Преглед на кода на Група 1 на периодичната система

{| style="float:right; clear:right; margin:auto; padding:auto; border:1px solid gray"
| [[Група на периодичната система|'''Група→''']]
| align="center" width="47%" | '''[[Благороден газ|◄]]''' [[Група 1 на периодичната система|1]] '''[[Алкалоземен метал|►]]'''
|-
| [[Период на периодичната система|'''↓Период''']]
|- align="center"
| [[Период 1 на периодичната система|'''1''']]
| {{химичен елемент/клетка|1|Водород|H||газ|неметал|естествен}}
|- align="center"
| [[Период 2 на периодичната система|'''2''']]
| {{химичен елемент/клетка|3|Литий|Li||твърдо вещество|алкален метал|естествен}}
|- align="center"
| [[Период 3 на периодичната система|'''3''']]
| {{химичен елемент/клетка|11|Натрий|Na||твърдо вещество|алкален метал|естествен}}
|- align="center"
| [[Период 4 на периодичната система|'''4''']]
| {{химичен елемент/клетка|19|Калий|K||твърдо вещество|алкален метал|естествен}}
|- align="center"
| [[Период 5 на периодичната система|'''5''']]
| {{химичен елемент/клетка|37|Рубидий|Rb||твърдо вещество|алкален метал|естествен}}
|- align="center"
| [[Период 6 на периодичната система|'''6''']]
| {{химичен елемент/клетка|55|Цезий|Cs||твърдо вещество|алкален метал|естествен}}
|- align="center"
| [[Период 7 на периодичната система|'''7''']]
| {{химичен елемент/клетка|87|Франций|Fr||твърдо вещество|алкален метал|при разпад}}
|}

'''Първа главна група''' от [[Периодична система на елементите|периодичната система на елементите]], наречена още '''''„Алкална група“''''' включва елементите:

* '''[[Литий|Li]]&nbsp;– ''' литий '''&nbsp;– K 2s<sup>1</sup>'''
* '''[[Натрий|Na]]&nbsp;– '''натрий'''&nbsp;– KL 3s<sup>1</sup>'''
* '''[[Калий|K]]&nbsp;– '''калий '''&nbsp;– KLM 4s<sup>1</sup>'''
* '''[[Рубидий|Rb]]&nbsp;– '''рубидий '''&nbsp;– KLM 4s<sup>2</sup>4p<sup>6</sup>5s<sup>1</sup>'''
* '''[[Цезий|Cs]]&nbsp;– ''' цезий'''&nbsp;– KLM 5s<sup>2</sup>5p<sup>6</sup>6s<sup>1</sup>'''
* '''[[Франций|Fr]]&nbsp;– ''' франций'''&nbsp;– KLMN 6s<sup>2</sup>6p<sup>6</sup>7s<sup>1</sup>'''

Наименованието им произлиза от арабското ''алкали'' – основа, тъй като всичките дават силни основи.<ref name=":0">{{Cite book |last=Киркова |first=Елена |title=Химия на елементите и техните съединения |month=2013 |publisher=Университетско издателство „Св. Климент Охридски“ |location=София |isbn=978-95407-3504-7 |pages=36 – 80}}</ref>

[[Водород]]ът е включван в първа група по стандартите на [[Международен съюз за чиста и приложна химия|IUPAC]], но той не се смята за представител на алкалните метали, поради различията му в химичните и физичните свойства, с тези на останалите представители на групата. Химичните елементи Na, K, Rb, Cs имат по 1 [[електрон]] в s-подслоя на последния слой и сходно запълнен предпоследен слой с 8 електрона. Те са [[електронен аналог|електронни аналози]] и затова свойствата им и тези на образуваните от тях вещества са сходни. Li не е пълен електронен аналог на останалите, защото е само с 1s подслой и липсва p-подслоят, който е характерен за останалите в групата. Затова и някои негови свойства се различават. Францият не се разглежда, защото той е силно [[радиоактивност|радиоактивен]].

