plik

Materiały internetowe

• http://www.angelo.edu/faculty/kboudrea/index/Notes_C

hapter_08.pdf

• http://cwx.prenhall.com/petrucci/medialib/power_point/

Ch24.ppt

• http://web.mit.edu/2.813/www/Class%20Slides/Lecture

%207%20Mat.Prod.pdf

• http://www.google.pl/search?hl=pl&lr=&client=firefox-

a&channel=s&rls=org.mozilla:pl:official&q=uklad+okre
sowy+pierwiastkow%2BPower+Point&start=20&sa=N

•

http://www.its.caltech.edu/~chem1/Lecture%20Notes%
20pdfs/Series%204%20Periodic%20Trends.pdf

• http://zchoin.fct.put.poznan.pl

2 pierwsze

kolumny

układu

blok s

Struktura elektronowa litowców

Pierwiastek Symbol

Struktura

elektronowa

Lit

[He] 2s

Sód

[Ne] 3s

Potas

[Ar] 4s

Rubid

[Kr] 5s

Cez

[Xe] 6s

Frans

[Rn] 7s

Rozpowszechnienie pierwiastków w

skorupie ziemskiej

Pierwiastek

Stężenie

(ppm)

Tlen

464000

Krzem

282000

Glin

83200

Żelazo

56300

Wapń

41500

Sód

23600

Magnez

23300

Potas

20900

Tytan

5700

Wodór

1400

Rozpowszechnienie:

2,6 %

2,4 %

3  10

-2

% 6  10

-3

3  10

-4

Minerały

Występuje w skorupie ziemskiej razem z sodem i potasem,

występuje też w postaci minerału:

LiAl(Si

)

- spodumen

NaCl

- sól kamienna (halit)

NaNO

- saletra chilijska

KCl

- sylwin

KCl MgCl

 6H

- karnalit

KNO

- saletra indyjska

Rb, Cs

minerały tych pierwiastków towarzyszą minerałom sodu

i potasu

Wszystkie jego izotopy są promieniotwórcze

Najtrwalszy 

223

Fr T

1/2

= 21 min.

K i Rb: posiadają naturalne długożyciowe izotopy promieniotwórcze:

K-40

1/2

= 1,3  10

lat

Rb- 87

1/2

= 6  10

lat

Woda morska jako źródło soli

litowców

Związki chemiczne

Zawartość

[%]

Chlorek sodu

2.7

Sole magnezu

0.13

Chlorek potasu

0.07

Sole wapnia

0.042

Sole bromu

0.001

Sole boru

0.00001

Ze względu na bardzo dobrą rozpuszczalność wielu prostych soli
sodu i potasu, związki tych pierwiastków dominują w wodzie morskiej.

Standardowe potencjały elektrodowe

litowców

Pierwiastek

Potencjał

standardowy

[V]

Lit

-3.05

Sód

-2.71

Potas

-2.93

Rubid

-2.92

Cez

-2.92

Litowce to najbardziej reaktywne pierwiastki chemiczne
(najsilniejsze reduktory).
Lit ma najniższy potencjał standardowy, bo ma bardzo wysoką
energię hydratacji

Zmiana promienia atomowego

Efektywny Ładunek Jądra

Z* dla elektronów walencyjnych wzrasta nieznacznie

wraz z przesuwaniem się w dół grupy

Jednakowa konfiguracja elektronów

walencyjnych

Jednakowa konfiguracja elektronów

walencyjnych

Promień atomowy

W grupie (przesuwając się ku dołowi)

1. n wzrasta

2. Z wzrasta

3. Brak wyraźnej zmiany Z* - praktycznie

pozostaje stała

Promień atomowy wyraźnie wzrasta przy

przesuwaniu się w dół grupy

W grupie (przesuwając się ku dołowi)

1. n wzrasta

2. Z wzrasta

3. Brak wyraźnej zmiany Z* - praktycznie

pozostaje stała

Promień atomowy wyraźnie wzrasta przy

przesuwaniu się w dół grupy

Rozmiary jonów

okresowym zmianom ulegają również jony pierwiastków:

objętość jonów ujemnych jest większa od objętości

atomów, dodatnich zaś znacznie mniejsza

Energia jonizacji (EI)

• Przesuwając się w dół grupy

• 1. ładunek jądra wzrasta
• 2. Z* pozostaje praktycznie stałe (efekt ekranowania)
• 3. Liczba powłok elektronowych wzrasta, wzrasta promień

atomowy.

