Щелочная формула. Щелочи: понятие, свойства и применение

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.

Здравствуйте, друзья. Сегодня разберёмся с такой темой: кислоты и щёлочи. Если быть точнее, то «чем щёлочи отличаются от кислот?». Вспомним немного о химии. Вообще, кислоты и щёлочи — это такие химические элементы, которые при соединении друг с другом (в правильном количестве) создают процесс нейтрализации. Этот процесс в итоге даёт нам воду и соль.
И получается такое вещество, которое не относится ни к кислотам, ни к щелочам. Оно не способно вызывать ожоги. Но это будет только при правильной пропорции кислоты и щёлочи (иногда для верности пользуются фенолфталеином, он окрашивает щёлочь в слегка фиолетовый цвет).
Кислота и щёлочи это как две противоположности. Но они очень важны при изготовлении таких вещей как: удобрения, пластик, мыла, моющие средства, красок, бумаги и даже взрывчаток. Это далеко не весь список.
Кислота - это и есть что-то кислое, оно характеризуется кислым вкусом. Кислота содержится в уксусе – уксусная кислота, в лимоне – лимонная кислота, в молоке – молочная кислота, в желудке – соляная кислота и т.п. Но это всё так называемые слабые кислоты , помимо них существуют кислоты с большей концентрацией (серная кислота и т.д.). Они гораздо опаснее для человека и пробовать их не рекомендуется никому. Они способны разъесть одежду, кожу, вызвать тяжёлый ожог на коже, разъесть бетон и другие вещества. Например, соляная кислота нам нужна для того, чтобы желудок быстрее переваривал пищу, а также для уничтожения большинства вредных бактерий, которые приходят вместе с пищей.
Щелочь - это те вещества, которые хорошо растворяются в воде. При этом реакция сопровождается с выделением тепла, с увеличением температуры. Если щёлочь сравнивать с кислотой, то на ощупь она намного «мыльнее», то есть скользкая. Вообще, щёлочи не сильно отстают от кислот по разъеданию и по силе. Они также могут с лёгкостью разъесть древесину, пластик, одежду и тому подобное.
Кстати, из щёлочей делают мыло, стекло, бумагу, ткань и это не весь список. Щёлочь можно найти у себя на кухне, ну или в магазине под названием пищевая сода. Кстати, пищевая сода это очень хороший помощник всем домохозяйкам.

Кислоты и щёлочи отличают по показателям pH (шкала pH). Ниже Вы видите картинку – это специальная шкала, на которой имеются числа от 0 и до 14. Нулём обозначают самые сильные кислоты , а четырнадцатью – самую сильную щёлочь. Но какая же середина между этими числами? Может быть 5, может быть 7, а может быть 10? Серединой принято считать число 7 (нейтральное положение). То есть числа до 7 это все кислоты, а больше 7 это щёлочи.

Показатель кислотности растворов рН, механизм действия

Именно для этой шкалы разработаны специальные индикаторы - лакмусы . Это обычная полоска, которая реагирует на среду. В кислотной среде она окрашивается в красный цвет, а в щелочной среде – в синий цвет. Она необходима не только в химии, но и в быту.

Например, если у Вас есть аквариум, то немаловажную роль играет кислотность воды. От неё зависит вся жизнь аквариума. К примеру, показатель кислотности воды для аквариумных рыбок колеблется от 5 до 9 рН. Если будет больше или меньше, то рыбка будет чувствовать себя не комфортно, а может и вовсе умереть. Всё тоже самое и с растениями для аквариумов…

Работа с кислотами и щёлочами требует большой внимательности и осторожности. Ведь при попадании на кожу они вызывают сильные ожоги. Старайтесь работать в проветриваемом помещении. Вдыхать пары щёлочей и кислот также не рекомендуется. Для личной безопасности стоит воспользоваться очками, перчатками и специальной одеждой, чтобы не повредить глаза, руки и любимую одёжку)))
При работе с кислотами следует помнить, что сначала вливают кислоту в раствор (воду), а не наоборот. В противном случае произойдёт бурная реакция, которая сопровождается брызгами. А сам процесс добавления кислоты в раствор следует делать очень медленно, при этом контролировать степень нагрева сосуда и обязательно добавлять кислоту по стенкам сосуда.
При работе со щёлочами первым следует добавлять понемногу щёлочь (т.е. щелочь в воду - правильно!). К тому же запрещено пользоваться стеклянной посудой, рекомендуют фарфоровую или специальную посуду.
При химической обработке металлов (оксидирование, анодирование, травление и др.) погружать в раствор и вынимать из раствора изделие следует с помощью специальных приспособлений или инструментов, но никак не руками, даже если они в резиновых перчатках. Кстати, щёлочь входит в состав некоторых

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!