== Закономерности ==
При алкалните метали започва изграждането на външните електронни слоеве на елементите от II до IV период. Затова всички те имат сравнително големи атомни радиуси, нарастващи от Li към Cs, и малка йонизационна енергия на единствения n''s''<sup>1</sup>-електрон, намаляваща в същата посока.<ref name=":0" /> Ниската първа йонизационна енергия и много по-високите втора и следващи йонизационни енергии определят единствената степен на окисление и валентност (+1) на тези елементи. Поради възможността за приемане на електрон от незапълнения n''s''<sup>1</sup>-подслой, сродството към електрона има малка отрицателна стойност, намаляваща с увеличаване на атомната маса и атомния радиус, респективно. В същата посока намалява и електроотрицателността им. Най-малкият по размер Li<sup>+</sup> има най-ниска хидратационна енергия, за която имат значение и по-слабото екраниране на ядрото от 1''s''<sup>2</sup>-електроните. Цезият има най-ниска стойност на йонизационна енергия и затова е най-силният [[редуктор (химия)|редуктор]] и най-реактивоспособен от всички метали в неводна среда.<ref name=":0" />

Атомите на алкалните метали могат да образуват двуатомни молекули M<sub>2</sub> в газообразно състояние, подобно на водорода. Най-здрава е връзката Li-Li, поради най-високата стойност на енталпия на дисоциация на молекулата. Причината е най-малкият атомен радиус и най-доброто припокриване на 2''s''-[[Атомна орбитала|атомните орбитали]]. След Li<sub>2</sub> енталпията постепенно намалява и при Cs<sub>2</sub> тя добива минимална стойност.<ref name=":0" />

Всички алкални метали кристализират в кубична обемноцентрична решетка тип CsCl. В тези решетки междуатомните връзки са слаби, което е причина за малката плътност, малката твърдост и ниските [[Температура на топене|температури на топене]]. Литият има най-малка плътност и е най-лекият от всички метали.<ref name=":0" /> По-леки от водата са Li, Na, K, по-тежки – Rb, Cs, като цезият е почти два пъти по-тежък от нея.

Всички алкални метали могат да се режат с нож. Най-мекият от тях е цезият, който прилича на восък. Той има и най-ниска температура на топене. Литият се отличава от аналозите си със значително по-високи температури на топене и [[Температура на кипене|кипене]].<ref name=":0" />

Като елементи с нечетен пореден номер алкалните метали са предимно моно- и двуизотопни.<ref name=":0" />

== Откриване ==
Историята на алкалните елементи започва с откриването на натрия и калия. От най-дълбока древност светът е използвал техните съединения, но [[просто вещество|простите им вещества]] са открити от английския химик [[Хъмфри Дейви]] през [[1807]] г. Литият е открит през 1817 година от шведския химик [[Йохан Август Арфведсон]] в минерала петалит. През 1818 година Хъмфри Дейви получава първите количества от новия метал. Усиленото му изучаване започва през 1970-те.<ref name=":0" /> След 2000 г. се обръща усилено внимание на рубидия и цезия. Францият не е добре изучен.<ref name=":0" />

== Разпространение ==
Na и K спадат към най-разпространените елементи на [[Земята]]. Натрият е 2,6% от земната кора, а калият&nbsp;– 1,5%. Известни техни минерали са [[халит]] (NaCl), [[мирабилит]] (Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>•10H<sub>2</sub>O), тенадрит (Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>), криолит (3NaF•AlF<sub>3</sub>), [[албит]], [[боракс]], силвин, силвинит, карналит, каянит, [[ортоклаз]] и други.

Литият често съпътства някои магнезиеви минерали, замествайки магнезия в тях, защото атомните радиуси на Li и Mg са много близки. Литият образува и самостоятелен [[сподумен]] LiAlSi<sub>2</sub>O<sub>6</sub>, който е малко разпространен.<ref name=":0" />

Рубидиевите и цезиевите съединения не образуват самостоятелни находища, а често се срещат като примеси към калиевите минерали.

