PIERWIASTKI BLOKU S

UKŁAD OKRESOWY PIERWIASTKÓW

LITOWCE

Litowce to metale o

największej aktywności chemicznej.

Bardzo

łatwo ulegają utlenieniu w związku z czym nie występują w przyrodzie

w stanie wolnym.
Są

miękkimi metalami o niskich temperaturach topnienia. Występują na

+I stopniu utlenienia,

tworząc bezbarwne związki jonowe.

Konfiguracja elektronowa

Powłoki walencyjnej

Pierwiastek

Symbol

Konfiguracja

elektronowa

Lit

Li

2s

1

Sód

Na

3s

1

Potas

K

4s

1

Rubid

Rb

5s

1

Cez

Cs

6s

1

frans

F

7s

1

WŁAŚCIWOŚCI FIZYKOCHEMICZNE LITOWCÓW

RYS 4.2 STR 139
LEE

Rys. 16.2 str 517
bielanski tom II

Rys. 16.3 str 522
bielanski tom II

Emisja energii (podczas powrotu wzbudzonego elektronu na poziom pierwotny)
w postaci światła widzialnego wywołującego charakterystyczne zabarwienie
płomienia.

OTRZYMYWANIE LITOWCÓW

Otrzymywanie za pomocą elektrolizy stopionych soli (np. NaCl)

Tą metodę na skalę techniczną wykorzystuje się tylko do produkcji sodu.

NaCl

→ Na

+

+ Cl

-

Katoda: 2Na

+

+ 2e → 2Na

Anoda: 2Cl

-

-

2e →Cl

2

Elektrolizy soli

litowców nie można przeprowadzać w roztworach

wodnych,

ponieważ metale te stoją w szeregu napięciowym poniżej

wodoru i

głównym produktem tworzącym się na katodzie byłby wodór.

Temperatura topnienia

„czystego” NaCl wynosi 1074 K. Dodatek CaCl

2

(jako topnika)

obniża tą temp. do 870 K.

Ze

względu na wysoką aktywność Na musi być chroniony przed

zetknięciem się z powietrzem i chlorem tworzącym się na anodzie.

Dawniej

sód otrzymywano również w wyniku elektrolizy wodorotlenku

sodu (topi

się w temp. 601 K) – metoda droższa.

RYS 47
STR 92
ZAJDLER

Otrzymywanie NaOH

Elektroliza wodnego roztworu chlorku sodu

Metoda przeponowa

NaCl +H

2

O ↔ Na

+

+ Cl

-

+ H

+

+ OH

-

Anoda: 2Cl

-

-

2e → Cl

2

Katoda: 2H

+

+ 2e → H

2

w roztworze zostaje tylko NaOH

Jeśli nie ma przegrody między przestrzeniami przyelektrodowymi, to
zachodzi reakcja uboczna:
2NaOH + Cl

2

→ NaClO + NaCl + H

2

O

Ponadto uzyskany tym sposobem NaOH

może być zanieczyszczony

chlorkiem sodu.

Rys 19.17 str 901 Atkins

Metoda rtęciowa (przy użyciu anody grafitowej i katody rtęciowej)

Anoda: 2Cl

-

-

2e → Cl

2

Katoda(Hg): 2Na

+

+ 2e → 2Na (sód rozpuszcza się w rtęci i powstaje

amalgamat)
2Na (amalgamat) + H

2

O → H

2

+ NaOH

W metodzie tej wykorzystuje

się fakt, że wydzielenie wodoru na katodzie

rtęciowej jest możliwe dopiero po przyłożeniu wyższego napięcia
(nadnapięcia) niż przy użyciu katody grafitowej lub żelaznej. Równocześnie
wydzielenie sodu

(tworzącego amalgamat) zachodzi przy napięciu niższym

niż w przypadku innych metali.

