Химия, элементы таблицы Менделеева

нагревании или в присутствии воды он ведет себя вполне аналогично гидридам

других щелочных металлов. При хранении бесцветных кристаллов LiН на свету

они постепенно окрашиваются в синий цвет. Появление этой окраски

обусловлено, вероятно, частичным переходом элек.ронов с Н( в пустоты

решетки.

Гидрид натрия используется иногда в металлургии для выделения редких

металлов из их соединений. Его 2 %-ный раствор в расплавленном NаОН находит

применение для снятия окалины со стальных изделий (после минутного

выдерживания в нем горячее изделие погружают в воду, причем

восстановившаяся по уравнению Fе3O4 + 4 NаН = 4 NаОН + 3 Fе окалина

отпадает) . При электролизе такого раствора на катоде выделяется натрий, а

на аноде водород.

А з и д ы щелочных металлов могут быть получены по схеме

Э2СО3 + 2 НN3 = Н2О + CO2( + 2 ЭN3

Они представляют собой бесцветные кристаллические вещества, при нагревании

начинающие разлагаться на элементы еще до достижения температур плавления.

Растворимость их в обычных условиях составляет приблизительно 42 (Nа), 50

(К), 100 (Rb) и 300 (Сs) г на 100 г Н2О. Для энергий кристаллических

рещеток даются значения (кДж/моль): 811 (Li), 732 (Nа), 656 (К), 635 (Rb) и

610 (Сs). С сероуглеродом в водной среде азиды реагируют по схеме КN3 + СS2

= КSCSN3, обрзуя азидодитиокарбонаты, а с иодом (в присутствии следов СS2)

— по схеме 2 КN3 + I2 = 2 КI + 3 N2.

Н и т р а т ы щелочных металлов сравнительно легкоплавки и хорошо

растваримы в воде. Практическое значение из них имеют почти исключительно

NаNО3 и КNО3. Обе соли используются главным образом в качестве минеральных

удобрений. Нитрат калия идет также для изготовления черного пороха (NаNО3

не применяется из-за его гигроскопичности).

Точки плавления н и т р а т о в щелочных металлов лежат не очень высоко

((С): 253 (Li), 306 (Nа), 334 (К), 310 (Rb), 406 (Сs). По мере повышения

давления (до 10 тыс. ат) температура плавления LiNО3, NаNО3 и СsNО3

последовательно возрастает, тогда как у RbNО3 она проходит через минимум, а

у КNО3 через максимум. Рентгеновское исследование расплавов NаNО3 и КNО3

поклзало, что их структура близка к кристаллической. Под вакуумом при

350(450 (С большинство рассматриваемых нитратов может быть отогнано из их

расплавов без сушественного разъложения. Для температур такого разложения

по схеме 2 ЭNО3 = 2 ЭNО2 + O2 даются значения от 475 (Li) до 585 (С (Сs).

Молекулы LiNО3 и NаNО3 в парах имеет строение, аналогичное молекуле НNО3 с

параметрами d(LiО) = 160, d(NaО) = 1,90, d(ОN) = 140, d(NО) = 122 пм, (ЭОN

= 105(, (О=Х=О = 134(.

Для сплава NаNО3 и КNО3 характерна эвтектика (при 55 мол. % KNО3) с

температурой затвердевания 225,7 (С. Система эта обладает высоким значением

криоскопической константы (20,75 град) и может быть использована как среда

для криоскопии. Например, константы диссоциации PbСl2 и СsСl2, были в ней

найдены равными соответственно 3(10(3 и 1(10(4.

При повышении температуры растворимость нитратов сильно увеличивается.

Изломы на кривой для азотнокислого лития обусловлены различной

растворимостью его отдельных гидратных форм. Так как азотнокислые соли

других щелочных металлов кристаллогидратов не образуют, кривые их

растворимости подобных изломов не имеют.

Для ннтратов К, Rb и Сs, помимо безводных солей, известны

кристаллические продукты присоединения азотной кислоты общих формул

ЭNО3(НNО3 и ЭNО3(2НNО3, вылеляющиеся из растворов соответствчющик нитратов,

содержащих большой избыток свободной НNO3. Примерами могут служить

СsNО2(НNО3 (т. пл. 104 (С с разл.) и СsNО3(2НNО3 (т. пл. 39 (С с разл.).

Эвтектика системы НNО3(СsNО3 лежит при 13 мол. % соли и (62 (С.

Большая часть потребляемого NаNО3 получается в качестве продукта

азотнокислотного производства (за счет поглощения щелочами оксидов азота из

отходяших газов). Азотнокислый калий обычно получают обменным разложением

КСl и NаNО3.

Н и т р и т ы щелочных металлов (ЭNО3) представляют собой бесцветные

(или слегка желтоватые) кристаллические вещестна, очень легко растворимые в

воде (LiNО3 — и в спирте). Их точки плавления ((С) равны: 220 (Li), 283

(Nа), 438 (K), 422 (Rb), 398 (Сs). Наиболее важны NаNО3 и КNО3.

Используются они главным образом при органических синтезах.

Интересной реакцией образования нитритов щелочных (и щелочноземельных)

металлов является взаимодействие их твердых гидроксидов с монооксидом азота

по схеме:

2 ЭОН + 4 NО = 2 ЭNО2 + N2О + Н2О

Процесс медленно идет в обычных условиях, причем скорость его по ряду Li(Сs

резко возрастает. При нагревании взаимодействие идет гораздо быстрее, но

главным образом по другой схеме, а именно:

4 ЭOH + 6 NО = 4 ЭNО2 + N2 + 2 Н2О

Термический распад нитрита натрия протекает около 900 (С по суммарному

уравнению:

4 NаNО2 = 2 Nа2О + 2 N2 + 3 O2

Под вакуумом при 350(500 (С нитриты натрия и калия могут быть отогнаны из

их расплавов без существенного разложения.

Из п е р х л о р а т о в щелочных металлов хорошо растворимы в воле и

некоторых органических растворителях только соли Li и Nа (г/100 г

растворителя при 25 (С):

Н2О СН3ОН С2Н5ОН СН3СОСН3 СН3СООСН3 (С2Н5)2О

LiClO4 27,2 64,6 60,3 57,7 46,8

53,2

NаСlО4 67,7 33,9 12,8 34,1 8,8

0

КСlO4 1,3 0,1 0,01 0,15

0,001 0

В безводной хлорной кислоте при 0 (С их растворимость изменяется следующим

образом (г/100 г): 0,106 (Li), 0,628 (Nа), 4,26 (К), 22,6 (Rb), 68,4 (Сs).

Термическая устойчивость перхлоратов растет по ряду Li(Cs, причем

плавление сопровождается разложением. Исключением является LiСlO4, который

плавится при 247 (С, а начинает разлагаться лишь при 500 (С. Соль эта (как

и LiNО3), благодаря высокому весовому содержанию активного кислорода,

представляет интерес для реактивиой техники. Образуемая обеими солями

эвтектика (с 46,5 мол. % LiNО3) плавится при 172 (С.

П е р м а и г а н а т ы шелочных металлов по растворимости похожи на

перхлораты. Их термическая устойчивость несколько ниже и для температур

разложения даются значения ((С): 190 (Li), 170 (Nа), 240 (К), 259 (Rb), 320

(Сs).

Ввиду двухосновности у г о л ь н а я кислота образует со щелочными

металлами соли двух типов — кислые (ЭНСО3) и средние (Э2СО3). Кислые

карбонаты (бикарбонаты) характерны для всех щелочных металлов кроме Li. Из

растворов они выделяются без кристаллизацианной воды в виде

мелкокристаллических порошков. При обычной температуре бикарбонаты

устойчивы, но при нагревании довольно легко переходят в соответствующие

средние соли угольной кислоты:

2 ЭНСO3 = Э2СО3 + СО2 + Н2О

По ряду Nа(Cs термическая устойчивость бикарбонатов заметно возрастает. За

исключением NаНСО3 рассматриваемые бикарбонаты хорошо растворимы.

