K
H
Li
Na
Rb
Cs
Fr
1
18
1s
1
H
Wodór
2
13 14
15 16
17
2
He
Hel
2s
3
Li
Lit
4
Be
Beryl
2p
5
B
Bor
6
C
Węgiel
7
N
Azot
8
O
Tlen
9
F
Fluor
10
Ne
Neon
3s
11
Na
Sód
12
Mg
Magnez
3
4
5
6
7
8
9
10
11
12
3p
13
Al
Glin
14
Si
Krzem
15
P
Fosfor
16
S
Siarka
17
Cl
Chlor
18
Ar
Argon
4s
19
K
Potas
20
Ca
Wapń
3d
21
Sc
Skand
22
Ti
Tytan
23
V
Wanad
24
Cr
Chrom
25
Mn
Mangan
26
Fe
Żelazo
27
Co
Kobalt
28
Ni
Nikiel
29
Cu
Miedź
30
Zn
Cynk
4p
31
Ga
Gal
32
Ge
German
33
As
Arsen
34
Se
Selen
35
Br
Brom
36
Kr
Krypton
5s
37
Rb
Rubid
38
Sr
Stront
4d
39
Y
Itr
40
Zr
Cyrkon
41
Nb
Niob
42
Mo
Molibden
43
Tc
Technet
44
Ru
Ruten
45
Rh
Rod
46
Pd
Pallad
47
Ag
Srebro
48
Cd
Kadm
5p
49
In
Ind
50
Sn
Cyna
51
Sb
Antymon
52
Te
Tellur
53
I
J od
54
Xe
Ksenon
6s
55
Cs
Cez
56
Ba
Bar
5d
*
72
Hf
Hafn
73
Ta
Tantal
74
W
Wolfram
75
Re
Ren
76
Os
Osm
77
Ir
Iryd
78
Pt
Platyna
79
Au
Złoto
80
Hg
Rtęć
6p
81
Tl
Tal
82
Pb
Ołów
83
Bi
Bizmut
84
Po
Polon
85
At
Astat
86
Rn
Radon
7s
87
Fr
Frans
88
Ra
Rad
6d
**
104
Rf
Rutherford
105
Db
Dubn
106
Sg
Seaborg
107
Bh
Bohr
108
Hs
Has
109
Mt
Meitner
110
Uun
111
Uuu
112
Uub
*
Lantanowce
4f
57
La
Lantan
58
Ce
Cer
59
Pr
Prazeodym
60
Nd
Neodym
61
Pm
Promet
62
Sm
Samar
63
Eu
Europ
64
Gd
Gadolin
65
Tb
Terb
66
Dy
Dyspoz
67
Ho
Holm
68
Er
Erb
69
Tm
Tul
70
Yb
Iterb
71
Lu
Lutet
**
Aktynowce
5f
89
Ac
Aktyn
90
Th
Tor
91
Pa
Protaktyn
92
U
Uran
93
Np
Neptun
94
Pu
Pluton
95
Am
Ameryk
96
Cm
Kiur
97
Bk
Bekerel
98
Cf
Kaliforn
99
Es
Einstein
100
Fm
Ferm
101
Md
Mendelew
102
No
Nobel
103
Lr
Lorens
1
GRUPA
UKŁADU
OKRESOWEGO
Pierwiastek
LIT
SÓD
POTA
S
RUBID CEZ
FRAN
S
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Konfiguracja
elektronów
walencyjnych
2s
1
3s
1
4s
1
5s
1
6s
1
7s
1
Liczba atomowa
Masa atomowa
Promień
atomowy
[pm]
Elektroujemność
(Pauling)
1s
2s
2p
3s
Konfiguracja elektronowa Na
Grupa 1
Zmiana promienia atomowego w grupie
litowców
Li
NaK
Rb
Cs
H
Fr
Zmiana elektroujemności w obrębie grupy
litowców
Grupa 1
Li
Na
K
Rb
Cs
H
Fr
Występowanie litowców we wszechświecie
L
i
Na
K
Rb
Cs
H
Fr
Grupa
1
Występowanie litowców w skorupie
ziemskiej
LIT
SÓD
POTAS
RUBID
CEZ
FRANS
Symbol
chemiczny
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
Występowanie
w skorupie
ziemskiej
5·10
-3
%
2,64
%
2,40 %
3,4·10
-3
%
7·10
-5
% 7·10
-23
%
Li
Na
K
RbCs
Fr
Występowanie litowców w
oceanach
Grupa 1
Li
Na
K
Rb
Cs
H
Fr
Występowanie litowców
w organizmie człowieka
Grupa 1
Li
Na K
Rb
Cs
H
Fr
litowce – zwane
metalami alkalicznymi
konfiguracja elektronów walencyjnych
ns
1
małe wartości energii jonizacji
wskazują, że elektron walencyjny
jest słabo związany
metale alkaliczne są najbardziej
elektrododatnie ze wszystkich
pierwiastków, a tworzą związki o
najsilniejszym charakterze jonowym
litowce rozpoczynają poszczególne
okresy, zatem mają:
najmniejszy ładunek jądra
w danym okresie
największy promień atomowy
w danym okresie
największy promień jonowy
w danym okresie
niską energię jonizacji
w danym okresie
wolne atomy litowców ulegają łatwo
wzbudzeniu, by oddając nadmiar
energii
stać
się
źródłem
promieniowania
widmo emisyjne litowców położone
jest częściowo w zakresie światła
widzialnego
–—
