Щелочные металлы: строение, свойства, соединения и реакции — понятно, для ЕГЭ и олимпиад

Щелочные металлы — литий, натрий, калий, рубидий, цезий и франций — самые активные металлы периодической системы. Кусочек натрия бегает по воде, калий вспыхивает фиолетовым пламенем, цезий взрывается. При этом натрий и калий — элементы, без которых не работает ни одна живая клетка, а литий за последние двадцать лет стал основой аккумуляторов, которые лежат в кармане у каждого. В этой статье группа разобрана целиком: строение атомов и закономерности в группе, физические свойства, получение, реакции простых веществ, оксиды, пероксиды и надпероксиды, гидроксиды, соли, гидриды и нитриды, особенности лития, распознавание, применение. Отдельные разделы — о том, как эту тему спрашивают на ЕГЭ и какие ошибки встречаются чаще всего, и о том, что нужно знать для олимпиад: термодинамика электродных потенциалов, энергия кристаллической решётки и устойчивость соединений, растворы металлов в жидком аммиаке, строение пероксид- и надпероксид-ионов, органические производные. В конце — 15 заданий с разбором, от базовых до олимпиадных.

• 1. Положение в периодической системе и строение атомов
• 2. Физические свойства
• 3. Нахождение в природе и получение
• 4. Химические свойства простых веществ
• 5. Оксиды, пероксиды и надпероксиды
• 6. Гидроксиды
• 7. Соли
• 8. Гидриды, нитриды, амиды, карбиды и азиды
• 9. Особенности лития и диагональное сходство
• 10. Распознавание
• 11. Применение и биологическая роль
• 12. Как эту тему спрашивают на ЕГЭ
• 13. Для олимпиад
• Задания с разбором

1. Положение в периодической системе и строение атомов

У атома каждого щелочного металла на внешнем электронном слое находится один электрон на s-подуровне. Электронные конфигурации: литий 1s²2s¹, натрий 1s²2s²2p⁶3s¹, калий [Ar]4s¹, рубидий [Kr]5s¹, цезий [Xe]6s¹, франций [Rn]7s¹. Под этим единственным внешним электроном лежит завершённый слой с конфигурацией благородного газа. Единственный внешний электрон находится далеко от ядра и хорошо заслонён от него внутренними слоями, поэтому отрывается легко: энергия ионизации щелочных металлов — самая низкая в каждом периоде. Второй электрон пришлось бы отрывать уже от завершённого слоя, и второй потенциал ионизации в 7–10 раз больше первого: у натрия 496 и 4562 кДж/моль. Отсюда главное свойство группы: во всех соединениях щелочные металлы имеют степень окисления +1 и только +1.

В группе сверху вниз растёт число электронных слоёв, поэтому растут радиусы атомов и ионов, энергия ионизации уменьшается, восстановительная способность усиливается. Литий — наименее активный, цезий — самый активный из устойчивых щелочных металлов. Все основные характеристики собраны в таблице.

Обратите внимание на последний столбец. Стандартный электродный потенциал показывает, насколько легко металл переходит в гидратированный ион в водном растворе. Казалось бы, он должен монотонно уменьшаться вниз по группе вместе с энергией ионизации. Но у лития потенциал самый отрицательный, хотя энергию ионизации он имеет самую большую. Причина — очень большая энергия гидратации маленького иона Li⁺; подробный разбор этого парадокса — в разделе для олимпиад. На ЕГЭ достаточно знать: в ряду активности (электрохимическом ряду напряжений) литий стоит первым, а в ряду химической активности простых веществ по отношению к воде и кислороду активность растёт от лития к цезию.

Франций — радиоактивный элемент. Самый долгоживущий его изотоп, франций-223, имеет период полураспада около 22 минут; во всей земной коре одновременно присутствует лишь несколько десятков граммов франция. Его химию изучают по следовым количествам, и дальше речь пойдёт о пяти устойчивых щелочных металлах.

2. Физические свойства

Все щелочные металлы — серебристо-белые (цезий с золотистым оттенком), мягкие, лёгкие и легкоплавкие. Их режут ножом, натрий и калий легко мнутся пальцами через бумагу. Литий, натрий и калий легче воды. Температуры плавления падают от лития к цезию: цезий плавится в тёплой руке. Причина — слабая металлическая связь: на один атом приходится всего один электрон проводимости, а атомы крупные, так что электронный газ разрежен и плохо удерживает решётку. Все пять металлов кристаллизуются в объёмно-центрированной кубической решётке.

Литий — самый лёгкий металл: его плотность почти вдвое меньше плотности воды. Плотность в группе растёт, но не монотонно: калий легче натрия, потому что рост объёма атома при переходе от натрия к калию обгоняет рост массы.

На воздухе свежий срез щелочного металла тускнеет за секунды: он покрывается слоем оксида, пероксида, гидроксида и карбоната. Поэтому натрий и калий хранят под слоем керосина или минерального масла, в запаянных ампулах или под аргоном. Литий всплывает в керосине (его плотность ниже), и его хранят под вазелиновым маслом или в парафине. Рубидий и цезий хранят только в запаянных ампулах под вакуумом или в инертном газе: на воздухе они самовоспламеняются.

Щелочные металлы хорошо проводят электричество и тепло. Жидкий натрий и сплав натрия с калием (эвтектика с 77 % калия плавится при −12,6 °C и остаётся жидкой при комнатной температуре) служат теплоносителями в ядерных реакторах на быстрых нейтронах. Пары щелочных металлов окрашены: пары натрия — красновато-фиолетовые, калия — зелёные; в парах наряду с атомами присутствуют двухатомные молекулы Na₂, K₂.

3. Нахождение в природе и получение

Из-за высокой активности щелочные металлы в природе встречаются только в виде соединений, почти исключительно солей с степенью окисления +1. Натрий и калий — распространённые элементы: в земной коре их по 2,5 %; литий, рубидий и цезий — редкие и рассеянные.

Единственный способ восстановить ион M⁺ до металла в водном растворе не существует: щелочной металл сразу прореагирует с водой. Поэтому все способы получения — безводные.

Электролиз расплавов. Натрий получают электролизом расплава хлорида натрия в электролизёре Даунса. Чтобы снизить температуру плавления (чистый NaCl плавится при 801 °C, а натрий кипит при 883 °C и растворяется в расплаве), добавляют хлорид кальция; смесь плавится около 600 °C. На катоде выделяется натрий, на аноде — хлор:

2NaCl = 2Na + Cl₂ (электролиз расплава)

Исторический способ Кастнера — электролиз расплава гидроксида натрия: на аноде выделяются кислород и вода.

