Litowce Li-Lit Na-Sód K-Potas Rb-Rubid Cs-Cez Fr-Frans	Blok s St utl. +I	Wszystkie litowce posiadają jeden elektron walencyjny i dlatego tworzą jony typu M+, na przykład: Li+, Na+, K+.	Reaktywne chemicznie i dlatego nie występują w przyrodzie w stanie wolnym. Są srebrzystobiałe, lekkie i miękkie - można je kroić nożem. Ze względu na ich dużą reaktywność przechowuje je się w nafcie, która z nimi nie reaguje i chroni je od kontaktu z powietrzem i wilgocią. Litowce to ciała stałe o najmniejszej spośród pierwiastków gęstości, z których lit, sód i potas mają mniejszą gęstość od wody. Wraz ze wzrostem liczby atomowej wzrasta ich gęstość i promień atomowy. Maleje zaś twardość, temperatura wrzenia i topnienia oraz potencjał jonizacyjny. Związki litowców barwią płomienie na charakterystyczne dla każdego metalu kolory: lit - na czerwono, sód - na żółto, zaś potas na kolor różowo-fioletowy.	Własności metaliczne litowców, ich zasadowość oraz ogólna reaktywność z wodą i powietrzem wzrastają ze wzrostem ich liczby atomowej, co związane jest z malejącą elektroujemnością. Wszystkie te metale, oprócz najmniej reaktywnego litu (reaguje spokojnie), reagują gwałtownie z wodą z wytworzeniem gazowego wodoru i wodorotlenku danego pierwiastka, według schematu: 2M + 2H2O → 2MOH + H2↑ (gdzie M - metal alkaliczny) W przypadku potasu, rubidu i cezu powyższa reakcja przebiega zazwyczaj wybuchowo, natomiast sód wybucha jedynie w sprzyjających warunkach. Rubid i cez samorzutnie zapalają się w kontakcie z powietrzem. Przechowuje się je w nafcie lub w parafinie, ponieważ na powietrzu ulegają reakcji z zawartym w powietrzu tlenem bądź parą wodną.	Litowce reagują: z tlenem dając tlenki i nadtlenki: 4Na + O2 -> 2Na2O 2Na + 02 -> Na2O2 W nadtlenkach występuje tzw. mostek tlenowy, a tlen ma stopień utlenienia -1. z wodą: 2Li + 2H2O -> 2LiOH + H2 z kwasami: 2K + 2HCl -> 2KCl + H2 z niemetalami: 2Na + H2 -> 2NaH (wodorek) 2Na + Cl2 -> 2NaCl (sól) Tlenki, nadtlenki i wodorotlenki litowców mają charakter zasadowy: K2O + H2O -> 2KOH 2Na2O2 + H2O -> 2NaOH + O2 KH + H2O -> KOH + H2 NaOH + HCl -> NaCl + H2O NaOH -> Na+ + OH- Wodorotlenki litowców są mocnymi zasadami z wyjątkiem LiOH, który jest zasadą średniej mocy.
Berylowce Beryl Magnez Wapń Stront Bar Rad	Blok s St. Utl + II		Berylowce są srebrzystobiałymi metalami. Reaktywność berylowców, mimo, iż mniejsza niż litowców, jest znaczna i wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej. Beryl jest kruchy, ale reszta berylowców daje się kroić nożem, twardość maleje wraz ze wzrostem liczby atomowej. Temperatury topnienia i wrzenia oraz gęstość są wyższe niż w przypadku litowców, ale mniejsze niż metali ciężkich.	