LITOWCE

Litowiec	Li	Na	K	Rb	Cs	Fr
Konfiguracja elekt.	[He]2s^1	[Ne]3s^1	[Ar]4s^1	[Kr]5s^1	[Xe]6s^1	[Rn]7s^1
Pierw.E.I.[kJ·mol^-1]	520,1	495,7	418,8	403,0	375,7	400
DrugaE.I.[kJ·mol^-1]	1757	4562	3051	2632	2420	2100
Promień at. [pm]	152	153,7	227	247,5	265	270
Promień jon. [pm]	78	98	133	149	165	180
Temp. topn. [^oC]	180,5	97,8	63,2	39,5	28,5	27
Gęstość [g·cm^-3]	0,53	0,97	0,86	1,53	1,87	—
Rozp.litos.[ppm]	50	22700	18400	280	3,4	—
Elektroujemność	0,98	0,93	0,82	0,82	0,79	0,70
M^++e=M, E^o (V)	-3,0	-2,7	-2,9	-3,0	-2,9	-2,9

Chemia tych pierwiastków - chemia kationów M⁺

Zależności diagonalne: lit (Li⁺ - 78 pm) - podobny chemicznie do Mg (Mg²⁺ - 72 pm), analogicznie Be (Be²⁺ - 34₍₄₎ pm) podobny do Al (Al³⁺ - 53₍₄₎ pm), a bor^III (23 pm) podobny do krzemu Si^IV(28 pm).

Li	Be	B	C
Na	Mg	Al	Si

Mają w danym okresie najmniejszy ładunek jądra, największy w okre­sie promień atomowy, zatem łatwo ulegają jonizacji do M⁺.

Sole litu z reguły hydraty, sodu często hydraty, potasu rzadko hydraty, rubidu i cezu są bezwodne (efekt promienia jonowego).

Bardzo reaktywne, o małej gęstości, srebrzystobiałe metale. Przecho­wy­wane pod naftą. Reagują gwałtownie z wodą. Potas, rubid i cez wybu­cho­wo. Reagują energicznie z tlenem powietrza. Cez jest piroforyczny.

Wodorotlenki białe, higroskopijne, bardzo silne zasady.

LiOH < NaOH < KOH < RbOH < CsOH

Solwatacja i tworzenie kompleksów przez jony litowców.

Tendencja do tworzenia związków kompleksowych mała, niemniej istotna. Oddziaływania zasadniczo elektrostatyczne.

Pierwotna powłoka solwatacyjna (hydratacyjna), najbliższe atomy tlenu od wody.

[Li(OH₂)₄]⁺, [Na(OH₂)₄]⁺, [K(OH₂)₄]⁺ lub [K(OH₂)₆]⁺

Liczba solwatacyjna - liczba cząsteczek rozpuszczalnika związana z danym kationem, pomiary ruchliwości jonów.

{Li(OH₂)₂₅}⁺, {Na(OH₂)₁₇}⁺, {K(OH₂)₁₀}⁺

Efektywna solwatacja jonów E⁺ przez etery typu THF, dioksan i bardzo efektywna przez polietery i polietery cykliczne (etery koronowe).

Cykloheksyl-18-korona-6: dla K⁺
12-korona-4: dla Li⁺

Kryptaty

(2,2,2-kryptat)

2Na + (2,2,2-kryptat) → [Na(2,2,2-kryptat)]⁺Na^-

Sód na stopniu utlenienia (-I).

Sole litu barwią płomień palnika gazowego na intensywny kolor czer­wo­ny, sodu - na kolor żółty, sole potasu - na fioletowo, związki rubidu i cezu - również na fioletowo. Łatwość emisji promieniowania widzialnego przez atomy litowców wynika z budowy ich zewnętrznej powłoki elektro­no­wej, na której znajduje się stosunkowo słabo związany elektron. Można to robić za pomocą drucika platynowego lub podpalając etanol (metanol) z odpowiednimi chlorkami.

LIT

Glinokrzemiany np. spodumen LiAl(Si₂O₆).

Fosforany np. ambligonit LiAl[(PO₄)F(OH)].
Domieszki do minerałów sodu i potasu.
Metaliczny lit otrzymuje się przez elektrolizę stopionego LiCl.

Li - bardzo mały promień jonowy - energia sieciowa związków z małym anionem jest duża, trwałe związki krystaliczne:

LiH (900 ^oC), NaH (350 ^oC); Li₃N (trwały), Na₃N (nietrwały).

LiF słaba rozpuszczalność, MgF₂ słaba rozpuszczalność, NaF dobra rozpuszczalność.

