1
1
Materiały internetowe
• http://www.angelo.edu/faculty/kboudrea/inde
x/Notes_Chapter_08.pdf
• http://cwx.prenhall.com/petrucci/medialib/po
wer_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=uk
lad+okresowy+pierwiastkow
%2BPower+Point&start=20&sa=N
•
http://www.its.caltech.edu/~chem1/Lecture
%20Notes%20pdfs/Series%204%20Periodic%20T
rends.pdf
• http://zchoin.fct.put.poznan.pl
2
2
2
pierwsze
kolumny
układu
blok
s
3
3
Struktura elektronowa
litowców
4
4
Rozpowszechnienie
pierwiastków w skorupie
ziemskiej
Rozpowszechnienie:
Na
K
Rb
Li
Cs
2,6 %
2,4 %
3 10
-2
% 6 10
-3
%
3 10
-4
%
5
5
Minerały
Li
Występuje w skorupie ziemskiej razem z sodem i potasem,
występuje też w postaci minerału:
LiAl(Si
2
O
6
)
- spodumen
Na
NaCl
- sól kamienna (halit)
NaNO
3
- saletra chilijska
K
KCl
- sylwin
KCl MgCl
2
6H
2
O
- karnalit
KNO
3
- saletra indyjska
Rb, Cs
minerały tych pierwiastków towarzyszą minerałom sodu
i potasu
Fr
Wszystkie jego izotopy są promieniotwórcze
Najtrwalszy
87
223
Fr T
1/ 2
= 21 min.
K i Rb: posiadają naturalne długożyciowe izotopy promieniotwórcze:
K-40
T
1/ 2
= 1,3 10
9
lat
Rb- 87 T
1/ 2
= 6 10
10
lat
6
6
Woda morska jako źródło soli
litowców
Ze względu na bardzo dobrą rozpuszczalność wielu
prostych soli sodu i potasu, związki tych pierwiastków
dominują w wodzie morskiej.
Ze względu na bardzo dobrą rozpuszczalność wielu
prostych soli sodu i potasu, związki tych pierwiastków
dominują w wodzie morskiej.
7
7
Standardowe potencjały
elektrodowe litowców
Litowce to najbardziej reaktywne pierwiastki
chemiczne (najsilniejsze reduktory).
Lit ma najniższy potencjał standardowy, bo ma
bardzo wysoką energię hydratacji
Litowce to najbardziej reaktywne pierwiastki
chemiczne (najsilniejsze reduktory).
Lit ma najniższy potencjał standardowy, bo ma
bardzo wysoką energię hydratacji
8
8
Zmiana promienia
atomowego
9
9
Efektywny Ładunek Jądra
Z* dla elektronów walencyjnych wzrasta
nieznacznie wraz z przesuwaniem się w dół
grupy
Jednakowa konfiguracja elektronów
walencyjnych
Jednakowa konfiguracja elektronów
walencyjnych
10
10
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
11
11
Rozmiary jonów
okresowym zmianom ulegają również jony
pierwiastków: objętość jonów ujemnych jest
większa od objętości atomów, dodatnich zaś
znacznie mniejsza
12
12
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
13
13
Właściwości wynikające ze
struktury elektronowej
14
14
największe
wartości
powinowactw
a
elektronowego
posiadają
pierwiastki
prawej górnej
części układu
okresowego
(chlorowce F,
Cl
)
15
15
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
16
16
w kolejnych
pierwiastkach
grupy charakter
elektroujemny pierwiastków maleje
w miarę wzrostu liczb atomowych wzrasta
charakter elektroujemny pierwiastków
17
17
Skala elektroujemności
Paulinga
Skala elektroujemności
Paulinga
18
18
Zmiana charakteru
metalicznego grup
głównych
19
19
Właściwości fizyczne metali
alkalicznych
20
20
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
+
Cl
-
→ 2NaHg
n
(amalgamat) + Cl
2
Czyste litowce otrzymuje się przez elektrolizę stopionych halogenków
w obecności CaCl
2
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
+
Cl
-
→ 2NaHg
n
(amalgamat) + Cl
2
Czyste litowce otrzymuje się przez elektrolizę stopionych halogenków
w obecności CaCl
2
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
21
21
•
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.
