Wykład 11 - Pierwiastki bloku s

12/19/2014
Współczesny układ okresowy
blok s
blok d
blok p
blok f
Nazewnictwo grup układu okresowego
grupa pierwiastków
nazwa systematyczna
1
litowce
metale alkaliczne
berylowce
metale ziem alkalicznych,
wapniowce (oprócz Be)
13
borowce
glinowce (oprócz B)
14
węglowce
—
15
azotowce
—
16
tlenowce
—
17
fluorowce
chlorowce, halogenowce
18
helowce
gazy szlachetne
2
nazwa zwyczajowa
Fe, Co, Ni
żelazowce
pierwiastki o l. at. 58 – 71
lantanowce
pierwiastki o l. at. 90 – 103
aktynowce
pierwiastki za uranem
transuranowce
Ru, Rh, Pd, Os, Ir, Pt
platynowce
1
12/19/2014
Rozpowszechnienie we wszechświecie
i skorupie ziemskiej
He
H
inne
S
Ar
Ni
Ca
Al.
Na
Cr
inne
Rozpowszechnienie na Ziemi
2
12/19/2014
Rozpowszechnienie w organizmie ludzkim
Wodór
Symbol
Liczba atomowa
Nazwa
Izotopy
Masa atomowa [u]
Stan skupienia
Charakter chemiczny
Blok energetyczny
Elektroujemność (wg Paulinga)
Wartościowość
Konfiguracja elektronowa
Potencjał elektrodowy (w 25 °C) [V]
Energia jonizacji [kJ/mol]
Gęstość (w 25 °C) [g/cm3]
Temperatura topnienia [°C]
Temperatura wrzenia (p=1atm) [°C]
H
1
wodór
1H, 2H, 3H
1,00079 u
gaz
niemetal
s
2,1
I
1s1
0,000(+1/0)
1312
0,071
-259,32
-252,88
3
12/19/2014
Za „wytwórcę” wodoru uchodzi lekarz i przyrodnik T. von Hohenheim (znany także jako T. Paracelsus).
Prowadząc eksperymenty polegające na wrzucaniu metali do kwasów i zbieraniu do naczyń produktów tych
reakcji, działając kwasem na żelazo zauważył wydzielanie się nieznanego gazu. Ponieważ gaz ten palił się
nazwał go „palnym powietrzem”.
R. Boyle w 1660 r. powtórzył eksperyment, zastosował H2SO4, i stwierdził, że wydzielający się gaz
przestaje się palić w rozrzedzonym powietrzu. Opisał wybuchową naturę mieszanki wodoru z powietrzem,
zwanej dziś mieszaniną piorunującą, a wówczas aria tonante (z włoskiego "powietrze grzmiące”).
W 1776 r. H. Cavendish wykazał, że rozważany gaz jest substancją prostą lżejszą od powietrza, a w
1781 r. udowodnił, że produktem spalania jest H2O. Nie skojarzył jednak, że jest on składnikiem wody.
Substancję uznano za pierwiastek dzięki A. L. Lavoisier, prowadzącemu badania nad otrzymaniem
H2O z H2 i O2. Nadał mu nazwę „hydrogene” (łac. hydrogenium — tworzący wodę).
T. Paracelsus
R. Boyle
H. Cavendish
A. L. Lavoisie
Własności fizyczne
 został skroplony po raz pierwszy w 1883 roku przez profesorów
Universytetu Jagiellońskiego: chemika Karola Olszewskiego i fizyka
Zygmunta Wróblewskiego
 bezbarwny gaz bez zapachu i smaku, słabo rozpuszczalny w wodzie,
14,4 razy lżejszy od powietrza
 rozpuszcza się w metalach: palladzie, platynie, niklu, żelazie
 powoduje korozję wodorową (pękanie)
4
12/19/2014
Własności chemiczne
 w temp. pokojowej niezbyt aktywny (potencjał normalny = 0)
spala się w tlenie (w temp. powyżej 720K wybuchowo):
2H2 + O2 = 2H2O
w podwyższonych temperaturach silny reduktor:
Fe2O3 + H2  2FeO + H2O (800K)
Fe2O3 + 3H2  2Fe + 3H2O (900K)
WO3 + 3H2  W + 3H2O (1500K)
tlenek wolframu (VI), WO3 – nieorganiczny związek chemiczny z grupy tlenków
kwasowych zawierający wolfram na VI stopniu utlenienia; cytrynowe ciało stałe;
tworzy dwa hydraty: monohydrat WO3·H2O i dihydrat WO3·2H2O
Gęstość: 7,16 g/cm³
Temperatura topnienia: 1 473 °C
Masa molowa: 231,84 g/mol
Wodorki XmHn
wodorki typu soli: związki tworzące sieci jonowe (jon H–), powstają w
wyniku reakcji wodoru z litowcami i berylowcami (w wyjątkiem berylu i
magnezu) w podwyższonej temperaturze, w reakcji z wodą wydziela się
wodór:
CaH2 + H2O  CaO + 2H2
wodorki kowalencyjne: H2O, H2S, HF, HCl, CH4, SiH4, NH3, PH3
wodorki metaliczne (międzywęzłowe): produkty syntezy wodoru z
metalami bloków d i f, ciała stałe składające się z sieci krystalicznej z
wbudowanymi w przestrzenie międzywęzłowe atomami wodoru.
Połączenia te są niestechiometryczne. Przykłady: PdH0,6, TiH1,73, ZrH1,92
5
12/19/2014
Najważniejsze związki organiczne
Otrzymywanie
1. w skali laboratoryjnej:
 w reakcji wody z aktywnymi metalami (o ujemnym potencjale
normalnym):
2Na + 2H2O  H2 + 2NaOH

