wodór
Litowce - grupa I		lit	sód	potas	rubid	cez	frans

Charakterystyka grupy:

Grupa najbardziej elektrododatnich pierwiastków - tzw. metale alkaliczne. Ich elektrododatność rośnie (elektroujemność maleje) wraz z numerem okresu. Coraz słabsze oddziaływanie dodatniego jądra atomowego z coraz dalej położonym elektronem walencyjnym ułatwia przejście tego ostatniego do anionu i utworzenie kationu. Niska energia jonizacji litowców powoduje, że charakteryzuje je także niskie potencjały normalne (około -3 V).

Tworzą tlenki typu X₂O, ich wodorotlenki XOH należą do najsilniejszych zasad. Czyste metale otrzymuje się przez elektrolizę stopionych soli (chlorków) lub wodorotlenków. W przyrodzie w stanie wolnym nie występują. W wysokiej temperaturze tworzą pary jednoatomowe, barwiące płomień na charakterystyczny dla danego pierwiastka kolor:
Li  -    karminowoczerwony 
Na -   żółty                          
K  -    fioletowy                    (też Rb i Cs)

Wszystkie litowce są białymi lub srebrzystymi metalami, miękkimi, bardzo lekkimi, reaktywnymi; o niskich temperaturach topnienia (180-30°C);
gwałtownie reagują z wodą tworząc wodorotlenki i wydzielając gazowy wodór oraz duże ilości ciepła. Powoduje to najczęściej zapalenie się metalu w czasie reakcji z wodą.
Ze względu na tę olbrzymią reaktywność należy je przechowywać w atmosferze suchego gazu obojętnego lub pod warstwą nafty.

Wodorotlenki litowców są silnymi elektrolitami, rozpuszczają się doskonale w wodzie (proces silnie egzotermiczny) i etanolu, atakują dość agresywnie szkło (szklanych naczyń ze stężonymi roztworami tych wodorotlenków nie należy zamykać szlifowymi zamknięciami, mogą one bowiem ulec "sklejeniu" z naczyniem, uniemożliwiając jego otwarcie)

Sole litowców są w przeważającej większości bezbarwnymi, dobrze rozpuszczalnymi w wodzie silnymi elektrolitami. Ich elektroliza prowadzi do powstania w przestrzeni okołokatodowej wodorotlenku danego metalu i wydzielenie wodoru (na katodzie następuje rozkład elektrolityczny cząsteczek wody).

Z wodorem tworzą wodorki MeH, bezbarwne ciała stałe, o sieci krystalicznej typu chlorku sodowego. W związkach tych wodór, jako mniej elektroujemny, przyjmuje wartościowość -1 i czasie elektrolizy stopionych wodorków wydziela się na anodzie. Wodorki reaguja łatwo z wodą dając w wyniku reakcji odpowiedni wodorotlenek i gazowy wodór:

NaH + H₂O ——> Na⁺ + OH^- + H₂

{Na⁺ + H^- + H⁺ + OH^-  ——> Na⁺ + OH^- + H₂}

­ do góry strony ­

H - wodór   (iczba.atomowa.1, liczba masowa izotopów  1, 2, 3)		średnia masa atomowa  1,008
konfiguracja elektronowa	1 s1
wartościowość	+1	"wzorzec" stopnia utlenienia w reakcjach redoksowych
	-1	wyjątkowo, w wodorkach metali np. NaH

Wstęp:

Wodór, mimo że otwiera I grupę układu okresowego pierwiastków, na tyle różni się właściwościami chemicznymi i fizycznymi od pozostałych pierwiastków tej grupy, że omawiany jest zazwyczaj osobno i nie zaliczany do litowców.
Wodór najprawdopodobniej jest najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem we Wszechświecie. Szacuje się, że jego zawartość (ilość atomów) jest sześciokrotnie większa niż liczba atomów wszystkich innych pierwiastków. 
Na Ziemi w przyrodzie występuje praktycznie tylko w postaci związków. Podstawowym z nich jest woda, duże ilości wodoru występują także w związkach organicznych.

Najlżejszy pierwiastek, gaz, ma dwa trwałe izotopy: prot (¹H) i deuter (²H lub D) oraz -promieniotwórczy tryt (³H lub T). W zasadzie izotopy wszystkich pierwiastków mają identyczne właściwości chemiczne i fizykochemiczne, w tym jednak przypadku, ponieważ następuje podwojenie (deuter) lub nawet potrojenie (tryt) masy atomu, związki o analogicznej strukturze a różniące się jedynie rodzajem izotopu wodoru mają dość znacznie różniące się właściwości chemiczne, fizyczne i fizykochemiczne (np. rozpuszczalność lub szybkość reakcji).

