1

Materiały internetowe

• http://www.angelo.edu/faculty/kboudrea/index/Notes_C

hapter_08.pdf

• http://cwx.prenhall.com/petrucci/medialib/power_point/

Ch24.ppt

• http://web.mit.edu/2.813/www/Class%20Slides/Lecture

%207%20Mat.Prod.pdf

• http://www.google.pl/search?hl=pl&lr=&client=firefox-

a&channel=s&rls=org.mozilla:pl:official&q=uklad+okre
sowy+pierwiastkow%2BPower+Point&start=20&sa=N

•

http://www.its.caltech.edu/~chem1/Lecture%20Notes%
20pdfs/Series%204%20Periodic%20Trends.pdf

• http://zchoin.fct.put.poznan.pl

2

2 pierwsze

kolumny

układu

blok s

3

Struktura elektronowa litowców

Pierwiastek Symbol

Struktura

elektronowa

Lit

Li

[He] 2s

1

Sód

Na

[Ne] 3s

1

Potas

K

[Ar] 4s

1

Rubid

Rb

[Kr] 5s

1

Cez

Cs

[Xe] 6s

1

Frans

Fr

[Rn] 7s

1

4

Rozpowszechnienie pierwiastków w

skorupie ziemskiej

Pierwiastek

Stężenie

(ppm)

Tlen

464000

Krzem

282000

Glin

83200

Żelazo

56300

Wapń

41500

Sód

23600

Magnez

23300

Potas

20900

Tytan

5700

Wodór

1400

Rozpowszechnienie:

Na

K

Rb

Li

Cs

2,6 %

2,4 %

3  10

-2

% 6  10

-3

%

3  10

-4

%

5

Minerały

Li

Występuje w skorupie ziemskiej razem z sodem i potasem,

występuje też w postaci minerału:

LiAl(Si

2

O

6

)

- spodumen

Na

NaCl

- sól kamienna (halit)

NaNO

3

- saletra chilijska

K

KCl

- sylwin

KCl MgCl

2

 6H

2

O

- karnalit

KNO

3

- saletra indyjska

Rb, Cs

minerały tych pierwiastków towarzyszą minerałom sodu

i potasu

Fr

Wszystkie jego izotopy są promieniotwórcze

Najtrwalszy 

87

223

Fr T

1/2

= 21 min.

K i Rb: posiadają naturalne długożyciowe izotopy promieniotwórcze:

K-40

T

1/2

= 1,3  10

9

lat

Rb- 87

T

1/2

= 6  10

10

lat

6

Woda morska jako źródło soli

litowców

Związki chemiczne

Zawartość

[%]

Chlorek sodu

2.7

Sole magnezu

0.13

Chlorek potasu

0.07

Sole wapnia

0.042

Sole bromu

0.001

Sole boru

0.00001

Ze względu na bardzo dobrą rozpuszczalność wielu prostych soli
sodu i potasu, związki tych pierwiastków dominują w wodzie morskiej.

Ze względu na bardzo dobrą rozpuszczalność wielu prostych soli
sodu i potasu, związki tych pierwiastków dominują w wodzie morskiej.

7

Standardowe potencjały elektrodowe

litowców

Pierwiastek

Potencjał

standardowy

E

o

[V]

Lit

-3.05

Sód

-2.71

Potas

-2.93

Rubid

-2.92

Cez

-2.92

Litowce to najbardziej reaktywne pierwiastki chemiczne
(najsilniejsze reduktory).
Lit ma najniższy potencjał standardowy, bo ma bardzo wysoką
energię hydratacji

Litowce to najbardziej reaktywne pierwiastki chemiczne
(najsilniejsze reduktory).
Lit ma najniższy potencjał standardowy, bo ma bardzo wysoką
energię hydratacji

8

Zmiana promienia atomowego

9

Efektywny Ładunek Jądra

Z* dla elektronów walencyjnych wzrasta nieznacznie

wraz z przesuwaniem się w dół grupy

Jednakowa konfiguracja elektronów

walencyjnych

Jednakowa konfiguracja elektronów

walencyjnych

10

Promień atomowy

W grupie (przesuwając się ku dołowi)

1. n wzrasta

2. Z wzrasta

3. Brak wyraźnej zmiany Z* - praktycznie

pozostaje stała

Promień atomowy wyraźnie wzrasta przy

przesuwaniu się w dół grupy

W grupie (przesuwając się ku dołowi)

1. n wzrasta

2. Z wzrasta

3. Brak wyraźnej zmiany Z* - praktycznie

pozostaje stała

Promień atomowy wyraźnie wzrasta przy

przesuwaniu się w dół grupy

11

Rozmiary jonów

okresowym zmianom ulegają również jony pierwiastków:

objętość jonów ujemnych jest większa od objętości

atomów, dodatnich zaś znacznie mniejsza

12

Energia jonizacji (EI)

• Przesuwając się w dół grupy

• 1. ładunek jądra wzrasta
• 2. Z* pozostaje praktycznie stałe (efekt ekranowania)
• 3. Liczba powłok elektronowych wzrasta, wzrasta promień

atomowy.