w procesie elektrolizy:
K: 2H+ + 2e –  H2
A: 4OH–  2H2O + O2

reakcji metali z kwasami:
Zn + 2HCl  ZnCl2 + H2
6
12/19/2014
2. na skalę przemysłową:
konwersja metanu z parą wodną:
CH4+ H2O  H2 + CO2
konwersja węglowodorów z ropy naftowej z parą wodną:
CxH2y+ 2xH2O  (2x+y)H2 + xCO2
produkt uboczny elektrolitycznego otrzymywania NaOH z NaCl
dawniej z gazu wodnego otrzymywanego przez działanie pary wodnej
na rozżarzony koks:
C+ H2O  H2 + CO
Indium Tin Oxide
(ITO) – roztwór
stały
tlenku indu(III) i
tlenku cyny(IV)
Fluorine doped
Tin Oxide (FTO)
Propidium
iodide (PI)
produkcja wodoru w ogniwach - potencjał tworzy
się
pod
wpływem
promieniowania
elektromagnetycznego. Spirala Pt działa jako
katoda, na której wydzielany jest wodór. Warstwa
tlenku metalu zanurzona w elektrolicie działa jak
foto anoda i wydziela O2. Anoda jest połączona z
układem solarnym poprzez grafit pełniący rolę
mostka. Ponieważ tylko anoda jest w kontakcie z
elektrolitem, komórka silikonowa nie ulega korozji.
produkcja wodoru z wody - badania nad
mikroskopijnymi katalizatorami z fosforku
niklu,
które
zwiększają
wydajność
procesu wydzielania wodoru z wody;
nanocząsteczki związku mają dużą
powierzchnię, bliskie są kształtowi sfery,
co zwiększa efektywność produkcji
wodoru; udało się je osiągnąć dzięki
procesom ogrzewania roztworów soli
metali (Uniwersytet Penn State w USA).
7
12/19/2014
Występowanie w przyrodzie
1. najpowszechniej występujący pierwiastek we Wszechświecie:
 pył gwiezdny (96% wszystkich atomów)
 reakcje termojądrowe wodoru do helu (temp. > 10 000 000K) są głównym
źródłem energii gwiazd
2. na Ziemi 0,87% mas (15,4% atomów):
 w stanie związanym: woda, związki organiczne,
kwasy i zasady
 wolny wodór, H2: śladowe ilości w atmosferze
(5x10–5 %obj. w pobliżu powierzchni ziemi,
0,9%obj. w górnych warstwach atmosfery)
 izotopy: deuter stanowi 0,016% wodoru
naturalnego (wolnego i związanego), tryt –
nietrwały
 ma najwyższą wartość opałową ze wszystkich
paliw
(120
MJ/kg)
(wady:
problemy
z magazynowaniem, brak występowania
w stanie wolnym czy bardzo szerokie granice
zapłonu)
nanocząsteczki Mg
polimer
organiczny o
selektywnej
przepuszcalności
gazu
W Lawrence Berkeley National Laboratory powstał
nowy
kompozytowy
materiał,
który
ułatwi
przechowywanie wodoru. Składa się on z
nanocząsteczek metalicznego magnezu naniesionych
na
poli(metakrylan
metylu).
Najważniejszą
właściwością kompozytu jest możliwość szybkiego
wiązania i uwalniania wodoru w niewysokich
temperaturach bez jednoczesnego występowania
zjawiska utleniania metalu.
8
12/19/2014
Zastosowanie
Zastosowanie
 do napełniania balonów i sterowców
 paliwo w silnikach rakietowych
 ogniwa paliwowe
9
12/19/2014
Zastosowanie
Ogniwa paliwowe - "czarna skrzynka", do której z jednej strony doprowadza się paliwo, a z
drugiej uzyskuje prąd elektryczny - przy wysokim współczynniku sprawności wykorzystania
paliwa i nikłej emisji zanieczyszczeń. Jako paliwo najprościej byłoby wykorzystywać wodór, ale
lepiej używać gazu ziemnego, którego głównym składnikiem (około 90%) jest metan CH4, zaś
najbezpieczniej - metanolu CH3OH.
Zarówno zwykłe baterie elektryczne, jak i ogniwa paliwowe
wytwarzają prąd elektryczny dzięki reakcjom elektrochemicznym.
W ogniwie paliwowym, zasilanym gazem ziemnym, cały proces
zaczyna się od wydzielania czystego H2 w urządzeniu zwanym
reformerem (1).
Powstający przy tym CO2 (2) jest usuwany na zewnątrz.
Następnie H2 trafia do właściwego ogniwa (3), wywołując kolejne
reakcje chemiczne: Pt katalizator na anodzie "wyrywa" z gazu
elektrony (4), a dodatnio naładowane jony (protony) "rozpuszczają
się" w elektrolicie (5).
Obojętny elektrycznie tlen, doprowadzany do katody (6)
przechwytuje swobodne elektrony powodując powstanie prądu
stałego (8).
Ujemnie naładowane jony tlenu reagują w elektrolicie z
protonami również znajdującymi się w elektrolicie, wytwarzając
wodę (7).
Powstający stały prąd elektryczny zostaje w przetwornicy
przekształcony na prąd zmienny (9), z którego łatwiej można
korzystać.
Ogniwo paliwowe
10
12/19/2014
Zastosowanie
 w przemyśle azotowym w syntezie amoniaku metodą Habera–Boscha:
2N2 + 3H2  2NH3
 w przemyśle rafineryjnym w hydrokrakingu oraz hydroodsiarczaniu
węglowodorów z ropy naftowej
 przemyśle spożywczym w procesie utwardzania tłuszczów (wysycanie
wiązań podwójnych)
 do otrzymywania metanolu, metanu, lekkich i cięższych węglowodorów
w reakcji z CO2
 jako reduktor przemysłowy do otrzymywania Ge, Mo i W
deuter – do produkcji ciężkiej wody – moderatora w reaktorach
jądrowych
Litowce
litowce (metale alkaliczne, potasowce) – grupa pierwiastków 1 (dawn. IA lub I głównej) grupy układu
okresowego
(bez
wodoru)
o
silnych
własnościach
metalicznych,
tworzących
z
wodą
silnie zasadowe (alkaliczne) wodorotlenki
Grupa →
↓ Okres
1
IA
2
3
Li
3
11
Na
4
19
K
Symbol
Liczba atomowa
Nazwa
Izotopy
55
6
Cs
Masa atomowa [u]
Stan skupienia
87
7
Fr
Charakter chemiczny
Blok energetyczny
Elektroujemność (wg Paulinga)
Wartościowość
Konfiguracja elektronowa (uproszczona)
Energia jonizacji [kJ/mol]
Gęstość (w 25 °C) [g/cm3]
Temperatura topnienia [°C]
Temperatura wrzenia (p=1atm) [°C]
5
37
Rb
Li
Na
K
Rb
Cs
Fr
3
lit
6Li, 7Li
6,94
ciało stałe
metal
s
1,5
I
[He]2s1
520
0,532
180,5
1340
11
sód
23Na, 22Na
22,99
ciało stałe
metal
s
0,9
I
[Ne]3s1
496
0,97
97,9
1340
19
potas
39K, 40K, 41K
39,10
ciało stałe
metal
s
0,9
I
[Ar]4s1
419
0,86
63,7
765
37
rubid
85Rb, 87Rb
85,47
ciało stałe
metal
s
0,8
I
[Kr]5s1
403
1,53
39,3
688
55
cez
133Cs, 137Cs
132,90
ciało stałe
metal
s
0,7
I
[Xe]6s1
367
1,90
28,5
705
87
frans
223Cs
(223,02)
c. stałe
metal
s
0,7
I
[Rn]7s1
(383)
-
11
12/19/2014
sole litowców – pierwiastków o charakterze wybitnie elektrododatnim – mają najczęściej
budowę
jonową;
związki
typu
AB
krystalizują
zazwyczaj
w
jednej
z trzech podstawowych struktur regularnych: ZnS (blenda cynkowa lub wurcyt), NaCl lub
CsCl
S2-
Zn2+
wurcyt
blenda cynkowa
NaCl
CsCl
Na+
Cs+
Cl-
Cl-
Rozpowszechnienie w skorupie ziemskiej
światowe rezerwy Li
2
15
40
22
3
Czile
US
8
7
Boliwia
Brazylia
Argentyna
Chiny
Australia
pierwiastek
stężenie (ppm)
tlen
krzem
glin
żelazo
wapń
sód
magnez
potas
tytan
wodór
464000
282000
83200
56300
41500
23600
23300
20900
5700
1400
12
12/19/2014
Woda morska jako źródło litowców
związki chemiczne
zawartość [%]
chlorek sodu
sole magnezu
chlorek potasu
sole wapnia
sole bromu
sole boru
2.7
0.13
0.07
0.042
0.001
0.00001
ze względu na bardzo dobrą rozpuszczalność wielu prostych soli sodu i potasu,
związki tych pierwiastków dominują w wodzie morskiej
Występowanie w przyrodzie
 różnią się rozpowszechnieniem w przyrodzie: Na, K, Li, Rb, Cs, Fr –
nietrwały izotop promieniotwórczy
 Li występuje wspólnie z Na i K, np.: glinokrzemiany LiAl[Si2O6]
(spodumen), fosforany LiAl(PO4)F (ambligonit)
 Na występuje w złożach NaCl (sól kamienna), NaNO3 (saletra
chilijska), w wodach mórz i oceanów
 K bardziej rozproszony, np.: KCl (sylwin), KClMgSO4 3H2O (kainit),
KClMgCl26H2O (karnalit), glinokrzemiany np. KAl2[AlSi3O10] (OH,F)2
(mika)
 Rb i Cs towarzyszą innym litowcom
13
12/19/2014
Własności chemiczne i fizyczne


