ierobežots. Rubidijs un cēzijs kā piemaisījumi atrodami 1. grupas elementu savienojumos, bet francijs – urāna rūdu sastāvā.

Sārmu metālu atklāšanas secība

Britu ķīmiķis un fiziķis G. Deivijs 1807. gadā veica sārmu kausējumu elektrolīzi, pirmo reizi iegūstot nātriju un kāliju brīvā veidā. 1817. gadā zviedru zinātnieks Johans Arfvedsons atklāja minerālos elementu litijs, un 1825. gadā G. Deivijs izolēja tīro metālu. Pirmo reizi rubidiju 1861. gadā atklāja R. Bunsens un G. Kirhhofs. Vācu pētnieki analizēja alumīnija silikātu sastāvu un ieguva sarkanu līniju spektrā, kas atbilst jaunam elementam. 1939. gadā Parīzes Radioaktivitātes institūta darbiniece Margerita Pere konstatēja francija izotopa esamību. Viņa arī nosauca stihiju par godu savai dzimtenei. Ununennium (eka-francijs) ir jauna tipa atoma sākotnējais nosaukums ar sērijas numuru 119. Pagaidu lietots ķīmiskais simbols Uue. Pētnieki kopš 1985. gada ir mēģinājuši sintezēt jaunu elementu, kas būs pirmais 8. periodā, septītais 1. grupā.

Sārmu metālu fizikālās īpašības

Gandrīz visi sārmu metāli ir sudrabaini balti un svaigi griezti tiem ir metālisks spīdums (cēzijs ir zeltaini dzeltens). Gaisā spīdums izzūd, parādās pelēka plēve, uz litija tā ir zaļgani melna. Šim metālam ir visaugstākā cietība starp tā kaimiņiem grupā, taču tas ir zemāks par talku, mīkstāko minerālu, kas atver Mosa skalu. Nātrijs un kālijs ir viegli saliekti, tos var sagriezt. Rubidijs, cēzijs un francijs tīrā veidā veido pastveida masu. Sārmu metālu kušana notiek salīdzinoši zemā temperatūrā. Litijam tas sasniedz 180,54 °C. Nātrijs kūst 97,86°C, kālijs 63,51°C, rubīdijs 39,32°C un cēzijs 28,44°C. Sārmu metālu blīvums ir mazāks par tiem radniecīgām vielām. Litijs peld petrolejā, paceļas līdz ūdens virsmai, tajā peld arī kālijs un nātrijs.

Kristāla stāvoklis

Sārmu metālu kristalizācija notiek kubiskajā singonijā (centrēta uz ķermeni). Tā sastāvā esošajiem atomiem ir vadītspējas josla, līdz kuras brīvajiem līmeņiem var iziet elektroni. Tieši šīs aktīvās daļiņas veic īpašu ķīmisko saiti - metālisku. Enerģijas līmeņu struktūras kopība un kristāla režģu raksturs izskaidro 1. grupas elementu līdzību. Pārejot no litija uz cēziju, elementu atomu masas palielinās, kas izraisa regulāru blīvuma pieaugumu, kā arī citu īpašību izmaiņas.

Sārmu metālu ķīmiskās īpašības

Vienīgais ārējais elektrons sārmu metālu atomos ir vāji piesaistīts kodolam, tāpēc tiem raksturīga zema jonizācijas enerģija, negatīva vai tuvu nullei elektronu afinitāte. Pirmās grupas elementi, kuriem ir reducējoša aktivitāte, praktiski nespēj oksidēties. Grupā no augšas uz leju palielinās aktivitāte ķīmiskajās reakcijās:

Sārmu metālu ražošana un izmantošana

1.grupai piederošos metālus rūpniecībā ražo, elektrolīzes ceļā to halogenīdu un citu dabisko savienojumu kausējumus. Kad sadalās darbības laikā elektriskā strāva pozitīvie joni pie katoda iegūst elektronus un tiek reducēti par brīvo metālu. Anjons tiek oksidēts pretējā elektrodā.

Hidroksīda kausējumu elektrolīzes laikā pie anoda oksidējas OH daļiņas, izdalās skābeklis un tiek iegūts ūdens. Vēl viena metode ir sārmu metālu termiskā reducēšana no to sāļu kausēšanas ar kalciju. Vienkāršām vielām un 1. grupas elementu savienojumiem ir praktiskā vērtība. Litijs tiek izmantots kā izejviela kodolenerģētikā, tiek izmantots raķešu tehnoloģija. Metalurģijā to izmanto, lai noņemtu ūdeņraža, slāpekļa, skābekļa un sēra atlikumus. Hidroksīda piedevas elektrolīts sārma baterijās.

Nātrijs ir nepieciešams kodolenerģijai, metalurģijai un organiskajai sintēzei. Cēziju un rubīdiju izmanto saules bateriju ražošanā. Plaši tiek izmantoti hidroksīdi un sāļi, īpaši hlorīdi, nitrāti, sulfāti, sārmu metālu karbonāti. Katjoniem ir bioloģiskā aktivitāte, nātrija un kālija joni ir īpaši svarīgi cilvēka ķermenim.

Litija savienojumu īpašības salīdzinājumā ar citu sārmu metālu savienojumiem.

Sārmu metālu hidrīdi, oksīdi, peroksīdi, hidroksīdi: ķīmiskā saite savienojumos, sagatavošana un īpašības.

Nātrija, nātrija hidroksīda un nātrija karbonāta iegūšana rūpniecībā.

Mijiedarbība ar sārmu šķīdumiem: a) amfotēriskie metāli; b) nemetāli; c) skābie oksīdi; d) amfoteriskie oksīdi.

Elementu I periodiskās sistēmas IA apakšgrupas metālus I. I. Mendeļejevs Li, Na, K, Rb, Cs un Fr sauc par sārmainiem.

Sārmi, sārmzemju metāli, Be un Mg ir vieni no elektropozitīvākajiem elementiem. Savienojumos ar citiem elementiem IA apakšgrupas metāliem raksturīgs oksidācijas stāvoklis +1, bet PA apakšgrupas metāliem +2. Palielinoties elektronu slāņu skaitam un palielinoties rādiusam, atomu jonizācijas enerģija samazinās. Tā rezultātā elementu ķīmiskā aktivitāte apakšgrupās palielinās, palielinoties to sērijas numuram. Tiem raksturīgais fotoelektriskais efekts ir saistīts ar zemu jonizācijas enerģiju, kā arī to iekrāsošanos ar gāzes degļa liesmas sāļiem.Ārējo elektronu vieglas atgriešanās dēļ sārmu un sārmzemju metāli veido savienojumus galvenokārt ar jonu saitēm.

Sārmu un sārmzemju metāliem ir augsts

ķīmiskā aktivitāte. Karsējot ūdeņradi, tie veidojas

hidrīdi ir sāļiem līdzīgi savienojumi, kas satur ūdeņradi

kā negatīvi lādēts jons. Gaiss sārmains

metāli ātri oksidējas, veidojas atkarībā no to aktivitātes

oksīdi, peroksīdi, superoksīdi vai ozonīdi.