Вследствие гидролиза растворы их показывают очень слабощелочную реакцию.

При нагревании этих растворов из них чястично выделяется СО2 (в

соответствии с приведенным выше уравнением распада), и реакция становится

сильношелочной. В соприкосновении с воздухом такое выделение СО2 растворами

бикарбонатов очень медленно происходит и при обычной температуре.

Практическое применение находит главным образом NаНСО3 («питьевая сода»),

используемая в медицине, кондитерской промышленности и т. д.

Чистый бикарбонат натрия может быть получен действием СО2 на раствор

соды по реакции, обратной процессу его термического распада. В насыщенный

(при 30(40 (С) теплый раствор соды пропускают ток диоксида углерода. Через

некоторое время начинается выпадение осадка NаНСО3.

Кристалл NfHCO3 слагается из цепей анионов НСO3(, cоединенных друг с

другом посредством водородных связей (рис. Х111-26), в которых d(O(Н) = 107

и d(O...H) = 156 пм (с осцилляцией протонов между обоими положенлями), а

катионы Nа( располагаются в промежутках между такими цепями. Растворы этой

соли характеризуются мало злвисящими от концентрации значениями рН( 8,4.

В кондитерском и булочном производствах NаНСО3 применяется в составе п е

к а р с к и х п о р о ш к о в. Последние обычно представляют собой смесь

бикарбоната натрия и кислой соли какой-либо другой, термически более

устойчивой кислоты (например, NаH2РO4). С целью воспрепятствовать

преждевременному взаимодействию обоих солей к смеси их часто добавляют

крахмал. При замешивании пекарского порошка с тестом начинает идти реакция,

например, по схеме

NаНСО3 + NаН2РO4 = Na2HPO4 + СО2 + Н2О

причем пузырьки выделяющегося диоксида углерода задерживаются в тесте. В

процессе выпечки пузырьки эти от нагревания расширяются и сообщают тссту

необходимую пористость.

Тонкий порошок NаНСО3 (с небольшими добавками веществ, предупреждающих

его спекание) используется для с у х о г о о г н е т у ш е н и я. При

выбросе из огнетушителя (под давлением СО2) он образует густое облако,

хорошо защищающее человека от теплового излучения и тем самым дающее ему

возможность подойти ближе к месту пожара. При разложении NаНСО3 под

действием огня, помимо его подавления образующейся газовой смесью СО2+Н2О,

на горящих материалах осаждается сухая пленка Nа2СО3, что также

способствует их изолированию от воздуха. Подобнsе огнетушители с успехом

применяются при тушении горящей нефти, масел и т. п.

Имеется указание на возможность получения бикарбоната лития смешиванием

при 0 (С растворов LiСl и NН4НСО3. Последовательно промытый насыщенной СО2

холодной водой, спиртом и эфиром осадок имел состав Li2СО3(1,65Н2СО3 и выше

0 (С быстро разлагался. Более устойчивая форма LiНСО3 может быть, по-

видимому, получена путем ослждения абсолютным спиртом насыщенного диоксидом

углерода раствора Li2СО3, содержащего желатину. Сообщается, что такой

(защищенный желатиной) LiНСО3, не разлагается и при обычных температурах.

Температура плавлепия к а р б о н а т о в щелочных металлов (в атмосфере

СО2) лежит весьма высоко: Li2СО3 ( 720, Nа2СО3 ( 854, К2СО3 ( 901, Rb2СО3 (

873, Сs2СО3 ( 731 (С. Смесь 56 мол. % Nа2СО3+ 44 К2СО3 значительно более

легкоплавка (т. пл. 710 (С), чсм каждая из этих солей в отдельности. При

прокаливании карбонатов начинается их диссоциация на оксид металла и

диоксид углерода. Термическая устойчивость карбонатов при переходе от Li к

К возрастает, а затем от К к Сs вновь уменьшается.

