Каждый сталкивался с таким понятием, как щелочь, но не каждый может точно сказать, что же это такое. Особенно это относится к тем, кто давно окончил школу и начал забывать уроки химии. Что же это за вещество? Какова формула щелочи в химии? Каковы ее свойства? Рассмотрим все эти вопросы в данной статье.

Определение и основная формула

Начнем с определения. Щелочью называется хорошо растворимое в воде вещество, гидроксид щелочного (1-ая группа, основная подгруппа в таблице Менделеев) или щелочноземельного (2-ая группа, основная подгруппа в таблице Менделеева) металла. Стоит заметить, что бериллий и магний, хотя и принадлежат к щелочным металлам, щелочей не образуют. Их гидроксиды относят к основаниям.

Щелочи - самые сильные основания, растворение которых в воде сопровождается тепловыделением. Примером этого служит бурная реакция с водой гидроксида натрия. Из всех щелочей наименее растворим в воде гидроксид кальция (известный также как гашеная известь), который в чистом виде представляет собой порошок белого цвета.

Из определения можно сделать вывод, что химическая формула щелочи - ROH, где R - щелочноземельный (кальций, стронций, радий, барий) или щелочной (натрий, калий, литий, цезий, франций, рубидий) металл. Приведем некоторые примеры щелочей: NaOH, KOH, CsOH, RbOH.

Реакции

Абсолютно все щелочи реагируют с кислотами. Реакция протекает так же, как кислоты и основания - с образованием соли и воды. Пример:

NaOH+HCl=NaCl+H 2 O

Приведенная реакция - соляная кислота + щелочь. Формулы реакций различных щелочей с кислотами:

КОН+HCl=KCl+H 2 O

NaOH+HNO 3 =NaNO 3 +H 2 O

Помимо кислот, щелочи реагируют также с кислотными оксидами (SO 2 , SO 3 , CO 2). Реакция проходит по тому же механизму, что и щелочи с кислотой - в результате взаимодействия образуется соль и вода.

Щелочи взаимодействуют и с амфотерными оксидами (ZnO, Al 2 O 3). При этом образуются нормальные или комплексные соли. Самая типичная из таких реакций оксид цинка + едкая щелочь. Формула такой реакции:

2NaOH+ZnO=Na 2 ZnO 2 +H 2 O

В показанной реакции образуется нормальная соль натрия Na 2 ZnO 2 и вода.

Реакции щелочей с амфотерными металлами протекают по тому же механизму. Приведем в качестве примера реакцию алюминий + щелочь. Формула реакции:

2KOH+2Al+6H 2 O=2K(Al(OH) 4)+3H 2

Это пример реакции с образованием комплексной соли.

Взаимодействие с индикаторами

Для определения pH исследуемого раствора используются специальные химические вещества - индикаторы, которые меняют свой цвет в зависимости от значения показателя водорода в среде. Самый распространенный индикатор, используемый в химических исследованиях, - лакмус. В щелочной среде он приобретет интенсивный синий цвет.

Другой доступный индикатор, фенолфталеин, в щелочной среде приобретает малиновый окрас. Однако в очень концентрированном растворе (показатель водорода близок к 14) фенолфталеин остается бесцветным, как и в нейтральной среде. Потому лакмус при работе с концентрированными щелочами использовать предпочтительнее.

Метиловый оранжевый индикатор в щелочной среде приобретает желтый окрас, при уменьшении pH среды цвет меняется от желтого до оранжевого и красного.

Физические свойства щелочей

Помимо этого, щелочи также хорошо растворяются в этаноле. Концентрированные и умеренные растворы имеют pH от 7.1 и выше. Растворы щелочей мыльные на ощупь. Концентрированные составы - довольно едкие химические соединения, контакт с которыми вызывает химические ожоги кожи, глаз, любых слизистых оболочек, поэтому работать с ними следует осторожно. Воздействие едкого вещества можно нейтрализовать раствором кислоты.

Щелочи могут находиться как в твердом, так и в жидком состоянии. Гидроксид натрия - самая распространенная щелочь (формула NaOH), которая в твердом состоянии представляет собой вещество белого света.

