prof. dr hab. inż. Danuta Michalska-Fąk ; Chemia Nieorganiczna II – Seminarium – Kurs CHC1041s ; www.ch.pwr.wroc.pl/~d.michalska

150

LITOWCE - grupa 1. (IA)
(metale alkaliczne)

Ogólna charakterystyka

Symbol Nazwa

Walenc.
Konfig.
Elektr.

Elektro-
ujemność
(Allreda-
Rochowa)

E

0

M+/M

Potencjał
Standard.
(V)

Li

lit

2s

1

0,97

-3,04

Na

sód

3s

1

1,01

-2,71

K

potas 4s

1

0,91

-2,93

Rb

rubid 5s

1

0,89

-2,98

Cs

cez

6s

1

0,86

-3,03

Fr

frans 7s

1

0,86

-2,9

Stopnie utlenienia: +1

Metale nieszlachetne E

0

M+/M

od -3 do –2,7 (V)

tzn. łatwo oddają elektrony, M M

+

+ e,

w stanie wolnym (jako metale) są najsilniejszymi reduktorami,
trudno je wydzielić (zredukować) z roztworu.

prof. dr hab. inż. Danuta Michalska-Fąk ; Chemia Nieorganiczna II – Seminarium – Kurs CHC1041s ; www.ch.pwr.wroc.pl/~d.michalska

151

Występowanie, minerały:

Nie występują w stanie wolnym

Rozpowszechnienie:

Li Na K Rb Cs
2·10

-3

% 2,4 %

2,1 %

9·10

-3

% 3·10

-4

%

(Fr – w ilościach ślad. nietrwały izotop promieniotwórczy)

Minerały:

Li

występuje w skorupie ziemskiej w minerałach

sodu i potasu oraz w glinokrzemianach

Na Na[AlSi

3

O

8

]

albit (grupa skaleni)

NaCl

sól kamienna

woda morska (2,8 %)

NaNO

3

saletra chilijska

K KCl

sylwin

KNO

3

saletra indyjska

Rb, Cs

w minerałach sodu i potasu

Fr

najtrwalszy izotop

223

Fr

(T

1/2

= 21 min)

--------------------------------------------------------------------------------

K, Rb

mają natur. izotopy prom. (długie okresy półtrwania)

40

K (T

1/2

= 1·10

9

lat)

87

Rb (T

1/2

= 6·10

10

lat)

prof. dr hab. inż. Danuta Michalska-Fąk ; Chemia Nieorganiczna II – Seminarium – Kurs CHC1041s ; www.ch.pwr.wroc.pl/~d.michalska

152

Właściwości fizyczne i chemiczne:

- metale o barwie srebrzystobiałej
- bardzo miękkie
- mają gęstość mniejszą od wody (Li jest najlżejszym

metalem)

- bardzo dobre przewodniki elektryczności

W danym okresie (grupa 1.)

- mają najmniejszy ładunek jądra
- najsłabiej przyciągają elektron walencyjny
i elektrony wewnętrznych powłok
- największy promień atomowy
- największy promień jonowy

Tworzą jony jednowartościowe M

+

Związki litowców mają charakter wyłącznie jonowy

Cs i Fr mają najmniejszą elektroujemność
spośród wszystkich pierwiastków

Li : najsilniejszy ujemny potencjał stand. (-3,04 V)

(1- sze miejsce w szeregu napięciowym)

Lotne związki litowców barwią płomień:
Li

+

–

k

k

a

a

r

r

m

m

i

i

n

n

o

o

w

w

o

o

, Na

+

–

ż

ż

ó

ó

ł

ł

t

t

o

o

, K

+

–

f

f

i

i

o

o

l

l

e

e

t

t

o

o

w

w

o

o

-

-

r

r

ó

ó

ż

ż

o

o

w

w

o

o

Sole litowców są bezbarwne i w większości dobrze
rozpuszczalne w wodzie

prof. dr hab. inż. Danuta Michalska-Fąk ; Chemia Nieorganiczna II – Seminarium – Kurs CHC1041s ; www.ch.pwr.wroc.pl/~d.michalska

153

Litowce reagują energicznie :

1) z wodą: Na + H

2

O = Na

+

+ OH

-

+ ½ H

2

tworzą bardzo mocne zasady

(metale przechowuje się w nafcie)
(stałe wodorotlenki litowców są bardzo higroskopijne)

2) z wodorem: 2Na + H

2

= 2NaH (

c. stałe)

wodorki litowców mają charakter jonowy:

NaH + H

2

O = Na

+

+ OH

-

+ H

2

3) z tlenem: - nadtlenki Na

2

O

2

2 Na + O

2

= Na

2

O

2

(aniony O

2

2

-

)

Na

2

O

2

stosowany w okrętach podwodnych do oczyszczania

powietrza:

Na

2

O

2

+ CO

2

= Na

2

CO

3

+ ½ O

2

tlenki: Na

2

O Na

2

O

2

+ 2Na = 2Na

2

O

2Li + ½O

2

= Li

2

O

ponadtlenki: KO

2

, RbO

2

, CsO

2

(aniony O

2

-

)

(produkty spalania K, Rb i Cs w tlenie)

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

-

Wodorotlenek sodu NaOH

Soda żrąca, soda kaustyczna, wodny roztwór NaOH – ług sodowy

Otrzymywanie laboratoryjne
(metaliczny sód + para wodna)

Na + H

2

O = NaOH + ½ H

2

prof. dr hab. inż. Danuta Michalska-Fąk ; Chemia Nieorganiczna II – Seminarium – Kurs CHC1041s ; www.ch.pwr.wroc.pl/~d.michalska

154

Otrzymywanie przemysłowe NaOH:

Elektroliza wodnego roztworu NaCl

1) metoda przeponowa

Anoda: 2Cl

-

= Cl

2

+ 2e

-

(utlenienie)

Katoda 2H

2

O + 2e

-

= 2OH

-

+ H

2

(redukcja)

Katoda grafitowa lub żelazna
na katodzie nie wydziela się metaliczny sód, gdyż metal
ten ma niższy potencjał standardowy od wodoru
----------------------------------------------------------------

W pobliżu katody powstaje NaOH (Na

+

+ OH

-

)

całość procesów elektrolitycznych przedstawia równanie:

2 NaCl + 2 H

2

O = Cl

2

+ H

2

+ 2 NaOH

Elektrolizę przeprowadza się tak, aby Cl

2

wydzielający się

na anodzie nie miał kontaktu z NaOH (tworzącym się
wokół katody), aby zapobiec reakcji:

NaOH + Cl

2

= NaCl + NaClO

chloran(I) sodu

Konieczne jest oddzielenie przestrzeni katodowej od
anodowej porowatą przeponą

(mogą dyfundować jony Cl

-

, a nie pęcherzyki gazów)

prof. dr hab. inż. Danuta Michalska-Fąk ; Chemia Nieorganiczna II – Seminarium – Kurs CHC1041s ; www.ch.pwr.wroc.pl/~d.michalska

155

2) metoda rtęciowa

otrzymany NaOH ma znacznie lepszą czystość

stosowana jest katoda rtęciowa

Na katodzie Hg wydziela się metaliczny sód (Na) !

Przyczyna: - wydzielenie H

2

na idealnie gładkiej

powierzchni elektrody rtęciowej wymaga przyłożenia
wyższego napięcia (nadnapięcia), w porównaniu do
elektrody grafitowej lub żelaznej.

Anoda: Cl

-

= ½ Cl

2

+ e

-

Katoda Na

+

+ e

-

= Na

(amalgamat)

amalgamat = stop metalu z rtęcią

Utworzony amalgamat Na/Hg przenosi się do zbiornika z
czystą wodą:

Na + H

2

O = Na

+

+ OH

-

+ ½ H

2

Wodorotlenek potasu – KOH otrzymuje się metodą
elektrolizy roztworów KCl

prof. dr hab. inż. Danuta Michalska-Fąk ; Chemia Nieorganiczna II – Seminarium – Kurs CHC1041s ; www.ch.pwr.wroc.pl/~d.michalska

156

Otrzymywanie węglanu sodu Na

2

CO

3

(sody)

na skalę techniczną

metodą amoniakalną Solvaya (1863)

surowce: NaCl (sól kamienna)
NH

3

CO

2

H

2

O

CaCO

3

Etapy:

NH

3

+ CO

2

+ H

2

O = (NH

4

)HCO

3

(NH

4

)HCO

3

+ NaCl = NaHCO

3

+ NH

4

Cl

2 NaHCO

3

prażenie

Na

2

CO

3

+ CO

2

+ H

2

O

Zasadniczym źródłem CO

2

jest rozkład wapieni:

CaCO

3

= CaO + CO

2

CaO + H

2

O = Ca(OH)

2

wapno gaszone

Ca(OH)

2

+ 2NH

4

Cl = CaCl

2

+ 2NH

3

+ 2H

2

O

--------------------------------------------------------------

2 NaCl + CaCO

3

= Na

2

CO

3

+ CaCl

2

prof. dr hab. inż. Danuta Michalska-Fąk ; Chemia Nieorganiczna II – Seminarium – Kurs CHC1041s ; www.ch.pwr.wroc.pl/~d.michalska

157

Zastosowania niektórych związków sodu i potasu

a) proszek do pieczenia ciast
zawiera m.in. wodorowęglan amonu

ogrzewanie

NH

4

HCO

3

NH

3

+ CO

2

+ H

2

O

b) proch strzelniczy

KNO

3

: C

(węgiel drzewny)

: S = 7 : 2 : 1

c) do konserwacji mięsa – saletra KNO

3

d) NaOH – ług sodowy

do dezynfekcji, przetykania rur (płyn „ kret”)

e) Na

2

O

2

do oczyszczania powietrza

w okrętach podwodnych,
aparatach do oddychania:

Na

2

O

2

+ CO

2

= Na

2

CO

3

+ ½ O

2