• 4. Wzrasta ilość elektronów na wewnętrznych powłokach,

ekranujących elektrony walencyjne

• EI maleje w dół grup

Właściwości wynikające ze struktury

elektronowej

największe

wartości

powinowactwa

elektronowego

posiadają

pierwiastki

prawej górnej

części układu

okresowego

(chlorowce F, Cl

)

Elektroujemność

Miara tendencji pierwiastka do przyciągania elektronów

Przesuwając się w dół grupy

Z rośnie, ale Z* pozostaje praktycznie stałe

- liczba powłok elektronowych(n) wzrasta
- promień atomowy wzrasta
- siła przyciągania pomiędzy dodatkowym elektronem i
jądrem maleje

Elektroujemność maleje

w kolejnych

pierwiastkach

grupy charakter elektroujemny

pierwiastków maleje

w miarę wzrostu liczb atomowych wzrasta charakter

elektroujemny pierwiastków

Skala elektroujemności

Paulinga

Skala elektroujemności

Paulinga

Zmiana charakteru

metalicznego grup głównych

Właściwości fizyczne metali

alkalicznych

Otrzymywanie litowców

Litowce to najsilniejsze reduktory – nie można ich otrzymać przez redukcję

tlenków.

Otrzymywane są przez elektrolizę wodnych roztworów ich soli - katoda

elektrolizera musi być rtęciowa, aby mógł tworzyć się amalgamat (metal jest

zanieczyszczony).

Sód produkuje się metodą Castnera-Kellnera:

2Na

→ 2NaHg

(amalgamat) + Cl

Czyste litowce otrzymuje się przez elektrolizę stopionych halogenków

w obecności CaCl

jako topnika.

Otrzymywanie sodu:

▪ metoda Downsa (elektroliza stopionego NaCl)

▪ metoda Castnera (elektroliza stopionego NaOH)

Otrzymywanie potasu:

▪ elektroliza stopionego KCl

▪ przepuszczanie par sodu nad stopionym KCl

Na + KCl → NaCl + K

Otrzymywanie litowców

Litowce to najsilniejsze reduktory – nie można ich otrzymać przez redukcję

tlenków.

Otrzymywane są przez elektrolizę wodnych roztworów ich soli - katoda

elektrolizera musi być rtęciowa, aby mógł tworzyć się amalgamat (metal jest

zanieczyszczony).

Sód produkuje się metodą Castnera-Kellnera:

2Na

→ 2NaHg

(amalgamat) + Cl

Czyste litowce otrzymuje się przez elektrolizę stopionych halogenków

w obecności CaCl

jako topnika.

Otrzymywanie sodu:

▪ metoda Downsa (elektroliza stopionego NaCl)

▪ metoda Castnera (elektroliza stopionego NaOH)

Otrzymywanie potasu:

▪ elektroliza stopionego KCl

▪ przepuszczanie par sodu nad stopionym KCl

Na + KCl → NaCl + K

•

Zjonizowane dodatnio jony metalu tworzą gęsto

upakowana sieć krystaliczną,
• uwolnione elektrony walencyjne są zdelokalizowane,
tzn. poruszają się swobodnie w obrębie sieci krystalicznej.

Wiązanie metaliczne

Siły wiązania metalicznego
są wynikiem oddziaływania
dodatnich jonów metalu z
chmurą elektronów,
nazywaną często gazem
elektronowym.

Wysokie przewodnictwo
elektryczne i cieplne jest
wynikiem obecności
swobodnych elektronów.

•

wykazują tendencje do gęstego upakowania

•

istnieje kilka przyczyn do tworzenia gęstego upakowania:

dla jednego pierwiastka takie same promienie atomowe.

- wiązanie metaliczne nie jest wiązaniem kierunkowym
-odległości pomiędzy atomami jak najmniejsze celem
obniżenia energii wiązania.

