Litowce, czyli metale alkaliczne.
Są to aktywne chemicznie pierwiastki niewystępujące w stanie wolnym. To miękkie szare metale o konfiguracji ns1. Najtwardszy z nich to lit. Gęstość Li, Na, K jest mniejsza od gęstości wody – pierwiastki te pływają po jej powierzchni. Litowce są tak miękkie, że można je kroić nożem. Sód i potas odgrywają kluczową rolę w procesach biologicznych.
Temperatura topnienia maleje w dół grupy i wynosi [oC]: 181(Li), 98(Na), 64(K), 39(Rb), 28(Cs), 27(Fr).
Aktywność litowców rośnie w dół grupy z uwagi na coraz większą odległość elektronu walencyjnego od jądra (im dalej znajdują się ładunki, tym mniejsze między nimi oddziaływanie, zatem elektron walencyjny łatwiej ulega oderwaniu). Z powodu dużej aktywności, litowce przechowuje się w mieszaninie węglowodorów, parafinie, nafcie.
Tlenki M2O mają mocno zasadowy charakter i w wodzie ulegają reakcji: M2O+H2O→2MOH, np. Na2O+H2O→2NaOH.
Można je otrzymać np. poprzez rozkład odpowiednich węglanów: M2CO3→M2O+CO2
Wodorotlenki MOH to nocne zasady, otrzymuje się je w wyniku reakcji metalu z wodą:
2M+2H2O→2MOH+H2, np. 2Na+2H2O→2NaOH+H2
lub w reakcji tlenku z wodą: M2O+H2O→2MOH, np. Na2O+H2O→2NaOH
Węglany M2CO3 są rozpuszczalne w wodzie i rozkładają się termicznie wg reakcji: M2CO3→M2O+CO2
Wodorowęglany MHCO3 to słabe zasady
Azotany MNO3 rozkładają się termicznie: 2MNO3→2MNO2+O2
Tlenki, nadtlenki, ponadtlenki powstają w wyniku reakcji z tlenem. Produkt zależy od tego, czy prowadzimy reakcję z czystym tlenem, czy z powietrzem, oraz od promienia kationu. Lit tworzy praktycznie wyłącznie tlenek, sód – tlenek i nadtlenek, pozostałe mogą tworzyć również ponadtlenki. Wzory ogólne:
tlenek: M2O
nadtlenek: M2O2
ponadtlenek: MO2
Lit i jego związki.
Lit ma najmniejszą gęstość ze wszystkich stałych pierwiastków (0.53g/cm3) i największą z nich pojemność cieplną. Li+ ma bardzo mały promień, silnie polaryzuje i tworzy wiązania kowalencyjne oraz oddziaływania jonowo-dipolowe. Właściwości litu podobne są do właściwości magnezu, którego promień atomowy i jonowy jest zbliżony.
Zastosowanie: materiały ceramiczne i szklane, smary, ogniwa galwaniczne, medycyna (węglan litu stosuje się w psychiatrii). Jest też dobrym chłodziwem z uwagi na dużą pojemność cieplną.
Lit jest jednym z pierwiastków pierwotnych, został stworzony w trakcie Wielkiego Wybuchu.
Sód i jego związki.
Gęstość sodu wynosi 0.97g/cm3. Sód metaliczny otrzymuje się w elektrolizie stopionego NaCl.
NaCl otrzymuje się w kopalni lub przez odparowanie solanki. Stosowany jest do elektrolitycznego otrzymywania chloru i NaOH. Jest też popularnym środkiem stosowanym do odśnieżania dróg oraz jako mieszanina oziębiająca (mieszanina lodu i NaCl osiąga temperaturę -22oC)
NaOH jest higroskopijny i żrący, znajduje zastosowanie do otrzymywania soli sodu.
Na2SO4 – stosowany w produkcji szkieł i papieru. Występuje naturalnie, można go też otrzymać w reakcji H2SO4+2NaCl→Na2SO4+2HCl
Soda oczyszczona, czyli NaHCO3, stosowana jest w produkcji chleba i ciasta dzięki reakcji: NaHCO3+H+→Na++H2O+CO2 (źródłem H+ może być np. kwas mlekowy, cytrynowy, octowy).
Soda do prania: Na2CO3∙10H2O
Soda kalcynowana Na2CO3 stosowana jest w szklarstwie jako źródło Na2O: Na2CO3→Na2O+CO2
Potas i jego związki.
Gęstość potasu wynosi 0.86g/cm3. Potas metaliczny wyodrębniono się w elektrolizie stopionego KOH. Źródła mineralne zawierające potas to m.in. sylwin KCl, karnalit KCl∙MgCl2∙6H2O.
Zastosowanie: KCl, KNO3: nawozy, produkcja zapałek: 2KNO3→2KNO2+O2.
Promień K+ jest większy od Na+, więc jego związki są mniej higroskopijne niż związki sodu.
Reaktywność metali grupy pierwszej.
Li<Na<K<Rb<Cs<Fr
Lit powoli reaguje z wodą, sód – energicznie, potas się zapala, pozostałe reagują wybuchowo. W powietrzu wybuchają, chyba że są spasywowane (pokryte warstwą tlenków i nadlenków).
Porównanie właściwości litowców:
| d [g/cm3] | Tt [oC] | Tw [oC] | E0 [V] | barwa płomienia | |
| Li | 0.53 | 180 | 1340 | -3.04 | karminowoczerwona |
| Na | 0.97 | 98 | 881 | -2.72 | żółta |
| K | 0.86 | 64 | 765 | -2.93 | fioletowa |
| Rb | 1.53 | 39 | 688 | -2.97 | fioletoworóżowa |
| Cs | 1.90 | 28 | 705 | -3.02 | fioletowa |
Bibliografia:
A.Bielański, „Podstawy chemii nieorganicznej t.1” PWN Warszawa 2002
A. Cotton, G.Wilkinson, P.L. Gaus, „Chemia nieorganiczna podstawy” PWN 1998