Гидроксид кальция при нормальных условиях - белый порошок. Гидроксиды радия и бария в твердом агрегатном состоянии - бесцветные кристаллы. Гидроксиды стронция и лития также бесцветны. Все твердые щелочи поглощают воду из воздуха. Гидроксид цезия - самая сильная щелочь (формула CsOH). Щелочные свойства металлов 1-ой группы основной подгруппы возрастают сверху вниз. Эти вещества нашли применение в химической промышленности. В основном их используют в щелочных аккумуляторах в качестве электролитов. Чаще всего применяют гидроксиды калия и натрия.

Химический ожог щелочью

При использовании неразбавленных щелочей всегда стоит помнить, что они являются едкими веществами, которые при попадании на открытые участки тела вызывают покраснение, зуд, жжение, отек, в тяжелых случаях образуются пузыри. При длительном контакте такого опасного состава со слизистой органов зрения возможно наступление слепоты.

При химическом ожоге щелочью необходимо промыть пораженное место водой и очень слабым раствором кислоты - лимонной или уксусной. Даже незначительное количество едкой щелочи может вызвать обширное поражение кожи и ожог слизистых, поэтому с такими веществами стоит обращаться аккуратно и держать подальше от детей.

Для полноценной жизнедеятельности организма его владельцу требуется поддерживать во внутренней среде тела нормальный кислотно-щелочной баланс. Последний является важным звеном метаболизма. В компетенции его находятся процессы переработки поступающих извне питательных компонентов и выведение за пределы биосистемы продуктов, опасных для здоровья. Чтобы в кислотно-щелочном балансе не было перекосов, нужно создать условия для присутствия в организме достаточного количества образующих его субстанций. В данной статье рассмотрим все, что касается одной из составляющих важнейшего звена обмена веществ – щелочи.

Общие сведения о веществе

Даже школьнику известно, что внутренняя среда человеческого организма имеет преимущественно кислый рН. Однако некоторые ученые данный постулат опровергают. Яркий пример - Иосиф Локэмпер и Петер Ентшура. Перу указанных лиц принадлежит исследовательский труд, в котором черным по белому написано: человек есть щелочное создание. Впрочем, согласно этой научной работе, для полноценного существования одной лишь щелочи внутри индивиду мало. Природа распорядилась таким образом, что в организме обязательно должна присутствовать и кислота, иначе функциональность ее антагониста неизбежно нарушится.

Упомянутый выше кислотно-щелочной баланс, сокращенно – КЩР, характеризуется показателем рН. Его числовое значение позволяет определить, с какой средой мы имеем дело: кислой или щелочной. О первой нам сообщает рН в пределах 0-6,9, об интересующей нас второй – рН от 7,1 до 14,0. Кстати, не так давно в научном мире был доказан следующий факт: внутренняя среда тела новорожденного младенца имеет рН равный 8-8,5, то есть чисто щелочной. Таким образом, теория Ентшуры и Локэмпера действительно имеет право на жизнь.

Поговорим непосредственно о щелочи. Что мы знаем о данной субстанции? В принципе, достаточно, чтобы иметь представление о ее свойствах. Это вещество превосходно растворяется в воде, некоторые представители щелочного семейства вступают в контакт со спиртами – метанолом и этанолом. Гидроксиды щелочных металлов являются твердыми субстанциями белого цвета с повышенной гигроскопичностью. Они легко поглощают из воздуха углекислый газ и воду, в итоге приобретая форму карбонатов. Типичная щелочь - пищевая сода.

Роль щелочи в организме

Антагонист кислоты имеет большое значение для поддержания здоровья и самочувствия человека на должном уровне. Это становится понятным, если посмотреть на рН основной жидкой среды тела – крови. Показатель кислотно-щелочного баланса ее составляет в норме 7,36-7,42. При незначительном сдвиге его на величину 0,1 в какую-либо из сторон человек приобретает серьезную патологию. При таковом на 0,2 субъект впадает в кому. При увеличении данного сдвига еще на 0,1 (всего 0,3) любой из нас гарантированно уйдет из жизни.

