Układ okresowy pierwiastków chemicznych: osiemnaście grup, siedem okresów plus lantanowce i aktynowce, czyli „przedłużenie” grupy trzeciej.

Ja natomiast zajmę się omówieniem pierwszej grupy głównej układu okresowego. Liczy ona sześć pierwiastków, bez wodoru, który jest gazem i niektóre jego właściwości chemiczne oraz fizyczne odbiegają od reszty.

Grupa pierwsza położona jest w bloku energetycznym s, czyli po lewej stronie tablicy Mendelejewa. W skład wchodzą następujące pierwiastki: lit (Li), sód (Na), potas (K), rubid (Rb), cez (Cs) i frans (Fr). Ogólnie określa się je mianem litowce (od nazwy pierwszego metalu grupy) albo metalami alkalicznymi. Ta druga nazwa pochodzi od greckiego słowa Al.- geli- popioły. Określenie ów ma swe uzasadnienie: pierwiastkiem odgrywającym ogromną rolę w życiu roślin jest potas- jeden z tych metali. Spopielona roślina lub drewno zawierają maleńkie okruszki ów pierwiastka. Dlatego nazwę stosuje się do określenia grupy, do której potas również należy.

Pierwiastki położone w tej samej grupie mają na ogół zbliżone właściwości. Rzecz ma się podobnie w przypadku litowców. Są one ciałami stałymi, mają jednakową białosrebrzystą barwę, silny połysk, są miękkie (metale alkaliczne można kroić nożem), kowalne, są świetnymi reduktorami, maja niskie temperatury topnienia i są niezwykle reaktywne, co wyróżnia je spośród pozostałych metali. W związku z tym litowce nie występują w przyrodzie w stanie wolnym lecz jako minerały; z wodą bowiem reagują bardzo gwałtownie a niekiedy nawet wybuchowo, na powietrzu utleniają się pokrywając łuskowatą warstwą tlenku i azotku, która zakrywa ich rzeczywisty wygląd. Rozpowszechnienie litowców w górnych warstwach skorupy Ziemi (podane w procentach masowych) jest stosunkowo duże:

Czyli razem, litowce stanowią 4,12986% masy skorupy Ziemi. Z danych wynika, że najbardziej rozpowszechnionym metalem grupy pierwszej jest sód. Jest on dlatego najtańszym i najłatwiej dostępnym litowcem. Występuje w znanym minerale- chlorku sodu, czyli soli kuchennej. Ogromne ilości NaCl zawiera woda morska (10500 ppm). Najbardziej pospolitym związkiem sodu nie jest jednak chlorek, lecz tlenek Na₂O. Jest on naturalnym składnikiem naturalnych minerałów sodu, jak również ważnych praktycznie środków np.: soda do pieczenia i soda do prania. Pozostałe metale występują rzadziej w przyrodzie ale jest ich także dość dużo.

Polecam zwrócić szczególną uwagę na minimalny, wręcz śladowy procent ostatniego metalu grupy pierwszej- fransu. Naukowcy oceniają, że wszystkie materiały tworzące skorupę ziemską zawierają go nie więcej niż kilkadziesiąt gramów. Występuje w śladowych ilościach w rudach uranu. Niska zawartość pierwiastka nr 87 spowodowana jest jego promieniotwórczością. Najtrwalszy izotop fransu ma T_1/2 krótszy niż 30 minut. Ale skąd w ogóle frans znajduje się w ziemi? Otóż powstaje on w szeregu aktynowym, z rozpadu uranu- 235.

Jak już wspomniałam, metale alkaliczne odznaczają się niezwykłą reaktywnością. Aby wyjaśnić ten fakt, należy przeanalizować budowę ich atomów. W zależności od położenia, w którym znajduję się dany litowiec, jego atom ma różną ilość powłok elektronowych, równą liczbie okresu. Liczba powłok jest swoista dla każdego metalu alkalicznego, gdyż wszystkie leżą jak gdyby w jednym pionie. Ale ich cechą wspólną jest powłoka walencyjna złożona z jednego orbitalu typu s, na którym jest tylko jeden elektron (ns¹). Wartościowość litowców jest stała. Zawsze występują na +I stopniu utlenienia. Wiąże się to z trwałością konfiguracji na powłokach bliższych jądru.