22
22
3
•
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
A
2
A
2
A
1
A
1
A
3
A
3
23
23
Zależność struktur metali od ich położenia w układzie
okresowym
Zależność struktur metali od ich położenia w układzie
okresowym
struktura regularna przestrzennie
centrowana
struktura regularna przestrzennie
centrowana
struktura heksagonalna zwarta
struktura heksagonalna zwarta
struktura regularna zwarta
struktura regularna zwarta
M n
H g
F r
R a
A c
P a
L i
B e
N a
M g
K
C a
S c
T i
V
C r
F e
C o
N i
C u
Z n
R b
S r
Y
Z r
N b
M o
T c
R u
R h
P d
A g
C d
C s
B a
L a
H f
T a
W
R e
O s
I r
P t
A u
T h
U
M n
H g
F r
R a
A c
P a
L i
B e
N a
M g
K
C a
S c
T i
V
C r
F e
C o
N i
C u
Z n
R b
S r
Y
Z r
N b
M o
T c
R u
R h
P d
A g
C d
C s
B a
L a
H f
T a
W
R e
O s
I r
P t
A u
T h
U
24
24
•
Liczba koordynacji = 8
• Kierunek najgęstszego upakowania - przekątne sześcianu.
Struktura metalicznych
litowców - regularna
centrowana przestrzennie
(BCC) -sieć A
2
25
25
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)
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)
26
26
Wodorki - X
m
H
n
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
.
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
.
27
27
Właściwości chemiczne litowców – reakcje metali
z wodorem
W reakcjach litowców z wodorem powstają wodorki MeH o
budowie jonowej (Me
+
H
-
):
2Me + H
2
→ 2MeH (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
Wodorki litowców są silnymi reduktorami – reagują z wodą
z wydzieleniem wodoru:
MeH + H
2
O → MeOH + H
2
(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
Popularnymi reduktorami w chemii organicznej są wodorki
kompleksowe,
np. wodorek litowo-glinowy (Li[AlH
4
]) lub sodowo-borowy
(Na[BH
4
]):
4LiH + AlCl
3
→ Li[AlH
4
] + 3LiCl
Właściwości chemiczne litowców – reakcje metali
z wodorem
W reakcjach litowców z wodorem powstają wodorki MeH o
budowie jonowej (Me
+
H
-
):
2Me + H
2
→ 2MeH (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
Wodorki litowców są silnymi reduktorami – reagują z wodą
z wydzieleniem wodoru:
MeH + H
2
O → MeOH + H
2
(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
Popularnymi reduktorami w chemii organicznej są wodorki
kompleksowe,
np. wodorek litowo-glinowy (Li[AlH
4
]) lub sodowo-borowy
(Na[BH
4
]):
4LiH + AlCl
3
→ Li[AlH
4
] + 3LiCl
28
28
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
-
+ H
2
O = H
2
+ OH
-
wodorki sodu, litu, wapnia są silnymi
zasadami. LiH i CaH
2
są przenośnymi
źródłami wodoru. LiH reaguje z AlCl
3
dając
LiAlCl
4
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
-
+ H
2
O = H
2
+ OH
-
wodorki sodu, litu, wapnia są silnymi
zasadami. LiH i CaH
2
są przenośnymi
źródłami wodoru. LiH reaguje z AlCl
3
dając
LiAlCl
4
będący użytecznym reduktorem w
chemii organicznej.
29
29
Właściwości chemiczne litowców – utlenianie metali
powietrzem
Na powietrzu (w warunkach normalnych) lit tworzy azotek a inne litowce –
tlenki:
6Li + N
2
→ 2Li
3
N
4Me + O
2
→ 2Me
2
O (Me=Na, K, Rb, Cs, Fr)
Podczas spalania w powietrzu lit tworzy normalny
tlenek, sód – nadtlenek,
natomiast potas i dalsze litowce – ponadtlenek:
4Li + O
2
→ 2Li
2
O
2Na + O
2
→ Na
2
O
2
Me + O
2
→ MeO
2
(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
2
→ 2Li
3
N
4Me + O
2
→ 2Me
2
O
(Me=Na, K, Rb, Cs, Fr)
Podczas spalania w powietrzu lit tworzy normalny
tlenek, sód – nadtlenek,
natomiast potas i dalsze litowce – ponadtlenek:
4Li + O
2
→ 2Li
2
O
2Na + O
2
→ Na
2
O
2
Me + O
2
→ MeO
2
(Me=K, Rb, Cs, Fr)
30
30
Tlenki - X
m
O
n
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
.