Слюна в норме также имеет щелочные свойства. Таковые присущи слезам, желчи, мужской семенной жидкости, фекалиям, женскому грудному молоку, панкреатическому секрету. Больше щелочи, чем кислоты присутствует в тонком кишечнике. Все это говорит о том, что щелочь выполняет определенные обязанности в пределах биосистемы, называемой человеком. К ним относятся:

• замедление процесса отложения солей в суставах;
• препятствование загрязнению внутренней среды тела;
• защита от преждевременного старения, кожных недугов, любых видов аллергии;
• предотвращение развития онкологических заболеваний;
• поддержка правильной и интенсивной работы иммунной системы;
• уничтожение грибков, в том числе вызывающих кандидоз;
• улучшение сердечной функции и поддержание чистоты кровеносных сосудов;
• профилактика желудочно-кишечных заболеваний.

Наверняка многие слышали о профессоре Неумывакине, рекомендующем лечение разных недугов обыкновенной пищевой содой. Это же вещество взял на вооружение в борьбе с раком, от коего сегодня повсеместно страдает человечество, итальянский доктор Симончини. И тот, и другой весьма успешно осуществляют щелочную терапию, поскольку в курсе благотворного воздействия щелочей на живой организм.

Избыток и недостаток щелочи в организме

Несмотря на множество положительных свойств кислотных антагонистов нужно всегда помнить о том, как важно поддерживать в норме кислотно-щелочной баланс. Дефицит щелочи в организме человека, как и ее избыток, может привести к весьма печальным последствиям.

Недостаток интересующего нас соединения во внутренней среде тела называется повышенной кислотностью или, по-научному – ацидозом. Признаками, а заодно и следствиями дефицита щелочей являются общая слабость, снижение иммунитета, повышенная хрупкость костей, провоцирующая переломы; боли в мышцах и суставах, возникновение злокачественных опухолей, проблемы с сердцем, скачки артериального давления, нарушение кровообращение, мочекаменная болезнь, сахарный диабет. При закислении организма снижается степень усвоения основных минеральных соединений: калия, кальция, магния, натрия. Существенный сдвиг кислотно-щелочного баланса в сторону второй составляющей провоцирует замедление усвоения пищи, насыщение крови токсинами, появление неприятного запаха изо рта, хронические запоры, аллергические реакции, развитие грибковых и онкозаболеваний, сбои в работе ЖКТ, проблемы с печенью.

Щелочь в продуктах питания

Едва ли не главным механизмом в поддержании на нужном уровне кислотно-щелочного баланса является правильно сформированный рацион. Он должен состоять на 80% из щелочных видов пищи и лишь на 20% - из таковых с кислым рН. Следует отдавать предпочтение продуктам растительного происхождения, особенно, содержащим протеины, а количество богатых животными белками лакомств ограничить. То же необходимо сделать и в отношении продуктов, насыщенных простыми углеводами, жирной пищи, фаст-фуда, алкогольных напитков, сладостей. Цитрусы, богатые кислотами, в том числе аскорбиновой и органическими, нужно есть из расчета 1-2 любых плода в день. Исключение составляют лимоны и лайм, поскольку они имеют повышенную кислотность. Эти фрукты полезны, но будьте с данными плодами весьма осторожны – не переборщите с нормой потребления.

Чаще лакомьтесь разнообразной зеленью, корнеплодами (редисом, свеклой, морковью), свежими овощами (огурцами, белокочанной, цветной, брюссельской капустой, брокколи), экзотическими фруктами (авокадо, ананасами, киви, маракуйей, бананами, финиками), ягодами, чесноком. Включайте в свое меню сладкие яблоки, виноград, изюм, свежевыжатые соки, спаржу, морскую капусту, арбуз. Но самое доступное средство выравнивания кислотно-щелочного баланса – это прием пищевой соды. Область ее применения весьма широка:

• целенаправленное очищение организма от шлаков, токсинов, ядов, тяжелых металлов, радиоактивных изотопов;
• растворение солевых отложений в суставах, камней в почках и желчном пузыре;
• профилактика и терапия рака;
• лечение аллергии;
• борьба с пагубными зависимостями (алкогольной, наркотической, табакокурением);
• лечение артритов, ревматизма, артрозов, остеохондроза, остеопороза.

Чтобы держать под контролем уровень кислотно-щелочного баланса, можно воспользоваться лакмусовыми бумажными полосками, которые легко приобрести в аптеке. Однако, приняв решение осуществлять регулирование количества щелочи в своем организме, рекомендуется не заниматься самодеятельностью, а обратиться за консультацией к квалифицированному специалисту.