•

posiadają proste struktury krystaliczne.

Kryształy metaliczne

BCC

FCC

HCP

Zależność struktur metali od ich położenia w układzie okresowym

struktura regularna przestrzennie
centrowana

struktura heksagonalna zwarta

struktura regularna zwarta

•

Liczba koordynacji = 8

•

Kierunek najgęstszego upakowania - przekątne sześcianu.

Struktura metalicznych litowców -

regularna centrowana przestrzennie

(BCC) -sieć A

Wodorki

W wodorkach stopień utlenienia wodoru wynosi +1 lub
-1. Stopień utlenienia w niektórych wodorkach metali
przejściowych nie jest dobrze zdefiniowany.
Trzy typy wodorków:
- wodorki jonowe (typu soli) - związki wodoru z
pierwiastkami elektrododatnimi (st. utlenienia wodoru
-1)
-wodorki kowalencyjne (związki wodoru z niemetalami)
- wodorki metaliczne (związki wodoru z metalami
przejściowymi)

Wodorki - X

Wg Paulinga
jednakowy udział
wiązania jonowego i
kowalencyjnego
pojawia się przy
różnicy
elektroujemności ok.
1.7
W miarę jak różnica
elektroujemności
maleje, wzrasta
tendencja do
tworzenia się wiązań
kowalencyjnych lub
wiązań metalicznych
Wiązania
kowalencyjne
powstają gdy
elektroujemności

pierwiastków
przekraczają wartość
1.8-1.9. Poniżej tej
wartości powstają

wiązania metaliczne

pierwiastków
przekraczają wartość
1.8-1.9. Poniżej tej
wartości powstają

wiązania metaliczne

Właściwości chemiczne litowców – reakcje metali z

wodorem

W reakcjach litowców z wodorem powstają wodorki MeH o budowie

jonowej (Me

2Me + H

→

2MeH (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

Wodorki litowców są silnymi reduktorami – reagują z wodą z

wydzieleniem wodoru:

MeH + H

O → MeOH + H

(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

Popularnymi reduktorami w chemii organicznej są wodorki

kompleksowe,

np. wodorek litowo-glinowy (Li[AlH

]) lub sodowo-borowy (Na[BH

]):

4LiH + AlCl

→

Li[AlH

] + 3LiCl

Właściwości chemiczne litowców – reakcje metali z

wodorem

W reakcjach litowców z wodorem powstają wodorki MeH o budowie

jonowej (Me

2Me + H

→

2MeH (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

Wodorki litowców są silnymi reduktorami – reagują z wodą z

wydzieleniem wodoru:

MeH + H

O → MeOH + H

(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

Popularnymi reduktorami w chemii organicznej są wodorki

kompleksowe,

np. wodorek litowo-glinowy (Li[AlH

]) lub sodowo-borowy (Na[BH

]):

4LiH + AlCl

→

Li[AlH

] + 3LiCl

Wodorki jonowe

Wodorki grupy 1A i 2A.
-stopione przewodzą prąd elektryczny
- w czasie elektrolizy litowiec (berylowiec)
wydziela się na katodzie a wodór na anodzie
- jon wodorowy H

ma własności zasadowe

+ H

O = H

+ OH

wodorki sodu, litu, wapnia są silnymi zasadami. LiH
i CaH

są przenośnymi źródłami wodoru. LiH

reaguje z AlCl

dając LiAlCl

będący użytecznym

reduktorem w chemii organicznej.

Wodorki grupy 1A i 2A.
-stopione przewodzą prąd elektryczny
- w czasie elektrolizy litowiec (berylowiec)
wydziela się na katodzie a wodór na anodzie
- jon wodorowy H

ma własności zasadowe

+ H

O = H

+ OH

wodorki sodu, litu, wapnia są silnymi zasadami. LiH
i CaH

są przenośnymi źródłami wodoru. LiH

reaguje z AlCl

dając LiAlCl

będący użytecznym

reduktorem w chemii organicznej.