lotne połączenia litowców barwią płomień :
związki
litu — na karminowo
związki
sodu
—
na żółto
związki
potasu, rubidu i cezu
—
—
fiołkoworóżowo
żółty – NaCl
liliowy – KCl
zielony – BaCl
2
niebieski – CuCl
karminowy – LiCl
żółty
–
NaCl
liliowy – KCl
zielony – BaCl
2
niebieski – CuCl
karminowy – LiCl
wszystkie litowce reagują z wodorem
w
obrębie grupy:
—
trwałość termiczna wodorków maleje,
—
wzrasta ich reaktywność
reagują bezpośrednio z większością innych
pierwiastków w wyniku ogrzewania
lit jest najmniej a cez najbardziej reaktywny
lit - pod względem chemicznym jest zbliżony do magnezu
—
z cząsteczkowym azotem wiąże się łatwo dając azotek
—
tworzy trudnorozpuszczalny węglan, fosforan i fluorek
tylko Li w reakcji spalania metalu daje
prosty tlenek
Na - nadtlenek Na
2
O
2
K, Rb, Cs - ponadtlenki MO
2
trwałość nadtlenków i ponadtlenków
wzrasta ze wzrostem masy atomowej
litowca
tlenki powstają podczas spalania metali w
powietrzu
wszystkie tlenki:
są silnie zasadowe
reagują z wodą i CO
2
tworząc
wodorotlenki i
węglany
podczas reakcji tlenków z wodą powstają
wodorotlenki MOH substancje o budowie
jonowej,
dobrze rozpuszczalne w wodzie - mocne
zasady
litowce tworzą halogenki - trudno lotne,
bardzo trwałe związki o budowie jonowej
powszechnie spotykane są sole metali
alkalicznych z kwasami tlenowymi, takie
jak węglany, azotany, siarczany;
sole litowców są bezbarwne i w większości
rozpuszczalne w wodzie
PIERWIASTEK
Li
Na
K
Rb
Cs
aktywność
Stopnie
utlenienia
wyłącznie +1
pierwiastki silnie elektrododatnie, tworzące prawie zawsze
związki jonowe
Działanie
wodoru
LiH
w temp.
ok. 800
0
C
wodorki MH
w temp. ok. 400
0
C
Działanie
powietrza
można
stapiać
na
powietrz
u
traci
połysk
bez
zapalania
się
utlenia się na
gorąco, zapalając
się
samorzut
nie zapala
się w
temperat
urze
zwykłej
Działanie tlenu
spalenie
prowadzi
do
Li
2
O
spalenie
na gorąco
daje
Na
2
O
i Na
2
O
2
spalenie prowadzi głównie do
utworzenia
MO
2
i w mniejszych ilościach do
M
2
O
2
Tlenek M
2
O
M
2
O z wodą tworzą wodorotlenki MOH;
wodorotlenki MOH –mocne zasady
Wodorotlenek
MOH
wzrost rozpuszczalności
PIERWIASTE
K
Li
Na
K
Rb
Cs
aktywność
Działanie
azotu
na
zimno,
powoli
Li
3
N, na
gorąco
natychmi
ast
reakcja nie zachodzi nawet na gorąco
Działanie
chloru
tworzą
MCl
tworzą
MCl,
reakcja z
zapłonem
Działanie na
wodę
dają
MOH+½H
2
powoli
szybko
dają
MOH+½H
2
reakcje z zapłonem
Działanie na
alkohol
etylowy
Tworzą
alkoholany MOC
2
H
5
z wydzieleniem wodoru
Li
Na
K
Rb
Cs
Sole
najczęściej
uwodnione
często rozpływające
się
najczęściej
bezwodne
nierozpływające się
Chlorki
hydraty
bezwodne
Siarczany
uwodnione
bezwodne
Ałuny
M
I
M
III
·(SO
4
)
2
·12
H
2
O
nie
tworzy
siarczan
podwójny
tworzą ałuny regularne
Azotany
hydraty
bezwodny
bezwodne
Fosforany
M
3
PO
4
trudno
rozpuszcza
lny w
wodzie
rozpuszczalność w wodzie
Węglany M
2
CO
3
trudno
rozpuszcza
lny w
wodzie
rozpuszczalność w wodzie
Wodorowęglany
MHCO
3
lepiej
rozpuszcza
lny niż
Li
2
CO
3
trwałość
trudniej rozpuszczalne niż węglany M
2
CO
3
Li
Li
Li
6
Li — 7,5%
7
Li — 92,5%
glinokrzemiany
lepidolit, KLi
2
Al(Si
4
O
10
)
(F, OH)
2
spodumen, LiAl[Si
2
O