Deuter występuje w naturalnym rozpowszechnieniu w wodorze w ilości około 0,02%. Otrzymać go można przez wielokrotną elektrolizę wody, bowiem na katodzie łatwiej redukcji ulega H⁺ niż D⁺, i tym sposobem pozostała po elektrolizie np. roztworu NaCl woda bogatsza jest w deuter (ciężka wodę). Z 1 m³ wody można otrzymać 30 cm³ ciężkiej wody D₂O.
Wodór występuje w postaci dwucząsteczkowego gazu H₂, jest silnym reduktorem, tworzy z tlenem mieszaninę wybuchową, spalając się tworzy wodę. W wodzie i innych cieczach rozpuszcza się bardzo słabo, natomiast dobrze rozpuszcza się w metalach. Tworzy wodorki zarówno z metalami jak i niemetalami (LiH, BeH₂, B₂H₄, CH₄, SiH₄, NH₃, PH₃, H₂O, H₂S, HF, HCl...) o charakterze zasadowym (wodorki metali, amoniak) obojętnym (metan, silan) jak i kwaśnym (siarkowodór, chlorowodór,...). W reakcji bezpośredniej z gazowym azotem tworzy amoniak

N₂ + 3H₂ ——>  2NH₃

Przemysł tłuszczowy używa wodoru do katalitycznego uwodorniania nienasyconych tłuszczów w procesie ich utwardzania.
W bezpośrednich reakcjach wodoru i tlenku węgla(II) CO można otrzymywać metanol, metan oraz inne węglowodory.

Otrzymywanie:

Pierwiastkowy wodór można otrzymać przez rozkład cząsteczki wody, i jest to główne źródło pozyskiwania pierwiastkowego wodoru. Praktycznie proces rozkładu wody prowadzi się przez:

elektrolizę wodnych roztworów soli i wodorotlenków litowców oraz kwasów;

w tym przypadku zawarty w roztworze elektrolit (sól, wodorotlenek czy kwas) głównie służy jako nośnik ładunku elektrycznego

wypieranie wodoru z kwasów metalami leżącymi przed wodorem w szeregu napięciowym metali (metale nieszlachetne),

teoretycznie wszystkie metale leżące w szeregu napięciowym przed wodorem powinny wypierać wodór z wody, podobnie jak ma to miejsce w przypadku kwasów. Niektóre jednak z nich nie reagują z wodą (Zn, Al, Fe, Cr, Cd, Ni, Sn, Pb...) z powody cienkiej warstewki tlenku pokrywającej metal (pasywacja). Tlenki te nie reagują z woda i bronią dostępu do czystego metalu. Reagują jednak z kwasami i metale te zanurzone w kwasie powodują wydzielanie się gazowego wodoru

ZnO + H₂O ——>  brak reakcji

ZnO + 2HCl ——> Zn²⁺ + 2Cl^- + H₂O

Zn + 2HCl ——> Zn²⁺ + 2Cl^- + H₂

działanie wody na wodorki metali 

Ze względu na różnice w elektroujemności metali I i II grupy (około 0,9) i wodoru (około 2,2; bardziej elektroujemny niż metale), wodór w połączeniach z metalami (wodorki metali) występuje na -1 stopniu utlenienia. W roztworach wodnych wodorki o charakterze soli (związki jonowe, wodorki grupy I i II z wyjątkiem BeH₂ i MgH₂⁾  oddysocjowują anion wodorkowy (H^-), który reagując z kationem wodorowym (H⁺), powstałym z dysocjacji wody, tworzy cząsteczkę pierwiastkowego wodoru H₂:

NaH + H₂O ——> Na⁺ + OH^- + H₂

Na⁺ + H^- + H⁺ + OH^-  ——> Na⁺ + OH^- + H₂

Wodorki berylu i magnezu nie ulegają tej reakcji, bowiem wiązania metal-wodór w tych związkach, ze względu na zbyt małą różnicę w elektroujemnościach, nie mają w dostatecznym stopniu charakteru jonowego. (Elektroujemność berylu i magnezu wynosi 1,2 a wodoru 2,2)

działanie tlenku węgla(II) na parę wodną

Przepuszczając parę wodna nad rozżarzonym koksem (1200°C) otrzymuje się wysokoenergetyczny tzw. gaz wodny:

C + H₂O = H₂ + CO

Z gazu wodnego można otrzymać czysty wodór  w katalizowanej reakcji z dodatkowa ilością pary wodnej i przez usunięcie powstałego ditlenku węgla CO_2:

H₂ + CO + H₂O ——>  H₂ + CO₂

W otrzymywaniu wodoru na skalę przemysłową stosuje się elektrolizę zakwaszonej wody lub roztworu chlorku sodowego ( proces przemysłowego otrzymywania NaOH).