Rys 48 str 93
ZAJDLER

Otrzymywanie potasu

Elektroliza stopionego chlorku lub wodorotlenku potasu

– problemy

związane z wysoką aktywnością chemiczną potasu.

Metoda termiczna przez

redukcję węglanu, fluorku lub wodorotlenku

potasu za

pomocą węgla, żelaza, krzemu lub węglika wapnia, a także

przez

redukcję chlorku potasu metalicznym sodem.

np.

2KF + CaC

2

→ 2K + CaF

2

+ 2C (temp. 1300-1400K)

3CaO + 4KF + Si

→ CaSiO

3

+ 2CaF

2

+ 4K (temp. ok. 1420K)

Wydzielające się pary potasu zostają skondensowane, a ciekły potas
wprowadza

się do naczyń zawierających naftę, aby uniknąć kontaktu

z powietrzem.

WŁAŚCIWOŚCI CHEMICZNE LITOWCÓW

Litowce

są bardzo reaktywne i na powietrzu szybko matowieją tworząc

tlenki (i azotek w przypadku litu).

Tylko lit spalany w powietrzu daje tlenek Li

2

O,

sód tworzy w tych

warunkach nadtlenek Na

2

O

2

, a potas, rubid i cez ponadtlenki KO

2

, RbO

2

,

CsO

2

.

Wodorki

tworzą się

w

bezpośredniej reakcji wodoru z metalami

w

podwyższonej temperaturze.

W reakcji z

wodą powstają wodorotlenki

2M +2H

2

O

→ 2MOH + H

2

(M = atom metalu)

Reakcja ta zachodzi najmniej

gwałtownie w przypadku Li, natomiast

w przypadku sodu

wydzielające się podczas reakcji ciepło wystarcza do

stopienia metalu. Potas zapala

się w kontakcie z wodą, rubid i cez

reagują jeszcze gwałtowniej.

Ze

względu na niska energię jonizacji litowce są dobrymi reduktorami

(np. stopiony

sód stosuje się do otrzymania tytanu, czy cyrkonu z ich

chlorków lub w syntezach organicznych)

TiCl

4

(g) + 4Na(c)

→ 4NaCl(s) + Ti(s)

Związki litowców z fluorowcami

Wiązania chemiczne w halogenkach litowców mają dominujący charakter
jonowy

(duża różnica elektroujemności).

Najpopularniejszy

związek z tej grupy to NaCl – stanowi materiał wyjściowy

do

przemysłowej produkcji wszystkich innych związków sodu.

Związek ten jest wydobywany sposobem górniczym lub przez odparowanie
wody morskiej.

Oczyszczenie

preparatów NaCl za pomocą krystalizacji ze stygnącego

roztworu nie jest

możliwe (małe zmiany rozpuszczalności – 273 K 35,6g NaCl

– 373 39,1g NaCl na 100g wody). Dlatego czysty NaCl uzyskuje się poprzez
wprowadzenie

do

roztworu

gazowego

chlorowodoru,

co

powoduje

podwyższenie stężenia jonów chlorkowych i strącenie osadu NaCl.

Czysty NaCl nie jest higroskopijny. Wilgotnienie handlowej soli kamiennej
w

powietrzu

jest

spowodowane

zanieczyszczeniem

przez

silnie

higroskopijną substancję np. CaCl

2

, MgCl

2

.

Nazwa

Deklarowany skład

Sól warzona
(Inowrocław)

NaCl – min. 96,5%
Mg

2+

– 0,1%

Ca

2+

– 0,7%

SO

4

2-

- 1,4%

Sól kamienna
(Kłodawa)

NaCl –min. 99,83%
KI – 32mg/kg
(obecnośd KIO

3

)

Sól dietetyczna
niskosodowa

NaCl – 70%
KCl – 30%
MgCl

2

KI

Sól morska
możliwa
zawartośd
mikroelementów

P, Se, Si, Fe, Cr, S, Mn, Cu, Zn,
itd.