6
]
fosforany
ambligonit, LiAl[PO
4
]
(F,OH)
t.t.180
o
C t.w.1370
o
C
(największy wśród litowców przedział temperatury występowania
stanu ciekłego)
dobry
przewodnik
elektryczności,
porównywalny z molibdenem lub wolframem
srebrzystobiały,
miękki,
lekki metal
Lit
karminowa
barwa płomienia
Li
+
właściwości chemiczne zbliżone do magnezu:
— powstawanie prostych tlenków w wyniku spalania
metali
— nietrwałość cieplna węglanów i azotanów
— powstawanie węglików i azotków bezpośrednio z
pierwiastków
— mała rozpuszczalność fluorków, węglanów i
fosforanów
— silna solwatacja kationów, z czym wiąże się
stosunkowo
duża rozpuszczalność niektórych soli, np.
chlorków w
rozpuszczalnikach organicznych
lit reaguje jak cięższe litowce z większością
niemetali
i wieloma związkami
rozpuszcza się w ciekłym amoniaku
lit
tworzy
z
najpospolitszymi
metalami
nieżelaznymi: Al, Sb, Pb, Cd, Mg, Hg, Ag, Zn i Sn,
związki międzymetaliczne o stosunkowo wysokiej
temperaturze topnienia
technice jądrowej:
izotop
6
Li - materiał wyjściowy do wytwarzania izotopu
wodoru
3
H
metalurgii:
chemii:
jako dodatek do metali oraz ich stopów Al, Pb, Ni, Cu,
Zn
w celu poprawy ich właściwości mechanicznych oraz
chemicznych
jako katalizator w polimeryzacji (izoprenu) na
syntetyczny kauczuk
w syntezie organicznej – w postaci związków
metaloorganicznych
jako materiał anodowy w elektrochemicznych źródłach
napięcia
LiAg
2
CrO
4
(30% grafitu)węglan propylenu
w stymulatorach
pracy serca
do wytwarzania czerwonego zabarwienia w pirotechnice
medycynie i farmacji:
występuje w organizmie ludzkim w ilościach śladowych
umiejscowiony
w
błonie
komórek
nerwowych
oddziałuje na strukturę wewnętrzną komórki
bierze udział w tworzeniu substancji warunkujących
krzepnięcie krwi
zapotrzebowanie organizmu - 0,0001g/dzień
jego brak wywołuje choroby psychiczne związane z
niestabilnością nastroju i podstawowej energii -
depresja nawracająca, schizofrenia
stosowany w farmakologii psychiatrycznej, jako środek
przeciw depresjom i psychozom – hamuje objawy manii
spowodowane nadmiernym wytwarzaniem hormonów,
np. kortyzonu.
szybko przedostaje się do krwi i szybko jest wydalany z
moczem
Preparaty farmaceutyczne zawierające lit:
węglan litu (Lithium carbonicum)
– lek
normotymiczny,
stabilizujące nastrój
skład: 1 tabl. zawiera 250 mg
węglanu litu
dawka: 750-2000 mg/d
zakres stężeń: 0,8-1,2 mmol/l; 0,4-0,6
mmol/l
(profilaktycznie)
Boiron Lithium Carbonicum 5 CH
-
lek
homeopatyczny,
4g – postać: granulki
Działanie farmakologiczne węglanu litu:
hamuje transport sodu do wnętrza neuronu, co zaburza
uwalnianie noradrenaliny i dopaminy w o.u.n.
leczy objawy fazy maniakalnej i zapobiega ich
występowaniu
zapobiega nawrotom faz depresyjnych, normalizuje i
stabilizuje nastrój
przemyśle:
tłuszczowym do wytwarzania smarów opartych na
mydłach litowych
ponadto
jako środki suszące w klimatyzatorach
do
wytwarzania
czerwonego
zabarwienia
w
pirotechnice
ceramicznym jako topniki
Na
Na
Na
sól kamienna, NaCl
saletra chilijska NaNO
3
albit, NaAlSi
3
O
8
anortoklaz, (K, Na)AlSi
3
O
8
tenardyt Na
2
SO
4
boraks Na
2
B
4
O
7
.
10H
2
O
soda Na
2
CO
3
.
