Litowce – metale 1. grupy układu okresowego Metale lekkie Litowce – metale 1. grupy układu okresowego

Do grupy litowców należą Lit 3Li Sód 11Na Potas 19K Rubid 37Rb Cez 55Cs Frans 87Fr

Właściwości fizyczne metale srebrzystobiałe miękkie niewielka gęstość (< 1g/cm3) niska temperatura topnienia

Z Masa atomowa (u) Tt (°C) d (g/cm3) Li 3 7 180,5 0,53 Na 11 23 97,8 0,97 K 19 39 63,2 0,86

Cechą charakterystyczną budowy atomów litowców jest konfiguracja elektronowa powłoki walencyjnej n s1

Właściwości chemiczne bardzo reaktywne w związkach chemicznych występują na +1 stopniu utlenienia

pod wpływem tlenu z powietrza ulegają utlenieniu: 2Me + O2  Me2O gwałtownie reagują z zimną wodą: 2Me + 2H2O  2MeOH + H2

reagują z kwasami z wydzieleniem wodoru: 2Me + 2HR  2MeR + H2 reagują z wodorem tworząc wodorki o charakterze zasadowym: 2Me + H2  2 MeH

charakterystyczne zabarwienia Związki litowców dają charakterystyczne zabarwienia płomienia palnika gazowego.

Występowanie związków litowców w przyrodzie :

halit - NaCl

minerały potasowe (KCl) sylwin kainit

spodumen – krzemian litu

Lit Właściwości: najlżejszy metal, który przechowuje się w eterze naftowym, ponieważ utlenia się na powietrzu (zanurzony w benzenie wypływa na powierzchnię), w temperaturze 129 0C spala się karminowoczerwonym płomieniem; Występuje: tylko w postaci związanej; w górnych warstwach Ziemi występuje w ilości 0,0018% w skałach (wyjątek złoża soli), w wodach mineralnych (woda litowa w Muszynie), popiół roślinny (popiół tytoniowy zawiera 0,5% litu);

Otrzymywanie litu a. Na skalę przemysłową - Lit otrzymuje się przez elektrolizę stopionego chlorku litu (LiCl). Rozpoczyna się od stopienia chlorku litu i chlorku potasu (KCl). Chlorek litu topi się w temperaturze 605°C, a chlorek potasu - w temperaturze 770°C. Stosowana do otrzymywania litu mieszanina obydwu soli topi się w temperaturze ok. 400°C (mieszanina eutektyczna). Podczas elektrolizy zachodzą reakcje:             Li + e- ---> Li (reakcja katodowa)         2Cl- ---> Cl2 + 2e- (reakcja anodowa)         LiCl ---> Li + Cl2 (reakcja sumaryczna)     W ciągu całego procesu produkcji metaliczny lit musi znajdować się w suchym, pozbawionym tlenu środowisku. Zwiększa to znacznie koszt produkcji metalu; b. Elektroliza roztworu LiCl w pirydynie; c. Roztwarzanie minerałów za pomocą kwasu siarkowego, z powstałego roztworu Li2SO4 strąca się za pomocą węglanu sodu Li2CO3, a następnie z otrzymanego węglanu działając innymi kwasami otrzymuje się inne sole.

Zastosowanie litu: Mechanika: metaliczny lit stosuje się jako domieszkę do specjalnych stopów łożyskowych zwiększając jego twardość; Hutnictwo szkła i ceramiki; Medycyna: sole litu stosowane są w leczeniu zaburzeń psychicznych - brak szerszego rozpowszechnienia litu w psychiatrii jest spowodowany jego znaczną toksycznością i mała rozpiętością między dawką terapeutyczną i toksyczną nazywane normotykami; ważny mikroelement; Energetyka: galwaniczne „ogniwa litowe” o napięciu 3V; do wytwarzania trytu  w reaktorach jądrowych, deuterek litu stosowany jako termonuklearny materiał wybuchowy;              2H + 6Li →  4He + 4He   24 MeV

Sód Minerały: kryształy soli kuchennej, kriolit, saletra chilijska, albit (skaleń sodowy) Otrzymywanie – elektroliza stopionego wodorotlenku sodu lub stopionej mieszaniny chlorków sodu i wapnia na katodzie żelaza lub ciekłego ołowiu. Ze stopu ołowiu sód się oddestylowuje. Właściwości – metal o silnym srebrzystym połysku na powietrzu szybko matowieje (pokrywając się warstwą wodorotlenku oraz węglanu);  miękki;  pary mają kolor purpurowy; z wodą sód reaguje bardzo gwałtownie wydzielając wodór i wodorotlenek sodu;             2Na + H2O→2NaOH + H2↑     Na powietrzu sód spala się żółtym płomieniem do nadtlenku wodoru, spalony w gazowym chlorze tworzy chlorek sodu             2Na + O2→H2O2+ Na2O2 Z rtęcią tworzą amalgamat - reakcji towarzyszy płomień;