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
.
31
31
Kwasowo-zasadowe
własności tlenków
Kwasowość wzrasta w górę grupy i z lewa na prawo w okresie
Kwasowość wzrasta w górę grupy i z lewa na prawo w okresie
32
32
Właściwości chemiczne litowców – reakcje metali
z siarką
W reakcjach z siarką wszystkie litowce tworzą siarczki i
wielosiarczki:
2Me + S → Me
2
S (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
2Me + 4S → Me
2
S
4
(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
(dokładniej – uwzględniając budowę siarki: 4Me + S
8
→ 2Me
2
S
4
)
Mogą powstawać wielosiarczki o wzorze:
Me
2
S
n
(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
2
S (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
2Me + 4S → Me
2
S
4
(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
(dokładniej – uwzględniając budowę siarki: 4Me + S
8
→ 2Me
2
S
4
)
Mogą powstawać wielosiarczki o wzorze:
Me
2
S
n
(n=2, 3, 4, 5 lub 6)
33
33
Związki litowców z węglem
Lit ogrzewany z węglem tworzy węglik litu:
2Li + 2C → Li
2
C
2
Inne litowce podobne związki tworzą podczas
ogrzewania z acetylenem:
2Na + C
2
H
2
→ Na
2
C
2
+ H
2
Podczas ich hydrolizy powstaje acetylen, dlatego
nazywane są acetylenkami (przez analogię do
nazw soli typowych kwasów beztlenowych):
Na
2
C
2
+ 2H
2
O → 2NaOH + C
2
H
2
Potas, rubid i cez tworzą niestechiometryczne,
barwne węgliki międzywęzłowe z grafitem
(C
60
Me, C
36
Me, C
8
Me, gdzie Me=K, Rb, CS).
Związki litowców z węglem
Lit ogrzewany z węglem tworzy węglik litu:
2Li + 2C → Li
2
C
2
Inne litowce podobne związki tworzą podczas
ogrzewania z acetylenem:
2Na + C
2
H
2
→ Na
2
C
2
+ H
2
Podczas ich hydrolizy powstaje acetylen, dlatego
nazywane są acetylenkami (przez analogię do
nazw soli typowych kwasów beztlenowych):
Na
2
C
2
+ 2H
2
O → 2NaOH + C
2
H
2
Potas, rubid i cez tworzą niestechiometryczne,
barwne węgliki międzywęzłowe z grafitem
(
C
60
Me
,
C
36
Me
,
C
8
Me
, gdzie Me=K, Rb, CS).
34
34
Związki organiczne litowców
Litowce tworzą sole z kwasami karboksylowymi:
CH
3
COOH + MeOH → CH
3
COOMe + H
2
O (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
RCOOH + MeOH → RCOOMe + H
2
O (mydła, gdy Me=Na, K oraz
R=C
10
÷C
22
)
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
+
R
-
) -
można je otrzymywać ze związków alkilortęciowych:
2Me + HgR
2
→ Hg + 2 MeR (Me=Na, K, Rb, Cs, Fr)
Związki organiczne litowców
Litowce tworzą sole z kwasami karboksylowymi:
CH
3
COOH + MeOH → CH
3
COOMe + H
2
O
(Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
RCOOH + MeOH → RCOOMe + H
2
O
(
mydła
, gdy Me=Na, K oraz
R=C
10
÷C
22
)
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
+
R
-
) -
można je otrzymywać ze związków alkilortęciowych:
2Me + HgR
2
→ Hg + 2 MeR
(Me=Na, K, Rb, Cs, Fr)
35
35
L i
C H
3
C H
3
C H
3
C H
3
H
O
O
C H
C H
O
C
O
C
C
C
L i
C H
3
C H
3
C H
3
C H
3
H
O
O
C H
C H
O
C
O
C
C
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 6:
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 6:
K
O
C H O
H
O H C
O
O
H
C H O
K
O
C H O
H
O H C
O
O
H
C H O
aldehyd salicylowy – K
+
aldehyd salicylowy – K
+
acetyloaceton – Li
+
acetyloaceton – Li
+
36
36
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
2
CO
3
, LiNO
3
i LiOH są
mniej trwałe, a LiHCO
3
nie istnieje w postaci stałej.
Lit tworzy azotek Li
3
N i jonowy węglik Li
2
C
2
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
3
)
4
]I istnieje w
stanie stałym).