10H
2
O
kriolit Na
3
AlF
6
23
Na — 100%
NaCl
Na
2
SO
4
Elektroliza
stopionego bezwodnego chlorku sodu:
stopionego wodorotlenku sodu:
Cl
Na
NaCl
C
900
0
Cl
Na
NaCl
C
900
0
Na
2
e
2
Na
2
)
(
Katoda
Na
2
e
2
Na
2
)
(
Katoda
e
2
Cl
Cl
2
)
(
Anoda
2
e
2
Cl
Cl
2
)
(
Anoda
2
OH
Na
NaOH
C
600
0
Na
2
e
2
Na
2
)
(
Katoda
Na
2
e
2
Na
2
)
(
Katoda
e
2
O
O
H
OH
2
)
(
Anoda
2
2
1
2
e
2
O
O
H
OH
2
)
(
Anoda
2
2
1
2
bardzo miękki
[można go kroić nożem]
,
srebrzystobiały
metal
bardzo miękki
[można go kroić nożem]
,
srebrzystobiały
metal
Na
Sód
na powietrzu traci połysk
pokrywając się warstewką tlenku
[
przechowywany pod naftą]
Sód - Na
Konfiguracja
elektronowa
- Na
żółta - barwa płomienia Na
+
Sód —pierwiastek bardzo reaktywny chemicznie
Sód —pierwiastek bardzo reaktywny chemicznie
z
wodą reaguje gwałtowniej niż lit, tworząc
wodorotlenek
—
przy miejscowym pogrzaniu dochodzi do
wybuchów powstającego wodoru
w powietrzu spala się tworząc
nadtlenek,
zanieczyszczony niewielką ilością
tlenku
Na + H
2
O NaOH + ½ H
2
Na + H
2
O NaOH + ½ H
2
2Na + O
2
Na
2
O
2
4Na + O
2
2Na
2
O
2Na + O
2
Na
2
O
2
4Na + O
2
2Na
2
O
2Na + H
2
2NaH
2Na + H
2
2NaH
reaguje bezpośrednio z
wodorem
reaguje bezpośrednio z
chlorowcami:
2Na(s) + F2(g) → 2NaF(s)
2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)
2Na(s) + Br2(g) → 2NaBr(s)
2Na(s) + I2(g) → 2NaI(s)
2Na(s) + F2(g) → 2NaF(s)
2Na(s) + Cl2(g) → 2NaCl(s)
2Na(s) + Br2(g) → 2NaBr(s)
2Na(s) + I2(g) → 2NaI(s)
2Na(s) + H
2
SO
4
(aq) → 2Na
+
(aq) + SO
4
2-
(aq) + H
2
(g)
2Na(s) + H
2
SO
4
(aq) → 2Na
+
(aq) + SO
4
2-
(aq) + H
2
(g)
reaguje bezpośrednio z
kwasami
reaguje bezpośrednio z
alkoholami:
2ROH + 2Na → 2NaOR + H2
2ROH + 2Na → 2NaOR + H2
2NH
3
+ 2Na 2NH
2
Na + H
2
NH
2
Na + H
2
O = NH
3
+ NaOH
2NH
3
+ 2Na 2NH
2
Na + H
2
NH
2
Na + H
2
O = NH
3
+ NaOH
reaguje z amoniakiem
z
rtęcią tworzy
amalgamat
sodu
2Hg + Na Hg
2
Na
z metalami tworzy
stopy
lub
związki
międzymetaliczne
reakcja
z
zawierającymi
fluorowce
substancjami
organicznymi przebiega
wybuchowo
reaguje z
rozdrobnionym
węglem z utworzeniem acetylenku
temp.