== Физични свойства ==
Простите вещества на алкалните елементи са сребристобели на цвят, със силен метален блясък, с изключение на цезия, който има златист оттенък. Те са меки и пластични. Режат се с нож подобно на натрия. Също като него са електро- и топлопроводими. Атомите им са подредени в метална кристална решетка. С увеличаване на атомния номер (Z) на елементите плътността на металите се увеличава, а температурите им на топене и кипене се понижават. Простите вещества на алкалните елементи са метали. Съхраняват се в среда от петрол, но Li, Na, K могат да се обработват на въздух, ако се избягва продължителен контакт с него.<ref name=":0" />

Парите на тези метали и техните летливи соли оцветяват пламъка в характерни цветове: Li – тъмночервено, Na – жълто, K – лилаво, Rb – червено-лилаво и Cs – синьо.<ref name=":0" /> Попаднали в пламъка, n''s''<sup>1</sup>-електроните се възбуждат за ~10<sup>-8</sup> секунди. При връщането в изходното състояние се излъчват топлинни лъчи, разсейващи светлината.

== Химични свойства ==
Алкалните метали са най-активните метали заради ниските си електроотрицателности и стойности на йонизационната енергия. Като силни редуктори те се окисляват от [[вода]]та, [[кислород]]а и на въздуха се покриват с оксиден, хидроксиден и карбонатен слой, който при лития е примесен с Li<sub>3</sub>N.<ref name=":0" />

Активността им се засилва от Li към Cs в съответствие с намаляването на йонизационната енергия в тази посока. При обикновена температура литият реагира бавно с водата, натрият и калият – буйно, а рубидият и цезият – експлозивно. Rb и Cs се възпламеняват и при контакт с лед:<ref name=":0" />

: <chem>2M + 2H2O -> 2MOH + H2</chem>

Буйното протичане на тази реакция е заради ниските температури на топене на металите.<ref name=":0" />

По аналогичен начин протича взаимодействието с метални оксиди, като Rb и Cs могат да редуцират Si(IV) от [[кварц]]а. При реакцията на лития с вода има кинетична бариера.

При обикновени условия алкалните метали горят в силни окислители като флуор и хлор, а при леко нагряване с брома, сярата, фосфора и другите неметали. При взаимодействие с въглерод, Li и Na образуват ацетилениди (Li<sub>2</sub>C<sub>2</sub>, Na<sub>2</sub>C<sub>2</sub>), а останалите елементи дават аналогични съединения при взаимодействие на техни амонячни разтвори с етин.

Литият при взаимодействие с кислород образува само оксид ('''Li<sub>2</sub>O'''), натрият&nbsp;– оксид ('''Na<sub>2</sub>O''') или [[пероксид]] ('''Na<sub>2</sub>O<sub>2</sub>'''), а останалите алкални метали образуват оксиди&nbsp;– '''М<sub>2</sub>О''', пероксиди&nbsp;– '''М<sub>2</sub>О<sub>2</sub>''' и супероксиди&nbsp;– '''МO<sub>2</sub>''', според средата и условията на окисление.

Алкалните метали са редуктори спрямо водорода и образуват твърди солеобразни хидриди, в които водородът е в -1 степен на окисление – LiH, NaH и други. LiH е най-стабилният от алкалните хидриди.<ref name=":0" /> Хидридите реагират с водата и амоняка до хидроксиди, респективно имиди, и отделяне на водород:

: <chem>2LiH + 2H2O -> 2LiOH + 2H2 ^</chem>
: <chem>2LiH + NH3 -> Li2NH + 2H2 ^</chem>

Всички алкални метали реагират с вода до хидроксид.

Всички алкални метали взаимодействат с [[киселина|киселините]], давайки съответните соли, които, с изключение на слабо разтворимите LiF, Li<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>, Li<sub>3</sub>PO<sub>4</sub> и LiOH, са силно разтворими.

Химичната връзка в повечето съединения на алкалните метали е до голяма степен йонна. Сферичните йони на алкалните метали имат конфигурацията на благороден газ и затова слабо се поляризират, с изключение на Li<sup>+</sup>, което е и причината повечето съединения на алкалните метали са безцветни или бели. Оцветяването най-често се дължи на аниона.<ref name=":0" />

== Съединения ==
=== Халогениди ===
От халогенидите на алкалните метали най-голямо значение има NaCl. Изразходва се предимно за производството на Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>, NaOH и други натриеви соли. Той има и значение за човешкия организъм.<ref name=":0" />

KCl се получава чрез прекристализация на силвин.<ref name=":0" /> От него се получават други калиеви соли – KNO<sub>3</sub>, K<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>, K<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>, KClO<sub>3</sub>, KClO<sub>4</sub>.