• 4. Wzrasta ilość elektronów na wewnętrznych powłokach,

ekranujących elektrony walencyjne

• EI maleje w dół grup

13

Właściwości wynikające ze struktury

elektronowej

14

największe

wartości

powinowactwa

elektronowego

posiadają

pierwiastki

prawej górnej

części układu

okresowego

(chlorowce F, Cl

)

15

Elektroujemność

Miara tendencji pierwiastka do przyciągania elektronów

Przesuwając się w dół grupy

,

-

Z rośnie, ale Z* pozostaje praktycznie stałe

- liczba powłok elektronowych(n) wzrasta
- promień atomowy wzrasta
- siła przyciągania pomiędzy dodatkowym elektronem i
jądrem maleje

Elektroujemność maleje

16

w kolejnych

pierwiastkach

grupy charakter elektroujemny

pierwiastków maleje

w miarę wzrostu liczb atomowych wzrasta charakter

elektroujemny pierwiastków

17

Skala elektroujemności

Paulinga

Skala elektroujemności

Paulinga

18

Zmiana charakteru

metalicznego grup głównych

19

Właściwości fizyczne metali

alkalicznych

20

Otrzymywanie litowców

Litowce to najsilniejsze reduktory – nie można ich otrzymać przez redukcję

tlenków.

Otrzymywane są przez elektrolizę wodnych roztworów ich soli - katoda

elektrolizera musi być rtęciowa, aby mógł tworzyć się amalgamat (metal jest

zanieczyszczony).

Sód produkuje się metodą Castnera-Kellnera:

2Na

+

Cl

-

→ 2NaHg

n

(amalgamat) + Cl

2

Czyste litowce otrzymuje się przez elektrolizę stopionych halogenków

w obecności CaCl

2

jako topnika.

Otrzymywanie sodu:

▪ metoda Downsa (elektroliza stopionego NaCl)

▪ metoda Castnera (elektroliza stopionego NaOH)

Otrzymywanie potasu:

▪ elektroliza stopionego KCl

▪ przepuszczanie par sodu nad stopionym KCl

Na + KCl → NaCl + K

Otrzymywanie litowców

Litowce to najsilniejsze reduktory – nie można ich otrzymać przez redukcję

tlenków.

Otrzymywane są przez elektrolizę wodnych roztworów ich soli - katoda

elektrolizera musi być rtęciowa, aby mógł tworzyć się amalgamat (metal jest

zanieczyszczony).

Sód produkuje się metodą Castnera-Kellnera:

2Na

+

Cl

-

→ 2NaHg

n

(amalgamat) + Cl

2

Czyste litowce otrzymuje się przez elektrolizę stopionych halogenków

w obecności CaCl

2

jako topnika.

Otrzymywanie sodu:

▪ metoda Downsa (elektroliza stopionego NaCl)

▪ metoda Castnera (elektroliza stopionego NaOH)

Otrzymywanie potasu:

▪ elektroliza stopionego KCl

▪ przepuszczanie par sodu nad stopionym KCl

Na + KCl → NaCl + K

21

•

Zjonizowane dodatnio jony metalu tworzą gęsto

upakowana sieć krystaliczną,
• uwolnione elektrony walencyjne są zdelokalizowane,
tzn. poruszają się swobodnie w obrębie sieci krystalicznej.

+

+

+

+

+

+

+

+

+

Wiązanie metaliczne

-

-

-

-

-

-

-

-

-

Siły wiązania metalicznego
są wynikiem oddziaływania
dodatnich jonów metalu z
chmurą elektronów,
nazywaną często gazem
elektronowym.

Wysokie przewodnictwo
elektryczne i cieplne jest
wynikiem obecności
swobodnych elektronów.

22

3

•

wykazują tendencje do gęstego upakowania

.