miękkie metale o srebrzystobiałej barwie i połysku

ciała stałe o najmniejszej spośród pierwiastków gęstości, z których Li, Na i K
mają mniejszą gęstość od wody

wraz ze wzrostem liczby atomowej wzrasta ich gęstość i promień atomowy;
maleje zaś twardość, temp. wrzenia i topnienia oraz potencjał jonizacyjny

związki litowców barwią płomienie na charakterystyczne dla każdego metalu
kolory: lit - na czerwono, sód - na żółto, zaś potas na kolor różowo-fioletowy
bardzo
aktywne
chemicznie
(najniższe
potencjały
normalne)
ich zasadowość oraz reaktywność z wodą i powietrzem wzrastają ze wzrostem
ich liczby atomowej
pierwiastek
potencjał standardowy Eo [V]
lit
sód
potas
rubid
cez
-3.05
-2.71
-2.93
-2.92
-2.92
litowce to najbardziej reaktywne pierwiastki chemiczne (najsilniejsze reduktory)
Li ma najniższy potencjał standardowy, bo ma bardzo wysoką energię hydratacji
14
12/19/2014

wykazują dużą reaktywność wobec niemetali tworząc:

tlenki, nadtlenki, ponadtlenki, np.: 4Li + O2 → 2Li2O

wodorotlenki, np.: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2↑
w przypadku K, Rb i Cs powyższa reakcja przebiega zazwyczaj wybuchowo
Na wybucha jedynie w sprzyjających warunkach
Rb i Cs samorzutnie zapalają się w kontakcie z powietrzem; przechowuje się je w nafcie lub w
parafinie, ponieważ na powietrzu ulegają reakcji z zawartym w powietrzu tlenem bądź parą
wodną

sole, np.: 2K + 2HCl → 2KCl + H2↑

w podwyższonych temp. łączą się z wodorem: 2Li + H2  2LiH

wodorki litowców są silnymi reduktorami – reagują z H2O z wydzieleniem
wodoru: MeH + H2O → MeOH + H2 (Me = Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

popularnymi reduktorami w chemii organicznej są wodorki kompleksowe np.
Li[AlH4] lub Na[BH4]: 4LiH + AlCl3 → Li[AlH4] + 3LiCl

reagują gwałtownie z fluorowcami do halogenków: 2K + Cl2  2KCl

ogrzewane z gazowym amoniakiem dają amidki:
2Li + 2 NH3  2LiNH2 + H2

reakcjach z siarką wszystkie litowce tworzą siarczki i wielosiarczki:
2Me + S → Me2S i 2Me + 4S → Me2S4 (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)

Li ogrzewany z węglem tworzy węglik litu: 2Li + 2C → Li2C2

inne litowce podobne związki tworzą podczas ogrzewania z acetylenem:
2Na + C2H2 → Na2C2 + H2

podczas ich hydrolizy powstaje acetylen, dlatego nazywane są acetylenkami:
Na2C2 + 2H2O → 2NaOH + C2H2
15
12/19/2014

K, Rb i Cs tworzą niestechiometryczne, barwne węgliki międzywęzłowe z
grafitem (C60Me, C36Me, C8Me, gdzie Me=K, Rb, CS)

tworzą sole z kwasami karboksylowymi:
CH3COOH + MeOH → CH3COOMe + H2O (Me=Li, Na, K, Rb, Cs, Fr)
RCOOH + MeOH → RCOOMe + H2O (mydła, gdy Me=Na, K oraz R=C10÷C22)

mogą tworzyć wiele związków alkilowych i arylowych; organiczne związki Li są
kowalencyjne (m.in. rozpuszczają się w eterze): RCl + 2Li → LiR + LiCl

