Materiały pochodzą z Platformy Edukacyjnej Portalu www.szkolnictwo.pl Wszelkie treści i zasoby edukacyjne publikowane na łamach Portalu www.szkolnictwo.pl mogą być wykorzystywane przez jego Użytkowników wyłącznie w zakresie własnego użytku osobistego oraz do użytku w szkołach podczas zajęć dydaktycznych. Kopiowanie, wprowadzanie zmian, przesyłanie, publiczne odtwarzanie i wszelkie wykorzystywanie tych treści do celów komercyjnych jest niedozwolone. Plik można dowolnie modernizować na potrzeby własne oraz do wykorzystania w szkołach podczas zajęć dydaktycznych.

Spis treści Pierwiastki bloku s na tle układu okresowego Konfiguracja elektronowa litowców Konfiguracja elektronowa berylowców Charakterystyka litowców Właściwości chemiczne litowców Występowanie i znaczenie litowców Zastosowanie litowców Charakterystyka berylowców Właściwości chemiczne berylowców Twardość wody Znaczenie magnezu i wapnia dla organizmu Hel Wodór właściwości chemiczne - metody otrzymywania

Pierwiastki bloku s Litowce Hel Berylowce Wodór Dla pierwiastków bloku s elektrony walencyjne to: ns, gdzie n to ostatnia powłoka

Pierwiastki grupy 1 ( grupa I A) litowce / metale alkaliczne/

Pierwiastki grupy 2 ( grupa II A) berylowce / metale ziem alkalicznych /

Charakterystyka litowców Cechą wspólną jest powłoka walencyjna złożona z jednego orbitalu typu s, na którym jest tylko jeden elektron (ns1). Wartościowość litowców jest stała. Zawsze występują na +I stopniu utlenienia. Wiąże się to z trwałością konfiguracji na powłokach bliższych jądru. Poczynając od litu, u każdego następnego litowca elektron ten znajduje się coraz dalej od jądra atomowego. Oderwanie więc tego elektronu jest coraz łatwiejsze,. dlatego reaktywność litowców wzrasta wraz ze wzrostem masy atomowej pierwiastka. Litowce mają najmniejszą elektroujemność wśród pierwiastków układu okresowego: Li 1,0; Na - 0,9; K - 0,8; Rb - 0,8; Cs - 0,7 przy czym zmniejsza się ona w miarę wzrostu odległości elektronu walencyjnego od jądra.

Właściwości fizyczne litowców Budowa – krystaliczna Barwa – srebrzysto biała Połysk – metaliczny Gęstość – bardzo lekkie – lit, sód i potas mają gęstość mniejszą od wody Temperatury topnienia – niskie (30 -180 oC) Przewodnictwo elektryczne – bardzo dobre Twardość – bardzo miękkie Metale alkaliczne są niezwykle reaktywne. W jaki sposób bezpiecznie je przechowywać? Aby nie dopuścić do reakcji litowca z otoczeniem, przechowuje się go w pojemniku z naftą lub inną nie reaktywną cieczą. W przypadku rubidu i cezu to nie wystarcza. Wchodzą w reakcje z cieczą. Oba metale przechowywane są w szklanych, próżniowych wypełnionych obojętnym gazem ampułkach.

Właściwości chemiczne litowców Potencjał standardowy Eo [V] Litowce to najbardziej reaktywne pierwiastki chemiczne (najsilniejsze reduktory). Lit ma najniższy potencjał standardowy, bo ma bardzo wysoką energię hydratacji . Pierwiastek Potencjał standardowy Eo [V] Lit -3.05 Sód -2.71 Potas -2.93 Rubid -2.92 Cez Identyfikacja soli litowców metodą płomieniową Wzbudzone atomy pierwiastków dają widmo w zakresie fal widzialnych, co jako tzw. próba płomienia służy do identyfikacji pierwiastków; i tak: lit - karminową, sód – żółtą, potas –fioletową, rubid – fiołkowo-różową, cez – niebieską