•

istnieje kilka przyczyn do tworzenia gęstego upakowania:

-

dla jednego pierwiastka takie same promienie atomowe.

- wiązanie metaliczne nie jest wiązaniem kierunkowym
-odległości pomiędzy atomami jak najmniejsze celem
obniżenia energii wiązania.

•

posiadają proste struktury krystaliczne.

Kryształy metaliczne

BCC

FCC

HCP

A

2

A

2

A

1

A

1

A

3

A

3

23

Zależność struktur metali od ich położenia w układzie okresowym

Zależność struktur metali od ich położenia w układzie okresowym

struktura regularna przestrzennie
centrowana

struktura regularna przestrzennie
centrowana

struktura heksagonalna zwarta

struktura heksagonalna zwarta

struktura regularna zwarta

struktura regularna zwarta

Mn

Hg

Fr

Ra

Ac

Pa

Li

Be

Na

Mg

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

Cs

Ba

La

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Th

U

Mn

Hg

Fr

Ra

Ac

Pa

Li

Be

Na

Mg

K

Ca

Sc

Ti

V

Cr

Fe

Co

Ni

Cu

Zn

Rb

Sr

Y

Zr

Nb

Mo

Tc

Ru

Rh

Pd

Ag

Cd

Cs

Ba

La

Hf

Ta

W

Re

Os

Ir

Pt

Au

Th

U

24

•

Liczba koordynacji = 8

•

Kierunek najgęstszego upakowania - przekątne sześcianu.

Struktura metalicznych litowców -

regularna centrowana przestrzennie

(BCC) -sieć A

2

25

Wodorki

W wodorkach stopień utlenienia wodoru wynosi +1 lub
-1. Stopień utlenienia w niektórych wodorkach metali
przejściowych nie jest dobrze zdefiniowany.
Trzy typy wodorków:
- wodorki jonowe (typu soli) - związki wodoru z
pierwiastkami elektrododatnimi (st. utlenienia wodoru
-1)
-wodorki kowalencyjne (związki wodoru z niemetalami)
- wodorki metaliczne (związki wodoru z metalami
przejściowymi)

W wodorkach stopień utlenienia wodoru wynosi +1 lub
-1. Stopień utlenienia w niektórych wodorkach metali
przejściowych nie jest dobrze zdefiniowany.
Trzy typy wodorków:
- wodorki jonowe (typu soli) - związki wodoru z
pierwiastkami elektrododatnimi (st. utlenienia wodoru
-1)
-wodorki kowalencyjne (związki wodoru z niemetalami)
- wodorki metaliczne (związki wodoru z metalami
przejściowymi)

26

Wodorki - X

m

H

n

Wg Paulinga
jednakowy udział
wiązania jonowego i
kowalencyjnego
pojawia się przy
różnicy
elektroujemności ok.
1.7
W miarę jak różnica
elektroujemności
maleje, wzrasta
tendencja do
tworzenia się wiązań
kowalencyjnych lub
wiązań metalicznych
Wiązania
kowalencyjne
powstają gdy
elektroujemności

pierwiastków
przekraczają wartość
1.8-1.9. Poniżej tej
wartości powstają

wiązania metaliczne

.

Wg Paulinga
jednakowy udział
wiązania jonowego i
kowalencyjnego
pojawia się przy
różnicy
elektroujemności ok.
1.7
W miarę jak różnica
elektroujemności
maleje, wzrasta
tendencja do
tworzenia się wiązań
kowalencyjnych lub
wiązań metalicznych
Wiązania
kowalencyjne
powstają gdy
elektroujemności

pierwiastków
przekraczają wartość
1.8-1.9. Poniżej tej
wartości powstają

wiązania metaliczne

.

27

Właściwości chemiczne litowców – reakcje metali z

wodorem

W reakcjach litowców z wodorem powstają wodorki MeH o budowie

jonowej (Me

+

H

-

):

2Me + H

2

→

2MeH (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

Wodorki litowców są silnymi reduktorami – reagują z wodą z

wydzieleniem wodoru:

MeH + H

2

O → MeOH + H

2

(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

Popularnymi reduktorami w chemii organicznej są wodorki

kompleksowe,

np. wodorek litowo-glinowy (Li[AlH

4

]) lub sodowo-borowy (Na[BH

4

]):

4LiH + AlCl

3

→

Li[AlH

4

] + 3LiCl

Właściwości chemiczne litowców – reakcje metali z

wodorem

W reakcjach litowców z wodorem powstają wodorki MeH o budowie

jonowej (Me

+

H

-

):