Właściwości:

W temperaturze pokojowej wodór nie jest aktywny chemicznie. Bezpośrednio reaguje tylko z fluorem, zaś z chlorem w przypadku naświetlania promieniowaniem elektromagnetycznym. Z tlenem reaguje wybuchowo w temperaturze powyżej 400°C. Szczególnie silny wybuch następuje przy zmieszaniu wodoru z tlenem w ilościach 2:1 (mieszanina piorunująca). Reakcja utleniania wodoru do wody musi jednak zostać zainicjowana odpowiednio wysoka temperaturą (lokalnie), a wydzielające się w czasie reakcji spalania wodoru ciepło wystarcza do podtrzymania reakcji i jej eskalacji przebiegającej w sposób niezwykle gwałtowny (wybuch).

Wodór jest silnym reduktorem, szczególnie w wyższych temperaturach, pozwalającym redukować tlenki wielu metali do postaci metalicznej (np. CuO już w 150°C redukuje się do metalicznej miedzi).

Wodór cząsteczkowy występuje w dwóch odmianach o nieco innych właściwościach fizycznych (różnym cieple właściwym). Ponieważ proton, tworzący jądro atomu wodoru, może być opisany dwiema wartościami spinu (kierunek obrotu indukującego moment magnetyczny jądra), dwuatomowa cząsteczka wodoru może być zbudowana z atomów o identycznych spinach (ortowodór, bogatszy energetycznie) lub o spinach przeciwnych (parawodór).
Magnetyczne właściwości jąder atomów wodoru zostały wykorzystane w szeroko stosowanej metodzie analitycznej (głównie ustalanie struktury związków organicznych, zawierających wodór) ¹H-NMR (magnetyczny rezonans jądrowy).

Mała masa cząsteczek wodoru i niewielki ciężar (w porównaniu z innymi pierwiastkami i cząsteczkami) powoduje niezwykłą łatwość dyfuzji przez różne materiały, między innymi folie metalowe, oraz zdolność rozpuszczania się w niektórych metalach (pallad platyna, nikiel, miedź, ...)

POWRÓT do tablicy

­ do góry strony ­

Li - lit   (iczba.atomowa. 3,   liczba masowa izotopów 6, 7)		średnia masa atomowa  6,939
konfiguracja elektronowa	1 s2    2 s1
wartościowość	+1

Wstęp:

Pierwszy pierwiastek grupy litowców. Ma dwa trwałe izotopy: ⁶Li i ⁷Li. W przyrodzie spotykany dość rzadko (rozpowszechnienie wag. 0,0004%), wyłącznie w postaci związków. Metaliczny otrzymuje się przez elektrolizę stopionych soli lub wodorotlenku.

Metaliczny reaguje dość gwałtownie z wodą (lecz łagodniej niż Na) tworząc wodorotlenek i wydzielając gazowy wodór. Ogrzewany w strumieniu wodoru tworzy wodorek litu LiH (H na   -1 stopniu utlenienia). Spalany w tlenie tworzy Li₂O, silnie zasadowy tlenek, który z wodą tworzy wodorotlenek litu. Od innych metali alkalicznych różni go trudna rozpuszczalność niektórych jego soli: fluorku, węglanu i fosforanu. Jako jedyny litowiec tworzy z azotem azotek Li₃N, a z węglem węglik litu Li₂C₂

Właściwości fizyczne:

 Miękki metal (daje się kroić nożem),

Charakter chemiczny:

 Najsłabiej reaktywny z grupy litowców. Z tlenem reaguje dopiero powyżej temperatury 100°C, w atmosferze powietrza nie traci połysku (nie utlenia się powierzchniowo), także z wodą reaguje spokojniej niż pozostałe litowce.

Wodorek litu jest najtrwalszy w grupie wodorków litowców, ulega rozkładowi dopiero w próżni w temperaturze około 450°C.

Od innych litowców odróżnia go także fakt tworzenia w czasie spalania w powietrzu tlenków Li₂O (pozostałe litowce tworzą nadtlenki). 

Informacje dodatkowe:

Wodorotlenek litu rozpuszcza się w wodzie i alkoholu słabiej niż wodorotlenki pozostałych litowców.

 

POWRÓT do tablicy

­do góry strony ­

 

Na - sód   (iczba.atomowa. 11,   liczba masowa izotopów 23)		średnia masa atomowa  22,990
konfiguracja elektronowa	1 s2    2 s2p6    3 s1
wartościowość	+1

Wstęp:

Ma jeden trwały izotop. W przyrodzie występuje często (rozpowszechnienie wag. 2,5%), wyłącznie w postaci związków. Metaliczny otrzymuje się przez elektrolizę stopionych soli lub wodorotlenku. Podstawowym źródłem sodu jest kopalniana sól NaCl. Ze względu na reaktywność metaliczny sód musi być przechowywany pod warstwą nafty. Na powietrzu bardzo szybko pokrywa się warstwą tlenku.

Metaliczny reaguje dość gwałtownie z wodą (lecz łagodniej niż K) tworząc wodorotlenek i wydzielając gazowy wodór. Ogrzewany w strumieniu wodoru tworzy wodorek sodu NaH (H na -1 stopniu utlenienia). Spalany w tlenie tworzy nadtlenek Na₂O₂. Tlenek sodu Na₂O z wodą reaguje gwałtownie wytwarzając wodorotlenek NaOH. Z fluorowcami metaliczny sód reaguje bezpośrednio dając odpowiednie halogenki. Z alkoholami tworzy alkoholany R-O-Na.

Właściwości fizyczne:

 Miękki metal (daje się kroić nożem), gęstość poniżej 1 g/cm³ (pływa na powierzchni wody).

Sole sodu są bezbarwnymi, łatwo rozpuszczającymi się w wodzie substancjami krystalicznymi.

Charakter chemiczny:

 Z tlenem reaguje łatwo, pokrywając się warstwą tlenków (matowieje na powietrzu), w czasie spalania daje nadtlenek Na₂O₂, który gwałtownie reaguje z wodą dając wodorotlenek sodu i nadtlenek wodoru:

Na₂O₂ + H₂O  ——>  NaOH + H₂O₂

zaś z dwutlenkiem węgla daje węglan i tlen (stosowany do oczyszczania powietrza z CO₂):

2Na₂O₂ + 2CO₂  ——>  2Na₂CO₃ + O₂

Wodorotlenek sodu otrzymuje się głównie przez elektrolizę roztworu chlorku sodu. W obecności jonów sodowych na katodzie następuje redukcja jonów wodorowych (produktu dysocjacji wody) i w roztworze powstaje nadmiar jonów wodorotlenowych. Na anodzie dochodzi do utlenienia jonów chlorkowych do cząsteczkowego chloru Cl₂ i w końcowym efekcie tych procesów w roztworze po elektrolizie zawarte są jony sodowe i wodorotlenowe.

Wodorotlenek sodu jest substancja higroskopijna oraz łatwo reagującą z ditlenkiem węgla CO₂, stąd często stosuje się go do osuszania powietrza i ilościowego wyłapywania  CO₂.

2NaOH + CO₂ ——>  Na₂CO₃ + H₂O

Węglany litowców w reakcji z CO₂ przechodzą w wodorowęglany ("kwaśne sole"):

Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O ——>  2NaHCO₃

Zarówno węglany jak i wodorowęglany, jako sole słabego kwasu węglowego H₂CO₃ ulegają hydrolizie.

Informacje dodatkowe:

Metaliczny sód stosuje się do dokładnego odwodnienia organicznych rozpuszczalników (oczywiście tylko tych, które nie reagują z sodem; np. alkohole tworzą alkoholany R-O-Na). Znajduje także zastosowanie jako substrat w niektórych reakcjach organicznych.

Metaliczny sód znajduje zastosowanie jako substancja chłodząca w reaktorach atomowych (stopiony, t.top. 98°C) i jako czynnik suszący do suszenia rozpuszczalników organicznych.

Azotany sodu i potasu noszą zwyczajową nazwę saletry.

POWRÓT do tablicy

­ do góry strony ­

 

K - potas   (iczba.atomowa. 19,   liczba masowa izotopów  39, 40, 41)		średnia masa atomowa  39,102
konfiguracja elektronowa	1 s2    2 s2p6     3 s2p6 (3d)   4 s1
wartościowość	+1

Ma dwa trwałe izotopy - ³⁹K i ⁴¹K, oraz izotop -promieniotwórczy  ⁴⁰K (czas półtrwania 1,3 miliardów lat!!). W przyrodzie występuje często (rozpowszechnienie wag. 2,5%), wyłącznie w postaci związków. Metaliczny otrzymuje się przez elektrolizę stopionych soli lub wodorotlenku. Ze względu na reaktywność metaliczny potas musi być przechowywany pod warstwą nafty lub w atmosferze gazu obojętnego. Na powietrzu bardzo szybko pokrywa się warstwą tlenku.

Metaliczny reaguje bardzo gwałtownie z wodą,  tworząc wodorotlenek i wydzielając gazowy wodór oraz duże ilości ciepła, dzięki czemu często dochodzi do samozapłonu. Spalany w tlenie tworzy nadtlenek K₂O₂. Tlenek potasu K₂O z wodą reaguje gwałtownie wytwarzając wodorotlenek KOH.

Metaliczny potas znajduje zastosowanie jako substancja chłodząca w reaktorach atomowych (stopiony, t.top. 63°C). W zastosowaniach związki potasu są nieco droższe niż sodu.

Azotany sodu i potasu noszą zwyczajową nazwę saletry.

POWRÓT do tablicy

­ do góry strony ­

 

Rb - rubid   (iczba.atomowa. 37,   liczba masowa izotopów  85, 87)		średnia masa atomowa  85,47
konfiguracja elektronowa	1 s2    2 s2p6    3 s2p 6d10     4 s2p6    5 s1
wartościowość	+1

Ma jeden trwały izotop - ⁸⁵Rb i długożyjący izotop -promieniotwórczy  ⁸⁷Rb. W przyrodzie występuje w dużym rozproszeniu (rozpowszechnienie wag. 0,03%), wyłącznie w postaci związków. Metaliczny otrzymuje się przez elektrolizę stopionych soli lub wodorotlenku, albo przez redukcję wodorotlenku magnezem w atmosferze wodoru. Ze względu na reaktywność metaliczny rubid musi być przechowywany pod warstwą nafty lub w atmosferze gazu obojętnego. Na powietrzu ulega natychmiastowemu zapłonowi. Metaliczny reaguje bardzo gwałtownie z wodą,  tworząc wodorotlenek i wydzielając gazowy wodór oraz duże ilości ciepła, dzięki czemu często dochodzi do samozapłonu.

Temp. top. 39°C

POWRÓT do tablicy

­ do góry strony ­

 

Cs - cez   (iczba.atomowa. 55,   liczba masowa izotopów  133)		średnia masa atomowa  132,905
konfiguracja elektronowa	1 s2  2 s2p6  3 s 2p6d10  4 s 2p6d10  5 s2p6  6s1
wartościowość	+1

Ma jeden trwały izotop - ¹³³Cs. W przyrodzie występuje w niewielkiej ilości (rozpowszechnienie wag. 0,0005%), wyłącznie w postaci związków. Metaliczny otrzymuje się przez elektrolizę stopionych soli lub wodorotlenku, albo przez redukcję wodorotlenku magnezem w atmosferze wodoru. Ze względu na reaktywność metaliczny cez musi być przechowywany pod warstwą nafty lub w atmosferze gazu obojętnego. Na powietrzu ulega natychmiastowemu zapłonowi. Metaliczny reaguje bardzo gwałtownie z wodą,  tworząc wodorotlenek i wydzielając gazowy wodór oraz duże ilości ciepła. CsOH jest najsilniejszą zasadą.

POWRÓT do tablicy

­ do góry strony ­

Fr - frans   (iczba.atomowa. 87,   liczba masowa izotopów  223)		średnia masa atomowa  223
konfiguracja elektronowa	1 s2     2 s2p6    3 s 2p6d10    4 s2p6d 10f14    5 s2p 6d10    6 s2p6    7 s1
wartościowość	+1

Nie ma trwałych izotopów. ²²³Fr jest izotopem -promieniotwórczym (czas półtrwania 21 minut). Najmniej elektroujemny pierwiastek. W właściwościach zbliżony do cezu.

---