4NaOH = 4Na + O₂ + 2H₂O (электролиз расплава)

Литий получают электролизом расплава смеси LiCl и KCl.

Металлотермия. Калий электролизом расплава практически не получают: он растворяется в расплаве хлорида, легко образует взрывоопасный надпероксид и трудно отделяется. В промышленности калий вытесняют из расплавленного хлорида натрием при 850 °C. Равновесие само по себе невыгодно (калий активнее натрия, но при высокой температуре различие невелико), однако калий кипит ниже натрия, и его пары непрерывно отгоняют, смещая равновесие вправо:

KCl + Na 850 °C NaCl + K

Рубидий и цезий получают восстановлением хлоридов кальцием или магнием в вакууме с отгонкой металла, а также разложением азидов или восстановлением дихроматов цирконием:

2CsCl + Ca t°, вакуум CaCl₂ + 2Cs

Cs₂Cr₂O₇ + 2Zr t° 2Cs + 2ZrO₂ + Cr₂O₃

Чистый натрий для лабораторий можно получить термическим разложением азида натрия; эта же реакция, только с другой целью, работает в автомобильных подушках безопасности, где азид натрия за десятки миллисекунд даёт объём азота, надувающий подушку:

2NaN₃ t° 2Na + 3N₂

4. Химические свойства простых веществ

Щелочные металлы — сильнейшие восстановители. В реакциях атом отдаёт единственный внешний электрон и превращается в ион M⁺; поэтому все их реакции — окислительно-восстановительные, и во всех продуктах металл имеет степень окисления +1. Активность растёт от лития к цезию: литий реагирует с водой спокойно, натрий — бурно, калий — с воспламенением, рубидий и цезий — со взрывом.

4.1. Реакции с кислородом

Это главная особенность группы, которую нужно знать точно: продукты горения разные у разных металлов. Литий сгорает до оксида, натрий — до пероксида, калий, рубидий и цезий — до надпероксидов.

4Li + O₂ = 2Li₂O

2Na + O₂ = Na₂O₂

K + O₂ = KO₂

Причина различий — в размерах ионов. Маленький ион Li⁺ образует наиболее прочную решётку с маленьким ионом O²⁻, а крупные ионы K⁺, Rb⁺, Cs⁺ лучше стабилизируют крупный надпероксид-ион O₂⁻. Пероксид натрия — соединение, в котором кислород имеет степень окисления −1 (анион O₂²⁻ со связью O–O), надпероксид калия — соединение с анионом O₂⁻, формальная степень окисления кислорода в нём −1/2. Количественное объяснение через энергию кристаллической решётки дано в разделе для олимпиад.

Оксид натрия в чистом виде при горении не получается. Его получают, нагревая пероксид или нитрат натрия с избытком металла, либо действием натрия на гидроксид натрия:

Na₂O₂ + 2Na t° 2Na₂O

2NaNO₃ + 10Na t° 6Na₂O + N₂

2NaOH + 2Na t° 2Na₂O + H₂

При медленном окислении на воздухе при комнатной температуре и при недостатке кислорода натрий даёт смесь оксида и пероксида, калий — смесь оксида, пероксида и надпероксида. Для ЕГЭ запоминают главные продукты: литий — оксид, натрий — пероксид, калий — надпероксид.

4.2. Реакции с другими неметаллами

С галогенами щелочные металлы реагируют очень энергично: натрий в хлоре горит с ярким жёлтым пламенем, калий с бромом взрывается.

2Na + Cl₂ = 2NaCl

2K + Br₂ = 2KBr

С серой реакция идёт уже при растирании в ступке (опыт опасен), с нагреванием образуются и полисульфиды:

2Na + S = Na₂S

2Na + 2S t° Na₂S₂

С водородом при нагревании (300–400 °C) образуются гидриды — ионные соединения, в которых водород имеет степень окисления −1:

2Na + H₂ t° 2NaH

2Li + H₂ t° 2LiH

С азотом при обычных условиях реагирует только литий — это одна из его особенностей; при комнатной температуре в сухом азоте литий медленно покрывается красно-коричневым нитридом, при нагревании реакция идёт быстро:

6Li + N₂ = 2Li₃N

Нитриды натрия и калия термически неустойчивы и прямым синтезом не получаются (нитрид натрия Na₃N удалось получить лишь в 2002 году, осаждая атомные пучки натрия и азота на охлаждённую подложку). С фосфором при нагревании образуются фосфиды, с углеродом литий и натрий образуют ацетилениды (карбиды), с кремнием — силициды:

3Na + P t° Na₃P

2Li + 2C t° Li₂C₂

4Na + Si t° Na₄Si

4.3. Реакции с водой

Все щелочные металлы восстанавливают воду с выделением водорода и образованием щёлочи:

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑

2K + 2H₂O = 2KOH + H₂↑

Внешняя картина разная. Литий плавает и спокойно шипит, оставаясь твёрдым. Натрий плавится в блестящий шарик (теплоты реакции хватает, чтобы нагреть его выше 98 °C), бегает по поверхности, иногда вспыхивает жёлтым пламенем. Калий воспламеняется сразу, пламя фиолетовое. Рубидий и цезий реагируют со взрывом даже со льдом. Выделяющийся водород горит на воздухе, а если металл плотно прижат ко дну, реакция переходит во взрыв.

Почему литий, самый сильный восстановитель по электродному потенциалу, реагирует спокойнее всех? Потому что скорость реакции определяется не термодинамикой, а кинетикой и условиями. Литий плавится при 180 °C и в реакции остаётся твёрдым, поэтому поверхность контакта мала; его гидроксид наименее растворим и частично экранирует поверхность; наконец, тепловой эффект реакции лития с водой на моль металла меньше, чем у калия. Натрий и калий плавятся от теплоты реакции, растекаются, поверхность растёт, и реакция ускоряется лавинообразно.

Современные исследования уточнили и сам механизм взрыва. В 2015 году группа Павла Юнгвирта показала скоростной съёмкой, что капля сплава натрия с калием, падая в воду, за доли миллисекунды выпускает в воду электроны, становится сильно положительно заряженной и разрывается на тонкие струи — это кулоновский взрыв. Так резко увеличивается поверхность, и реакция становится взрывной. Воспламенение водорода — лишь следствие, а не причина взрыва.

