Charakterystyka grupy:

Grupa najbardziej elektrododatnich pierwiastków – tzw. metale alkaliczne. Ich elektrododatność rośnie (elektroujemność maleje) wraz z numerem okresu. Coraz słabsze oddziaływanie dodatniego jądra atomowego z coraz dalej położonym elektronem walencyjnym ułatwia przejście tego ostatniego do anionu i utworzenie kationu.

Tworzą tlenki typu X2O, ich wodorotlenki XOH należą do najsilniejszych zasad. Czyste metale otrzymuje się przez elektrolizę stopionych soli (chlorków) lub wodorotlenków. W przyrodzie w stanie wolnym nie występują. W wysokiej temperaturze tworzą pary jednoatomowe, barwiące płomień na charakterystyczny dla danego pierwiastka kolor:
Li –  karminowoczerwony
Na – żółty
K –  fioletowy (też Rb i Cs)

Wszystkie litowce są białymi lub srebrzystymi metalami, miękkimi, bardzo lekkimi, reaktywnymi;
gwałtownie reagują z wodą tworząc wodorotlenki i wydzielając gazowy wodór oraz duże ilości ciepła. Powoduje to najczęściej zapalenie się metalu w czasie reakcji z wodą.
Ze względu na tę olbrzymią reaktywność należy je przechowywać w atmosferze suchego gazu obojętnego lub pod warstwą nafty.

Sole litowców są w przeważającej większości bezbarwnymi, dobrze rozpuszczalnymi w wodzie, silnymi elektrolitami. Ich elektroliza prowadzi do powstania w przestrzeni okołokatodowej wodorotlenku danego metalu i wydzielenie wodoru (na katodzie następuje rozkład elektrolityczny cząsteczek wody)

H - wodór   (l.at. 1, m.at. 1)

konfiguracja elektronowa  —   1s 1

wartościowość   +1 ("wzorzec" stopnia utlenienia w reakcjach redoksowych) i -1 (wyjątkowo w wodorkach metali np. NaH)

Najlżejszy pierwiastek, gaz, ma dwa trwałe izotopy: prot (1H) i deuter (2H lub D) oraz b-promieniotwórczy tryt (3H lub T). W zasadzie izotopy wszystkich pierwiastków mają identyczne właściwości chemiczne i fizykochemiczne, w tym jednak przypadku, ponieważ następuje podwojenie (deuter) lub nawet potrojenie (tryt) masy atomu, związki o analogicznej strukturze a różniące się jedynie rodzajem izotopu wodoru mają dość znacznie różniące się właściwości chemiczne, fizyczne i fizykochemiczne.

Występuje w postaci dwucząsteczkowego gazu H2, tworzy z tlenem mieszaninę wybuchowa, spalając się tworzy wodę. W wodzie i innych cieczach rozpuszcza się bardzo słabo, natomiast dobrze rozpuszcza się w metalach. Tworzy wodorki zarówno z metalami jak i niemetalami (NH3, CH4, H2S, PH3...) o charakterze zasadowym (amoniak) obojętnym (metan, silan) jak i kwaśnym (siarkowodór, chlorowodór,...). W reakcji bezpośredniej z gazowym azotem tworzy amoniak. Jest silnym reduktorem.

Pierwiastkowy wodór można otrzymać podczas elektrolizy soli litowców, przez wypieranie wodoru z kwasów metalami leżącymi przed wodorem w szeregu napięciowym metali (metale nieszlachetne), poprzez działanie wody na wodorki metali lub przez działanie tlenku węgla(II) na parę wodną
(CO + H2O = H2 + CO2 - gaz wodny); na skalę przemysłową stosuje się elektrolizę zakwaszonej wody lub roztworu chlorku sodowego.

POWRÓT

 

 

Li - lit   (l.at. 3, m.at. 7)

konfiguracja elektronowa  —   1s 2
                                               
2s1

wartościowość   +1

Pierwszy pierwiastek grupy litowców. Ma dwa trwałe izotopy: 6Li i 7Li. W przyrodzie spotykany dość rzadko (rozpowszechnienie wag. 0,0004%), wyłącznie w postaci związków. Metaliczny otrzymuje się przez elektrolizę stopionych soli lub wodorotlenku.

Metaliczny reaguje dość gwałtownie z wodą (lecz łagodniej niż Na) tworząc wodorotlenek i wydzielając gazowy wodór. Ogrzewany w strumieniu wodoru tworzy wodorek litu LiH (H na -1 stopniu utlenienia). Spalany w tlenie tworzy Li2O, silnie zasadowy tlenek, który z wodą tworzy wodorotlenek litu. Od innych metali alkalicznych różni go trudna rozpuszczalność niektórych jego soli: fluorku, węglanu i fosforanu. Jako jedyny litowiec tworzy z azotem azotek Li3N.

POWRÓT

 

Na - sód  (l.at. 11, m.at. 23)

konfiguracja elektronowa  —   1s 2
                                               
2s 2 2p 6
                                               
3s 1

wartościowość   +1

Ma jeden trwały izotop. W przyrodzie występuje często (rozpowszechnienie wag. 2,5%), wyłącznie w postaci związków. Metaliczny otrzymuje się przez elektrolizę stopionych soli lub wodorotlenku. Podstawowym źródłem sodu jest kopalniana sól NaCl. Ze względu na reaktywność metaliczny sód musi być przechowywany pod warstwą nafty. Na powietrzu bardzo szybko pokrywa się warstwą tlenku.

