Անհատական հետազոտական աշխատանք

Ալկալիական մետաղներ՝ կալիում, նատրիում

Կալիում

Կալիումը քիմիական տարր է, որի նշանն է K, պարբերական համակարգի 4-րդ պարբերության 1-ին խմբի քիմիական տարր։ Ալկալիական մետաղ է, կարգահամարը՝ 19, ատոմական զանգվածը՝ 39, 098, ատոմի արտաքին թաղանթի էլեկտրոնային կառուցվածքը՝ 4s1։  Կալիումի մի քանի միացություններ հայտնի էին դեռևս հնում։ Սակայն դրանց չէին տարբերում նատրիումի միացություններից։ Կալիումի քիմիական հատկությունները շատ նման են նատրիումի հատկություններին, այնուամենայնիվ, դրանց դերը օրգանիզմում տարբեր է։

Կալիումը տարածված տարրերից է, պարունակությունը երկրակեղևում՝ 2, 50 % (ըստ զանգվածի)։ Կալիումը մտնում է դաշտային սպաթների և փայլարների բաղադրության մեջ։

Արտադրության մեջ ստացվում է KOH-ի կամ KCl-ի և Na-ի փոխազդեցությամբ՝վերականգնվելով հալված կալիումի քլորիդով, կալցիումի կարբիտով, ալյումինով կամ սիլիցիումով։
{\displaystyle {\mathsf {Na+KOH{\xrightarrow[{N_{2}}]{380-450^{o}C}}NaOH+K}}}Սենյակային ջերմաստիճանում կալիումը արծաթա-սպիտակավուն մետաղ է կապտավուն երանգով[5]։ Այն լավ էլեկտրահաղորդիչ է։ Կալիումը փափուկ է և հեշտությամբ կտրվում է դանակով։ Կալիումը տարածված տարրերից է, պարունակությունը երկրակեղևում՝ 2, 50% (ըստ զանգվածի)։ Կալիումը մտնում է դաշտային սպաթների և փայլարների բաղադրության մեջ։ Խտությունը՝ 862 կգ/մ3 (20 °C-ում), հալման ջերմաստիճանը՝ 63, 55 °C, եռմանը՝ 760 °C։ Քիմիապես ավելի ակտիվ է, քան լիթիումը և նատրիումը։ Միացություններում միարժեք է։ Օդում (հատկապես խոնավության առկայությամբ) կալիումը արագ օքսիդանում է, այդ պատճառով այն պահում են նավթի, բենզինի կամ հանքային յուղի մեջ։

Իր միացությունների մեջ կալիումը միշտ միավալենտ է։

Կալիումը, ինչպես և նատրիումը, փոխազդում են թթվածնի հետ։ Կալիումը փոխազդում է նաև ջրի հետ, առաջացնելով կալիումի հիդրօքսիդ և ջրածին՝

{\displaystyle {\mathsf {2K+2H_{2}O\longrightarrow 2KOH+H_{2}\uparrow }}}

Այս ռեակցիան ընթանում է այնքան եռանդուն, որ անջատվող ջրածինը բոցավառվում է։

Կալիումը օդում շատ արագ օքսիդանում է։ Դրա համար էլ այն հաճախ պահում են կերոսին մեջ։

Արտաքինից, սովորաբար, կալիումը ծածկված է լինում անթափանց մուգ կեղևով, որը կազմված է լինում կալիումի միացություններից։

Կալիումը մեծ եռանդով ռեակցայի մեջ է մտնում աղաթթվի հետ։

{\displaystyle {\mathsf {2K+2HCl\longrightarrow 2KCl+H_{2}\uparrow }}}

Սենյակային ջերմաստիճանում կալիումը փոխազդում է հալոգենների հետ՝ առաջացնելով հալոգենիդներ։ Թույլ տաքացնելիս միանում է ծծմբին, ավելի բարձր տաքացնելիս՝ սելենին և տելուրին։

{\displaystyle {\mathsf {6KO_{3}+5S\longrightarrow K_{2}SO_{4}+2K_{2}S_{2}O_{7}}}}

Ջրածնի մթնոլորտում 200 °C-ից բարձր տաքացնելիս կալիումը առաջացնում է հիդրիդ՝ KH, որը ինքնաբոցավառվում է օդում։