1. Spalanie 2. Reakcja z wodą Tylko w przypadku litu normalnym produktem spalania w powietrzu jest prosty tlenek. Produktem spalania sodu jest nadtlenek Na2O2 z jonem O22 – Produktami spalania potasu, rubidu i cezu są ponadtlenki MeO2 zawierające jony O2 – Otrzymane związki reagują z wodą dając wodorotlenki i ewentualnie wydziela się tlen 4MO2 + 2H2O → 4MOH + 3O2 2M2O2 + 2H2O → 4MOH + O2 M2O + H2O → 2MOH K[+]∙O−O| 2. Reakcja z wodą Bardzo gwałtownie reagują z wodą :2 M + 2H2O →2 MOH + H2 Przebieg tej reakcji jest tym gwałtowniejszy im większa liczba atomowa litowca – najsilniejsza zasada to CsOH.

4. Reakcje z azotem, siarką i fluorowcami 3. Reakcje z wodorem M + H2 → 2MH stopień utlenienia wodoru: -I, metalu I wodorki w reakcji z woda dają wodorotlenki i wydziela się wodór MH + H2O → MOH + H2 4. Reakcje z azotem, siarką i fluorowcami Z azotem tworzą azotki: 6M + N2 = 2M3N M3N + 3H2O = 3MOH + NH3 Z siarką dają siarczki M2S, wodorosiarczki MHS i wielosiarczki Z fluorowcami dają sole 5. Reakcje z kwasami Reagują z kwasami wypierając wodór i tworząc sole

Występowanie i znaczenie litowców Bardzo duża aktywność powoduje, że w warunkach normalnych występują jedynie w postaci związków chemicznych. Najbardziej rozpowszechnionym metalami grupy pierwszej jest sód i potas. Sód jest najtańszym i najłatwiej dostępnym litowcem. Występuje w znanym minerale- chlorku sodu, czyli soli kuchennej. Ogromne ilości NaCl zawiera woda morska (10500 ppm). Frans występuje w śladowych ilościach – w minerałach uranowych. Spowodowane jest to jego promieniotwórczością. Najtrwalszy izotop fransu ma T1/2 krótszy niż 30 minut. Ale skąd w ogóle frans znajduje się w Ziemi? Otóż powstaje on w szeregu aktynowym, z rozpadu uranu- 235. Sód i potas są nieodzownymi składnikami tkanki zwierzęcej i roślinnej. Oprócz spełniania podstawowych funkcji fizjologicznych, jak np. ułatwianie obiegu wodnego, jony te odgrywają szczególna rolę. Sód hamuje aktywność enzymów mięśniowych i jest niezbędny do kurczenia się wszystkich mięśni zwierzęcych.

Potas reguluje równowagę wodną organizmu, utrzymuje prawidłowy rytm serca, wpływa na równowagę kwasowo –zasadową ,utrzymuje właściwe ciśnienie osmotyczne, ułatwia myślenie; zaopatruje mózg w tlen, pomaga w usuwaniu produktów przemiany materii, bezwzględnie potrzebny do syntezy białek, udziela się w metabolizmie węglowodanów Ocenia się, że organizm zawiera około 150 gramów potasu, natomiast stężenie potasu w krwi utrzymuje się w granicach od 3,7 do 5 mmol/l. Lit jest jednym z najcenniejszych mikroelementów. Zapobiega chorobom serca, cukrzycy i nadciśnieniu, działa pobudzająco na szpik kostny. Niedobór powoduje stany depresyjne. W życiu roślin ważniejszy od sodu jest potas. Przez to ponad 90% zawartości alkalicznych popiołów stanowi właśnie ten pierwiastek. Rośliny mają tak ogromne zapotrzebowanie na potas, że w przypadku gleby bardziej bogatej w sód, jony K+ wchłaniane są w pierwszej kolejności.

