Przeczytaj

LitowcelitowceLitowce 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 ( $M e$ ) z $H_{2} O$ zapisuje się następująco:

w sposób cząsteczkowy:

2 {Me}_{(s)} + 2 H_{2} O_{(c)} \to 2 {MeOH}_{(aq)} + H_{2 (g)}

lub jonowy:

2 {Me}_{(s)} + 2 H_{2} O_{(c)} \to 2 {Me}_{(aq)}^{+} + 2 {OH}_{(aq)}^{-} + H_{2 (g)}

gdzie Me oznacza metal (litowiec). W reakcji powstaje więc rozpuszczalny w wodzie wodorotlenekwodorotlenkiwodorotlenek oraz wydziela się wodór. Wodne roztwory wodorotlenków mają odczyn zasadowy z uwagi na obecność jonów ${OH}^{-}$ .

R1dZ3y9rAnEwn1

Na ilustracji układ okresowy pierwiastków. Zawiera on wszystkie znane pierwiastki chemiczne, które są ułożone według rosnącej liczby atomowej. Liczba atomowa informuje zarówno o ilości protonów wchodzących w skład danego jądra, jak i liczbie elektronów w atomie niezjonizowanym, która ma decydujący wpływ na właściwości chemiczne atomu. Ułożenie pierwiastków w układzie okresowym wynika z ich budowy wewnętrznej - z liczby powłok elektronowych danego atomu oraz liczby elektronów znajdujących się na ostatniej, zewnętrznej powłoce. Pierwiastki znajdujące się w tych samych wierszach (okresach) układu okresowego posiadają tę samą liczbę powłok elektronowych, więc są one opisane tą samą główną liczbą kwantową. Kolumny układu, czyli grupy, zawierają z reguły pierwiastki posiadające tę samą liczbę elektronów w zewnętrznej powłoce. Zaznaczono strzałką aktywność metali – strzałka biegnie nad układem okresowym i prowadzi w dół pomiędzy pierwiastkami grupy pierwszej i drugiej. — Reaktywność metali rośnie w dół grupy, zgodnie z strzałką przedstawioną na rysunku.
Źródło: GroMar Sp. z o.o., na podstawie: Atkins P., Jones L., *Chemia ogólna. Cząsteczki, materia, reakcje*, Warszawa 2016., licencja: CC BY-SA 3.0.

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.

RyxaK0pn7Zc4H

Reakcja litu z wodą

zapis cząsteczkowy

2 Li + 2 H_{2} O \to 2 LiOH + H_{2} ↑

zapis jonowy

2 Li + 2 H_{2} O \to 2 {Li}^{+} + 2 {OH}^{-} + H_{2} ↑

zapis cząsteczkowy

2 Na + 2 H_{2} O \to 2 NaOH + H_{2} ↑

zapis jonowy

2 Na + 2 H_{2} O \to 2 {Na}^{+} + 2 {OH}^{-} + H_{2} ↑

zapis cząsteczkowy

2 K + 2 H_{2} O \to 2 KOH + H_{2} ↑

zapis jonowy

2 K + 2 H_{2} O \to 2 K^{+} + 2 {OH}^{-} + H_{2} ↑

zapis cząsteczkowy

2 Rb + 2 H_{2} O \to 2 RbOH + H_{2} ↑

zapis jonowy

2 Rb + 2 H_{2} O \to 2 {Rb}^{+} + 2 {OH}^{-} + H_{2} ↑

zapis cząsteczkowy

2 Cs + 2 H_{2} O \to 2 CsOH + H_{2} ↑

zapis jonowy

2 Cs + 2 H_{2} O \to 2 {Cs}^{+} + 2 {OH}^{-} + H_{2} ↑

zapis cząsteczkowy

2 Fr + 2 H_{2} O \to 2 FrOH + H_{2} ↑

zapis jonowy

2 Fr + 2 H_{2} O \to 2 {Fr}^{+} + 2 {OH}^{-} + H_{2} ↑

Reakcja litu z wodą

zapis cząsteczkowy

2 Li + 2 H_{2} O \to 2 LiOH + H_{2}

zapis jonowy

2 Li + 2 H_{2} O \to 2 {Li}^{+} + 2 {OH}^{-} + H_{2}

Reakcja sodu z wodą

zapis cząsteczkowy

2 Na + 2 H_{2} O \to 2 NaOH + H_{2}

zapis jonowy

2 Na + 2 H_{2} O \to 2 {Na}^{+} + 2 {OH}^{-} + H_{2}

Reakcja potasu z wodą

zapis cząsteczkowy

2 K + 2 H_{2} O \to 2 KOH + H_{2}

zapis jonowy

2 K + 2 H_{2} O \to 2 K^{+} + 2 {OH}^{-} + H_{2}

Reakcja rubidu z wodą

zapis cząsteczkowy

2 Rb + 2 H_{2} O \to 2 RbOH + H_{2}

zapis jonowy

2 Rb + 2 H_{2} O \to 2 {Rb}^{+} + 2 {OH}^{-} + H_{2}

Reakcja cezu z wodą

zapis cząsteczkowy

2 Cs + 2 H_{2} O \to 2 CsOH + H_{2}

zapis jonowy

2 Cs + 2 H_{2} O \to 2 {Cs}^{+} + 2 {OH}^{-} + H_{2}

Reakcja fransu z wodą

zapis cząsteczkowy

2 Fr + 2 H_{2} O \to 2 FrOH + H_{2}

zapis jonowy

2 Fr + 2 H_{2} O \to 2 {Fr}^{+} + 2 {OH}^{-} + H_{2}

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.

bg‑blue

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.

bg‑azure

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.

bg‑cyan

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).

bg‑turquoise

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.

bg‑lime

Cez

Cez wybucha w kontakcie z wodą, co zazwyczaj całkowicie niszczy naczynie. W reakcji powstaje wodorotlenek cezu i wodór.

Przykład 1

Skoro już wiesz, czym charakteryzują się litowce, spróbujmy wspólnie rozwiązać przykładowe zadanie obliczeniowe.

R1PESuI7DAFRg

Film pt. Reakcje sodu i jego związków z wodą – zadanie obliczeniowe
Źródło: GroMar Sp. z o. o., licencja: CC BY-SA 3.0.

Słownik

litowce

(metale alkaliczne) pierwiastki chemiczne, które stanowią I grupę układu okresowego pierwiastków (poza wodorem): lit ( $Li$ ), sód ( $Na$ ), potas ( $K$ ), rubid ( $Rb$ ), cez ( $Cs$ ) i promieniotwórczy frans ( $Fr$ )

wodorotlenki

związki chemiczne określone ogólnym wzorem $Me {(OH)}_{n}$ , w skład których wchodzą kationy metali oraz jony wodorotlenkowe ${OH}^{-}$

zasady

wodne roztwory wodorotlenków, związki chemiczne o charakterystycznych właściwościach, m.in. wywołujące reakcje barwne ze wskaźnikami (np. barwią lakmus na niebiesko)

potencjały standardowe elektrody

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. $2$ , Warszawa $2013$ .

Wprowadzenie

Grafika interaktywna

Lit

Sód

Potas

Rubid

Cez

Słownik

Bibliografia