Излагането на фактическия материал се практикува по два начина. Първият начин е изцяло основан върху класичната форма на периодичната система. Започва се с елементите от първа група и се отива до осма и нулевата група. При това в едни случаи се излагат най-напред елементите от главните подгрупи, а след това тези от вторичните подгрупи, където са най-вече металите, а в други групите се разглеждат цялостно (главната и вторичната подгрупа). Другият начин се основава върху "разгънатата периодична система", при която се взема под внимание строежът на електронната обвивка, в частност класификацията на елементите по електронни поднива: s-елементи, p-елементи и прочие.
В предлагания учебник съм се спрял на цялостното разглеждане на елементите по групите на периодичната система, като съм приел общоприетото обозначение на главната подгрупа с А, а на вторичната подгрупа с B, в което се включва всъщност подразделението на елементите на s-елементи, d-елементи и прочие.
Обща характеристика на главната подгрупа (1А) в периодичната система
Тук принадлежат елементи, наречени от Менделеев типични метали - Li, Na, K, Rb, Cs, Fr. Главно те се представляват от Na и K - алкалните метали в тесен смисъл на думата. Електронната конфигурация е Ns1 (n-номерът на периода), която се явява надстройка на съответния благороден газ ns2np6. При отделяне на s-електрона се получава едновалентен йон. Очевидно това са s-елементи. Те са изключително донори и в никакъв случай акцептори. Най-изразен донор, съответстващ на радиуса на атома, е цезият. Като подчертани електроннодонори действат силно редукционно (по-силно от водорода, въглерода и други), но за сметка на това с най-лесно окислими. Получават се по пътя на катодната редукция при стопилка. Окисите и хидроокисите са с най-силен основен характер. Както той така и химичната им активност расте от Li към Cs. Буйно реагират с водата с отделяне на водород, дори Rb и Cs с експлозия. Разтварят се в течен амоняк с обагреност на разтвора от синьо до виолетово. Парите им са оцветени: натрия - пурпурночервено, калия-виолетово, цезия и рубидия-оранжево. Кристализират в обемно центрираната кубична кристална решетка.
Натрий
Na=22,991, Z=11. Шести по разпространеност (2,64%) в земната кора, но изключително в свързано състояние: NaCl-халит, NaNO3 - чилска селитра, Na2B4O7.10H2O - боракс и прочие. Участва в много силикатни минерали - нефелин, аналцим, натролит и прочие. Съдържа се под формата на соли в изворната, речната и особено в морската вода, както и в растенията, животните включително и човека. Получава се чрез електролиза на стопилка от NaOH или NaCl.
Сребърнобял с относителна плътност 0,97, т.т. 97,8 градуса по Целзий и т.к. 877 градуса по Целзий.
Извънредно мек - може да се пресова между пръстите. Съхранява се в петрол или в запоени метални кутии. Реагира с водорода до NaOH, с халогенните елементи, при огнени явления, до съответните халогениди, с кислорода, главно до Na2O2, както и с много други неметали при подходящи условия. Силен редуктор. Редуцира сулфати, нитрати и много метални и неметални окиси. Реагира с водата - 2Na+2H2O=2NaOH+H2, като отделящият се водород не се запалва поради движението му по повърхността на водата и разсейването на реакционната топлина. Но спре ли се движението му, той се запалва и натрият изгаря с жълт пламък.
Употребява се за получаване на натриеви съединения, като много добър сушител на органични, нереагиращи с него течности като бензол, етер и други, но не и алкохоли и други, като катализатор при изготвянето на "натриеви лампи", охладител на някои части на авиационни мотори и прочие.
Натриев прекис (Na2O2)
Жълтеникав, хигроскопичен прах. Силен окислител. Реагира с водата - Na2O2+2H2O=2NaOH+H2O2, като се получава H2O2. Атакува почти всички метали, дори Au, Ag и Pt. Разглежда се както всички прекиси, като сол на слабата киселина H2O2 (водороден прекис) Употребява се за избелител на коприна, слама и други, и за получаване на кислород в затворени пространства (водолази и прочие), препарат "оксилит" или "оксон".