Właściwości chemiczne litowców – utlenianie metali powietrzem

Na powietrzu (w warunkach normalnych) lit tworzy azotek a inne litowce – tlenki

6Li + N

→ 2Li

4Me + O

→ 2Me

(Me=Na, K, Rb, Cs, Fr)

Podczas spalania w powietrzu lit tworzy normalny tlenek, sód –

nadtlenek,

natomiast potas i dalsze litowce – ponadtlenek:

4Li + O

→ 2Li

2Na + O

→ Na

Me + O

→ MeO

(Me=K, Rb, Cs, Fr)

Właściwości chemiczne litowców – utlenianie metali powietrzem

Na powietrzu (w warunkach normalnych) lit tworzy azotek a inne litowce – tlenki

6Li + N

→ 2Li

4Me + O

→ 2Me

(Me=Na, K, Rb, Cs, Fr)

Podczas spalania w powietrzu lit tworzy normalny tlenek, sód –

nadtlenek,

natomiast potas i dalsze litowce – ponadtlenek:

4Li + O

→ 2Li

2Na + O

→ Na

Me + O

→ MeO

(Me=K, Rb, Cs, Fr)

Tlenki - X

pierwiastków
przekraczają wartość
1.8-1.9. Poniżej tej
wartości powstają

wiązania metaliczne

pierwiastków
przekraczają wartość
1.8-1.9. Poniżej tej
wartości powstają

wiązania metaliczne

Kwasowo-zasadowe własności

tlenków

Kwasowość wzrasta w górę grupy i z lewa na prawo w okresie

Właściwości chemiczne litowców – reakcje metali z

siarką

W reakcjach z siarką wszystkie litowce tworzą siarczki i wielosiarczki:

2Me + S → Me

S (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

2Me + 4S → Me

(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

(dokładniej – uwzględniając budowę siarki: 4Me + S

→ 2Me

)

Mogą powstawać wielosiarczki o wzorze:

(n=2, 3, 4, 5 lub 6)

Właściwości chemiczne litowców – reakcje metali z

siarką

W reakcjach z siarką wszystkie litowce tworzą siarczki i wielosiarczki:

2Me + S → Me

S (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

2Me + 4S → Me

(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

(dokładniej – uwzględniając budowę siarki: 4Me + S

→ 2Me

)

Mogą powstawać wielosiarczki o wzorze:

(n=2, 3, 4, 5 lub 6)

Związki litowców z węglem

Lit ogrzewany z węglem tworzy węglik litu:

2Li + 2C → Li

Inne litowce podobne związki tworzą podczas ogrzewania

z acetylenem:

2Na + C

→

+ H

Podczas ich hydrolizy powstaje acetylen, dlatego

nazywane są acetylenkami (przez analogię do nazw soli

typowych kwasów beztlenowych):

+ 2H

O → 2NaOH + C

Potas, rubid i cez tworzą niestechiometryczne, barwne

węgliki międzywęzłowe z grafitem (

gdzie Me=K, Rb, CS).

Związki litowców z węglem

Lit ogrzewany z węglem tworzy węglik litu:

2Li + 2C → Li

Inne litowce podobne związki tworzą podczas ogrzewania

z acetylenem:

2Na + C

→

+ H

Podczas ich hydrolizy powstaje acetylen, dlatego

nazywane są acetylenkami (przez analogię do nazw soli

typowych kwasów beztlenowych):

+ 2H

O → 2NaOH + C

Potas, rubid i cez tworzą niestechiometryczne, barwne

węgliki międzywęzłowe z grafitem (

gdzie Me=K, Rb, CS).

Związki organiczne litowców

Litowce tworzą sole z kwasami karboksylowymi:

COOH + MeOH → CH

COOMe + H

(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

RCOOH + MeOH → RCOOMe + H

(

mydła

, gdy Me=Na, K oraz

R=C

÷C

)

Litowce mogą tworzyć wiele związków alkilowych i arylowych. Organiczne

związki litu są kowalencyjne (m.in. rozpuszczają się w eterze):

RCl + 2Li → LiR + LiCl

Alkilowe związki Na, K, Rb i Cs mają budowę jonową (Me

) - można je

otrzymywać ze związków alkilortęciowych:

2Me + HgR

→ Hg + 2 MeR

(Me=Na, K, Rb, Cs, Fr)