{\displaystyle {\mathsf {2K+H_{2}\longrightarrow 2KH}}}

Կալիումը և ազոտը չեն փոխազդում միմյանց հետ նույնիսկ տաքացնելիս։ Սակայն էլեկտրական լիցքի առկայությամբ առաջացնում են կալիումի ազիդը՝ KN3, և նիտրիդը՝ K3

Տաքացնելիս գրաֆիտի հետ առաջացնում է կարբիդներ՝ KC8 (300 °C-ում) և KC16 (360 °C-ում)։ Չոր օդում (կամ թթվածնում) կալիումը առաջացնում է դեղնասպիտակավուն օքսիդ՝ K2, և նարնջագույն գերօքսիդ՝ KO2 (հայտնի են նաև K2O2 և K2O3 գերօքսիդները)։

{\displaystyle {\mathsf {K+O_{2}\longrightarrow KO_{2}}}}

Կալիումը շատ եռանդուն (երբեմն պայթյունով) փոխազդում է ջրի հետ՝ անջատելով ջրածին, ինչպես նաև թթուների հետ՝ առաջացնելով աղեր։ Ամոնիակի հետ փոխազդելիս առաջացնում է ամիդ, սպիրտների հետ՝ ալկոհոլատներ, ալկիլ և արիլհալոգենների հետ՝ կալիումալկիլներ և կալիումարիլներ։ Արտադրության մեջ ստացվում է KOH-ի կամ KCl-ի և Na-ի փոխազդեցությամբ՝

{\displaystyle {\mathsf {4KO_{2}+2H_{2}O\longrightarrow 4KOH+3O_{2}\uparrow }}}
{\displaystyle {\mathsf {KOH+Na\longrightarrow NaOH+K}}}
{\displaystyle {\mathsf {KCl+Na\longrightarrow NaCl+K\uparrow }}}

Նատրիում

Նատրիումը  քիմիական տարր է, քիմիական բանաձևն է Na։ 3-րդ պարբերության 1-ին խմբի տարր, կարգահամարը՝ 11, ատոմային զանգվածը՝ 22,98977։ s-տարր է, ատոմի էլեկտրոնային թաղանթների կառուցվածքն է 3s1։ K և Lթաղանթները լրացված են։

Բնական նատրիումը բաղկացած է միայն 23Na կայուն իզոտոպից։ Ստացվել են 20-22, 24 և 25 ռադիոակտիվ իզոտոպները (22Na-ի T½ = 2,64 տարի)։

Նատրիումը արծաթա-սպիտակավուն, ալկալիական մետաղ է:

 

Արդյունաբերության մեջ նատրումը ստանում են միջնորմավոր էլեկտրոլիզարարներում՝ կերակրի աղիհալույթի էլեկտրոլիզով, որի հալման ջերմաստիճանն (մինչև 575-585 °C) իջեցնելու, էներգիայի ծախսը փոքրացնելու և նատրիումի գոլորշիացումը կանխելու նպատակով ավելացնում են KCl, CaCl2, NaF և այլն։ Որպես կաթոդ օգտագործում են պղինձ կամ երկաթ, որպես անոդ՝ գրաֆիտ, որը չի փոխազդում անջատվող քլորի հետ։

{\mathsf  {2NaCl\ {\xrightarrow  {elektroliz}}\ 2Na+Cl_{2}}}
{\mathsf  {4NaOH\ {\xrightarrow  {elektroliz}}\ 4+O_{2}+2H_{2}O}}

Նատրումը ստանում են նաև նատրիումի կարբոնատը 1000 °C ջերմաստիճանում ածխով վերականգնելիս.

{\mathsf  {Na_{2}CO_{3}+2C\ {\xrightarrow  {1000^{o}C}}\ 2Na+3CO.}}

 

Ֆիզիկական հատկությունները

Նատրիումը բոցին տալիս է դեղնավուն գույն։

Սենյակային ջերմաստիճանում նատրիումը սպիտակ, արծաթափայլ մետաղ է։ Բոլոր մետաղների նման նա լավ հաղորդում է էլեկտրական հոսանքը։ Նատրիումը փափուկ է՝ հեշտությամբ կտրվում է դանակով։ Նա փոքր-ինչ թեթև է ջրից և պատկանում է թեթև մետաղների թվին։ Նատրիումը դյուրահալ մետաղ է։ Եթե մի կտոր նատրիում տեղավորենք փորձանոթում և տաքացնենք, ապա նա արագ կհալչի։ Նատրիումի հալման ջերմաստիճանն է 98 °C, եռմանը՝ 882,9 °С, խտությունը՝ 968 կգ/մ3, պարամագնիսական է։