A skąd ta wybitna tendencja do tworzenia związków? Otóż ma ona związek z oktetem walencyjnym. Prawie każdy pierwiastek dąży do uzyskania ośmiu elektronów na powłoce zewnętrznej. Piszę „prawie każdy”, ponieważ helowce posiadają „naturalny” oktet. Pozostałe pierwiastki dążą do stworzenia konfiguracji najbliższego jemu helowca. Czy możemy przewidzieć zachowanie pierwiastków, które maja siedem elektronów na powłoce zewnętrznej? Można. Najprostszym sposobem uzyskania oktetu jest oczywiście pobranie jednego elektronu od innego pierwiastka. Analogicznie rzecz się ma do atomów z sześcioma elektronami walencyjnymi. Zabiorą one dwa elektrony. Ale skąd je uzyskają? Mianowicie, od pierwiastka, który ma ich zbyt dużo. To znaczy od takiego, który na przedostatniej powłoce ma oktet walencyjny i jeszcze jeden, dwa lub trzy elektrony na ostatniej. Łatwiej oddać jeden elektron niż dobrać siedem. Zatem pierwiastki mające jeden elektron (litowce) chętnie go oddają pierwiastką, którym brakuje np. jednego elektronu do uzyskania trwałej konfiguracji helowca. Warto też podkreślić, że siła, z jaką jądro litowców przyciąga elektron walencyjny jest bardzo mała, najmniejsza spośród wszystkich pierwiastków. Siłę tą nazywamy elektroujemnością.

Pierwiastki drugiej grupy wchodzą w reakcję bardziej opieszale od metali alkalicznych, ponieważ maja do oddania aż dwa elektrony i są cięższe od leżącego po lewo litowca, a przecież więcej protonów powoduje silniejsze przyciąganie ładunków ujemnych.

Ale wśród metali grupy pierwszej istnieje jeszcze jedna ważna zależność. Mianowicie, wraz z przechodzeniem w dół grupy (ze wzrostem masy atomowej pierwiastka) ich reaktywność wzrasta. Spowodowane jest to zwiększaniem się ilości powłok elektronowych i tym samym oddalaniem się ujemnego elektronu walencyjnego od dodatnio naładowanego jądra. A rzeczą oczywista jest fakt, że im dalej od siebie znajdują się ładunki jednoimienne, tym mniejsze są siły wzajemnego przyciągania (tzw. siły kulombowskie). Wówczas łatwiej jest atomowi pozbyć się elektronu, mniejsza jest siła potrzebna do jego oderwania, czyli potencjał jonizacji. Taki rodzaj wiązania nazywa się wiązaniem jonowym. Sód, który oddał swój elektron np. chlorowi stał się jonem dodatnim (kationem), zaś chlor przyjąwszy ten elektron przekształcił się w jon ujemny (anion). Wówczas dwie, przeciwnie naładowane drobiny przyciągają się elektrostatyczne.

Powstaje sól. Nowa substancja nie jest już reaktywna, w przeciwieństwie do substratów, z których powstała. Jeden jak i drugi atom ma już bowiem dopełniony oktet walencyjny.

Wysoki połysk widoczny na świeżej powierzchni litowców (zwłaszcza w miejscu przecięcia) można wytłumaczyć obecnością bardzo ruchliwych elektronów sieci metalicznej. W momencie, gdy strumień światła uderza o powierzchnie metali, wówczas pola elektryczne związane z falą świetlną wprawiają elektrony na powierzchni metalu w ruchy oscylacyjne. Drgające ładunki ujemne oddają energię elektromagnetyczną w postaci światła, w wyniku czego strumień światła jest odbity.