Натриев хидроокис с NaOH
Всеизвестната натриева основа, сода каустик, сода за сапун. Технически се получава:
- а) Каустифициране на содата - Na2CO3+Ca(OH)2=CaCO3+2NaOH; CaCO3 се филтрира и разтворът се изпарява.
- б) Електролиза на воден разтвор на NaCl. Това е така наречената хлоралкална електролиза, при която се получава Cl2, H2, HCl, NaOH, Na2CO3 и други важни за практиката суровини. За да не реагират, хлорът, получен на анода и NaOH на катода, е разработен диафрагмен, камбанен и живачен метод.
Бяла, крехка и хигроскопична с относителна плътност 2,13, температура на топене 318,4 градуса по Целзий, температура на кипене 1388 градуса по Целзий кристална маса, много разтворима във вода при подчертан екзотермичен ефект. Разтваря се и в CH3OH и C2H5OH. Дава няколко кристалохидрата. В търговията се продава под формата на пръчки, люспи или пелета. Високосгрятата се изпарява при частична дисоциация на парите. Водните разтвори реагират с Al, Si и други при отделяне на водород, а с халогенните елементи - до съответните хипохалогенити и прочие. При висока температура се редуцира от водорода, C, Ca и други до метал. Разтворите разяждат кожата и хартията.
Употребява се масово в сапунарството, нефтената, хартиената, текстилната и други промишленост, също така за обезмасляване на метални повърхности и прочие.
Натриев хлорид NaCl
Всеизвестната готварска, каменна, морска сол или минералът халит. Морската вода я съдържа средно около 2,7 %, а в частност Мъртвото море представлява почти наситен разтвор от NaCl. Получава се от солените извори или от морската вода, като концентрирането им става в студените места чрез замръзването им и получения лед се отстранява, в топлите места чрез изпаряването им, а във ветровитите чрез прекарването им през система от дървени клони (пръти). Получените по тези начини почти наситени разтвори се изпаряват до сухо в специални изпарители при сгряване.
Бяла, много разтворима във вода, нехигроскопична кристална маса със солен вкус. Относителна плътност 2,1 температура на топене 800,4 градуса по Целзий, температура на кипене 1442 градуса по Целзий. При голямо съдържание на влага във въздуха или при онечистване от MgCl2 се явява донякъде хигроскопичен. Разтворимостта не зависи от температурата. Кристализира безводно, но под 0 градуса по Целзий са познати няколко кристалохидрата. Сгрети кристали в пари от натрий, се оцветяват в синьо. Реагира при подходящи високи температури с F2 до NaF, с S до Na2S, с някои метали до натрий, нелетливите киселини го разлагат, като се получава HCl и прочие.
Употребява се като вкусово вещество. Човек консумира годишно около 7-8 килограма. Освен това намира приложение в консервната, багрилната, керамичната, сапунарската и други промишленост. Поет вътрешно около 40 грама действа отровно.
Натриев сулфат (Na2SO4)
Среща се в земната кора като Na2SO4.10H2O - мирабилит. Na2SO4-тенардит и други. Изкуствено се получава при процесите 2NaCl+MgSO4=MgCl2+Na2SO4 и 2NaCl+H2SO4=2HCl+Na2SO4 из водни разтвори кристализира като Na2SO4.10H2O - безцветна кристална маса, известна като "глауберова сол". Оставена на въздуха "изветрява" - превръща се в безводна сол. Над 32,38 градуса по Целзий кристализира из водни разтвори безводно. При повишаване на температурата разтворимостта на кристалохидрата се увеличава, а на безводната сол намалява. Безводната сол е праховидна с относителна плътност 2,7, температура на топене 885 градуса по Целзий и температура на кипене 1430 градуса по Целзий. При подходящи условия реагира с C, B2O3 и други. Na2SO4.10H2O е много склонен да дава преситени разтвори.
Намира приложение в багрилната, стъкларската, текстилната и други промишлености. Използва се и като разслабително средство в медицината.
Натриев тиосулфат (Na2S2O3)
Кристализира като Na2S2O3.5H2O. Безцветна, нехигроскопична, много разтворима във вода сол. Дава преситени разтвори. Действа редукционно. Намира приложение във фототехниката кто "фиксаж" и избелителната техника като "антихлор".
