Chemia/Pierwiastki grupy 1 - litowce

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.