Zastosowanie litowców Lit (Li) dodatek do stopów, odtleniacz w produkcji innych metali, do wyrobu anod w bateriach o długim czasie życia (ogniwo litowe), w lecznictwie (węglan litu - stosowany przy leczeniu depresji) Sód (Na) metalurgia, produkcja szkła sodowego, nawozy sztuczne, chłodziwo w reaktorach atomowych, środki bielące i detergenty, kuchnia Potas (K) chłodziwo w reaktorach jądrowych, nawozy, pokrywanie wnętrz fotokomórek, szare mydło; Rubid (Rb) składnik świetlówek, geochronologia i fotokomórki Cez (Cs) liczniki scyntylacyjne (jest to detektor promieniowania jonizującego), katalizatory, fotokomórki Frans (Fr) Wskaźnik obecności rud uranowych

Charakterystyka berylowców radioaktywne berylowce Posiadają konfigurację elektronową ns2 - dwa elektrony walencyjne na podpowłoce s. W wyniku wzbudzenia jeden z elektronów s przechodzi na podpowłokę p. W porównaniu do litowców mają mniejszą objętość (większy ładunek jądra silniej przyciąga elektrony) i większą gęstość (co wynika z poprzedniego). Reaktywność berylowców, mimo, iż mniejsza niż litowców, jest znaczna i wzrasta wraz ze wzrostem liczby atomowej. Wszystkie berylowce występują na +II stopniu utlenienia. Wykazują silne właściwości redukujące. Z małymi rozmiarami atomu oraz "ze stosunkowo wysoką” , jak na resztę grupy, elektroujemnością berylu wiąże się jego tendencja do tworzenia wiązań o charakterze kowalencyjnym, podczas gdy pozostałe metale o znacznie większych rozmiarach atomów i niższej elektroujemności występują głównie w związkach jonowych.

Właściwości fizyczne Metale Barwa srebrzysto biała Niewielka gęstość Łatwo topliwe Z wyjątkiem berylu miękkie Występowanie Berylowce nie występują w stanie wolnym, ponieważ mają znaczną reaktywność. Magnez i wapń występują pospolicie w skorupie ziemskiej. Stront i bar występują rzadziej, a beryl jeszcze rzadziej. Rad występuje jedynie w śladowych ilościach (około 6x10-7 ppm) w rudach uranu.

Właściwości chemiczne Barwienie płomienia: Ca - ceglasto czerwony, Sr – karminowo czerwony, Ba – żółto zielony Reakcja z tlenem Mg pali się jasnym płomieniem Ca, Sr, Ba z tlenem reagują gwałtownie dlatego przechowywane są pod naftą. Ba i Sr tworzą również nadtlenki: Me + O2→MeO2 Żaden z berylowców nie tworzy ponadtlenków (w odróżnieniu od litowców!). Nadtlenki tworzą się w bardziej drastycznych warunkach niż tlenki berylowców i jakiekolwiek tlenki litowców. Reakcja z wodą -Be z wodą nie reaguje (aby reakcja berylu z wodą zaszła efektywnie należy podgrzać ją niemal do wrzenia). -Mg tylko na gorąco, -Ca, Ba gwałtownie jak Na i K, - moc i rozpuszczalność wodorotlenków berylowców rośnie ze wzrostem masy atomowej pierwiastka.

Reakcje z kwasami Reakcje z fluorowcami W podwyższonej temperaturze berylowce wiążą się z fluorowcami tworząc halogenki typu MeX2: Me + X2 → MeX2 (Me=Be, Mg, Ca, Sr, Ba; X=F, Cl, Br, I) Wszystkie halogenki berylu mają budowę kowalencyjną polimeryczną a pozostałe są jonowe. Reakcje z siarki Beryl i magnez w podwyższonej temperaturze reagują z siarką tworząc siarczki: Me + S → MeS (Me=Be, Mg) Siarczki Ca, Sr i Ba częściej otrzymuje się w reakcji na gorąco wodorotlenków z H2S: Me(OH)2 + H2S → MeS + 2H2O (Me=Ca, Sr, Ba) Reakcje z kwasami Wypierają wodór z kwasów tworząc sole Beryl nie roztwarza się na zimno w kwasie azotowym(V) (ulega pasywacji). Rozcieńczony kwas siarkowy(VI) i solny reaguje z berylem już w temperaturze pokojowej. Reakcje z fluorowcami