4.4. Реакции с кислотами

С разбавленными кислотами-неокислителями щелочные металлы реагируют с выделением водорода, но ещё быстрее, чем с водой, и обычно со взрывом. На практике такие реакции не проводят, в заданиях их записывают так:

2Na + 2HCl = 2NaCl + H₂↑

2K + H₂SO₄(разб.) = K₂SO₄ + H₂↑

С кислотами-окислителями восстановитель такой силы восстанавливает кислоту максимально глубоко. Концентрированная серная кислота восстанавливается до сероводорода, разбавленная азотная — до нитрата аммония, концентрированная азотная — до оксида азота(I) или азота:

8Na + 5H₂SO₄(конц.) = 4Na₂SO₄ + H₂S + 4H₂O

8Na + 10HNO₃(разб.) = 8NaNO₃ + NH₄NO₃ + 3H₂O

8Na + 10HNO₃(конц.) = 8NaNO₃ + N₂O + 5H₂O

В действительности при добавлении металла к любой разбавленной кислоте значительная часть металла реагирует с водой, и продукты получаются смесью; в ЕГЭ принято писать один продукт восстановления, как выше.

4.5. Реакции с растворами солей

Самая частая ловушка. По ряду активности натрий стоит левее меди и должен вытеснять её из раствора сульфата меди. Но в водном растворе натрий сначала реагирует с водой, а образовавшаяся щёлочь осаждает гидроксид меди(II). Металлическая медь не выделяется:

2Na + 2H₂O + CuSO₄ = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄ + H₂↑

Аналогично с раствором хлорида алюминия: образуется гидроксид алюминия, а при избытке натрия (то есть избытке щёлочи) — тетрагидроксоалюминат:

6Na + 6H₂O + 2AlCl₃ = 2Al(OH)₃↓ + 6NaCl + 3H₂↑

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

С раствором хлорида аммония выделяется аммиак, с раствором гидрокарбоната — образуется карбонат. Вытеснение одного металла другим возможно только в расплавах, например вытеснение калия натрием из расплава хлорида (раздел 3) или получение титана из его хлорида:

TiCl₄ + 4Na t° Ti + 4NaCl

4.6. Реакции с аммиаком, спиртами и другими веществами с подвижным водородом

Щелочные металлы восстанавливают любой водород, связанный с азотом, кислородом или ацетиленовым углеродом. С газообразным аммиаком при нагревании (или в жидком аммиаке в присутствии следов железа) образуются амиды:

2Na + 2NH₃ t° 2NaNH₂ + H₂

Со спиртами реакция идёт спокойно, с выделением водорода и образованием алкоголятов (алкоксидов); это стандартная реакция для задания 32 ЕГЭ. С фенолом и карбоновыми кислотами реакция ещё быстрее:

2Na + 2C₂H₅OH = 2C₂H₅ONa + H₂↑

2Na + 2C₆H₅OH = 2C₆H₅ONa + H₂↑

Ацетилен и его гомологи с концевой тройной связью образуют ацетилениды:

2Na + C₂H₂ t° Na₂C₂ + H₂

Натрий отщепляет галоген от галогеналканов — реакция Вюрца, с помощью которой удлиняют углеродную цепь:

2CH₃Cl + 2Na = C₂H₆ + 2NaCl

Растворы щелочных металлов в жидком аммиаке — синие растворы с сольватированными электронами — используют как мягкие восстановители в органической химии; о них подробнее в разделе для олимпиад и в статье об алкалидах и электридах.

5. Оксиды, пероксиды и надпероксиды

5.1. Оксиды M₂O

Оксиды щелочных металлов — типичные основные оксиды, бесцветные (оксид цезия оранжевый), с ионной решёткой. С водой они энергично образуют щёлочи, реагируют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами:

Na₂O + H₂O = 2NaOH

Na₂O + 2HCl = 2NaCl + H₂O

Na₂O + CO₂ = Na₂CO₃

Na₂O + SO₃ = Na₂SO₄

Na₂O + Al₂O₃ t° 2NaAlO₂

Na₂O + ZnO t° Na₂ZnO₂

Оксид лития Li₂O — единственный оксид группы, который получается прямым горением металла. Оксиды остальных металлов получают способами из раздела 4.1.

5.2. Пероксиды M₂O₂

Пероксид натрия Na₂O₂ — бледно-жёлтое вещество, соль пероксида водорода. В нём есть связь O–O, степень окисления кислорода −1. Реакции пероксида натрия можно разделить на четыре группы.

Как соль слабой кислоты (пероксида водорода). С холодной водой и с кислотами на холоду образуется пероксид водорода; при нагревании он разлагается, и суммарно выделяется кислород:

Na₂O₂ + 2H₂O = 2NaOH + H₂O₂(на холоду)

2Na₂O₂ + 2H₂O = 4NaOH + O₂↑ (t°)

Na₂O₂ + 2HCl = 2NaCl + H₂O₂

Na₂O₂ + H₂SO₄(разб.) = Na₂SO₄ + H₂O₂

С кислотными оксидами образуются соли и выделяется кислород. Реакция с углекислым газом — основа регенерации воздуха в подводных лодках и космических аппаратах: пероксид поглощает выдыхаемый CO₂ и выделяет O₂:

2Na₂O₂ + 2CO₂ = 2Na₂CO₃ + O₂

С оксидом углерода(II) и оксидом серы(IV) пероксид действует как окислитель, кислород не выделяется:

Na₂O₂ + CO = Na₂CO₃

Na₂O₂ + SO₂ = Na₂SO₄

Как окислитель. Кислород в степени окисления −1 легко принимает электрон. Пероксид натрия окисляет иодиды, сульфиды, соединения хрома(III), железа(III) и марганца(IV) при сплавлении до хроматов, ферратов(VI) и манганатов:

Na₂O₂ + 2KI + 2H₂SO₄ = I₂ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 2H₂O

3Na₂O₂ + 2Cr(OH)₃ = 2Na₂CrO₄ + 2NaOH + 2H₂O

3Na₂O₂ + Fe₂O₃ t° 2Na₂FeO₄ + Na₂O

Na₂O₂ + MnO₂ t° Na₂MnO₄

Как восстановитель. Перед сильными окислителями тот же кислород −1 отдаёт электрон и переходит в O₂; это реакция, которую любят составители задания 29:

5Na₂O₂ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 5O₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5Na₂SO₄ + 8H₂O

При нагревании выше 600 °C пероксид натрия разлагается:

2Na₂O₂ t° 2Na₂O + O₂

5.3. Надпероксиды MO₂ и озониды MO₃

Надпероксид калия KO₂ — оранжево-жёлтое парамагнитное вещество с анионом O₂⁻. С водой и углекислым газом он ведёт себя как пероксид, но выделяет больше кислорода, поэтому именно его используют в изолирующих дыхательных аппаратах: на два поглощённых объёма CO₂ выделяется три объёма O₂:

4KO₂ + 2H₂O = 4KOH + 3O₂↑

2KO₂ + 2H₂O = 2KOH + H₂O₂ + O₂↑(на холоду)

4KO₂ + 2CO₂ = 2K₂CO₃ + 3O₂

2KO₂ t° K₂O₂ + O₂

Озониды KO₃, RbO₃, CsO₃ — красно-оранжевые вещества с анионом O₃⁻; их получают действием озона на твёрдые гидроксиды:

4KOH + 4O₃ = 4KO₃ + O₂ + 2H₂O

Озониды медленно разлагаются уже при комнатной температуре с выделением кислорода.

6. Гидроксиды

Гидроксиды щелочных металлов MOH — щёлочи: белые, очень гигроскопичные кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде с выделением большого количества теплоты (исключение — гидроксид лития, растворимость которого около 13 г на 100 г воды). В растворе они полностью диссоциированы и являются самыми сильными основаниями из доступных в школьной лаборатории. Сила оснований растёт от LiOH к CsOH. Технические названия: NaOH — каустическая сода, едкий натр; KOH — едкое кали. Гидроксиды натрия и калия плавятся без разложения (NaOH при 323 °C) и в расплаве разрушают стекло и фарфор, поэтому их плавят в серебряной или никелевой посуде. Гидроксид лития при нагревании разлагается:

2LiOH t° Li₂O + H₂O

Получают щёлочи электролизом водных растворов хлоридов (хлорно-щелочное производство; попутно получают хлор и водород) и, реже, известковым способом из соды:

2NaCl + 2H₂O = 2NaOH + H₂↑ + Cl₂↑ (электролиз раствора)

Na₂CO₃ + Ca(OH)₂ = CaCO₃↓ + 2NaOH

Химические свойства щёлочей — это свойства сильных оснований, и их нужно уметь перечислить полностью.

С кислотами — нейтрализация; с многоосновными кислотами при недостатке щёлочи образуются кислые соли:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

NaOH + H₂SO₄ = NaHSO₄ + H₂O

2NaOH + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2H₂O

С кислотными оксидами; при избытке оксида образуется кислая соль, и это важно для расчётных задач:

2NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O

NaOH + CO₂(изб.) = NaHCO₃

2KOH + SO₂ = K₂SO₃ + H₂O

2NaOH + SiO₂ t° Na₂SiO₃ + H₂O

С амфотерными оксидами и гидроксидами (алюминия, цинка, бериллия, хрома(III), олова, свинца). В растворе образуются гидроксокомплексы, при сплавлении — безводные соли:

Al(OH)₃ + NaOH = Na[Al(OH)₄]

Al(OH)₃ + NaOH сплавление NaAlO₂ + 2H₂O

Zn(OH)₂ + 2NaOH = Na₂[Zn(OH)₄]

ZnO + 2NaOH сплавление Na₂ZnO₂ + H₂O

Cr(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Cr(OH)₆]

С солями, если образуется осадок, газ или слабый электролит:

CuSO₄ + 2NaOH = Cu(OH)₂↓ + Na₂SO₄

FeCl₃ + 3KOH = Fe(OH)₃↓ + 3KCl

NH₄Cl + NaOH = NaCl + NH₃↑ + H₂O

NaHCO₃ + NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

Ca(HCO₃)₂ + 2NaOH = CaCO₃↓ + Na₂CO₃ + 2H₂O

С неметаллами. Хлор на холоду даёт хлорид и гипохлорит, при нагревании — хлорид и хлорат (реакции диспропорционирования); сера — сульфид и сульфит; фосфор — фосфин и гипофосфит; кремний — силикат и водород:

2NaOH + Cl₂ = NaCl + NaClO + H₂O

6KOH + 3Cl₂ t° 5KCl + KClO₃ + 3H₂O

6NaOH + 3S t° 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O

3NaOH + 4P + 3H₂O = PH₃↑ + 3NaH₂PO₂

2NaOH + Si + H₂O = Na₂SiO₃ + 2H₂↑

С металлами, образующими амфотерные гидроксиды (алюминий, цинк, бериллий), — в растворе с выделением водорода:

2Al + 2NaOH + 6H₂O = 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑

Zn + 2NaOH + 2H₂O = Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑

С органическими веществами: щёлочи нейтрализуют карбоновые кислоты и фенолы, гидролизуют (омыляют) эфиры и жиры, отщепляют галогеноводород от галогеналканов в спиртовом растворе, а гидроксид калия с оксидом углерода(II) под давлением даёт формиат калия:

KOH + CO t°, p HCOOK

7. Соли

Соли щелочных металлов — ионные кристаллические вещества с высокими температурами плавления. Почти все они хорошо растворимы в воде: в школьной таблице растворимости в столбцах натрия и калия нет ни одного прочерка. Малорастворимы лишь некоторые соли лития (LiF, Li₂CO₃, Li₃PO₄) и отдельные соли калия, рубидия и цезия с крупными анионами (KClO₄, K₂[PtCl₆], гидротартрат калия). Катионы Na⁺, K⁺ гидролизу не подвергаются, поэтому растворы солей сильных кислот нейтральны, а солей слабых кислот — щелочные за счёт гидролиза аниона:

Na₂CO₃ + H₂O ⇄ NaHCO₃ + NaOH

Na₂S + H₂O ⇄ NaHS + NaOH

7.1. Карбонаты и гидрокарбонаты

Карбонат натрия Na₂CO₃ — кальцинированная сода; кристаллогидрат Na₂CO₃·10H₂O — кристаллическая сода; гидрокарбонат натрия NaHCO₃ — питьевая сода; карбонат калия K₂CO₃ — поташ. Карбонаты натрия и калия термически устойчивы и плавятся без разложения, а гидрокарбонаты разлагаются уже при 60–200 °C — на этом основано применение питьевой соды в выпечке и в огнетушителях:

2NaHCO₃ t° Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O

Li₂CO₃ t° Li₂O + CO₂

Карбонаты и гидрокарбонаты реагируют с кислотами с выделением углекислого газа, переходят друг в друга, а карбонат при сплавлении с оксидом кремния(IV) даёт силикат (варка стекла):

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂↑ + H₂O

NaHCO₃ + HCl = NaCl + CO₂↑ + H₂O

Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O = 2NaHCO₃

NaHCO₃ + NaOH = Na₂CO₃ + H₂O

Na₂CO₃ + SiO₂ t° Na₂SiO₃ + CO₂

Na₂CO₃ + CaCl₂ = CaCO₃↓ + 2NaCl

Соду в промышленности получают аммиачным способом Сольве. В насыщенный раствор хлорида натрия, насыщенный аммиаком, пропускают углекислый газ; выпадает наименее растворимый в этих условиях гидрокарбонат натрия, который прокаливают. Аммиак регенерируют известью, а углекислый газ и известь получают обжигом известняка:

NaCl + NH₃ + CO₂ + H₂O = NaHCO₃↓ + NH₄Cl

2NaHCO₃ t° Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O

CaCO₃ t° CaO + CO₂

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ = CaCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O

Для карбоната калия способ Сольве не подходит: гидрокарбонат калия растворим слишком хорошо и не выпадает в осадок. Поташ получают, пропуская углекислый газ через раствор гидроксида калия.

7.2. Нитраты

Нитраты щелочных металлов (натриевая селитра NaNO₃, калийная селитра KNO₃) при нагревании разлагаются до нитритов и кислорода; нитрат лития, подобно нитрату магния, — до оксида, оксида азота(IV) и кислорода:

2KNO₃ t° 2KNO₂ + O₂

4LiNO₃ t° 2Li₂O + 4NO₂ + O₂

Расплавленные нитраты — сильные окислители: смесь калийной селитры с углём и серой — чёрный порох.

7.3. Галогениды и другие соли

Хлорид натрия — сырьё для получения натрия, хлора, соляной кислоты, щёлочи и соды. С концентрированной серной кислотой при нагревании он даёт хлороводород (лабораторный способ получения HCl):

NaCl + H₂SO₄(конц.) t° NaHSO₄ + HCl↑

2NaCl + H₂SO₄(конц.) t° Na₂SO₄ + 2HCl↑

Иодиды и бромиды окисляются более активными галогенами и другими окислителями:

2NaI + Cl₂ = 2NaCl + I₂

2KBr + Cl₂ = 2KCl + Br₂

Хлорат калия (бертолетова соль) при нагревании с катализатором разлагается на хлорид и кислород, а без катализатора — диспропорционирует:

2KClO₃ t°, MnO₂ 2KCl + 3O₂

4KClO₃ t° 3KClO₄ + KCl

Сульфаты, фосфаты, силикаты натрия и калия — растворимые соли, которые в реакциях обмена служат источником аниона; в заданиях ЕГЭ на реакции ионного обмена они встречаются постоянно:

Na₂SO₄ + BaCl₂ = BaSO₄↓ + 2NaCl

Na₂SiO₃ + 2HCl = H₂SiO₃↓ + 2NaCl

8. Гидриды, нитриды, амиды, карбиды и азиды

Бинарные соединения щелочных металлов с неметаллами — соли очень слабых кислот (водорода, аммиака, ацетилена) и потому полностью гидролизуются водой. Этот общий принцип позволяет не заучивать реакции, а выводить их: анион присоединяет протон от воды, катион остаётся с гидроксид-ионом.

Гидриды MH — бесцветные солеобразные вещества с ионом H⁻; это сильнейшие восстановители и сильные основания. С водой они выделяют водород, причём один атом водорода идёт из гидрида (степень окисления −1), другой — из воды (+1); это окислительно-восстановительная реакция:

NaH + H₂O = NaOH + H₂↑

LiH + H₂O = LiOH + H₂↑

Гидрид лития наиболее устойчив термически (плавится без разложения при 689 °C); гидриды натрия и калия разлагаются на элементы раньше, чем плавятся. Из гидрида лития получают алюмогидрид лития — важнейший восстановитель органической химии, а из гидрида натрия — боргидрид натрия:

4LiH + AlCl₃ = LiAlH₄ + 3LiCl

Нитрид лития и амиды гидролизуются до аммиака:

Li₃N + 3H₂O = 3LiOH + NH₃↑

NaNH₂ + H₂O = NaOH + NH₃↑

Ацетилениды (карбиды) гидролизуются до ацетилена:

Na₂C₂ + 2H₂O = 2NaOH + C₂H₂↑

Азид натрия NaN₃ получают из амида натрия и оксида азота(I); при нагревании он разлагается на натрий и азот (раздел 3):

2NaNH₂ + N₂O t° NaN₃ + NaOH + NH₃

9. Особенности лития и диагональное сходство

Литий во многом отличается от остальных щелочных металлов, а по ряду свойств напоминает магний — элемент, стоящий в периодической системе по диагонали от него. Это диагональное сходство объясняется тем, что при переходе на один элемент вправо радиус иона уменьшается, а на один период вниз — увеличивается; ионы Li⁺ (76 пм) и Mg²⁺ (72 пм) близки по размеру, а отношение заряда к радиусу у них сходно. Маленький ион лития сильно поляризует анионы и образует прочные решётки с маленькими анионами, поэтому:

• литий горит до оксида Li₂O, а не до пероксида (как магний — до MgO);
• литий реагирует с азотом при комнатной температуре, образуя нитрид Li₃N (магний — при нагревании, Mg₃N₂);
• карбонат, нитрат и гидроксид лития разлагаются при нагревании, как у магния, а не как у натрия;
• фторид, карбонат и фосфат лития малорастворимы, как соответствующие соли магния;
• соли лития сильнее гидратированы и образуют кристаллогидраты (LiCl·H₂O), тогда как NaCl и KCl кристаллизуются без воды;
• хлорид лития растворяется в спирте, ацетоне и других органических растворителях — признак заметной ковалентности связи.