Li
2
CO
3
, Li
3
PO
4
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
2
CO
3
, LiNO
3
i LiOH są
mniej trwałe, a LiHCO
3
nie istnieje w postaci stałej.
Lit tworzy azotek Li
3
N i jonowy węglik Li
2
C
2
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
3
)
4
]I istnieje w
stanie stałym).
Li
2
CO
3
, Li
3
PO
4
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.
37
37
Właściwości chemiczne litowców –
reakcja metali z wodą
W reakcjach litowców z wodą powstają
wodorotlenki i wydziela się wodór:
• 2Me + 2H
2
O → 2Me+OH
-
+ H
2
(Me=Li, Na, K,
Rb, Cs, Fr)
Reaktywność litowców wzrasta ze wzrostem
liczby atomowej
Rb i Cs eksplodują przy kontakcie z wodą
38
38
Właściwości chemiczne
litowców – reakcja tlenków
metali z wodą
Produktami reakcji normalnych tlenków litowców z wodą
są wodorotlenki:
Me
2
O + H
2
O → 2MeOH (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
W reakcjach nadtlenków litowców z wodą powstają
wodorotlenki i nadtlenek wodoru:
• Me
2
O
2
+ 2H
2
O → 2MeOH + H
2
O
2
(Me=Na, K, Rb, Cs, Fr)
•
• W reakcjach ponadtlenków litowców z wodą powstają
wodorotlenki, nadtlenek wodoru i tlen:
• 2MeO
2
+ 4H
2
O → 2MeOH + 2H
2
O
2
+ O
2
(Me=K, Rb, Cs, Fr)
• Tlenki litowców Me
2
O mają wybitnie zasadowy charakter.
• Nadtlenki i ponadtlenki litowców (Me
2
O
2
, MeO
2
) są
silnymi utleniaczami.
39
39
Najważniejsze reakcje
litowców
40
40
Najważniejsze związki litowców – główne
produkty przemysłu sodowego
Soda (Na
2
CO
3
) – dwie metody produkcji wielkoprzemysłowej:
Leblanca (NaCl → Na
2
S; Na
2
S + CaCO
3
→ Na
2
CO
3
+ CaS)
2NaCl + H
2
SO
4
= Na
2
SO
4
+ 2HCl
Na
2
SO
4
+ 4C = Na
2
S + 4CO
Na
2
S + CaCO
3
= Na
2
CO
3
+ CaS
Solvaya (NaCl + CaCO
3
→ Na
2
CO
3
+ CaCl
2
)
NH
3
+ CO
2
+ H
2
O = NH
4
HCO
3
NH
4
HCO
3
+ NaCl = NaHCO
3
+ NH
4
Cl
prażenie
2NaHCO
3
= Na
2
CO3 + CO
2
+ H
2
O
CaCO
3
=CaO + CO
2
CaO + H
2
O = Ca(OH)
2
2 NH
4
Cl + Ca(OH)
2
= CaCl
2
+NH
3
+ 2 H
2
0
Zużycie sody: przemysł chemiczny (33%), szklarski (26%),
mydlarski
i środków do prania (16%).
Najważniejsze związki litowców – główne
produkty przemysłu sodowego
Soda
(
Na
2
CO
3
) – dwie metody produkcji wielkoprzemysłowej:
Leblanca (
NaCl → Na
2
S
;
Na
2
S + CaCO
3
→ Na
2
CO
3
+ CaS
)
2NaCl + H
2
SO
4
= Na
2
SO
4
+ 2HCl
Na
2
SO
4
+ 4C = Na
2
S + 4CO
Na
2
S + CaCO
3
= Na
2
CO
3
+ CaS
Solvaya (
NaCl + CaCO
3
→ Na
2
CO
3
+ CaCl
2
)
NH
3
+ CO
2
+ H
2
O = NH
4
HCO
3
NH
4
HCO
3
+ NaCl = NaHCO
3
+ NH
4
Cl
prażenie
2NaHCO
3
= Na
2
CO3 + CO
2
+ H
2
O
CaCO
3
=CaO + CO
2
CaO + H
2
O = Ca(OH)
2
2 NH
4
Cl + Ca(OH)
2
= CaCl
2
+NH
3
+ 2 H
2
0
Zużycie sody: przemysł chemiczny (33%), szklarski (26%),
mydlarski
i środków do prania (16%).