Reaktywność chemiczna - reaktywny metal

4Li + O₂ → 2Li₂O ale nie nadtlenek ani ponadtlenek (spr. z KI)

6Li + N₂ → 2Li₃N podobnie do magnezu

Li₃N + 3H₂O → 3LiOH + NH₃

2Li + 2C → Li₂C₂ napisz reakcję tego związku z wodą.

2Li_(s) + 2H₂O_(c) → 2LiOH_(aq) + H_2(g) reaguje średnio intensywnie

Trudnorozpuszczalne sole litu

ogrzewanie.

2LiCl + Na₂CO₃ → Li₂CO₃↓ + 2NaCl biały osad.

NH₃⋅H₂O

LiCl + NH₄F → LiF↓ + NH₄Cl biały galaretowaty osad
duże .stężenie.

Na₃PO₄ + 3LiCl → Li₃PO₄↓ + 3NaCl biały strąca się po chwili

Zastosowanie litu i jego związków.

Bardzo duże zużycie i ciągle rośnie. Metaliczny lit: stopy z aluminium i magnezem, przemysł lotniczy i kosmiczny.

Stearynian litu C₁₇H₃₅COOLi - dodatek do smarów, 60 % rynku.

Li₂CO₃ - przemysł szklarski

Li-H przenośne generatory wodoru

Związki litoorganiczne np. n-butylolit (BuLi) CH₃CH₂CH₂CH₂Li zastosowanie w syntezie organicznej, duża skala.

Preparaty litu mają działanie fizjologiczne, stosuje się do leczenia pewnych zaburzeń psychicznych.

LiD nuklearny materiał wybuchowy w bombach wodorowych.

SÓD, POTAS, RUBID, CEZ

Sód: jony w wodzie morskiej.

NaCl - halit, złoża w Polsce

Na₂CO₃·NaHCO₃·2H₂O - trona, Kalifornia

NaNO₃ - saletra chilijska

Na₂SO₄·10H₂O - sól glauberska, Na₂SO₄ - tenardyt

Na₂B₄O₇ ∙ 10H₂O - boraks

Potas: zawartość jonów potasu w wodzie morskiej jest około 30 razy mniej­sza niż sodu - (glinokrzemiany, rozpuszczalność, rośliny).

Minerały potasu występują przeważnie jako składniki mieszanin soli, których głównym składnikiem jest chlorek sodu, często jest to także anhydryt CaSO₄ lub gips CaSO₄·2H₂O

KCl - sylwin, NaCl·KCl - sylwinit, MgCl₂·KCl·6H₂O - karnalit.

2MgSO₄·K₂SO₄ langbeinit, 2CaSO₄·K₂SO₄·2H₂O - polihalit.

KNO₃ - saletra indyjska

Metaliczny sód: Elektroliza stopu (eutektyk) 40 % NaCl i 60 % CaCl₂

Wydziela się Ca i Na, Ca się zestala i oddziela ciekły Na. Podaj reakcje.

Dość duże zastosowanie, reduktor, katalizator - kauczuk syntetyczny, lampy sodowe, stop sód-potas (ciekły) do chłodzenia niektórych typów reaktorów jądrowych.

Metaliczny potas: dość mała skala produkcji.

KCl_(l) + Na _(l) → NaCl _(l) + K_(g) małe zastosowanie, zasadniczo do otrzymywania KO₂ do aparatów oddechowych.

Metaliczny cez, fotokomórki.

Sód reaguje energicznie z wodą. Potas reaguje znacznie gwałtowniej.

2K + 2H₂O → 2KOH + H₂ Cez wybucha w zetknięciu z wodą.

Reakcje sodu i potasu z tlenem.

2Na + O₂ → Na₂O₂ (ż) badanie na właściwości utleniające i zasadowe

2KI + Na₂O₂ + H₂SO₄ → I₂ + Na₂SO₄ + K₂SO₄ + 2H₂O

Pb(CH₃COO)₂ + Na₂O₂ → PbO₂ + 2CH₃COONa

Pb(OH)₂ + Na₂O₂ → PbO₂ + 2NaOH

Reakcja Na₂O₂ z wodą. Rozkład H₂O₂ w środowisku alkalicznym.