Другие примеры диагонального сходства: бериллий и алюминий (амфотерность, пассивация; разобрано в статье об элементах IIA-группы), бор и кремний (неметаллы с ковалентными полимерными оксидами).

Литий сегодня — стратегический элемент из-за литий-ионных аккумуляторов. В них литий не присутствует в виде металла: ионы Li⁺ при заряде переходят из оксида кобальта (или фосфата железа) в графит, а при разряде возвращаются. Упрощённо суммарный процесс записывают так (схема, не уравнение):

LiCoO₂ + 6C ⇄ LiC₆ + CoO₂

Высокое напряжение элемента (около 3,7 В) — прямое следствие самого отрицательного электродного потенциала лития, а малая масса на единицу заряда — следствие того, что литий легчайший металл.

10. Распознавание

Ионы щелочных металлов бесцветны, не гидролизуются и почти не образуют осадков, поэтому главный способ их распознавания — окраска пламени. Летучие соли вносят на платиновой или нихромовой проволоке в бесцветное пламя горелки: атомы металла возбуждаются и излучают свет характерных длин волн.

Жёлтая окраска натрия настолько интенсивна, что перекрывает остальные; примесь натрия есть почти везде, поэтому фиолетовое пламя калия рассматривают через синее кобальтовое стекло, поглощающее жёлтый свет. Именно по спектральным линиям были открыты рубидий и цезий, а линия натрия 589 нм (жёлтый свет натриевых уличных фонарей) — одна из самых известных линий спектра.

Осадительные реакции немногочисленны и в школьном курсе почти не используются. Ион натрия осаждают гексагидроксоантимонатом(V) калия, ион калия — гексанитрокобальтатом(III) натрия, хлорной кислотой или тетрафенилборатом натрия:

Na⁺ + [Sb(OH)₆]⁻ = Na[Sb(OH)₆]↓

2K⁺ + Na⁺ + [Co(NO₂)₆]³⁻ = K₂Na[Co(NO₂)₆]↓

K⁺ + ClO₄⁻ = KClO₄↓

Для лития качественная реакция — карминово-красное пламя и малорастворимые фторид и фосфат.

11. Применение и биологическая роль

Биологическая роль. Натрий и калий — макроэлементы: в организме человека около 100 г натрия и 140 г калия. Ионы распределены неравномерно: калий — главный катион внутри клеток (около 140 ммоль/л), натрий — снаружи (около 145 ммоль/л). Эту разность концентраций поддерживает натрий-калиевая АТФаза — белок-насос, который за счёт энергии одной молекулы АТФ выводит из клетки три иона Na⁺ и вводит два иона K⁺. На градиенте натрия и калия основаны потенциал покоя мембраны, проведение нервного импульса, сокращение мышц, всасывание глюкозы в кишечнике и работа почек. Литий в малых дозах влияет на передачу сигналов в нейронах, рубидий и цезий биологической роли не имеют, а радиоактивный калий-40 (0,012 % природного калия, период полураспада 1,25 млрд лет) — главный внутренний источник радиоактивности человеческого тела: около 4 тысяч распадов в секунду.

12. Как эту тему спрашивают на ЕГЭ

Щелочные металлы встречаются в большинстве заданий первой части и во всех заданиях второй части. В заданиях 1–3 (строение атома, закономерности, степени окисления) спрашивают о числе внешних электронов, радиусе, энергии ионизации и металлических свойствах в ряду Li–Cs. В задании 7 (вещество и реагенты) — с чем реагирует натрий или гидроксид натрия; в задании 8 (реагенты и продукты) — продукты горения, реакции пероксида, гидрида, растворов солей с металлом. В задании 6 (две пробирки) щелочные металлы и их щёлочи — основной источник осадков и газов. В заданиях 29 и 31 пероксид натрия и надпероксид калия — любимые реагенты составителей: они бывают и окислителями, и восстановителями, и дают кислород. В задании 32 натрий со спиртами, фенолами и галогеналканами; в задачах 33–34 — расчёт по реакциям натрия с водой и спиртами, щёлочи с углекислым газом. Карта всех заданий — в статье «ЕГЭ по химии — 2027: карта заданий».

13. Для олимпиад

13.1. Почему у лития самый отрицательный потенциал

Стандартный электродный потенциал связан с энергией Гиббса процесса M(тв.) → M⁺(водн.) + e. Этот процесс можно мысленно разбить на три стадии: сублимацию металла, ионизацию атома в газе и гидратацию иона. Энтальпии стадий (кДж/моль, округлённо):

Энергия ионизации падает вниз по группе, но энергия гидратации падает по модулю ещё быстрее: маленький ион лития притягивает молекулы воды намного сильнее, чем крупный ион цезия. В сумме переход лития в гидратированный ион оказывается самым выгодным, и его потенциал самый отрицательный. Различия между натрием, калием, рубидием и цезием малы и определяются ещё и энтропийными членами (сильно гидратированный ион лития упорядочивает воду вокруг себя, что уменьшает выигрыш), поэтому точный порядок потенциалов воспроизводится только при полном расчёте энергии Гиббса. Вывод для решения задач: восстановительная способность в растворе и активность простого вещества — разные характеристики; первая определяется потенциалом, вторая — скоростью реакции, которая зависит от энергии ионизации, температуры плавления и прочности решётки.

Полезно знать и тепловые эффекты. Для реакции 2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂ стандартная энтальпия составляет около −184 кДж на моль натрия (из энтальпий образования NaOH(водн.) −470 и H₂O(ж.) −286 кДж/моль), для калия — около −197 кДж/моль. Этого достаточно, чтобы расплавить металл и зажечь водород.

13.2. Энергия решётки и устойчивость соединений

Многие закономерности группы — какой металл горит до оксида, а какой до надпероксида, чей карбонат разлагается, чей гидрид устойчивее — следуют из одного принципа: энергия кристаллической решётки ионного соединения примерно обратно пропорциональна сумме радиусов катиона и аниона (уравнение Капустинского):

U ≈ 1,2·10⁵ · ν · |z₊z₋| / (r₊ + r₋) кДж/моль (радиусы в пм, ν — число ионов в формульной единице)

Рассмотрим разложение надпероксида в пероксид или пероксида в оксид: 2KO₂ = K₂O₂ + O₂. Выгода этого процесса определяется разностью энергий решёток продукта и исходного вещества. Переход от крупного аниона к мелкому увеличивает энергию решётки, но тем сильнее, чем меньше катион: при r₊ = 76 пм (литий) уменьшение r₋ на 30 пм меняет сумму радиусов в знаменателе существенно, а при r₊ = 167 пм (цезий) — слабо. Поэтому для лития выигрыш от перехода к оксиду велик и он горит до Li₂O, а для цезия выигрыша почти нет, и устойчивым продуктом остаётся CsO₂. Общая формулировка: крупные катионы стабилизируют крупные анионы, мелкие — мелкие.