Związki organiczne litowców

Litowce tworzą sole z kwasami karboksylowymi:

COOH + MeOH → CH

COOMe + H

(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

RCOOH + MeOH → RCOOMe + H

(

mydła

, gdy Me=Na, K oraz

R=C

÷C

)

Litowce mogą tworzyć wiele związków alkilowych i arylowych. Organiczne

związki litu są kowalencyjne (m.in. rozpuszczają się w eterze):

RCl + 2Li → LiR + LiCl

Alkilowe związki Na, K, Rb i Cs mają budowę jonową (Me

) - można je

otrzymywać ze związków alkilortęciowych:

2Me + HgR

→ Hg + 2 MeR

(Me=Na, K, Rb, Cs, Fr)

O C

Kompleksy metali alkalicznych

Jony litowców są zbyt duże aby tworzyć trwałe kompleksy z typowymi

ligandami nieorganicznymi, mogą jednak tworzyć kompleksy chelatowe ze

związkami organicznymi (np. z aldehydem salicylowym i

acetyloacetonem).

W takich chelatach liczba koordynacyjna litowca wynosi zazwyczaj 4 lub

Kompleksy metali alkalicznych

Jony litowców są zbyt duże aby tworzyć trwałe kompleksy z typowymi

ligandami nieorganicznymi, mogą jednak tworzyć kompleksy chelatowe ze

związkami organicznymi (np. z aldehydem salicylowym i

acetyloacetonem).

W takich chelatach liczba koordynacyjna litowca wynosi zazwyczaj 4 lub

CHO

OHC

CHO

OHC

CHO

aldehyd salicylowy – K

acetyloaceton – Li

Odmienność właściwości litu i jego związków

Lit ma względnie wysokie temperatury topnienia i wrzenia, i podwyższoną

twardość.

Lit najmniej energicznie daje z tlenem normalny tlenek, a wyższe tlenki ma

nietrwałe.

Lit jest najmniej elektrododatni z litowców, dlatego Li

, LiNO

i LiOH są mniej

trwałe, a LiHCO

nie istnieje w postaci stałej.

Lit tworzy azotek Li

N i jonowy węglik Li

w bezpośredniej reakcji z węglem

(podobieństwo do pierwiastków II grupy głównej).

Lit ma większą od innych litowców tendencję do tworzenia kompleksów (m.in.

tworzy akwakompleksy, a jodek aminalitu [Li(NH

)

]I istnieje w stanie stałym).

, Li

i LiF są nierozpuszczalne w wodzie, a LiOH jest trudno rozpuszczalny

(podobieństwo do magnezu).

Kowalencyjne halogenki i związki alkilowe litu są rozpuszczalne w

rozpuszczalnikach organicznych (podobieństwo do magnezu).

Jony i związki litu są dużo lepiej hydratowane niż jony innych litowców i ich

związki.

Odmienność właściwości litu i jego związków

Lit ma względnie wysokie temperatury topnienia i wrzenia, i podwyższoną

twardość.

Lit najmniej energicznie daje z tlenem normalny tlenek, a wyższe tlenki ma

nietrwałe.

Lit jest najmniej elektrododatni z litowców, dlatego Li

, LiNO

i LiOH są mniej

trwałe, a LiHCO

nie istnieje w postaci stałej.

Lit tworzy azotek Li

N i jonowy węglik Li

w bezpośredniej reakcji z węglem

(podobieństwo do pierwiastków II grupy głównej).

Lit ma większą od innych litowców tendencję do tworzenia kompleksów (m.in.

tworzy akwakompleksy, a jodek aminalitu [Li(NH

)

]I istnieje w stanie stałym).

, Li

i LiF są nierozpuszczalne w wodzie, a LiOH jest trudno rozpuszczalny

(podobieństwo do magnezu).

Kowalencyjne halogenki i związki alkilowe litu są rozpuszczalne w

rozpuszczalnikach organicznych (podobieństwo do magnezu).

Jony i związki litu są dużo lepiej hydratowane niż jony innych litowców i ich

związki.

