Как обстоят дела у вас с кислотно-щелочным балансом? Знали ли вы, что у нашего тела есть идеальный показатель уровня pH, который составляет 7,365?

Когда равновесие нарушается, в нашем организме возникают различные заболевания.

Наши привычки, такие как сон, стресс, курение и, в первую очередь, продукты, которые мы потребляем, влияют на уровень pH в нашем организме.

Как же определить, нарушен ли кислотно-щелочной баланс в вашем организме, и что нужно сделать, чтобы его восстановить.

Кислотно-щелочное состояние

Признаки, что ваше тело слишком кислотное

Чем более кислотным является ваше тело, тем сложнее иммунной системе бороться с болезнями, бактериями и даже онкологией.

Если в вашем рационе преобладают мясные и молочные продукты, сахар и переработанные продукты, то ваше тело вынужденно использовать щелочные минералы (кальций, натрий, калий, магний), чтобы нейтрализовать образующийся избыток кислоты.

Из-за этого истощаются жизненно важные запасы минералов, что негативно сказывается на здоровье. Некоторые ученые даже считают, что сильный ацидоз может способствовать росту злокачественных клеток и опухолей.

Вот несколько признаков того, что ваше тело слишком кислотное:

• Воспаленные или чувствительные десна

• Болезни дыхательной системы

• Вялость, упадок сил

• Лишний вес

• Боль в суставах из-за скопления молочной кислоты

• Аллергии

• Акне или сухость кожи

• Частые простуды или ослабленная иммунная система

• Плохая циркуляция крови (холодные руки и ноги)

• Ломкие, истонченные волосы

• Грибковые заболевания

• Бессонница, хронические головные боли

• Костные шпоры, ломкость костей

• Инфекции почек и мочевого пузыря

• Боли в шее, спине и пояснице

• Преждевременное старение

• Проблемы с сердечно-сосудистой системой: сужение сосудов, аритмия

Признаки того, что ваше тело слишком щелочное

Хотя щелочную диету часто рекомендуют при многих хронических заболеваниях, переизбыток щелочи тоже может быть нездоровым. Такое состояние называется алкалоз.

Чаще всего он возникает при избытке бикарбоната в крови, внезапной потере кислотности крови, низком уровня углекислого газа. Причиной такого состояния может стать какое-то заболевания, а если уровень pH поднимается выше 7,8? состояние может стать критическим.

Вот, основные признаки того, что ваше тело слишком щелочное:

• мышечные судороги

• спазмы

• повышенная раздражительность

• покалывания в пальцах ног или рук, или вокруг рта

Как восстановить кислотно-щелочной баланс в организме?

Наше тело — удивительная система, которая сама способна восстановить кислотно-щелочной баланс. Однако, когда происходит сдвиг в ту или иную сторону, это достается нам дорогой ценой.

Например, когда наше тело становится слишком кислотным, кровь забирает щелочеобразующие элементы из пищеварительных ферментов и создает менее благоприятную среду для пищеварения.

Именно по этой причине пища, которую мы потребляем, может повлиять на развитие тех или иных заболеваний. Тело забирает из одной области, чтобы сбалансировать pH, и мешает должной работе других функций.

• Наше питание в основном состоит из окисляющих продуктов (мясо, злаки, сахар). Мы потребляем намного меньше ощелачивающих продуктов, таких как овощи и фрукты, и их не хватает, чтобы нейтрализовать избыток окисляющих продуктов, которые мы едим.

• Такие привычки как курение, пристрастие к кофе и алкоголю оказывают окисляющее воздействие на организм.

• Наше тело примерно на 20 процентов кислотное и на 80 процентов щелочное. Рекомендуется потреблять примерно 20 процентов окисляющих продуктов и 80 процентов ощелачивающих.

• Кислотно-щелочной баланс не стоит путать с кислотностью желудка. В здоровом желудке уровень pH кислотный, что необходимо для переваривания пищи. Речь идет о pH биологических жидкостей, клеток и тканей. Щелочность возникает в основном после переваривания. Например, лимоны и апельсины считаются кислыми, но после переваривания они снабжают наш организм щелочными минералами. 