Tajā pašā laikā Ci, Na un K "iedegas gaisā vai tikai sausa skābekļa atmosfērā

karsējot, a, Rb un Cs spontāni aizdegas bez karsēšanas.

Raksturīga ir tikai kompozīcijas M 2 O oksīda veidošanās degšanas laikā

litijam. Nātrijs veido peroksīdu ar sastāvu M 2 O 2, kālijs, rubīdijs

un cēzija superoksīdu sastāvs MO 2 .

Sārmu metāli enerģiski reaģē ar ūdeni, izspiežot no tā ūdeņradi un veidojot atbilstošus hidroksīdus. Šo metālu mijiedarbības aktivitāte ar ūdeni palielinās, palielinoties sērijas numurs elements. Tātad, - litijs reaģē ar ūdeni bez kušanas, nātrijs - kūst, kālijs - spontāni uzliesmo, rubīdija un cēzija mijiedarbība norisinās vēl enerģiskāk. Sārmu metāli enerģiski reaģē ar halogēniem un, karsējot, ar sēru.

Sārmu metālu hidroksīdi - savienojumi ar pārsvarā

bet jonu. Ūdens šķīdumos tie pilnībā sadalās

Saites raksturīgais raksturs izskaidro arī to augsto termisko temperatūru

stabilitāte: tie neizdalās no ūdens pat tad, ja tie tiek uzkarsēti līdz vārīšanās temperatūrai (virs 1300 ° C). Izņēmums ir litija hidroksīds, kas, karsējot, sadalās, sadalot ūdeni. Litija uzvedība arī citos aspektos atšķiras no citu sārmu metālu uzvedības. Tas izskaidrojams ar tā nepilnīgo elektronisko analoģiju ar citiem grupas elementiem.

No sārmu metāliem tikai litijs, ar relatīvi mazs karsējot, tas mijiedarbojas ar slāpekli, oglekli un silīciju, veidojot attiecīgi Li 3 N nitrīdu, Li 2 C 2 karbīdu un Li 6 Si 2 silicīdu. Mitruma klātbūtnē nitrīdu veidošanās notiek pat istabas temperatūrā.

Atšķirībā no sārmu metāliem, kuru gandrīz visi sāļi labi šķīst ūdenī, litijs veido slikti šķīstošu fluorīdu LiF karbonātu Li 2 CO 3 un fosfātu Li 3 PO 4 .

Kalcijs, stroncijs un bārijs uzvedas kā sārmu metāli attiecībā pret skābekli un ūdeni. Tie sadala ūdeni, izdalot ūdeņradi un veidojot hidroksīdus M(OH) 2 . Mijiedarbojoties ar skābekli, tie veido oksīdus (CaO) un peroksīdus (SrO 2, BaO 2), kas reaģē ar ūdeni kā līdzīgi sārmu metālu savienojumi.

Magnijs arī būtiski atšķiras no sārmzemju metāliem. Piemēram, tā hidroksīda zemās šķīdības dēļ tas nesadarbojas ar aukstu ūdeni. Sildot, process tiek atvieglots.

Kopumā PA apakšgrupas metāli ir ķīmiski aktīvi: karsējot tie mijiedarbojas ar halogēniem un sēru, veidojot atbilstošos sāļus, un savienojas ar molekulāro slāpekli.

Sārmzemju metālu sāļi, tāpat kā sārmu metālu sāļi, sastāv no joniem. Šo metālu sāļi krāso degļa liesmu. iekšā raksturīgās krāsas, tas nav novērots Be un Mg savienojumiem.

Atšķirībā no sārmu metālu sāļiem, daudzi PA apakšgrupas metālu sāļi ir slikti šķīstoši, jo īpaši fluorīdi (izņemot BeF 2). sulfāti (izņemot BeSO 4 un MgSO 4), karbonāti. No ūdens šķīdumiem Be 2+ izgulsnējas mainīga sastāva bāzes karbonātu veidā, Mg 2+ - 4MgCO 3 -Mg (OH) 2 -5H 2 O un Ca 2+, Sr 2 + un Ba 2 formā. + nogulsnes vidēju karbonātu veidā MCO3.

BET) Be+2NaOH= Na2BeO2+H2

Al+NaOH+H2O=NaAlO2+H2

B) Nemetāli, izņemot halogēnus, nereaģē ar sārmu šķīdumiem.

Cl2+NaOH=NaClO3+NaCl+H2O

AT) skābie oksīdi izšķīst tikai sārmos, veidojot sāli un ūdeni

SO3+2NaOH=Na2So4+H2o

G) Amf me reaģē ar spēcīgiem sārmiem, tādējādi parādot to skābās īpašības, piemēram:

ZnO + 2NaOH → Na 2 ZnO 2 + H 2 O Amfoteriskie oksīdi var reaģēt ar sārmiem divos veidos: šķīdumā un kausējumā.

Reaģējot ar sārmu kausējumā, veidojas parasta vidēja sāls (kā parādīts iepriekš minētajā piemērā).

Reaģējot ar sārmu šķīdumā, veidojas komplekss sāls.

Al 2 O 3 + 2NaOH + 3H 2 O → 2Na (šajā gadījumā veidojas nātrija tetrahidroksoalumināts)

No visas periodiskās sistēmas lielākā daļa elementu pārstāv metālu grupu. amfotēriski, pārejoši, radioaktīvi – tādu ir ļoti daudz. Visiem metāliem ir milzīga loma ne tikai dabā un cilvēka bioloģiskajā dzīvē, bet arī dažādās nozarēs. Nav brīnums, ka 20. gadsimtu sauca par "dzelzi".

Metāli: vispārīgās īpašības

Visiem metāliem ir kopīgas ķīmiskās un fizikālās īpašības, kas ļauj tos viegli atšķirt no nemetāliem. Tātad, piemēram, kristāla režģa struktūra ļauj tiem būt:

• elektriskās strāvas vadītāji;
• labi siltuma vadītāji;
• kaļamā un plastmasas;
• stiprs un spīdīgs.

Protams, starp tiem ir atšķirības. Daži metāli spīd ar sudrabainu krāsu, citi ar vairāk matētu baltu, bet citi ar sarkanu un dzeltenu kopumā. Atšķirības ir arī siltuma un elektriskās vadītspējas ziņā. Tomēr šie parametri ir kopīgi visiem metāliem, savukārt nemetāliem ir vairāk atšķirību nekā līdzību.

Autors ķīmiskā daba visi metāli ir reducētāji. Atkarībā no reakcijas apstākļiem un specifiskām vielām tie var darboties arī kā oksidētāji, bet reti. Spēj veidot daudzas vielas. Ķīmiskie savienojumi metāli dabā ir sastopami lielos daudzumos rūdas vai minerālu, minerālu un citu iežu sastāvā. Pakāpe vienmēr ir pozitīva, tā var būt nemainīga (alumīnijs, nātrijs, kalcijs) vai mainīga (hroms, dzelzs, varš, mangāns).