Растворимость Li2СО3 составляет при обычных условиях около 0,17 моль/л и

с повышением температуры уменьшается. Растворы Nа2СО3 показывают

сильнощелочную реакцию (в 0,1 н. растворе рН = 10,9, а в 1 н. — 12,3).

Смесь равных объемов 0,025 М растворов Nа2СО3 и NаНСО3 имеет рН = 10,02

(при 25 (С).

При взаимодействии с пероксидом водорода карбонаты щелочных металлов

способны образовывать пероксосольваты Э2СО3(nН2О2, причем склонность к

этому растет от лития (для которого вопрос об их существовании пока не

ясен) к цезию. Для натрия характерно n = 1 или 2, для К, Rb, Сs — 3 (но для

Rb и Сs возможны и более высокие значения n). Карбонат цезия отличается

способностью обрзовывать кристаллосольват с метиловым спиртом —

Сs2СО3(6СН3ОН.

Помимо непосредственного использования соды при стирке белья на ее

основе иногда готовят специальные составы для этой цели. Подобпий с т и р а

л ь и ы й п о р о ш о к может содержать, например, 88 % соды, 10 %

гипосульфита и 2 % буры.

Нормальные карбонаты щелочных металлов, за исключением Li2CO3, хорошо

растворимы в воде, причем в результате гидролиза растворы их показывают

сильнощелочную реакцию. Наибольшее значение имеет сода (Na2CO3).

Вырабатывается она или в безводном состоянии (“кальценированная сода”) или

в виде выветривающегося на воздухе кристаллогидрата Na2CO3(10H2O

(“кристаллическая сода”).

Потребителями соды являются многие отрасли промышленности. Кроме того,

она применяется для умягчения воды и стирке белья и т. д. Выработка

кальцинированной соды по СССР составила в 1972 г. 3850 тыс. т (против 536

тыс. т 1940 г. и 160 тыс. т в 1913 г.).

Основное значение для производства соды имеет аммиачный метод, основанный

на реакции

NаСl + NН4НСО3 ( NаНСО3( + NН4Сl

равновесие которой почти нацело смещено вправо (вследствии очень малой

растворимости NаНСО3 в растворе NН4Сl). Концентрированный раствор NaCl

cперва насыщают аммиаком, а затем обрабатывают диоксидом углерода

(получаемой за счет обжига СаСО3). Выделяющийся NаНСО3 отфильтровывают и

нагреванием переводят в Nа2СО3 (по приведенному выше уравнению), причем

образующийся СO2 возвращают в производство. Содержащий NН4Сl маточный

раствор обрабатывают гашеной известью и выделяющийся при этом аммиак также

возвращают в производство. Таким образом, елинственным отходом является

остающийся в растворе СаСl2.

Принципиальная схема заводской установки для получения соды по а м м и а

ч н о м у методу (Сольвэ, 1863 г.) показана на рис. Х111-28. В печи (А)

идет обжиг известняка, причем образующийся СО2 поступает в карбонизационную

башню (Б), а СаО гасится водой (В), после чего Са(ОН)2 перекачивают в

смеситель (Г), где он встречается с NН4Сl, при этом выделяется аммиак.

Последний поступает в абсорбер (Д) и насыщает там крепкий раствор ХаС1,

который затем перекачивают в карбонизационную башню, где при взаимодействии

с СО2 образуются NaНСO3 и NН4Сl. Первая соль почти полностью осаждается и

задерживается на вакуум-фильтре (Е), а вторую вновь перекачивают в

смеситель (Г). Таким образом все время расходуются NаСl и известняк, а

получаются NаНСО3 и СаСl2 (последний — в виде отхода производства).

Бикарбонат натрия переводят затем нагреванием в соду.

При наличии природных источников Nа2SO4 рентабельным может быть и более

старый, с у л ь ф а т н ы й способ производства соды (Леблан, 1791 г.).