2Na + 2C ----->
Na
2
C
2
Kation sodu
• podstawowy kation płynów
zewnątrzkomórkowych
• razem z anionem chlorkowym reguluje
utrzymanie
odpowiedniego ciśnienia
osmotycznego i równowagi
kwasowo-
zasadowej
• niezbędny do prawidłowego funkcjonowania
mięśni i tkanki nerwowej
• wpływa na przepuszczalność błon
komórkowych
• aktywator wielu enzymów
• występuje w tkance kostnej i w mniejszym
stężeniu w płynie
wewnątrzkomórkowym
• wraz z potasem reguluje równowagę sodowo-
potasową, co
wpływa na ilość zatrzymanej
wody w organizmie i na
funkcjonowanie nerek
Zawartość w organizmie ludzkim:
—
mięśnie
—
2600-7800 ppm
—
kości
—
10 000 ppm
—
krew
—
1970 mg/dm
3
Dobowe spożycie
—
2-15 g
Zawartość w organizmie w zależności od masy ciała:
—
50 kg
—
70 g sodu
—
60 kg
—
84 g sodu
—
70 kg
—
98 g sodu
w dużych ilościach do wytwarzania:
nadtlenków i
cyjanku sodu
amidku i azydku
sodu
jako reduktor w organicznym
przemyśle chemicznym
do osuszania rozpuszczalników organicznych
jako czynnik chłodzący w reaktorach jądrowych
w lampach sodowych
NaOH HCl NaCl
H
2
O
+ HBr NaBr
+
Na
2
CO
3
HI NaI
H
2
CO
3
NaOH
HCl
NaCl
H
2
O
+ HBr
NaBr
+
Na
2
CO
3
HI
NaI
H
2
CO
3
zmieniają się systematycznie
ze zmianą promienia anionu;
od fluorku do jodku maleją
temperatury topnienia i wrzenia
zmieniają się systematycznie
ze zmianą promienia anionu;
od fluorku do jodku maleją
temperatury topnienia i wrzenia
NaCl
NaCl
Chlorek sodu NaCl
sodium(I)chloride
w laboratorium
mieszaniny lodu i soli
kuchennej do
uzyskiwania niskich
temperatur (do -21
o
C)
w przemyśle sodowym
do otrzymywania
siarczanu sodu
i
metalicznego
sodu
w
medycynie
jako fizjologiczny
roztwór soli
do
celów
spożywczych
dodatek do paszy
dla zwierząt
ok. 35%
ok. 35%
ok. 65%
ok. 65%
eksploatacja
górnicza
-
ługowanie złóż soli kamiennej
odparowywanie
pod
wpływem
energii
słonecznej,
lub
elektrodializę wody morskiej
NaOH
NaOH
kaustyfikacja sody:
kaustyfikacja sody:
Na
2
CO
3
+Ca(OH)
2
2NaOH+Ca
CO
3
Na
2
CO
3
+Ca(OH)
2
2NaOH+Ca
CO
3
x
NaHg
xHg
e
Na
x
NaHg
xHg
e
Na
Katoda (rtęć):
Katoda (rtęć):
e
Cl
Cl
2
2
1
e
Cl
Cl
2
2
1
Anoda (grafit):
Anoda (grafit):
wydzielający się sód rozpuszcza się w
rtęci z utworzeniem amalgamatu:
wydzielający się sód rozpuszcza się w
rtęci z utworzeniem amalgamatu:
elektroliza stężonego roztworu
chlorku sodu:
NaCl Na
+
+ Cl
-
NaCl Na
+
+ Cl
-
amalgamat przekształca się w ług sodowy:
amalgamat przekształca się w ług sodowy:
2
2
1
2
x
H
xHg
NaOH
O
H
NaHg
2
2
1
2
x
H
xHg
NaOH
O
H
NaHg
OH
2
H
e
2
O
H
2
2
2
OH
2
H
e
2
O
H
2
2
2
Katoda
[-](Fe)
Katoda
[-](Fe)
Anoda [+](grafit):
Anoda [+](grafit):
NaOH
OH
Na
NaOH
OH
Na
e
2
Cl
Cl
2
2
e
2
Cl
Cl
2
2
NaOH
2
H
Cl
O
H
2
NaCl
2
2
2
2
NaOH
2
H
Cl
O
H
2
NaCl
2
2
2
2
Cl
Na
NaCl
Cl
Na
NaCl
O
H
,
Na
2
O
H
,
Na
2
O
H
,
Cl
2
O
H
,
Cl
2
zbliżona do metody przeponowej
zbliżona do metody przeponowej
przestrzenie anodowa i katodowa są
rozdzielone membraną jonitową,
hydraulicznie
nieprzepuszczalną;
otrzymany ług zawiera małe ilości
NaCl
przestrzenie anodowa i katodowa są
rozdzielone membraną jonitową,
hydraulicznie
nieprzepuszczalną;
otrzymany ług zawiera małe ilości
NaCl
biały, krystaliczny, silnie higroskopijny
z roztworu wodnego krystalizuje w postaci
hydratów
(1-7 cząsteczek H
2
O)
NaOH
.
3,5H
2
O -
najtrwalszy hydrat
stopiony NaOH atakuje krzemionkę, szkło i
porcelanę z wytworzeniem krzemianów
Roztwór wodorotlenku sodu jest silną zasadą
Powoduje zmydlanie tłuszczów
—
w produkcji celulozy i jedwabiu
—
do otrzymywania innych związków sodu
—
do wytwarzania mydeł i barwników organicznych
S
Na
2
S
Na
2
Siarczek sodu Na
2
S
sodium(I)sulfide
otrzymywanie
otrzymywanie
Na
2
SO
4
+4CNa
2
S+4CO
Na
2
SO
4
+4CNa
2
S+4CO
z roztworu wodnego krystalizuje jako Na
2
S
.