Daudzi no tiem tiek plaši izmantoti kā būvmateriāli un tiek izmantoti dažādās zinātnes un tehnikas nozarēs.

Metālu ķīmiskie savienojumi

To vidū jāmin vairākas galvenās vielu klases, kas ir metālu mijiedarbības produkti ar citiem elementiem un vielām.

1. Oksīdi, hidrīdi, nitrīdi, silicīdi, fosfīdi, ozonīdi, karbīdi, sulfīdi un citi - bināri savienojumi ar nemetāliem, visbiežāk pieder pie sāļu klases (izņemot oksīdus).
2. Hidroksīdi - vispārējā formula Me + x (OH) x.
3. Sāls. Metālu savienojumi ar skābiem atlikumiem. Var atšķirties:

• vidēja;
• skābs;
• dubultā;
• pamata;
• komplekss.

4. Metālu savienojumi ar organiskās vielas- organometāliskās struktūras.

5. Metālu savienojumi savā starpā - sakausējumi, kurus iegūst dažādos veidos.

Metāla savienojuma iespējas

Vielas, kas var saturēt divus vai vairākus dažādus metālus vienlaikus, iedala:

• sakausējumi;
• dubultie sāļi;
• kompleksi savienojumi;
• intermetāliskie materiāli.

Metodes metālu savienošanai savā starpā arī atšķiras. Piemēram, lai iegūtu sakausējumus, tiek izmantota iegūtā produkta kausēšanas, sajaukšanas un sacietēšanas metode.

Intermetāliskie savienojumi veidojas tiešu ķīmisku reakciju rezultātā starp metāliem, kas bieži notiek ar sprādzienu (piemēram, cinks un niķelis). Šādiem procesiem nepieciešami īpaši apstākļi: ļoti augsta temperatūra, spiediens, vakuums, skābekļa trūkums un citi.

Soda, sāls, kodīgie ir visi sārmu metālu savienojumi, kas atrodami dabā. Tie pastāv tīrā veidā, veidojot nogulsnes, vai ir daļa no noteiktu vielu sadegšanas produktiem. Dažreiz tos iegūst laboratorijā. Bet šīs vielas vienmēr ir svarīgas un vērtīgas, jo tās ieskauj cilvēku un veido viņa dzīvi.

Sārmu metālu savienojumi un to izmantošana neaprobežojas tikai ar nātriju. Arī plaši izplatīti un populāri ekonomikas nozarēs ir tādi sāļi kā:

• kālija hlorīds;
• (kālija nitrāts);
• kālija karbonāts;
• sulfāts.

Visi no tiem ir vērtīgi minerālmēsli, ko izmanto lauksaimniecībā.

Sārmzemju metāli - savienojumi un to pielietojums

Šajā kategorijā ietilpst ķīmisko elementu sistēmas galvenās apakšgrupas otrās grupas elementi. To pastāvīgais oksidācijas stāvoklis ir +2. Tie ir aktīvi reducējoši līdzekļi, kas viegli nonāk ķīmiskās reakcijas ar lielāko daļu savienojumu un vienkāršu vielu. Manifest visu tipiskas īpašības metāli: spožums, lokanība, siltums un elektrovadītspēja.

Vissvarīgākie un izplatītākie no tiem ir magnijs un kalcijs. Berilijs ir amfotērisks, savukārt bārijs un rādijs ir reti elementi. Visi no tiem spēj veidot šādus savienojumu veidus:

• intermetālisks;
• oksīdi;
• hidrīdi;
• binārie sāļi (savienojumi ar nemetāliem);
• hidroksīdi;
• sāļi (dubultā, kompleksā, skābā, bāziskā, vidēja).

Apsveriet svarīgākos savienojumus no praktiskā viedokļa un to pielietojumu.

Magnija un kalcija sāļi

Sārmzemju metālu savienojumi, piemēram, sāļi, ir nozīmi dzīviem organismiem. Galu galā kalcija sāļi ir šī elementa avots organismā. Un bez tā nav iespējama normāla skeleta, zobu, ragu veidošanās dzīvniekiem, nagiem, apmatojums un kažoks utt.

Tātad visizplatītākais sārmzemju metālu kalcija sāls ir karbonāts. Citi tā nosaukumi ir:

• marmors;
• kaļķakmens;
• dolomīts.

To izmanto ne tikai kā kalcija jonu piegādātāju dzīvam organismam, bet arī kā būvmateriālu, ķīmiskās rūpniecības izejvielu, kosmētikas rūpniecībā, stiklu utt.

Svarīgi ir arī sārmzemju metālu savienojumi, piemēram, sulfāti. Piemēram, bārija sulfātu (medicīniskais nosaukums "barīta putra") izmanto rentgena diagnostikā. Kalcija sulfāts kristāliskā hidrāta veidā ir dabā sastopams ģipsis. To izmanto medicīnā, celtniecībā, štancēšanas lējumos.

Fosfors no sārmzemju metāliem

Šīs vielas ir zināmas kopš viduslaikiem. Iepriekš tos sauca par fosforiem. Šis nosaukums ir sastopams arī mūsdienās. Pēc savas būtības šie savienojumi ir magnija, stroncija, bārija, kalcija sulfīdi.

Ar noteiktu apstrādi tie spēj parādīt fosforescējošas īpašības, un mirdzums ir ļoti skaists, no sarkanas līdz spilgti purpursarkanai. To izmanto ceļa zīmju, darba apģērbu un citu lietu ražošanā.

Kompleksie savienojumi

Vielas, kas satur divus vai vairākus dažādus metāliskus elementus, ir sarežģīti metālu savienojumi. Visbiežāk tie ir šķidrumi ar skaistām un daudzkrāsainām krāsām. Lietots in analītiskā ķīmija jonu kvalitatīvai noteikšanai.

Šādas vielas spēj veidot ne tikai sārmu un sārmzemju metālus, bet arī visus pārējos. Ir hidroksokokompleksi, akvakompleksi un citi.

Saistīt ar s-elementu skaitu. Sārmu metāla atoma ārējā elektronu slāņa elektrons, salīdzinot ar citiem tā paša perioda elementiem, atrodas vistālāk no kodola, t.i., sārmu metāla atoma rādiuss ir lielākais, salīdzinot ar citu elementu atomu rādiusiem. tā paša perioda. Pienākas

Elektronu sadalījums pa enerģijas līmeņiem sārmu metālu atomos 1. tabula

Elements	Pamatmaksa	Elektronu skaits enerģijas līmeņos							Atoma rādiuss
		K	L	M	N	O	P	J
									1,57 1,86 2,36 2,43 2,62

līdz ar to sārmu metālu atomu ārējā slāņa valences elektrons viegli atdalās, pārvēršot tos pozitīvos atsevišķi lādētos jonos. Tas ir saistīts ar faktu, ka sārmu metālu savienojumi ar citiem elementiem tiek veidoti atbilstoši jonu saites veidam.