źródło: http://katalog.ndc.pl/pawosol/index.php?id=23

Azotany litowców

NaNO

3

(saletra chilijska)

KNO

3

(saletra indyjska)

Stosowane jako nawozy mineralne, KNO

3

do produkcji czarnego prochu,

dawniej NaNO

3

był wykorzystywany jako surowiec do produkcji kwasu

azotowego.

KNO

3

jest również otrzymywany w procesie konwersji saletry chilijskiej:

NaNO

3

+ KCl

↔ KNO

3

+ NaCl

Azotany (V) sodu i potasu wykazują silne właściwości utleniające.
Ogrzewane oddaja tlen i przechodzą w azotan (III).

2KNO

3

→ 2KNO

2

+ O

2

Silniejsze ogrzewanie może prowadzić do rozkładu azotanu (III) na tlen,
azot i tlenek potasu.

Węglany litowców

Węglan sodu jest stosowany do produkcji szkła, jako środek piorący (do
zmiękczania wody) oraz wyrobu mydła. Wodorowęglan sodu (nazywany
powszechnie

sodą oczyszczoną) wykorzystuje się w przemyśle

spożywczym do spulchniania ciasta.

NaHCO

3

+ H

+

→ Na

+

+ H

2

O + CO

2

(g)

BERYLOWCE

Konfiguracja elektronowa

Powłoki walencyjnej

Pierwiastek

Symbol

Konfiguracja

elektronowa

Beryl

Be

2s

2

Magnez

Mg

3s

2

Wapń

Ca

4s

2

Stront

Sr

5s

2

Bar

Ba

6s

2

Rad

Ra

7s

2

Berylowce podobnie jak litowce nie

występują w przyrodzie w stanie

wolnym. Ich

reaktywność jest znaczna, ale niższa w porównaniu do litowców

i

wzrasta

w

miarę zwiększania liczby atomowej.

Berylowce

są

srebrzystobiałymi metalami. W związkach występują na +II stopniu
utlenienia.

Beryl

różni się najbardziej właściwościami od pozostałych

pierwiastków 2 grupy i wykazuje podobieństwo do glinu położonego
w 3 grupie

układu okresowego.

WŁAŚCIWOŚCI FIZYKOCHEMICZNE BERYLOWCÓW

RYS 4.7 STR 150 LEE

Rys.
19.24
Atkins

Berylowce

posiadają wyższe energie jonizacji

niż litowce z tego samego okresu.

Różnica pomiędzy pierwszą i drugą energią
jonizacji

jest

dosyć

znaczna.

Jednak

berylowce

występują

powszechnie

na

II stopniu utlenienia.

Wynika to z faktu,

że energia sieciowa

związku,

w

którym

występują

jony

dwuwartościowe jest znacznie większa niż
energia sieciowa

związku, w którym pojawiają

się

jony

jednowartościowe.

Jest

to

rozwiązanie korzystniejsze pod względem
energetycznym.

Anomalne

właściwości berylu

Beryl

różni się od pozostałych berylowców

małymi rozmiarami atomu i stosunkowo dużą
elektroujemnością

–

tworzy

wiązania

kowalencyjne.

Wodorotlenek

berylu

wykazuje

najsłabsze

właściwości zasadowe spośród wodorotlenków
tworzonych

przez

berylowce

–

jest

amfoteryczny (jako jedyny w tej grupie!).

Sole

berylu

łatwo

hydrolizują

tworząc

tetraedryczne jony kompleksowe [Be(H

2

O)

4

]

2+

.

Sole

berylu

nie

zawierają

więcej

niż

4

cząsteczki wody krystalizacyjnej, ponieważ

w 2

powłoce elektronowej są tylko 4 orbitale

(ale np. Mg

może mieć liczbę koordynacyjną 6

w wyniku wykorzystania

niektórych orbitali 3d).

