Litowce

Z Wikipedii, wolnej encyklopedii
Przejdź do nawigacji Przejdź do wyszukiwania
Grupa →

1
IA
↓ Okres

2

3
Li
3

11
Na
4

19
K
5

37
Rb
6

55
Cs
7

87
Fr
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].

Właściwości fizyczne[edytuj | edytuj kod]

Litowce 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[edytuj | edytuj kod]

Są 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
2
O
, sód – nadtlenek Na
2
O
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:

KO
2
+ 3K → 2K
2
O

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
3
N
i Li
2
C
2
[4].

Tlenki litowców mają charakter zasadowy i budowę jonową. Z wodą tworzą odpowiednie wodorotlenki[6], np.:

Li
2
O + H
2
O → 2LiOH

W analogicznych reakcjach z udziałem nadtlenków zamiast wody tworzy się nadtlenek wodoru, aa reakcji ponadtlenków towarzyszy dodatkowo wydzielanie się tlenu[9]:

2CsO
2
+ 4H
2
O → 2CsOH + 2H
2
O
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 | edytuj kod]

Przypisy[edytuj | edytuj kod]

  1. Jerzy Chodkowski (red.): Mały słownik chemiczny. Wyd. V. Warszawa: Wiedza Powszechna, 1976. Według niektórych źródeł do potasowców nie zalicza się lit lub lit i sód. Zob. Encyklopedia techniki CHEMIA. Warszawa: WNT, 1965.
  2. Encyklopedia techniki. Chemia. Warszawa: WNT, 1965.
  3. a b Bielański 2002 ↓, s. 812–813.
  4. a b c d e Bielański 2002 ↓, s. 816.
  5. Bielański 2002 ↓, s. 813.
  6. a b Bielański 2002 ↓, s. 819.
  7. Bielański 2002 ↓, s. 817.
  8. C. Chambers, A.K. Holliday, Modern Inorganic Chemistry, Butterworths, 1975, s. 127.
  9. a b c John David Lee, Zwięzła chemia nieorganiczna, wyd. 4, Warszawa: Wydawnictwo Naukowe PWN, 1997, s. 141–142, ISBN 83-01-12352-4.
  10. a b c d Bielański 2002 ↓, s. 820.
  11. Bielański 2002 ↓, s. 815.

Bibliografia[edytuj | edytuj kod]

[1]

  1. Adam Bielański, Podstawy chemii nieorganicznej, wyd. 5, Warszawa: PWN, 2002, ISBN 83-01-13654-5.