Redoksreakcijās sārmi uzvedas kā spēcīgi reducējoši līdzekļi, un šī spēja palielinās no metāla uz metālu, palielinoties atoma kodola lādiņam.

Starp metāliem vislielākā ķīmiskā aktivitāte ir sārmu metāliem. Sprieguma sērijā visi sārmu metāli atrodas sērijas sākumā. Ārējā elektronu slāņa elektrons ir vienīgais valences elektrons, tāpēc sārmu metāli jebkuros savienojumos ir vienvērtīgi. Sārmu metālu oksidācijas pakāpe parasti ir +1.
Sārmu metālu fizikālās īpašības ir norādītas tabulā. 19.

Sārmu metālu fizikālās īpašības. 19. tabula

Elements	Sērijas numurs	Atomu svars	Kušanas temperatūra, °С	Vārīšanās temperatūra, °С	Blīvums, g/cm3	Zvīņas cietība
		6,94 22,997 39,1 85,48 132,91	38,5	1336	0,53 0,97 0,86 1,53

Tipiski sārmu metālu pārstāvji ir nātrijs un kālijs.
■ 26. Sacerēt vispārīgās īpašības sārmu metāli saskaņā ar šādu plānu:
a) līdzības un atšķirības sārmu metālu atomu struktūrā;
b) sārmu metālu uzvedības īpatnības redoksreakcijās;
c) kristāliskā režģa veids sārmu metālu savienojumos;
d) metālu fizikālo īpašību izmaiņu pazīmes atkarībā no atoma rādiusa.

Nātrijs

Nātrija atoma elektroniskā konfigurācija ir ls 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Tā ārējā slāņa struktūra:

Nātrijs dabā sastopams tikai sāļu veidā. Visizplatītākais nātrija sāls ir galda sāls NaCl, kā arī minerāls silvinīts KCl NaCl un daži sulfāta sāļi, piemēram, Glaubera sāls Na2SO4 10H2O, kas lielos daudzumos atrodami Kaspijas jūras Kara-Bogaz-Gol līcī.
No vārāmā sāls NaCl nātrija metālu iegūst, elektrolīzes ceļā no šī sāls kausējuma. Elektrolīzes iekārta ir parādīta attēlā. 76. Elektrodus nolaiž izkausētā sālī. Anoda un katoda telpu atdala diafragma, kas izolē izveidoto no nātrija tā, lai nenotiktu apgrieztā reakcija. Pozitīvs nātrija jons pieņem elektronu no katoda un kļūst par neitrālu nātrija atomu. Neitrālie nātrija atomi tiek savākti pie katoda izkausēta metāla veidā. Katodā notiekošo procesu var attēlot ar šādu diagrammu:
Na++Na0.
Tā kā elektroni tiek pieņemti katodā un jebkura elektronu pieņemšana ar atomu vai jonu ir samazinājums, nātrija joni katoda tiek samazināti. Pie anoda hlora joni ziedo elektronus, t.i., notiek oksidēšanās un brīvo vielu izdalīšanās process.

hlora gāze, ko var attēlot ar šādu diagrammu:

Cl — — e— → Cl 0

Iegūtajam metāliskajam nātrijam ir sudrabaini balta krāsa, un to var viegli sagriezt ar nazi. Griezumam nātrijā, ja to aplūko uzreiz pēc griezuma, ir spilgts metālisks spīdums, taču tas ātri notraipās, pateicoties īpaši ātrai metāla oksidēšanai.

Rīsi. 76. Izkausētā sāls elektrolīzes iekārtas shēma. 1 - gredzena katods; 2 - zvans gāzveida hlora noņemšanai no anoda telpas

Ja nātrijs tiek oksidēts nelielā skābekļa daudzumā aptuveni 180 ° temperatūrā, tiek iegūts nātrija oksīds:
4Na + O2 = 2Na2O.
Dedzinot skābeklī, tiek iegūts nātrija peroksīds:
2Na + O2 = Na2O2.
Šajā gadījumā nātrijs deg ar žilbinoši dzeltenu liesmu.
Pateicoties vieglai un ātrai nātrija oksidācijai, tas tiek uzglabāts zem petrolejas vai parafīna slāņa, un tas ir vēlams, jo noteikts gaisa daudzums joprojām izšķīst petrolejā un nātrija oksidēšanās, kaut arī lēni, tomēr notiek.

Nātrijs var dot savienojumu ar ūdeņradi - NaH hidrīdu, kurā tam ir oksidācijas pakāpe - 1. Tas ir sāls līdzīgs savienojums, kas pēc savas būtības ķīmiskā saite un oksidācijas pakāpes vērtība atšķiras no IV-VII grupu galveno apakšgrupu elementu gaistošajiem hidrīdiem.
Metāliskais nātrijs var reaģēt ne tikai ar skābekli un ūdeņradi, bet arī ar daudzām vienkāršām un sarežģītām vielām. Piemēram, berzējot javā ar sēru, nātrijs ar to spēcīgi reaģē, veidojot:
2Na + S = Na2S

Reakciju pavada uzplaiksnījumi, tāpēc java jātur tālāk no acīm un roka jāietin dvielī. Reakcijai jāņem nelieli nātrija gabaliņi.
Nātrijs spēcīgi sadedzina hlorā, veidojot nātrija hlorīdu, ko īpaši labi novērot kalcija hlorīda mēģenē, kurā hlora strāva tiek izlaista caur izkausētu un ļoti uzkarsētu nātriju:
2Na + Сl2 = 2NaCl
Nātrijs reaģē ne tikai ar vienkāršām, bet arī ar sarežģītām vielām, piemēram, ar ūdeni, izspiežot no tā, jo tas ir ļoti aktīvs metāls, tas spriegumu virknē atrodas daudz pa kreisi no ūdeņraža un viegli izspiež pēdējo no ūdens:
2Na + 2Н2O = 2NaOH + H2
Aizdegušos sārmu metālu nevar nodzēst ar ūdeni. Vislabāk to piepildīt ar sodas pelnu pulveri. Nātrija klātbūtnē gāzes degļa bezkrāsainā liesma kļūst dzeltena.
Nātrija metālu var izmantot kā katalizatoru organiskajā sintēzē, piemēram, sintētiskā kaučuka ražošanā no butadiēna. Tas kalpo kā izejmateriāls citu nātrija savienojumu, piemēram, nātrija peroksīda, ražošanai.

■ 27. Izmantojot tekstā dotos reakcijas vienādojumus reakcijām, kurās iesaistīts metālisks nātrijs, pierādiet, ka tas darbojas kā reducētājs.

