В 1939 г. французский радиохимик Маргарет Пере (1909—1975) в про­дуктах распада изотопа урана-235 обнаружила новый радиоактивный эле­мент. Исследовательница назвала его францием в честь своей родины. Франций расположен в левом нижнем углу периодической системы, поэтому у него должны быть наиболее ярко выражены металлические свой­ства. Например, реакция с водой должна протекать ещё более бурно, чем в случае цезия — его соседа по подгруппе щелочных металлов. Однако убедиться в этом невозможно. Высокая радиоактивность франция (период полураспада наиболее долгоживущего изотопа ²²³Fr составляет 21,8 ми­нут) служит препятствием не только для практического использования, но даже для изучения свойств этого элемента.

Уже в XVIII в. стекольной промышленности Франции тре­бовалось больше соды, чем её могли выделить из рас­тительной золы или добыть в природе. Поэтому в 1775 г. Французская академия объявила специальную премию за изобретение искусственного способа полу­чения соды. Его нашёл химик Никола Леблан (1742— 1806), который предложил получать соду из сульфата натрия (мирабилита) по реакции:

Na₂SO₄+4С+СаСО₃®^{960 °C}Na₂CO₃+CaS+4CO.

Образовавшуюся твёрдую массу обрабатывали водой (выщелачивали), а потом из этого раствора кристалли­зовали соду. Хотя Леблану так и не суждено было по­лучить заслуженную им награду (в годы Французской революции 1789—1799 гг. академия была закрыта), его метод надёжно служил долгие годы химикам разных стран. Главной проблемой было отсутствие в Европе ми­рабилита, поэтому его получали, действуя на поварен­ную соль концентрированной серной кислотой.

Из-за высокой химической активно­сти щелочные металлы встречаются на Земле исключительно в виде соеди­нений, главным образом солей. Ли­тий является редким элементом. Он входит в состав некоторых алюмоси­ликатов  (в частности, сподумена

Li₂O•Аl₂О₃•4SiO₂), а также в форме хлорида LiСl присутствует в морской воде, подземных водах, водах соляных озёр. Рубидий и цезий встречаются в виде примесей к алюмосиликатам, содержащим калий.

Натрий и калий, напротив, входят в десятку элементов, наиболее распро­странённых в земной коре (в ней со­держится 2,3% натрия и 2,1% калия). Многие из их минералов, например Редкими называют эле­менты, содержание которых в земной коре не превыша­ет 0,01 %. К ним относят Li, Rb, Cs, Be, Sc, Y, La, лантаниды, Ga, In, Tl, Zr, Hf, Ge, V, Nb, Та, Mo, W, Re  и платино­вые металлы.

Гидроксиды щелочных металлов называют едкими щелочами. Они представляют собой белые кристал­лические вещества, устойчивые к на­греванию, хорошо растворимые в воде (исключением является гидро­ксид лития), а также в спирте.

Гидроксид натрия — его называют также едким натром или каустиче­ской содой (от греч. «каустикос» — «жгучий», «едкий») — впервые был об­наружен в соде в 1736 г. французским химиком Анри Луи Дюамелем Дю Монсо (1700—1782). Это вещество образуется при гидролизе соды: Na₂CO₃+Н₂О«NaHCO₃+NaOH. В XVIII в. едкий натр получали, дей­ствуя на сульфат натрия свинцовым глетом (оксидом свинца PbO):

Na₂SO₄+PbO+Н₂О=PbSO₄¯+2NaOH.

Другим способом получения едко­го натра служило взаимодействие соды с известью Са(ОН)₂ (каустификация соды): Са(ОН)₂+Na₂CO₃«CaCO₃¯+2NaOH.

В наше время едкие щёлочи полу­чают электролизом растворов солей, например хлоридов. При этом наря­ду с щёлочью образуются другие важ­ные вещества — водород и хлор.

Гидроксиды натрия и калия при­меняют для очистки нефти и масел, в производстве бумаги, моющих средств, искусственных волокон. Бла­годаря способности активно погло­щать влагу из воздуха (гигроскопич­ности) NaOH и КОН используются в лабораториях как осушители.

В 1817 г. в природных силикатах уче­ник Й. Я. Берцелиуса шведский химик Август Арфведсон (1792—1841) обна­ружил новый элемент, который на­звал литием (от греч. «литос» — «ка­мень»). В 1818 г. Гемфри Дэви получил литий в свободном виде электролизом расплава гидроксида.

В свободном состоянии литий — серебристо-белый металл, мягкий, хо­тя и жёстче остальных щелочных ме­таллов, а также не такой легкоплавкий (t_пл=181 °С). Литий настолько лёгок (плотность 0,53 г/см³), что не тонет да­же в керосине.

ГЕМФРИ ДЭВИ

(1778—1829)

В одной из записных книжек англий­ский химик Гемфри Дэви заметил: «Я не могу сослаться для своей характе­ристики ни на богатство, ни на власть, ни на знатное происхождение; и одна­ко же... я надеюсь быть не менее полез­ным для человечества и моих друзей, чем в том случае, если бы я был наде­лён всеми этими преимуществами».

Бедность не позволила Дэви полу­чить высшее образование. Он закончил (в 1795 г.) только среднюю школу. А знания по химии почерпнул из недав­но переведённого на английский «На­чального курса химии» А. А. Лавуазье. Его увлекла идея великого француза о материальной природе света. Первое «научное предположение» Дэви за­ключалось в том, что кислород — со­единение света с некоторым неизвест­ным элементом. Соответствующая статья даже была опубликована, хотя впоследствии учёный горько об этом сожалел. Тем не менее его в 1798 г. пригласили на должность химика в Пневматический институт в Бристоле. Там велись работы по изучению фи­зиологического действия различных газов. Здесь-то Дэви и сделал своё пер­вое настоящее открытие: обнаружил опьяняющее действие на человека од­ного из оксидов азота (веселящего га­за N₂O).

В начале 70-х гг. XX в. в некоторых американских и английских клиниках наблюдались странные явления. Время от времени из раковин раздавались звуки, напоминающие пистолетные вы­стрелы, а в одном случае неожиданно взорвалась сливная трубка. К счастью, никто не пострадал. Расследование показало, что виновником всего этого был очень слабый (0,01%) раствор азида натрия NaN₃, который использо­вали в качестве консерванта физиоло­гических растворов. Излишки раство­ра азида в течение многих месяцев, а то и лет сливали в раковины — иногда до 2 л в день.

Щелочные металлы представляют со­бой серебристо-белые (литий, нат­рий, калий, рубидий) или желтоватые (цезий) вещества с металлическим блеском, с низкими температурами плавления и кипения. Цезий, находя­щийся в запаянной ампуле, легко пла­вится в руке (t_пл=29°С), натрий пере­ходит в жидкое состояние при 98°С. Все щелочные металлы чрезвычай­но активны. Литий и натрий на возду­хе мгновенно покрываются плотной плёнкой кислородных соединений, но загораются лишь при нагревании, а калий, рубидий и цезий — уже при комнатной температуре. Поэтому хра­нят щелочные металлы под слоем керосина или в запаянных сосудах. Ин­тересно, что продуктами их горения на воздухе (за исключением лития) являются не оксиды, а пероксиды (в случае натрия) и надпероксиды (в случае калия, рубидия и цезия).

Взаимодействие калия с водой.

В свободном состоянии эти элементы... представляют металлы мягкие, быстро окисляющиеся на влажном воздухе, разлагающие воду при обыкновенной темпе­ратуре... Металлы, столь сходные по реакциям с натрием, носят название щелочных.

Д. И. Менделеев. «Основы химии»

Важным химическим продуктом с глубокой древности являлась зола. Мылкий раствор, образующийся при кипячении золы с водой (щёлок), был первым моющим средством, соз­данным человеком. В Средние века люди научились выделять из золы со­единения, которые и делали её рас­твор мылким, — соду и поташ (сейчас известно, что это карбонаты натрия и калия). Долгое время названия этих двух солей означали лишь разные ви­ды золы: поташом или кали называ­ли золу, остающуюся после сгорания древесины, соломы, камыша и папо­ротника (такая зола богата солями ка­лия), а содой или натроном — золу других травянистых растений, на­пример солероса, — в ней преоблада­ют соли натрия.

На Руси производство поташа су­ществовало уже в XI в. Золу, образу­ющуюся при сжигании соломы или древесины, обрабатывали водой, а полученный раствор после фильтро­вания выпаривали. Сухой остаток помимо карбоната калия содержал сульфат калия K₂SO₄, соду и хлорид калия KCl.

Почти в каждой домашней аптечке имеется пузырёк 3-процентного раст­вора перекиси — пероксида водорода Н₂О₂. Его используют для дезинфекции ран, остановки кровотечений.

Каков механизм действия препара­та? Входящий в состав плазмы крови фермент каталаза (белок, содержащий железо) вызывает каталитическое раз­ложение пероксида:

2Н₂О₂=2Н₂О + О₂­.

Выделяющийся при этом кислород уби­вает микроорганизмы и закупоривает сосуды, тем самым способствуя пре­кращению кровотечения. Интересно, что реакция разложения пероксида ускоряется и при внесении в раствор некоторых соединений переходных ме­таллов, например оксида марганца (IV) MnO₂, дихромата калия К₂Сr₂О₇.

С кислородом воздуха водород образует взрывчатую смесь — гремучий газ. Поэтому при работе с водородом необходимо соблюдать особую осторож­ность. Прежде чем поджечь, его надо предварительно проверить на чис­тоту. Для этого водородом наполняют небольшую пробирку (так как он лег­че воздуха, достаточно перевернуть её вверх дном) и отверстием подносят к пламени горелки. Чистый водород сгорает почти бесшумно, а в смеси с воздухом издаёт характерный громкий хлопок. Взрыв гремучего газа в про­бирке не представляет опасности для экспериментатора, однако при исполь­зовании плоскодонной колбы, стакана или посуды из толстого стекла мож­но серьёзно пострадать.

Вот какая история произошла с французским химиком, директором Парижского музея науки Пилатром де Розье (1756—1785). Как-то он ре­шил проверить, что будет, если вдохнуть водород; до него никто такого экс­перимента не проводил. Не заметив никакого эффекта, учёный решил убе­диться, проник ли водород в лёгкие. Он ещё раз глубоко вдохнул этот газ, а затем выдохнул его на огонь свечи, ожидая увидеть вспышку пламени. Од­нако водород в лёгких экспериментатора смешался с воздухом, и произо­шёл сильный взрыв. «Я думал, что у меня вылетели все зубы вместе с кор­нями» — так Розье характеризовал испытанные ощущения. Впрочем, он остался очень доволен опытом, который чуть не стоил ему жизни.

Кстати сказать, это был не единственный отчаянно смелый поступок учёного. В ноябре 1783 г. он впервые в мире (в сопровождении армей­ского офицера маркиза д'Арланда) отважился совершить путешествие на воздушном шаре, поднявшись на высоту 1 км и пролетев за 25 минут око­ло 10 км. И всё же тяга к риску стоила химику жизни. В июне 1785 г. Розье решил перелететь пролив Ла-Манш, но шар загорелся, и учёный, не достигший и 30-летнего возраста, погиб.

Атомарный водород — гораздо более сильный восстановитель, чем обыч­ный, состоящий из молекул Н₂. Так нельзя ли получить его нагреванием мо­лекулярного водорода? Оказывается, распад молекул водорода на атомы (термическая диссоциация) начинается лишь при температурах порядка 2000 °С — настолько прочной является молекула Н₂. Работать с этим газом при таких температурах в лабораторных условиях практически невозможно. Однако уже давно было замечено, что водород, выделяющийся при раз­ложении водой амальгамы натрия, а также при взаимодействии активных металлов (в частности, цинка) с кислотами, по восстановительной способ­ности превосходит молекулярный. Даже при комнатной температуре он легко восстанавливает соли многих переходных металлов до низших сте­пеней окисления, например хлорид хрома(III) до хлорида хрома(II):

2CrCI₃+2Zn+2HCl=2CrCl₂+2ZnCl₂+Н₂­.

Если же пропускать через раствор ток водорода из баллона или из ап­парата Киппа, то восстановление не протекает. Это объясняется тем, что газ, непосредственно образующийся в ходе реакции, содержит неболь­шое количество атомарного водорода. Именно он первоначально выде­ляется на поверхности цинка, и затем атомы тут же, в растворе, рекомбинируют в молекулы: Zn+2Н⁺=Zn²⁺+2[Н], 2[Н]=Н₂­.

Такой активный водород называют водородом в момент выделения (лат. in statu nascendi).