Właściwości chemiczne litowców – reakcja

metali z wodą

W reakcjach litowców z wodą powstają wodorotlenki i

wydziela się wodór:

• 2Me + 2H

O → 2Me+OH

+ H

(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

Reaktywność litowców wzrasta ze wzrostem liczby

atomowej

Rb i Cs eksplodują przy kontakcie z wodą

Właściwości chemiczne litowców –

reakcja tlenków metali z wodą

Produktami reakcji normalnych tlenków litowców z wodą są

wodorotlenki:

O + H

O → 2MeOH (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

W reakcjach nadtlenków litowców z wodą powstają wodorotlenki i

nadtlenek wodoru:

• Me

+ 2H

O → 2MeOH + H

(Me=Na, K, Rb, Cs, Fr)

•
• W reakcjach ponadtlenków litowców z wodą powstają

wodorotlenki, nadtlenek wodoru i tlen:

• 2MeO

+ 4H

O → 2MeOH + 2H

+ O

(Me=K, Rb, Cs, Fr)

• Tlenki litowców Me

O mają wybitnie zasadowy charakter.

• Nadtlenki i ponadtlenki litowców (Me

, MeO

) są silnymi

utleniaczami.

Najważniejsze reakcje

litowców

Najważniejsze związki litowców – główne produkty

przemysłu sodowego

Soda

(

) – dwie metody produkcji wielkoprzemysłowej:

Leblanca (

NaCl → Na

;

S + CaCO

→ Na

+ CaS

)

2NaCl + H

= Na

+ 2HCl

+ 4C = Na

S + 4CO

S + CaCO

= Na

+ CaS

Solvaya (

NaCl + CaCO

→ Na

+ CaCl

)

+ CO

+ H

O = NH

HCO

+ NaCl = NaHCO

+ NH

prażenie

2NaHCO

= Na

CO3 + CO

+ H

CaCO

=CaO + CO

CaO + H

O = Ca(OH)

2 NH

Cl + Ca(OH)

= CaCl

+NH

+ 2 H

Zużycie sody: przemysł chemiczny (33%), szklarski (26%), mydlarski

i środków do prania (16%).

Najważniejsze związki litowców – główne produkty

przemysłu sodowego

Soda

(

) – dwie metody produkcji wielkoprzemysłowej:

Leblanca (

NaCl → Na

;

S + CaCO

→ Na

+ CaS

)

2NaCl + H

= Na

+ 2HCl

+ 4C = Na

S + 4CO

S + CaCO

= Na

+ CaS

Solvaya (

NaCl + CaCO

→ Na

+ CaCl

)

+ CO

+ H

O = NH

HCO

+ NaCl = NaHCO

+ NH

prażenie

2NaHCO

= Na

CO3 + CO

+ H

CaCO

=CaO + CO

CaO + H

O = Ca(OH)

2 NH

Cl + Ca(OH)

= CaCl

+NH

+ 2 H

Zużycie sody: przemysł chemiczny (33%), szklarski (26%), mydlarski

i środków do prania (16%).

Najważniejsze związki litowców – główne

produkty przemysłu sodowego

Wodorotlenek sodu ( soda żrąca, soda kaustyczna )

- roztwór wodny NaOH - ług sodowy

a) Metoda laboratoryjna

Na + H

O = NaOH + 1/2 H

b) Metoda przemysłowa
•

elektroliza NaCl (roztwór wodny)

•

1. Metoda Siemensa-Billitera

• Anoda (+) : 2Cl

= Cl

+ 2e

• Katoda (-) : 2H

O + 2e = 2OH

+ H

•
•

2Na

+ 2OH

= 2NaOH

• Oddzielenie przestrzeni anodowej od katodowej przeponą !
•

NaOH + Cl

= NaCl + NaClO

Najważniejsze związki litowców – główne produkty

przemysłu sodowego

Metoda Castnera-Kellnera

•

W tej metodzie sód wydziela się (zamiast wodoru) na katodzie, którą jest ciekła rtęć.

•

Przyczyna - nadnapięcie wodoru na idealnie gładkiej powierzchni elektrody rtęciowej

jest bardzo wysokie i dlatego wydziela się sód a nie wodór.