Amfoteryczność berylu Beryl, jest jedynym pierwiastkiem bloku s wykazującym charakter amfoteryczny, pozostałe wykazują charakter zasadowy. Be + 2HCl → BeCl2 + H2 Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2 Wszystkie związki berylu mają słodki smak i są silnie trujące. Wdychanie berylu i jego związków może być przyczyną poważnych chorób układu oddechowego, a stykanie się rozpuszczalnych związków berylu ze skórą może wywoływać jej stany zapalne. Tworzenie wodorków Wszystkie berylowce (poza berylem) w reakcji z wodorem tworzą wodorki MeH2 Reakcja z azotem Berylowce spalają się w azocie tworząc azotki typu Me3N2 (azotek berylu jest dość lotny): 3Me + N2 → Me3N2 (Me=Be, Mg, Ca, Sr, Ba)

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 wprowadzenie 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.

Znaczenie magnezu i wapnia dla organizmu Magnez jest niezbędny w organizmie człowieka do działania około 80 enzymów i aktywacji witaminy B1. Uczestniczy w odbudowie fosforanowych źródeł energetycznych skurczu mięśniowego, kwasu ATP i fosforanu kreatyny. Magnez uczestniczy w syntezie i stabilizacji kwasów nukleinowych DNA i RNA, zapewnia funkcjonowanie mitochondriów komórkowych, uczestniczy, razem z wapniem, w funkcjonowaniu tkanki nerwowej i mięśniowej. Brak magnezu pogłębia stany depresyjne. Magnez bierze udział w przesyłaniu impulsów nerwowych a zwłaszcza w utrzymaniu prawidłowego rytmu pracy serca. Magnez poprawia wchłanianie potasu oraz chroni komórki mięśnia sercowego i komórki nerwowe przed niszczącym działaniem wolnych rodników, substancji toksycznych i w efekcie tego, zmian miażdżycowych w układzie krwionośnym. Wapń jest pierwiastkiem budulcowym i regulacyjnym w organizmie. W ciele dorosłego człowieka znajduje się około 1000 gramów wapnia. Prawie 99% tego pierwiastka znajduje się w szkielecie kostnym. Pozostały 1% znajduje się w osoczu krwi, w trzech postaciach. Około 48% wapnia w krwi jest w postaci zjonizowanej, 46% znajduje się w powiązaniu z białkami, reszta występuje w kompleksach z cytrynianami, fosforanami i białczanami. Sole wapnia wchodzą w skład kośćca i zębów, zapewniając ich odpowiednią wytrzymałość i twardość.

Wodór i hel Wodór i hel, należące do pierwiastków bloku s, są niemetalami (gazami) o właściwościach całkowicie odmiennych od właściwości pozostałych pierwiastków bloku. Mają jednak podobną konfigurację elektronową powłoki walencyjnej i to jest przyczyną umieszczenia ich w tej grupie. Gaz bezbarwny, bez smaku i zapachu. Wykazuje najniższą temperaturę wrzenia: -268.93°C Skroplony hel występuje w 2 odmianach: hel I – własności cieczy (poniżej 4K) hel II – „ nadciekły” powstaje w temp. 2,17 K i p = ok. 5 000Pa ma bardzo małą lepkość i bardzo dobre przewodnictwo cieplne (1000 razy większe od przewodnictwa miedzi) - stan nadciekły helu   Występuje w postaci cząsteczek jednoatomowych, cząsteczka He2 jest nietrwała Rozrzedzony podczas wyładowań elektrycznych emituje żółte światło Nieznane są żadne związki He. Hel