Пономаренко Надежда

При использовании и перепечатке материала активная ссылка на обязательна!

Щелочи образуют гидроксиды щелочных металлов 1 группы главной подгруппы при растворении их в воде.

Физические свойства: растворы щелочей в воде мылкие на ощупь, они разъедают кожу, ткани, бумагу – едкие щелочи (едкий натр NaOH, едкий калий КОН). На коже они вызывают долго незаживающие раны. Очень гигроскопичны.

Химические свойства LiOH, NaOH, КОН, RbOH, CsOH. В этом ряду сила и растворимость щелочей возрастает, что связано с увеличением размеров ионов щелочных металлов (катионов) и ослаблением электростатического притяжения с гидроксидной группой (анионом). К щелочам относится гидроксид щелочно-земельного металла бария – Ва(ОН)2.

Щелочи – сильные основания, химически очень активные вещества. При растворении их в воде выделяется большое количество теплоты.

В водном растворе идет диссоциация щелочей:

Химические свойства щелочей:

1) щелочи вступают в реакцию нейтрализации с кислотами, образуя соль и воду:

2) взаимодействуют с кислотными оксидами, образуя как средние, так и кислые соли:

в ионной форме:

3) вступают со средними солями в реакцию обмена: CuSO4 + KOH = Cu(OH)2 + K2SO4, с кислыми солями: NaНSO4 + KOH = Na2SO4 + К2SO3 + H2O (окислительно-восстановительная);

4) растворы щелочей вступают в реакцию с амфотерными оксидами – образуются комплексные соли: Al2O3 + NaOH + 7Н2О = 2Na;

5) при сплавлении твердых щелочей с оксидами амфотерных металлов образуются двойные безводные соли: Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 (метаалюминат натрия);

6) взаимодействуют с галогенами в зависимости от температурных условий – на холоде: Cl2 + 2NaOH = NaClO + NaCl + H2O, при нагревании: 3Cl2 + 6NaOH = NaClO3 + 5NaCl + 3H2O;

7) взаимодействуют с некоторыми органическими веществами: С2Н5ОН + NaOH = С2Н5ОNa + Н2О;

8) растворы и расплавы щелочей подвергаются электролизу

Получение:

1) реакция металлов с водой: 2К + 2H2O = 2KOH + H2;

2) реакция оксидов металлов с водой: 2К2О + 2H2O = 2KOH.

Применение: NaOH и KOH используют в производстве мыла, бумаги, в текстильной промышленности и др.

Это элементы I группы периодической системы: литий (Li), натрий (Na), калий (K), рубидий (Rb), цезий (Cs), франций (Fr); очень мягкие, пластичные, легкоплавкие и легкие, как правило, серебристо-белого цвета; химически очень активны; бурно реагируют с водой, образуя щёлочи (откуда название).

Все щелочные металлы чрезвычайно активны, во всех химических реакциях проявляют восстановительные свойства, отдают свой единственный валентный электрон, превращаясь в положительно заряженный катион, проявляют единственную степень окисления +1.

Восстановительная способность увеличивается в ряду ––Li–Na–K–Rb–Cs.

Все соединения щелочных металлов имеют ионный характер.

Практически все соли растворимы в воде.

Низкие температуры плавления,

Малые значения плотностей,

Мягкие, режутся ножом

Вследствие своей активности щелочные металлы хранят под слоем керосина, чтобы преградить доступ воздуха и влаги. Литий очень легкий и в керосине всплывает на поверхность, поэтому его хранят под слоем вазелином.

Химические свойства щелочных металлов

1. Щелочные металлы активно взаимодействуют с водой:

2Na + 2H 2 O → 2NaOH + H 2 ­

2Li + 2H 2 O → 2LiOH + H 2 ­

2. Реакция щелочных металлов с кислородом:

4Li + O 2 → 2Li 2 O (оксид лития)

2Na + O 2 → Na 2 O 2 (пероксид натрия)

K + O 2 → KO 2 (надпероксид калия)

На воздухе щелочные металлы мгновенно окисляются. Поэтому их хранят под слоем органических растворителей (керосин и др.).