28. Kāpēc nātriju nevar uzglabāt gaisā?

29. Students iemērca nātrija gabalu vara sulfāta šķīdumā, cerot izspiest metālu no sāls. Sarkanā metāla vietā tika iegūtas želatīnzilas nogulsnes. Aprakstiet notikušās reakcijas un uzrakstiet to vienādojumus molekulārā un jonu formā. Kā jāmaina reakcijas apstākļi, lai reakcija novestu pie vēlamā rezultāta? Uzrakstiet vienādojumus molekulārās, pilnās un saīsinātās jonu formās.
30. 2,3 g metāliskā nātrija tika ievietots traukā ar 45 ml ūdens. Kas ir kaustiskā soda, kas veidojas reakcijas beigās.
31. Ar kādiem līdzekļiem var dzēst nātrija ugunsgrēku? Sniedziet argumentētu atbildi.

Nātrija skābekļa savienojumi. Nātrija hidroksīds

Nātrija skābekļa savienojumi, kā jau minēts, ir nātrija oksīds Na2O un nātrija peroksīds Na2O2.
Nātrija oksīds Na2O īpaša nozīme nav. Tas enerģiski reaģē ar ūdeni, veidojot kodīgu soda:
Na2O + H2O = 2NaOH
Nātrija peroksīds Na202 ir dzeltenīgs pulveris. To var uzskatīt par sava veida ūdeņraža peroksīda sāli, jo tā struktūra ir tāda pati kā H2O2. Tāpat kā nātrija peroksīds ir spēcīgākais oksidētājs. Ūdens iedarbībā tas veido sārmu un:
Na2O2 + H2O = H2O2 + 2NaOH
Tas veidojas arī atšķaidītām skābēm iedarbojoties uz nātrija peroksīdu:
Na2O2 + H2SO4 = H2O2 + Na2SO4
Visas iepriekš minētās nātrija peroksīda īpašības ļauj to izmantot visu iespējamo materiālu balināšanai.

Rīsi. 77. Nātrija hlorīda šķīduma elektrolīzes uzstādīšanas shēma. 1 - anods; 2 - diafragma, kas atdala anoda un katoda telpu; 3 - katods

Ļoti svarīgs nātrija savienojums ir nātrija hidroksīds jeb nātrija hidroksīds, NaOH. To sauc arī par kaustisko sodu vai vienkārši kodīgu.
Kaustiskās soda iegūšanai izmanto galda sāli - lētāko dabīgo nātrija savienojumu, pakļaujot to elektrolīzei, taču šajā gadījumā izmanto nevis kausējumu, bet gan sāls šķīdumu (77. att.). Nātrija hlorīda šķīduma elektrolīzes procesa aprakstu sk. § 33. Zīm. 77 parāda, ka anoda un katoda telpas ir atdalītas ar diafragmu. Tas tiek darīts tā, lai iegūtie produkti nesaskartos viens ar otru, piemēram, Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O.

Kaustiskā soda ir kristāliska cieta viela balta krāsa, labi šķīst ūdenī. Kad kaustiskā soda tiek izšķīdināta ūdenī, izdalās liels daudzums siltuma un šķīdums ir ļoti karsts. Kaustiskā soda jāuzglabā labi noslēgtos traukos, lai pasargātu to no ūdens tvaiku iekļūšanas, kuru ietekmē tā var tikt ļoti samitrināta, kā arī no oglekļa dioksīda, kura ietekmē kaustiskā soda var pakāpeniski pārvērsties par nātrija karbonātu. :
2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O.
Kaustiskā soda ir tipisks sārms, tāpēc piesardzības pasākumi, strādājot ar to, ir tādi paši kā strādājot ar citiem sārmiem.
Kaustiskā soda tiek izmantota daudzās nozarēs, piemēram, naftas produktu attīrīšanai, ziepju ražošanai no taukiem, papīra rūpniecībā, mākslīgo šķiedru un krāsvielu ražošanā, zāļu ražošanā utt. 78).

Pierakstiet piezīmju grāmatiņā kaustiskās sodas lietošanas vietas.

No nātrija sāļiem vispirms jāatzīmē galda sāls NaCl, kas kalpo par galveno izejvielu kaustiskās sodas un metāliskā nātrija (sīkāk par šo sāli sk. 164. lpp.) ražošanai, sodas Na2CO3 (sk. lpp. 278. lpp.), Na2SO4 (sk. 224. lpp.), NaNO3 (sk. 250. lpp.) u.c.

Rīsi. 78. Kaustiskās sodas lietošana

■ 32. Aprakstiet metodi kaustiskās soda iegūšanai ar vārāmā sāls elektrolīzi.
33. Kaustiskā soda var iegūt, dzēstiem kaļķiem iedarbojoties uz nātrija karbonātu. Sastādiet šīs reakcijas vienādojuma molekulāro un jonu formu, kā arī aprēķiniet, cik daudz sodas, kas satur 95% karbonātu, būs nepieciešams, lai iegūtu 40 kg nātrija hidroksīda.
34. Kāpēc, uzglabājot kaustiskās sodas šķīdumu pudelēs ar slīpētiem aizbāžņiem, aizbāžņi “pielīp” un tos nevar noņemt? Ja tomēr kādu laiku turēt kolbu apgāztu ūdenī, tad korķis tiek brīvi noņemts. Paskaidrojiet, sniedzot reakciju vienādojumus, kādi procesi notiek šajā gadījumā.
35. Uzrakstiet molekulārās un jonu formās reakcijas vienādojumus, kas raksturo kaustiskās sodas kā tipiska sārma īpašības.
36. Kādi piesardzības pasākumi jāievēro, strādājot ar kodīgo sodu? Kādi pirmās palīdzības pasākumi jānodrošina apdegumiem ar kaustiskā soda?

Kālijs

Kālijs K ir arī diezgan izplatīts sārmu metāls, kas no nātrija atšķiras ar savu atomu rādiusu (ceturtais periods) un tāpēc tam ir lielāka ķīmiskā aktivitāte nekā nātrijam. Kālija atoma elektroniskā konfigurācija ir 1s 2 2s 2 2p 6 3s 2 3p 6 4s 1 .
Tā ārējā elektronu slāņa struktūra

Kālijs ir mīksts metāls, kas labi griež ar nazi. Lai izvairītos no oksidēšanās, tas, tāpat kā nātrijs, tiek uzglabāts zem petrolejas slāņa.
Ar ūdeni kālijs reaģē vēl spēcīgāk nekā nātrijs, veidojot sārmu un izdalot ūdeņradi, kas aizdegas:
2K + 2H2O = 2KOH + H2.
Dedzinot skābeklī (dedzināšanai ieteicams ņemt pat mazākus metāla gabalus nekā nātrija dedzināšanai), tas, tāpat kā nātrijs, deg ļoti spēcīgi, veidojoties kālija peroksīdam.
Jāņem vērā, ka kālijs apritē ir daudz bīstamāks nekā nātrijs. Spēcīgs sprādziens var notikt pat griežot kāliju, tāpēc jums ir jārīkojas vēl uzmanīgāk.
Kālija hidroksīds jeb kodīgais potašs KOH ir balta kristāliska viela. Kaustiskais potašs visos aspektos ir līdzīgs kaustiskajai sodai. Tos plaši izmanto ziepju rūpniecībā, taču to ražošana ir nedaudz dārgāka, tāpēc tā neatrod tādu pielietojumu kā NaOH.
Īpaši jāatzīmē kālija sāļi, jo daži no tiem tiek plaši izmantoti kā mēslojums. Tie ir kālija hlorīds KCl, kālija nitrāts KNO3, kas arī ir slāpekļa mēslojums.