•

cz.A Elektroliza

•

(-) Katoda Na

+ e = Na

•

(+) Anoda 2Cl

= Cl

+ 2e

•

Na + Hg: amalgamat Na

•

cz.B Ogniwo

•

2Na + 2H

O = 2NaOH +H2

•

W tej części wodór wydziela się na elektrodzie żelaznej

(katoda). Anodą jest amalgamat sodowy.

•

katoda 2H

+ 2e = H

•

(-) anoda Na = Na

+ e

•

Zaleta : bardzo czysty NaOH

Inne ważne związki litowców

Azotany (KNO

, NaNO

) – przemysł zapałczany, pirotechniczny, spożywczy, farmaceutyczny,

szklarski i ceramiczny, nawozów naturalnych i sztucznych.

Fosforany (głównie sodowe) – zmiękczanie wody, przemysł środków do prania

i czyszczenia, przemysł spożywczy (pirofosforany).

Sole fluorowe (głównie sodowe): NaF – produkcja środków ochrony roślin, impregnacja

drewna, metalurgia glinu; Na

AlF

(kriolit) – metalurgia glinu, przemysł emalierski i szklarski.

Chlorany (głównie sodowe) – do wybielania i dezynfekcji (NaClO, NaClO

), do utleniania

(NaClO

), przemysł pirotechniczny (NaClO

Sole potasowe (sylwinit – KCl + NaCl, karnalit - KCl▪MgCl

▪6H

O, K

, leonit i szenit –

odpowiednio K

▪MgSO

▪4H

O i K

▪MgSO

▪6H

O) – całość przerabiana na KCl nawozowy.

Sól kamienna (NaCl) – stosowana bezpośrednio lub po oczyszczeniu w warzelniach, głównie

jako sól jadalna i surowiec przemysłowy.

Naturalne glinokrzemiany sodowe (np. analcym – Na

O▪Al

▪4SiO

▪2H

O) – jonity do

zmiękczania wody.

Kaoliny, gliny i skalenie (skalenie: ortoklaz – K[AlSi

], albit - K[AlSi

]) – surowce

w przemyśle materiałów ceramicznych.

O, K

O, Li

O oraz Rb

O, Cs

O (często Na

)– topniki w przemyśle szklarskim.

, KNO

, NaNO

, Na

▪10H

O – topniki i substancje klarujące szkło.

Inne ważne związki litowców

Azotany (KNO

, NaNO

) – przemysł zapałczany, pirotechniczny, spożywczy, farmaceutyczny,

szklarski i ceramiczny, nawozów naturalnych i sztucznych.

Fosforany (głównie sodowe) – zmiękczanie wody, przemysł środków do prania

i czyszczenia, przemysł spożywczy (pirofosforany).

Sole fluorowe (głównie sodowe): NaF – produkcja środków ochrony roślin, impregnacja

drewna, metalurgia glinu; Na

AlF

(kriolit) – metalurgia glinu, przemysł emalierski i szklarski.

Chlorany (głównie sodowe) – do wybielania i dezynfekcji (NaClO, NaClO

), do utleniania

(NaClO

), przemysł pirotechniczny (NaClO

Sole potasowe (sylwinit – KCl + NaCl, karnalit - KCl▪MgCl

▪6H

O, K

, leonit i szenit –

odpowiednio K

▪MgSO

▪4H

O i K

▪MgSO

▪6H

O) – całość przerabiana na KCl nawozowy.

Sól kamienna (NaCl) – stosowana bezpośrednio lub po oczyszczeniu w warzelniach, głównie

jako sól jadalna i surowiec przemysłowy.

Naturalne glinokrzemiany sodowe (np. analcym – Na

O▪Al

▪4SiO

▪2H

O) – jonity do

zmiękczania wody.

Kaoliny, gliny i skalenie (skalenie: ortoklaz – K[AlSi

], albit - K[AlSi

]) – surowce

w przemyśle materiałów ceramicznych.

O, K

O, Li

O oraz Rb

O, Cs

O (często Na

)– topniki w przemyśle szklarskim.

, KNO

, NaNO

, Na

▪10H

O – topniki i substancje klarujące szkło.

Ważne reakcje metali alkalicznych