3. В реакциях щелочных металлов с другими неметаллами образуются бинарные соединения:

2Li + Cl 2 → 2LiCl (галогениды)

2Na + S → Na 2 S (сульфиды)

2Na + H 2 → 2NaH (гидриды)

6Li + N 2 → 2Li 3 N (нитриды)

2Li + 2C → Li 2 C 2 (карбиды)

4. Реакция щелочных металлов с кислотами

(проводят редко, идет конкурирующая реакция с водой):

2Na + 2HCl → 2NaCl + H 2 ­

5. Взаимодействие щелочных металлов с аммиаком

(образуется амид натрия):

2Li + 2NH 3 = 2LiNH 2 + H 2

6. Взаимодействие щелочных металлов со спиртами и фенолами, которые проявляют в данном случае кислотные свойства:

2Na + 2C 2 H 5 OH = 2C 2 H 5 ONa + H 2 ;

2K + 2C 6 H 5 OH = 2C 6 H 5 OK + H 2 ;

7. Качественная реакция на катионы щелочных металлов — окрашивание пламени в следующие цвета:

Li + – карминово-красный

Na + – желтый

K + , Rb + и Cs + – фиолетовый

Получение щелочных металлов

Металлические литий, натрий и калий получают электролизом расплава солей (хлоридов), а рубидий и цезий – восстановлением в вакууме при нагревании их хлоридов кальцием: 2CsCl+Ca=2Cs+CaCl 2
В небольших масштабах используется также вакуум-термическое получение натрия и калия:

2NaCl+CaC 2 =2Na+CaCl 2 +2C;
4KCl+4CaO+Si=4K+2CaCl 2 +Ca 2 SiO 4 .

Активные щелочные металлы выделяются в вакуум-термических процессах благодаря своей высокой летучести (их пары удаляются из зоны реакции).

Особенности химических свойств s-элементов I группы и их физиологическое действие

Электронная конфигурация атома лития 1s 2 2s 1 . У него самый большой во 2-м периоде атомный радиус, что облегчает отрыв валентного электрона и возникновение иона Li + со стабильной конфигурацией инертного газа (гелия). Следовательно, его соединения образуются с передачей электрона от лития к другому атому и возникновением ионной связи с небольшой долей ковалентности. Литий ‑ типичный металлический элемент. В виде вещества это щелочной металл. От других членов I группы он отличается малыми размерами и наименьшей, по сравнению с ними, активностью. В этом отношении он напоминает расположенный по диагонали от Li элемент II группы ‑ магний. В растворах ион Li + сильно сольватирован; его окружают несколько десятков молекул воды. Литий по величине энергии сольватации - присоединения молекул растворителя, стоит ближе к протону, чем к катионам щелочных металлов.

Малый размер иона Li + , высокий заряд ядра и всего два электрона создают условия для возникновения вокруг этой частицы довольно значительного поля положительного заряда, поэтому в растворах к нему притягивается значительное число молекул полярных растворителей и его координационное число велико, металл способен образовывать значительное число литийорганических соединений.

Натрием начинается 3-й период, поэтому у него на внешнем уровне всего 1е — , занимающий 3s-орбиталь. Радиус атома Na - наибольший в 3-м периоде. Эти две особенности определяют характер элемента. Его электронная конфигурация 1s 2 2s 2 2p 6 3s 1 . Единственная степень окисления натрия +1. Электроотрицательность его очень мала, поэтому в соединениях натрий присутствует только в виде положительно заряженного иона и придает химической связи ионный характер. По размеру ион Na + значительно больше, чем Li + , и сольватация его не так велика. Однако в растворе в свободном виде он не существует.

Физиологическое значение ионов К + и Na + связано с их различной адсорбируемостью на поверхности компонентов, входящих в состав земной коры. Соединения натрия лишь незначительно подвержены адсорбции, в то время как соединения калия прочно удерживаются глиной и другими веществами. Мембраны клеток, являясь поверхностью раздела клетка ‑ среда, проницаемы для ионов К + , вследствие чего внутриклеточная концентрация К + значительно выше, чем ионов Na + . В то же время в плазме крови концентрация Na + превышает содержание в ней калия. С этим обстоятельством связывают возникновение мембранного потенциала клеток. Ионы К + и Na + ‑ одни из основных компонентов жидкой фазы организма. Их соотношение с ионами Са 2+ строго определенно, а его нарушение приводит к патологии. Введение ионов Na+ в организм не оказывает заметного вредного влияния. Повышение же содержания ионов К + вредно, но в обычных условиях рост его концентрации никогда не достигает опасных величин. Влияние ионов Rb + , Cs + , Li + еще недостаточно изучено.