■ 37. Kā izskaidrot faktu, ka kaustiskais potašs ir ķīmiski aktīvāks nekā kaustiskā soda?
38. Kālija gabals tika iemērkts kristalizētājā ar ūdeni. Kad reakcija bija beigusies, tur ievietoja nedaudz cinka baltu želatīna nogulšņu veidā. Nogulsnes pazuda, un, kad šķīdums tika pārbaudīts ar fenolftaleīnu, pēdējais kļuva sārtināts. Kāda veida ķīmiskie procesi notika šeit?
Kas 34

“Litijs ir vieglākais metāls; tā īpatnējais svars ir 0,59, kā rezultātā tas peld pat uz eļļas; kūst apmēram 185°, bet karstumā neizgaist. Pēc krāsas tas atgādina nātriju, un, tāpat kā nātrijs, tam ir dzeltena nokrāsa.

D. I. Mendeļejevs. Ķīmijas pamati.

Kad 1817. gadā 25 gadus vecais zviedru ķīmiķis Johans Augusts Arfvedsons (1792-1841) no minerāla petalīta (tas bija litija hidroksīds) izdalīja jaunu “līdz šim nezināmas dabas uzliesmojošu sārmu”, viņa skolotājs, slavenais zviedru ķīmiķis Jenss. Jakobs Berzēliuss (1779-1848) ierosināja to saukt par litionu no grieķu valodas. litoss - akmens.

Šis sārms, atšķirībā no jau zināmā nātrija un kālija, pirmo reizi tika atklāts akmeņu "karaļvalstī". 1818. gadā angļu ķīmiķis Hamfrijs Deivijs (1778-1829) no litija ieguva jaunu metālu, ko nosauca par litiju. Tā pati grieķu sakne ir vārdos "litosfēra", "litogrāfija" (atspiedums no akmens veidnes) utt.

Litijs ir vieglākais no cietajām vielām: tā blīvums ir tikai 0,53 g/cm3 (uz pusi mazāks nekā ūdens). Litiju iegūst litija hlorīda kausējuma elektrolīzē. Reta metāliskā litija īpašība ir reakcija ar slāpekli normālos apstākļos, veidojot litija nitrīdu.

Litiju arvien vairāk izmanto litija jonu akumulatoru ražošanā. Rezultātā litija ražošana pasaulē 2012. gadā sasniedza 37 tūkstošus tonnu – piecas reizes vairāk nekā 2005. gadā.

Litija savienojumus izmanto stikla un keramikas rūpniecībā. Litija hidroksīds - liekā absorbētājs oglekļa dioksīds kajītēs kosmosa kuģi un zemūdenes. Litija karbonātu psihiatrijā izmanto noteiktu traucējumu ārstēšanai. Cilvēks vidēji satur mazāk par 1 mg litija.

Nātrijs

"Metāliskā nātrija ražošana ir viens no svarīgākajiem atklājumiem ķīmijā ne tikai tāpēc, ka vienkāršo ķermeņu jēdziens līdz ar to ir paplašinājies un kļuvis pareizāks, bet jo īpaši tāpēc, ka nātrijs Ķīmiskās īpašības, tikai vāji izteikts citos labi zināmos metālos.

D. I. Mendeļejevs. Ķīmijas pamati.

Krievu nosaukums "nātrijs" (tas ir arī zviedru un vācu) cēlies no vārda "natrons": šādi senie ēģiptieši sauca sauso sodu, ko izmantoja mumifikācijas procesā. XVIII gadsimtā nosaukums "natrons" tika piešķirts "minerālu sārmam" - kaustiskajai sodai. Tagad sodas kaļķi sauc par kaustiskās sodas un kalcija oksīda (angļu valodā soda kaļķa) un nātrija (un daudzās citās valodās - nātrija) maisījumu. Vārds "soda" cēlies no auga hodgepodge (sodanum) latīņu nosaukuma. Šis ir piekrastes jūras augs, kura pelnus senatnē izmantoja stikla ražošanā. Šie pelni satur nātrija karbonātu, ko sauc par soda. Un tagad soda ir vissvarīgākā maksas sastāvdaļa lielākajai daļai stikla, tostarp logu stikla, ražošanā.

Halīts ir galvenais nātrija minerāls

Pirmais, kurš ieraudzīja, kā izskatās metāliskais nātrijs, bija G. Deivijs, kurš izolēja jauno metālu ar elektrolīzes palīdzību. Viņš arī ierosināja jaunā elementa nosaukumu - nātrijs.

Nātrijs ir ļoti aktīvs metāls, tas ātri oksidējas gaisā, pārklājoties ar biezu reakcijas produktu garozu ar skābekli un ūdens tvaiku. Ir zināma lekciju pieredze: ja neliels nātrija gabaliņš tiek iemests ūdenī, tas sāks ar to reaģēt, izdalot ūdeņradi. Reakcijā izdalās daudz siltuma, kas izkausē nātriju, un tā bumba skrien pa virsmu. Ūdens atdzesē nātriju un neļauj ūdeņradim uzliesmot, bet, ja nātrija gabals ir liels, iespējams ugunsgrēks un pat sprādziens.

Nātrija metālu plaši izmanto dažādās sintēzēs kā reducētāju un arī kā neūdens šķidrumu žāvēšanas līdzekli. Tas atrodas lielas ietilpības nātrija sēra akumulatoros. Zemas kušanas nātrija sakausējums ar kāliju, šķidrs at telpas temperatūra, darbojas kā dzesēšanas šķidrums, kas noņem lieko siltumenerģiju no kodolreaktori. Ikviens zina liesmas dzelteno krāsu nātrija klātbūtnē: šādi iekrāsojas gāzes degļa liesma, ja tajā iekļūst mazākā sāļās zupas lāse. Nātrija tvaiki mirdz dzeltenā krāsā ekonomiskās gāzizlādes lampās, kas apgaismo ielas.

Gadsimtiem ilgi sāls ir bijis vienīgais veids, kā saglabāt pārtiku. Bez galda sāls, gariem jūras braucieniem, ekspedīcijām apkārt pasaulei un lieliskiem ģeogrāfiskie atklājumi. Krievijas vēsturē ir zināma grandioza sacelšanās, ko sauc par sāls dumpi, kas sākās 1648. gadā un pārņēma visu valsti. Viens no sacelšanās iemesliem ir sāls nodokļa palielināšana.

Kādreiz gadā tika saražots simtiem tūkstošu tonnu nātrija: no tā ražoja tetraetilsvinu, kas palielina benzīna oktānskaitli. Svinu saturoša benzīna aizliegums daudzās valstīs ir izraisījis nātrija ražošanas samazināšanos. Tagad pasaulē nātrija ražošana ir aptuveni 100 tūkstoši tonnu gadā.