Miękkość, ciągliwość i kowalność metali grupy pierwszej są spowodowane rodzajem sił utrzymujących sieć krystaliczną. W przypadku np. metalicznego sodu, główną siłą utrzymującą strukturę jest przyciąganie między jonami Na+ a chmurą elektronów walencyjnych. Ponieważ przyciąganie we wszystkich kierunkach jest jednakowe, nie ma zatem „ważniejszych” i „mniej ważnych” położeń dla jonów. W związku z tym, jony Na+ mogą być bez problemu przesunięte w inne miejsce. Kryształ może ulec spłaszczeniu w skutek lekkiego uderzenia; można go również z łatwością krajać nożem.

Temperatury topnienia litowców mają (jak na metale) bardzo małe wartości. Temperatura topnienia rubidu jest mniejsza niż 40oC, a cez (Tt- 28,5*C) można by stopić trzymając go w dłoni (oczywiście nie wolno tego robić!! Metaliczny cez reaguje wybuchowo z wilgocią a w powietrzu zapala się samorzutnie.)

Gęstości litowców są niezwykle małe. U najlżejszego z nich- litu, jest równa 0,532, czyli prawie dwa razy mniejsza od gęstości wody. Kawałek metalicznego litu, położony na wodzie, „ślizga się” po powierzchni. Podobnie rzecz się ma w przypadku sodu i potasu. Natomiast pozostałe litowce mają gęstości nieco większe od H₂O.

Metale alkaliczne są (jak już mówiłam) niezwykle reaktywne. Zatem w jaki sposób bezpiecznie je przechowywać? Aby nie dopuścić do reakcji litowca z otoczeniem, przechowuje się go w pojemniku z naftą lub inna niereaktywną cieczą. Ale w przypadku rubidu i cezu to nie wystarcza. Wchodzą w reakcje z cieczą. Oba metale przechowywane są w szklanych, próżniowych wypełnionych obojętnym gazem ampułkach.

Reakcja litowców z wodą jest silnie egzotermiczna (wydziela się duża ilość ciepła). Czasem wystarcza ono do zapalenia ulatniającego się wodoru.

Obok wodoru, produktem reakcji metalu alkalicznego z wodą jest świetnie rozpuszczalny wodorotlenek. Substancje te mają właściwości silnie zasadowe. Najsilniejszym znanym wodorotlenkiem jest wodorotlenek cezu (CsOH).

Praca z metalicznymi litowcami jest więc niebezpieczna. Kawałek sodu przypadkowo upuszczony na skórę reaguje z tłuszczem tworząc mydło, ale to zachowanie tyczy się bardziej wodorotlenku sodu, metal zaś może silnie poparzyć. Może przereagować z wilgocią. Dlatego bardzo ważne jest, aby przy prowadzeniu doświadczeń na litowcach pamiętać o suchych dłoniach i chronić metal od przypadkowego zetknięcia z wodą. Zanim użyjemy metal alkaliczny do reakcji, powinniśmy go najpierw osuszyć wycierając np. w sączek lub bibułę (rzecz jasna trzymając metal przez szczypce). Ale należy pamiętać, żeby zużytej bibułki nie spłukiwać, ponieważ mogą się na niej znajdować maleńkie opiłki metalu. Pamiętam, gdy moja nauczycielka, podczas fakultetów w laboratorium opowiedziała mi o uczniu, który najwidoczniej zapomniał o zasadach bezpieczeństwa i przepłukał sączek, w który wcześniej wycierał metaliczny sód. W efekcie został poparzony przez tryskające odłamki, które łącząc się z woda wytworzyły agresywny wodorotlenek sodu. A niestety, rany spowodowane ługami trudno się goją i mogą być głębokie. Wodorotlenki maja bowiem tendencję do „drążenia” w materii tworząc wżery. Kwasy zaś parzą skórę tylko powierzchniowo. Oczywiście przy zachowaniu odpowiednich środków bezpieczeństwa, ryzyko wystąpienia wypadku staje się niewielkie; i należy o tym pamiętać.

Jak dotychczas podałam wiele cech litowców wskazujących na ich podobieństwo. Ale przecież każdy z nich jest innym, oddzielnym pierwiastkiem zajmującym swoiste miejsce w układzie okresowym. Zatem musi być też jakaś wyraźna różnica. Tak, istotnie takowa istnieje. Wolne atomy litowców, które pojawiają się np. w parach ich lotnych związków ogrzanych do wysokiej temperatury, ulegają łatwo wzbudzeniu. Oddając następnie nadmiar energii stają się źródłem promieniowania. Widmo emisyjne tych metali częściowo położone jest w zakresie światła widzialnego. Lotne połączenia litowców barwią przeto płomień. Oto kolory charakterystyczne metali:

Lit- czerwony
Sód- żółty
Potas- fioletowy
Rubid- czerwony z niebieskim odcieniem
Cez- fiołkoworóżowy

Wyodrębnienie metali alkalicznych z ich związków jest niewątpliwie bardzo trudne, ponieważ nie ma reduktora, który mógłby zredukować litowiec do czystego metalu. Ale wolny pierwiastek można otrzymać w procesie elektrolizy stopionego, absolutnie suchego halogenku litowca. Produktami są wówczas metal i halogen (np. sód i chlor), gdzie gaz wydziela się na anodzie, a litowiec na katodzie. Najtrudniejszym etapem procesu elektrolizy jest utrzymanie produktów z dala od siebie, tak aby nie połączyły się ponownie (rzecz jasna bardzo wybuchowo). Obecnie do wyodrębniania sodu stosuje się elektrolizer Downsa, który jest zaopatrzony w urządzenia umożliwiające szybkie odprowadzenie stopionego sodu. Przebiegają tu reakcje:

Sód i jego związki ma największe zastosowanie przemysłowe spośród wszystkich litowców. Węglan sodu Na₂CO₃ jest stosowany do produkcji mydła i środków piorących. Azotan V sodu NaNO₃, czyli saletra sodowa, to pospolity składnik nawozów i materiałów wybuchowych. Tiosiarczan sodu NaS₂O₃. Cyjanek sodu NaCN to związek silnie trujący, który nie ma zastosowania w życiu codziennym Ale stosuje się go w dużych ilościach w przemyśle, do nawęglania stali. Ale na tym nie kończy się lista zastosowań pierwiastka nr 11. Węglan litu zaś stosowany jest jako lek przeciw depresji psychicznej. Związki potasu, np. KOH używany jest do produkcji mydeł i detergentów (podobnie jak sód). Jest również stosowany do przetykania rur kanalizacyjnych, wiąże się bowiem z tłuszczem zwierzęcym, (stanowiącym główną przyczynę zatkania rur), tworząc rozpuszczalne w wodzie mydła. Węglan potasu K₂CO₃ wykorzystuje się do produkcji różnych gatunków szkła i mydła. Najwięcej stosuje się ponadtlenku potasu K₂O. Zamontowywany jest on w aparatach do oddychania, gdyż usuwa dwutlenek węgla i wydziela wolny tlen. Związki rubidu nie mają większego znaczenia praktycznego. Cez wyróżnia się jako metal, z którego łatwo są wysyłane elektrony pod wpływem światła. Taką emisję nazywamy efektem fotoelektrycznym. Metaliczny cez jest stosowany do pokrywania powierzchni czujników światła w pewnych typach komórek fotoelektrycznych. Może być on wykorzystywany jako bardzo czuły detektor napromieniowywania o niskiej energii. Może służyć także jako getter- pochłaniacz niepożądanych gazów w lampach elektronowych i elektronopromieniowych. Cez stosowany jest też w zegarach atomowych. Frans natomiast nie znajduje żadnego praktycznego zastosowania, gdyż każdy jego izotop jest silnie promieniotwórczy i krótkożyciowy.

Ale oprócz użycia w technice, nauce czy medycynie, litowce maja również swoje bardzo liczne funkcje biologiczne. Szczególnym pierwiastkiem, który odgrywa ogromną role w funkcjonowaniu organizmu jest sód. Oto średnia zawartość sodu w organizmie ludzkim:

Sód i potas są przenoszone do wnętrza komórek organizmu przy użyciu tzw. transportu aktywnego. Przykładem takiego przenośnika jest pompa jonowa w błonie komórkowej wyrzucająca na zewnątrz komórki jony Na⁺ i wtłaczająca do cytoplazmy jony K⁺. Jony sodu (w związku NaCl) wydostają się na zewnątrz błony i tam zostają, potasowe jony zaś mogą się swobodnie przemieszczać, to na zewnątrz zawsze będzie większe zgromadzenie ładunków dodatnich (wewnątrz oczywiście ujemnych). Tak więc błona komórkowa jest spolaryzowana.

Sód i potas są zatem nieodzownymi składnikami tkanki zwierzęcej i roślinnej. Oprócz spełniania podstawowych funkcji fizjologicznych, jak np. ułatwianie obiegu wodnego, jony te grają szczególna rolę. Sód hamuje aktywność enzymów mięśniowych i jest niezbędny do kurczenia się wszystkich mięśni zwierzęcych. W życiu roślin zaś ważniejszy od sodu jest potas. Przez to ponad 90% zawartości alkalicznych popiołów stanowi właśnie ten pierwiastek. Rośliny mają tak ogromne zapotrzebowanie na potas, że w przypadku gleby bardziej bogatej w sód, jony K+ wchłaniane są w pierwszej kolejności. Nie bez uzasadnienia istnieje zwyczaj zakopywania zielonych roślin na polach czy w ogródkach. To wzbogaca glebę w pierwiastek niezbędny dla życia roślin. Więcej informacji na ten temat można znaleźć w pracy zbiorowej pod redakcją Krzysztofa Spalika – „Biologia podręcznik dla liceum ogólnokształcącego część 1.” Kształcenie w zakresie rozszerzonym.

Ciekawym faktem jest, iż litowce rozpuszczają się w podobnym do wody rozpuszczalniku- ciekłym amoniaku, dając przy tym barwne roztwory. Taki roztwór można odparować i odzyskać metal z powrotem. W roztworach rozcieńczonych kolor jest błękitnofioletowy. Tłumaczy się to w taki sposób, iż w amoniaku elektrony i jony dodatnie pływają osobno w roztworze. Błękitna barwa zatem ma związek z elektronami uwięzionymi w klatce odpowiednio ustawionych cząsteczek amoniaku. Są to tzw. klatraty. Natomiast roztwory bardziej stężone mają metaliczny wygląd, przypominają raczej brąz i odznacza je bardzo wysoka przewodność elektryczna, co świadczy o ogromnej ruchliwości elektronów. Ale roztwory te mają nieco mniejsze właściwości redukujące w porównaniu z czystymi litowcami.

Wszystkie związki litowców są jonowe, w których metal występuje na +1 stopniu utlenienia. Zdecydowana ich większość jest świetnie rozpuszczalna w wodzie. Toteż dogodnym sposobem otrzymywania pożądanego anionu w roztworze jest zastosowanie jego soli sodowej. Sole metali pierwszej grupy są bezbarwne. Jony litowców nie hydrolizują. Wszystkie tlenki mają charakter zasadowy i w reakcji z wodą tworzą wodorotlenki. Wodorki litowców można otrzymać ogrzewając metal w atmosferze wodoru.

Podsumowując swą pracę, dodam jeszcze, iż temat litowców jest bardzo obszerny i nie sposób streścić go na kilku stronach. Wiele jest książek przedstawiających mniej lub bardziej dokładnie właściwości litowców. Ale co warto podkreślić: gdy zrozumiemy strukturę ich budowy oraz powód niezwykłej reaktywności, nawet najobszerniejszy opis metali pierwszej grupy nie będzie w stanie nas znudzić.