Хімічний аналіз лужних металів проводять за допомогою метода пламеневої фотометрії, оскільки їх пари інтенсивно забарвлені: літію - у червоний колір, натрію - у жовтий, калію - у фіолетовий, рубідію - у фіолетово-рожевий, цезію - у блакитний. В атмосфері водню пари натрію мають фіолетове забарвлення, калію - блакитнувато-зелене, а у рубідію та цезію, навпаки, - зеленувато-блакитне.
Лужні метали дуже м’які, пластичні, легко ріжуться ножем, тому їх неможливо використовувати як конструкційні матеріали, але літій і натрій застосовуються у сплавах з іншими металами.
Хімічні властивості лужних металів визначаються будовою їх атомів і енергетичними характеристиками (табл.2).
Низькі значення перших потенціалів йонізації, великі ефективні радіуси атомів, які різко зменшуються при утворенні з нейтральних атомів позитивно заряджених йонів, - все це сприяє зростанню хімічної активності у міру збільшення порядкового номера. У хімічних реакціях атоми лужних металів виявляють сильні відновні властивості, вони легко втрачають валентні електрони, перетворюючись на позитивно заряджені йони - катіони:
Mе0 - ē -Mе+.
Таблиця 2 - Енергетичні характеристики лужних металів
| Метал | Зарядядра | Електронна формула | Радіус атома, нм | Радіус йона,нм | Потенціал йонізації, В | Электро-негативність | Електродний потенціал,В |
| Li | 3 | 1s22s1 | 0,155 | 0,078 | 5,37 | 0,98 | -3,02 |
| Na | 11 | 2s22p63s1 | 0,189 | 0,098 | 5,12 | 0,93 | -2,71 |
| K | 19 | 3s23p64s1 | 0,236 | 0,133 | 4,32 | 0,82 | -2,92 |
| Rb | 37 | 4s24p65s1 | 0,248 | 0,149 | 4, 19 | 0,82 | -2,93 |
| Cs | 55 | 5s25p66s1 | 0,268 | 0,165 | 3,86 | 0,79 | -2,93 |
Відношення до води. Літій з водою взаємодіє досить повільно, натрій - вже енергійно, цезій - з вибухом відповідно до загальної схеми (символом Ме позначений лужний метал):
2 Ме + 2Н2О - 2МеОН + Н2.
Внаслідок реакції виділяється водень і утворюються сильні основи - луги.
Взаємодія з елементарними окисниками. Завдяки великій відновній активності лужні метали взаємодіть із більшістю елементів, утворюючи бінарні сполуки, в яких неметали виявляють негативні ступені окиснення, найчастіше - мінімальні. Відносно до лужних металів всі елементи з високими електронегативностями є окисниками, в тому числі й водень. Реакції лужних металів з елементарними окисниками можуть проходити при нагріванні чи за звичайних умов - залежно від активності як металу, так і окисника.
З киснем тільки літій окиснюється до оксиду, решта лужних металів дає пероксиди (в яких ступінь окисненя Оксигену дорівнює -1) чи супероксиди (в старій номенклатурі - надпероксиди, в яких О-1/ 2)
4Li + O2- 2Li2O;
2 Na + O2- Na2O2;
K + O2-KO2 (або K2O4).
Доречно згадати, що оксиди калію та натрію можуть бути одержані тільки при нагріванні суміші пероксиду з надлишком металу при повній відсутності кисню:
Na2O2 + 2Na- 2 Na2O.
З воднем лужні метали утворюють гідриди
2Li + H2- 2LiH;
з азотом - нітриди; при кімнатній температурі у реакцію вступає літій, решта лужних металів - при нагріванні
6Mе + 3N2- 2Mе3N;
з галогенами – галіти
2Mе + Hal2- 2MеHal,
де Hal- F, Cl, Br, I;
з фосфором – фосфіди
3Mе + P-Mе3P;
з сіркою та її аналогами (Se, Te) у розплавленому стані чи при нагріванні – халькогеніди
2Mе + S-Mе2S;
з графітом – карбіди
2Mе + 2C-Mе2C2;
з кремнієм – силіциди
4Mе + Si-Mе4Si.
Крім того, лужні метали здатні енергійно, з виділенням теплоти розчинятися у ртуті, утворюючи амальгами змінного складу, які використовують як м’які, але сильні окисники.
Відношення до кислот. Взаємодія всіх лужних металів з кислотами супроводжується вибухом, тому спеціально такі реакції не проводять. Однак корисно знати, які продукти утворюються внаслідок таких реакцій, якщо за якихось причин їх все ж таки необхідно буде здійснити.
Взаємодія з неокислювальними кислотами (розведена сірчана H2SO4, галогеноводневі HF, HCl, HBr, HI, фосфорна H3PO4, оцтова CH3COOH та інші слабкі кислоти), в яких окисником завжди є йон Гідрогену Н+ (чи, точніше, гідроксоній-катіон Н3О+) супроводжується виділенням водню та утворенням солі і проходить за загальною схемою:
2Mе + 2HАn-MеAn + H2.
