Thế nào là kim loại kiềm? Vị trí và cấu hình? Tính chất vật lý? Tính chất hóa học? Điều chế kim loại kiềm? Ứng dụng của Kim loại kiềm? Một số hợp chất quan trọng của Kim loại kiềm?
Mục lục bài viết
1.Thế nào là kim loại kiềm? Vị trí và cấu hình?
Kim loại kiềm là tập hợp những kim loại thuộc nhóm IA trong bảng tuần hoàn hóa học, bao gồm sáu nguyên tố hóa học đứng sau nguyên tố khí hiếm là liti (Li), natri (Na), kali (K), rubiđi (Rb), xesi (Cs), franxi (Fr) được gọi là các kim loại kiềm. Chúng thuộc nhóm IA, đứng ở đầu mỗi chu kì (trừ chu kì I).
Cấu hình electron: Kim loại kiềm là những nguyên tố s, lớp e ngoài cùng nguyên tử chỉ có 1e, ở phân lớp ns1 (n là số thứ tự chu kì).
So với những electron khác trong nguyên tử thì electron ở lớp ngoài cùng ở xa hạt nhân nguyên tử nhất, do đó dễ tách khỏi nguyên tử. Các cation M+ của kim loại kiềm có cấu hình electron của nguyên tử khí hiếm đứng trước.
Cấu hình electron nguyên tử:
Li: [He] 2s1; Na: [Ne] 3s1; K: [Ar]4s1; Rb: [Kr] 5s1; Cs: [Xe] 6s1
2. Tính chất vật lý:
Do những đặc điểm cấu hình như trên, nên chúng có những tính chất vật lý để nhận biết như sau:
– Màu sắc: Màu trắng bạc, ánh kim;
– Có khả năng dẫn điện tốt; dẫn nhiệt tốt;
– Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi thấp, giảm dần từ Li đến Fr;
– Khối lượng riêng nhỏ;
– Độ cứng tương đối thấp do các kim loại kiềm có mạng tinh thể lập phương tâm khối, cấu trúc rỗng, trong tinh thể các nguyên tử và ion liên kết với nhau bằng liên kết kim loại yếu nên rất dễ bị bẻ gãy;
3. Tính chất hóa học:
Các nguyên tử kim loại kiềm đều có năng lượng ion hóa I1 thấp và thế điện cực chuẩn E0 có giá trị rất âm. Vì vậy kim loại kiềm có tính khử rất mạnh.
M → M+ + e
Những tính chất hóa học của chúng như sau:
3.1. Tác dụng với phi kim:
Hầu hết các kim loại kiềm có thể khử được các phi kim.
– Tác dụng với oxi → hỗn hợp oxit và peoxit;
Ví dụ: 4Na + O2 → 2Na2O
2Na + O2 → Na2O2
– Tác dụng với lưu huỳnh → muối sunfua;
Ví dụ: 2Na + S → 2Na2S
– Tác dụng với halogen → muối halogenua;
Ví dụ: 2Na + Cl2 → 2NaCl
3.2. Tác dụng với nước:
– Kim loại kiềm khử được nước, giải phóng khí hiđro:
Ví dụ: 2Na + 2H2O → 2NaOH (dd) + H2↑
– Dạng phương trình tổng quát: 2M + 2H2O → 2MOH (dd) + H2↑
– Do vậy, các kim loại kiềm có thể được bảo quản bằng cách ngâm chìm trong dầu hỏa.
3.3. Tác dụng với axit:
– Các kim loại kiềm đều có thể khử dễ dàng ion H+ của dung dịch axit loãng (HCl, H2SO4 ) thành khí H2 tạo phản ứng gây nổ mạnh.
