1. Anomalne właściwości litu.

• Temperatury topnienia i wrzenie litu są względnie wysokie.

• Lit jest dużo twardszy od pozostałych pierwiastków tej grupy.

• Lit reaguje z tlenem najmniej energicznie i tworzy normalny tlenek, jego nadtlenki są nietrwałe.

• Lit jest najmniej elektrododatni, dlatego też wiele jego związków jest mniej trwałych (np. Li₂CO₃, LiNO₃, LiOH - po ogrzaniu rozkładaja się z wytworzeniem tlenu), nie jest znany stały wodorotlenek litu.

• Lit z azotem tworzy Li₂N, co jest cecha charakterystyczną berylowców.

• W odróżnieniu od pozostałych pierwiastków I grupy, lit reaguje bezpośrednio z węglem tworząc jonowy węglik, podobnie do berylowców.

• Podobnie jak odpowiednie sole Mg nie rozpuszczają się w wodzie : LiCO₃, Li₃PO₄, LiF, LiOH- jest trudno rozpuszczalny.

• Dzięki charakterowi kowalencyjnemu halogenki i alkilki litu oraz magnezu rozpuszczają się w rozpuszczalnikach organicznych.

• Jony litu - Li⁺ i jego związki są znacznie hydratowane niż się to zdarza u pozostałych pierwiastków I grupy.

• Lit jest bardziej trwały od pozostałych wodorków litowców i w bezwodnym eterze.

• LiHS jest bardziej trwały od pozostałych.

• Jako jedyny tworzy imidek litu. (2LiNH₂Li₂NH + NH₃)

• Li₂SO₄ nie tworzy ałunów.

• LiCl jest higroskopijny, dobrze rozpuszcza się w rozpuszczalnikach organicznych polarnych.

• Nie tworzy związków na -I stopniu utlenienia.

2. Otrzymywanie sody metodą Solvaya.

2NH₃ + 2CO₂ + H₂O 2(NH₄)HCO₃

2NH₄HCO₃ + 2 NaCl 2NaHCO₃ + 2NH₄Cl

2NaHCO₃ Na₂CO₃ + H₂O + CO₂

Soda kalcynowa

Źródło CO₂: CaCO₃ CaO + CO₂

Źródło NH₃: CaO + H₂O Ca(OH)₂

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ CaCl₂ + 2NH₃ + 2H₂O

• Otrzymujemy sól bezwodną

• Produkt uboczny CaCl jest mało uciążliwy

• Wykorzystywana na skalę przemysłową

3. Związki litowców na -I stopniu utlenienia.

Kryptandy:

• Związki organiczne mające po dwa atomy połączone 3 łańcuchami eterowymi,

• Trwałe kompleksy z kationami litowców,

• Jeżeli wprowadzimy dwa razy więcej atomów litowca niż cząsteczek kryptandu to połowa atomów przejdzie w kationy i ulegnie skompleksowaniu, druga wytworzy jednowartościowe aniony np. Na⁺.

• Sodek kryptandu [Na(kryptand)]⁺Na^- jest krystaliczny, ulega powolnemu rozkładowi w temperaturze pokojowej i reaguje z O₂ i wilgocią.

4. Węgliki berylowców.

Mg, Sr, Be tworzą węgliki jonowe MC₂ (acetylenki)

Mg tworzy także Mg₂C₃ - węglik magnezu (allilek):

• MgCl₂ + CaC₃ MgC₂ + CaCl₂

• MgC₂ Mg₂C₃

• Mg₂C₃ + 4 H₂O 2Mg(OH)₂ + HC=_CCH₃

Weglik wapnia CaC₂:

• CaO + C CaC₂ + CO

• CaC₂ + 2H₂O C₂H₂ + Ca(OH)₂

Be₂C (metanek)

5. Związki kompleksowe berylowców.

6. Anomalne właściwości berylu.

• Atomy berylu są bardzo małe i wykazują duże zagęszczenie ładunku, posiadają silną tendencję do tworzenia wiązań kowalencyjnych, związki mają niska temperaturę topnienia, są rozpuszczalne w rozpuszczalnikach organicznych i w wodzie ulegają hydrolizie.

• Tworzy wiele kompleksów, co nie jest typowe dla grupy I i II.

• Jak glin ulega pasywacji pod wpływem HNO₃.

• Beryl jest amfoteryczny, wydziele NaOH i tworzy bery lany (analogia do tworzenia glinianów przez glin).

• Be(OH)₂ jest amfoteryczny podobnie jak Al.(OH)₃.

• Sole berylu często ulegają hydrolizie.