Последний осуществляется путем сплавления при 1000 (С смеси Nа2SO4,

известняка и угля. При этом имеет место следующая реакция:

Nа2SO4 + 2 С + СаСО3 +217 кДж = 2 СО2( + Nа2СО3 + СаS

От труднорастворимого СаS сода отделяется путем обработки сплава водой.

Отход производства — СаS — может служить исходным продуктом для получения

из него Н2S и затем серы.

Природная сода содержится в воде содовых озер (Танатар и др.), которые

имеются у нас в Западной Сибири. Образование в них соды обусловлено

бактериальным восстановлением Nа2SО4 до Nа2S и переходом последнего в

Na2СО3 под действием воды и углекислоты воздуха. Выделяющийся при этом

сероводород связывается обычно имеющимися в воде соединениями железа,

образуя черный ил FеS. Из таких озер сода может быть добыта испарением воды

или ее вымораживанием.

Иногда на дне подобных озер накапливаются даже осадки соды в виде

минерала т р о н ы — Nа2СО3(NаНСО3(2Н2О. Для кристаллов этого соединения

характерно наличие ионов Н(СО3)23(, образоравшихся в результате объединения

двух ионов СО32( короткой водородной связью [d(OO) = 253 пм]. Подобное же

попарное объединение ионов СО32(, по уже двумя водородными связями [d(OO) =

252 пм],характерно для кристаллов КHCО3.

Кроме соды в значительных количествах потребляется промышленностью

(преимущественно — стекольной) поташ - К2СО3. Помимо химических методов

получения из природного КСl, лля выработки поташа широко используются

отходы некоторых производств (зола растений и др.). 124) Выработкл поташа

из природного КСl осуществляется двумя методами. Один из них сводится к

обработке диоксидом углерода КОН, полученного электролизом раствора КСl.

Другой основан на малой растворимости двойной соли КНСО3(МgСО3(4Н2O,

образуюшейся при насыщении СО2 взвеси МgСО3(3Н2О в растворе КСl. Под

действием МgО двойная соль разлагается затем на К2СO3 и МgСО3(3Н2О, который

возвращается в производство.

Среднее содержание поташа в золе растений сопоставлено ниже (вес.%):

Береза Осина Сосна Крапива Картофельная ботва Полынь

20 23 27 30

60 75

Преимущественными источниками попутного получения поташа служат зола

подсолнечника (содержит до 50% К2СО3), отходы сахарного производства и

отходы от переработки овечьей шерсти.

Подобно карбонатам, сульфаты щелочных металлов тоже известны кислые

(ЭНSO4) и средние (Э2SO4). В воде те и другие хорошо растворимы.

Практическое значение имеют главным образом Nа2SO4 (в технике часто

называемый просто сульфат) и К2SО4 особснно первый из них. Важнейшим их

потребителем является стекольная промышленность. Кристаллогидрат

Nа2SO4(10Н2О (“мирабилит” или “глауберова соль”) применяется в медицине кзк

слабительное.

Промышленное получение Nа2SO4 и К2SО4 основано либо на их выделении из

природных минералов, либо на обработке соответствующих хлоридов серной

кислотой. В последнем случае сульфаты являются побочными продуктами

производства соляной кислоты. Громадные количества мирабилита содержатся в

воде Кара-Богаз-Гола.

Из растворов сульфаты К, Rb и Сs кристаллизуются в безводном состоянии,

а соли Li и Nа выделяются при обычных условиях в виде кристаллогидратов

Li2SO4(Н2О и Na2SO4(10Н2О. Первый из них весьма устойчив, а второй может

существовать лишь ниже 32,4 (С. Температуры плавления безводных сульфатов

лежат весьма высоко: Li2SO4 ( 860, Nа2SО4 ( 882, К2SO4 ( 1069, Rb2SO4 (

1066, Сs2SO4 ( 1019 (С. Летучесть их изменяется по ряду Li > Nа < К < Rb <

Сs, а термическая устойчивость — по ряду Li < Nа < К, Rb, Сs. Сульфаты К,

Rb и Сs начинают медленно испаряться уже выше 900 (С. Наименее летучий

Nа2SO4 кипит при 1430 (С (по-видимому, с некоторым разложением).

