2Na2O2 + 2H2O- 4NaOH + O2.
Пероксид натрію уявляє собою жовтий кристалічний порошок, який розкладається при триваловому зберіганні
2Na2O2- 2Na2O + O2.
Оскільки пероксиди містять атоми Оксигену в проміжному ступені окисненя (-1), то для них притаманна окисно-відновна двоїстіть. Із сильними відновниками вони виступають як окисники, наприклад:
4Na2O2 + H2S+ 2H2O-4Na2SO4 + 6NaOH
S-2 - 8 ē -S+6
O2-2 + 2ē -2O-2,
але - з сильними окисниками - як відновники:
3Na2O2 + HIO3+ 3H2SO4- 3Na2SO4+HI +O2+ 3H2O
O2-2 - 2ē -2O2
I+5 + 6ē -I-1.
Супероксиди належать до сильніших окисників: у них майже миттєво згоряє алюміній, а деревинні ошурки - при незначному нагріванні. Вони реагують з водою з утворенням кисню і гідроген пероксиду
2КО2 +2Н2О -2КОН + Н2О2 + О2.
Гідриди -білі кристалічні речовини, що містять аніон Н-1. Їх термічна стійкість зменшується у ряді LiH-NaH-KH-RbH-CsH, а реакційна здатність, навпаки, - збільшується від LiH до CsH. Завдяки невеликій стікості вони розкладаються водою, при цьому Гідроген (-1), що входить до складу гідриду відновлює Гідроген (+1), який знаходиться у воді
NaH + H2O-NaOH + H2.
Їх вважають солеподібними сполуками, оскільки вони легко вступають у реакцію с кислотними оксидами, наприклад, з вуглекислим газом, утворюючи форміат натрію - сіль органічної (мурашиної) кислоти
NaH + CO2-HCOONa.
Гідроксиди лужних металів - луги. Це безбарвні кристалічні речовини, легкоплавкі: Тпл. зменшується від LiОH (473оС) до CsОH (346оС), дуже добре розчинні у воді (за винятком LiОH), cтійкі до нагрівання навіть до 1000оС, крім LiОH, який розкладається вже при температурі 500оС
2LiОH-Li2О + Н2О.
Луги належать до дуже сильних електролітів, вони майже повністю дисоціюють у водних розчинах, утворюючи незв’язані йони
MeOH-Me+ + OH-.
Наявність у розчинах лугів незв’язаного гідроксилу OH- зумовлює високу реакційну здатність гідроксидів лужних металів, які взаємодіють з численними речовинами багатьох класів неорганічних і органічних сполук:
з мінеральними і органічними кислотами
NaOH + HCl-NaCl + H2O,
NaOH + С17H35СOOH- С17H35СOONa + H2O;
з кислотними оксидами
6NaOH + P2O5- 2Na3PO4 + 3H2O,
2NaOH + 2NO2-NaNO3 + NaNO3 + H2O;
вони добре поглинають із повітря вуглекислий газ, який теж належить до кислотних оксидів
2NaОH + CO2-Na2CO3 + Н2О,
з амфотерними оксидами і основами
NaOH (кр) + Al2O3-NaAlO2 + H2O (при сплавленні),
NaOH (р-н) + Al2O3 +H2O-Na [Al (OH) 4]
з нормальними, кислими, основними і амонійними солями (умовою протікання цих реакцій є утворення внаслідок неї газу, осаду чи малодисоційованої сполуки)
NaOH + Fe (NO3) 3-NaNO3 + Fe (OH) 3↓, NaOH + NaHCO3-Na2CO3 + H2O, NaOH + Cr (OH) 2Cl-NaCl + Cr (OH) 3↓,NaOH + NH4Cl-NaCl + NH4OH,
однак при нагріванні остання реакція проходить іншим шляхом:
NaOH + NH4Cl - NaCl + NH3 + H2O;
з деякими неметалами, наприклад:
6NaOH (гаряч. розчин) + 3Cl2- 5NaCl + NaClO3 + 3H2O;
2NaOH +Cl2-NaCl + NaClO + H2O;
8NaOH + 4S (розплав) - 3Na2S + Na2SO4 + 4H2O.
Луги є настільки сильними основами, що при плавленні реагують навіть зі склом і фарфором і розчиняють платину та деякі інші малоактивні метали у присутності кисню
2NaOH (кp) + SiO2- Na2SiO3 + H2O,
2NaOH + Pt + O2- Na2PtO3 + H2O.
Солі. Лужні метали утворюють солі з усіма оксигенвмісними і безкисневими кислотами. Корисно пам’ятати, що для деяких солей лужних металів більш поширеними є не номенклатурні, а тривіальні назви, наприклад: NaCl- поварена сіль, Na2CO3 - сода, або кальцінована сода NaHCO3 - питна сода, K2CO3 - поташ, NaNO3 і KNO3 - селітри, Na2B4O7 - бура, а натрієві солі вищих карбонових кислот загального складу СnН2n+1СООNa- мила.
Майже всі солі лужних металів добре розчиняються у воді, тому найчастіше їх добувають за обмінними реакціями нейтралізації
3NaOH + H3PO4-Na3PO4 + 3H2O.
Солі лужних металів і слабких кислот гідролізуються у водних розчинах з утворенням лужного середовища, в якому рН >7:
СН3СООNa + H2OÛCH3COOH + NaOH,
СН3СОО- + Na+ + H2OÛCH3COOH + Na+ + OH-,
СН3СОО- + H2OÛCH3COOH + OH-.