Из различных поражений, связанных с применением соединений щелочных металлов, чаще всего встречаются ожоги растворами гидроксидов. Действие щелочей связано с растворением в них белков кожи и образованием щелочных альбуминатов. Щелочь вновь выделяется в результате их гидролиза и действует на более глубокие слои организма, вызывая появление язв. Ногти под влиянием щелочей становятся тусклыми и ломкими. Поражение глаз, даже очень разбавленными растворами щелочей, сопровождается не только поверхностными разрушениями, но нарушениями более глубоких участков глаза (радужной оболочки) и приводит к слепоте. При гидролизе амидов щелочных металлов одновременно образуется щелочь и аммиак, вызывающие трахеобронхит фибринозного типа и воспаление легких.

Калий был получен Г. Дэви практически одновременно с натрием в 1807 г. при электролизе влажного гидроксида калия. От названия этого соединения ‑ «едкое кали» и получил свое наименование элемент. Свойства калия заметно отличаются от свойств натрия, что обусловлено различием величин радиусов их атомов и ионов. В соединениях калия связь более ионная, а в виде иона К + он обладает меньшим поляризующим действием, чем натрий, из-за больших размеров. Природная смесь состоит из трех изотопов 39 К, 40 К, 41 К. Один из них 40 К ‑ радиоактивен и определенная доля радиоактивности минералов и почвы связана с присутствием этого изотопа. Его период полураспада велик ‑ 1,32 млрд. лет. Определить присутствие калия в образце довольно легко: пары металла и его соединения окрашивают пламя в фиолетово-красный цвет. Спектр элемента довольно прост и доказывает наличие 1е — на 4s-орбитали. Изучение его послужило одним из оснований для нахождения общих закономерностей в строении спектров.

В 1861 г. при исследовании соли минеральных источников спектральным анализом Роберт Бунзен обнаружил новый элемент. Его наличие доказывалось темно-красными линиями в спектре, которых не давали другие элементы. По цвету этих линий элемент и был назван рубидием (rubidus-темно-красный). В 1863 г. Р. Бунзен получил этот металл и в чистом виде восстановлением тартрата рубидия (виннокислой соли) сажей. Особенностью элемента является легкая возбудимость его атомов. Электронная эмиссия у него появляется под действием красных лучей видимого спектра. Это связано с небольшой разницей в энергиях атомных 4d и 5s-орбиталей. Из всех щелочных элементов, имеющих стабильные изотопы, рубидию (как и цезию) принадлежит один из самых больших атомных радиусов и маленький потенциал ионизации. Такие параметры определяют характер элемента: высокую электроположительность, чрезвычайную химическую активность, низкую температуру плавления (39 0 C) и малую устойчивость к внешним воздействиям.

Открытие цезия, как и рубидия, связано со спектральным анализом. В 1860 г. Р.Бунзен обнаружил две яркие голубые линии в спектре, не принадлежащие ни одному известному к тому времени элементу. Отсюда произошло и название «цезиус» (caesius), что значит небесно-голубой. Это последний элемент подгруппы щелочных металлов, который ещё встречается в измеримых количествах. Наибольший атомный радиус и наименьшие первые потенциалы ионизации определяют характер и поведение этого элемента. Он обладает ярко выраженной электроположительностью и ярко выраженными металлическими качествами. Стремление отдать внешний 6s-электрон приводит к тому, что все его реакции протекают исключительно бурно. Небольшая разница в энергиях атомных 5d- и 6s-орбиталей обусловливает легкую возбудимость атомов. Электронная эмиссия у цезия наблюдается под действием невидимых инфракрасных лучей (тепловых). Указанная особенность структуры атома определяет хорошую электрическую проводимость тока. Все это делает цезий незаменимым в электронных приборах. В последнее время все больше внимания уделяется цезиевой плазме как топливу будущего и в связи с решением проблемы термоядерного синтеза.