Metale te, oprócz berylu, cechują silne własności metaliczne i zasadowe. Tlenki i wodorotlenki berylowców także mają charakter zasadowy, który zwiększa się w kolejnych okresach. Wyjątkiem jest beryl, którego związki są generalnie amfoterami. Berylowce są nieco mniej reaktywne od poprzedzających je w układzie okresowym metali alkalicznych.	Reakcje z tlenem: wszystkie berylowce utleniają się do tlenków MO, Bar tworzy nadtlenek BaO2 z wodą: M + 2H2O -> M(OH)2 +H2 z kwasami: M+HCl -> MCl2+H2 Amfoteryczność berylu Beryl, jest jedynym pierwiastkiem bloku s wykazującym charakter amfoterycznym, pozostałe wykazują charakter zasadowy. Be + 2HCl -> BeCl2 + H2 Be + 2NaOH + 2H2O -> Na2[Be(OH)4] + H2 Na2[Be(OH)4](s) DT> Na2BeO(s)+2H2	Żaden z pierwiastków 2 grupy nie występuje w przyrodzie w stanie wolnym, jedynie w związkach (spowodowane jest to ich dużą reaktywnością). Metale te otrzymuje się przez elektrolizę ich stopionych soli.
Fluorowce Fluor Chlor Brom Jod Astat	Blok p Fluor to -I. PozostaÅ‚e -I do +VII, a głównie: -I, +II, +III, +V i +VII. Na dodatnich stopniach utlenienia wystÄ™pujÄ… one w tlenkach, kwasach tlenowych i w solach.		Wszystkie fluorowce sÄ… niemetalami. Fluor i chlor sÄ… w zwykÅ‚ych warunkach żółto zielonymi gazami o charakterystycznej, ostrej woni; brom jest ciemnobrunarnÄ… lotnÄ… cieczÄ…, a jod ciaÅ‚em staÅ‚ym o metalicznym poÅ‚ysku. Astat nie wystÄ™puje w przyrodzie; jest pierwiastkiem promieniotwórczym o krótkim okresie półtrwania. Å»aden z fluorowców nie wystÄ™puje w stanie wolnym.	Fluorowce sÄ… grupÄ… typowych, bardzo reaktywnych niemetali o dużej elektroujemnoÅ›ci. Ich atomy majÄ… siedem elektronów walencyjnych i- zgodnie z reguÅ‚Ä… helowca- każdy z nich stara siÄ™ pozyskać jeden elektron, żeby mieć oktet. Atomy fluorowców( oznaczone dalej ogólnym symbolem X ) Å‚atwo pobierajÄ… elektron i przechodzÄ… w proste aniony: X + e- = X- .	HCl- chlorowodór, bezbarwny gaz o ostrej, duszÄ…cej woni, cięższy od powietrza, niepalny, dymiÄ…cy w wilgotnym powietrzu, bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie - Kwas solny ma wÅ‚aÅ›ciwoÅ›ci żrÄ…ce. Jest stosowany w wielu procesach chemicznych, m.in. do czyszczenia powierzchni metali, ponieważ dobrze roztwarza rdzÄ™. NaCl- chlorek sodu ( sól kuchenna ), biaÅ‚a substancja krystaliczna, rozpuszczalna w wodzie.	Jednym z najtrudniejszych do otrzymywania w stanie wolnym pierwiastków jest fluor. Znaczna elektroujemność fluoru czyni rozkÅ‚ad jego zwiÄ…zków procesem wybitnie endoenergetycznym. Jedynie anodowe utlenienie fluorków prowadzi do wolnego fluoru. Elektroliza nie może być prowadzona w roztworze wodnym ze wzglÄ™du na reagowania fluoru z wodÄ…. W laboratoriach jak i w przemyÅ›le fluor otrzymuje siÄ™ na anodzie grafitowej w procesie elektrolizy stopionego wodorofluorku potasu KHF2 .Â