alkilowe związki Na, K, Rb i Cs mają budowę jonową (Me+R-); można je
otrzymywać ze związków alkilortęciowych: 2Me + HgR2 → Hg + 2 MeR (Me=Na,
K, Rb, Cs, Fr)
 jony litowców są zbyt duże aby tworzyć trwałe kompleksy z typowymi ligandami
nieorganicznymi, mogą jednak tworzyć kompleksy chelatowe ze związkami
organicznymi (np. z aldehydem salicylowym i acetyloacetonem); w takich chelatach
liczba koordynacyjna litowca wynosi zazwyczaj 4 lub 6:
aldehyd salicylowy – K+
acetyloaceton – Li+
16
12/19/2014
Hydratacja
podatność jonów metali alkalicznych na hydratację maleje w szeregu:
Li+ > Na+ > K+ > Rb+ > Cs+ > Fr+
zgodnie z charakterem zmiany podatności jonów litowców do hydratowania, zmienia się też
ich podatność do tworzenia uwodnionych soli. Uwodnione są wszystkie sole Li, bardzo liczne
sole Na i niewiele soli K. Sole Rb, Cs i Fr są zawsze bezwodne
wszystkie proste sole litowców (z pewnymi wyjątkami dla Li) są dobrze rozpuszczalne w
wodzie; oznacza to, że energia sieciowa tych soli jest mniejsza od energii hydratacji
wśród nielicznych trudno rozpuszczalnych soli litowców można wymienić:
Li: Li2CO3, Li3PO4, LiF, LiOH (słabo rozpuszczalny)
Na: NaZnUO2(CH3COO)9▪H2O
K: KClO4, K3[Co(NO2)6], K[B(C6H5)4]
Rb: Rb[B(C6H5)4]
Cs: Cs[B(C6H5)4]
Trwałość soli litowców
ze względu na silnie elektrododatni charakter litowców, ich sole tlenowe mają
budowę jonową i dlatego są bardzo trwałe (zwłaszcza siarczany i fosforany)
węglany litowców, przed rozłożeniem się w temp. około 1000 oC, ulegają
stopieniu (węglan litu jest najmniej trwały)
trwałe są wodorowęglany litowców (poza LiHCO3, który nie istnieje w postaci
stałej); węglany i wodorowęglany litowców (poza solami Li) są dobrze
rozpuszczalne w wodzie
 bardzo trwałe są azotany litowców, ale silnie ogrzewane rozkładają się do
azotynów:
2MeNO3 → 2MeNO2 + O2 (Me=Na, K, Rb, Cs, Fr)
azotan litu rozkłada się łatwiej od pozostałych, tworząc przy tym tlenek litu:
4LiNO3 → 2Li2O + 4NO2 + O2
17
12/19/2014
Otrzymywanie
 litowce to najsilniejsze reduktory – nie można ich otrzymać przez redukcję tlenków
 otrzymywane są przez elektrolizę wodnych roztworów ich soli - katoda elektrolizera musi
być rtęciowa, aby mógł tworzyć się amalgamat (metal jest zanieczyszczony)
metodą Downsa:
Komórka Downsona zawiera węglową anodę i katodę z Fe. Elektrolitem jest stopiony NaCl
(tem. top. 801 °C). Pomimo, iż Na Cl jest słabym przewodnikiem, gdy stopiony jony Cl i Na
stają się nośnikami ładunku i umożliwiają przepływ prądu elektrycznego. Czasami CaCl2,
BaCl2, SrCl2 lub NaF dodaje się do elektrolitu w celu obniżenia temperatury wymaganej do
utrzymania elektrolitu w formie ciekłej (600 °C).
K: 2Na+ + 2e  2Na
A: 2Cl–  Cl2 + 2e
Otrzymywanie
 metoda Castnera-Kellnera: (elektroliza stopionego NaOH)
elektrolizer Castnera, którym jest ceramiczny tygiel z zawieszoną cylindryczną niklową anodą (A) otaczającą
miedzianą katodę (K). Temperatura jest niższa w dolnej części i wyższa w górnej tak, aby wodorotlenek sodu
był w fazie stałej w szyjce (S) i ciekłej w środkowej i górnej części elektrolizera. Metaliczny sód wytwarza się
na katodzie (K), ale ponieważ jest mniej gęsty niż stopiony wodorotlenek sodu, więc wędruje do góry.
Druciana gaza/diafragma (G) ogranicza sód, który akumuluje się u góry w kolektorze (C).
Reakcje elektrochemiczne w trakcie procesu:
1) reakcja na katodzie: 2Na+ + 2e– → 2Na
2) reakcja na anodzie: 2OH– → ½O2 + H2O + 2e–
3) reakcja uboczna: 2H2O + 2Na ↔ 2NaOH + H2
K produkuje się
 elektroliza stopionego KCl
 przepuszczanie par sodu nad stopionym KCl: Na + KCl → NaCl + K
czyste litowce otrzymuje się przez elektrolizę stopionych halogenków
w obecności CaCl2 jako topnika
18
12/19/2014
Zastosowanie
lit – dodatek do stop Al, Zn i Mg, zwiększa ich twardość i wytrzymałość,
środek odtleniający w metalurgii
sód – produkcja Na2O2 do wyrobu wybielaczy, redukcja związków
organicznych, lampy sodowe, w stanie ciekłym chłodziwo w niektórych
reaktorach
cez – w stopie z Al i Ba – fotokomórki cezowe
Najważniejsze związki
Na2O2, nadtlenek sodu – silnie utleniający, stosowany do oczyszczania
powietrza w okrętach podwodnych i aparatach tlenowych:
Na2O2 + CO2  Na2CO3 + ½O2
NaOH, wodorotlenek sodu (soda kaustyczna) – biała krystaliczna
substancja, żrący, silnie higroskopijny, stosowany do produkcji mydła,
barwników organicznych, sztucznego jedwabiu, otrzymywania celulozy z
drewna, środek neutralizujący
KOH, wodorotlenek potasu – silnie higroskopijny, stosowany do
produkcji mydła w płynie, w syntezach organicznych, do otrzymywania
dwuchromianu i nadmanganianu potasu, pochłaniania CO2 z powietrza:
2KOH + CO2  K2CO3 + H2O
19
12/19/2014
NaCl, chlorek sodu (sól kuchenna) – materiał wyjściowy do
przemysłowej produkcji sodu, środek spożywczy, roztwór 0,9% (sól
fizjologiczna) stosowany w medycynie
KCl, chlorek potasu (sylwin) – nawóz mineralny
Na2CO3, węglan sodu (soda) – służy do produkcji szkła, proszków do
prania, zmiękczania wody, stosowany w przemyśle papierniczym i
farbiarskim, przez 100 lat produkowana w Krakowie metodą Solvay’a
NaHCO3, wodorowęglan sodu (soda oczyszczona) – proszek do
pieczenia:
2 NaHCO3  Na2CO3+ CO2 + H2O
NaNO3, azotan (V) sodu (saletra chilijska), KNO3, azotan (V) potasu
(saletra indyjska) – nawozy mineralne, stosowane w produkcji prochu
strzelniczego
 fosforany (głównie sodowe) – zmiękczanie wody, przemysł środków do prania
i czyszczenia, przemysł spożywczy (pirofosforany)
 sole fluorowe (głównie sodowe): NaF – produkcja środków ochrony roślin, impregnacja
drewna, metalurgia glinu; Na3AlF6 (kriolit) – metalurgia glinu, przemysł emalierski i szklarski
chlorany (głównie sodowe) – do wybielania i dezynfekcji (NaClO, NaClO2), do utleniania
(NaClO3), przemysł pirotechniczny (NaClO4)
sole potasowe (sylwinit – KCl + NaCl, karnalit - KCl▪MgCl2▪6H2O, K2SO4, leonit i szenit –
odpowiednio K2SO4▪MgSO4▪4H2O i K2SO4▪MgSO4▪6H2O) – całość przerabiana na KCl
nawozowy
naturalne glinokrzemiany sodowe (np. analcym – Na2O▪Al2O3▪4SiO2▪2H2O) – jonity do
zmiękczania wody
 kaoliny, gliny i skalenie (skalenie: ortoklaz – K[AlSi3O8], albit - K[AlSi3O8]) – surowce w
przemyśle materiałów ceramicznych
Na2O, K2O, Li2O oraz Rb2O, Cs2O (często Na2CO3) – topniki w przemyśle szklarskim
 Na2SO4, KNO3, NaNO3, Na2B4O7▪10H2O – topniki i substancje klarujące szkło
20
12/19/2014
ma dwa trwałe izotopy: 6Li i 7Li
w przyrodzie spotykany dość rzadko, wyłącznie w postaci związków
metaliczny otrzymuje się przez elektrolizę stopionych soli lub wodorotlenku
metaliczny reaguje dość gwałtownie z wodą tworząc wodorotlenek i wydzielając H2
ogrzewany w strumieniu wodoru tworzy wodorek litu LiH spalany w tlenie tworzy
Li2O, silnie zasadowy tlenek, który z wodą tworzy wodorotlenek litu
trudna rozpuszczalność niektórych jego soli: fluorku, węglanu i fosforanu
jako jedyny litowiec tworzy z azotem azotek Li3N, a z węglem węglik litu Li2C2
 miękki metal (daje się kroić nożem)
 najsłabiej reaktywny z grupy litowców
z O2 reaguje dopiero > 100°C
w atmosferze powietrza nie traci połysku (nie utlenia się powierzchniowo)
z wodą reaguje spokojniej niż pozostałe litowce
 wodorek litu jest najtrwalszy w grupie wodorków litowców, ulega rozkładowi dopiero
w próżni w 450°C
 od innych litowców odróżnia go także fakt tworzenia w czasie spalania w powietrzu
tlenków Li2O (pozostałe litowce tworzą nadtlenki)
 wodorotlenek litu rozpuszcza się w wodzie i alkoholu słabiej niż wodorotlenki
pozostałych litowców
 podstawowym źródłem jest kopalniana sól NaCl
 znajduje zastosowanie jako substancja chłodząca w reaktorach atomowych (stopiony,
t. top. 98°C) i jako czynnik suszący do suszenia rozpuszczalników organicznych
 azotany sodu i potasu noszą zwyczajową nazwę saletry
 miękki metal (gęstość poniżej 1 g/cm3 (pływa na powierzchni wody)
 sole sodu są bezbarwnymi, łatwo rozpuszczającymi się w wodzie substancjami
krystalicznymi
 reaguje dość gwałtownie z wodą tworząc wodorotlenek i wydzielając H2
 ogrzewany w strumieniu wodoru tworzy wodorek sodu NaH
 z fluorowcami reaguje bezpośrednio dając odpowiednie halogenk
 z alkoholami tworzy alkoholany R-O-Na
z O2 reaguje łatwo, pokrywając się warstwą tlenków
w czasie spalania daje nadtlenek Na2O2, który gwałtownie reaguje z H2O dając NaOH i nadtlenek
wodoru: Na2O2 + H2O  NaOH + H2O2
z CO2 daje węglan i tlen (stos. do oczyszczania powietrza z CO2): 2Na2O2 + 2CO2  2Na2CO3 + O2
 NaOH otrzymuje się głównie przez elektrolizę roztworu NaCl; w obecności Na+ na katodzie następuje
redukcja H+, a na anodzie dochodzi do utlenienia Cl- do Cl2 i w końcowym efekcie tych procesów w
roztworze po elektrolizie zawarte są Na+ i OH NaOH to substancja higroskopijna; łatwo reagującą z CO2, stąd często stosuje się go do osuszania
powietrza i ilościowego wyłapywania CO2: 2NaOH + CO2  Na2CO3 + H2O
 węglany litowców w reakcji z CO2 przechodzą w „kwaśne sole": Na2CO3 + CO2 + H2O  2NaHCO3
 węglany jak i wodorowęglany ulegają hydrolizie
21
12/19/2014

ma 2 trwałe izotopy - 39K i 41K oraz izotop β-promieniotwórczy
półtrwania 1,3 miliardów lat!!).

w przyrodzie występuje wyłącznie w postaci związków

metaliczny otrzymuje
wodorotlenku

przechowywany pod warstwą nafty lub w atmosferze gazu obojętnego

metaliczny reaguje bardzo gwałtownie z H2O tworząc wodorotlenek
i wydzielając H2 oraz duże ilości ciepła, dzięki czemu często dochodzi
do samozapłonu

spalany w O2 tworzy nadtlenek K2O2

K2O z wodą reaguje gwałtownie wytwarzając wodorotlenek KOH

metaliczny potas znajduje zastosowanie jako substancja chłodząca
w reaktorach atomowych (stopiony, t. op. 63°C); w zastosowaniach
związki potasu są nieco droższe niż sodu

azotany sodu i potasu noszą zwyczajową nazwę saletry
się
przez
elektrolizę
stopionych
40K
(czas
soli
lub
 trwały izotop 85Rb i długożyjący izotop β-promieniotwórczy 87Rb; w przyrodzie
występuje w dużym rozproszeniu wyłącznie w postaci związków
metaliczny otrzymuje się przez elektrolizę stopionych soli lub wodorotlenku, albo przez
redukcję RbOH Mg w atmosferze H2
przechowywany pod warstwą nafty lub w atmosferze gazu obojętnego; na powietrzu
ulega natychmiastowemu zapłonowi
 metaliczny reaguje bardzo gwałtownie z H2O, tworząc wodorotlenek i wydzielając H2
oraz duże ilości ciepła, dzięki czemu często dochodzi do samozapłonu
temp. top. 39°C
trwały izotop 133Cs; w przyrodzie występuje w niewielkiej ilości wyłącznie
w postaci związków
metaliczny otrzymuje się przez elektrolizę stopionych soli lub wodorotlenku, albo
przez redukcję CsOH Mg w atmosferze H2
przechowywany pod warstwą nafty lub w atmosferze gazu obojętnego;
na powietrzu ulega natychmiastowemu zapłonowi
metaliczny reaguje bardzo gwałtownie z wodą,
tworząc wodorotlenek
i wydzielając H2 oraz duże ilości ciepła
 CsOH jest najsilniejszą zasadą
nie ma trwałych izotopów; 223Fr jest izotopem β-promieniotwórczym (czas półtrwania 21
minut)
 najmniej elektroujemny pierwiastek; we właściwościach zbliżony do cezu
22
12/19/2014
Berylowce
berylowce (metale ziem alkalicznych, wapniowce) - pierwiastki chemiczne występujące w 2 (dawn. IIA lub
II głównej) grupie układu okresowego pierwiastków; wszystkie są dwuwartościowe
Grupa →
↓ Okres
2
IIA
2
4
Be
3
12
Mg
4
20
Ca
5
38
Sr
6
56
Ba
7
88
Ra
Symbol Be
Liczba atomowa 4
Nazwa beryl
Izotopy
Masa atomowa [u]
Stan skupienia
Charakter chemiczny
Blok energetyczny
Elektroujemność (wg Paulinga)
Wartościowość
Konfiguracja elektronowa (uproszczona)
Energia jonizacji I [kJ/mol]
Gęstość (w 25 °C) [g/cm3]
Temperatura topnienia [°C]
Temperatura wrzenia (p=1atm) [°C]
9Be
9,01
ciało stałe
metal
s
1,57
II
[He]2s2
899,5
1,848
1278
2970
Mg
Ca
Sr
Ba
Ra
12
magnez
20
wapń
38
sront
88
rad
42Ca,
88Sr,
56
bar
138Ba,
43,44,46Ca
84,86,87Sr
136,137
39,10
ciało stałe
metal
s
1,00
II
[Ar]4s2
589,8
1,550
842
1484
85,47
ciało stałe
metal
s
2,6
II
[Kr]5s2
549,5
0,95
768
1381
132,90
ciało stałe
metal
s
0,89
II
[Xe]6s2
367
3,15
727
1870
24Mg, 25Mg
22,99
ciało stałe
metal
s
1,31
II
[Ne]3s2
737,7
1,738
650
1090
130,132,134,135,
226Ra
(223,02)
c. stałe
metal
s
0,89
II
[Rn]7s2
509,3
500
700
1737
berylowce mają silnie elektrododatni charakter, dlatego dużo ich soli ma budowę jonową;
związki jonowe o budowie AB2 krystalizują zazwyczaj w jednej z dwóch podstawowych
struktur: CaF2 (fluoryt) lub TiO2 (rutyl):
Ti+IV
Ca+II
F-
O-II
rutyl
fluoryt
większość wodorotlenków o składzie Me(OH)2 i
liczne halogenki i siarczki mają struktury warstwowe o
podobnym typie, jak jodek kadmu (brak wystarczająco
jonowego charakteru)
Cd+II
Ijodek kadmu(II)
23
12/19/2014
Rozpowszechnienie w skorupie ziemskiej
pierwiastek
stężenie (ppm)
tlen
krzem
glin
żelazo
wapń
sód
magnez
potas
tytan
wodór
464000
282000
83200
56300
41500
23600
23300
20900
5700
1400
jezioro Mono, California – jezioro alkaliczne
ekosystemem
opartym
na
krewetkach
wykorzystujących wysokie stężenia soli tych metali
z nietypowym
słonowodnych
Woda morska jako źródło litowców
związki chemiczne
zawartość [%]
chlorek sodu
sole magnezu
chlorek potasu
sole wapnia
sole bromu
sole boru
2.7
0.13
0.07
0.042
0.001
0.00001
24
12/19/2014
Własności chemiczne i fizyczne

