Litowce
Litowce (metale alkaliczne, potasowce[1]) – grupa pierwiastków 1 (daw. IA lub I głównej) grupy układu okresowego (bez wodoru) o silnych własnościach metalicznych, tworzących z wodą silnie zasadowe (alkaliczne) wodorotlenki. Do metali alkalicznych zalicza się lit, sód, potas, rubid, cez i frans[2].
Wszystkie litowce mają jeden elektron walencyjny znajdujący się na zewnętrznym orbitalu s. Łatwo ulegają jonizacji do kationów M+
[3].
- Litowce
-
lit -
sód -
potas -
rubid -
cez
.jpg)
Właściwości fizyczne
edytujLitowce to ciała stałe o srebrzystobiałej barwie. Mają najmniejsze spośród pierwiastków gęstości, przy czym lit, sód i potas mają mniejszą gęstość od wody. Wraz ze wzrostem liczby atomowej wzrasta ich gęstość i promień atomowy oraz jonowy, maleje zaś twardość (wszystkie można kroić nożem), temperatura wrzenia i topnienia oraz energia jonizacji. Związki litowców barwią płomień na charakterystyczne dla każdego metalu kolory: lit – na karminowo, sód – na żółto, zaś potas, rubid i cez na kolor różowo-fioletowy (fiołkoworóżowy). Są jednymi z najlepszych przewodników ciepła i elektryczności. Ich kationy w roztworach wodnych nie nadają barwy roztworom[3].
Ogólne właściwości chemiczne
edytujSą bardzo aktywne, a ich reaktywność rośnie wraz ze wzrostem liczby atomowej[4]. W związkach są jednowartościowe, najczęściej na I, rzadko na -I stopniu utlenienia[5].
W obecności powietrza szybko pokrywają się warstewkami tlenków i wodorotlenków (z wyjątkiem litu), przy czym cez ulega samozapłonowi. Z tej przyczyny przechowuje się je pod warstwą nafty[4].
Spalane dają różne produkty tlenowe – lit tworzy tlenek Li
2O, sód – nadtlenek Na
2O
2, zaś pozostałe – odpowiednie ponadtlenki MO
2. Aby z nadtlenku i ponadtlenków uzyskać normalne tlenki, należy je zredukować, ogrzewając z danym metalem[6]. Przykład takiej reakcji:
Ogrzewane z wodorem dają odpowiednie wodorki (o budowie jonowej[7]), a z wszystkimi fluorowcami reagują egzotermicznie dając odpowiednie halogenki[8]. Reagują też z siarką, tworząc siarczki i wielosiarczki[9]. Ponadto lit (jako jedyny z litowców) reaguje na gorąco z azotem i węglem, tworząc odpowiednio Li
3N i Li
2C
2[4].
Tlenki litowców mają charakter zasadowy i budowę jonową. Z wodą tworzą odpowiednie wodorotlenki[6], np.:
- Li
2O + H
2O → 2LiOH
W analogicznych reakcjach z udziałem nadtlenków zamiast wody tworzy się nadtlenek wodoru, a reakcji ponadtlenków towarzyszy dodatkowo wydzielanie się tlenu[9]:
- 2CsO
2 + 4H
2O → 2CsOH + 2H
2O
2 + O
2↑
Lit metaliczny reaguje z wodą stosunkowo spokojnie, wyższe litowce coraz gwałtowniej. Powstają wówczas odpowiednie wodorotlenki i wodór. Począwszy od sodu, wydzielające się duże ilości ciepła doprowadzają do stopienia się metalu, a nawet zapłonu. Na gorąco reagują też z amoniakiem dając amidki, np.[4]:
- 2K + 2NH
3 → 2KNH
2 + H
2
Natomiast w ciekłym amoniaku rozpuszczają się, tworząc roztwory zawierające kationy metalu i solwatowane elektrony o ciemnoniebieskiej barwie[4].
Wodorotlenki litowców są najsilniejszymi zasadami[10][9]. Mają budowę jonową. Są silnie higroskopijne i łatwo rozpuszczają się w wodzie, czemu towarzyszy wydzielanie dużych ilości ciepła. W roztworach są całkowicie zdysocjowane. Rozpuszczają się też w etanolu, przy czym rozpuszczalność wodorotlenku litu w wodzie i alkoholu jest znacząco słabsza od pozostałych[10]. Ich roztwory przewodzą prąd elektryczny[10], przewodzą go również po stopieniu[11]. Stopione reagują z krzemionką, roztwarzając m.in. porcelanę i szkło[10].
Zobacz też
edytuj
Przypisy
edytuj- ↑ Mały słownik chemiczny. Jerzy Chodkowski (red.). Wyd. V. Warszawa: Wydawnictwo „Wiedza Powszechna”, 1976. Według niektórych źródeł do potasowców nie zalicza się lit lub lit i sód. Zob. Encyklopedia techniki Chemia. Warszawa: WNT, 1965.
- ↑ Encyklopedia techniki. Chemia. Warszawa: WNT, 1965.
- ↑ a b Bielański 2002 ↓, s. 812–813.
- ↑ a b c d e Bielański 2002 ↓, s. 816.
- ↑ Bielański 2002 ↓, s. 813.
- ↑ a b Bielański 2002 ↓, s. 819.
- ↑ Bielański 2002 ↓, s. 817.
- ↑ C. Chambers, A.K. Holliday, Modern Inorganic Chemistry, Butterworths, 1975, s. 127.
- ↑ a b c John David Lee, Zwięzła chemia nieorganiczna, wyd. 4, Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 1997, s. 141–142, ISBN 83-01-12352-4.
- ↑ a b c d Bielański 2002 ↓, s. 820.
- ↑ Bielański 2002 ↓, s. 815.
Bibliografia
edytuj- ↑ Adam Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, wyd. 5, Warszawa: PWN, 2002, ISBN 83-01-13654-5.