Przeczytaj
LitowceLitowce znane są również pod nazwą „metale alkaliczne”. Mają wspólną cechę, jaką jest zdolność do wypierania wodoru z wody. Jest to możliwe dzięki wysokiej aktywności litowców, wynikającej z bardzo niskich wartości potencjałów standardowych. W takim przypadku aktywny metal utlenia się do jonu metalu, jednocześnie woda ulega redukcji, tworząc wodór i jony wodorotlenkowe. Ogólne równanie reakcji metalu alkalicznego () z zapisuje się następująco:
w sposób cząsteczkowy:
lub jonowy:
gdzie Me oznacza metal (litowiec). W reakcji powstaje więc rozpuszczalny w wodzie wodorotlenekwodorotlenek oraz wydziela się wodór. Wodne roztwory wodorotlenków mają odczyn zasadowy z uwagi na obecność jonów .
Reakcja przebiega najmniej gwałtownie w przypadku litu, ponieważ jest on najmniej aktywny chemicznie spośród wszystkich litowców – a aktywność pierwiastków rośnie w dół grupy wraz ze wzrostem liczby atomowej. Położony na powłoce walencyjnej elektron jest bardziej oddalony od jądra i słabiej przyciągany, czyli łatwiej tworzy się kation. W przypadku sodu, wydzielające się podczas reakcji ciepło powoduje jego stopienie. Z kolei potas jest już tak aktywny chemicznie, że zapala się już w zetknięciu z wodą. W przypadku pozostałych litowców – rubidu i cezu – reakcja z wodą zachodzi jeszcze bardziej gwałtownie. Metale te często zapalają się samorzutnie w powietrzu, nawet bez dostępu do wody.
Metale alkaliczne reagują z wodą, wytwarzając ciepło, gazowy wodór i odpowiedni wodorotlenek metalu. Ciepło wydzielające się w wyniku tej reakcji może zapalić wodór lub sam metal, powodując pożar lub wybuch. Cięższe metale alkaliczne reagują gwałtowniej z wodą.
Lit
Lit jest najlżejszym metalem spośród litowców i ma gęstość o połowę mniejszą od gęstości wody, więc unosi się na jej powierzchni, delikatnie musując i wydzielając wodór. Stopniowo reaguje i znika, tworząc bezbarwny roztwór wodorotlenku litu. Reakcja generuje ciepło bardzo wolno, a temperatura topnienia litu jest zbyt wysoka, aby mógł się stopić.
Sód
Sód również unosi się na powierzchni, ale oddaje wystarczającą ilość ciepła, aby stopić sód (sód ma niższą temperaturę topnienia niż lit) i topi się niemal natychmiast, tworząc małą i srebrzystą kulę biegnącą po powierzchni. Biały ślad wodorotlenku sodu jest widoczny w wodzie pod sodem, ale wkrótce rozpuszcza się, dając bezbarwny roztwór wodorotlenku sodu. Sód porusza się po powierzchni wody, ponieważ jest wypychany przez wodór wydzielany podczas reakcji. Jeśli zostanie on uwięziony przy ścianie naczynia, wodór może się zapalić i spalić pomarańczowym płomieniem. Kolor wynika z zanieczyszczenia niebieskiego płomienia wodorowego związkami sodu.
Potas
Potas zachowuje się raczej podobnie jak sód, z takim wyjątkiem, gdy reakcja przebiega szybciej i emitowane jest wystarczające ciepło, aby zapalić wodór. W tym przypadku płomień wodoru jest zanieczyszczony związkami potasu, więc zauważalny jest kolor liliowy (lekko fioletowy).
Rubid
Rubid jest gęstszy niż woda i tonie w niej. Reaguje jednak bardzo gwałtownie i natychmiast, a cała zawartość naczynia zostaje wyrzucona na zewnątrz. Powstaje roztwór wodorotlenku rubidu i wodór.
Cez
Cez wybucha w kontakcie z wodą, co zazwyczaj całkowicie niszczy naczynie. W reakcji powstaje wodorotlenek cezu i wodór.
Skoro już wiesz, czym charakteryzują się litowce, spróbujmy wspólnie rozwiązać przykładowe zadanie obliczeniowe.
Słownik
(metale alkaliczne) pierwiastki chemiczne, które stanowią I grupę układu okresowego pierwiastków (poza wodorem): lit (), sód (), potas (), rubid (), cez () i promieniotwórczy frans ()
związki chemiczne określone ogólnym wzorem , w skład których wchodzą kationy metali oraz jony wodorotlenkowe
wodne roztwory wodorotlenków, związki chemiczne o charakterystycznych właściwościach, m.in. wywołujące reakcje barwne ze wskaźnikami (np. barwią lakmus na niebiesko)
siła elektromotoryczna ogniwa, w którym drugą elektrodą jest elektroda wodorowa i której przypisuje się potencjał równy zeru; dla anody potencjał standardowy jest ujemny, a dla katody dodatni; metale o niższym potencjale są dobrymi reduktorami i oddają elektrony, ulegając tym samym reakcji utleniania
Bibliografia
Bielański A., Podstawy chemii nieorganicznej, t. , Warszawa .