Якщо у складі солі є багатозарядний аніон слабкої кислоти, то така сіль гідролізується ступінчасто, наприклад, гідроліз карбонату натрію:
I ступінь: Na2CO3 + H2O Û NaHCO3 + NaOH,
2Na+ + CO32- + H2O Û Na+ + HCO3- + Na+ + OH-,
CO32- + H2O Û HCO3- + OH-;
ІІ ступінь: NaНCO3 + H2O Û H2CO3 + NaOH,
Na+ + НCO3- + H2O Û H2CO3 + Na+ + OH-,
НСО3- + Н2О Û Н2СО3 + ОН-.
Солі безкисневих кислот стійкі до нагрівання, при високих температурах вони просто переходять з твердого стану в рідкий розплав. Однак солі оксигенвмісних кислот не завжди витримують значне підвищення температури. Нітрати розкладаються, причому нітрат літію розкладається за однією схемою, а нітрати всіх інших лужних металів - за іншою, як показано на прикладі нітрату натрію:
4LiNO3-2 Li2O + 4NO2 + O2,2NaNO3- 2NaNO2 + O2.
Стійкість солей лужних металів до підвищених температур зростає згори вниз - від солей літію до солей цезію. Так, карбонат літію розкладається
Li2CO3-Li2O + CO2,
а карбонат натрію Na2CO3 та карбонати інших лужних металів плавляться без розкладання.
Деякі шляхи використання лужних металів та їх сполук вже були згадані у попередньому тексті. До того слід додати ще кілька моментів.
Металевий натрій - найширше застосований метал. Він використовується у металургії як відновник, для абсолютування органічних розчинників, як теплоносій в ядерних реакторах сумісно з калієм, для добування Na2O2, який, у свою чергу, застосовується для очищення та регенерації повітря в апаратах штучного дихання.
Сполуки натрію використовуються у медицині і багатьох галузях промисловості. Пероксиди застосувують для вибілювання тканин, гідроксид натрію - при виробництві целюлози, виготовленні мил і миючих засобів, штучного волокна, очищення мастил, виробництві барвників тощо. Фторид натрію використовують для просочення деревини і як флюс.
Металевий калій застосовують рідше, ніж натрій. Його використовують у металотермії та органічних синтезах для одержання сплавів з натрієм та іншими металами, а також для вимірювання поглинання рентгенівського випромінювання за допомогою калієвої пластинки. З нього одержують супероксид, який використовують у підводних човнах для регенерації повітря:
4КО2 + 2CO2- 2K2CO3 + 3O2.
Сполуки калію застосовують у сільському господарстві як добрива, в стекольній промисловості, при виробництві рідкого мила та ін.
Рубідій та цезій застосовують для виготовлення фотоелементів. Інтерметалеві сполуки рубідію та цезію Rb3Sb і Cs3Sb використовують як напівпровідниковий матеріал при виготовленні фотокатодів. Багато комплексних сполук, що містять Rbі Cs, використовують в аналітичній хімії.
Головна підгрупа ІІ групи періодичної системи елементів містить берілій Be, магній Mg і лужноземельні метали: кальцій Ca, стронцій Sr, барій Ba. Шостий елемент - радій Rа - є штучним радіоактивним елементом, одержаним під час ядерних реакцій. Берилій та магній не належать до лужноземельних металів, оскільки за своїми властивостями вони помітно відрізняються від лужноземельних металів: берилій за реакційною здатністю більше походить на алюміній, а магній окремими властивостями нагадує літій, а деякими іншими - цинк.
Електронна структура s-металів ІІ групи - ns2. Найбільш характерний ступінь окиснення дорівнює +2. Перший потенціал йонізації І1 вищий, ніж у s-металів ІА-підгрупи, що є наслідком зростання заряду ядра і зменшення атомних радіусів порівняно з лужними металами, а також підвищеної стійкості повністю заповненої електронами ns2-конфігурації на відміну від ns1.
Метали ІІА-підгрупи - це речовини, що мають більшу твердість і меншу активність, ніж лужні метали.
У межах ІІА-підгрупи хімічна активність металів зростає згори вниз, причому, за багатьма своїми показниками різко виділяється берилій.
Вони виявлять певну схильність до утворення ковалентних зв’язків, особливо Be, сполуки якого у розчинах і в твердому стані мають переважно ковалентні зв‘язки. У магнію теж спостерігається тенденція до утворення ковалентних зв’язків, а Са, Sr і Ba, навпаки, утворюють частіше йонні зв’язки. У розчинах ці метали знаходяться, в основному, у вигляді йонів Ме2+. Незважаючи на те, що електронегативності (ЕН) і потенціали (або енергії) йонізації у лужноземельних металів більші, ніж у лужних, їх стандартні електродні потенціали (табл.3) мають близькі значення з металами ІА-підгрупи внаслідок великої енергії гідратації йонів Ме2+:
Ме·aq2+ +2 ē -Me (тв).
Всі йони Ме2+ мають менші радіуси і поляризуються значно менше, ніж Ме+, тому їх солі майже не відхиляються від йонністі, яка зумовлюється поляризацією катіонів. Проте катіони магнію Mg2+ і особливо берилію Be2+ завдяки їх поляризувальній здатності помітно поляризують аніони, з якими контактують, - саме з цієї причини спостерігається тенденція до утворення ними ковалентних зв’язків.