1

1

Materiały internetowe

• http://www.angelo.edu/faculty/kboudrea/inde

x/Notes_Chapter_08.pdf

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

wer_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=uk

lad+okresowy+pierwiastkow

%2BPower+Point&start=20&sa=N

•

http://www.its.caltech.edu/~chem1/Lecture

%20Notes%20pdfs/Series%204%20Periodic%20T

rends.pdf

• http://zchoin.fct.put.poznan.pl

2

2

2

pierwsze

kolumny

układu

blok
s

3

3

Struktura elektronowa

litowców

4

4

Rozpowszechnienie

pierwiastków w skorupie

ziemskiej

Rozpowszechnienie:

Na

K

Rb

Li

Cs

2,6 %

2,4 %

3  10

-2

% 6  10

-3

%

3  10

-4

%

5

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

6

Woda morska jako źródło soli

litowców

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

7

Standardowe potencjały

elektrodowe litowców

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

8

Zmiana promienia

atomowego

9

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

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

11

Rozmiary jonów

okresowym zmianom ulegają również jony

pierwiastków: objętość jonów ujemnych jest

większa od objętości atomów, dodatnich zaś

znacznie mniejsza

12

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

13

Właściwości wynikające ze

struktury elektronowej

14

14

największe

wartości

powinowactw

a

elektronowego

posiadają

pierwiastki

prawej górnej

części układu

okresowego

(chlorowce F,

Cl

)

15

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

16

w kolejnych

pierwiastkach

grupy charakter

elektroujemny pierwiastków maleje

w miarę wzrostu liczb atomowych wzrasta

charakter elektroujemny pierwiastków

17

17

Skala elektroujemności

Paulinga

Skala elektroujemności

Paulinga

18

18

Zmiana charakteru

metalicznego grup

głównych

19

19

Właściwości fizyczne metali

alkalicznych

20

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

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

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

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

M n

H g

F r

R a

A c

P a

L i

B e

N a

M g

K

C a

S c

T i

V

C r

F e

C o

N i

C u

Z n

R b

S r

Y

Z r

N b

M o

T c

R u

R h

P d

A g

C d

C s

B a

L a

H f

T a

W

R e

O s

I r

P t

A u

T h

U

M n

H g

F r

R a

A c

P a

L i

B e

N a

M g

K

C a

S c

T i

V

C r

F e

C o

N i

C u

Z n

R b

S r

Y

Z r

N b

M o

T c

R u

R h

P d

A g

C d

C s

B a

L a

H f

T a

W

R e

O s

I r

P t

A u

T h

U

24

24

•

Liczba koordynacji = 8

• Kierunek najgęstszego upakowania - przekątne sześcianu.

Struktura metalicznych

litowców - regularna

centrowana przestrzennie

(BCC) -sieć A

2

25

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

35

L i

C H

3

C H

3

C H

3

C H

3

H

O

O

C H

C H

O

C

O

C

C

C

L i

C H

3

C H

3

C H

3

C H

3

H

O

O

C H

C H

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

C H O

H

O H C

O

O

H

C H O

K

O

C H O

H

O H C

O

O

H

C H O

aldehyd salicylowy – K

+

aldehyd salicylowy – K

+

acetyloaceton – Li

+

acetyloaceton – Li

+

36

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

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

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

39

Najważniejsze reakcje

litowców

40

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

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

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

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

44

Ważne reakcje metali alkalicznych

45

45

46

46

Ważne reakcje metali alkalicznych

47

47