9H
2
O
z roztworu wodnego krystalizuje jako
Na
2
S
.
9H
2
O
w powietrzu - nietrwały:
w powietrzu - nietrwały:
2Na
2
S + 2O
2
+H
2
O Na
2
S
2
O
3
+ 2NaOH
2Na
2
S + 2O
2
+H
2
O Na
2
S
2
O
3
+ 2NaOH
do wytwarzania barwników i sztucznego
jedwabiu
do wytwarzania barwników i sztucznego
jedwabiu
w procesie flotacji minerałów jako
aktywator
w procesie flotacji minerałów jako
aktywator
3
2
CO
Na
3
2
CO
Na
metoda amoniakalna Solvaya:
metoda amoniakalna Solvaya:
O
H
CO
CO
Na
NaHCO
2
2
2
3
2
.
temp
3
O
H
CO
CO
Na
NaHCO
2
2
2
3
2
.
temp
3
Cl
NH
NaHCO
CO
NH
O
H
NaCl
4
3
2
3
2
Cl
NH
NaHCO
CO
NH
O
H
NaCl
4
3
2
3
2
rozpuszcza się w wodzie - silne wydzielanie ciepła
rozpuszcza się w wodzie - silne wydzielanie ciepła
wodny roztwór ma odczyn alkaliczny (protoliza):
wodny roztwór ma odczyn alkaliczny (protoliza):
OH
HCO
O
H
CO
3
2
2
3
OH
HCO
O
H
CO
3
2
2
3
krystalizuje w postaci Na
2
CO
3
.
10H
2
O
(soda
krystaliczna
) w krysztale występują jony
krystalizuje w postaci
Na
2
CO
3
.
10H
2
O
(soda
krystaliczna
) w krysztale występują jony
2
10
2
2
2
3
]
)
O
H
(
Na
[
i
CO
2
10
2
2
2
3
]
)
O
H
(
Na
[
i
CO
reaguje z ditlenkiem węgla z powstaniem trudnorozpuszczalnego
wodorowęglanu
Na
2
CO
3
+ CO
2
+ H
2
O <=> 2NaHCO
3
który w wyniku prażenia przechodzi w węglan
2NaHCO
3
Na
2
CO
3
+ CO
2
+ H
2
O
do wytwarzania związków sodu,
szkła, celulozy, papieru, mydła,
środków piorących, artykułów
farmaceutycznych
do zmiękczania wody
do przeróbki rud, odsiarczania
surówki, żeliwa i stali
4
2
SO
Na
4
2
SO
Na
reakcja
między
solą
kamienną
i
kizerytem:
2NaCl + MgSO
4
Na
2
SO
4
+ MgCl
2
2NaCl + MgSO
4
Na
2
SO
4
+ MgCl
2
Krystalizuje jako
Na
2
SO
4
.
10H
2
O (sól glauberska)
w
procesie
otrzymywania
kwasu
solnego
(produkt uboczny)
w
procesie
otrzymywania
kwasu
solnego
(produkt uboczny)
NaCl + H
2
SO
4
= NaHSO
4
+ HCl
NaCl + NaHSO
4
= Na
2
SO
4
+ HCl
w przemyśle papierniczym, celulozowym i włókienniczym
w przemyśle papierniczym, celulozowym i włókienniczym
w produkcji szkła , barwników
w produkcji szkła , barwników
jako substancja wyjściowa do wytwarzania
innych związków sodu
jako substancja wyjściowa do wytwarzania
innych związków sodu
jako dodatek do środków piorących
jako dodatek do środków piorących
występuje w przyrodzie jako
SALETRA CHILIJSKA
występuje w przyrodzie jako
SALETRA CHILIJSKA
reakcja sody z kwasem azotowym:
Na
2
CO
3
+2HNO
3
2NaNO
3
+H
2
O+CO
2
Na
2
CO
3
+2HNO
3
2NaNO
3
+H
2
O+CO
2
z chlorku sodu, który reaguje z kwasem
azotowym lub tetratlenkiem diazotu i
tlenem:
4NaCl+4HNO
3
+O
2
4NaNO
3
+2Cl
2
+2H
2
O
2NaCl+N
2
O
4
+O
2
2NaNO
3
+Cl
2
4NaCl+4HNO
3
+O
2
4NaNO
3
+2Cl
2
+2H
2
O
2NaCl+N
2
O
4
+O
2
2NaNO
3
+Cl
2
w przemyśle szklarskim jako
przyspieszacz klarowania szkła
w rolnictwie jako nawóz mineralny
z ligandami zawierającymi tlen np.: z
aldehydem salicylowym
z
kryptatami
np. sód rozpuszczony w
etyloaminie
tworzy
sodek
kryptatosodu
-
[Na
+
(kryptat)]Na
-
heksagonalne łuski o metalicznym
połysku
(stabilizacja anionu Na
-
)
O
O
O
O
N
N
O
O
K
K
I
ZOTOPY:
39
K(93,23%),
40
K(0,01%),
41
K(6,76%)
M
INERAŁY:
skaleń potasowy
KAlSi
3
O
8
muskowit
KAl
2
[AlSi
3
O
10
](OH,F)
2
anortoklaz
(K,Na)AlSi
3
O
8
leucyt
KAlSi
2
O
6
Do ważnych technicznie związków potasu należą:
— sylwin KCl
— sylwinit NaCl
.