2Me + H

2

→

2MeH (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

Wodorki litowców są silnymi reduktorami – reagują z wodą z

wydzieleniem wodoru:

MeH + H

2

O → MeOH + H

2

(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

Popularnymi reduktorami w chemii organicznej są wodorki

kompleksowe,

np. wodorek litowo-glinowy (Li[AlH

4

]) lub sodowo-borowy (Na[BH

4

]):

4LiH + AlCl

3

→

Li[AlH

4

] + 3LiCl

28

Wodorki jonowe

Wodorki grupy 1A i 2A.
-stopione przewodzą prąd elektryczny
- w czasie elektrolizy litowiec (berylowiec)
wydziela się na katodzie a wodór na anodzie
- jon wodorowy H

-

ma własności zasadowe

(H

-

+ H

2

O = H

2

+ OH

-

wodorki sodu, litu, wapnia są silnymi zasadami. LiH
i CaH

2

są przenośnymi źródłami wodoru. LiH

reaguje z AlCl

3

dając LiAlCl

4

będący użytecznym

reduktorem w chemii organicznej.

Wodorki grupy 1A i 2A.
-stopione przewodzą prąd elektryczny
- w czasie elektrolizy litowiec (berylowiec)
wydziela się na katodzie a wodór na anodzie
- jon wodorowy H

-

ma własności zasadowe

(H

-

+ H

2

O = H

2

+ OH

-

wodorki sodu, litu, wapnia są silnymi zasadami. LiH
i CaH

2

są przenośnymi źródłami wodoru. LiH

reaguje z AlCl

3

dając LiAlCl

4

będący użytecznym

reduktorem w chemii organicznej.

29

Właściwości chemiczne litowców – utlenianie metali powietrzem

Na powietrzu (w warunkach normalnych) lit tworzy azotek a inne litowce – tlenki

:

6Li + N

2

→ 2Li

3

N

4Me + O

2

→ 2Me

2

O

(Me=Na, K, Rb, Cs, Fr)

Podczas spalania w powietrzu lit tworzy normalny tlenek, sód –

nadtlenek,

natomiast potas i dalsze litowce – ponadtlenek:

4Li + O

2

→ 2Li

2

O

2Na + O

2

→ Na

2

O

2

Me + O

2

→ MeO

2

(Me=K, Rb, Cs, Fr)

Właściwości chemiczne litowców – utlenianie metali powietrzem

Na powietrzu (w warunkach normalnych) lit tworzy azotek a inne litowce – tlenki

:

6Li + N

2

→ 2Li

3

N

4Me + O

2

→ 2Me

2

O

(Me=Na, K, Rb, Cs, Fr)

Podczas spalania w powietrzu lit tworzy normalny tlenek, sód –

nadtlenek,

natomiast potas i dalsze litowce – ponadtlenek:

4Li + O

2

→ 2Li

2

O

2Na + O

2

→ Na

2

O

2

Me + O

2

→ MeO

2

(Me=K, Rb, Cs, Fr)

30

Tlenki - X

m

O

n

Wg Paulinga
jednakowy udział
wiązania jonowego i
kowalencyjnego
pojawia się przy
różnicy
elektroujemności ok.
1.7
W miarę jak różnica
elektroujemności
maleje, wzrasta
tendencja do
tworzenia się wiązań
kowalencyjnych lub
wiązań metalicznych
Wiązania
kowalencyjne
powstają gdy
elektroujemności

pierwiastków
przekraczają wartość
1.8-1.9. Poniżej tej
wartości powstają

wiązania metaliczne

.

Wg Paulinga
jednakowy udział
wiązania jonowego i
kowalencyjnego
pojawia się przy
różnicy
elektroujemności ok.
1.7
W miarę jak różnica
elektroujemności
maleje, wzrasta
tendencja do
tworzenia się wiązań
kowalencyjnych lub
wiązań metalicznych
Wiązania
kowalencyjne
powstają gdy
elektroujemności

pierwiastków
przekraczają wartość
1.8-1.9. Poniżej tej
wartości powstają

wiązania metaliczne

.