Натриев нитрат (NaNO3)
Това е така наречената чилска селитра. Бяла, отчасти хигроскопична, разтворима във вода кристална маса. Окислител. Употребява се като изкуствен тор, за получаване на азотна киселина и прочие.
Натриев хипохлорит (NaClO)
Това е известната у нас "белина". Иначе се нарича "Жавелова вода". Продава се в разтвори. Твърдата сол понякога се разлага с експлозия. Получава се при процеса 2NaOH+Cl2=NaClO+NaClO+NaCl+H2O. Избелителното действие се дължи на процеса 2NaClO+CO2=Na2CO3+Cl2. Тя е лугава, отровна и винаги мирише на хлор, както всички хипохлорити.
Натриев карбонат (Na2CO3)
Това е "содата за пране" още "калцираната сода". Съдържа се в пепелта на някои растения и минерални води. Получава се по няколко метода, но най-вече по метода на Солвей NaCl+H2O+CO2+NH3=NaHCO3+NH4Cl. Полученият NaHCO3 се филтрира ислед това калцинира 2NaHCO3=Na2CO3+H2O+CO2.
Из воден разтвор кристализира като Na2CO3.10H2O, а над 35,5 градуса по Целзий като Na2CO3.H2O. Сгрят при 107 градуса по Целзий дава Na2CO3. Те са бели, кристални, много разтворими във вода системи. Но на Na2CO3.H2O с повишение на температурата разтворимостта намалява, докато на Na2CO3.10H2O разтворимостта се увеличава. Водният разтвор има алкална реакция.
Намира приложение в стъкларството, омекотяването на твърдата вода, в хартиената, текстилната и други промишленост.
Ако през водния разтвор на Na2CO3 се прекарва CO2, протича процесът Na2CO3+H2O+CO2=2NaHCO3. Полученият NaHCO3 е известната в практиката сода за пиене, сода за хляб или сода бикарбонат. Безцветна разтворима във вода кристална маса. Водният разтвор е много слабо алкален. Употребява се в медицината за неутрализиране на киселини в стомаха, в домакинството като бакпулвер, в противопожарната техника и прочие.
Калий
К=39,096; Z=19. Разпространен е в земната кора почти както натрия, изключително в свързано състояние - силвин KCl, карналит KCl.MgCl2.6H2O и други. Получавва се чрез електролизата на KOH или KCl.
Сребърнобял, по-мек от натрия, метал. Относителна плътност 0,86, температура на топене 63,5 градуса по Целзий, температура на кипене 762 градуса по Целзий. Парообразен и синьо оцветен. По-активен е в химично отношение от натрия - с халогенните елементи реагира с експлозия, при реакцията си с водата 2K+2H2O=2KOH+H2 , водородът се самозапалва. Съхранява се както натрия. По-силен редуктор е от натрия. При облъчване със светлина емитира електрони в по-голяма степен, отколкото натрия. Калият и неговите съединения багрят безцветния пламък виолетово.
Калиев хидроокис (KOH)
Получава се както NaOH. Относителна плътност 2,04, температура на топене 960 градуса по Целзий, температура на кипене 1327 градуса по Целзий. Бяла кристална маса, много разтворима във вода при силно изразен екзотермичен ефект. Разтваря се и в някои органични течности. С халогенните елементи дава хипохалогенити. Разяжда кожата и прочие. Хигроскопичен дори и в присъствие на CO2, за разлика от NaOH. Употребява се като електролит при акумулаторите на Едисон и Юнгер, в сапунарството, като абсорбент на CO2 и прочие.
Калиев нитрат (KNO3)
Известен е още като калиева селитра. Бяла, много разтворима във вода кристална маса. Действа окислително. Сгряда високо, се разлага както NaNO3 на окис, NO2 и O2. Употребява се като изкуствен тор, в производството на черния барут, за консервиране на месото (луканки и прочие), в медицината за инхалации и прочие.
Калиев хлорид (KCl)
Много разтворими във вода кристали. Употребява се като изкуствен тор, а добре оформените кристали за направа на лещи, пропускащи инфрачервени лъчи.
Калиев сулфат (K2SO4)
Кристализира безводно за разлика от Na2SO4. Кристална маса, бяла, много разтворима във вода, но с подчертана малка скорост. Употребява се в стъкларството и други.