Тот же принцип объясняет термическую устойчивость карбонатов, нитратов и гидроксидов: разложение Li₂CO₃ до Li₂O выгодно, поскольку маленький Li⁺ получает большой выигрыш в энергии решётки с маленьким O²⁻; для Cs₂CO₃ выигрыш мал, и карбонат плавится без разложения. С гидридами всё наоборот: ион H⁻ мал, и его решётка с маленьким Li⁺ наиболее прочна, поэтому LiH плавится без разложения при 689 °C, а CsH разлагается при нагревании. Тот же принцип объясняет, почему для получения солей с крупными анионами (озонидов, тетрафенилборатов, гексахлороплатинатов) используют калий, рубидий и цезий.

13.3. Структура металлов и солей

Все щелочные металлы при обычных условиях имеют объёмно-центрированную кубическую решётку, координационное число 8. При низких температурах литий и натрий переходят в плотнейшие упаковки; под давлением щелочные металлы ведут себя неожиданно: натрий при 200 ГПа становится прозрачным диэлектриком, а цезий проходит через ряд фаз с переносом электрона с s- на d-подуровень. Галогениды кристаллизуются в структуре хлорида натрия (координационное число 6), но хлорид, бромид и иодид цезия — в структуре с координационным числом 8 (структурный тип CsCl): крупный катион позволяет окружить себя восемью анионами, не сближая их. Граница между типами приближённо задаётся отношением радиусов катиона и аниона: при r₊/r₋ выше 0,73 выгодна структура CsCl, от 0,41 до 0,73 — структура NaCl.

13.4. Растворы в жидком аммиаке и сольватированный электрон

Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке (температура кипения −33 °C), давая ярко-синие растворы, которые проводят ток как электролиты и парамагнитны. Металл отдаёт электрон, и в растворе появляются два вида частиц: катион, окружённый молекулами аммиака, и сольватированный электрон — электрон, занимающий полость в растворителе, образованную ориентированными к нему атомами водорода молекул аммиака:

Na + nNH₃ → Na⁺(NH₃)_x + e⁻(NH₃)_y

Синий цвет — поглощение этого электрона в ближней инфракрасной и красной области. Концентрированные растворы приобретают бронзовый металлический блеск: электроны образуют подобие электронного газа. Растворы метастабильны: в присутствии катализатора (следы железа, его оксидов) они медленно обесцвечиваются, выделяя водород и образуя амид:

2Na + 2NH₃ Fe 2NaNH₂ + H₂

Растворы натрия и лития в аммиаке — классический восстановитель органической химии. Восстановление по Бёрчу превращает бензольное кольцо в циклогекса-1,4-диен; спирт служит источником протонов:

C₆H₆ + 2Na + 2C₂H₅OH NH₃ (ж.) C₆H₈ + 2C₂H₅ONa

В присутствии криптандов и краун-эфиров, связывающих катион, из таких растворов кристаллизуются алкалиды — соли с анионами Na⁻, K⁻ — и электриды, в которых анионом служит электрон. Это соединения, нарушающие школьное правило о том, что щелочные металлы бывают только катионами; подробнее о них — в отдельной статье.

13.5. Строение пероксид-, надпероксид- и озонид-ионов

Молекула O₂ имеет 12 валентных электронов, два из которых занимают разрыхляющие π*-орбитали поодиночке; порядок связи 2, молекула парамагнитна, длина связи 121 пм. Надпероксид-ион O₂⁻ содержит один дополнительный электрон на π*-орбитали: порядок связи 1,5, один неспаренный электрон, длина связи около 133 пм, вещества с ним (KO₂, RbO₂, CsO₂) парамагнитны и окрашены. Пероксид-ион O₂²⁻ имеет две полностью заполненные π*-орбитали: порядок связи 1, нет неспаренных электронов, длина связи 149 пм; пероксиды бесцветны или бледно-жёлты и диамагнитны. Озонид-ион O₃⁻ — угловая частица с 19 валентными электронами, парамагнитная, окрашена в красный цвет. Этот ряд — классический пример применения метода молекулярных орбиталей, и его регулярно спрашивают на олимпиадах.

13.6. Органические производные

Органические соединения лития — литийалкилы и литийарилы — получают из металла и галогеналкана в сухом эфире или углеводороде:

2Li + C₄H₉Cl = C₄H₉Li + LiCl

Связь C–Li сильно полярна, но в значительной мере ковалентна; бутиллитий существует в виде тетрамеров и гексамеров и растворим в углеводородах. Литийорганические соединения — сильнейшие основания и нуклеофилы: они депротонируют терминальные алкины, бензол, отрывают протон даже от эфиров и присоединяются к карбонильной группе подобно реагентам Гриньяра, но активнее. Натрийорганические соединения почти целиком ионные и нерастворимы в углеводородах, поэтому в синтезе применяют преимущественно литий. Амид натрия и гидрид натрия — стандартные основания для депротонирования кетонов, эфиров и спиртов; трет-бутилат калия — сильное основание для реакций отщепления.

13.7. Селективное связывание ионов

Ионы щелочных металлов различаются только размером и зарядом, поэтому их различают по размеру. Циклические полиэфиры — краун-эфиры — связывают ион, размер которого соответствует полости: 12-краун-4 — литий, 15-краун-5 — натрий, 18-краун-6 — калий. Эти молекулы переводят соли калия и натрия в органические растворители и делают анионы «обнажёнными» и очень реакционноспособными. Биологические аналоги краун-эфиров — ионофоры, например антибиотик валиномицин, который избирательно переносит K⁺ через мембраны. Калиевые каналы клетки пропускают ионы калия в десять тысяч раз лучше, чем меньшие ионы натрия: в узком участке канала ион калия точно заменяет свою гидратную оболочку на атомы кислорода карбонильных групп белка, а для иона натрия эти атомы расположены слишком далеко, и дегидратация не компенсируется.