Występowanie Hel jest drugim po wodorze pod względem rozpowszechnienia we Wszechświecie. Jego zawartość w powietrzu wynosi0,0005( % obj.)  Otrzymywanie a) frakcjonowana destylacja powietrza b) He uzyskuje się też z gazu ziemnego c) He i Ar powstają wskutek naturalnych przemian promieniotwórczych, np. 226 Ra → 222Rn + 4He przemiana α (4He) Zastosowanie helu do napełniania balonów (nie jest palny i nie przenika przez powłokę balonu) mieszanina O2 i He - gaz, którym oddychają nurkowie przy podwyższonym ciśnieniu. skroplony He (4 K) – w laboratoriach naukowych ciekły hel stosowany jest do otrzymywania najniższych temperatur, tzw. helowych w kriotechnice

WODÓR Elektroujemność wodoru znacznie różni się od elektroujemności innych pierwiastków 1 grupy. W skali Allreda i Rochowa wynosi 2,20 ( dla porównania elektroujemność litowców 0,97 – 0,86, a fluorowców 4,10 – 2,21) Wodór nie jest więc litowcem. W związkach występuje na dwóch stopniach utlenienia: +1 (H+) proton (podobieństwo do litowców) -1 (H− ) jon wodorkowy (dwa elektrony na powłoce -konfiguracja elektronowa helu). Przyłączenie 1 elektronu podobieństwo do fluorowców. Izotopy wodoru: H ≡ 11H D≡ 12H T≡ 13H prot deuter tryt 99,98% 0,016% ok. 10-16 % T (tryt) jest promieniotwórczy, ulega rozkładowi: D (deuter) służy do produkcji „ciężkiej wody” D2O

Właściwości chemiczne wodoru H2 w temp. pokojowej jest niezbyt aktywny chemicznie 1) Reakcja wodoru z tlenem H2 + ½ O2 = H2O (silnie egzotermiczna) do 450 K brak reakcji 450-720 K powoli > 720 K wybuchowo mieszanina piorunująca − mieszanina H2 : O2 = 2 : 1 2) W podwyższonych temperaturach H2 jest silnym reduktorem 3) Tworzenie wodorków

1) typu soli połączenia jonowe, zawierają jon wodoru Tworzone przez: litowce i berylowce z wyjątkiem Be, Mg reagują z wodą, np. C aH2: + H20 → CaO + 2H2 2) wodorki kowalencyjne wiązanie kowalencyjne tworzone przez: Be, Mg (2.) B, Al (13.) weglowce (14.) azotowce (15.) tlenowce (16.) fluorowce (17.) Dla X o dużej elektroujemności – wiązania kowalencyjne spolaryzowane W grupie fluorowców (17) najbardziej spolaryzowane wiązanie wykazuje HF (45% udziału wiązania jonowego) najmniej spolaryzowane wiązanie ma HI (5% udziału wiązania jonowego) 3) wodorki metaliczne pierwiastki grup od 3 do 13 (z wyjątkiem B, Al) mają połysk i właściwości metaliczne. Atomy H zajmują pozycje międzywęzłowe w sieci przestrzennej atomu X typu metalicznego

Metody otrzymywania wodoru I. laboratoryjne: 1) metal nieszlachetny + kwas Zn + 2 HCl = ZnCl2 + H2 Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2 2) elektroliza wody (i wodnych elektrolitów) na katodzie: 2H + + 2e → H2 3) amfoteryczny metal (nieszlachetny) + zasada (NaOH) 2 Al + 2NaOH + 6H2O = 2Na[Al(OH)4] + 3H2 4) litowce + H2O (oraz Ca, Sr, Ba + H2O) 2Na + 2H2O = 2Na+ + 2OH− + H2 II. w skali przemysłowej: jako produkt uboczny w procesie elektrolitycznego otrzymywania NaOH z NaCl 2) z gazu ziemnego 3) w procesach krakingu węglowodorów otrzymywanych z ropy naftowej 4)Działanie pary wodnej na rozżarzony koks (1500 K) C + H2O → CO + H2 } gaz wodny

Bibliografia „Chemia ogólna i nieorganiczna” - A. Bielański „ Chemia od A do Z” - Klimaszewska „ Chemia ogólna i nieorganiczna” 1 – M. Litwin Chemia Nieorganiczna II – Seminarium Danuta Michalska-Fąk (www.ch.pwr.wroc.pl)