Ví dụ: 2Li + 2HCl → 2LiCl + H2↑
– Dạng phương trình tổng quát: 2M + 2H+ → 2M+ + H2↑
4. Điều chế kim loại kiềm:
Trong tự nhiên, kiềm chỉ tồn tại ở dạng hợp chất. Do vậy, phương pháp thường dùng để điều chế kim loại kiềm là điện phân nóng chảy muối halogenua hoặc hiđroxit của kim loại kiềm trong điều kiện thiếu không khí:
Ví dụ: Điều chế Na bằng cách điện phân nóng chảy hỗn hợp NaCl với 25% NaF và 12% KCl ở nhiệt độ cao, cực dương than chì và cực âm làm bằng Fe.
– 2NaCl
– Li được điều chế bằng cách điện phân hỗn hợp LiCl và KCl;
– Rb và Cs được điều chế bằng cách dùng kim loại Ca khử các clorua ở nhiệt độ cao trong chân không.
Phương trình phản ứng minh họa:
2RbCl + Ca
CaC2 + 2CsCl
5. Ứng dụng của Kim loại kiềm:
Trong thực tế, kim loại kiềm có nhiều ứng dụng quan trọng như:
– Chế tạo hợp kim có nhiệt độ nóng chảy thấp dùng trong thiết bị báo cháy,…
– Các kim loại Ka và Na dùng làm chất trao đổi nhiệt trong một vài lò phản ứng hạt nhân.
– Chế tạo tế bào quang điện bằng xesi
– Dùng để điều chế một số kim loại hiếm bằng phương pháp nhiệt luyện.
– Tổng hợp chất hữu cơ.
6. Một số hợp chất quan trọng của Kim loại kiềm:
6.1. Natri hiđroxit(NaOH):
Tính chất vật lí:
– Chất rắn có màu trắng, khả năng hút ẩm mạnh, nhiệt độ nóng chảy tương đối thấp 328oC.
– Tan trong nước và rượu, quá trình tan tỏa nhiều nhiệt.
Tính chất hóa học:
– Có tính bazơ mạnh (hay còn gọi là kiềm hay chất ăn da),
– Làm đổi màu chất chỉ thị: quỳ tím hóa xanh, phenolphtalein hóa hồng.
– Phân li hoàn toàn trong nước: NaOHdd → Na+ + OH¯
* Với axit : H+ + OH– → H2O
* Với oxit axit :
CO2 + NaOH → NaHCO3
NaOH + SiO2 → Na2SiO3 (*)
Lưu ý:
– Phản ứng (*) là phản ứng ăn mòn thủy tinh vì thế khi nấu chảy NaOH, người ta dùng các dụng cụ bằng sắt, niken hay bạc.
– Khi tác dụng với axit và oxit axit trung bình, yếu thì tùy theo tỉ lệ mol các chất tham gia mà muối thu được có thể là muối axit, muối trung hòa:
OH¯ + CO2 → HCO3¯
2OH¯ + CO2 → CO32− + H2O
* Với dung dịch muối :
CuSO4 + 2NaOH → Cu(OH)2↓ + Na2SO4
xanh lam
Al2(SO4)3 + 6NaOH → 2Al(OH)3↓ + 3Na2SO4
keo trắng
NaHSO4 + NaOH → Na2SO4 + H2O
Chú ý :
– Dung dịch NaOH có khả năng hoà tan: Al, Al2O3 , Al(OH):
NaOH + Al + H2O → NaAlO2 + 3/2H2
2NaOH + Al2O3 → 2NaAlO2 + H2O
NaOH + Al(OH)3 → NaAlO2 + 2H2O
– Tương tự, NaOH có thể tác dụng với kim loại Be, Zn, Sb, Pb, Cr và oxit và hiđroxit tương ứng của chúng
* Tác dụng với một số phi kim:
Si + 2OH¯ + H2O → SiO32¯ + 2H2
C + NaOHnóng chảy → 2Na + 2Na2CO3 + 3H2↑
4Ptrắng + 3NaOH + 3H2O → PH3 ↑ + 3NaH2PO2
Ứng dụng: Dùng để sản xuất xà phòng, giấy, tơ nhân tạo, tinh dầu thực vật và các sản phẩm chưng cất dầu mỏ, chế phẩm nhuộm và dược phẩm nhuộm, làm khô khí và là thuốc thử rất thông dụng trong phòng thí nghiệm.