Minerāls halīts (nātrija hlorīds) veido milzīgas akmeņsāls nogulsnes. Tikai Krievijā tās rezerves sasniedz desmitiem miljardu tonnu. Halīts parasti satur līdz 8% citu sāļu, galvenokārt magniju un kalciju. Ik gadu tiek iegūti vairāk nekā 280 miljoni tonnu nātrija hlorīda, kas ir viens no lielākajiem ieguvumiem. Kādreiz Čīlē lielos daudzumos ieguva nātrija nitrātu, tāpēc arī tā nosaukums - Čīles nitrāts.

Tiek izmantoti arī citi nātrija sāļi, no kuriem daudzi šobrīd ir zināmi. Viens no slavenākajiem ir nātrija sulfāts. Ja šis sāls satur ūdeni, to sauc par Glauberu. Milzīgs daudzums tā veidojas ūdens iztvaikošanas laikā Kaspijas jūras Kara-Bogaz-Gol līcī (Turkmenistāna), kā arī dažos sālsezeros. Pašlaik nātrija sulfāta šķīdumus izmanto kā siltuma akumulatoru ierīcēs, kas uzglabā saules enerģiju, stikla, papīra un audumu ražošanā.

Sāls

Nātrijs ir vitāli svarīgs elements. Nātrija joni atrodas galvenokārt ārpusšūnu šķidrumā un ir iesaistīti muskuļu kontrakciju mehānismā (nātrija trūkums izraisa krampjus), ūdens un sāls līdzsvara uzturēšanā (nātrija joni saglabā ūdeni organismā) un skābju un bāzes līdzsvaru (uztur nemainīga asins pH vērtība). Izgatavots no nātrija hlorīda kuņģī sālsskābe, bez kura nav iespējams sagremot pārtiku. Vidusmēra cilvēka organismā nātrija saturs ir ap 100g.Nātrijs organismā nonāk galvenokārt galda sāls veidā,tā dienas deva ir 3-6g.Vienreizēja deva vairāk par 30g ir dzīvībai bīstama.

Kālijs

Arābu valodā al-qili ir pelni, un arī kaut kas kalcinēts. Viņi arī sāka saukt no augu pelniem iegūto produktu, t.i., kālija karbonātu. Saulespuķu pelnos kālija ir vairāk nekā 30%. Bez arābu raksta šis vārds krievu valodā pārvērtās par "kāliju". Papildus krievu un latīņu valodai (kalium) šis termins ir saglabājies daudzās Eiropas valodās: vācu, holandiešu, dāņu, norvēģu, zviedru (ar latīņu galotni -um), grieķu (κάλιο), kā arī vairākās Eiropas valodās. Slāvu valodas: serbu (kalyum ), maķedoniešu (kalium), slovēņu (kalij).

Kālijs ir viens no visbiežāk sastopamajiem elementiem zemes garozā. Tās galvenie minerāli ir silvīns (kālija hlorīds), silvinīts (jaukts kālija un nātrija hlorīds) un karnalīts (jaukts kālija un magnija hlorīds). Silvīns, kā arī kālija nitrāts (potašs, tas ir arī Indijas nitrāts) tiek izmantots lielos daudzumos kā potaša mēslojums. Kopā ar slāpekli un fosforu kālijs ir viens no trim svarīgākajiem augu barības elementiem.

Silvins ir viens no galvenajiem kālija minerāliem (kopā ar silvinītu un karnalītu).

Elementa (kālija) nosaukums angļu valodā, tāpat kā kālija karbonāta (potašs) nosaukums krievu valodā, ir aizgūts no ģermāņu grupas valodām; angļu, vācu un holandiešu valodā ash ir ash, pot ir pot, t.i., potašs ir “pelni no katla”. Iepriekš kālija karbonātu ieguva, ekstraktu no pelniem iztvaicējot tvertnēs; to izmantoja ziepju vārīšanai. Kālija ziepes atšķirībā no nātrija ziepēm ir šķidras. No arābu pelnu nosaukuma cēlies sārmu nosaukums daudzās Eiropas valodās: angļu valodā. un goll. sārmu, vācu Sārmu, franču un ital. sārms utt. Tāda pati sakne ir vārdam "alkaloīdi", t.i., "līdzīgi sārmiem").

Kālijs bija pirmais elements, ko atklāja G. Davy (viņš pirmo reizi saņēma arī litiju, bāriju, kalciju, stronciju, magniju un boru). Deivijs elektrolizēja slapju kālija hidroksīda gabalu. Tajā pašā laikā, pēc Deivija teiktā, “uz tās virsmas parādījās mazas bumbiņas ar spēcīgu metālisku spīdumu, kas ārēji neatšķīrās no dzīvsudraba. Daži no tiem tūlīt pēc to veidošanās izdega ar sprādzienu un ar spilgtas liesmas parādīšanos, savukārt citi neizdega, bet tikai aptumšojās, un to virsma bija pārklāta ar baltu plēvi. Kālijs ir ļoti aktīvs metāls. Viņa mazais gabaliņš, ienests ūdenī, uzsprāgst.

Kālijs ir svarīgs bioelements, cilvēka organismā ir no 160 līdz 250 g kālija, vairāk nekā nātrijs. Kālija joni ir iesaistīti nervu impulsu pārejā. Augļi un dārzeņi satur daudz kālija.

Kālija hidroksīdu izmanto ziepju pagatavošanai. Tas kalpo kā elektrolīts sārma baterijās - dzelzs-niķeļa, niķeļa-metāla hidrīda. Iepriekš kālija nitrāts (kālija nitrāts) tika patērēts lielos daudzumos melnā pulvera ražošanai; tagad to izmanto kā mēslojumu.

Dabiskais kālijs satur 0,0117% radionuklīda 40K ar ilgu mūžu, kura pussabrukšanas periods ir 1,26 miljardi gadu. Tas izskaidro faktu, ka kālijs-40 "izdzīvoja" līdz mūsu laikam no tā sintēzes brīža kodolreakcijās zvaigznēs. Taču kopš Zemes veidošanās pirms 4,5 miljardiem gadu 40K saturs uz planētas ir samazinājies 12,5 reizes, pateicoties tās sabrukšanai! Cilvēka ķermenī, kas sver 70 kg, ir aptuveni 20 mg 40K jeb 3 x 1020 atomi, no kuriem vairāk nekā 5000 atomu sadalās katru sekundi! Iespējams, ka šāda "iekšējā" apstarošana (ko pastiprina oglekļa-14 sabrukšana) bija viens no mutāciju cēloņiem savvaļas dzīvnieku evolūcijas gaitā. Kālija metāla ražošana pasaulē ir neliela: aptuveni 200 tonnas gadā.

