K

H

Li

Na

Rb

Cs

Fr

1

18

1s

1

H

Wodór

2

13 14

15 16

17

2

He

Hel

2s

3

Li

Lit

4

Be

Beryl

2p

5

B

Bor

6

C

Węgiel

7

N

Azot

8

O

Tlen

9

F

Fluor

10

Ne

Neon

3s

11

Na

Sód

12

Mg

Magnez

3

4

5

6

7

8

9

10

11

12

3p

13

Al

Glin

14

Si

Krzem

15

P

Fosfor

16

S

Siarka

17

Cl

Chlor

18

Ar

Argon

4s

19

K

Potas

20

Ca

Wapń

3d

21

Sc

Skand

22

Ti

Tytan

23

V

Wanad

24

Cr

Chrom

25

Mn

Mangan

26

Fe

Żelazo

27

Co

Kobalt

28

Ni

Nikiel

29

Cu

Miedź

30

Zn

Cynk

4p

31

Ga

Gal

32

Ge

German

33

As

Arsen

34

Se

Selen

35

Br

Brom

36

Kr

Krypton

5s

37

Rb

Rubid

38

Sr

Stront

4d

39

Y

Itr

40

Zr

Cyrkon

41

Nb

Niob

42

Mo

Molibden

43

Tc

Technet

44

Ru

Ruten

45

Rh

Rod

46

Pd

Pallad

47

Ag

Srebro

48

Cd

Kadm

5p

49

In

Ind

50

Sn

Cyna

51

Sb

Antymon

52

Te

Tellur

53

I

J od

54

Xe

Ksenon

6s

55

Cs

Cez

56

Ba

Bar

5d

*

72

Hf

Hafn

73

Ta

Tantal

74

W

Wolfram

75

Re

Ren

76

Os

Osm

77

Ir

Iryd

78

Pt

Platyna

79

Au

Złoto

80

Hg

Rtęć

6p

81

Tl

Tal

82

Pb

Ołów

83

Bi

Bizmut

84

Po

Polon

85

At

Astat

86

Rn

Radon

7s

87

Fr

Frans

88

Ra

Rad

6d

**

104

Rf

Rutherford

105

Db

Dubn

106

Sg

Seaborg

107

Bh

Bohr

108

Hs

Has

109

Mt

Meitner

110

Uun

111

Uuu

112

Uub

*

Lantanowce

4f

57

La

Lantan

58

Ce

Cer

59

Pr

Prazeodym

60

Nd

Neodym

61

Pm

Promet

62

Sm

Samar

63

Eu

Europ

64

Gd

Gadolin

65

Tb

Terb

66

Dy

Dyspoz

67

Ho

Holm

68

Er

Erb

69

Tm

Tul

70

Yb

Iterb

71

Lu

Lutet

**

Aktynowce

5f

89

Ac

Aktyn

90

Th

Tor

91

Pa

Protaktyn

92

U

Uran

93

Np

Neptun

94

Pu

Pluton

95

Am

Ameryk

96

Cm

Kiur

97

Bk

Bekerel

98

Cf

Kaliforn

99

Es

Einstein

100

Fm

Ferm

101

Md

Mendelew

102

No

Nobel

103

Lr

Lorens

1

GRUPA

UKŁADU

OKRESOWEGO

Pierwiastek

LIT

SÓD

POTA

S

RUBID CEZ

FRAN

S

Li

Na

K

Rb

Cs

Fr

Konfiguracja

elektronów

walencyjnych

2s

1

3s

1

4s

1

5s

1

6s

1

7s

1

Liczba atomowa
Masa atomowa
Promień

atomowy

[pm]
Elektroujemność

(Pauling)

1s

2s

2p

3s

Konfiguracja elektronowa Na

Grupa 1

Zmiana promienia atomowego w grupie

litowców

Li

NaK

Rb

Cs

H

Fr

Zmiana elektroujemności w obrębie grupy

litowców

Grupa 1

Li

Na

K

Rb

Cs

H

Fr

Występowanie litowców we wszechświecie

L
i

Na

K

Rb

Cs

H

Fr

Grupa
1

Występowanie litowców w skorupie

ziemskiej

LIT

SÓD

POTAS

RUBID

CEZ

FRANS

Symbol

chemiczny

Li

Na

K

Rb

Cs

Fr

Występowanie
w skorupie

ziemskiej

5·10

-3

%

2,64

%

2,40 %

3,4·10

-3

%

7·10

-5

% 7·10

-23

%

Li

Na

K

RbCs

Fr

Występowanie litowców w

oceanach

Grupa 1

Li

Na

K

Rb

Cs

H

Fr

Występowanie litowców

w organizmie człowieka

Grupa 1

Li

Na K

Rb

Cs

H

Fr

litowce – zwane

metalami alkalicznymi

konfiguracja elektronów walencyjnych

ns

1

małe wartości energii jonizacji

wskazują, że elektron walencyjny

jest słabo związany

metale alkaliczne są najbardziej
elektrododatnie ze wszystkich
pierwiastków, a tworzą związki o
najsilniejszym charakterze jonowym

litowce rozpoczynają poszczególne

okresy, zatem mają:

najmniejszy ładunek jądra

w danym okresie

największy promień atomowy

w danym okresie

największy promień jonowy

w danym okresie

niską energię jonizacji

w danym okresie

wolne atomy litowców ulegają łatwo

wzbudzeniu, by oddając nadmiar

energii

stać

się

źródłem

promieniowania
widmo emisyjne litowców położone

jest częściowo w zakresie światła

widzialnego

–—

lotne połączenia litowców barwią płomień :



związki

litu — na karminowo



związki

sodu

—

na żółto



związki

potasu, rubidu i cezu

—

—

fiołkoworóżowo

żółty – NaCl

liliowy – KCl

zielony – BaCl

2

niebieski – CuCl

karminowy – LiCl

żółty

–

NaCl

liliowy – KCl

zielony – BaCl

2

niebieski – CuCl

karminowy – LiCl

wszystkie litowce reagują z wodorem

w

obrębie grupy:

—

trwałość termiczna wodorków maleje,

—

wzrasta ich reaktywność

reagują bezpośrednio z większością innych
pierwiastków w wyniku ogrzewania

lit jest najmniej a cez najbardziej reaktywny

lit - pod względem chemicznym jest zbliżony do magnezu

—

z cząsteczkowym azotem wiąże się łatwo dając azotek

—

tworzy trudnorozpuszczalny węglan, fosforan i fluorek

tylko Li w reakcji spalania metalu daje

prosty tlenek

Na - nadtlenek Na

2

O

2

K, Rb, Cs - ponadtlenki MO

2

trwałość nadtlenków i ponadtlenków

wzrasta ze wzrostem masy atomowej

litowca

tlenki powstają podczas spalania metali w

powietrzu

wszystkie tlenki:

są silnie zasadowe

reagują z wodą i CO

2

tworząc

wodorotlenki i

węglany

podczas reakcji tlenków z wodą powstają

wodorotlenki MOH substancje o budowie

jonowej,

dobrze rozpuszczalne w wodzie - mocne

zasady

litowce tworzą halogenki - trudno lotne,

bardzo trwałe związki o budowie jonowej

powszechnie spotykane są sole metali

alkalicznych z kwasami tlenowymi, takie

jak węglany, azotany, siarczany;

sole litowców są bezbarwne i w większości

rozpuszczalne w wodzie

PIERWIASTEK

Li

Na

K

Rb

Cs

aktywność

Stopnie

utlenienia

wyłącznie +1

pierwiastki silnie elektrododatnie, tworzące prawie zawsze

związki jonowe

Działanie

wodoru

LiH

w temp.

ok. 800

0

C

wodorki MH

w temp. ok. 400

0

C

Działanie

powietrza

można

stapiać

na

powietrz

u

traci

połysk

bez

zapalania

się

utlenia się na

gorąco, zapalając

się

samorzut

nie zapala

się w

temperat

urze

zwykłej

Działanie tlenu

spalenie

prowadzi

do

Li

2

O

spalenie

na gorąco

daje

Na

2

O

i Na

2

O

2

spalenie prowadzi głównie do

utworzenia

MO

2

i w mniejszych ilościach do

M

2

O

2

Tlenek M

2

O

M

2

O z wodą tworzą wodorotlenki MOH;

wodorotlenki MOH –mocne zasady

Wodorotlenek

MOH

wzrost rozpuszczalności

PIERWIASTE

K

Li

Na

K

Rb

Cs

aktywność

Działanie

azotu

na

zimno,

powoli

Li

3

N, na

gorąco

natychmi

ast

reakcja nie zachodzi nawet na gorąco

Działanie

chloru

tworzą

MCl

tworzą

MCl,

reakcja z

zapłonem

Działanie na

wodę

dają

MOH+½H

2

powoli

szybko

dają

MOH+½H

2

reakcje z zapłonem

Działanie na

alkohol

etylowy

Tworzą

alkoholany MOC

2

H

5

z wydzieleniem wodoru

Li

Na

K

Rb

Cs

Sole

najczęściej

uwodnione

często rozpływające

się

najczęściej

bezwodne

nierozpływające się

Chlorki

hydraty

bezwodne

Siarczany

uwodnione

bezwodne

Ałuny

M

I

M

III

·(SO

4

)

2

·12

H

2

O

nie

tworzy

siarczan

podwójny

tworzą ałuny regularne

Azotany

hydraty

bezwodny

bezwodne

Fosforany

M

3

PO

4

trudno

rozpuszcza

lny w

wodzie

rozpuszczalność w wodzie

Węglany M

2

CO

3

trudno

rozpuszcza

lny w

wodzie

rozpuszczalność w wodzie

Wodorowęglany

MHCO

3

lepiej

rozpuszcza

lny niż

Li

2

CO

3

trwałość
trudniej rozpuszczalne niż węglany M

2

CO

3

Li

Li

Li

6

Li — 7,5%

7

Li — 92,5%

glinokrzemiany

lepidolit, KLi

2

Al(Si

4

O

10

)

(F, OH)

2

spodumen, LiAl[Si

2

O

6

]

fosforany

ambligonit, LiAl[PO

4

]

(F,OH)

t.t.180

o

C t.w.1370

o

C

(największy wśród litowców przedział temperatury występowania

stanu ciekłego)

dobry

przewodnik

elektryczności,

porównywalny z molibdenem lub wolframem

srebrzystobiały,

miękki,

lekki metal

Lit

karminowa

barwa płomienia
Li

+

właściwości chemiczne zbliżone do magnezu:

— powstawanie prostych tlenków w wyniku spalania

metali

— nietrwałość cieplna węglanów i azotanów

— powstawanie węglików i azotków bezpośrednio z

pierwiastków

— mała rozpuszczalność fluorków, węglanów i

fosforanów

— silna solwatacja kationów, z czym wiąże się

stosunkowo

duża rozpuszczalność niektórych soli, np.

chlorków w

rozpuszczalnikach organicznych

lit reaguje jak cięższe litowce z większością

niemetali

i wieloma związkami

rozpuszcza się w ciekłym amoniaku

lit

tworzy

z

najpospolitszymi

metalami

nieżelaznymi: Al, Sb, Pb, Cd, Mg, Hg, Ag, Zn i Sn,

związki międzymetaliczne o stosunkowo wysokiej

temperaturze topnienia

technice jądrowej:

 izotop

6

Li - materiał wyjściowy do wytwarzania izotopu

wodoru

3

H

metalurgii:

chemii:

 jako dodatek do metali oraz ich stopów Al, Pb, Ni, Cu,

Zn

w celu poprawy ich właściwości mechanicznych oraz

chemicznych

 jako katalizator w polimeryzacji (izoprenu) na

syntetyczny kauczuk

 w syntezie organicznej – w postaci związków

metaloorganicznych

 jako materiał anodowy w elektrochemicznych źródłach

napięcia

LiAg

2

CrO

4

(30% grafitu)węglan propylenu

w stymulatorach

pracy serca

do wytwarzania czerwonego zabarwienia w pirotechnice

medycynie i farmacji:

 występuje w organizmie ludzkim w ilościach śladowych
 umiejscowiony

w

błonie

komórek

nerwowych

oddziałuje na strukturę wewnętrzną komórki

 bierze udział w tworzeniu substancji warunkujących

krzepnięcie krwi

 zapotrzebowanie organizmu - 0,0001g/dzień
 jego brak wywołuje choroby psychiczne związane z

niestabilnością nastroju i podstawowej energii -
depresja nawracająca, schizofrenia

 stosowany w farmakologii psychiatrycznej, jako środek

przeciw depresjom i psychozom – hamuje objawy manii
spowodowane nadmiernym wytwarzaniem hormonów,
np. kortyzonu.

 szybko przedostaje się do krwi i szybko jest wydalany z

moczem

Preparaty farmaceutyczne zawierające lit:

węglan litu (Lithium carbonicum)

– lek

normotymiczny,
stabilizujące nastrój

skład: 1 tabl. zawiera 250 mg

węglanu litu

dawka: 750-2000 mg/d

zakres stężeń: 0,8-1,2 mmol/l; 0,4-0,6

mmol/l

(profilaktycznie)

Boiron Lithium Carbonicum 5 CH

-

lek

homeopatyczny,

4g – postać: granulki

Działanie farmakologiczne węglanu litu:

hamuje transport sodu do wnętrza neuronu, co zaburza
uwalnianie noradrenaliny i dopaminy w o.u.n.
leczy objawy fazy maniakalnej i zapobiega ich
występowaniu
zapobiega nawrotom faz depresyjnych, normalizuje i
stabilizuje nastrój

przemyśle:

 tłuszczowym do wytwarzania smarów opartych na

mydłach litowych

ponadto
 jako środki suszące w klimatyzatorach
 do

wytwarzania

czerwonego

zabarwienia

w

pirotechnice

 ceramicznym jako topniki

Na

Na

Na

sól kamienna, NaCl

saletra chilijska NaNO

3

albit, NaAlSi

3

O

8

anortoklaz, (K, Na)AlSi

3

O

8

tenardyt Na

2

SO

4

boraks Na

2

B

4

O

7

.

10H

2

O

soda Na

2

CO

3

.

10H

2

O

kriolit Na

3

AlF

6

23

Na — 100%

NaCl
Na

2

SO

4

Elektroliza

stopionego bezwodnego chlorku sodu:

stopionego wodorotlenku sodu:

















Cl

Na

NaCl

C

900

0

















Cl

Na

NaCl

C

900

0

Na

2

e

2

Na

2

)

(

Katoda









Na

2

e

2

Na

2

)

(

Katoda









e

2

Cl

Cl

2

)

(

Anoda

2









e

2

Cl

Cl

2

)

(

Anoda

2

























OH

Na

NaOH

C

600

0

Na

2

e

2

Na

2

)

(

Katoda









Na

2

e

2

Na

2

)

(

Katoda









e

2

O

O

H

OH

2

)

(

Anoda

2

2

1

2











e

2

O

O

H

OH

2

)

(

Anoda

2

2

1

2











bardzo miękki

[można go kroić nożem]

,

srebrzystobiały

metal

bardzo miękki

[można go kroić nożem]

,

srebrzystobiały

metal

Na

Sód

na powietrzu traci połysk

pokrywając się warstewką tlenku

[

przechowywany pod naftą]

Sód - Na

Konfiguracja

elektronowa

- Na

żółta - barwa płomienia Na

+

Sód —pierwiastek bardzo reaktywny chemicznie

Sód —pierwiastek bardzo reaktywny chemicznie

z

wodą reaguje gwałtowniej niż lit, tworząc

wodorotlenek

—

przy miejscowym pogrzaniu dochodzi do

wybuchów powstającego wodoru

w powietrzu spala się tworząc

nadtlenek,

zanieczyszczony niewielką ilością

tlenku

Na + H

2

O  NaOH + ½ H

2

Na + H

2

O  NaOH + ½ H

2

2Na + O

2

 Na

2

O

2

4Na + O

2

 2Na

2

O

2Na + O

2

 Na

2

O

2

4Na + O

2

 2Na

2

O

2Na + H

2

 2NaH

2Na + H

2

 2NaH

reaguje bezpośrednio z

wodorem

reaguje bezpośrednio z

chlorowcami:

2Na(s) + F2(g) → 2NaF(s)

2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)

2Na(s) + Br2(g) → 2NaBr(s)

2Na(s) + I2(g) → 2NaI(s)

2Na(s) + F2(g) → 2NaF(s)

2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)

2Na(s) + Br2(g) → 2NaBr(s)

2Na(s) + I2(g) → 2NaI(s)

2Na(s) + H

2

SO

4

(aq) → 2Na

+

(aq) + SO

4

2-

(aq) + H

2

(g)

2Na(s) + H

2

SO

4

(aq) → 2Na

+

(aq) + SO

4

2-

(aq) + H

2

(g)

reaguje bezpośrednio z

kwasami

reaguje bezpośrednio z

alkoholami:

2ROH + 2Na → 2NaOR + H2

2ROH + 2Na → 2NaOR + H2

2NH

3

+ 2Na  2NH

2

Na + H

2

NH

2

Na + H

2

O = NH

3

+ NaOH

2NH

3

+ 2Na  2NH

2

Na + H

2

NH

2

Na + H

2

O = NH

3

+ NaOH

reaguje z amoniakiem

z

rtęcią tworzy

amalgamat

sodu

2Hg + Na  Hg

2

Na

z metalami tworzy

stopy

lub

związki

międzymetaliczne

reakcja

z

zawierającymi

fluorowce

substancjami

organicznymi przebiega

wybuchowo

reaguje z

rozdrobnionym

węglem z utworzeniem acetylenku

temp.

2Na + 2C ----->

Na

2

C

2

Kation sodu

• podstawowy kation płynów
zewnątrzkomórkowych

• razem z anionem chlorkowym reguluje
utrzymanie

odpowiedniego ciśnienia

osmotycznego i równowagi

kwasowo-

zasadowej

• niezbędny do prawidłowego funkcjonowania
mięśni i tkanki nerwowej

• wpływa na przepuszczalność błon
komórkowych

• aktywator wielu enzymów

• występuje w tkance kostnej i w mniejszym
stężeniu w płynie

wewnątrzkomórkowym

• wraz z potasem reguluje równowagę sodowo-
potasową, co

wpływa na ilość zatrzymanej

wody w organizmie i na

funkcjonowanie nerek

Zawartość w organizmie ludzkim:

—

mięśnie

—

2600-7800 ppm

—

kości

—

10 000 ppm

—

krew

—

1970 mg/dm

3

Dobowe spożycie

—

2-15 g

Zawartość w organizmie w zależności od masy ciała:

—

50 kg

—

70 g sodu

—

60 kg

—

84 g sodu

—

70 kg

—

98 g sodu

w dużych ilościach do wytwarzania:

nadtlenków i

cyjanku sodu

amidku i azydku

sodu

jako reduktor w organicznym

przemyśle chemicznym

do osuszania rozpuszczalników organicznych

jako czynnik chłodzący w reaktorach jądrowych

w lampach sodowych

NaOH HCl NaCl

H

2

O

+ HBr  NaBr

+

Na

2

CO

3

HI NaI

H

2

CO

3

NaOH

HCl

NaCl

H

2

O

+ HBr 

NaBr

+

Na

2

CO

3

HI

NaI

H

2

CO

3

zmieniają się systematycznie

ze zmianą promienia anionu;

od fluorku do jodku maleją

temperatury topnienia i wrzenia

zmieniają się systematycznie

ze zmianą promienia anionu;

od fluorku do jodku maleją

temperatury topnienia i wrzenia

NaCl

NaCl

Chlorek sodu NaCl

sodium(I)chloride

w laboratorium

mieszaniny lodu i soli

kuchennej do

uzyskiwania niskich

temperatur (do -21

o

C)

w przemyśle sodowym

do otrzymywania

siarczanu sodu

i

metalicznego

sodu

w

medycynie

jako fizjologiczny

roztwór soli

do

celów

spożywczych

dodatek do paszy

dla zwierząt

ok. 35%

ok. 35%

ok. 65%

ok. 65%

eksploatacja

górnicza

-

ługowanie złóż soli kamiennej

odparowywanie

pod

wpływem

energii

słonecznej,

lub

elektrodializę wody morskiej

NaOH

NaOH

kaustyfikacja sody:

kaustyfikacja sody:

Na

2

CO

3

+Ca(OH)

2

2NaOH+Ca

CO

3



Na

2

CO

3

+Ca(OH)

2

2NaOH+Ca

CO

3



x

NaHg

xHg

e

Na









x

NaHg

xHg

e

Na









Katoda (rtęć):

Katoda (rtęć):

e

Cl

Cl

2

2

1







e

Cl

Cl

2

2

1







Anoda (grafit):

Anoda (grafit):

wydzielający się sód rozpuszcza się w

rtęci z utworzeniem amalgamatu:

wydzielający się sód rozpuszcza się w

rtęci z utworzeniem amalgamatu:

elektroliza stężonego roztworu

chlorku sodu:

NaCl  Na

+

+ Cl

-

NaCl  Na

+

+ Cl

-

amalgamat przekształca się w ług sodowy:

amalgamat przekształca się w ług sodowy:

2

2

1

2

x

H

xHg

NaOH

O

H

NaHg









2

2

1

2

x

H

xHg

NaOH

O

H

NaHg

















OH

2

H

e

2

O

H

2

2

2









OH

2

H

e

2

O

H

2

2

2

Katoda

[-](Fe)

Katoda

[-](Fe)

Anoda [+](grafit):

Anoda [+](grafit):

NaOH

OH

Na









NaOH

OH

Na









e

2

Cl

Cl

2

2







e

2

Cl

Cl

2

2







NaOH

2

H

Cl

O

H

2

NaCl

2

2

2

2













NaOH

2

H

Cl

O

H

2

NaCl

2

2

2

2





















Cl

Na

NaCl









Cl

Na

NaCl

O

H

,

Na

2



O

H

,

Na

2



O

H

,

Cl

2



O

H

,

Cl

2



zbliżona do metody przeponowej

zbliżona do metody przeponowej

przestrzenie anodowa i katodowa są

rozdzielone membraną jonitową,

hydraulicznie

nieprzepuszczalną;

otrzymany ług zawiera małe ilości

NaCl

przestrzenie anodowa i katodowa są

rozdzielone membraną jonitową,

hydraulicznie

nieprzepuszczalną;

otrzymany ług zawiera małe ilości

NaCl

biały, krystaliczny, silnie higroskopijny

z roztworu wodnego krystalizuje w postaci

hydratów

(1-7 cząsteczek H

2

O)

NaOH

.

3,5H

2

O -

najtrwalszy hydrat

stopiony NaOH atakuje krzemionkę, szkło i

porcelanę z wytworzeniem krzemianów

Roztwór wodorotlenku sodu jest silną zasadą

Powoduje zmydlanie tłuszczów

—

w produkcji celulozy i jedwabiu

—

do otrzymywania innych związków sodu

—

do wytwarzania mydeł i barwników organicznych

S

Na

2

S

Na

2

Siarczek sodu Na

2

S

sodium(I)sulfide

otrzymywanie

otrzymywanie

Na

2

SO

4

+4CNa

2

S+4CO

Na

2

SO

4

+4CNa

2

S+4CO

z roztworu wodnego krystalizuje jako Na

2

S

.

9H

2

O

z roztworu wodnego krystalizuje jako

Na

2

S

.

9H

2

O

w powietrzu - nietrwały:

w powietrzu - nietrwały:

2Na

2

S + 2O

2

+H

2

O  Na

2

S

2

O

3

+ 2NaOH

2Na

2

S + 2O

2

+H

2

O  Na

2

S

2

O

3

+ 2NaOH

do wytwarzania barwników i sztucznego

jedwabiu

do wytwarzania barwników i sztucznego

jedwabiu

w procesie flotacji minerałów jako
aktywator

w procesie flotacji minerałów jako
aktywator

3

2

CO

Na

3

2

CO

Na

metoda amoniakalna Solvaya:

metoda amoniakalna Solvaya:

O

H

CO

CO

Na

NaHCO

2

2

2

3

2

.

temp

3















O

H

CO

CO

Na

NaHCO

2

2

2

3

2

.

temp

3















Cl

NH

NaHCO

CO

NH

O

H

NaCl

4

3

2

3

2











Cl

NH

NaHCO

CO

NH

O

H

NaCl

4

3

2

3

2











rozpuszcza się w wodzie - silne wydzielanie ciepła

rozpuszcza się w wodzie - silne wydzielanie ciepła

wodny roztwór ma odczyn alkaliczny (protoliza):

wodny roztwór ma odczyn alkaliczny (protoliza):













OH

HCO

O

H

CO

3

2

2

3













OH

HCO

O

H

CO

3

2

2

3

krystalizuje w postaci Na

2

CO

3

.

10H

2

O

(soda

krystaliczna

) w krysztale występują jony

krystalizuje w postaci

Na

2

CO

3

.

10H

2

O

(soda

krystaliczna

) w krysztale występują jony





2

10

2

2

2

3

]

)

O

H

(

Na

[

i

CO





2

10

2

2

2

3

]

)

O

H

(

Na

[

i

CO

reaguje z ditlenkiem węgla z powstaniem trudnorozpuszczalnego
wodorowęglanu

Na

2

CO

3

+ CO

2

+ H

2

O <=> 2NaHCO

3

który w wyniku prażenia przechodzi w węglan

2NaHCO

3

 Na

2

CO

3

+ CO

2

+ H

2

O

do wytwarzania związków sodu,

szkła, celulozy, papieru, mydła,

środków piorących, artykułów

farmaceutycznych

do zmiękczania wody

do przeróbki rud, odsiarczania

surówki, żeliwa i stali

4

2

SO

Na

4

2

SO

Na

reakcja

między

solą

kamienną

i

kizerytem:

2NaCl + MgSO

4

 Na

2

SO

4

+ MgCl

2

2NaCl + MgSO

4

 Na

2

SO

4

+ MgCl

2

Krystalizuje jako

Na

2

SO

4

.

10H

2

O (sól glauberska)

w

procesie

otrzymywania

kwasu

solnego

(produkt uboczny)

w

procesie

otrzymywania

kwasu

solnego

(produkt uboczny)

NaCl + H

2

SO

4

= NaHSO

4

+ HCl

NaCl + NaHSO

4

= Na

2

SO

4

+ HCl

w przemyśle papierniczym, celulozowym i włókienniczym

w przemyśle papierniczym, celulozowym i włókienniczym

w produkcji szkła , barwników

w produkcji szkła , barwników

jako substancja wyjściowa do wytwarzania

innych związków sodu

jako substancja wyjściowa do wytwarzania

innych związków sodu

jako dodatek do środków piorących

jako dodatek do środków piorących

występuje w przyrodzie jako

SALETRA CHILIJSKA

występuje w przyrodzie jako

SALETRA CHILIJSKA

reakcja sody z kwasem azotowym:

Na

2

CO

3

+2HNO

3

 2NaNO

3

+H

2

O+CO

2

Na

2

CO

3

+2HNO

3

 2NaNO

3

+H

2

O+CO

2

z chlorku sodu, który reaguje z kwasem

azotowym lub tetratlenkiem diazotu i

tlenem:

4NaCl+4HNO

3

+O

2

 4NaNO

3

+2Cl

2

+2H

2

O

2NaCl+N

2

O

4

+O

2

 2NaNO

3

+Cl

2

4NaCl+4HNO

3

+O

2

 4NaNO

3

+2Cl

2

+2H

2

O

2NaCl+N

2

O

4

+O

2

 2NaNO

3

+Cl

2

w przemyśle szklarskim jako

przyspieszacz klarowania szkła

w rolnictwie jako nawóz mineralny

z ligandami zawierającymi tlen np.: z

aldehydem salicylowym

z

kryptatami

np. sód rozpuszczony w

etyloaminie

tworzy

sodek

kryptatosodu

-

[Na

+

(kryptat)]Na

-

heksagonalne łuski o metalicznym

połysku

(stabilizacja anionu Na

-

)

O

O

O

O

N

N

O

O

K

K

I

ZOTOPY:

39

K(93,23%),

40

K(0,01%),

41

K(6,76%)

M

INERAŁY:

skaleń potasowy

KAlSi

3

O

8

muskowit

KAl

2

[AlSi

3

O

10

](OH,F)

2

anortoklaz

(K,Na)AlSi

3

O

8

leucyt

KAlSi

2

O

6

Do ważnych technicznie związków potasu należą:

— sylwin KCl

— sylwinit NaCl

.

KCl

— karnalit KCl

.

MgCl

2

.

6H

2

O

— kainit KCl

.

MgSO

4

.

3H

2

O

przechodzi w izotopy:

przechodzi w izotopy:

izotop

40

K

–

promieniotwórczy

–

(t

1/2

1,47

.

10

9

lat)

bardzo miękki

metal

o srebrzystym

połysku

jedna

odmiana

krystaliczna

o

sieci

regularnej przestrzennie

centrowanej

40

Ca (przemiana )

40

Ar (wychwyt K) - wykorzystywany do datowania

promieniotwórczego

40

Ca (przemiana )

40

Ar (wychwyt K)

- wykorzystywany do datowania

promieniotwórczego

Potas

reaguje z wodą - samorzutne zapalanie

się wydzielonego wodoru 2K(s) + 2H

2

O →

2KOH(aq) + H

2

(g)

w powietrzu spala się do ponadtlenku

K

I

O

2

K(s) + O

2

(g) → KO

2

(s)

z

węglem

tworzy

związek

międzywęzłowy, skład zależny od

warunków reakcji

duże powinowactwo do tlenu i

fluorowców, energiczny, wybuchowo

reagujący

reduktor 2K(s) + Cl

2

(g)

→ 2KCl(s)

w laboratorium, np. jako

środek do osuszania benzenu

i jego homologów

Ze względu na dużą reaktywność potas nie znajduje szerszych
zastosowań praktycznych

—

podstawowy kation wewnątrzkomórkowym

—

uczestniczy w biosyntezie białka i glikogenu

oraz przemianach energetycznych

—

aktywator wielu układów enzymatycznych,

utrzymuje

spoczynkowy

potencjał

błon

komórkowych

—

niezbędny do prawidłowego funkcjonowania

tkanki nerwowej i serca

Kation potasu:

—

zmęczenie

—

osłabienie mięśni

—

zaparcia

—

zaburzenia

rytmu

serca

Niedobór potasu:

objawy:

—

zażywanie

środków

moczopędnych

i

przeczyszczających

—

spożywanie

dużej

ilości

lukrecji,

kortyzonu,

naparstnicy

przyczyny:

Nadmiar potasu:

—

uczucie mrowienia skóry

—

niedowład mięśni

—

zaburzenia rytmu serca

—

uszkodzenie

mięśnia

sercowego

objawy:

przyczyn
y:

—

choroby nerek,

—

następstwa operacji

—

cukrzyca

—

leki

—

nieprawidłowa

technika

pobrania krwi

Zawartość w organizmie ludzkim:

Zawartość w organizmie w zależności od masy ciała:

Ilość potasu dostarczana wraz z warzywami w

normalnej

diecie

odpowiada

dziennemu

zapotrzebowaniu organizmu

Dobowe spożycie

-

1,4-7,4 g

—

50 kg – 100 g potasu

—

60 kg – 120 g potasu

—

70 kg – 140 g potasu

—

mięśnie – 16 000 ppm

—

kości – 2100 ppm

—

krew – 1620 mg/dm

3

Potas, tabletki, 100 szt

Preparaty farmaceutyczne zawierające
potas:

Kalivit, tabletki, 60 szt

Olimp Chela-Potas, kapsułki, 30 szt

Potas, 330 mg, tabletki, 20 sztuk

T

OKSYKOLOGIA

P

OTASU

T

OKSYKOLOGIA

P

OTASU

Sole potasu podane dożylnie

są wyjątkowo toksyczne

Sole potasu podane dożylnie

są wyjątkowo toksyczne

Dawka śmiertelna - 14 g

Dawka śmiertelna - 14 g

Dawka toksyczna - 6 g

Dawka toksyczna - 6 g

KOH

POTASU

EK

WODOROTLEN

 KOH

POTASU

EK

WODOROTLEN



jako absorbent dwutlenku węgla

jako absorbent dwutlenku węgla

jako środek do osuszania amoniaku, amin i pirydyny

jako środek do osuszania amoniaku, amin i pirydyny

do stapiania z alkaliami w produkcji

barwników smołowych

do stapiania z alkaliami w produkcji

barwników smołowych

jako odczynnik do trawienia szkła

jako odczynnik do trawienia szkła

ług - do wytwarzania węglanu potasu

i mydła, do zmywania powłok

malarskich i do merceryzacji

bawełny

ług

- do wytwarzania węglanu potasu

i mydła, do zmywania powłok

malarskich i do merceryzacji

bawełny

3

2

CO

K

POTASU

WĘGLAN



3

2

CO

K

POTASU

WĘGLAN



jako

substancja

wyjściowa

do

otrzymywania

innych

związków

potasu

np.

KCN,

K

2

CrO

4

i

potasowego szkła wodnego

do wytwarzania emulsji asfaltowej, szarego mydła

w laboratorium - jako środek do

osuszania

niektórych

rozpuszczalników

organicznych

(bezwodny)

4

2

SO

K

POTASU

SIARCZAN



4

2

SO

K

POTASU

SIARCZAN



jako nawóz mineralny

do wytwarzania węglanu potasu,

ałunu potasowego- chromowego

do produkcji szkieł potasowych

w produkcji ceramiki i mas emaliowanych

3

KNO

POTASU

AZOTAN



3

KNO

POTASU

AZOTAN



jako nawóz mineralny

w produkcji szkła i ceramiki

w pirotechnice jako utleniacz

składnik prochu strzelniczego KNO

3

: C :

S = 7 : 2 : 1

Saletra indyjska

zastosowanie:

Rb

Rb

I

ZOTOPY:

85

Rb(72.2%),

87

Rb (27,8%)

nie istnieją żadne minerały rubidu

nie istnieją żadne minerały rubidu

w przyrodzie towarzyszy potasowi

np.: karnalit - KCl

.

MgCl

2

.

6H

2

O,

zawiera ok.

0,02% rubidu

w przyrodzie towarzyszy potasowi

np.: karnalit - KCl

.

MgCl

2

.

6H

2

O,

zawiera ok.

0,02% rubidu

występuje

w

większości

minerałów

cezu

i

wielu

minerałach litu

występuje

w

większości

minerałów

cezu

i

wielu

minerałach litu

Rb

metal

bardzo miękki

wykazuje na świeżej powierzchni

przekroju

srebrzysty

połysk

metaliczny

tworzy kryształy o sieci

regularnej

przestrzennie centrowanej

izotop

87

Rb

jest

promieniotwórczy

przemiana w

87

Sr ( 5

.

10

10

lat) - emisja

promieniowanie 

(

wykorzystanie do datowania

promieniotwórczego)

Rubid

jeden z najaktywniejszych

metali

reaguje gwałtownie z:

tlenem

wodą

wypiera wodór nawet z lodu
łączy się z:

wodorem

fluorowcami

siarką

Ze względu na dużą reaktywność rubid
nie znajduje szerszych zastosowań
praktycznych

RbI

RUBIDU

JODEK

 RbI

RUBIDU

JODEK



w medycynie

do leczenia kiły i wola

w XIX w. - wykorzystywany do leczenia schorzeń
serca
i epilepsji

wpływa na transport neuromediatorów:
serotoniny i kwasu
gamma-aminomasłowego ośrodkowego układu
nerwowego

stosowany w leczeniu zaburzeń psychicznych
(schizofrenii, manii)

posiada zdolność do stymulacji wzrostu i
różnicowania się komórek układu
odpornościowego oraz do modyfikacji zdolności
fagocytarnych monocytów i neutrofilów

Cs

Cs

I

ZOTOPY:

133

Cs (100%)

występuje w przyrodzie w bardzo

małych stężeniach, towarzysząc

Rb i Li

najmiększy metal

złocisty połysk

tworzy kryształy o

sieci

regularnej

przestrzennie

centrowanej

Cez

w powietrzu ulega samozapaleniu

gwałtownie reaguje

z:

wodą

wodorem

fluorowcami

siarką

najaktywniejszy chemicznie metal

izotop

137

Cs - w medycynie

jako

źródło promieniowania

postaci

stopów

z antymonem,

bizmutem

lub

złotem

w

fotokomórkach

Fr

Fr

I

ZOTOPY

(brak izotopów trwałych)

najtrwalszy -

223

Fr

występuje

w przyrodzie w bardzo

niewielkich ilościach jako człon

wychodzącego z

235

U aktynowego

szeregu promieniotwórczego

Fr

223

87

Th

227

90

Ac

227

89

Ra

223

88









najbardziej długożyciowy izotop

223

Fr

ma okres półtrwania 22 min i

przekształca

się

emitując

promieniowanie 

-

, w izotop

223

Ra

w związkach występuje wyłącznie jako

Fr

+

tworzy z jonami

chloranowymi

(VII)

i

heksachloroplatynianowymi(IV)

trudno rozpuszczalne osady