Chemia/Pierwiastki grupy 1 - litowce

Z Brain-wiki
Litowce
Nazwa Symbol konfiguracja Elektroujemność Potencjał E
Lit Li (He)2s1 0,97 -3.04
Sód Na (Ne)3s1 1.01 -2,71
Potas K (Ar)4s1 0,91 -2,93
Rubid Rb (Kr)5s1 0,89 -2,98
Cez Cs (Xe)6s1 0,86 -3,03
Frans Fr (Rn)7s1 0,86 -2,90

Wszystkie litowce posiadają jeden elektron walencyjny na orbitalu s. W miarę przechodzenia w dół grupy, od litu do fransu, elektron ten znajduje się coraz dalej od jądra i oderwanie go jest coraz łatwiejsze. Tłumaczy to obserwowany wzrost reaktywności litowców wraz ze wzrostem masy atomowej pierwiastka.

Niskie wartości elektroujemności oraz potencjałów standardowych świadczą o tendencji do oddawania elektronów i silnych właściwościach redukujących.

Nazwa Promień jonowy (nm) Potencjał jonizacji I (eV) Potencjał jonizacji II (eV)
Lit 0,076 5,39 75,6
Sód 0,102 5,14 47,3
Potas 0,138 4,34 31,8
Rubid 0,152 4,18 27,5
Cez 0,167 3,89 25,1
Frans 0,175 - -

Wzrost promieni jonowych zwiększa się w związku ze wzrostem liczby powłok elektronowych. Spadek wartości potencjałów jonizacji jest wynikiem coraz słabszego przyciągania elektronu walencyjnego. Duża różnica pomiędzy pierwszym i drugim stopniem jonizacji jest przyczyną występowania wszystkich litowców w postaci jonów M+1 (M oznacza atom metalu).

Właściwości fizykochemiczne

  • Metale alkaliczne są najbardziej czynne chemicznie ze wszystkich metali, gwałtownie reagują z wodą oraz tlenem atmosferycznym.
  • W podwyższonych temperaturach zachodzą reakcje litowców z wodorem (powstają wodorki MH) oraz z fluorowcami (powstają halogenki MX). Lit reaguje bezpośrednio również z azotem (Li3N) i węglem tworząc węglik litu Li2C2.
  • Litowce wykazują dużą przewodność elektryczną i cieplną, ale te cechy metali są rzadko wykorzystywane w praktyce ze względu na konieczność specyficznego obchodzenia się z nimi (przechowywanie w ciekłych, węglowodorach w celu zabezpieczenia przed utlenianiem).

Związki litowców z tlenem

  • Lit reaguje z tlenem w temperaturze powyżej 100°C, dając Li2O, sód tworzy nadtlenek Na2O2, pozostałe metale — odpowiednie ponadtlenki KO2, RbO2, CsO2.
  • Normalne tlenki można uzyskać redukując nadtlenki lub ponadtlenki w reakcji:
M2O2 + 2M → 2 M2O
  • Na2O2 wykazuje silne działanie utleniające. Reakcja z ditlenkiem węgla
Na2O2 + CO2 → Na2CO3 + ½ O
generująca tlen jest wykorzystywana do oczyszczania powietrza w łodziach podwodnych i aparatach tlenowych.

Zasadowy charakter litowców i ich związków

  • Reakcje metali alkalicznych z wodą zachodzi według równania:
M + H2O → M+ + OH¯ + ½ H2
i przebiega najmniej gwałtownie w przypadku litu. W trakcie reakcji sodu z wodą wydzielające się ciepło powoduje topienie metalu, a potas zapala się w zetknięciu z wodą.
  • Tlenki i wodorki litowców mają charakter zasadowy:
M2O + H2O → 2M+ + OH¯
MH + H2O → M+ + OH¯ + H2

Związki litowców z siarką

  • Litowce tworzą z siarką wodorosiarczki (MHS), siarczki (M2S) oraz liczne wielosiarczki o ogólnym wzorze MSn, gdzie n przyjmuje wartości 2 – 6.
  • Wodorosiarczki MHS powstają w wyniku nasycenia gazowym siarkowodorem roztworów wodorotlenków:
MOH + H2S → MHS + H2O.
  • Siarczki M2S otrzymuje się dodając do roztworów wodorosiarczków wodorotlenku
MHS + MOH → M2S + H2O
lub redukując siarczany za pomocą węgla w wysokich temperaturach
M2SO4 + 4 C → M2S + 4CO.
  • Pod działaniem tlenu atmosferycznego siarczki utleniają się do tiosiarczanów
2M2S + 2O2 + H2O → M2S2O3 + 2KOH.

Ważniejsze sole kwasów tlenowych

Azotany
NaNO3 przez długie lata stosowany był jako najważniejszy nieorganiczny nawóz azotowy KNO3 stosowano do wyrobu czarnego prochu (75% KNO3, 10% siarki, 15% węgla drzewnego)
Węglany
Na2CO3 należy do najważniejszych surowców nieorganicznego przemysłu chemicznego. Duże jego ilości są używane do produkcji szkła oraz mydła. NaHCO3 znajduje zastosowanie w medycynie i przemyśle spożywczym.
Siarczany
Na2SO4 i K2SO4 są surowcami w przemyśle szklarskim. Siarczan potasu jest również stosowany jako sztuczny nawóz.

Efekty hydratacyjne

  • W przypadku Li+ pierwotna powłoka hydratacyjna (określana liczbą cząsteczek bezpośrednio skoordynowanych przez kation) złożona z czterech rozmieszczonych tetraedrycznie cząsteczek wody, występuje w różnych solach i prawdopodobnie w roztworze. Podobnie wygląda pierwotna powłoka hydratacyjna Na+ i K+.
  • Jony rubidu i cezu maja pierwotną powłokę hydratacyjną złożoną z 6 cząsteczek wody.
  • Siły elektrostatyczne działają również poza obrębem pierwotnej sfery koordynacyjnej i wiązane są dodatkowe warstwy cząsteczek wody. Zasięg wtórnej hydratacji jest odwrotnie proporcjonalny do rozmiarów kationu.
  • Efekty hydratacyjne wpływają na zachowanie się jonów litowców w procesach wymiany jonowej oraz transportu przez błony komórkowe.

Litowce w rozpuszczalnikach organicznych

  • W reakcji z alkoholami alifatycznymi litowce tworzą alkoholany.
  • Rozpuszczają się w amoniaku tworząc roztwory przewodzące prąd, w których nośnikami ładunków są solwatowane jony metali i solwatowane elektrony.
  • Rozpuszczają się w eterach: tetrahydrofuranie i eterze dimetylowym glikolu dietylenowego.
  • Roztwory Li i Na w amoniaku i aminach są wykorzystywane w syntezach organicznych jako silne reduktory.

Analiza jonów litowców w roztworach

  • Jony litowców nie dają charakterystycznych reakcji chemicznych w roztworach wodnych, umożliwiających ich identyfikację i rozdział.
  • Do wykrywania litowców wykorzystuje się tzw. reakcje płomieniowe, które są efektem wzbudzenia atomów w wysokich temperaturach. Oddając nadmiar energii stają się źródłem promieniowania z zakresu widzialnego, co obserwuje się w postaci barwy płomienia: karminowej w przypadku litu, żółtej w przypadku sodu, różowej w przypadku rubidu i cezu.
  • Do ilościowej analizy jonów Na+ oraz K+ w roztworach wodnych wykorzystuje się pomiary potencjometryczne z użyciem elektrod jonoselektywnych, których potencjał zależy od aktywności jonów.