31

Kwasowo-zasadowe własności

tlenków

Kwasowość wzrasta w górę grupy i z lewa na prawo w okresie

Kwasowość wzrasta w górę grupy i z lewa na prawo w okresie

32

Właściwości chemiczne litowców – reakcje metali z

siarką

W reakcjach z siarką wszystkie litowce tworzą siarczki i wielosiarczki:

2Me + S → Me

2

S (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

2Me + 4S → Me

2

S

4

(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

(dokładniej – uwzględniając budowę siarki: 4Me + S

8

→ 2Me

2

S

4

)

Mogą powstawać wielosiarczki o wzorze:

Me

2

S

n

(n=2, 3, 4, 5 lub 6)

Właściwości chemiczne litowców – reakcje metali z

siarką

W reakcjach z siarką wszystkie litowce tworzą siarczki i wielosiarczki:

2Me + S → Me

2

S (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

2Me + 4S → Me

2

S

4

(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

(dokładniej – uwzględniając budowę siarki: 4Me + S

8

→ 2Me

2

S

4

)

Mogą powstawać wielosiarczki o wzorze:

Me

2

S

n

(n=2, 3, 4, 5 lub 6)

33

Związki litowców z węglem

Lit ogrzewany z węglem tworzy węglik litu:

2Li + 2C → Li

2

C

2

Inne litowce podobne związki tworzą podczas ogrzewania

z acetylenem:

2Na + C

2

H

2

→

Na

2

C

2

+ H

2

Podczas ich hydrolizy powstaje acetylen, dlatego

nazywane są acetylenkami (przez analogię do nazw soli

typowych kwasów beztlenowych):

Na

2

C

2

+ 2H

2

O → 2NaOH + C

2

H

2

Potas, rubid i cez tworzą niestechiometryczne, barwne

węgliki międzywęzłowe z grafitem (

C

60

Me

,

C

36

Me

,

C

8

Me

,

gdzie Me=K, Rb, CS).

Związki litowców z węglem

Lit ogrzewany z węglem tworzy węglik litu:

2Li + 2C → Li

2

C

2

Inne litowce podobne związki tworzą podczas ogrzewania

z acetylenem:

2Na + C

2

H

2

→

Na

2

C

2

+ H

2

Podczas ich hydrolizy powstaje acetylen, dlatego

nazywane są acetylenkami (przez analogię do nazw soli

typowych kwasów beztlenowych):

Na

2

C

2

+ 2H

2

O → 2NaOH + C

2

H

2

Potas, rubid i cez tworzą niestechiometryczne, barwne

węgliki międzywęzłowe z grafitem (

C

60

Me

,

C

36

Me

,

C

8

Me

,

gdzie Me=K, Rb, CS).

34

Związki organiczne litowców

Litowce tworzą sole z kwasami karboksylowymi:

CH

3

COOH + MeOH → CH

3

COOMe + H

2

O

(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

RCOOH + MeOH → RCOOMe + H

2

O

(

mydła

, gdy Me=Na, K oraz

R=C

10

÷C

22

)

Litowce mogą tworzyć wiele związków alkilowych i arylowych. Organiczne

związki litu są kowalencyjne (m.in. rozpuszczają się w eterze):

RCl + 2Li → LiR + LiCl

Alkilowe związki Na, K, Rb i Cs mają budowę jonową (Me

+

R

-

) - można je

otrzymywać ze związków alkilortęciowych:

2Me + HgR

2

→ Hg + 2 MeR

(Me=Na, K, Rb, Cs, Fr)

Związki organiczne litowców

Litowce tworzą sole z kwasami karboksylowymi:

CH

3

COOH + MeOH → CH

3

COOMe + H

2

O

(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

RCOOH + MeOH → RCOOMe + H

2

O

(

mydła

, gdy Me=Na, K oraz

R=C

10

÷C

22

)

Litowce mogą tworzyć wiele związków alkilowych i arylowych. Organiczne

związki litu są kowalencyjne (m.in. rozpuszczają się w eterze):

RCl + 2Li → LiR + LiCl

Alkilowe związki Na, K, Rb i Cs mają budowę jonową (Me

+

R

-

) - można je

otrzymywać ze związków alkilortęciowych:

2Me + HgR

2

→ Hg + 2 MeR

(Me=Na, K, Rb, Cs, Fr)

35

Li

CH

3

CH

3

CH

3

CH

3

H

O

O

CH

CH

O

C

O C

C

C

Li

CH

3

CH

3

CH

3

CH

3

H

O

O

CH

CH

O

C

O C

C

C

Kompleksy metali alkalicznych

Jony litowców są zbyt duże aby tworzyć trwałe kompleksy z typowymi

ligandami nieorganicznymi, mogą jednak tworzyć kompleksy chelatowe ze

związkami organicznymi (np. z aldehydem salicylowym i

acetyloacetonem).

W takich chelatach liczba koordynacyjna litowca wynosi zazwyczaj 4 lub

6:

Kompleksy metali alkalicznych

Jony litowców są zbyt duże aby tworzyć trwałe kompleksy z typowymi

ligandami nieorganicznymi, mogą jednak tworzyć kompleksy chelatowe ze

związkami organicznymi (np. z aldehydem salicylowym i

acetyloacetonem).

W takich chelatach liczba koordynacyjna litowca wynosi zazwyczaj 4 lub

6:

K

O

CHO

H

OHC

O

O

H

CHO

K

O

CHO

H

OHC

O

O

H

CHO

aldehyd salicylowy – K

+

aldehyd salicylowy – K

+

acetyloaceton – Li

+

acetyloaceton – Li

+

36

Odmienność właściwości litu i jego związków

Lit ma względnie wysokie temperatury topnienia i wrzenia, i podwyższoną

twardość.

Lit najmniej energicznie daje z tlenem normalny tlenek, a wyższe tlenki ma

nietrwałe.

Lit jest najmniej elektrododatni z litowców, dlatego Li

2

CO

3

, LiNO

3

i LiOH są mniej

trwałe, a LiHCO

3

nie istnieje w postaci stałej.

Lit tworzy azotek Li

3

N i jonowy węglik Li

2

C

2

w bezpośredniej reakcji z węglem

(podobieństwo do pierwiastków II grupy głównej).

Lit ma większą od innych litowców tendencję do tworzenia kompleksów (m.in.

tworzy akwakompleksy, a jodek aminalitu [Li(NH

3

)

4

]I istnieje w stanie stałym).

Li

2

CO

3

, Li

3

PO

4

i LiF są nierozpuszczalne w wodzie, a LiOH jest trudno rozpuszczalny

(podobieństwo do magnezu).

Kowalencyjne halogenki i związki alkilowe litu są rozpuszczalne w

rozpuszczalnikach organicznych (podobieństwo do magnezu).

Jony i związki litu są dużo lepiej hydratowane niż jony innych litowców i ich

związki.

Odmienność właściwości litu i jego związków

Lit ma względnie wysokie temperatury topnienia i wrzenia, i podwyższoną

twardość.

Lit najmniej energicznie daje z tlenem normalny tlenek, a wyższe tlenki ma

nietrwałe.

Lit jest najmniej elektrododatni z litowców, dlatego Li

2

CO

3

, LiNO

3

i LiOH są mniej

trwałe, a LiHCO

3

nie istnieje w postaci stałej.

Lit tworzy azotek Li

3

N i jonowy węglik Li

2

C

2

w bezpośredniej reakcji z węglem

(podobieństwo do pierwiastków II grupy głównej).

Lit ma większą od innych litowców tendencję do tworzenia kompleksów (m.in.

tworzy akwakompleksy, a jodek aminalitu [Li(NH

3

)

4

]I istnieje w stanie stałym).

Li

2

CO

3

, Li

3

PO

4

i LiF są nierozpuszczalne w wodzie, a LiOH jest trudno rozpuszczalny

(podobieństwo do magnezu).

Kowalencyjne halogenki i związki alkilowe litu są rozpuszczalne w

rozpuszczalnikach organicznych (podobieństwo do magnezu).

Jony i związki litu są dużo lepiej hydratowane niż jony innych litowców i ich

związki.

37

Właściwości chemiczne litowców – reakcja

metali z wodą

W reakcjach litowców z wodą powstają wodorotlenki i

wydziela się wodór:

• 2Me + 2H

2

O → 2Me+OH

-

+ H

2

(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

Reaktywność litowców wzrasta ze wzrostem liczby

atomowej

Rb i Cs eksplodują przy kontakcie z wodą

38

Właściwości chemiczne litowców –

reakcja tlenków metali z wodą

Produktami reakcji normalnych tlenków litowców z wodą są

wodorotlenki:

Me

2

O + H

2

O → 2MeOH (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

W reakcjach nadtlenków litowców z wodą powstają wodorotlenki i

nadtlenek wodoru:

• Me

2

O

2

+ 2H

2

O → 2MeOH + H

2

O

2

(Me=Na, K, Rb, Cs, Fr)

•
• W reakcjach ponadtlenków litowców z wodą powstają

wodorotlenki, nadtlenek wodoru i tlen:

• 2MeO

2

+ 4H

2

O → 2MeOH + 2H

2

O

2

+ O

2

(Me=K, Rb, Cs, Fr)

• Tlenki litowców Me

2

O mają wybitnie zasadowy charakter.

• Nadtlenki i ponadtlenki litowców (Me

2

O

2

, MeO

2

) są silnymi

utleniaczami.

39

Najważniejsze reakcje

litowców

40

Najważniejsze związki litowców – główne produkty

przemysłu sodowego

Soda

(

Na

2

CO

3

) – dwie metody produkcji wielkoprzemysłowej:

Leblanca (

NaCl → Na

2

S

;

Na

2

S + CaCO

3

→ Na

2

CO

3

+ CaS

)

2NaCl + H

2

SO

4

= Na

2

SO

4

+ 2HCl

Na

2

SO

4

+ 4C = Na

2

S + 4CO

Na

2

S + CaCO

3

= Na

2

CO

3

+ CaS

Solvaya (

NaCl + CaCO

3

→ Na

2

CO

3

+ CaCl

2

)

NH

3

+ CO

2

+ H

2

O = NH

4

HCO

3

NH

4

HCO

3

+ NaCl = NaHCO

3

+ NH

4

Cl

prażenie

2NaHCO

3

= Na

2

CO3 + CO

2

+ H

2

O

CaCO

3

=CaO + CO

2

CaO + H

2

O = Ca(OH)

2

2 NH

4

Cl + Ca(OH)

2

= CaCl

2

+NH

3

+ 2 H

2

0

Zużycie sody: przemysł chemiczny (33%), szklarski (26%), mydlarski

i środków do prania (16%).

Najważniejsze związki litowców – główne produkty

przemysłu sodowego

Soda

(

Na

2

CO

3

) – dwie metody produkcji wielkoprzemysłowej:

Leblanca (

NaCl → Na

2

S

;

Na

2

S + CaCO

3

→ Na

2

CO

3

+ CaS

)

2NaCl + H

2

SO

4

= Na

2

SO

4

+ 2HCl

Na

2

SO

4

+ 4C = Na

2

S + 4CO

Na

2

S + CaCO

3

= Na

2

CO

3

+ CaS

Solvaya (

NaCl + CaCO

3

→ Na

2

CO

3

+ CaCl

2

)

NH

3

+ CO

2

+ H

2

O = NH

4

HCO

3

NH

4

HCO

3

+ NaCl = NaHCO

3

+ NH

4

Cl

prażenie

2NaHCO

3

= Na

2

CO3 + CO

2

+ H

2

O

CaCO

3

=CaO + CO

2

CaO + H

2

O = Ca(OH)

2

2 NH

4

Cl + Ca(OH)

2

= CaCl

2

+NH

3

+ 2 H

2

0

Zużycie sody: przemysł chemiczny (33%), szklarski (26%), mydlarski

i środków do prania (16%).

41

Najważniejsze związki litowców – główne

produkty przemysłu sodowego

Wodorotlenek sodu ( soda żrąca, soda kaustyczna )

- roztwór wodny NaOH - ług sodowy

a) Metoda laboratoryjna

Na + H

2

O = NaOH + 1/2 H

2

b) Metoda przemysłowa
•

elektroliza NaCl (roztwór wodny)

•

1. Metoda Siemensa-Billitera

• Anoda (+) : 2Cl

-

= Cl

2

+ 2e

• Katoda (-) : 2H

2

O + 2e = 2OH

-

+ H

2

•
•

2Na

+

+ 2OH

-

= 2NaOH

• Oddzielenie przestrzeni anodowej od katodowej przeponą !
•

NaOH + Cl

2

= NaCl + NaClO

42

Najważniejsze związki litowców – główne produkty

przemysłu sodowego

Metoda Castnera-Kellnera

•

W tej metodzie sód wydziela się (zamiast wodoru) na katodzie, którą jest ciekła rtęć.

•

Przyczyna - nadnapięcie wodoru na idealnie gładkiej powierzchni elektrody rtęciowej

jest bardzo wysokie i dlatego wydziela się sód a nie wodór.

•

cz.A Elektroliza

•

(-) Katoda Na

+

+ e = Na

•

(+) Anoda 2Cl

-

= Cl

2

+ 2e

•

Na + Hg: amalgamat Na

•

cz.B Ogniwo

•

2Na + 2H

2

O = 2NaOH +H2

•

W tej części wodór wydziela się na elektrodzie żelaznej

(katoda). Anodą jest amalgamat sodowy.

•

katoda 2H

+

+ 2e = H

2

•

(-) anoda Na = Na

+

+ e

•

Zaleta : bardzo czysty NaOH

43

Inne ważne związki litowców

Azotany (KNO

3

, NaNO

3

) – przemysł zapałczany, pirotechniczny, spożywczy, farmaceutyczny,

szklarski i ceramiczny, nawozów naturalnych i sztucznych.

Fosforany (głównie sodowe) – zmiękczanie wody, przemysł środków do prania

i czyszczenia, przemysł spożywczy (pirofosforany).

Sole fluorowe (głównie sodowe): NaF – produkcja środków ochrony roślin, impregnacja

drewna, metalurgia glinu; Na

3

AlF

6

(kriolit) – metalurgia glinu, przemysł emalierski i szklarski.

Chlorany (głównie sodowe) – do wybielania i dezynfekcji (NaClO, NaClO

2

), do utleniania

(NaClO

3

), przemysł pirotechniczny (NaClO

4

).

Sole potasowe (sylwinit – KCl + NaCl, karnalit - KCl▪MgCl

2

▪6H

2

O, K

2

SO

4

, leonit i szenit –

odpowiednio K

2

SO

4

▪MgSO

4

▪4H

2

O i K

2

SO

4

▪MgSO

4

▪6H

2

O) – całość przerabiana na KCl nawozowy.

Sól kamienna (NaCl) – stosowana bezpośrednio lub po oczyszczeniu w warzelniach, głównie

jako sól jadalna i surowiec przemysłowy.

Naturalne glinokrzemiany sodowe (np. analcym – Na

2

O▪Al

2

O

3

▪4SiO

2

▪2H

2

O) – jonity do

zmiękczania wody.

Kaoliny, gliny i skalenie (skalenie: ortoklaz – K[AlSi

3

O

8

], albit - K[AlSi

3

O

8

]) – surowce

w przemyśle materiałów ceramicznych.

Na

2

O, K

2

O, Li

2

O oraz Rb

2

O, Cs

2

O (często Na

2

CO

3

)– topniki w przemyśle szklarskim.

Na

2

SO

4

, KNO

3

, NaNO

3

, Na

2

B

4

O

7

▪10H

2

O – topniki i substancje klarujące szkło.

Inne ważne związki litowców

Azotany (KNO

3

, NaNO

3

) – przemysł zapałczany, pirotechniczny, spożywczy, farmaceutyczny,

szklarski i ceramiczny, nawozów naturalnych i sztucznych.

Fosforany (głównie sodowe) – zmiękczanie wody, przemysł środków do prania

i czyszczenia, przemysł spożywczy (pirofosforany).

Sole fluorowe (głównie sodowe): NaF – produkcja środków ochrony roślin, impregnacja

drewna, metalurgia glinu; Na

3

AlF

6

(kriolit) – metalurgia glinu, przemysł emalierski i szklarski.

Chlorany (głównie sodowe) – do wybielania i dezynfekcji (NaClO, NaClO

2

), do utleniania

(NaClO

3

), przemysł pirotechniczny (NaClO

4

).

Sole potasowe (sylwinit – KCl + NaCl, karnalit - KCl▪MgCl

2

▪6H

2

O, K

2

SO

4

, leonit i szenit –

odpowiednio K

2

SO

4

▪MgSO

4

▪4H

2

O i K

2

SO

4

▪MgSO

4

▪6H

2

O) – całość przerabiana na KCl nawozowy.

Sól kamienna (NaCl) – stosowana bezpośrednio lub po oczyszczeniu w warzelniach, głównie

jako sól jadalna i surowiec przemysłowy.

Naturalne glinokrzemiany sodowe (np. analcym – Na

2

O▪Al

2

O

3

▪4SiO

2

▪2H

2

O) – jonity do

zmiękczania wody.

Kaoliny, gliny i skalenie (skalenie: ortoklaz – K[AlSi

3

O

8

], albit - K[AlSi

3

O

8

]) – surowce

w przemyśle materiałów ceramicznych.

Na

2

O, K

2

O, Li

2

O oraz Rb

2

O, Cs

2

O (często Na

2

CO

3

)– topniki w przemyśle szklarskim.

Na

2

SO

4

, KNO

3

, NaNO

3

, Na

2

B

4

O

7

▪10H

2

O – topniki i substancje klarujące szkło.

44

Ważne reakcje metali alkalicznych

45

46

Ważne reakcje metali alkalicznych

47