KCl
— karnalit KCl
.
MgCl
2
.
6H
2
O
— kainit KCl
.
MgSO
4
.
3H
2
O
przechodzi w izotopy:
przechodzi w izotopy:
izotop
40
K
–
promieniotwórczy
–
(t
1/2
1,47
.
10
9
lat)
bardzo miękki
metal
o srebrzystym
połysku
jedna
odmiana
krystaliczna
o
sieci
regularnej przestrzennie
centrowanej
40
Ca (przemiana )
40
Ar (wychwyt K) - wykorzystywany do datowania
promieniotwórczego
40
Ca (przemiana )
40
Ar (wychwyt K)
- wykorzystywany do datowania
promieniotwórczego
Potas
reaguje z wodą - samorzutne zapalanie
się wydzielonego wodoru 2K(s) + 2H
2
O →
2KOH(aq) + H
2
(g)
w powietrzu spala się do ponadtlenku
K
I
O
2
K(s) + O
2
(g) → KO
2
(s)
z
węglem
tworzy
związek
międzywęzłowy, skład zależny od
warunków reakcji
duże powinowactwo do tlenu i
fluorowców, energiczny, wybuchowo
reagujący
reduktor 2K(s) + Cl
2
(g)
→ 2KCl(s)
w laboratorium, np. jako
środek do osuszania benzenu
i jego homologów
Ze względu na dużą reaktywność potas nie znajduje szerszych
zastosowań praktycznych
—
podstawowy kation wewnątrzkomórkowym
—
uczestniczy w biosyntezie białka i glikogenu
oraz przemianach energetycznych
—
aktywator wielu układów enzymatycznych,
utrzymuje
spoczynkowy
potencjał
błon
komórkowych
—
niezbędny do prawidłowego funkcjonowania
tkanki nerwowej i serca
Kation potasu:
—
zmęczenie
—
osłabienie mięśni
—
zaparcia
—
zaburzenia
rytmu
serca
Niedobór potasu:
objawy:
—
zażywanie
środków
moczopędnych
i
przeczyszczających
—
spożywanie
dużej
ilości
lukrecji,
kortyzonu,
naparstnicy
przyczyny:
Nadmiar potasu:
—
uczucie mrowienia skóry
—
niedowład mięśni
—
zaburzenia rytmu serca
—
uszkodzenie
mięśnia
sercowego
objawy:
przyczyn
y:
—
choroby nerek,
—
następstwa operacji
—
cukrzyca
—
leki
—
nieprawidłowa
technika
pobrania krwi
Zawartość w organizmie ludzkim:
Zawartość w organizmie w zależności od masy ciała:
Ilość potasu dostarczana wraz z warzywami w
normalnej
diecie
odpowiada
dziennemu
zapotrzebowaniu organizmu
Dobowe spożycie
-
1,4-7,4 g
—
50 kg – 100 g potasu
—
60 kg – 120 g potasu
—
70 kg – 140 g potasu
—
mięśnie – 16 000 ppm
—
kości – 2100 ppm
—
krew – 1620 mg/dm
3
Potas, tabletki, 100 szt
Preparaty farmaceutyczne zawierające
potas:
Kalivit, tabletki, 60 szt
Olimp Chela-Potas, kapsułki, 30 szt
Potas, 330 mg, tabletki, 20 sztuk
T
OKSYKOLOGIA
P
OTASU
T
OKSYKOLOGIA
P
OTASU
Sole potasu podane dożylnie
są wyjątkowo toksyczne
Sole potasu podane dożylnie
są wyjątkowo toksyczne
Dawka śmiertelna - 14 g
Dawka śmiertelna - 14 g
Dawka toksyczna - 6 g
Dawka toksyczna - 6 g
KOH
POTASU
EK
WODOROTLEN
KOH
POTASU
EK
WODOROTLEN
jako absorbent dwutlenku węgla
jako absorbent dwutlenku węgla
jako środek do osuszania amoniaku, amin i pirydyny
jako środek do osuszania amoniaku, amin i pirydyny
do stapiania z alkaliami w produkcji
barwników smołowych
do stapiania z alkaliami w produkcji
barwników smołowych
jako odczynnik do trawienia szkła
jako odczynnik do trawienia szkła
ług - do wytwarzania węglanu potasu
i mydła, do zmywania powłok
malarskich i do merceryzacji
bawełny
ług
- do wytwarzania węglanu potasu
i mydła, do zmywania powłok
malarskich i do merceryzacji
bawełny
3
2
CO
K
POTASU
WĘGLAN
3
2
CO
K
POTASU
WĘGLAN
jako
substancja
wyjściowa
do
otrzymywania
innych
związków
potasu
np.
