Litowce
Właściwości ogólne litowców:
  • metale bardzo lekkie;
  • bardzo miękkie (wszystkie z wyjątkiem litu można ciąć nożem);
  • bardzo reaktywne (wśród metali);
  • srebrzysty połysk znika na powietrzu a Rb i Cs zapalają się samorzutnie w powietrzu;
  • metale rozkładają wodę - reakcja egzotermiczna;
  • litowce przechowuje się w cieczach izolujących je od powietrza, wolnych od halogenów (np. nafcie lub oleju parafinowym);
  • metale alkaliczne rozpuszczają się w amoniaku (w miarę wzrostu stężenia kolor roztworu zmienia zabarwienie z ciemnoniebieskiej poprzez czarną, złotobrązową aż do barwy miedzianometalicznej);
  • stężone roztwory przewodzą prąd, podobnie jak żelazo;
  • wykrywanie litowców: za pomocą barwy płomienia lub widmowej analizy spektralnej
Litowce

  Lit Sód Potas Rubid Cez
Symbol Li Na K Rb Cs
Liczba atomowa 3 11 19 37 55
Masa atomowa 6,941 22,99 39,1 85,47 132,91
Temperatura topnienia, [oC] 181 97,8 63,6 39 28,5
Temperatura wrzenia [oC] 1342 883 774 689 705
Rozpowszechnianie w skorupie ziemskiej, [%] 0,534 0,971 0,862 1,522 1,9


Lit (Li, łac. lithium - skała)

Właściwości:
najlżejszy metal, który przechowuje się w eterze naftowym, ponieważ utlenia się na powietrzu (zanurzony w benzenie wypływa na powierzchnię), w temperaturze 129 0C spala się karminowoczerwonym płomieniem;

Występuje:
tylko w postaci związanej; w górnych warstwach Ziemi występuje w ilości 0,0018% w skałach (wyjątek złoża soli), w wodach mineralnych (woda litowa w Muszynie), popiół roślinny (popiół tytoniowy zawiera 0,5% litu);


Przykładowe skały występujące na Ziemi zawierające lit:

Ambligonit
LiAl(PO4)F,
LiAl(PO4)(F,OH);
Spodumen
Li[AlSi2O6]
 
Cynwaldyt
KLiFeAl(F,OH)2[AlSi3O10]


Otrzymywanie litu:

a. Na skalę przemysłową - Lit otrzymuje się przez elektrolizę stopionego chlorku litu (LiCl). Rozpoczyna się od stopienia chlorku litu i chlorku potasu (KCl). Chlorek litu topi się w temperaturze 605°C, a chlorek potasu - w temperaturze 770°C. Stosowana do otrzymywania litu mieszanina obydwu soli topi się w temperaturze ok. 400°C (mieszanina eutektyczna). Podczas elektrolizy zachodzą reakcje:

            Li + e- ---> Li (reakcja katodowa)
        2Cl- ---> Cl2 + 2e- (reakcja anodowa)        
LiCl ---> Li + Cl2 (reakcja sumaryczna)

    W ciągu całego procesu produkcji metaliczny lit musi znajdować się w suchym, pozbawionym tlenu środowisku. Zwiększa to znacznie koszt produkcji metalu;

b. Elektroliza roztworu LiCl w pirydynie;

c. Roztwarzanie minerałów za pomocą kwasu siarkowego, z powstałego roztworu Li2SO4 strąca się za pomocą węglanu sodu Li2CO3, a następnie z otrzymanego węglanu działając innymi kwasami otrzymuje się inne sole.


Zastosowanie litu:

Mechanika:
metaliczny lit stosuje się jako domieszkę do specjalnych stopów łożyskowych zwiększając jego twardość;
Hutnictwo szkła i ceramiki;
Medycyna:
sole litu stosowane są w leczeniu zaburzeń psychicznych - brak szerszego rozpowszechnienia litu w psychiatrii jest spowodowany jego znaczną toksycznością i mała rozpiętością między dawką terapeutyczną i toksyczną nazywane normotykami;
ważny mikroelement;
Energetyka:
galwaniczne „ogniwa litowe” o napięciu 3V;
do wytwarzania trytu  w reaktorach jądrowych, deuterek litu stosowany jako termonuklearny materiał wybuchowy;
             2H + 6Li →  4He + 4He   24 MeV


Sód (Na, łac. natrium)

Minerały: kryształy soli kuchennej, kriolit, saletra chilijska, albit (skaleń sodowy)


Sód metaliczny:

Otrzymywanie – elektroliza stopionego wodorotlenku sodu lub stopionej mieszaniny chlorków sodu i wapnia na katodzie żelaza lub ciekłego ołowiu. Ze stopu ołowiu sód się oddestylowuje.
Właściwości – metal o silnym srebrzystym połysku na powietrzu szybko matowieje (pokrywając się warstwą wodorotlenku oraz węglanu);  miękki;  pary mają kolor purpurowy; z wodą sód reaguje bardzo gwałtownie wydzielając wodór i wodorotlenek sodu;
            2Na + H2O→2NaOH + H2↑
   
 Na powietrzu sód spala się żółtym płomieniem do nadtlenku wodoru, spalony w gazowym chlorze tworzy chlorek sodu
            2Na + O2→H2O2+ Na2O2
Z rtęcią tworzą amalgamat - reakcji towarzyszy płomień;


Zastosowanie:

Lampy sodowe – zastąpiły bardziej toksyczne lampy rtęciowe używane przed 1935 rokiem;
Reaktory jądrowe - jako ciecz przenosząca ciepło;
Produkcja- cyjanku i nadtlenku sodu;
Produkcja barwnika indygo;
Środek suszący eter i inne wolne od halogenów ciecze organiczne;
Środek redukujący;


Chlorek sodu NaCl

Występowanie:  w postaci soli kamiennej w złożach solnych, w solankach w wodzie morskiej (w ilości około 2,7%), jako składnik popiołu, w węglu brunatnym, jako składnik organizmów.

Otrzymywanie:
Ze złóż solnych, przez rozsadzanie (metoda niestosowana w Polsce, lecz wykorzystywana np. w Niemczech) lub ługowanie soli (rozpuszczanie pod ziemią, pompowanie solanki na powierzchnię, odparowanie wody);
Z solanek, przez odparowanie wody w pawniach warzelniczych lub przez ich stopniowe zatężanie;
Z wody morskiej, przez odparowanie lub wymrażanie (sól morska).

Właściwości:
Bezbarwne kryształy, doskonale rozpuszczalne w wodzie;
Kryształy NaCl trzeszczą podczas łagodnego ogrzewania, rozsadzane poprzez rozszerzający się ług macierzysty lub zawarte w nim gazy;


Zastosowanie

Produkcja wszystkich związków sodu i chloru;
Środek konserwujący;  przyprawa;
Do wysalania mydła i barwników organicznych;
Glazurowanie ceramiki;
Składnik zmniejszający siłę wybuchu powietrznych materiałów wybuchowych;
W solankach chłodniczych – mieszanina 3,5:1 chlorku sodu do wody tworzy mieszaninę chłodzącą temperatura -210C.


Wodorotlenek sodu NaOH – soda żrąca lub soda kaustyczna


Właściwości: 
biała krystaliczna higroskopijna i silnie żrąca substancja (Ttop=3230C Twrz= 13880C) o postaci odłamków okruchów, prętów, łusek drażetek itp.;
Łatwo wiąże CO2 z powietrza dlatego przechowuje się szczelnie zamknięte;
W wodzie rozpuszcza się bardzo łatwo tworząc silnie alkaliczny roztwór (ług sodowy) i wydzielając przy tym duże ilości ciepła (UWAGA! rozpryskujący się ług sodowy zagraża oczom);
Roztwór wodorotlenku sodu przechowywany jest w butelkach z korkami gumowymi, a nie z szklanymi, bo te przywierają do ścianek butelki;
NaOH rozpuszcza się łatwo w metanolu oraz etanolu;
Glin i cynk pod wpływem NaOH ulegają słabej korozji, bardziej korodują ołów i cyna. Jednakże większość metali nie ulega korozji pod wpływem NaOH;


Otrzymywanie NaOH

laboratoryjne:
Na + H2O = NaOH + ½ H2
przemysłowe:
Elektroliza wodnego roztworu NaCl:

1. Metoda amalgamatowa (rtęciowa):
otrzymany NaOH jest bardzo czysty, stosowana jest katoda rtęciowa. Na katodzie Hg wydziela się metaliczny sód (Na) !
  Przyczyna: - wydzielenie H2 na idealnie gładkiej powierzchni elektrody rtęciowej wymaga przyłożenia wyższego napięcia (nadnapięcia), w porównaniu do elektrody grafitowej lub żelaznej.
Anoda (grafit): Cl- = ½ Cl2 + e-
Katoda (rtęć): Na+ + e- = Na (amalgamat)
amalgamat = stop metalu z rtęcią
Utworzony amalgamat Na/Hg przenosi się do zbiornika z czystą wodą:
Na + H2O = Na+ + OH- + ½ H2