• Halogenki berylu są polimeryczne i zawierają wiązania wielocentowe, co jest wynikiem niedoboru elektronów, BeCl₂ tworzy zwykle łańcuchy, występuje także jako dimer, podobnie jak AlCl₃.

• Beryl tworzy polimeryczne wodorki i związki alkilowe.

• Sole berylu należą do najlepiej rozpuszczalnych.

• BeC₂ podobnie jak AlC₃ w wyniku hydrolizy uwalnia metan.

7. Struktura boraksu.

8. Cyjanowodór.

9. Dicyjan.

Otrzymywanie:

• Hg(CN)₂ Hg + (CN)₂

• Hg(CN)₂ + HgCl₂ Hg₂Cl₂ + (CN)₂

• Cu²⁺ + 2CN^- Cu(CN)₂ CuCN + ½(CN)₂

• 4HCN + O₂ 2(CN)₂ + 2H₂O

• 2C + N₂ (CN)₂

Struktura:

:N=_C-C=_N:

• budowa liniowa,

• orbitale pi w wiązaniach N-C tworzą układy rozciągające się na całą cząsteczkę,

• N-C 116 pm,

• C-C 138 pm.

Reakcje z KOH:

(CN)₂ + 2KOH KCN + KCNO + H₂O

10. Karborund.

11. Amoniak

12. Hydroksyloamina.

Otrzymywanie:

• HNO₃ + 6H NH₂OH + 2H₂O

2NH₂OH + H₂SO₄ (NH₃OH)₂SO₄

• HNO₃ + H₂O + H₂SO₄ Nh₂OH + H₂SO₄

Właściwości:

• Toksyczna,

• Substancja krystaliczna,

• Nietrwała,

• Rozkład z wydzieleniem ciepła,

• W roztworach wodnych kwasów wykazuje właściwości zasadowe:

NH₂OH + H₂O NH₃OH⁺ + OH^-

• Właściwości redukujące (redukuje Hg(II) do Hg(I), wydziele Cu₂O z płynu Fehlinga) lub utleniające (w środowisku kwaśnym utlenia jodoworód do I₂).

13. Hydrazyna.

14. Związki nitrozylowe.

• Kowalencyjnie - np. w halogenkach nitrozylu (NOCl, NOF) powstaja przez bezpośrednie działanie fluorowców na NO

• W postaci jonu jednoujemnego - np. w nitrozylku sodu NaNO, powstałego w wyniku działania NO na roztwór metalicznego sodu w ciekłym azocie

• W postaci kationu jednododatniego NO⁺ - np. w chloranie (III) nitrozylu - (NO)ClO₄, w wodorosiarczanie nitrozylu - NOHSO₄

Woda królewska.

Woda królewska:

• Mieszanina stężonego HNO₃ i HCl w stosunku 1:3

• Posiada silne właściwości utleniające

• Rozpuszcza prawie wszystkie metale np. złoto, platynę.

HNO₃ + 3HCl 2H₂O + Cl₂ + NOCl

Au + 3Cl AuCl₃

AuCl₃ + HCl HAuCl₄

16. Odmiany alotropowe fosforu.

17. HNO₃ - akceptor czy donor?

18. Fosfan.

19. Difosfan.

20. Calgon.

21. Fosfazeny.

22. Nadtlenek wodoru - H₂O₂.

23. Tetera azotek tertasiarki - S₄N₄.

24. Dlaczego tylko woda jest cieczą a pozostałe wodorki tlenowców gazami?

25. Kwas siarkowy (VI) - H₂SO₄.

26. H₂S₂O₃ (bielenie tkanin).

Kwas trioksotiosiarkowy - H₂S₂O₃

2S₂O₃^2- + 4Cl₂ + 5H₂O 2SO₄^2- + 8Cl^- + 10H⁺

27. Otrzymywanie bromu z wody morskiej.

28. Synteza Bartletta.

Uważano, że gazy szlachetne nie ulegają żadnym reakcjom chemicznym. Nie ulegają działaniu: O₂, Mg, H₂, Cl₂, par S na zimno i na gorąco, nie reagują za stopionym Na, Na₂O, NaOH itd. Dopiero w 1960 roku Neil Bartlett wykazał, że Xe może tworzyć związki chemiczne. Opierając się na obserwacji, że O₂ w temperaturze pokojowej reaguje z PtF₆ tworząc heksaflouroplatynian ditlenu:

O₂ + PtF₆ O₂PtF₆

Bartlett doszedł do wniosku, że ze względu na zblizoną energię pierwszej energii jonizacji O₂ i Xe może być możliwe powstanie związku ksenonu:

Xe + PtF₆ XePtF₆

Litowce

Berylowce

Borowce

Węglowce

Azotowce

Tlenowce

Fluorowce

Helowce