В парах калий сульфат ион SO42( сохраняет обычное для него строение

правильного тетраэдра [d(SO) = 147 пм], а ионы К( располагаются на

перпендикуляре к противоположным ребрам тетраэдра [(ОKО = 59(, d(КО) = 245

пм].

Из б и с у л ь ф а т о в щелочных металлов наиболее важен NаНSO4. Он

хорошо растворим в воде (г на 100 г Н2О): 40 при 0 (С и 100 при 100 (С. Его

кристаллогидрат NаHSO4(H2O (т. пл. 58,5 (С), вероятно, представляет собой

смешанную оксониевую соль: Na(ОН3)SO4. Безводный NаНSO4 плавится при 186

(С, а при дальнейшем нагревании с отщеплением воды переходит в пиросульфат

2 NаНSО4 = Н2О + Nа2S2O7

Известны и другие кислые сульфаты натрия, например Nа3Н(SO4)2 Имеются

указаиие на то, что NаНSO4 (в количестве 7 кг/т) является хорошим

консервантом для зеленой массы силоса.

С у л ь ф и т ы щелочных металлов (Э2SО3) представляют собой бесцветные

кристаллические вещества, хорошо растворимые в воде. При обычных

температурах соль натрия выделяется из растворов с 7Н2О (выше 33 (С — без

воды), соль калия — с 2Н2О. Из б и с у л ь ф и т о в (ЭНSO3) соль натрия

известна только в растворе (поступаюший в продажу препарат представляет

собой смесь различных продуктов разложения и состоит главным образом из

Nа2S2О5).

С у л ь ф и д ы щелочных металлов (Э2”S) представляют собой бесцветные

твердые вещества, на воздухе постепенно разлагающиеся. Для теплот их

образования из элементов даются следующие значения (кДж/моль): 447 (Li),

372 (Nа), 426 (К), 347 (Rb) и 339 (Сs). Они хорошо растворимы в воде и для

них известны кристаллогидраты Э2S(nН2О, где n = 9 (Nа), 5 (К) или 4 (Rb,

Сs). В результате гидролиза их растворы показывают сильнощелочную реакцию.

Под действием кислорода воздуха постепенно идет окисление с образованием

тиосульфата:

2 Nа2S + 2 O2 + Н2О = Nа2S2O5 + 2 NаОН

Аналогичные сульфидам с е л е н и д ы и т е л л у р и д ы известны для

всех шелочных металлов, но гораздо хуже изучены. При обычных условиях они

бесцветны (кроме желтоватого Сs2Те).

Практическое значение имеет почти исключительно сеннистный натрий.

Получают его обычно путем восстановления Nа2SO4 c углем при 900 (C. Рсакция

илет в основном по уравнению:

Nа2SO4 + 2 С + 222 кДж = 2 СО2 + Na2S

В присутствии соединений железа (играющих роль катализатора) Nа2SO4 может

быть восстановлен до Nа2S водородом уже при 600 (С. В отсутствие воздуха он

плавится при 1180 (С, а заметно испаряться начинает лишь выше 1300 (С.

Сернистый натрий используется главным образом в производстве органических

красителей и в кожевенной промышленности. Он является также одним из часто

применяемых дегазаторов.

Кипячением раствора сульфида с избытком серы (или сплавление, сульфидов

с серой) могут быть получены п о л и су л ь ф и д ы, из которых для К, Rb и

Сs были выделены и изучены все члены ряда Э2Sn вплоть до n = 6, а для Na до

n = 2. Гидролиз их растворов уменьшается по мере повышения n.

Из н и т р и д о в щелочных металлов (Э3N) легко образуется только Li3N

(т. пл. 845 (С). Взаимодействие между литием и азотом медленно идет уже при

обычных температурах и быстро при 250 (С.