2Na₂O₂ + 2H₂O → 2 H₂O₂ + 2 NaOH 2 H₂O₂ → 2 H₂O +O₂

K + O₂ → KO₂ K⁺ O₂^- (pomarańczowy)

2O₂^- + 2H₂O → O₂ + H₂O₂ + 2OH^-

W środowisku alkalicznym H₂O₂ → H₂O + ½O₂

Aparaty tlenowe: 4KO₂ + 2CO₂ → 2K₂CO₃ + 3O₂

4KO₂ + 4CO₂ +2H₂O → 4KHCO₃ + 3O₂

Trudno rozpuszczalne związki sodu

Odczynnik Blanchetiere'a

3UO₂(CH₃COO)₂ + Mg(CH₃COO)₂ + 9H₂O + CH₃COONa →

CH₃COONa⋅Mg(CH₃COO)₂⋅3UO₂(CH₃COO)₂⋅9H₂O↓ jasnożółty

Trudno rozpuszczalne związki potasu z reguły z dużymi anionami

HClO₄ + KCl HCl + KClO₄

Związki sodu, potasu, rubidu i cezu, związki jonowe: wysoka temperatura topnienia i wrzenia, struktury jonowe.

Wodorki NaH i KH, jonowe związki, piroforyczne. LiH znacznie mniej reaktywny i bardziej trwały. NaH zastosowanie w syntezie organicznej.
Podaj reakcję NaH z wodą.

Tlenki E₂O Na₂O₂ + 2Na → 2Na₂O

Budowa jonowa, jon O^2- jest niezwykle silną zasadą. Podaj reakcję tego jonu z wodą i z amoniakiem. Przedyskutuj te reakcje w świetle teorii kwasów i zasad Brønsteda.

Wodorotlenki EOH najsilniejsze, znakomicie rozpuszczalne, higro­skopij­ne, rozpływają się na powietrzu zasady. Silne działanie żrące. Pochłaniają CO₂ - napisz reakcję.

Wodorotlenek sodu, produkcja

Elektroliza NaCl (jony Na⁺ i Cl^-) - dwa rodzaje procesu
przeponowa
na katodzie żelaznej 2H₂O + 2e = H₂ + 2OH^-
na anodzie grafitowej 2Cl^- = Cl₂ + 2e
rtęciowa
na katodzie rtęciowej wodór wydziela się przy wyższym napięciu, w warunkach procesu wodór się nie wydziela:

Na⁺ + e + xHg = NaHg_x amalgamat poddaje się reakcji z wodą.
na anodzie grafitowej 2Cl^- = Cl₂ + 2e
Produktami tych procesów jest NaOH i Cl₂ oraz H₂.

Kaustyfikacja Na₂CO₃ + Ca(OH)₂ → CaCO₃ ↓ + 2NaOH

Zastosowanie NaOH (soda kaustyczna) jest olbrzymie. Produkcja mydeł, przemysł celulozowy, przemysł jedwabiu sztucznego. Neutralizacja kwasów odpa­do­wych, produkcja fenolu, β-naftolu, produkcja chloranu (I) sodu NaClO (podchlorynu sodu). Produkcja ortofosforanu (V) sodu. Usuwanie H₂S z gazu ziemnego a SO₂ z gazów spalinowych. Dodaje się NaOH do paliwa lub przepuszcza gazy spalinowe przez absorbery.

Wodorotlenek potasu - elektroliza KCl, mydła miękkie, absorbery do pochłaniania CO₂, nie zapychają się. KOH używany głównie do produkcji K₃PO₄, KH₂PO₄ (detergenty) i w przemyśle gumowym.

Chlorki: NaCl - produkcja Na₂CO₃, odśnieżanie ulic, w gos­podar­stwach domowych, odśnieżanie ulic, konser­wacja żywności.

Dodatki do soli, NaI, KCl, sole magnezu. KCl - nawozy potasowe.

Siarczki, wodorosiarczki i wielosiarczki.

NaOH + H₂S → NaHS + H₂O

NaHS + NaOH ← Na₂S + H₂O hydroliza odczyn silnie zasadowy

bezwodny Na₂SO₄ + 4C → Na₂S + 4CO

hydroliza, odczyn silnie zasadowy Na₂S + H₂O → NaHS + NaOH

Węglany: Proces Solvay produkcji węglanu sodu
CaCO₃ → CaO + CO₂
2NaCl + 2NH₃ + 2CO₂ + 2H₂O → 2NaHCO₃↓ + 2NH₄Cl
karbonizacja, w przeciwprądzie

2NaHCO₃ = Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O kalcynacja - soda kalcynowana
2NH₄Cl +CaO = CaCl₂ + H₂O + 2NH₃ regeneracja amoniaku

Sumarycznie
2 NaCl + CaCO₃ = Na₂CO₃ + CaCl₂
Krystalizuje jako hydrat Na₂CO₃·10H₂O

Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O 2NaHCO₃ niezbyt rozpuszczalny

Olbrzymie użycie sody Na₂CO₃. Papiernictwo, przemysł szklarski, środki do prania, proszek do pieczenia, gaśnice pianowe.