Инструкция

Запаситесь исходными веществами для приготовления щелочи – едкого натра. На 1 кг соды возьмите 0,9 кг гашеной извести. Приготовьте раствор соды, для чего 1 кг соды растворите в 4,5 л воды.

Поместите раствор соды в котел (можно сразу растворить соду в котле для варки). Нагрейте жидкость до 60оС.

В котел небольшими порциями влейте смешанную с водой гашеную известь («известковое молоко»). Поскольку раствор при этом пенится и может пойти через край, загружайте котел на две трети его . Во время варки хорошо размешивайте жидкость; чем тщательнее будет размешана жидкость, тем качественнее произойдет обыкновенной соды в едкий натр.

Нагревайте образовавшуюся смесь в течение часа, после чего дайте ей отстояться. Слейте прозрачный раствор с осадка. Эта жидкость представляет собой раствор едкого натра или гидроксид натрия, самую распространенную щелочь (химическая формула NaOH). Осадок представляет собой не растворившуюся известь, мел и некоторые примеси.

После удаления прозрачного раствора к оставшемуся осадку добавьте воды и несколько раз вскипятите, а потом дайте отстояться. Затем вновь слейте прозрачную жидкость, представляющую раствор едкого натра, но уже меньшей крепости.

Если для омыления жира с целью приготовления мыла нужна более крепкая щелочь, полученный раствор следует выпарить. После испарения воды раствор щелочи станет более крепким. Соответственно, если для ваших нужд необходима щелочь меньшей крепости, разбавьте раствор водой. При описанном способе домашнего изготовления едкого натра из 1 кг кальцинированной соды получается около 0,8 кг конечного продукта.

Источники:

Как приготовить раствор щелочи калия

Щелочи – это гидроксиды щелочных, щелочноземельных металлов и аммония. К ним относятся отлично растворимые в воде основания. Анионы OH− и катион металла образуются при диссоциации щелочей.

В периодической системе к щелочам относятся гидроксиды металлов подгрупп Iа и IIа (начиная с кальция), например, Ba(OH)2 (едкий барит), KOH (едкий калий), NaOH (едкий натр), носящие обывательское название «едкие щелочи». Едкими щелочами называются гидроксиды натрия NaOH, лития LiOH, рубидия RbOH, КОН и CsOH. Они представляют собой , твердые и очень гигроскопичные вещества.Щелочи основаниями, которые хорошо растворяются в воде со значительным тепловыделением при реакции. Растворимость в воде и сила основания возрастают при увеличении радиуса катиона в каждой группе периодической системы. Самыми сильными щелочами являются гидроксид цезия в группе Ia и гидроксид в группе IIa. Водный раствор газа-аммиака, называющийся нашатырным спиртом – это слабая щелочь . Гашеная известь – это также натриевая щелочь . Помимо этого, едкие щелочи могут растворяться в метаноле и этаноле.Все щелочи в твердом состоянии поглощают воду и углекислый газ из воздуха (и в состоянии раствора), постепенно превращаясь в карбонаты. При важном химическом свойстве – способности образования солей в реакции с кислотами щелочи получили широкое распространение в промышленности. Могут проводить электрический ток, поэтому их также называют электролитами.Получить щелочи можно путем воздействия воды на оксиды щелочных металлов или путем электролиза хлоридов.Свойства щелочей: растворяют жир, некоторые из них могут растворять животные и растительные ткани, разрушают одежду и раздражают кожу, могут взаимодействовать с некоторыми металлами (алюминий), защищают сталь от коррозии.Щелочи и кислоты опасны, их необходимо хранить только в специальных сосудах, обозначенных этикетками, и ни в коем случае не в питьевых емкостях. При работе следует надевать защитные очки.