Взаємодія з окиснювальними кислотами (азотна HNO3, концентрована сірчана H2SO4 та ін), окиснювальна здатність яких зумовлюється не наявністю йона Гідрогену, а властивостями недисоційованих молекул самих кислот чи їх кислотних залишків - аніонів. Особливість дії цих кислот полягає в тому, що вони окиснюють метал без виділення водню. Однак у випадку реакції лужних металів (Li, Na, K) з дуже розведеними розчинами окиснювальних кислот, яка проходить надзвичайно бурхливо, поряд з основними продуктами реакції може виділятися і водень, але це є результатом побічної реакції, тобто взаємодії металу не з кислотою, а з водою, наявною у розчині кислоти. Розглянемо відношення лужних металів до кислот-окисників на прикладі натрію:
8Na + 10HNO3 (розв) -8NaNO3 + NH4NO3 + 3H2O,
3Na + 4HNO3 (конц) -3NaNO3 + NO + 2H2O,
8 Na + 5H2SO4 (конц) - 4Na2SO4 + H2S + 4H2O.
Як видно з рівнянь реакцій натрій відновлює Нітроген (+5) у конценрованій HNO3 до ступеня окиснення +2, а в розведеній - аж до -3. Сульфур (+6) в концентрованій H2SO4 теж відновлювається максимально - до найнижчого ступеня окиснення -2.
Відношення до солей.
Лужні метали, які розміщуються на самому початку ряду напруг, належать до найбільш активних відновників, тому при внесенні їх у водні розчини солей малоактивних металів вступають у взаємодію не з самою сіллю, а з водою, що міститься у розчині, наприклад:
2K+ 2H2O-2KOH+ H2.
Однак натрій здатний взаємодіяти з розплавами солей - переважно з хлоридами чи фторидами менш активних металів. На цьому заснований металургійний метод добування металів, так звана натрієтермія - одержання Ti, Zr, Nb, Taта ін. при відновлюванні їх за допомогою натрію:
TiCl4 + 4Na - Ti + 4NaCl,
BeF2 + 2Na - Be + 2NaF.
Взаємодія з амоніаком, в яку вступають лужні метали, проходить при контакті металу з рідким NH3 чи при його нагріванні в парах амоніаку
2Na + 2NH3- 2NaNH2 + H2.
При цьому утворюються аміди лужних металів складу MeNH2- кристали, що легко гідролізуються водою:
NaNH2 + H2O-NaOH + NH3.
З органічними сполуками. Метали ІА-підгрупи можуть взаємодіяти зі спиртами, утворюючи алкоголяти, з органічними кислотами з утворенням органічних солей – карбоксил атів
CH3-CH2-OH + Na - CH3-CH2-ONa + ½H2O,
Етанол Етанолят натрію
CH3-COOH + Na-CH3COONa + ½ H2O.
Оцтова кислота Ацетат натрію.
Натрієві солі вищих жирних кислот широко застосовуються при одержанні мил та миючих засобів. Крім того, лужні метали здатні вступати в реакції з іншими органічними речовинами, продуктами чого є так звані металоорганічні сполуки, у тому числі - натрійорганічні сполуки.
Оксиди (загальна формула М2О) добувають, як вже згадувалося, при безпосередньому контакті з киснем в умовах його недостачі і контрольованого доступу в реакційне середовище. Причому, спочатку утворюється пероксид, який розкладається при підвищеному температурному режимі за схемою:
2Na + O2- Na2O2,2Na2O2- 2Na2O + O2.
Оксиди мають такі забарвлення: Li2О і Na2О - безбарвні, K2О і Rb2О - жовті, Cs2О - оранжевий. Забарвлення посилюється, оскільки у міру збільшення розмірів йонів М+ збільшується їх поляризованість. При контакті з водою оксиди лужних металів швидко розчиняються з утворенням сильних основ – лугів
2Na2O + Н2O-2NaOН.
Оксиди лужних металів виявлять властивості типових основних оксидів, тому легко вступають у взаємодію з кислотами, кислотними і навіть амфотерними оксидами і основами (останні дві реакції відбуваються при сумісному сплавленні вихідних речовин)
Na2O + 2 HCl - 2NaCl + H2O, Na2O + CO2- Na2CO3,Na2O + BeO - Na2BeO2,Na2O + Zn (OH) 2- Na2ZnO2 + H2O.
Крім звичайних оксидів лужні метали з Оксигеном утворюють пероксиди загального складу М2О2, що містять йони О22-, в яких ступінь окиснення Оксигену дорівнює -1, і супероксиди М2О4 (чи МО2) зі ступенем окиснення Оксигену -1/2. Стійкість пероксидів і супероксидів зростає при збільшенні розміру йона металу М+, оскільки зі збільшенням радіуса катіона стабілізується кристалічна решітка. Пероксиди - солеподібні речовини, їх можна розглядати як сіль надто слабкої кислоти Н2О2. При дії на них холодною водою пероксиди піддаються швидкому гідролізу, внаслідок якого утворюється гідроген пероксид
Na2O2 + 2H2O- 2NaOH + Н2O2,
однак при дії гарячою водою чи при нагріванні пероксиди диспропорціонують за схемою: