Litowce

Litowce – występowanie w przyrodzie
Ze względu na swoją wysoką reaktywność, litowce można spotkać w przyrodzie tylko w postaci związanej. Poniżej podano przykładowe minerały litowców.

Lit
  • LiAl(Si2O6) - spodumen
  • KLi2Al[Si4O10](F,OH)2 - lepidolit
  • LiAlSi4O10 - pentalit
  • LiAl(PO4)Fambliogonit
Sód
  • NaCl – sól kamienna (halit)
  • Na2SO4∙3K2SO4 - glazeryt
  • Na2SO4∙MgSO4∙4H2O - astrachanit
  • Na[AlSi3O8]albit
Potas
  • K[AlSi3O8] - ortoklaz
  • KCl - sylwin
  • (K,Na)Cl - sylwinit
  • KCl∙MgCl2∙6H2O - karnalit
  • KCl∙MgSO4∙3H2Okainit
Rubid
  • m. in. w lepidolicie oraz leucycie
Cez
  • 2 Cs2O∙2Al2O3∙9SiO2∙H2O - polluks

źródło: http://www.periodictable.com

Lit
  • Odkryty w 1817 roku przez Szweda Johana Augusta Arfwedsona.
  • Srebrzystobiały, stosunkowo miękki metal.
  • Najmniejsza gęstość wśród wszystkich metali (0.53 g/cm3).
  • Zabarwia płomień na kolor karmazynowy; przy dość silnym ogrzewaniu barwa jest biała.
  • Metaliczny lit, pod wpływem działania wilgotnego powietrza, ulega pokryciu czarną otoczką, składającą się z LiOH, LiOH∙H2O, Li3N oraz Li2CO3.
  • Lit jest na 25 miejscu pod względem zawartości w skorupie ziemskiej (porównywalnie do Pb oraz Ni).
  • Woda morska zawiera ~230 miliardów ton Li, jednak w bardzo dużym rozcieńczeniu (~0.1 – 0.2 ppm).
Lit jest pierwiastkiem, którego właściwości różnią się w dużym stopniu od pozostałych litowców. Pod wieloma względami przypomina on magnez (podobieństwo diagonalne).
  • Temperatury wrzenia i topnienia litu są stosunkowo wysokie.
  • Lit jest o wiele twardszy, niż pozostałe pierwiastki I grupy.
  • Jon Li+ posiada mały promień jonowy oraz działa silnie polaryzująco. Związki Li mają w większym stopniu kowalencyjny charakter, niż pochodne pozostałych litowców. Promienie jonowe Li+ i Mg2+ są do siebie bardzo zbliżone.
  • Lit reaguje z wodą dużo wolniej i bardziej łagodnie, w odróżnieniu od cięższych litowców. Niższa reaktywność Li względem wody ma podłoże kinetyczne, a nie termodynamiczne (jak wspomniano już powyżej – Li jest metalem twardszym i o wyższej temperaturze topnienia, znacznie trudniej ulega zdyspergowaniu).
  • W reakcji z O2, lit tworzy Li2O a nie Li2O2 (podobnie Mg tworzy MgO; nadtlenki litu oraz magnezu otrzymuje się w reakcji ich wodorotlenków z H2O2).
  • Elektrododatniość litu (najmniejsza wśród litowców) oraz mały promień jonowy wiążą się z mniejszą trwałością jego związków – Li2CO3, LiNO3 i LiOH rozkładają się w stosunkowo niewysokich temperaturach; nie jest również znany stały LiHCO3.

4 LiNO3 → 2 Li2O + 2 N2O4 + O2
  • Analogicznie zachowuje się azotan(V) magnezu:

2 Mg(NO3)2 → 2 MgO + 2 N2O4 + O2
  • Z kolei pozostałe azotany(V) litowców (MNO3, M = Na, K, Rb, Cs):

2 MNO3 → 2 MNO2 + O2
  • Lit jest jedynym metalem reagującym z azotem w temperaturze pokojowej, tworzy azotek litu Li3N6 Li + N2 → 2 Li3NPozostałe litowce nie tworzą azotków. Mg również tworzy azotek (Mg3N2).
  • Lit tworzy w reakcji z węglem jonowy węglik (Li2C2). Mg również tworzy węgliki (MgC2 oraz Mg2C3), jednak nie powstają one w wyniku bezpośredniej reakcji pierwiastka z węglem.
  • Lit wykazuje dużo większą tendencję do tworzenia kompleksów, niż inne litowce. Kompleksy aminalitu, np. [Li(NH3)4]I, istnieją w stanie stałym.
  • Analogicznie jak odpowiednie sole magnezu Li2CO3, Li3PO4 i LiF są nierozpuszczalne w wodzie. LiOH wykazuje słabą rozpuszczalność w H2O.
  • LiClO4 jest znacznie bardziej rozpuszczalny, niż pozostałe nadchlorany litowców. Podobnie, Mg(ClO4)2 (oraz nadchlorany pozostałych berylowców) są dobrze rozpuszczalne.
  • LiCl, LiBr, LiI, a w szczególności LiClO4 rozpuszczają się w etanolu, acetonie i octanie etylu. LiCl jest również rozpuszczalny w pirydynie.
  • Jony oraz związki litu ulegają znacznie większej hydratacji niż jony i związki pozostałych metali I grupy. (Podobny fenomen obserwuje się dla Mg i jego związków, względem cięższych berylowców).
  • Zarówno lit jak i magnez, tworzą kowalencyjne związki metaloorganiczne, tj. związki lito- i magnezoorganiczne.
Związki litoorganiczne


JUŻ NIEDŁUGO ! ^_^



Brak komentarzy: