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)F – ambliogonit

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∙3H₂O – kainit

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 Li₃N: 6 Li + N₂ → 2 Li₃N. Pozostałe 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 ! ^_^