2.  Metoda przeponowa
Anoda: 2Cl- = Cl2 + 2e- (utlenienie)
Katoda: 2H2O + 2e- = 2OH- + H2 (redukcja)
Przestrzenie są rozdzielone przeponą w celu zapobieżenia reakcji powstającego na katodzie ługu z utworzonym chlorem  (powstaje podchloryn sodu).
Przeponę stanowią warstwy włókien  azbestowych, osadzonych na katodzie z  siatki stalowej.
Znaczne ilości chlorku sodu,  zostaje usunięte przez odparowanie  – otrzymuje się ług o zawartości  50% NaOH i 1% NaCl


Zastosowanie NaOH:


Substrat do produkcji takich substancji jak:
Sole sodu: azotanów, fosforanów, chloranów, podchlorynów lub jego roztworów krzemianów, czyli szkło wodne, fluorków, chromianów, cynianów i soli organicznych do otrzymywania celulozy z drewna (metoda siarczanowa);
sztucznego jedwabiu wiskozowego i włókna celulozowanego;
mydła sodowego;
substancji powierzchniowo czynnych;
barwników;
tlenku glinu z boksytu;
fenolu z olejów mineralnych;
środków natłuszczających metali i niektóre elektrolitów galwanicznych (Sn, Zn);
sporządzania kąpieli oksydacyjnych;
bejca aluminium np. przed eloksalowaniem.


Węglan sodu Na2CO3 – soda, soda kalcynowna

Właściwości:
a. W temperaturze pokojowej jest to biała, higroskopijna
     substancja, która topi się w temperaturze 852°C i dobrze
    rozpuszcza się w wodzie;
b. Z roztworu krystalizuje w postaci dużych bezbarwnych
    kryształów, wietrzejących na powietrzu;

Występowanie:
a. W przyrodzie związek ten występuje w stanie naturalnym
    w tzw. jeziorach sodowych oraz w popiele roślin morskich.
b. Stanowi też ważny składnik wielu minerałów.


Otrzymywanie sody:

Na skalę techniczną:
a. Metoda Lablanca – w syntezie stosowane były chlorek sodu, węgiel i kwas siarkowy, metoda ma znaczenie historyczne i nie jest opłacalna;
b. Metodą amoniakalną Solvaya (1863),
Surowce: NaCl (sól kamienna), NH3, CO2, H2O, CaCO3
Etapy:
NH3 + CO2 + H2O = (NH4)HCO3
(NH4)HCO3 + NaCl = NaHCO3 + NH4Cl
2 NaHCO3 = Na2CO3 + CO2 + H2O (prażenie)
Zasadniczym źródłem CO2 jest rozkład wapieni:
CaCO3 = CaO + CO2
CaO + H2O = Ca(OH)2 wapno gaszone
Ca(OH)2 + 2NH4Cl = CaCl2 + 2NH3 + 2H2O
2 NaCl + CaCO3 = Na2CO3 + CaCl2


Zastosowanie:

Wytwarzanie szkła;
Związków sodu;
Celulozy;
Papieru;
Mydła;
Środków piorących;
Do zmiękczania wody;
Przeróbki rud.


Związki sodu i ich zastosowanie

Siarczan (IV) sodu – w laboratoriach chemicznych służy do osuszania rozpuszczalników organicznych;
Nadtlenek sodu – w roztworach bielących i maskach tlenowych (wchłania ditlenek węgla i wydziela tlen);
Tiosiarczan sodu – rozpuszcza sole srebra, dlatego stanowi skuteczny utrwalacz fotograficzny;
Azotan sodu (saletra sodowa) – nawóz, składniki środków wybuchowych;
Wodorowęglan sodu – stosowany do proszków do prania, proszków do pieczenia, w gaśnicach oraz jako środek zmniejszający kwasowość soków żołądkowych.


Potas (K, łac. kalium)

Występowanie:
Siódmy pierwiastek pod względem rozpowszechnienia w skorupie
 ziemskiej. Występuje w postaci związanej, w minerałach, wodzie
morskiej i organizmach żywych.

1 litr wody morskiej zawiera 0,38 g jonów potasu co spowodowane jest
 silniejszą adsorpcją jonów potasu, powstających w wyniku wietrzenia
 skał przez glebę.

Duże ilości potasu występują w świeżych warzywach i owocach.


Minerały potasu

1. Karnolit - KCl · MgCl2 · 6H2O

2. Kainit - KMg[Cl/SO 4] x 3H2O (zawiera 15,7% K, 14,2% Cl, 16,19% MgO, 32,16% SO3, 21,7% H2O)

3. Sylwin – KCl

4. Ortoklaz – skaleń potasowy K[AlSi3O8]

5. Muskowit – mikka potasowa KAl2(OH, F)2AlSi3O10


Potas metaliczny

Właściwości:
   Bardziej reaktywny niż Na, w zetknięciu z wodą natychmiast zapala się i pali jasnofioletowym płomieniem wydzielając przy tym wodór. Zwykle dochodzi do eksplozji powstającego gazu piorunującego. 
     Pary potasu mają niebieskozielone zabarwienie.
     Utylizacje potasu przeprowadza się pentanolem (alkoholem
     amylowym).
2C5H11OH +2K = 2C5H11OK +H2
Otrzymywanie:
a. Metoda termoelektrolizy wodorotlenku potasu:
b. Ogrzewanie fluorku potasu z węglikiem wapnia:
2KF +CaC2 = 2K +2C + CaF2


Przegląd związków potasu:


Wodorotlenek potasu - KOH - produkcja mydła potasowego, barwników, środek żrący w chirurgii, elektrolit w akumulatorach niklowo kadmowych (ze względu na koszt zastępuje go się tańszym NaOH);
Saletra potasowa – KNO3 – kiedyś stosowany do produkcji prochu dymnego (mieszanka KNO3 : C (węgiel drzewny) : S = 7 : 2 : 1), produkcja sztucznych ogni, szkła, nawozów;
Potaż – K2CO3 – produkcja szkła, mydła, usuwanie CO2 z gazów technicznych (K2CO3 + CO2 +H2O = 2KHCO3) produkcja spulchniaczy w piekarstwie;
Sylwin – KCl – składnik nawozów sztucznych, służył także do wykonywania wyroków śmierci w USA z tiopentanolem lekiem zwiotczającym mięśnie, jako zastrzyk „śmierci”;
Jodek potasu – KJ – składnik leków oraz do jodowania soli kuchennej, składnik płynu Lugola (jod rozpuszczony w roztworze wodnym jodku potasu), składnik jodyny (roztwór jodu z dodatkiem jodku potasu w etanolu), jako środek wykrztuśny działający bezpośrednio na gruczoły oskrzelowe, po podaniu doustnym może mieć też działanie odruchowe podobnie do emetyny (alkoid ipekakuany), leczenie sporotrychozy (rodzaj grzybicy);
Bromek potasu – KBr -  środek uspokajający.


Rubid (Rb, łac. Rubidium) i Cez (Cs, łac. caesium) i ich związki

Nazwy polskie pierwiastków pochodzą bezpośrednio od barwy linii spektralnych.

Występowanie:
Pierwiastki towarzyszą w niewielkich ilościach potasowi w złożach skalnych i skałach, a także w wodach mineralnych.
Karnolit zawiera około 0.015 do 0,040 % rubidu. Zawartość cezu jest jeszcze mniejsza.
Minerałem cezu jest rzadko występujący polucyt CsAlSi2O6.

Otrzymywanie:

Z chlorków lub dichromianów (VI) przez ogrzewanie wapnem lub cyrkonem w próżni (metale te oddestylowuje się);
metodą termoelektrolizy.

Właściwości:
Najbardziej reaktywne metale w całym układzie okresowym;
Na powietrzu natychmiast tworzą się tlenki nawet duże kawałki rubidu i cezu zapalają się samoczynnie po kilku sekundach;
Reagują z wodą wybuchowo rozżarzają się;
Cez ma największą spośród wszystkich pierwiastków trwałych objętość atomową;
Cez i rubid emitują elektrony na skutek działania światła (efekt fotoelektryczny).

Zastosowanie:
Rubid stosowany wyłącznie w celach naukowych;
Cez:
produkcji fotokomórek (np. w postaci stopów Ag/Ag2O/Cs lub Cs2O/Sb – Cs) specjalnych promienników podczerwieni;
Nuklid Cs137 podobnie jak Co60 służy jako źródło promieniowania w medycynie

Stosowalność związków cezu i rubidu jest nieznaczące, przejawiają duże podobieństwa do związków potasu.


Frans (Fr, łac. francium)


Frans to radioaktywny metal alkaliczny. Ostatnie badania wykazują, że jego aktywność chemiczna jest mniejsza niż aktywność cezu i jest podobna do aktywności rubidu. Frans reaguje gwałtownie z wodą i kwasami (podobnie jak inne metale alkaliczne);
Występuje w rudach uranowych. Całkowita zawartość fransu w skorupie wynosi około 24.5 mg;