Szkliwo

zębów – związek wapnia hydroksyapatyt – Ca

5

(PO

4

)

3

OH

Przyczyna

próchnicy zębów – atak kwasów na ich powierzchnię.

W wyniku

działania bakterii na resztki pożywienia w jamie ustnej mogą

powstawać kwasy karboksylowe.

Ca

5

(PO

4

)

3

OH + 4H

+

→ 5Ca

2+

+ 3HPO

4

2-

+ H

2

O

Powłoka ochronna staje się odporniejsza gdy jony OH- w hydroksyapatycie
zostaną zastąpione jonami F

-

- fluoroapatyt - Ca

5

(PO

4

)

3

F.

Ca

5

(PO

4

)

3

OH + F

-

→ Ca

5

(PO

4

)

3

F + OH

-

Dlatego do past do

zębów dodaje się związków fluoru.

Spoiwa wapienne

Spoiwo wapienne

należy do grupy spoiw powietrznych i oparte jest na

tlenku wapnia CaO.

Wapno palone (CaO) otrzymuje

się przez wypalanie kamienia wapiennego

(CaCO

3

)

w piecach

szybowych,

bądź obrotowych w temperaturze

950

– 1050°C.

CaCO

3

→ CaO + CO

2

+ 165,5 kJ/mol

W czasie wypalania wapienia temperatura nie

może być zbyt wysoka,

ponieważ może wystąpić proces powlekania (oblepiania) ziarenek wapna
palonego

nieprzepuszczalnymi

dla

wody

stopionymi

tlenkami

zanieczyszczeń (np. tlenek krzemu, tlenki żelaza, tlenek glinu lub węglan
magnezu). Takie wapno nie jest podatne na proces gaszenia.

Wapno palone poddaje sie procesowi gaszenia wg reakcji

CaO + H

2

O

→ Ca(OH)

2

- 63,5 kJ/mol

ZASTOSOWANIE W BUDOWNICTWIE

Zaprawę murarską (wapienną) otrzymuje się zazwyczaj poprzez zmieszanie

1

części objętościowej wapna gaszonego z 3-5 częściami piasku oraz wodą.

Proces

wiązania polegają na odparowaniu wody przy równoczesnej reakcji

wodorotlenku wapnia z dwutlenkiem

węgla znajdującym się w powietrzu

Ca(OH)

2

+ CO

2

→ CaCO

3

+ H

2

O + 38 kJ/mol

Proces krystalizacji i wzrostu

kryształów węglanu wapnia prowadzi do

powstania

dużych wzajemnie poprzerastanych kryształów tworzących

szkielet, od

którego zależy stwardnienie spoiwa.

Wiązanie zapraw wapiennych w pomieszczeniach zamkniętych można
przyśpieszyć przez spalanie koksu (wzrost temperatury i wzrost stężenia CO

2

w powietrzu).

Spoiwa gipsowe

Otrzymywane

z

naturalnych

siarczanów wapniowych występujących

w przyrodzie w postaci kamienia gipsowego (CaSO

4

∙ 2H

2

O) i anhydrytu

(CaSO

4

).

Spoiwa gipsowe szybko

wiążące otrzymuje się w prażarkach w niskich

temperaturach (135

– 230°C). Surowcem jest mączka gipsowa.

Podczas wypalania zachodzi proces odwodnienia

według reakcji:

CaSO

4

∙ 2H

2

O

→ CaSO

4

∙ 1/2H

2

O + 3/2H

2

O

Spoiwa gipsowe

należą do spoiw powietrznych szybko wiążących,

o

początku wiązania od 3 do 12 minut, a końcu wiązania 15 do 20 minut.

Wiązanie spoiw gipsowych polega na reakcji odwrotnej do reakcji
odwodnienia

surowców stosowanych do produkcji gipsu.

CaSO

4

∙ 1/2H

2

O + 3/2H

2

O

→ CaSO

4

∙ 2H

2

O +14,2 kJ/mol