• Продукты могут быть окисляющими или ощелачивающими. Отдайте предпочтение свежим фруктам и овощам, таким как: лимоны, абрикосы, виноград, груши, капуста? свекла, листья салата, огурцы. Также пейте больше воды, и избегайте сладких газированных напитков.

• Если вам кажется, что вы страдаете от алкалоза (избытка щелочи), вам в первую очередь нужно выяснить причину. Например, вы можете принимать лекарства, которые вызывают дефицит калия и хлора. Сильная рвота также может привести к метаболическому алкалозу.

Вот еще несколько небольших советов, как отрегулировать уровень pH в организме.

• Пейте больше воды

• Ешьте меньше кислотообразующих продуктов

• Чаще потребляйте зелень и листовую капусту

• Избегайте обработанных продуктов и фастфуда

• Включайте в свой рацион зеленые соки и смузи

• Занимайтесь физическими упражнениями

• Медитируйте, чтобы снизить уровень стресса

Реакция среды щелочная — Справочник химика 21

    Многозарядные кислоты в водном растворе сильно гидролизованы. Реакция среды кислая. Анионы угольной и сероводородной кислот в растворах щелочных сульфидов и карбонатов, в свою очередь, подвержены гидролизу. Реакция среды щелочная. При сливании растворов солей указанных металлов и щелочных сульфидов и карбонатов гидролиз и катионов, и анионов увеличивается (совместный гидролиз) настолько, что может идти до конца. В осадок могут выпадать основания, соли и даже гидроксиды, одновременно могут выделяться в газообразном состоянии Н З или 30 . Например  [c.199]

    Реакция среды щелочная, pH >7. [c.57]

    Вследствие накопления ионов ОН реакция среды щелочная рН>7. [c.51]

    В этом случае при нейтральных или кислых средах в левую часть равенства вводят молекулы НаО (в правой — появятся Н -ионы) если реакция среды щелочная, то в левой части уравнения будут фигурировать ОН -ионы (в правой — НаО). [c.292]

    Состав природных вод характеризуют некоторыми технологическими показателями, в том числе жесткостью, реакцией среды, щелочностью, солесодержанием, окисляемостью и др. [c.373]

    В результате гидролиза в растворе увеличивается содержание гидроксид-ионов, следовательно, реакция среды щелочная. [c.79]

    Гидролиз солей. Вода, как уже отмечалось, — слабый электролит. Концентрации ионоз водорода и гидроксид-ионов в чистой воде равны, что соответствует pH = 7. Если в воде растворить соль, то равновесие диссоциации воды нарушается за счет изменен[гя с(Н+) и с(ОН ), следовательно, значение pH отклоняется от 7. Так, в растворе карбоната натрия реакция среды щелочная (pH >7), в растворе хлорида меди (И)—кислая (pH помощи индикаторов. Уменьшение или увеличение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в растворе происходит за счет их связывания в слабый электролит. [c.94]

    Среды подкисляются. Для получения чистых культур служит твердая среда,, приготовленная по тому же рецепту, но с добавлением агар-агара (2%). Реакция среды щелочная. [c.89]

    Каждая химическая реакция может протекать только в строго определенных условиях. В большинстве случаев, чтобы реакция протекала в нужном направлении, необходимо создать определенную реакцию среды — щелочную, кислую или нейтральную. Если не соблюсти требуемых условий, то реакция может или совсем не пойти, или пойти в нежелательном направлении. [c.56]

    Таким образом, концентрация ионов водорода или гидроксила, равная 10- г-ион/л, соответствует нейтральной среде. Увеличение или уменьшение [Н ] или [ОН ] сказывается на характере среды. Например, реакция среды кислая, если величина [бН» ] уменьшается (по сравнению с 10 г-ион л) при соответственном повышении величины [ОН ] реакция среды щелочная. [c.63]

    Реакция среды щелочная, так как накапливаются ионы ОН» (рН> 7). [c.87]

    С N — + Н2О ОН —f H N Реакция среды щелочная (pH > 7). [c.95]

    Условием стабильности (устойчивости) латекса является определенное значение концентрации ионов (pH). Как правило, большинство латексов может сохраняться длительное время без расслоения и коагуляции, если реакция среды щелочная, т. е. pH больше 7. Если же реакция среды кислая (pH меньше 7), то латекс коагулирует. [c.271]

    Является реакция среды щелочной или нет Почему  [c.22]