Նատրիումի և նրա միացությունների գոլորշիները բոցը ներկում են բնորոշ դեղին գույնով։ Նատրումի գոլորշիները կարմրածիրանագույն են։ Քիմիապես ակտիվ տարր է, հայտնի բոլոր միացություններում միարժեք է, օդում արագ օքսիդանում է՝ առաջացնելով օքսիդ, գերօքսիդ, հիդրօքսիդ և կարբոնատ։ Նատրումի նորմալ էլեկտրոդային պոտենցիալը -2,74 վ է, հալույթում՝ -2,4 վ։

Նատրիումը և նրա միացությունները բոցին տալիս են դեղին գույն։ Այս հատկությունը հաճախ օգտագործվում է որպես նյութում նատրիումի առկայության ստուգման միջոց։

Փոխազդում է ջրի և թթուների լուծույթների հետ ։ 200-400 °C-ում միանում է ջրածնի հետ, առաջացնելով հիդրիդ՝ NaH, որը սպիտակ բյուրեղական խոնավածուծ փոշի է, ուժեղ վերականգնիչն ջրի առկայությամբ հիդրոլիզվում է։

{\mathsf  {2Na+H_{2}\ {\xrightarrow  {250-400^{o}C,p}}\ 2NaH}}

Հալոգենների հետ՝ նատրիումի հալոգենիդներ․ ֆտորի և քլորի հետ միանում է սովորական պայմաններում, բրոմի և յոդի հետ՝ տաքացնելիս։ Ծծմբի հետ առաջացնում է սուլֆիդ, ազոտի հետ (էլեկտրական դանդաղ պարպումների ազդեցությամբ)՝ նիտրիդ (Na3N), ածխածնի հետ (800-900 °C) նատրիումի կարբիդ (Na2C2)։ Նատրիումը լուծվում է հեղուկ ամոնիակում։

{\mathsf  {Na+4NH_{3}\ {\xrightarrow  {-40^{o}C}}\ Na[NH_{3}]_{4}}}

Հալված նատրիումի հետ (300-350 °C) NН3-ն առաջացնում է նատրիումամին՝ NaNH2, որը ջրում քայքայվող սպիտակ բյուրեղական նյութ է։ Հայտնի են բազմաթիվ նատրիումօրգանական միացություններ, որոնք որպես ալկիլացնող միջոցներ օգտագործվում են օրգանական սինթեզում։ Մետաղների հետ նատրիումը առաջացնում է համաձուլվածքներ և ներմետաղական միացություններ (NaPb), որոնցից շատերը (ամալգամները, կալիումի հետ են) ուժեղ վերականգնիչներ են։

{\mathsf  {2Na+Cl_{2}\ {\xrightarrow  {\ }}\ 2NaCl}}
{\mathsf  {6Na+N_{2}\ {\xrightarrow  {\ }}\ 2Na_{3}N}}

Նատրիումն ունի քիմիական մեծ ակտիվություն։ Հետևաբար, նատրիումով աշխատելիս պետք է չափազանց զգույշ լինել։ Իր միացությունների մեջ նատրիումը միշտ միավալենտ է։

Բժշկության մեջ օգտագործվում են նատրիումի սուլֆատը և նատրիումի քլորիդը, նատրիումի բիկարբոնատը, նատրիումի թիոսուլֆատը, ցիտրատը։

Реклама

Добавить комментарий

Заполните поля или щелкните по значку, чтобы оставить свой комментарий:

Логотип WordPress.com

Для комментария используется ваша учётная запись WordPress.com. Выход /  Изменить )

Google+ photo

Для комментария используется ваша учётная запись Google+. Выход /  Изменить )

Фотография Twitter

Для комментария используется ваша учётная запись Twitter. Выход /  Изменить )

Фотография Facebook

Для комментария используется ваша учётная запись Facebook. Выход /  Изменить )

Connecting to %s