На воздухе литий активно реагирует не только с кислородом, но и с азотом и покрывается пленкой, состоящей из Li 3 N (до 75%) и Li 2 O. Остальные щелочные металлы образуют пероксиды (Na 2 O 2) и надпероксиды (K 2 O 4 или KO 2).

Перечисленные вещества реагируют с водой:

Li 3 N + 3 H 2 O = 3 LiOH + NH 3 ;

Na 2 O 2 + 2 H 2 O = 2 NaOH + H 2 O 2 ;

K 2 O 4 + 2 H 2 O = 2 KOH + H 2 O 2 + O 2 .

Для регенерации воздуха на подводных лодках и космических кораблях, в изолирующих противогазах и дыхательных аппаратах боевых пловцов (подводных диверсантов) использовалась смесь «оксон»:

Na 2 O 2 +CO 2 =Na 2 CO 3 +0,5O 2 ;

K 2 O 4 + CO 2 = K 2 CO 3 + 1,5 O 2 .

В настоящее время это стандартная начинка регенерирующих патронов изолирующих противогазов для пожарных.
Щелочные металлы реагируют при нагревании с водородом, образуя гидриды:

Гидрид лития используется как сильный восстановитель.

Гидроксиды щелочных металлов разъедают стеклянную и фарфоровую посуду, их нельзя нагревать и в кварцевой посуде:

SiO 2 +2NaOH=Na 2 SiO 3 +H 2 O.

Гидроксиды натрия и калия не отщепляют воду при нагревании вплоть до температур их кипения (более 1300 0 С). Некоторые соединения натрия называют содами :

а) кальцинированная сода, безводная сода, бельевая сода или просто сода – карбонат натрия Na 2 CO 3 ;
б) кристаллическая сода – кристаллогидрат карбоната натрия Na 2 CO 3 . 10H 2 O;
в) двууглекислая или питьевая – гидрокарбонат натрия NaHCO 3 ;
г) гидроксид натрия NaOH называют каустической содой или каустиком.

Содержание статьи:

Химия является одной из фундаментальных наук. Почему так важно знать основы химии каждому человеку? Дело в том, что химические соединения окружают нас повсюду. И дома, и на улице, и на работе. Какие-то из них полезны, а другие же вредны. Необходимо иметь хотя бы поверхностное представление о том, что же из себя представляют те или иные вещества и быть осведомленным об их основных свойствах.

Сегодня речь пойдёт о таких весьма распространённых химических соединениях, как щёлочи.

Щелочами принято называть вещества, образующие при реакции с водой в растворе большое количество ионов - OH. К щелочам относятся гидроксиды некоторых металлов.

Название щёлочь произошло от русского слова "щёлок", а щёлок раньше использовали вместо мыла для стирки и шампуня. Есть и другие версии, но наиболее целесообразно сделать акцент на главных на применении данных химических соединений.

Где же можно встретить щёлочи в повседневной жизни?

Речь пойдёт о наиболее распространённых щелочных соединениях.

Гидроксид натрия (едкий натр; каустическая сода)

Данное вещество можно встретить в самых различных очищающих и моющих средствах. Гидроксид натрия обладает мощнейшими моющими свойствами. Идеально справляется с самыми сложными масляными пятнами. К примеру, на плите. Устраняет жировые отложения в канализационных трубах.

Гидроксид кальция (гашеная известь)

Широко применяется в строительстве для штукатурки, а также для побелки стен. Ещё её можно встретить в стоматологии, в дублении кож, в получении органических кислот. Используется в производстве удобрений и улучшении слишком кислых почв (их нейтрализации).

Нашатырный спирт (раствор аммиака)

Имеет невероятно широкий спектр применения, в быту особо актуален 25% раствор. Стоит принять к сведению, что из-за крайне резкого запаха может воздействовать на слизистые оболочки глаз, носа и дыхательные пути. Идеально очищает стёкла, не оставляя ни единого развода. Замечательно подходит для стирки вещей из шерсти, для выведения самых различных и сложных пятен. Также прекрасно очищает серебряные и золотые украшения.

Чтобы щелочи приносили максимальную пользу и минимальный вред, нужно всего лишь придерживаться довольно простых правил .

Подавляющее их количество можно назвать прямым следствием высокой степени химической реактивности данных соединений.