Metaliczny reaguje dość gwałtownie z wodą (lecz łagodniej niż K) tworząc wodorotlenek i wydzielając gazowy wodór. Ogrzewany w strumieniu wodoru tworzy wodorek sodu NaH (H na -1 stopniu utlenienia). Spalany w tlenie tworzy nadtlenek Na2O2. Tlenek sodu Na2O z wodą reaguje gwałtownie wytwarzając wodorotlenek NaOH. Z fluorowcami metaliczny sód reaguje bezpośrednio dając odpowiednie halogenki. Z alkoholami tworzy alkoholany R-O-Na.

Metaliczny sód znajduje zastosowanie jako substancja chłodząca w reaktorach atomowych (stopiony, t.top. 98°C) i jako czynnik suszący do suszenia rozpuszczalników organicznych.

POWRÓT

 

 

K - potas  (l.at. 19, m.at. 39)

konfiguracja elektronowa  —   1s 2
                                               
2s 2 2p 6
                                               
3s 2 3p 6 (3d)
                                               
4s 1

wartościowość   +1

Ma dwa trwałe izotopy - 39K i 41K, oraz izotop b-promieniotwórczy  40K (czas półtrwania 1,3 miliardów lat!!). W przyrodzie występuje często (rozpowszechnienie wag. 2,5%), wyłącznie w postaci związków. Metaliczny otrzymuje się przez elektrolizę stopionych soli lub wodorotlenku. Ze względu na reaktywność metaliczny potas musi być przechowywany pod warstwą nafty lub w atmosferze gazu obojętnego. Na powietrzu bardzo szybko pokrywa się warstwą tlenku.

Metaliczny reaguje bardzo gwałtownie z wodą,  tworząc wodorotlenek i wydzielając gazowy wodór oraz duże ilości ciepła, dzięki czemu często dochodzi do samozapłonu. Spalany w tlenie tworzy nadtlenek K2O2. Tlenek potasu K2O z wodą reaguje gwałtownie wytwarzając wodorotlenek KOH.

Metaliczny potas znajduje zastosowanie jako substancja chłodząca w reaktorach atomowych (stopiony, t.top. 63°C). W zastosowaniach związki potasu są nieco droższe niż sodu.

POWRÓT

 

 

Rb - rubid   (l.at. 37, m.at. 85,5)

konfiguracja elektronowa  —   1s 2
                                               
2s 2 2p 6
                                               
3s 2 3p 6 3d 10
                                               
4s 2 4p 6
                                               
5s 1

wartościowość   +1

Ma jeden trwały izotop - 85Rb i długożyjący izotop b-promieniotwórczy  87Rb. W przyrodzie występuje w dużym rozproszeniu (rozpowszechnienie wag. 0,03%), wyłącznie w postaci związków. Metaliczny otrzymuje się przez elektrolizę stopionych soli lub wodorotlenku, albo przez redukcję wodorotlenku magnezem w atmosferze wodoru. Ze względu na reaktywność metaliczny rubid musi być przechowywany pod warstwą nafty lub w atmosferze gazu obojętnego. Na powietrzu ulega natychmiastowemu zapłonowi. Metaliczny reaguje bardzo gwałtownie z wodą,  tworząc wodorotlenek i wydzielając gazowy wodór oraz duże ilości ciepła, dzięki czemu często dochodzi do samozapłonu.

Temp. top. 39°C

POWRÓT

 

 

Cs - cez   (l.at. 55, m.at. 133)

konfiguracja elektronowa  —   1s 2
                                               
2s 2 2p 6
                                               
3s 2 3p 6 3d 10
                                               
4s 2 4p 6 4d 10
                                               
5s 2 5p 6
                                               
6s 1

wartościowość   +1

Ma jeden trwały izotop - 133Cs. W przyrodzie występuje w niewielkiej ilości (rozpowszechnienie wag. 0,0005%), wyłącznie w postaci związków. Metaliczny otrzymuje się przez elektrolizę stopionych soli lub wodorotlenku, albo przez redukcję wodorotlenku magnezem w atmosferze wodoru. Ze względu na reaktywność metaliczny cez musi być przechowywany pod warstwą nafty lub w atmosferze gazu obojętnego. Na powietrzu ulega natychmiastowemu zapłonowi. Metaliczny reaguje bardzo gwałtownie z wodą,  tworząc wodorotlenek i wydzielając gazowy wodór oraz duże ilości ciepła. CsOH jest najsilniejszą zasadą.

POWRÓT

 

Fr - frans   (l.at. 87, m.at. 223)

konfiguracja elektronowa  —   1s 2
                                               
2s 2 2p 6
                                               
3s 2 3p 6 3d 10
                                               
4s 2 4p 6 4d 10 4f 14
                                               
5s 2 5p 6 5d 10
                                               
6s 2 6p 6
                                               
7s 1

wartościowość   +1

Nie ma trwałych izotopów. 223Fr jest izotopem b-promieniotwórczym  (czas półtrwania 21 minut). Najmniej elektroujemny pierwiastek. W właściwościach zbliżony do cezu.

POWRÓT