    Состав природных вод характеризуют некоторыми технологическими показателями, в том числе жесткостью, реакцией среды, щелочностью, солесодержанием, окисляемостью. Жесткость воды отражает содержание в ней ионов кальция и магния. Она выражается в ммоль/л Ж = ([Са ] + [Mg «]). Различают карбонатную и некарбонатную жесткость. Карбонатной называют жесткость, обусловленную гидрокарбонатами кальция и магния. Некарбонатная жесткость представляет собой разность между общей и карбонатной жесткостью. [c.393]

    Подвижность молибдена в почвах, его доступность растениям и эффективность молибденовых удобрений определяются рядом факторов, важнейшим из которых является реакция среды. Щелочная реакция способствует усилению подвижности молибдена, в то же время в кислой среде происходит переход его в менее подвижные и труднодоступные для растений соединения. На кислых почвах молибден связан с железом, алюминием, марганцем, а также глинистыми минералами почв. При нейтрализации кислой среды, что достигается известкованием, молибден переходит в более усвояемые растениями формы. Причем, чем меньше подвижного молибдена содержится в почвах, тем выше эффективность молибденовых удобрений. [c.164]

    Подвижность молибдена в почвах и его доступность растениям определяются рядом факторов, важнейшим из которых является реакция среды. Щелочная реакция способствует усилению подвижности молибдена, в то время как в кислой среде происходит переход его в менее подвижные и труднодоступные для растений соединения. [c.195]

    Выбирая режим стерилизации, необходимо учитывать pH среды. При кислой реакции многие вещества, входящие в ее состав, могут подвергнуться гидролизу. Чем ниже значение pH, чем выше температура и продолжительнее время стерилизации, тем интенсивнее происходит гидролиз. В результате после стерилизации перестают застывать среды с желатиной и даже с агаром. Если реакция среды щелочная, то при стерилизации выпадают в осадок соли железа, карамелизуются и становятся непригодными для использования бактериями сахара. В некоторых случаях в процессе стерилизации изменяется pH среды. Так, если pH среды с углеводами выше 7,0, то может произойти ее подкисление до pH 6,0. Особенно часто это наблюдается в присутствии ксилозы. Чтобы избежать таких явлений, рекомендуется углеводы, фосфаты, соли железа автоклавировать отдельно в виде более или менее концентрированных растворов в дистиллированной воде при том значении pH, которое обеспечивает целостность вещества.

Щелочи: понятие, свойства и применение

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.

Гидроокись лития

Востребованное соединение в химпроме как сырье; в стекольной, керамической, радиотехнической индустрии; для производства смазочных материалов, электролитов; для поглощения вредных газов.

Гидроокись бария

Применяется в химпроме как катализатор, а также в пищепроме для очистки жиров, сахара.

В аналитической химии применяются фиксаналы щелочей, которые можно купить у нас:
— стандарт-титр Натрий гидроокись (Натрий гидроксид) 0,1 H
— стандарт-титр Калий гидроокись (Калий гидроксид) 0,1 Н

Щелочные металлы — Википедия

Щелочны́е мета́ллы — элементы 1-й группы периодической таблицы химических элементов (по устаревшей классификации — элементы главной подгруппы I группы)^[1]: литий Li, натрий Na, калий K, рубидий Rb, цезий Cs, франций Fr, унуненний Uue. При растворении щелочных металлов в воде образуются растворимые гидроксиды, называемые щелочами.

Общая характеристика щелочных металлов[править | править код]

В Периодической системе они следуют сразу за инертными газами, поэтому особенность строения атомов щелочных металлов заключается в том, что они содержат один электрон на внешнем энергетическом уровне: их электронная конфигурация ns¹. Очевидно, что валентные электроны щелочных металлов могут быть легко удалены, потому что атому энергетически выгодно отдать электрон и приобрести конфигурацию инертного газа. Поэтому для всех щелочных металлов характерны восстановительные свойства. Это подтверждают низкие значения их потенциалов ионизации (потенциал ионизации атома цезия — самый низкий) и электроотрицательности (ЭО). Как следствие, в большинстве соединений щелочные металлы присутствуют в виде однозарядных катионов. Однако существуют и соединения, где щелочные металлы представлены анионами (см. Алкалиды).