Be – twardy, kruchy metal, w powietrzu pokrywa się warstwą tlenku; związki
berylu są silnie trujące

pozostałe berylowce – miękkie, lekkie metale o srebrzystym połysku

kationy metali II grupy głównej barwią promień palnika: Ca+II barwi płomień na
ceglastoczerwony, Sr2+II barwi płomień na karminowoczerwony, Ba+II barwi
płomień na jasnozielony i żółtozielony oraz Ra+II barwi płomień na
karminowoczerwony
 spalają się w azocie tworząc azotki typu Me3N2 (azotek berylu jest
dość lotny): 3Me + N2 → Me3N2 (Me=Be, Mg, Ca, Sr, Ba)


ulegają spaleniu w tlenie z utworzeniem tlenków MeO: 2Me + O2 → 2MeO
Mg reaguje z gorącą wodą a cięższe metale z zimną:
Me + 2H2O → Me(OH)2 + H2 (Me = Mg, Ca, Sr, Ba)
Be + H2O → BeO + H2

w reakcji azotków berylowców z wodą powstają wodorotlenki (lub tlenki!) i
amoniak: Me3N2 + 6H2O → 3Me(OH)2 + 2NH3 (Me=Be, Mg, Ca, Sr, Ba)

produktami reakcji tlenków berylowców z H2O są wodorotlenki:
MeO + H2O → Me(OH)2 (Me=Mg, Ca, Sr, Ba)

w reakcjach nadtlenków berylowców z wodą powstają wodorotlenki i
nadtlenek wodoru, zaś w reakcjach z kwasami – sole i nadtlenek wodoru:
MeO2 + 2H2O → Me(OH)2 + H2O2 (Me=Mg, Ca, Sr, Ba)
MeO2 + 2HCl → MeCl2 + H2O2 (Me=Mg, Ca, Sr, Ba)

BeO jest amfoteryczny a zasadowość dalszych tlenków rośnie ze wzrostem
liczby atomowej berylowca
25
12/19/2014

tlenki powstają też podczas termicznego rozkładu węglanów, wodorotlenków,
azotanów i siarczanów berylowców: Me(OH)2 → MeO + H2O

ze wzrostem promienia jonowego berylowców wzrasta tendencja do
tworzenia nadtlenków. Be nie tworzy nadtlenku, a żaden z berylowców nie
tworzy ponadtlenków (w odróżnieniu od litowców!). Nadtlenki tworzą się w
bardziej drastycznych warunkach niż tlenki berylowców i jakiekolwiek tlenki
litowców. Stront i bar tworzą nadtlenki w czasie spalania w powietrzu:
Me + O2 → MeO2 (Me=Sr, Ba)
nadtlenki Ca i Mg powstają w wyniku utleniania wodorotlenków nadtlenkiem
wodoru (konieczne jest odwodnienie produktu):

Me(OH)2 + H2O2 → MeO2 + 2H2O (Me=Mg, Ca)
Be i Mg w podwyższonej temperaturze reagują z siarką tworząc siarczki:

Me + S → MeS (Me=Be, Mg)

siarczki Ca, Sr i Ba częściej otrzymuje się w reakcji na gorąco wodorotlenków
z H2S: Me(OH)2 + H2S → MeS + 2H2O (Me=Ca, Sr, Ba)

znane są nieliczne wielosiarczki Ca, Sr i Ba o wzorze ogólnym MeS4•xH20
(odróżnienie od litowców, łatwo tworzących liczne wielosiarczki o wzorze
Me2Sn, gdzie n=2, 3, 4, 5 lub 6)

poza Be, w reakcji z wodorem tworzą wodorki MeH2: Me + H2 → MeH2

BaH2 otrzymano redukując chlorek berylu tetrahydroglinianem litu: 2BeCl2 +
Li[AlH4] → 2BaH2 + LiCl + AlCl3

wodorki Ca, Sr i Ba są jonowe (podobnie jak wszystkie wodorki litowców),
natomiast wodorki Be i Mg są kowalencyjne i polimeryczne

wodorki są silnymi reduktorami – reagują z wodą z wydzieleniem wodoru:
MeH2 + 2H2O → Me(OH)2 + 2H2 (Me=Be, Mg, Ca, Sr, Ba)
26
12/19/2014

berylowce (poza Be) nie tworzą charakterystycznych dla litowców, wodorków
kompleksowych z pierwiastkami III gr. Głównej (np. Na[BH4])

w podwyższonej temp. berylowce wiążą się z fluorowcami tworząc halogenki
typu MeX2: Me + X2 → MeX2 (Me=Be, Mg, Ca, Sr, Ba; X=F, Cl, Br, I)

wszystkie halogenki berylu
a pozostałe są jonowe

fluorek berylu (BeF2)n jest nierozpuszczalny, a fluorki pozostałych berylowców
są słabo rozpuszczalne w wodzie; inne halogenki berylowców
są w wodzie dobrze rozpuszczalne

jonowe węgliki berylowców (acetylenki) powstają w wyniku ogrzewania metali
(poza berylem!) lub ich tlenków z węglem: Me + 2C → MeC2 (Me=Mg, Ca, Sr,
Ba)

Be w reakcji z acetylenem: Be + C2H2 → BeC2 + H2

z węglem beryl tworzy metanek: 2Be + C → Be2C

acetylenki reagując z wodą wydzielają acetylen, natomiast produktem reakcji
metanku z wodą jest metan:
mają
budowę
kowalencyjną
polimeryczną
MeC2 + H2O → Me(OH)2 + H2C2 (Me=Mg, Ca, Sr, Ba)
Be2C + 2H2O → 2BeO + CH4

nie są tak reaktywne w reakcjach ze związkami organicznymi jak litowce;
tworzą sole z kwasami karboksylowymi:
2CH3COOH + Me(OH)2 → (CH3COO)2Me + 2H2O (Me=Ca, Sr, Ba)
2RCOOH + Me(OH)2 → (RCOO) 2Me + 2H2O
(mydła nierozpuszczalne w wodzie, gdy Me=Ca, Sr, Ba oraz R=C10÷C22)

karboksylany i mydła berylu i magnezu można otrzymać w podobnych
reakcjach ale z rozpuszczalnymi ich solami (Be(OH) 2 i Mg(OH) 2 są
nierozpuszczalne w wodzie!).

najliczniejsze związki metaloorganiczne (odczynniki Grignarda) tworzy magnez
z halogenkami alkilowymi: Mg + RX → RMgX (X=Cl, Br, I)
27
12/19/2014
Standardowe potencjały elektrodowe berylowców
pierwiastek
potencjał standardowy Eo [V]
beryl
-1.85
magnez
-2.37
wapń
-2.87
stront
-2.89
bar
-2.90
porównawcze wartości dla litowców
-2.71÷-2.93 (Na÷Cs)
litowce
dla Li -3.05 (efekt silnej hydratacji)
podane wartości charakteryzują zachowanie się berylu i magnezu w środowisku kwaśnym,
a pozostałych berylowców w całym zakresie pH roztworów wodnych
u berylowców nie występuje takie odstępstwo jak w przypadku Li w grupie litowców, bo
wyraźnie hydratowane są wszystkie jony berylowców
Hydratacja
podatność jonów berylowców na hydratację maleje w szeregu:
Be+II > Mg+II > Ca+II > Sr+II > Ba+II > Ra+II
Berylowce są zdecydowanie lepiej hydratowane od litowców, ze względu na mniejsze
promienie jonowe:
pierwiastki
litowce
berylowce
przybliżona entalpia hydratacji [kJ/mol]
-500÷-300 (Li+ → Fr+)
-2500÷-1300 (Be2+ → Ba2+)
Zgodnie z charakterem zmiany podatności do hydratowania jonów, zmienia się też podatność
do tworzenia uwodnionych soli. Zdecydowana większość soli berylowców występuje w postaci
uwodnionej.
Uwodnione sole Be zawierają najczęściej (maksymalnie!) cztery cząsteczki wody, bo na więcej
nie pozwala struktura elektronowa berylu. Sole Mg mogą zawierać do 12, natomiast sole Ca,
Sr i Ba – do 8 cząsteczek wody.
28
12/19/2014
Trwałość tlenowych soli berylowców
Ze względu na mniej elektrododatni charakter berylowców niż litowców, ich sole tlenowe są
mniej trwałe niż odpowiednie sole litowców. Między innymi znacznie mniej trwałe są
odpowiednie azotany, wodorotlenki, węglany i siarczany, z których przez termiczny rozkład
otrzymuje się tlenki:
MeCO3 → MeO + CO2 (Me=Be, Mg, Ca, Sr, Ba)
Trwałość poszczególnych soli wzrasta z zasadowością berylowca:
związek
BeCO3
MgCO3
CaCO3
SrCO3
BaCO3
temp. rozkładu [oC]
<100
540
900
1290
1360
związek
BeSO4
MgSO4
CaSO4
SrSO4
BaSO4
temp. rozkładu [oC]
580
895
1149
1374
>1400
Mniej elektrododatni charakter berylowców powoduje, że nie istnieją ich wodorowęglany w
stanie stałym, ale tylko w roztworze (podobieństwo do litu!).
Kompleksy berylowców
Tworzenie kompleksów nie jest cechą charakterystyczną berylowców. Mimo tego berylowce
lepiej kompleksją niż odpowiednie litowce, bo mają mniejsze promienie jonowe. Najlepiej z
berylowców kompleksuje kation berylu (najmniejszy promień jonowy), najtrudniej zaś kation
baru.
Znane są typowe kompleksy nieorganiczne kationu berylu:
np. [BeF4]2-, [Be(C2O4)2]2-, [Be(H2O)4]2+, [Be(NH3)4]2+
Berylowce chętniej kompleksują z chelatującymi odczynnikami
organicznymi, np. z EDTA. Najważniejszym kompleksem
magnezu, o kluczowym znaczeniu dla fizjologii roślin, jest
chlorofil:
29
12/19/2014
Otrzymywanie
 litowców, jak i berylowców nie można otrzymać przez wypieranie innymi metalami ani przez
elektrolizę wodnych roztworów soli
 Be i Ca otrzymuje się przez elektrolizę stopionych chlorków:
MeCl2 → Me + Cl2 (Me=Be, Ca)
 Mg, Sr i Ba otrzymuje się metodą aluminotermiczną (przez redukcję ich tlenków glinem
metalicznym): 3MeO + 2Al → 3Me + Al2O3 (Me=Mg, Sr, Ba)
Aluminotermia – proces metalurgiczny otrzymywania metali poprzez redukcję ich tlenków
sproszkowanym lub zgranulowanym glinem. Substraty tworzą mieszankę termitową, która
reaguje z wydzieleniem dużych ilości ciepła, na skutek czego jej temperatura dochodzi
do 3000 K.
Przykładowe reakcje:
3Fe3O4 + 8Al → 4Al2O3 + 9Fe + energia
Cr2O3 + 2Al → Al2O3 + 2Cr + energia
Aluminotermię wykorzystuje się w hutnictwie do otrzymywania wielu metali, w
tym chromu, wanadu, manganu, a także niektórych żelazostopów.
Zastosowanie
beryl – ze względu na dobrą wytrzymałość i małą gęstość stosowany
przy konstrukcji pojazdów kosmicznych, stosowany jako moderator w
reaktorach jądrowych oraz do budowy osłon na pręty paliwowe
(pochłania silnie neutrony)
magnez – składnik lekkich stopów (np. Elektron – 90% Mg z dodatkiem
Al, Zn, Mn, Cu i Si), dawniej lampy błyskowe
wapń, sront i bar – w stanie wolnym nie mają większego zastosowania
rad – dawniej stosowany w radioterapii
30
12/19/2014
Najważniejsze związki
BeO, tlenek berylu – (temp. top. 2585oC) wchodzi w skład cermetów
(cermetale - spieki metaloceramiczne) stosowanych do budowy silników
odrzutowych, gdyż nie zmieniając swych właściwości mogą pracować w
temperaturze do 2000oC
MgO, tlenek magnezu – stosowany do wyrobu cementów, lek na
nadkwasotę, zmieszany ze stężonym r–rem MgCl2 stanowi cement Sorela
MgSO4, siarczan(VI) magnezu; MgCl2, chlorek magnezu; Mg(HCO3)2,
wodorowęglan magnezu – sole obecne w wodach mineralnych,
powodują twardość przemijającą (Mg(HCO3)2) oraz nieprzemijającą
CaO, tlenek wapnia (wapno palone) – otrzymywany w procesie prażenia
węglanu wapnia (kamienia wapiennego): CaCO3  CaO + CO2
w reakcji z wodą (gaszenie wapna) przechodzi w wodorotlenek:
CaO + H2O  Ca(OH)2
Ca(OH)2, wodorotlenek wapnia (wapno gaszone) – składnik zapraw
murarskich i cementów, służy do zmiękczania wody kotłowej, jako mleko
wapienne (zawiesina w wodzie) stosowany jako biała farba
CaCO3, węglan wapnia – krystaliczna substancja służy m.in. do wyrobu
kredy do pisana i pasty do zębów, surowiec do otrzymywania wapna
palonego
Ca(HCO3)2, wodorowęglan wapnia – nadaje wodom mineralnym dobry
smak, powoduje przemijającą twardość wody
31
12/19/2014
CaC2, węglik wapnia (karbid) – reaguje z wodą dając etyn (acetylen):
CaC2 + H2O  C2H2 + CaO
środek redukujący w hutnictwie metali ciężkich, służy do produkcji
acetylenu dla potrzeb spawalnictwa, dawniej jako źródło światła w
przenośnych lampach karbidówkach oraz w latarniach morskich
CaF2, fluorek wapnia – surowiec do produkcji fluorowodoru:
CaF2 + H2SO4  CaSO4 + 2HF
topnik w metalurgii (produkcja aluminium), dodatek do emalii
CaSO4, siarczan(VI) wapnia – dwuhydrat stanowi gips stosowany w
budownictwie
BaSO4, siarczan(VI) baru – wypełniacz masy papierowej, kontrast do
wypełniania żołądka i jelit w badaniach roentgenowskich; pozostałe związki
baru są silnie trujące
minerały: beryl [Be3Al2[Si6O18]], chryzoberyl [Al2BeO4], fenakicie [Be2SiO4]; niektóre odmiany minerału
berylu (szmaragd, akwamaryn, heliodor) znane są jako kamienie szlachetne
nie roztwarza się na zimno w HNO3
rozcieńczony
H2SO4; i HCl
reaguje z Be już w temperaturze pokojowej; ze względu na
swoje amfoteryczne właściwości, beryl rozpuszcza się w roztworach wodorotlenków metali alkalicznych:
Be + 2OH− + 2H2O → [Be(OH)4]2− + H2↑
ze względu na stosunkowo dużą elektroujemność łączy się z innymi pierwiastkami poprzez wiązania
kowalencyjne
z tlenem beryl tworzy BeO (krystalizuje w układzie heksagonalnym); znane są także związki berylu wodorem – BeH2, siarką –
BeS, azotem – Be3N2,węglem – Be2C
Be(OH)2 jest trudno rozpuszczalny w wodzie i ma własności amfoteryczne, z silnymi zasadami dając berylany, np. Na2BeO2 i
K2BeO2. Siarczan berylu BeSO4 jest dobrze rozpuszczalny w wodzie (41,3 g/100cm³ w 25 °C), natomiast węglan BeCO3·4H2O
rozpuszcza się słabo (0,36 g/100 cm³ w 0 °C)
związki berylu są silnie trujące
ze względu na mały przekrój czynny na wychwyt neutronów termicznych, metaliczny beryl stosowany jest
jako moderator spowalniający neutrony w reaktorach jądrowych, oraz do wyrobu prętów sterujących i awaryjnych. W
mieszaninie z pierwiastkami emitującymi cząstki alfa stosowany jest jako źródło neutronów. Jako dobry reflektor
neutronów wykorzystywany jest także w broni jądrowej jako osłona ładunku jądrowego, co pozwala na zmniejszenie masy
krytycznej.
 bardzo słabo pochłania promieniowanie rentgenowskie, co pozwala na stosowanie go do wyrobu okienek w
aparatach i mikroskopach rentgenowskich oraz w detektorach promieniowania rentgenowskiego
dzięki przezroczystości berylu dla wysokoenergetycznych cząstek naładowanych elektrycznie, wykorzystuje się go do budowy
detektorów takiego promieniowania w akceleratorach cząstek elementarnych (np. Wielki Zderzacz Hadronów)
może służyć jako dodatek do stopów innych metali, gdzie zwiększa twardość i odporność na korozję. Stop miedzi i berylu jest
wykorzystywany w produkcji narzędzi nieiskrzących, elementów sprężystych, podzespołów aparatury chemicznej oraz
elementów żaroodpornych.
pył berylowy jest stosowany jako składnik stałego paliwa rakietowego o najwyższym impulsie właściwym w rakietowych
silnikach o zastosowaniach militarnych
ze względu na małą gęstość i dobre parametry mechaniczne, beryl wykorzystano do budowy zwierciadeł w Kosmicznym
Teleskopie Jamesa Webba, a wcześniej do wykonania obudowy pierwszego sztucznego satelity Ziemi – "Sputnika”
32
12/19/2014
 po raz pierwszy został uznany za pierwiastek przez Josepha Blacka, zaś
wyodrębniony w formie czystej w 1808 roku przez Humphry’ego Davy’ego; pierwszy
polską nazwę – magnez – zaproponował Filip Walter
 występuje pod postacią: dolomitu, magnezytu, kizerytu, biszofitu, karnalitu,
kainitu i szenitu
 w wodzie morskiej występuje w ilości około 1200 ppm, w postaci roztworu soli
Mg+II; nie występuje w postaci pierwiastkowej
 wchodzi w skład chlorofilu, jony magnezu odgrywają też dużą rolę w
utrzymywaniu ciśnienia osmotycznego krwi i innych tkanek oraz utrzymywaniu
właściwej struktury rybosomów
 jest składnikiem kości, obniża stopień uwodnienia koloidów komórkowych,
uczestniczy w przekazywaniu sygnałów w układzie nerwowym.
 objawy
niedoboru
magnezu
zahamowanie fotosyntezy
u
roślin:
więdnięcie,
chloroza
liści,
Ca i jego związki znane były od starożytności
Antoine Lavoisier już w 1789 domyślał się, że w wapnie znajduje się jakiś
pierwiastek metaliczny, ale za jego czasów nie znano metody jego wydzielenia
dopiero Humphry Davy w 1808 r. wyizolował go w stanie czystym i udowodnił
analitycznie, że jest pierwiastkiem. Davy zwilżył wapno, dodał do niego nieco tlenku
rtęciowego i uformował w miseczkę, którą umieścił na blaszce platynowej,
stanowiącej anodę. Miseczkę napełnił rtęcią, do której zanurzył drucik platynowy –
katodę, na której wydzielił się metal. Po odparowaniu rtęci pozostał srebrzysty metal
(wapń).
nową, prostszą metodę zastosował Michael Faraday. Poddawał mianowicie
elektrolizie suchy stopiony chlorek wapnia CaCl2. Na katodzie wydzielał się
metaliczny wapń, ale ponieważ jest on lżejszy od stopionego chlorku wapniowego,
wypływał na powierzchnię cieczy i spalał się.
dopiero po usunięciu tej trudności, Robert Bunsen i Mathiessen w 1854–1855
otrzymali tą metodą pewne ilości metalicznego wapnia. Stosunkowo czysty wapń
otrzymał Henri Moissan w 1898 przez elektrolizę stopionego jodku wapniowego.
33
12/19/2014
 Sr jest traktowany przez organizm zwierzęcy bardzo podobnie jak wapń i
może być wbudowywany w strukturę kości; większość pobranego strontu, 8070% zostaje szybko wydalona, 20-30% zostaje zatrzymana w układzie kostnym,
a ok. 1% odkłada się w krwi
 Wykorzystywane jest to w brachyterapii raka kości, gdzie pacjentom
podawany jest izotop 89Sr (czas połowicznego rozpadu ok. 50 dni)
emitujący promieniowanie β. Z kolei ranelinian strontu pobudza kościotworzenie
i jest stosowany jako lek przeciwko osteoporozie.
Ze względu na łatwe wchłanianie i trwałe wbudowywanie do organizmu,
szczególnie niebezpieczne są radioaktywne izotopy strontu będące składnikami
opadów promieniotwórczych i innych produktów odpadowych technologii
jądrowych. Szczególnie 90Sr ze względu na swój dość długi czas połowicznego
rozpadu (blisko 29 lat). Izotopy te mogą być wdychane z pyłami w powietrzu,
choć główną drogą dostawania się do organizmu jest spożywany pokarm. Może
być to przyczyną wzrostu ryzyka zachorowania na raka kości i białaczkę
 ma cztery trwałe izotopy:
84Sr, 86Sr
i 87Sr, 88Sr
większego praktycznego zastosowania nie ma
 ma siedem trwałych izotopów:

130Ba, 132Ba, 134Ba, 135Ba, 136Ba, 137Ba
i 138Ba
żółto-srebrzysty, dość miękki metal, o właściwościach zbliżonych do wapnia
i strontu
 wyłącznie w postaci związków
 do najpopularniejszych należą węglany (minerał witeryt) i siarczany (baryt)
 rozpuszczalne sole baru są silnie trujące; siarczan baru należy do najsłabiej
rozpuszczalnych soli
 ze względu na praktyczną nierozpuszczalność i dużą masę atomową stosowany
jako kontrast (substancja pochłaniająca promienie Roentgena) w prześwietleniach
przewodu pokarmowego.
 rozpuszczalne sole baru stanowią odczynnik do wykrywania i oznaczania jonów
siarczanowych
 ze względu na barwienie na zielono płomienia sole baru dodaje się do ogni
sztucznych
34
12/19/2014
 Ra został odkryty przez Marię Skłodowską-Curie i jej męża Piotra Curie w tym
samym roku co polon. Jako datę tego odkrycia, zgodnie z zeszytem
laboratoryjnym Marii, przyjmuje się rok 1898
 jeden z produktów radioaktywnego rozpadu uranu; nie ma trwałych izotopów (14
promieniotwórczych; 226Ra α-promieniotwórczy, okres półtrwania 1 620 lat)
 najważniejsze związki radu to sole Ra+II (chlorek i węglan), które były używane
w terapii nowotworowej i do produkcji farb luminescencyjnych; obecnie rad nie jest
już stosowany, ze względu na dużą radioaktywność, powodującą białaczkę u osób
uczestniczących w produkcji soli radu
Ra pośrednio zwiększa szybkość mutagenezy organizmów, szczególnie żyjących
w jaskiniach; działanie mutacyjne radu w środowisku jaskiniowym spotęgowane
jest przez radon, który powstaje z radu i przenika do izolowanej atmosfery jaskini.
Obecność radu w dzisiejszym środowisku naturalnym człowieka jest związana
m.in. z kopalinami wchodzącymi w skład betonu.
 Ra dostający się do organizmu
bardziej kancerogenny niż spożyty
drogą
oddechową
jest
10
razy
średnia zawartość radu w kościach i tkankach ludzkich wynosi ok. 2x10-9 ppm
35