Щелочи - это водорастворимые сильные основания. В настоящее время в химии принята теория Брёнстеда - Лоури и Льюиса, которая определяет кислоты и основания. В соответствии с этой теорией, кислоты - это вещества, способные отщеплять протон, а основания - отдавать электронную пару OH−. Можно сказать, что под основаниями понимают соединения, которые при диссоциации в воде образуют только анионы вида OH − . Если совсем просто, то щелочами называют соединения, состоящие из металла и гидроксид-иона OH − .

К щелочам принято относить гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов.

Все щелочи - это основания, но не наоборот, нельзя считать определения «основание» и «щелочь» синонимами.

Правильное химическое название щелочей - гидроксид (гидроокись), например, гидроокись натрия, гидроксид калия. Часто употребляются также названия, которые сложились исторически. Ввиду того, что щелочи разрушают материалы органического происхождения - кожу, ткани, бумагу, древесину, их называют едкими: например, едкий натр , едкий барий. Однако понятием «едкие щелочи» химики определяют гидроксиды щелочных металлов - лития, натрия, калия, рубидия, цезия.

Свойства щелочей

Щелочи - твердые вещества белого цвета; гигроскопичные, водорастворимые. Растворение в воде сопровождается активным выделением тепла. Вступают в реакции с кислотами, образуя соль и воду. Эта реакция нейтрализации является важнейшей из всех свойств щелочей. Кроме этого, гидроксиды реагируют с кислотными оксидами (образующими кислородосодержащие кислоты), с переходными металлами и их оксидами, с растворами солей.

Гидроксиды щелочных металлов растворяются в метиловом и этиловом спиртах, способны выдерживать температуры до +1000 °С (за исключением гидроксида лития).

Щелочи - активные химические реагенты, поглощающие из воздуха не только водяные пары, но и молекулы углекислого и сернистого газа, сероводорода, диоксида азота. Поэтому хранить гидроксиды следует в герметичной таре или, например, доступ воздуха в сосуд со щелочью организовать через хлоркальциевую трубку . В противном случае хим.реактив после хранения на воздухе будет загрязнен карбонатами, сульфатами, сульфидами, нитратами и нитритами.

Если сравнивать щелочи по химической активности, то она увеличивается при движении по столбцу таблицы Менделеева сверху вниз.

Концентрированные щелочи разрушают стекло, а расплавы щелочей - даже фарфор и платину, поэтому растворы щелочей не рекомендуется хранить в сосудах с пришлифованными стеклянными пробками и кранами, так как пробки и краны может заклинить. Хранят щелочи, обычно, в полиэтиленовых емкостях.

Именно щелочи, а не кислоты, вызывают более сильные ожоги, так как их сложнее смыть с кожи и они проникают глубоко в ткань. Смывать щелочь надо неконцентрированным раствором уксусной кислоты. Работать с ними необходимо в средствах защиты. Щелочной ожог требует немедленного обращения к врачу!

Применение щелочей

В качестве электролитов.
- Для производства удобрений.
- В медицине, химических, косметических производствах.
- В рыбоводстве для стерилизации прудов.

В магазине «ПраймКемикалсГрупп» вы найдете самые востребованные щелочи по выгодным ценам.

Едкий натр

Самая популярная и востребованная в мире щелочь.

Применяется для омыления жиров в производстве косметических и моющих средств, для изготовления масел в процессе нефтепереработки, в качестве катализатора и реактива в химических реакциях; в пищепроме.

Едкое кали

Применяется для производства мыла, калийных удобрений, электролитов для батареек и аккумуляторов, синтетического каучука. Также - в качестве пищевой добавки; для профессиональной очистки изделий из нержавеющей стали.

Гидроксид алюминия

Востребован в медицине как отличный адсорбент, антацид, обволакивающее средство; ингредиент вакцин в фармацевтике. Кроме этого, вещество применяется в очистных сооружениях и в процессах получения чистого алюминия.

Гидроокись кальция

Популярная щелочь с очень широким спектром применения, которую в быту знают под названием «гашеная известь». Используется для дезинфекции, смягчения воды, в производстве удобрений, едкого натра, «хлорки», строительных материалов. Применяется для защиты деревьев и деревянных сооружений от вредителей и огня; в пищепроме как пищевая добавка и реактив при производстве сахара.