Grupy pierwiastków i ich charakterystyka
WODÓR
-ma strukturę 1s1-jeden elektor walencyjny
-oddając jeden elektron 1e' przechodzi na +1 st.utlenienia
-tendencja do uwspólniania elektronów-wiąz.kowalencyjne np.jon NH4+,H3O+,zw.organiczne
-może przyjmować 1 elektron i występować na -1 st.utlenienia(wodorki litowców i berylowców,bo jest mniej elektrododatni;u litowców rośnie ze wzrostem masy)
Anion wodorkowy zachowuje się jak silna zasada zdolna odebrać proton wodzie
-składnik skorupy ziemskiej,wody
-wagowo 0,87% wszystkich pierwiastków w przyrodzie
-duże ilości H2 w przestrzeni kosmicznej
(w słońcu reakcje termojądrowe syntezy jąder deuteru-z wydzieleniem ogromnej ilości energii)
-występuje pod postacią trzech izotopów: - prot M=1
- deuter M=2
- tryt M=3
-właściwości fizyczne:bezbarwny gaz,słabo rozpuszczalny w wodzie,bez smaku,bez zapachu,lekki(0,09g/dm3),małe rozmiary cząsteczek-przechodzą przez przegrody porowate,rozpuszcza się w metalach,np.w Pd,trudno się skrapla,gaz dość trwały,występuje w cząsteczkach dwuatomowych,w normalnej temp.reaguje tylko z F,w trochę podwyższonej temp. reaguje z litem i berylowcami tworząc wodorki
-reakcja spalania H2 w O2-duży zysk energetyczny (571 kJ/mol)
-w podwyższonej temp.H2 wykazuje dosyć silne właściwości redukujące
-rozpad H2 do H wymaga nakładu energii a żywotność H jest b.krótka (z powodu b.trwałego wiąz.atomowego)
-w temp.pokojowej O2 i H2 nie reagują
-w temp.450 st.tworzą tzw.mieszaninę piorunującą(przy otwarciu może nastąpić wybuch)
OTRZYMYWANIE
-techniczne:
l elektroliza wody
l z gazu wodnego(polega na tym,iż na rozżarzony koks puszczamy parę wodną)
C + H2O (1200 st.celsj.)---->CO + H2
CO + H2O ---->CO2 +H2
z gazu ziemnego: CH4 + H2O--->CO 3H2
CO + H2O--->CO2 + H2
-laboratoryjnie:
- elektroliza-należy zakwasić wodą
- zalkalizowanie
- otrzymywanie w aparacie Tipa,działając kwasami na metale nieszlachetne lecz znajdujące się przed H2 w szeregu napięciowym
CaH2 + 2H2O<--->Ca(OH)2 +2H2
Zn +2H+(kation)<---> Zn2+(kation) + H2
Na + H2O<--->NaOH +1/2 H2
ZASTOSOWANIE
-nieorganiczne:otrzymywanie amoniaku: N2 + 3H2---> 2 NH3
otrzymywanie kwasu solnego : H2 + Cl2 (hv)----> 2HCl reakcja łańcuchowa
-organiczne:-do tworzenia tłuszczy(addycja do wiązania podwójnego)
-do redukcji
-do syntezy alkoholi i in.zw.organicznych
CO + 2H2 ----> CH4 + H2O
CO + 2H2 ---->CH3OH
LITOWCE
Pierwsza gr ukladu okresowego, obejmuje pierwiastki: lit, sód, potas, rubid, cez i frans. Ich atomy zawieraja jeden elektron walencyjny w orbitalu s, słabo związany z jądrem, w zwiazku z tym litowce tworza jony jednowartosciowe (M+) a ich związki są niemal wylacznie jonowe (znane zw na -I st utl.)
W danym okresie maja najmniejszy ladunek jadra, co pociąga za sobą najsłabsze przyciąganie el. walencyjnego i reszty elektronow, najwiekszy w danym okresie promien atomowy i jonowy i male wartosci elektroujemnosci.
Cs i Fr maja najm elektroujemnosci w ukl okres, Li zajmuje pierwsze miejsce w szeregu napieciowym. Wolne atomy litowcow latwo ulegaja wzbudzeniu oddajac nadmiar energii i stajac sie zrodlem promieniowania- lotne zw litowcow barwia plomien (pewnie pamietacie jak :> )
Sole sa bezbarwne i w wiekszosci rozpuszczalne w wodzie (hydratacja w srod wodnym). Jesli chodzi o roznice w grupie najbardziej wyroznia sie lit (pod wzgl wlasciw zblizony do Mg – tworzy trudno rozpuszczalny weglan i fosforan)
1. Wyst w przyrodzie:
Bardzo duza zawartosc sodu i potasu w skorupie ziemskiej
- lit wspolnie z Na i K w glinokrzemianach
- sód -albit, NaCl (woda morska), saletra chilijska
- potas- sylwin, karnalit, kaint
– rubid i cez – towarzyszą, w malych stezeniach
– frans – zostal znaleziony w produktachrozpadu Uranu(235/92)
–
– Na i K maja istotne znaczenie dla zywycz oraganizmow- rozne stezenia po obu stronach blony kom. => roznica potencjalow => przewodzenie impulsow wzdluz aksonow.
– Weglan litu stos przy leczeniu psychozy maniakalnej.