41
41
Najważniejsze związki litowców –
główne produkty przemysłu sodowego
Wodorotlenek sodu ( soda żrąca, soda kaustyczna )
- roztwór wodny NaOH - ług sodowy
a)
Metoda laboratoryjna
Na + H
2
O = NaOH + 1/2 H
2
b)Metoda przemysłowa
•
elektroliza NaCl (roztwór wodny)
•
1. Metoda Siemensa-Billitera
• Anoda (+) : 2Cl
-
= Cl
2
+ 2e
• Katoda (-) : 2H
2
O + 2e = 2OH
-
+ H
2
•
•
2Na
+
+ 2OH
-
= 2NaOH
• Oddzielenie przestrzeni anodowej od katodowej
przeponą !
•
NaOH + Cl
2
= NaCl + NaClO
42
42
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
2
+ 2e
•
Na + Hg: amalgamat Na
•
cz.B Ogniwo
•
2Na + 2H
2
O = 2NaOH +H2
•
W tej części wodór wydziela się na
elektrodzie żelaznej (katoda). Anodą jest amalgamat sodowy.
•
katoda 2H
+
+ 2e = H
2
•
(-) anoda Na = Na
+
+ e
•
Zaleta : bardzo czysty NaOH
43
43
Inne ważne związki litowców
Azotany (KNO
3
, NaNO
3
) – 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
3
AlF
6
(kriolit) – metalurgia glinu, przemysł
emalierski i szklarski.
Chlorany (głównie sodowe) – do wybielania i dezynfekcji (NaClO, NaClO
2
), do
utleniania (NaClO
3
), przemysł pirotechniczny (NaClO
4
).
Sole potasowe (sylwinit – KCl + NaCl, karnalit - KCl
▪
▪MgCl
2
▪
▪6H
2
O, K
2
SO
4
, leonit i szenit
– odpowiednio K
2
SO
4
▪
▪MgSO
4
▪
▪4H
2
O i K
2
SO
4
▪
▪MgSO
4
▪
▪6H
2
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
2
O
▪
▪Al
2
O
3
▪
▪4SiO
2
▪
▪2H
2
O) – jonity do
zmiękczania wody.
Kaoliny, gliny i skalenie (skalenie: ortoklaz – K[AlSi
3
O
8
], albit - K[AlSi
3
O
8
]) – surowce
w przemyśle materiałów ceramicznych.
Na
2
O, K
2
O, Li
2
O oraz Rb
2
O, Cs
2
O (często Na
2
CO
3
)– topniki w przemyśle szklarskim.
Na
2
SO
4
, KNO
3
, NaNO
3
, Na
2
B
4
O
7
▪
▪10H
2
O – topniki i substancje klarujące szkło.
Inne ważne związki litowców
Azotany (KNO
3
, NaNO
3
) – 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
3
AlF
6
(kriolit) – metalurgia glinu, przemysł
emalierski i szklarski.
Chlorany (głównie sodowe) – do wybielania i dezynfekcji (NaClO, NaClO
2
), do
utleniania (NaClO
3
), przemysł pirotechniczny (NaClO
4
).
Sole potasowe (sylwinit – KCl + NaCl, karnalit - KCl
▪
▪MgCl
2
▪
▪6H
2
O, K
2
SO
4
, leonit i szenit
– odpowiednio K
2
SO
4
▪
▪MgSO
4
▪
▪4H
2
O i K
2
SO
4
▪
▪MgSO
4
▪
▪6H
2
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
2
O
▪
▪Al
2
O
3
▪
▪4SiO
2
▪
▪2H
2
O) – jonity do
zmiękczania wody.
Kaoliny, gliny i skalenie (skalenie: ortoklaz – K[AlSi
3
O
8
], albit - K[AlSi
3
O
8
]) – surowce
w przemyśle materiałów ceramicznych.
Na
2
O, K
2
O, Li
2
O oraz Rb
2
O, Cs
2
O (często Na
2
CO
3
)– topniki w przemyśle szklarskim.
Na
2
SO
4
, KNO
3
, NaNO
3
, Na
2
B
4
O
7
▪
▪10H
2
O – topniki i substancje klarujące szkło.
44
44
Ważne reakcje metali alkalicznych
45
45
46
46
Ważne reakcje metali alkalicznych
47
47
Document Outline