Na₂CO₃ odczyn zdecydowanie zasadowy, hydroliza.

CO₃^2- + H₂O = HCO₃^- + OH^-

Przemysł szklarski: Próbki szkła

K₂CO₃ - dawniej z popiołu drzewnego (pot Asche), teraz wyłącznie

2KOH + CO₂ = K₂CO₃ + H₂O

K₂CO₃ używany do produkcji szkieł optycznych, do produkcji szkła ozdobnego, produkcji porcelany i produkcji barwników.

Na₂SO₄ - sól glauberska, (może być hydrat Na₂SO₄·10H₂O).
Olbrzy­mie zastosowanie przy usuwaniu ligniny z drzewa. Pro­duk­cja tektury. Przemysł szklarski.

K₂SO₄ - (bezwodny), najczęściej stosowany nawóz potasowy, także w przemyśle szklarskim.

Azotany (V): NaNO₃ - saletra chilijska (NaIO₃ - zanieczyszczenie).

KNO₃ saletra indyjska. Produkty pirotechniczne (czarny proch), konserwacja żywności. Najlepszy nawóz azotowy.

Ogrzewany: 2KNO₃ = 2KNO₂ + O₂

KClO₃ - środki pirotechniczne, KClO₄ - środki pirotechniczne.

KMnO₄ - środek dezynfekujący i utleniający.

KCN - przemysł galwanizacyjny, wydobywanie metali szlachetnych.

Własności radioaktywne potasu i rubidu.

Wszystkie naturalne związki potasowe emitują promieniowanie ၢ^- i ၧ dzięki obecności izotopu ⁴⁰K (długi okres poł. rozpadu t_½ = 1,3თ10⁹ l).

Naturalny potas: ³⁹K (93,08%), ⁴⁰K (0,012%), ⁴¹K (6,91%).

Schemat rozpadu promieniotwórczego ⁴⁰K

⁴⁰K

wychwyt K

12% ၢ^-_88%E_max = 1,38MeV

ၧ 1,5 MeV

Wychwyt K:
z pierwszej powłoki do jądra

Emisja ß^- :

JON AMONOWY

Reakcje strąceniowe podobne do soli potasu. Promień jonowy NH₄⁺ 164 pm (K⁺ = 152 pm, Rb⁺ = 166 pm). Sole potasu i amonu są izomorficzne. Nadchloran amonu łatwiej rozpuszczalny niż KClO₄. Napisz jakąkolwiek reakcję strącania chloranu (VII) amonu.

Sole amonowe:

NH₄Cl + NaOH → NH₃↑ + NaCl + H₂O

Chlorek amonu NH₄Cl (salmiak) - ogrzewanie rozkład termiczny.

NH₄Cl(s) → HCl(g) + NH₃(g)

Węglan, wodorowęglan amonu:

2NH₃ + CO₂ + H₂O = (NH₄)₂CO₃
NH₃ + CO₂ + H₂O = (NH₄)HCO₃

2NH₃ + CO₂ = NH₄CO₂NH₂ karbaminian amonu. Wzór Lewisa.

Toksyczny półprodukt przy produkcji mocznika.

NH₄CO₂NH₂ → NH₂CONH₂ + H₂O

NH₄CO₂NH₂ + H₂O → (NH₄)₂CO₃

Węglan amonu nie jest na powietrzu trwały:

(NH₄)₂CO₃
NH₄HCO₃
NH₃ + CO₂ + H₂O

Siarczan (VI) amonu: ważny nawóz sztuczny. 2NH₃ + H₂SO₄

CaSO₄ + CO₂ + H₂O + 2NH₃ = CaCO₃↓ + (NH₄)₂SO₄

Ir (CaSO₄) = 2,5·10^-5 Ir (CaCO₃) = 4,0·10^-9

Azotan (V) amonu: nawóz sztuczny, materiały wybuchowe (amonity)

Podaj reakcję termicznego rozkładu NH₄NO₃.

Zasada amonowa - słaba. Odczyn soli silnych kwasów kwaśny.

Nie ma NH₄OH jest tylko NH₃·H₂O NH₄⁺ + OH^-

Hydroliza odczyn kwaśny.

NH₄⁺(aq) + H₂O(l) = NH₃(aq) + H₃O⁺(aq)

Ognie bengalskie.

a) zielony: b) czerwony: c) żółty: d) niebieski:

Ba(NO₃)₂ Sr(NO₃)₂ NaNO₃ [Cu(NH₃)₄]SO₄თH₂O

12

---