Литиевите халогениди, NaI и KI се разтварят в някои кислородсъдържащи органични разтворители с образуването на комплекси.<ref name=":0" />

=== Оксиди, пероксиди, супероксиди ===
При загряване на алкалните метали във въздуха в зависимост от тяхната активност се получават различни продукти – Li<sub>2</sub>O и малки количества Li<sub>2</sub>O<sub>2</sub>; Na<sub>2</sub>O и малко Na<sub>2</sub>O<sub>2</sub>; супероксиди – MO<sub>2</sub> при K, Rb, Cs.<ref name=":0" />

Оксидите се получават при термично разлагане от пер- и супероксиди или чрез редукция на нитрити и нитрати на съответния метал:<ref name=":0" />

: <chem>Na2O2 +2Na -> 2Na2O</chem>,
: <chem>2KNO2 + 6K -> 4K2O + N2</chem>,
: <chem>2RbNO3 + 10Rb -> 6Rb2O + N2</chem>.

Оксидите на алкалните метали са стабилни при нагряване до 500&nbsp;°C. Цветът им се променя с увеличаване на атомната маса на метала – Li<sub>2</sub>O и Na<sub>2</sub>O са бели, K<sub>2</sub>O – слабожълтеникав, Rb<sub>2</sub>O – светложълт, Cs<sub>2</sub>O – оранжев. Всички оксиди, освен Cs<sub>2</sub>O, кристализиращ в хексагонална сингония, тип CdI<sub>2</sub>, кристализират в кубична сингония.<ref name=":0" />

Литиевият пероксид се получава от етанолов разтвор на LiOH и H<sub>2</sub>O<sub>2</sub>. Първоначален продукт е литиев хидрогенпероксид, който се разпада поради нестабилността си:<ref name=":0" />

: <chem>LiOH + H2O2 -> LiOOH + H2O</chem>
: <chem>2LiOOH -> Li2O2 + H2O2</chem>

Na<sub>2</sub>O<sub>2</sub> се получава от Na с пропускане на допълнително O<sub>2</sub>.<ref name=":0" /> Пероксидите на останалите алкални метали се получават при окисление на амонячни разтвори на металите.<ref name=":0" />

Оксидите, пероксидите и субоксидите реагират с водата, давайки съответните хидроксиди.

При частично окисление на Rb и Cs в недостиг на въздух и при ниски температури се получават субоксиди – Rb<sub>9</sub>O<sub>2</sub>, Rb<sub>2</sub>O, Cs<sub>11</sub>O<sub>3</sub>, Cs<sub>7</sub>O.

=== Хидроксиди ===
Хидроксидите на алкалните метали са твърди, бели, силно хигроскопични вещества с ниска температура на топене – от 471 °C за LiOH до 272 °C за CsOH. В стопено състояние разяждат порцелана и стъклото, тъканите и кожата.<ref name=":0" /> Разтварянето им е силно екзотермичен процес. Всичките са много силни основи. Поглъщат CO<sub>2</sub> и H<sub>2</sub>S, поради което се използват за отстраняване на тези газове от петролните продукти.<ref name=":0" /> Реагират буйно със съответните киселини и алкохоли до съответните соли и алкохолати, както и с амфотерните хидроксиди на Al, Sn, Pb, Zn.<ref name=":0" />

При обикновени условия LiOH е монохидрат и се обезводнява лесно при нагряване при понижено налягане.<ref name=":0" /> Използва се най-много за автомобилна грес – литиев стеарат. Литиевият хидроксид повишава мощността на алкалните акумулатори.

Натриевата основа промишлено се получава при електролиза на разтвор на NaCl. Катодът е железен, а анодът – графитов<ref name=":0" /> и полуреакциите на тях са:

: катод <chem>2H2O + 2e- -> 2OH- + H2</chem>
: анод <chem>2Cl- - 2e- -> Cl2</chem>

За да не реагират веществата помежду си, се използва изкуствена полимерна мембрана за обмяна на йони.<ref name=":0" />

NaOH се използва широко в органичния и неорганичния синтез – при преработката на нефта и мазнините, в сапуненото производство, текстилната, каучуковата и хартиената промишленост и за получаването на различни соли за неутрализация.