Zastosowanie : Lampy sodowe – zastąpiły bardziej toksyczne lampy rtęciowe używane przed 1935 rokiem Reaktory jądrowe - jako ciecz przenosząca ciepło; Produkcja- cyjanku i nadtlenku sodu; Produkcja barwnika indygo; Środek suszący eter i inne wolne od halogenów ciecze organiczne; Środek redukujący;

Chlorek sodu NaCl Występowanie:  w postaci soli kamiennej w złożach solnych, w solankach w wodzie morskiej (w ilości około 2,7%), jako skła Otrzymywanie: Ze złóż solnych, przez rozsadzanie (metoda niestosowana w Polsce, lecz wykorzystywana np. w Niemczech) lub ługowanie soli (rozpuszczanie pod ziemią, pompowanie solanki na powierzchnię, odparowanie wody); Z solanek, przez odparowanie wody w pawniach warzelniczych lub przez ich stopniowe zatężanie; Z wody morskiej, przez odparowanie lub wymrażanie (sól morska). dnik popiołu, w węglu brunatnym, jako składnik organizmów.

Właściwości i zastosowanie Bezbarwne kryształy, doskonale rozpuszczalne w wodzie; Kryształy NaCl trzeszczą podczas łagodnego ogrzewania, rozsadzane poprzez rozszerzający się ług macierzysty lub zawarte w nim Zastosowanie Produkcja wszystkich związków sodu i chloru; Środek konserwujący;  przyprawa; Do wysalania mydła i barwników organicznych; Glazurowanie ceramiki; Składnik zmniejszający siłę wybuchu powietrznych materiałów wybuchowych; W solankach chłodniczych – mieszanina 3,5:1 chlorku sodu do wody tworzy mieszaninę chłodzącą temperatura -210C. gazy;

Potas Występowanie: Siódmy pierwiastek pod względem rozpowszechnienia w skorupie  ziemskiej. Występuje w postaci związanej, w minerałach, wodzie morskiej i organizmach żywych. 1 litr wody morskiej zawiera 0,38 g jonów potasu co spowodowane jest  silniejszą adsorpcją jonów potasu, powstających w wyniku wietrzenia  skał przez glebę. Duże ilości potasu występują w świeżych warzywach i owocach.

Potas metaliczny Właściwości:    Bardziej reaktywny niż Na, w zetknięciu z wodą natychmiast zapala się i pali jasnofioletowym płomieniem wydzielając przy tym wodór. Zwykle dochodzi do eksplozji powstającego gazu piorunującego.       Pary potasu mają niebieskozielone zabarwienie.      Utylizacje potasu przeprowadza się pentanolem (alkoholem      amylowym). 2C5H11OH +2K = 2C5H11OK +H2 Otrzymywanie: a. Metoda termoelektrolizy wodorotlenku potasu: b. Ogrzewanie fluorku potasu z węglikiem wapnia: 2KF +CaC2 = 2K +2C + CaF2

Rubid (Rb, łac. Rubidium) i Cez (Cs, łac. caesium) i ich związki Występowanie: Pierwiastki towarzyszą w niewielkich ilościach potasowi w złożach skalnych i skałach, a także w wodach mineralnych. Karnolit zawiera około 0.015 do 0,040 % rubidu. Zawartość cezu jest jeszcze mniejsza. Minerałem cezu jest rzadko występujący polucyt CsAlSi2O6. Otrzymywanie: Z chlorków lub dichromianów (VI) przez ogrzewanie wapnem lub cyrkonem w próżni (metale te oddestylowuje się); metodą termoelektrolizy. Właściwości: Najbardziej reaktywne metale w całym układzie okresowym; Na powietrzu natychmiast tworzą się tlenki nawet duże kawałki rubidu i cezu zapalają się samoczynnie po kilku sekundach; Reagują z wodą wybuchowo rozżarzają się; Cez ma największą spośród wszystkich pierwiastków trwałych objętość atomową; Cez i rubid emitują elektrony na skutek działania światła (efekt fotoelektryczny).

Zastosowanie: Rubid stosowany wyłącznie w celach naukowych; Cez: produkcji fotokomórek (np. w postaci stopów Ag/Ag2O/Cs lub Cs2O/Sb – Cs) specjalnych promienników podczerwieni; Nuklid Cs137 podobnie jak Co60 służy jako źródło promieniowania w medycynie Stosowalność związków cezu i rubidu jest nieznaczące, przejawiają duże podobieństwa do związków potasu. Frans (Fr, łac. francium) Frans to radioaktywny metal alkaliczny. Ostatnie badania wykazują, że jego aktywność chemiczna jest mniejsza niż aktywność cezu i jest podobna do aktywności rubidu. Frans reaguje gwałtownie z wodą i kwasami (podobnie jak inne metale alkaliczne); Występuje w rudach uranowych. Całkowita zawartość fransu w skorupie wynosi około 24.5 mg;