KCN,
K
2
CrO
4
i
potasowego szkła wodnego
do wytwarzania emulsji asfaltowej, szarego mydła
w laboratorium - jako środek do
osuszania
niektórych
rozpuszczalników
organicznych
(bezwodny)
4
2
SO
K
POTASU
SIARCZAN
4
2
SO
K
POTASU
SIARCZAN
jako nawóz mineralny
do wytwarzania węglanu potasu,
ałunu potasowego- chromowego
do produkcji szkieł potasowych
w produkcji ceramiki i mas emaliowanych
3
KNO
POTASU
AZOTAN
3
KNO
POTASU
AZOTAN
jako nawóz mineralny
w produkcji szkła i ceramiki
w pirotechnice jako utleniacz
składnik prochu strzelniczego KNO
3
: C :
S = 7 : 2 : 1
Saletra indyjska
zastosowanie:
Rb
Rb
I
ZOTOPY:
85
Rb(72.2%),
87
Rb (27,8%)
nie istnieją żadne minerały rubidu
nie istnieją żadne minerały rubidu
w przyrodzie towarzyszy potasowi
np.: karnalit - KCl
.
MgCl
2
.
6H
2
O,
zawiera ok.
0,02% rubidu
w przyrodzie towarzyszy potasowi
np.: karnalit - KCl
.
MgCl
2
.
6H
2
O,
zawiera ok.
0,02% rubidu
występuje
w
większości
minerałów
cezu
i
wielu
minerałach litu
występuje
w
większości
minerałów
cezu
i
wielu
minerałach litu
Rb
metal
bardzo miękki
wykazuje na świeżej powierzchni
przekroju
srebrzysty
połysk
metaliczny
tworzy kryształy o sieci
regularnej
przestrzennie centrowanej
izotop
87
Rb
jest
promieniotwórczy
przemiana w
87
Sr ( 5
.
10
10
lat) - emisja
promieniowanie
(
wykorzystanie do datowania
promieniotwórczego)
Rubid
jeden z najaktywniejszych
metali
reaguje gwałtownie z:
tlenem
wodą
wypiera wodór nawet z lodu
łączy się z:
wodorem
fluorowcami
siarką
Ze względu na dużą reaktywność rubid
nie znajduje szerszych zastosowań
praktycznych
RbI
RUBIDU
JODEK
RbI
RUBIDU
JODEK
w medycynie
do leczenia kiły i wola
w XIX w. - wykorzystywany do leczenia schorzeń
serca
i epilepsji
wpływa na transport neuromediatorów:
serotoniny i kwasu
gamma-aminomasłowego ośrodkowego układu
nerwowego
stosowany w leczeniu zaburzeń psychicznych
(schizofrenii, manii)
posiada zdolność do stymulacji wzrostu i
różnicowania się komórek układu
odpornościowego oraz do modyfikacji zdolności
fagocytarnych monocytów i neutrofilów
Cs
Cs
I
ZOTOPY:
133
Cs (100%)
występuje w przyrodzie w bardzo
małych stężeniach, towarzysząc
Rb i Li
najmiększy metal
złocisty połysk
tworzy kryształy o
sieci
regularnej
przestrzennie
centrowanej
Cez
w powietrzu ulega samozapaleniu
gwałtownie reaguje
z:
wodą
wodorem
fluorowcami
siarką
najaktywniejszy chemicznie metal
izotop
137
Cs - w medycynie
jako
źródło promieniowania
postaci
stopów
z antymonem,
bizmutem
lub
złotem
w
fotokomórkach
Fr
Fr
I
ZOTOPY
(brak izotopów trwałych)
najtrwalszy -
223
Fr
występuje
w przyrodzie w bardzo
niewielkich ilościach jako człon
wychodzącego z
235
U aktynowego
szeregu promieniotwórczego
Fr
223
87
Th
227
90
Ac
227
89
Ra
223
88
najbardziej długożyciowy izotop
223
Fr
ma okres półtrwania 22 min i
przekształca
się
emitując
promieniowanie
-
, w izotop
223
Ra
w związkach występuje wyłącznie jako
Fr
+
tworzy z jonami
chloranowymi
(VII)
i
heksachloroplatynianowymi(IV)
trudno rozpuszczalne osady