2. Otrzymywanie:
- elektroliza stopionych bezwodnych soli (najczesciej chlorkow) i wodorotlenkow (redukcja katodowa w obu przypadkach)
– rozkład termiczny azydków, np azydku sodu
– redukcja chlorków za pomocą metalicznego wapnia (szczególnie Rb i Cs)
– metale o barwie srebrzystoszarej, miękkie (twardość maleje od litu do cezu, tak samo temp topnienia), mała gęstość
– 3.Właściwości chem i fiz.:
– świeża, połyskliwa powierzchnia na powietrzu szybko matowiej
– w stanie gazowym cząsteczki jednoatomowe, niska temp wrzenia
– b. aktywne (akt rośnie od Li do Cs), w podwyższonej temp bezpośrednio łączą się z wodorem
– cez zapala sie samorzutnie w zetknięciu z powietrzem (nie trza mu nawet wody :) )
– rozpuszczają się w ciekłym amoniaku, wysokie przewodnictwo el. w roztworze
– ogrzewane z gazowym amoniakiem dają amidki:
2M + 2NH3 => 2MNH2 + H2
4. Zastosowanie:
lit – dodatek do stopów, środek odtleniający w metalurgii miedzi, baterie elektryczne; stearynian litu to dodatek do smarów, a węglan to topnik w prod porcelany i szkliw
sód – prod nadtlenku sodu (środki bielące), amidku i cyjanku sodu; redukcja zw org w laboratorium; w lampach sodowych, stopiony jako ciecz chłodząca w reaktorach; składnik srodka przeciwstukowego benzyny
potas- brak szerszych zastosowan praktycznyc
cez – fotokomórki
5. Wodorki litowców:
Typu MH, otrzymywanie we właść fiz i chem ;)
wodór w anionie, budowa jonowa, bezbarwne ciała stałe, tworzą sieci przestrzenne typu NaCl. Najbardziej trwały jest LiH
Żywo reagują z wodą:
2LIH + 2H2O => 2LiOH + 2H2
6. Związki z fluorowcami:
- prawie wszystkie krystalizują w układzie regularnym i maja sieć przestrzenną tylu NaCl
– wiązania chemiczne mają dominujący charakter jonowy, największe odstępstwa wykazują LiI
– poddając je ogrzewaniu w atmosferze par metalu wchodzącego w ich skład do sieci przestrzennej dostaje się niewielki nadmiar atomów metalu (świecenie na niebiesko)
NaCl- najważniejsza sól, materiał wyjściowy do produkcji innych związków sodu; wydobywa się go ze złóż sposobem górniczym i przez odparowywanie bąź wymrażanie wody morskiej- czysty NaCl otrzymuje się wprowadzając do jego r-ru gazowy HCl (zwiększenie stężęnia Cl-=> strącanie soli ) ;nie jest higroskopijny
KCl – wyst w złożach jako sylwin, otrzymywana także w czasie przeróbki innych materiałów. Sól bezbarwna, krystalizująca, rozpuszczalna w wodzie.
7. Tlenki litowców
Reakcja z tlenem przebiega bardzo łatwo, produktem jest tlenek, nadtlenek lub ponadtlenek. Najważniejszy jest bezbarwny Li2O, tylko on jest prod. bezpośredniej reakcji z O2, żeby uzyskać resztę tlenków trzeba redukować powstałe nadtlenki:
Na2O2 + 2Na => 2Na2O
Na2O2- jasnożółty, jony nadtlenkowe O22- , silne działanie utleniające, pod wpływem CO2 odszczepia O2, co jest wykorzystywane w okrętach podwodnych i aparatach oddechowych:
Na2O2 + CO2 => Na2CO3 + ½ O2
Gwałtowna reakcja z wodą z wytworzeniem H2O2 i wodorotlenku
– ponadtlenki też mają właść silnie utleniające
8. Wodorotlenki
bezbarwne ciała stałe, silnie higroskopijne, bardzo aktywne, obficie rozpuszczają się w wodzie i alkoholu (rozpuszczalność LiOH wyraźnie mniejsza), całkowita dysocjacja, związki jonowe.
NaOH : otrzymywanie: -para wodna + metaliczny sód => NaOH + ½ H2
– elektroliza wodnego r-ru NaCl metodą przeponową (NaOH gromadzi sie przy anodzie)
– NaCl + H2O => ½ H2 + ½ Cl2 + NaOH
– metoda rtęciowa (met. Elektrochemiczna, wykorzystanie nadnapięcia)
zastosowanie: w labolatorium i technice- prod. mydła, barwników organicznych, w produkcji do otrzymywania celulozy i jedwabiu sztucznego.
KOH: otrzymywanie wyłącznie metodą elektrolizy r-rów Kcl.
Zarówno stały jak jego wodny r-r chłonie z powietrza CO2 z powietrza i innych gazów
zastosowanie: wyrób miękkich mydeł, syntezy org. i otrzymywanie dichromianu (VI) i manganianu (VII) potasu.
9. Związki z siarką
- wodorosiarczki: NaOH(r-r) + H2S(gaz) => NaHS + H2O
– siarczki: NaHS +NaOH => Na2S + H2O
– Na2SO4 + 4C => Na2S + 4CO
– w stanie czystym zazwyczaj bezbarwne- barwe nadają im zanieczyszczenia. W r-rach wodnych hydroliza (do SH- i OH- ), pod wpływem O2 atmosf łatwo utleniają się do tiosiarczanów:
– 2K2S + 2O2 + 2H2O => K2S2O3 + 2KOH
– i wielosiarczki – Msn, n= 2-6 . Zabarwienie od żółtego do brunatnego, zygzakowate łańcuchy siarkowe w strukturze
10. Sole kwasów tlenowych
...
topolow