Алкален метал
Алкалните метали се составни елементи во првата група од периодниот систем: литиум (Li), натриум (Na), калиум (K), рубидиум (Rb), цезиум (Cs) и франциум (Fr). Водородот, иако номинално припаѓа на првата група, ретко се однесува како алкалните метали. Алкалните метали содржат во последното енергетско ниво по еден електрон во s-орбиталата. Таквата електронска конфигурација е причината за нивните карактеристични општи својства. Слично како кај благородните гасови, овие елементи се јавуваат по определен број елементи периодично. Периодичноста се јавува по 8, 8, 18, 18, 32 елементи.
Својства[уреди | уреди извор]
Алкалните метали се многу реактивни и никогаш не е пронајден случаен примерок во природата. Како резултат на тоа во лабароториите се зачувани под минерално масло. Тие се , исто така имаат светла боја и ниска точка на топење и вриење. Калајот и рубидиумот поседуваат слаби радиоактивни одлики (безбедни) порати присуството на долгото траење на радиоактивните изотопи. Елементите од првата група во периодниот систем (Li, Na, K, Rb, Cs и Fr) имаат слични хемиски својства и се познати како алкални метали. Некои од нивните основни хемиски својства се следниве:
| Z | Елемент | Eлектрони |
|---|---|---|
| 1 | Водород (H) | 1 |
| 3 | Литиум (Li) | 2,1 |
| 11 | Натриум (Na) | 2,8,1 |
| 19 | Калиум (K) | 2,8,8,1 |
| 37 | Рубидиум (Rb) | 2,8,18,8,1 |
| 55 | Цезиум (Cs) | 2,8,18,18,8,1 |
| 87 | Франциум (Fr) | 2,8,18,32,18,8,1 |
Алкалните метали имаат среберена боја (цезиумот има златеста боја), тие се меки, метали со мала густина, кои се спремни да реагираат со халогени јонски соли и водата во вид на јаки алкални (основни) хидроксиди. Овие елементи имаат само еден електрон во нивната најоддалечена орбита, па затоа лесно се оддава електронот и се постигнува стабилана електронска конфигурација и формираат позитивен електричлен полнеж т. е. катјон.
Водородот, со еден електрон обично е сместен на почетокот на првата група во периодниот систем, но тој не се смета за алкален метал, туку како гас.Отстранувањето на еден електрон бара многу поголема енергија отколку оддавањето на надворешен електрон кај алкалните метали. Како во халогената група само еден додаден електрон е потребен за да ја исполни најоддалечената група од атомот на водородот, така водородот може во некои прилики да се однесува како халоген елемент, формирање на негативни јони на хидрит. Под голем притисок, како што е пронајден во јадрото на Јупитер, водородот не станува метал и се однесува како алкален метал.
Електронската конфигурација на алкалните метали:
| Елемент | Електронска конфигурација | Атомски број |
|---|---|---|
| Литиум (Li) | [He]: 2s1 | 3 |
| Натриум (Na) | [Ne]: 3s1 | 11 |
| Калиум (K) | [Ar]: 4s1 | 19 |
| Рубидиум (Rb) | [Kr]: 5s1 | 37 |
| Цезиум (Cs) | [Xe]: 6s1 | 55 |
| Франциум (Fr) | [Rn]: 7s1 | 87 |
Алкалните метали имаат најнизок јонизирачки потенцијал во нивниот период како и отфрлање на еден електрон од последнта орбита која им дава конфигурација на стабилен инертен гас. Другте јонизирачки потенијали се многу високи кога оддават електрон од нив и имаат конфигурација на благороден гас. Алкалните метали се познати за нивните енергетски реакции со водата. Реакцијата со водата е прикажана на следниов начин: Алкални+вода →хидроксиди+водород
Како на пример со калај:
2K (s) + 2H2O (l) → 2KOH (aq) + H2 (g)
Некои хемиски својства на алкалните метали се прикажани во табелата:
| Алкални метали (u) | Атомска маса | Точка на топење (K) | Точка на вриење (K) | Густина (г•см−3) | Електронегативност |
|---|---|---|---|---|---|
| Литиум (Li) | 6,941 | 453 | 1615 | 0,534 | 0,98 |
| Натриум (Na) | 22,990 | 370 | 1156 | 0,968 | 0,983 |
| Калиум (K) | 39,098 | 336 | 1032 | 0,89 | 0,82 |
| Рубидиум (Rb) | 85,468 | 312 | 961 | 0,79 | 0,82 |
| Цезиум (Cs) | 132,905 | 301 | 944 | 1,93 | 0,79 |
| Франциум (Fr) | (223) | 295 | 950 | 1,87 | 0,70 |
Историски преглед[уреди | уреди извор]
Алкалните метали ги открил британскиот хемичар сер Хемфри Дејви (1778-1829). По претходните неуспешни обиди со електролиза помош на електролиза да ги разреди водните раствори поташа (калиум хидроксид) и сода (натриум хидроксид), тој решил електролизата да ја примени на цврсти супстанци, навлажени од атмосферска влага. Користејќи Волтин столб со 250 двојки цинк и бакар, на 6 октомври 1807 година, Дејви успеал на платинската лажичка поврзана со негативниот пол на столбот да добие мали топчиња со метален сјај, многу слични на жива. Некои од топчињата веднаш се само запалувале, а други останувале но им потемнувала површината, покривајќи се со бел слој. Кога ќе ги фрлел топчињата во вода, тие се движеле по неа, предизвикувајќи звук, за потоа да согорат со убав пламен со боја на лаванда. Неговиот брат, Џон Дејви, посведочил дека кога ги здогледал металните топчиња, Хемфри Дејви почнал да скока и да игра по лабораторијата, а дури по некое време продолжил со опитот. Така издвоениот метал, Дејви го нарекол „потасиум“ (кој се користи во англискиот јазик наместо калиум), а неколку дена подоцна, тој добил уште еден метал — натриум, кој го нарекол „содиум“. По некое време, Дејви успеал да добие и магнезиум, калциум и бариум, а потоа, користејќи го калиумот како редукционо средтсво, со загревање на борна киселина, успеал да добие и елементарен бор.[1]
Наводи[уреди | уреди извор]
- ↑ Бојан Шоптрајанов, Хемија за втора година на реформираното гимназиско образование (петто изменето и дополнето издание). Скопје: Просветно дело, 2009, стр. XL-XLI
|