Калиевата основа е сходна по свойствата и начина на получаването ѝ, но е по-хигроскопична. В 50% водни разтвори се използва в перилните препарати. Разтваря се добре в етанол, а този разтвор се използва широко в органичния синтез:

: <chem>HO- + C2H5OH -> C2H5O- + H2O</chem>.

=== Соли на кислородсъдържащи киселини ===
Безводният Na<sub>2</sub>CO<sub>3</sub>, калцинирана сода, се получава по метода на Солвей. Чист NaHCO<sub>3</sub>, сода за хляб, се използва в хранителната промишленост и като очистващо средство в домакинството. Може да се получи по реакцията:<ref name=":0" />

: <chem>Na2CO3 + H2O + CO2 -> 2NaHCO3</chem>

K<sub>2</sub>CO<sub>3</sub> ме може да се получи по метода на Солвей, защото KHCO<sub>3</sub> е по-разтворим от карбоната. Получава се при пропускане на CO<sub>2</sub> в разтвор на KOH.<ref name=":0" />

Литиевият и магнезиевият карбонат се разлагат при нагряване:

: <chem>Li2CO3 -> Li2O + CO2</chem>

Останалите алкални карбонати са термично стабилни.

От всички алкални нитрати, само NaNO<sub>3</sub> се среща в природата под формата на чилска селитра. Останалите нитрати се получават от съответните карбонати и хидроксиди чрез разтваряне на HNO<sub>3</sub> и следваща кристализация.

При загряване алкалните нитрати се разлагат до нитрити с отделяне на кислород:

: <chem>2NaNO3 -> 2NaNO2 + O2</chem>

Изключение е LiNO<sub>3</sub>, защото е нестабилен и се разлага до Li<sub>2</sub>O:

: <chem>2LiNO3 -> Li2O + 2NO2 + 1/2O2</chem>

Литиевият нитрат се използва за направата на тъмночервени фойерверки и светлинни сигнали. Кристализира с 3 молекули вода.<ref name=":0" />

От сулфатите на алкалните метали най-голямо значение има Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>. Той се използва в производството на амбалажна хартия. Хидратната му форма, Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>•10H<sub>2</sub>O, се нарича Глауберова сол и има медицинско приложение.

Сулфатите на алкалните метали без лития и тривалентните метали образуват двойни соли, наречени стипци, с обща формула (M<sup>I</sup>M<sup>III</sup>SO<sub>4</sub>)2•12H<sub>2</sub>O. Изградени са от два хидратни катиона и два сулфатни аниона – [M<sup>I</sup>(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub>]<sup>+</sup>[M<sup>III</sup>(H<sub>2</sub>O)<sub>6</sub>]<sup>3+</sup>•2[SO<sub>4</sub>]<sup>2-</sup>.<ref name=":0" />

=== Други съединения ===
Алкалните метали образуват малко слабо разтворими съединения. Изключение прави литият. Слабо разтворима натриева сол е натриевият хексахидроксиантимонат – Na[Sb(OH)<sub>6</sub>], а аналогичната калиева сол е много разтворима.<ref name=":0" />

Слабо разтворими калиеви соли са KClO<sub>4</sub>, K<sub>2</sub>[PtF<sub>6</sub>], K<sub>3</sub>[Co(NO<sub>2</sub>)<sub>6</sub>] и KHC<sub>4</sub>H<sub>4</sub>O<sub>6</sub>.<ref name=":0" />

Аналогичните рубидиеви и цезиеви соли също са слаборазтвориими. Това се обяснява с големите йонни радиуси на K<sup>+</sup>, Rb<sup>+</sup> и Cs<sup>+</sup>, определящи ниски стойности на хидратационна енергия.

=== Органометални съединения ===
Литият, натрият и калият образуват алкилни и арилни производни с практическо приложение. Те се получават от халогенопроизводни на съответните въглеводороди. Процесът се извършва в органичен разтворител и инертна атмосфера:

: <chem>C2H5Cl + 2Li -> C2H5Li + LiCl</chem>.