rubīdijs un cēzijs

Rubidijs un cēzijs ir pirmie ķīmiskie elementi, kas atklāti, izmantojot spektrālo analīzi. Šo metodi izstrādāja vācu zinātnieki un draugi - fiziķis Gustavs Roberts Kirhhofs (1824-1887) un ķīmiķis Roberts Vilhelms Bunsens (1811-1899), kuri strādāja Heidelbergas Universitātē. Ar šo ārkārtīgi jutīgo metodi viņi analizēja visas sastaptās vielas, cerot atrast kaut ko jaunu. Un 1860. gadu sākumā. atklāja divus jaunus elementus. Tas notika, kad viņi analizēja sauso atlikumu, kas iegūts, iztvaicējot ūdeni no Bāddirkheimas kūrorta minerālavotiem, kas atrodas 30 km attālumā no Heidelbergas. Šīs vielas spektrā papildus viņiem jau zināmajām nātrija, kālija un litija līnijām Kirhhofs un Bunsens pamanīja divas vājas zilas līnijas. Viņi saprata, ka šīs līnijas pieder nezināmajam ķīmiskais elements kas ūdenī atrodas ļoti nelielos daudzumos. Saskaņā ar spektrālo līniju gaismu jauns elements

Turpinot pētījumus, Kirhofs un Bunsens viņiem no Saksijas atsūtītajā alumosilikāta minerālā lepido (litija vizlas) atklāja vēl vienu elementu, kura spektrā izcēlās tumši sarkanas līnijas. To sauca par rubīdiju: no lat. rubids - sarkans. Tas pats elements tika atrasts minerālūdenī, no kurienes ķīmiķim Bunsenam izdevās to izolēt. Jāpiemin, ka, lai iegūtu vairākus gramus rubīdija sāls, bija jāpārstrādā 44 tonnas minerālūdens un vairāk nekā 180 kg lepidolīta.

Cēzija kristālus var uzglabāt noslēgtā ampulā.

Un kā iekšā XIX beigas gadsimtā ne mazāk titāniskā darbā pie rādija sāls izolācijas radioaktivitāte kalpoja kā "kompass" Marijai Kirī, un spektroskops bija līdzīgs "kompass" Kirhhofam un Bunsenam.

Rubidijs un cēzijs ir tipiski sārmu metāli. Tas tika apstiprināts, kad ķīmiķis Bunsens, reducējot rubīdija sāli, ieguva šo elementu metāla formā. Aktīvāku cēziju tīrā veidā ieguva tikai 1881. gadā zviedru ķīmiķis Karls Teodors Seterbergs (1853-1941) ar izkausēta cēzija cianīda elektrolīzi. Cēzijs ir viens no kausējamākajiem metāliem. Tīrā veidā tam ir zelta krāsa. Bet nav viegli iegūt tīru cēziju: gaisā tas uzreiz spontāni aizdegas. Tīrs rubīdijs kūst tikai 39,3 °C temperatūrā, cēzijs – par 10 grādiem zemāk, un ļoti karstā vasaras dienā šo metālu paraugi ampulās kļūst šķidri.

Pasaulē saražotā metāliskā rubīdija produkcija ir neliela – aptuveni 3 tonnas gadā. Rūbīdijs-87 tiek izmantots medicīnā: tā atomus absorbē asins šūnas, un, izstarojot no tām ātros elektronus, ar speciālas aparatūras palīdzību var redzēt “šaurās vietas” asinsvados. Rubidiju izmanto saules baterijās.

Gustavs Kirhhofs (pa kreisi) un Roberts Bunsens atklāja rubīdiju, izmantojot spektroskopu. Lepidolīta spektrā viņi atrada tumši sarkanas līnijas un deva nosaukumu jaunajam elementam - rubīdijs.

Pusmūža cilvēka organismā ir aptuveni 0,7 g rubīdija, bet cēzija - tikai 0,04 mg.

Elektroniskās pārejas cēzija atomos tiek izmantotas ārkārtīgi precīzos "atomu pulksteņos". Visā pasaulē tagad ir vairāk nekā 70 šādu visprecīzāko pulksteņu - laika standartu: kļūda ir mazāka par sekundi 100 miljonu gadu laikā. Cēzija pulkstenim ir laika vienība - sekunde.

Tika ierosināts izmantot cēzija jonus, lai paātrinātu raķeti, izmantojot elektrisko reaktīvo dzinēju. Tajā joni tiek paātrināti spēcīgā elektrostatiskā laukā un tiek izmesti caur sprauslu.

Elektriskie raķešu dzinēji ar zemu vilces spēku spēj darboties ilgu laiku un lidot lielos attālumos.

Francija

Šo elementu (pēc radioaktivitātes) 1939. gadā atklāja Parīzes Radija institūta darbiniece Margerita Perija (1909-1975), un viņa to nosauca par godu savai dzimtenei 1946. gadā.

Francijs ir cēzija kaimiņš Periodiska sistēma elementi. D. I. Mendeļejevs tolaik vēl neatklāto elementu nosauca par ekacēziju. Šis pēdējais un smagākais sārmu metāls pārsteidzoši atšķiras no visiem citiem savā grupā. Pirmkārt, neviens nekad nav redzējis un neredzēs pat mazāko Francijas gabaliņu. Otrkārt, francijam nav tādu fizikālo īpašību kā blīvums, kušanas temperatūra un viršanas temperatūra. Tātad terminu "smagākais metāls" var attiecināt tikai uz tā atomiem, bet ne uz vienkāršu vielu. Un tas viss tāpēc, ka francijs ir mākslīgi iegūts ļoti radioaktīvs elements, tā visilgāk dzīvojošā izotopa 223 Fr pussabrukšanas periods ir tikai 22 minūtes. Un, lai pētītu vielas fizikālās īpašības, tai jābūt vismaz mazākā gabala formā. Bet Francijai tas nav iespējams.

Margerita Pere ir pirmā sieviete, kas ievēlēta (1962. gadā) Francijas Zinātņu akadēmijā.

Francijs tiek iegūts mākslīgi. Un, kad tas saplūst, tā atomi ātri sadalās. Turklāt, jo vairāk uzkrāto atomu, jo vairāk no tiem sadalās laika vienībā. Tātad, lai vienkārši saglabātu francija atomu skaitu nemainīgu, tie ir jāsintezē ar ātrumu, kas nav mazāks par to sabrukšanas ātrumu. Francija sintēzes laikā Dubnā, apstarojot urānu ar jaudīgu protonu kūli, ik sekundi radās aptuveni miljons šī elementa atomu. Pie šāda sintēzes ātruma parauga sabrukšanas ātrums kļūst vienāds ar tā veidošanās ātrumu, ja tā atomu skaits ir vienāds ar diviem miljardiem. Tas ir pilnīgi niecīgs vielas daudzums, tas pat nav redzams mikroskopā.

Turklāt šie atomi nav samontēti metāla gabalā, bet tiek sadalīti pa urāna mērķa virsmu. Tāpēc nav pārsteidzoši, ka visā pasaulē jebkurā brīdī radioaktīvajos iežos būs izkaisīti ne vairāk kā divi vai trīs desmiti gramu francija.