BERYLOWCE
Twardość wody
Obecność różnych soli, głównie wodorowęglanów, chlorków i siarczanów wapnia i magnezu wywołuje tzw. twardość wody, która utrudnia pienienie się mydła i innych środków piorących. Przy gotowaniu wody wodorowęglany przechodzą w znacznie trudniej rozpuszczalne węglany, które strącają się w postaci tzw. kamienia kotłowego:

Ca(HCO₃)₂ -> CaCO₃ + CO₂ + H₂O

Twardość wody wywołana obecnością wodorowęglanów zwana jest twardością przemijającą, którą poza gotowaniem wody, da się usunąć poprzez wprowadzienie roztworu zasadowego:

Ca(HCO₃)₂ + 2Ca(OH)₂ -> 2CaCO₃ + 2H₂O

gdy w wodzie znajduje się wodorowęglan magnezu, strąca się jeszcze wodorotlenek magnezu:

Mg(HCO₃)₂ + 2Ca(OH)₂ -> 2CaCO₃ + Mg(OH)₂ + 2H₂O

Trwała twardość wody (czyli taka, która spowodowana jest obecnością chlorków lub siarczanów), usuwana jest poprzez destylację lub demineralizację za pomocą jonitów (wymieniaczy jonowych). Jonity to substancje wielocząsteczkowe, o skomplikowanej budowie, które możan przedstawić schematycznie Kt-H (wodór połączony z zespołem atomów Kt) lub An-OH (grupa OH połączona z zespołem An). Jonity Kt-H to wymieniacze kationowe czyli katonity, a An-OH - wymieniacze anionowe, czyli anionity. Kationity mają zdolność do wymiany kationów z roztworu na jony H+:

2Kt-H + Ca2+ ->(Kt)2Ca + 2H+

Nasycony jonami wapnia katonit, należy regenerować w celu "wyciągania" kolejnych kationów, poprzez przepuszczenie go przez roztwór kwasu:

(Kt)2Ca + 2HCl(aq) -> 2Kt-H + CaCl2(aq)

Anionity służą do usuwania anionów:

2An-OH + SO₄2- -> (An)2SO4 + 2OH-

RegeneracjÄ™ anionitu przeprowadza siÄ™ roztworem mocnej zasady:

(An)2SO₄ + 2NaOH -> Na₂SO₄ + 2AN-OH

Wapno palone i wapno gaszone
Wapno palone - CaO, to higroskopijny, biaÅ‚y proszek. Jest powszechnie stosowany w budownictwie do produkcji zapraw wiążących. ZaprawÄ™ murarskÄ… stanowi woda, piasek (SiO2) i wapno gaszone (Ca(OH)₂). Gaszenie wapna, czyli przeprowadzenie wapna palonego w gaszone przegieba w nastÄ™pujÄ…cy sposób:

CaO + H₂O -> Ca(OH)₂

Zastyganie zaprawy murarskie powodowane jest odparowaniem wody, a wieloletni proces twardnięcia przebiega przy udziale atmosferycznego dwutlenku węgla:

Ca(OH)₂ + CO₂ -> CaCO₃ + H₂O

Gips
Gips to dwuhydrat siarczanu wapnia (CuSO₄ · 2H₂O), jest to biaÅ‚a, trudno rozpuszczalna, krystaliczna substancja. Produktem handlowym jest tzw. gips palony (półhydrat otrzymywany w temperatucze 100° C):

2(CuSO₄ · 2H₂O) -> (CaSO₄)₂ · H₂O + 3H₂O

Zaprawa gipsowa powstaje w wyniku zmieszania gipsu palonego z wodą, która dość szybko twardnieje, na skutek tworzenia się kryształu dwuhydratu (reakcja odwrotna do palenia gipsu)

Zjawiska krasowe

CaCO₃ - bezbarwna krystaliczna substancja wystÄ™pujÄ…ca jako kreda, marmur czy wapieÅ„, trudno rozpuszczalna w wodzie. Zjawiska krasowe, czyli rozpuszczanie siÄ™ skaÅ‚ wapiennych i osadzanie siÄ™ wapienia w innym miejscu spowodowane jest tym, że skaÅ‚y wapienne, skÅ‚adajÄ… siÄ™ głównie z wÄ™glanu wapnia, który rozpuszcza siÄ™ w wodzie zawierajÄ…cej dwutlenek wÄ™gla:

CaCO₃ + H₂O + CO₂(aq) -> Ca(HCO₃)₂(aq)

Wodorowęglan wapnia rozpuszczony w wodzie przemieszcza się w inny rejon i przy obniżeniu ciśnienia, lub wzroście temperatury następuje proces odwrotny.

FLUOROWCE

Z metalami
Najłatwiej i często gwałtownie przebiegają reakcje fluorowców z metalami lekkimi i większością metali ciężkich. Produktami tych reakcji są halogenki, na przykład:
2 Fe(s) + 3 Cl₂(s) = 2 FeCl₃(s)
Reakcja ta pokazuje, jak silnym utleniaczem jest chlor. Żelazo w reakcjach z kwasami, siarka i wieloma innymi substancjami utlenia się do jonów Fe2+, jednak chlor potrafi utlenić żelazo od razu do jonów Fe3+.

Z tlenem
Z tlenem fluorowce łączą się stosunkowo trudno. Chociaż znanych jest wiele tlenków, większość z nich to substancje nietrwałe, otrzymywane w sposób pośredni.
Fluor nie tworzy kwasów tlenowych, chlor tworzy HClO, HClO2, HClO3, HClO4, brom tylko HBrO i HBrO3, a jod HIO, HIO3, HIO4, H5IO6. Większość kwasów tlenowych może istnieć tylko w postaci roztworów; często znane są wyłącznie ich sole. Moc kwasów tlenowych rośnie wraz ze wzrostem liczby atomów tlenu w cząsteczce, na przykład:
HClO < HClO₂ < HClO₃ < HClO₄
i maleje w miarÄ™ wzrostu liczby atomowej fluorowca:
HClO > HBrO >HIO lub HClO₃ >HBrO₃ > HIO₃
A więc odwrotnie niż w przypadku kwasów HX(aq).

Z wodorem
Wszystkie fluorowce reagują z wodorem, tworząc wodorki typu HX o ogólnej nazwie fluorowcowodory. Podczas gdy reakcja fluoru z wodorem jest gwałtowna i silnie egzotermiczna: 
H₂ + F₂ = 2 HF DH0=-538 kJ
Synteza HCl zachodzi po zainicjowaniu, najlepiej kwantem świetlnym o odpowiedniej energii:
H₂ + Cl₂ 2 HCl DH0=-184 kJ
W miarę wzrostu liczby atomej efekt cieplny reakcji tworzenia fluorowcowodorów ulega zmniejszeniu. Brom łączy się z wodorem jeszcze trudniej niż chlor.
Z innymi niemetalami
Fluorowce tworzą liczne związki z niemetalami, ale tylko niektóre z nich powstają w bezpośredniej syntezie. Fluor, z uwagi na bardzo małe rozmiary atomu i anionu F-, wchodzi w skład wielu drobin, w których atom centralny jest otoczony stosunkowo dużą liczbą ligandów. Znane są również związki międzyfluorowcowe, np. BrCl, IBr i inne. Większość tych związków można otrzymać przez bezpośrednią syntezę.

Z wodÄ…
Chlor i brom rozpuszczają się w wodzie dość dobrze, dając bezbarwną wodę chlorową i brunatną wodę bromową. Niezależnie od fizycznego procesu rozpuszczania w wodzie fluorowce wchodzą z nią w reakcje chemiczną. Fluor gwałtownie rozkłada wodę z wytworzeniem HF i wydzieleniem wolnego tlenu:
2 F₂ + 2 H₂O = 4 HF + O₂.
Chlor i brom reagują z wodą powoli i w roztworze ustala się równowaga.
Pod wpływem światła następuje powolny rozkład kwasów chlorowego(I) i bromowego (I) (słabych elektrolitów ) z wytworzeniem tlenu atomowego:
HClO = HCl + O
HBrO = HBr + O
który Å‚Ä…czy siÄ™ w czÄ…steczki O₂. Jeżeli jednak wprowadzi siÄ™ do wody chlorowej substancjÄ™ podatnÄ… na utlenianie, to tlen atomowy peÅ‚ni funkcjÄ™ utleniacza. Tym wÅ‚aÅ›nie tÅ‚umaczy siÄ™ wybielajÄ…ce i dezynfekujÄ…ce wÅ‚aÅ›ciwoÅ›ci wody chlorowej.

Z roztworem halogenku
Każdy chlorowiec wypiera chlorowce o większej liczbie atomowej z wodnych roztworów ich halogenków, na przykład:
Cl₂ + 2 NaBr = 2 NaCl + Br₂
Br₂ + 2 NaI = 2 NaBr +I₂
Niemożliwa jest natomiast reakcja odwrotna:
I2 + KBr(aq) = nie reagują
W powyższym opisie został użyty termin „chlorowiec”, a nie „fluorowiec”, ponieważ fluor wprowadzony do wodnego roztworu halogenku reaguje z wodą, a nie z anionem X-.