13.8. Что нового

• Нитрид натрия Na₃N, который десятилетиями считали несуществующим, получен в 2002 году Дитером Фишером и Мартином Янсеном совместным осаждением атомных пучков натрия и азота на охлаждаемую жидким азотом поверхность; соединение разлагается уже при 87 °C.
• Кулоновский взрыв щелочного металла в воде (группа Павла Юнгвирта, 2015): первичная причина взрыва — не воспламенение водорода, а разрыв капли металла электростатическими силами после ухода электронов в воду.
• Натрий-ионные аккумуляторы с 2023 года выпускаются серийно: натрий дешевле и доступнее лития, а потери в ёмкости частично компенсируются безопасностью и работой на морозе. Калий-ионные аккумуляторы — на стадии лабораторных образцов.
• Электриды, в частности [Ca₂₄Al₂₈O₆₄]⁴⁺·4e⁻ (электрид на основе майенита), работают как катализаторы синтеза аммиака при низком давлении: сольватированные в решётке электроны ослабляют связь в молекуле азота.
• Сверхплотный натрий: при давлении около 200 ГПа натрий теряет металлические свойства и становится прозрачным — электроны проводимости локализуются в пустотах решётки, то есть металл превращается в электрид высокого давления.

Задания с разбором

Задания 1–10 соответствуют уровню ЕГЭ, 11–15 — олимпиадному уровню.

Задание 1

Расположите элементы Na, Li, K в порядке усиления металлических свойств. Расположите элементы Cs, Na, K в порядке уменьшения радиуса атома. У какого из атомов — Li, Na, K — самая низкая энергия ионизации?

Задание 2

Из предложенного перечня выберите два вещества, с каждым из которых натрий реагирует при комнатной температуре: 1) вода; 2) азот; 3) кислород; 4) аргон; 5) хлорид натрия (твёрдый).

Задание 3

Установите соответствие между реагентами и продуктами реакции. Реагенты: А) Na + O₂ (избыток, горение); Б) Na₂O₂ + CO₂; В) Na + H₂O; Г) Na₂O₂ + H₂O (на холоду). Продукты: 1) Na₂O; 2) Na₂O₂; 3) NaOH + H₂; 4) Na₂CO₃ + O₂; 5) NaOH + H₂O₂; 6) Na₂CO₃.

Задание 4

Натрий массой 2,3 г внесли в 50 г 10 %-ного раствора сульфата меди(II). Определите объём выделившегося газа (н.у.) и массу образовавшегося осадка.

Задание 5

Натрий сожгли в избытке кислорода. Полученное твёрдое вещество поместили в сосуд с углекислым газом. Образовавшуюся соль растворили в воде и прилили к раствору хлорида алюминия; выпавший осадок отделили и прокалили. Напишите уравнения четырёх описанных реакций.

Задание 6

Используя метод электронного баланса, составьте уравнение реакции пероксида натрия с перманганатом калия в присутствии серной кислоты. Укажите окислитель и восстановитель.

Задание 7

Литий нагрели в атмосфере азота. Продукт растворили в воде, а выделившийся газ пропустили над нагретым оксидом меди(II). Образовавшийся металл растворили в концентрированной азотной кислоте. Напишите уравнения четырёх реакций.

Задание 8

Смесь натрия и оксида натрия массой 10,8 г растворили в 200 г воды, при этом выделилось 2,24 л газа (н.у.). Определите массовую долю гидроксида натрия в полученном растворе.

Задание 9

Через раствор хлорида натрия и через расплав хлорида натрия пропустили электрический ток. Напишите уравнения процессов на катоде и аноде и суммарные уравнения электролиза. Почему натрий нельзя получить электролизом водного раствора?

Задание 10

Напишите уравнения реакций термического разложения (если оно происходит) следующих веществ: гидрокарбонат натрия, карбонат калия, нитрат калия, нитрат лития, гидроксид лития, гидроксид натрия, хлорат калия (без катализатора).

Задание 11 (олимпиадное)

Щелочной металл X массой 0,78 г сожгли в избытке кислорода и получили 1,42 г твёрдого вещества Y. При внесении Y в горячую воду выделяется газ, поддерживающий горение. Определите X и Y, напишите уравнения реакций и рассчитайте объём газа (н.у.), который выделится при реакции всего полученного Y с горячей водой.

Задание 12 (олимпиадное)

Энергия ионизации лития (520 кДж/моль) больше, чем у натрия (496) и калия (419), однако стандартный электродный потенциал лития (−3,04 В) отрицательнее, чем у натрия (−2,71 В) и калия (−2,93 В). Используя данные таблицы раздела 13.1, объясните этот факт. Почему при этом литий реагирует с водой спокойнее натрия и калия?

Задание 13 (олимпиадное)

Объясните, опираясь на представление об энергии кристаллической решётки, следующие факты: а) литий при горении образует оксид, натрий — пероксид, калий — надпероксид; б) карбонат лития разлагается при нагревании, а карбонат цезия плавится без разложения; в) гидрид лития термически устойчивее гидрида цезия, хотя для карбонатов порядок устойчивости обратный.

Задание 14 (олимпиадное)

При растворении натрия в жидком аммиаке образуется синий раствор, проводящий электрический ток и обладающий парамагнетизмом. При добавлении небольшого количества хлорида железа(III) раствор обесцвечивается и выделяется газ. Если же в раствор натрия в аммиаке внести бензол и этанол, образуется углеводород состава C₆H₈. Объясните наблюдения и напишите уравнения реакций.

Задание 15 (олимпиадное)

Надпероксид калия окрашен и парамагнитен, пероксид натрия бледно-жёлтый и диамагнитен. Длины связи O–O в O₂, O₂⁻ и O₂²⁻ равны 121, 133 и 149 пм. Объясните эти факты с помощью метода молекулярных орбиталей и определите порядок связи в каждой частице.

Щелочные металлы — хороший пример того, как из одного факта (один внешний электрон при большом радиусе атома) выводится вся химия группы: единственная степень окисления +1, сильнейшие восстановительные свойства, ионный характер соединений, растворимость солей, щелочной характер гидроксидов. Исключения — литий с его диагональным сходством с магнием и разные продукты горения — тоже объясняются из одного принципа: размер иона определяет энергию решётки. Если видеть эту логику, запоминать приходится немногое.