Нитриды других щелочных металлов могут быть получены взаимодействием их

паров с азотом в поле тихого электрического разряда (или термическим

разложением соответствуюих азидов в вакууме). Все они более или менее

сходны по свойствам с нитридом лития, но гораздо менее устойчивы. Так, Nа3N

медленно разлагается на элементы уже при 200 (С, а нитриды К, Rb и Сs даже

взрывчаты. Следует отметить, что имеющиеся данные по нитридам тяжелых

щелочных металлов не очень надежны.

При нагревании в атмосфере водорода нитрид лития переходит в гидрид (с

одновременным образованием аммиака). Наоборот, несколько более сильным

нагреванием LiH в атмосфере азота может быть получен Li3N. В качестве

промежуточных продуктов при том и другом направлении реакции образуются а м

и д (LiNН2) и и м и д лития.

Для фосфидов щелочных металлов характерны формы Э3Р (где Э — Li, Nа, К)

и Э3Р (где Э — Nа, К, Rb, Сs). Известен также фосфид лития состава LiP. Все

эти вещества могут быть получены прямым взаимодействием элементов. Водой

они легко разлагаются.

Из карбидов щелочных металлов (Э2С2) путем непосредственного

взаимодействия элементов при нагревании образуются Li2C2 (теплота

образования 59 кДж/моль) и отчасти Nа2С2. Последний и его аналоги могут

быть получены взаимодействием щелочного металла с ацетиленом. При 50 (К)

или 100 (С (Nа) образуются кислые ацетилиды (по схеме, например, 2 К+ 2

Н2С2 = 2 КНС2 + Н2), которые выше 200 (С распадаются на соответствующий

карбид и ацетилен (2КНС2= К2С2 + Н2С2).

В чистом состоянии карбиды щелочных металлов представляют собой

бесцветные кристаллические вещества. Все они (несколько менее других Li2С2)

характеризуются своей исключительно высокой химической активностью. Даже в

атмосфере таких газов, как SO2 и СО2, они самовоспламеняются.

Взаимодействие их с водой сопровождается взрывом причем металл сгорает, а

углерод выделяется в виде угля. Лишь при медленном доступе водяного пара

разложение Li2C2 и его аналогов протекает сравнительно спокойно и

сопровождается выделением ацетилена по схеме:

Э2С2 + 2 Н2О = 2 ЭОН + С2Н2

Силициды щелочных металлов могут быть получены из элементов при 600(700

(С (в замкнутой системе). Для лития известны сине-фиолетовый Li2Si (т. пл.

752 (C) и серебристо-серый Li4Si (т. пл. 633 (С с разл.), а для остальных

щелочных металлов характерен тип ЭSi. Силициды этого типа чрезвычайно

чувствительны к влаге, а взаимодействие их с водой имеет взрывной характер.

Выше 350 (С в вакууме NaSi распадается на элементы, тогда как производные

калия, рубидия и цезия с отщеплением большей части металла переходят в

силициды ЭSi8.

Из б о р и д о в щелочных металлов описаны NаВ6 и КВ6. Оба они могут

быть получены взаимодействием элементов при температурах порядка 1000 (С

(под давлением). По отношению к нагреванию и воде они устойчивы.

Термическая диссоциация КВ6 в вакууме (10(4 мм рт. ст.) начинается лишь

при 750 (С.

Из сопоставления свойств щелочных металлов и их соединений видно, что по

ряду Li(Сs они в общем изменяются весьма закономерно. Подобно тому как это

имело место у В и Ве, первый элемент подгруппы — литий — занимает несколько

особое положение. Малая растворимость его солей с анионами СО32(, РО43( и

F(, а также гидроксида, сравнительная легкость отщепления от нее воды при

нагревании и некоторые другие свойства приближают литий к магнию и кальцию.

Однако в основном литий все же является типичным щелочным металлом.

Страницы: 1, 2, 3, 4