Друг метод за тяхното получаване е от органоживачни съединения:

: <chem>2Li + HgR2/HgAr2 -> 2LiR/2LiAr + Hg</chem>

От органометалните съединения най-стабилни са литиевите производни, които за разлика от натриевите и калиевите могат да се разтварят в органични неполярни органични разтворители. Органометалите производни на алкалните метали са силно реактивни вещества и се използват широко в органичния синтез.<ref name=":0" />

Известни са различни производни на алкалните метали с коронни етери, например с 18-коронен-6-етер. В зависимост от броя на атомите в хетероцикъла и разположението им, се образуват празнини с различни размери, в които се вмъкват йоните на алкалните метали – [K(18-коронен-6)]OH, [K(18-коронен-6)]MnO<sub>4</sub> и други. Най-нестабилни са литиевите, а най-стабилни – калиевите производни.<ref name=":0" /> Тези комплекси са стабилни в органични разтворители.

Получени са съединения, в които алкалните метали са от (-1) степен на окисление – алкалиди, например Na<sup>-</sup>. Тези йони се стабилизират с полициклени етери, например кирптат-222 – [Na(кирптат-222)]<sup>+</sup>Na<sup>-</sup>. Аналогични криптати има и при K<sup>-</sup>, Rb<sup>-</sup> и Cs<sup>-</sup>.

При лития е получен тъмносин литиев кирптат с формула [Li(криптат)]<sup>+</sup>''e''<sup>-</sup>. Такива съединения са наречени електриди и се получават и при другите алкални метали с подходящи коронни етери или криптати – [Cs(15-коронен-5)<sub>2</sub>]<sup>+</sup>''e''<sup>-</sup>.<ref name=":0" />

== Получаване ==
Литият и натрият се получават чрез електролиза на техните стопени соли или основи, защото само при тези условия йоните на натрия и лития могат да бъдат редуцират до свободни метали.<ref name=":0" /> Калий, рубидий и цезий не могат да бъдат получени чрез този метод поради тяхната ниска температура на топене и летливост. Калият се получава като през стопен KCl се пропускат пари на натрий. По аналогичен начин се получават Rb и Cs, но за редуктор се използва Ca.

Алкалните метали могат да се получат и чрез електролиза на разтвори на техни соли, но само при живачен катод с високо съхранено напрежение на водорода.<ref name=":0" /> Отделената амалгама може да се използва директно или да се дестилира. Тежките алкални метали могат да се получат при нагряване на техните оксиди:

: <chem>3Cs2O + 2Al -> Al2O3 + 6Cs</chem>

При някои соли редукцията е възможна и с въглерод:

: <chem>Cs2CO3 + 2C -> 2Cs + 3CO</chem>

Пречистването се извършва с дестилация. Съхраняват се под петрол.

== Употреба ==
Литият участва в леки и твърди сплави в металостроенето. Използва се и за очистване на [[аргон]] при получаването му от въздуха.

Натрият се използва като сушител в органични разтворители.<ref name=":0" /> Изразходва се предимно за NaPb, чрез който се синтезира (C<sub>2</sub>H<sub>5</sub>)<sub>4</sub>Pb:<ref name=":0" />

: <chem>4NaPb + 4C2H5Cl->(C2H5)4Pb + 4NaCL +3Pb</chem>

Това приложение на натрия намалява от екологични съображения. Натрият намира широка употреба за получаването на силни редуктори – NaH, CH<sub>3</sub>ONa, NH<sub>2</sub>Na, амалгама, и силни окислители – Na<sub>2</sub>O<sub>2</sub>, както и като редуктор в металургията:

: <chem>TiCl4 + 4Na -> Ti + 4NaCl</chem>

Сплавта на Na и K е течна при обикновени условия и се използва като охладител в първия охладителен контур на ядрените реактори.<ref name=":0" />

Цезият и рубидият се използват за направата на фотоелементи, при които светлинната енергия се превръща директно в електрична енергия.<ref name=":0" /> За целта се използва полупроводниковият Cs<sub>2</sub>Sb.<ref name=":0" />

== Източници ==
<references />

{{Периодична система}}

[[Категория:Групи химични елементи]]