Некоторые атомные и физические свойства щелочных металлов

^а Радиоактивные изотопы: ⁴⁰K, T_1/2 = 1,277·10⁹ лет; ⁸⁷Rb, T_1/2 = 4,75·10¹⁰ лет; ²²³Fr, T_1/2 = 21,8 мин; ²²⁴Fr, T_1/2 = 3,33 мин.

Все металлы этой подгруппы имеют серебристо-белый цвет (кроме серебристо-жёлтого цезия), они очень мягкие, их можно резать скальпелем. Литий, натрий и калий легче воды и плавают на её поверхности, реагируя с ней.

Многие минералы содержат в своём составе щелочные металлы. Например, ортоклаз, или полевой шпат, состоит из алюмосиликата калия K₂[Al₂Si₆O₁₆], аналогичный минерал, содержащий натрий — альбит — имеет состав Na₂[Al₂Si₆O₁₆]. В морской воде содержится хлорид натрия NaCl, а в почве — соли калия — сильвин KCl, сильвинит NaCl·KCl, карналлит KCl·MgCl₂·6H₂O, полигалит K₂SO₄·MgSO₄·CaSO₄·2H₂O.

Химические свойства щелочных металлов[править | править код]

Из-за высокой химической активности щелочных металлов по отношению к воде, кислороду, и иногда даже и азоту (Li) их хранят под слоем керосина. Чтобы провести реакцию со щелочным металлом, кусочек нужного размера аккуратно отрезают скальпелем под слоем керосина, в атмосфере аргона тщательно очищают поверхность металла от продуктов его взаимодействия с воздухом и только потом помещают образец в реакционный сосуд.

Взаимодействие с водой[править | править код]

Важное свойство щелочных металлов — их высокая активность по отношению к воде. Наиболее спокойно (без взрыва) реагирует с водой литий:

2 Li+2 h3O⟶2 LiOH+ h3↑{\displaystyle {\mathsf {2\ Li+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ LiOH+\ H_{2}\uparrow }}}

При проведении аналогичной реакции натрий горит жёлтым пламенем и происходит небольшой взрыв. Калий ещё более активен: в этом случае взрыв гораздо сильнее, а пламя окрашено в фиолетовый цвет.

Взаимодействие с кислородом[править | править код]

Продукты горения щелочных металлов на воздухе имеют разный состав в зависимости от активности металла.

• Только литий сгорает на воздухе с образованием оксида стехиометрического состава:

4 Li+ O2⟶2 Li2O{\displaystyle {\mathsf {4\ Li+\ O_{2}\longrightarrow 2\ Li_{2}O}}}

2 Na+ O2⟶ Na2O2{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+\ O_{2}\longrightarrow \ Na_{2}O_{2}}}}

• В продуктах горения калия, рубидия и цезия содержатся в основном надпероксиды:

K+ O2⟶ KO2{\displaystyle {\mathsf {K+\ O_{2}\longrightarrow \ KO_{2}}}}

Rb+ O2⟶ RbO2{\displaystyle {\mathsf {Rb+\ O_{2}\longrightarrow \ RbO_{2}}}}

Cs+ O2⟶ CsO2{\displaystyle {\mathsf {Cs+\ O_{2}\longrightarrow \ CsO_{2}}}}

Для получения оксидов натрия и калия нагревают смеси гидроксида, пероксида или надпероксида с избытком металла в отсутствие кислорода:

2 Na+2 NaOH⟶2 Na2O+ h3↑{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+2\ NaOH\longrightarrow 2\ Na_{2}O+\ H_{2}\uparrow }}}

2 Na+ Na2O2⟶2 Na2O{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+\ Na_{2}O_{2}\longrightarrow 2\ Na_{2}O}}}

3 K+ KO2⟶2 K2O{\displaystyle {\mathsf {3\ K+\ KO_{2}\longrightarrow 2\ K_{2}O}}}

Для кислородных соединений щелочных металлов характерна следующая закономерность: по мере увеличения радиуса катиона щелочного металла возрастает устойчивость кислородных соединений, содержащих пероксид-ион О2−
2 и надпероксид-ион O−
2.