Điều chế:
– Trong phòng thí nghiệm, người ta cho kim loại kiềm tác dụng với nước:
Na + H2O → NaOH + ½ H2
– Trong công nghiệp, người ta dùng phương pháp điện phân dung dịch NaCl có màng ngăn với phản ứng sau:
2NaCl + H2O 2NaOH + H2 + Cl2
6.2. Natri clorua (NaCl):
Trạng thái tự nhiên:
– NaCl là hợp chất rất phổ biến, có trong nước biển, nước của hồ nước mặn, khoáng vật halit gọi là muối mỏ.
– Cô đặc nước biển bằng cách đun nóng, phơi nắng tự nhiên, có thể kết tinh muối ăn.
Tính chất vật lí:
– Là hợp chất ion có dạng mạng lưới lập phương tâm diện, tinh thể NaCl không có màu và hoàn toàn trong suốt.
– Nhiệt độ nóng chảy và nhiệt độ sôi cao, tonc= 800oC, tos= 1454oC.
– Dễ tan trong nước và độ tan không biến đổi.
– Độ tan của NaCl ở trong nước giảm xuống khi có mặt NaOH, HCl, MgCl2, CaCl2, … do vậy, người ta sục khí HCl vào dung dịch muối ăn bão hòa để điều chế NaCl tinh khiết.
Tính chất hóa học:
– Khác với các muối khác, NaCl không phản ứng với kim loại, axit, bazơ ở điều kiện thường. Tuy nhiên, NaCl vẫn phản ứng với một muối:
NaCl + AgNO3 NaNO3 + AgCl↓
– Ở trạng thái rắn, NaCl phản ứng với H2SO4 đậm đặc (phản ứng này tạo ra nhiều khí độc hại, gây nguy hiểm tới hệ sinh thái, ô nhiễm môi trường do vậy, thường ít được sử dụng.
NaCl + H2SO4 → NaHSO4 + HCl
2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl
– Điện phân dung dịch NaCl:
2NaCl + 2H2O 2NaOH + H2 + Cl2
Ứng dụng: Là nguyên liệu dùng để điều chế Na, Cl2, HCl, NaOH và hầu hết các hợp chất khác của natri. Ngoài ra, NaCl còn được dùng nhiều trong các ngành công nghiệp như thực phẩm (muối ăn…), nhuộm, thuộc da và luyện kim.
6.3. Natri Hidrocacbonat và Natri Cacbonat:
| Đặc trưng/ tính chất | Natri hidro cacbonat NaHCO3 | Natri cacbonat Na2CO3 |
| Tính tan trong H2O | Dạng tinh thể màu trắng, ít tan | Chất bột màu trắng, hút ẩm và tonc = 851 oC, Dễ tan trong nước và tỏa nhiều nhiệt . |
| Nhiệt phân | 2N aHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O | Không tạo phản ứng |
| Tác dụng với bazơ | NaHCO3 + NaOH → Na2CO3 + H2O | Không tạp phản ứng |
| Tác dụng với axit | NaHCO3 + HCl → NaCl + CO2 + H2O | Na2CO3 + 2HCl → 2NaCl + CO2 + H2O |
| Thuỷ phân | Có tính kiềm yếu | Có tính kiềm mạnh |
| Ứng dụng | + Trong chữa bệnh dạ dày và ruột do thừa axit, khó tiêu, chữa chứng nôn mữa, giải độc axit. | + Sản xuất thủy tinh, xà phòng, giấy dệt và điều chế muối khác. |
| Điều chế | Na2CO3 + CO2 + H2O → 2N aHCO3 | NaCl + CO2 + NH3 + H2 → NaHCO3 + NH4Cl |