Для тяжёлых щелочных металлов характерно образование довольно устойчивых озонидов состава ЭО₃. Все кислородные соединения имеют различную окраску, интенсивность которой увеличивается в ряду от Li до Cs:

Оксиды щелочных металлов обладают всеми свойствами, присущими основным оксидам: они реагируют с водой, кислотными оксидами и кислотами:

Li2O+ h3O⟶2 LiOH{\displaystyle {\mathsf {Li_{2}O+\ H_{2}O\longrightarrow 2\ LiOH}}}

K2O+ SO3⟶ K2SO4{\displaystyle {\mathsf {K_{2}O+\ SO_{3}\longrightarrow \ K_{2}SO_{4}}}}

Na2O+2 HNO3⟶2 NaNO3+ h3O{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}O+2\ HNO_{3}\longrightarrow 2\ NaNO_{3}+\ H_{2}O}}}

Пероксиды и надпероксиды проявляют свойства сильных окислителей:

Na2O2+2 NaI+2 h3SO4⟶ I2+2 Na2SO4+2 h3O{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}O_{2}+2\ NaI+2\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ I_{2}+2\ Na_{2}SO_{4}+2\ H_{2}O}}}

Пероксиды и надпероксиды интенсивно взаимодействуют с водой, образуя гидроксиды:

Na2O2+2 h3O⟶2 NaOH+ h3O2{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}O_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ NaOH+\ H_{2}O_{2}}}}

2 KO2+2 h3O⟶2 KOH+ h3O2+ O2↑{\displaystyle {\mathsf {2\ KO_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ KOH+\ H_{2}O_{2}+\ O_{2}\uparrow }}}

Взаимодействие с другими веществами[править | править код]

Щелочные металлы реагируют со многими неметаллами. При нагревании они соединяются с водородом с образованием гидридов, с галогенами, серой, азотом, фосфором, углеродом и кремнием с образованием, соответственно, галогенидов, сульфидов, нитридов, фосфидов, карбидов и силицидов:

2 Na+ h3⟶2 NaH{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+\ H_{2}\longrightarrow 2\ NaH}}}

2 Na+ Cl2⟶2 NaCl{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+\ Cl_{2}\longrightarrow 2\ NaCl}}}

2 K+ S⟶ K2S{\displaystyle {\mathsf {2\ K+\ S\longrightarrow \ K_{2}S}}}

6 Li+ N2⟶2 Li3N{\displaystyle {\mathsf {6\ Li+\ N_{2}\longrightarrow 2\ Li_{3}N}}}

2 Li+2 C⟶ Li2C2{\displaystyle {\mathsf {2\ Li+2\ C\longrightarrow \ Li_{2}C_{2}}}}

При нагревании щелочные металлы способны реагировать с другими металлами, образуя интерметаллиды. Активно (со взрывом) щелочные металлы реагируют с кислотами.

Щелочные металлы растворяются в жидком аммиаке и его производных — аминах и амидах:

2 Na+2 Nh4⟶2 NaNh3+ h3↑{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+2\ NH_{3}\longrightarrow 2\ NaNH_{2}+\ H_{2}\uparrow }}}

При растворении в жидком аммиаке щелочной металл теряет электрон, который сольватируется молекулами аммиака и придаёт раствору голубой цвет. Образующиеся амиды легко разлагаются водой с образованием щёлочи и аммиака:

KNh3+ h3O⟶ KOH+ Nh4↑{\displaystyle {\mathsf {KNH_{2}+\ H_{2}O\longrightarrow \ KOH+\ NH_{3}\uparrow }}}

Щелочные металлы взаимодействуют с органическими веществами спиртами (с образованием алкоголятов) и карбоновыми кислотами (с образованием солей):

2 Na+2 Ch4Ch3OH⟶2 Ch4Ch3ONa+ h3↑{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+2\ CH_{3}CH_{2}OH\longrightarrow 2\ CH_{3}CH_{2}ONa+\ H_{2}\uparrow }}}

2 Na+2 Ch4COOH⟶2 Ch4COONa+ h3↑{\displaystyle {\mathsf {2\ Na+2\ CH_{3}COOH\longrightarrow 2\ CH_{3}COONa+\ H_{2}\uparrow }}}

Качественное определение щелочных металлов[править | править код]

Поскольку потенциалы ионизации щелочных металлов невелики, то при нагревании металла или его соединений в пламени атом ионизируется, окрашивая пламя в определённый цвет:

Окраска пламени щелочными металлами
и их соединениями

Электролиз расплавов галогенидов[править | править код]

Для получения щелочных металлов используют в основном электролиз расплавов их галогенидов, чаще всего — хлоридов, образующих природные минералы:

2 LiCl⟶2 Li+ Cl2↑{\displaystyle {\mathsf {2\ LiCl\longrightarrow 2\ Li+\ Cl_{2}\uparrow }}}

катод: Li++e⟶Li{\displaystyle {\mathsf {Li^{+}}}+e\longrightarrow {\mathsf {Li}}}

анод: 2Cl−−2e⟶Cl2↑{\displaystyle {\mathsf {2Cl^{-}}}-2e\longrightarrow {\mathsf {Cl_{2}}}\uparrow }

Электролиз расплавов гидроксидов[править | править код]

Иногда для получения щелочных металлов проводят электролиз расплавов их гидроксидов:

4 NaOH⟶4 Na+2 h3O+ O2↑{\displaystyle {\mathsf {4\ NaOH\longrightarrow 4\ Na+2\ H_{2}O+\ O_{2}\uparrow }}}

катод: Na++e⟶Na{\displaystyle {\mathsf {Na^{+}}}+e\longrightarrow {\mathsf {Na}}}

анод: 4OH−−4e⟶2h3O+O2↑{\displaystyle {\mathsf {4OH^{-}}}-4e\longrightarrow {\mathsf {2H_{2}O+O_{2}}}\uparrow }

Восстановление из галогенидов[править | править код]

Щелочной металл может быть восстановлен из соответствующего хлорида или бромида кальцием, магнием, кремнием и др. восстановителями при нагревании под вакуумом до 600—900 °C:

2 MCl+ Ca⟶2 M↑+ CaCl2{\displaystyle {\mathsf {2\ MCl+\ Ca\longrightarrow 2\ M\uparrow +\ CaCl_{2}}}}

Чтобы реакция пошла в нужную сторону, образующийся свободный щелочной металл (M) должен удаляться путём отгонки. Аналогично возможно восстановление цирконием из хромата. Известен способ получения натрия восстановлением из карбоната углём при 1000 °C в присутствии известняка.^{[источник не указан 3173 дня]}

Поскольку щелочные металлы в электрохимическом ряду напряжений находятся левее водорода, то электролитическое получение их из водных растворов солей невозможно; в этом случае образуются соответствующие щёлочи и водород.

Гидроксиды[править | править код]

Для получения гидроксидов щелочных металлов в основном используют электролитические методы. Наиболее крупнотоннажным является производство гидроксида натрия электролизом концентрированного водного раствора поваренной соли:

2 NaCl+2 h3O⟶ h3↑+ Cl2↑+2 NaOH{\displaystyle {\mathsf {2\ NaCl+2\ H_{2}O\longrightarrow \ H_{2}\uparrow +\ Cl_{2}\uparrow +2\ NaOH}}}

катод: 2 H++2 e⟶ h3↑{\displaystyle 2\ {\mathsf {H^{+}}}+2\ e\longrightarrow \ {\mathsf {H_{2}}}\uparrow }

анод: 2 Cl−−2 e⟶ Cl2↑{\displaystyle 2\ {\mathsf {Cl^{-}}}-2\ e\longrightarrow \ {\mathsf {Cl_{2}}}\uparrow }

Прежде щёлочь получали реакцией обмена:

Na2CO3+ Ca(OH)2⟶ CaCO3↓+2 NaOH{\displaystyle {\mathsf {Na_{2}CO_{3}+\ Ca(OH)_{2}\longrightarrow \ CaCO_{3}\downarrow +2\ NaOH}}}

Получаемая таким способом щёлочь была сильно загрязнена содой Na₂CO₃.

Гидроксиды щелочных металлов — белые гигроскопичные вещества, водные растворы которых являются сильными основаниями. Они участвуют во всех реакциях, характерных для оснований — реагируют с кислотами, кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:

2 LiOH+ h3SO4⟶ Li2SO4+2 h3O{\displaystyle {\mathsf {2\ LiOH+\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ Li_{2}SO_{4}+2\ H_{2}O}}}

2 KOH+