Wersja twojej przeglądarki jest przestarzała. Zalecamy zaktualizowanie przeglądarki do najnowszej wersji.

Principles of Chemistry

Grupa 1 – Litowce

Pierwiastki pierwszej grupy układu okresowego będące pod względem budowy elektronowej pierwiastkami s–elektronowymi. Konfiguracja zewnętrznej powłoki elektronowej s1.

Lit

Typowy metal alkaliczny. Największy w drugim okresie promień atomu oraz niska energia jonizacji umożliwia łatwe osiąganie trwałej konfiguracji 1s2. Lit odróżnia od pozostałych pierwiastków grupy pierwszej jego mała aktywność. Pod tym względem przypomina magnez. Mniejsza aktywność chemiczna w porównaniu z pozostałymi pierwiastkami tej grupy wynika z tego, że promień atomowy i jonowy litu jest najmniejszy w grupie. Jony Li+ ze względu na małe rozmiary wytwarzają wokół siebie silne pole elektryczne, co powoduje ich silną solwatację w roztworach. Pod względem wielkości energii solwatacji jony litu bardziej przypominają protony niż jony pozostałych metali alkalicznych. Wysoki efektywny ładunek jonu Li+ powoduje deformację anionów, a w jego związkach uwidacznia się udział kowalencyjny w wiązaniach chemicznych. Jako substancja prosta lit jest miękkim, srebrzystym metalem o temperaturze topnienia 180,5 °C i temperaturze wrzenia 1342 °C. Gęstość litu wynosi jedynie 535 kg/m3 czyli jest on najlżejszym metalem. Na powietrzu metaliczny lit reaguje z tlenem i azotem pokrywając się szarym nalotem Li2O i Li3N. W atmosferze fluoru, chloru i parach bomu lit ulega samozapaleniu w temperaturze pokojowej. Z metalami lit tworzy połączenia międzymetaliczne, a w określonych warunkach z takimi metalami jak Mn, Al, Zn tworzy roztwory stałe. Z metalami, których promienie atomowe znacznie różnią się od litu tworzy mieszaniny eutektyczne.

Jego ważniejszymi minerałami są:  ambligonit LiAl[PO4](F,OH),  lepidolit KLi2Al(Si4O10)(F,OH)2,  cynwaldyt KLiFeAl(AlSi3O10)(F,OH)2,  petalit LiAl(Si4O10),  spodumen LiAl(Si2O6).

Związki litu:

Binarne związki litu to bezbarwne, krystaliczne sole. Pod względem właściwości chemicznych i rozpuszczalności tak lit jak i jego związki wykazują podobieństwo do połączeń magnezu i wapnia. Dla litu nie są charakterystyczne związki nadtlenowe, chociaż znany jest nadtlenek litu – Li2O2. Tlenek litu Li2O powstaje podczas bezpośredniej reakcji substancji prostych, przy czym jednocześnie tworzy się niewielka ilość nadtlenku. Wodorotlenek litu LiOH pod względem mocy i rozpuszczalności ustępuje pozostałym wodorotlenkom metali alkalicznych. Otrzymuje się go poprzez elektrolizę wodnych roztworów LiCl. Wydzielane z roztworów wodnych związki litu zawierają wodę hydratacyjną. Współkrystalizacja lub stapianie soli litu ze związkami innych metali alkalicznych tego samego typu prowadzi do utworzenia mieszanin eutektycznych, jak przykładowo LiNO3×KNO3 o temperaturze topnienia 132°C. W niektórych przypadkach następuje utworzenie soli podwójnych lub roztworów stałych. Lit tworzy związki metaloorganiczne, które można otrzymać w reakcjach pomiędzy litem metalicznym i odpowiednim halogenkiem alkilowym lub arylowym w środowisku benzenowym. Przykładowe związki litu:

wodorek litu – LiH – lit metaliczny reaguje z wodorem w temperaturze 873–973K tworząc wodorek w postaci ciała stałego. Wykazuje on silne działanie uwodorniające co umożliwia jego wykorzystanie do otrzymywania wodorków innych metali (Be, Al, Ga);
halogenki litu – są bezbarwnymi ciałami stałymi, powstającymi w wyniku rozpuszczania węglanu litu w odpowiednich kwasach chlorowcowodorowych. Są dobrze rozpuszczalne w wodzie z wyjątkiem fluorku, który w nadmiarze HF tworzy wodorofluorek LiHF2. Chlorek litu krystalizuje z roztworów wodnych w temperaturze powyżej 371K w stanie bezwodnym. W niższych temperaturach wydzielają się hydraty z 1, 2 lub 3 cząsteczkami wody. Konsekwencją silnej solwatacji jonów Li+ jest dobra rozpuszczalność chlorku, bromku i jodku w zawierających tlen rozpuszczalnikach organicznych (np. etanol). Bromek i jodek litu są silnie higroskopijne i spotyka się je głównie w postaci stężonych roztworów;
tlenki litu – tlenek Li2O powstaje w wyniku spalania metalu w tlenie i podczas termicznego rozkładu wodorotlenki, nadtlenku, azotanu i węglanu. Z wodą reaguje powoli tworząc wodorotlenek. Nadtlenek – Li2O2– otrzymuje się przez wprowadzenie tlenu do roztworu litu w ciekłym amoniaku. Można go też uzyskać przez rozpuszczenie wodorotlenku litu w roztworze wodnym nadtlenku wodoru. Powstaje Li2O2·H2O2·3H2O, który przechowywany nad pięciotlenkiem fosforu przechodzi w czysty nadtlenek. Ponadtlenek – LiO2 – powstaje w wyniku wprowadzenia ozonu do zawiesiny nadtlenku w CCl2F2 w temperaturach poniżej 203K. W temperaturze 243K rozkłada się na nadtlenek i tlen.
wodorotlenek litu – LiOH – bezbarwne ciało stałe topiące się w temperaturze 718K. Podczas topnienia nie wyparowuje lecz rozkłada się z wydzieleniem tlenku. Otrzymywany jest w wyniku elektrolizy wodnego roztworu chlorku lub w wyniku podwójnej wymiany siarczanu litu z wodorotlenkiem sodu (siarczan(VI) sodu jest słabiej rozpuszczalny niż wodorotlenek litu).
węglan litu – Li2CO3 – słabo rozpuszczalny w wodzie węglan jest produktem końcowym większości procesów otrzymywania litu. Rozkład termiczny węglanu prowadzi do otrzymania tlenku litu i dwutlenku węgla.

Konfiguracja elektronowa 1s22s1
Masa atomowa 6,941
Gęstość [kg×m3] 534 (293K)
Główne stopnie utlenienia +1 (-1)
Izotopy: masa - zawartość - okres półrozpadu
6Li
7Li
6,015 - 7,3% - stabilny
7,016 - 92,7% - stabilny
Temperatura topnienia 435,69K
Temperatura wrzenia 1620K
Promień atomowy [pm] 134
Promień jonowy Li+ 90
Energia jonizacji [kJ×mol-1] 520,3 M → M+ + e
7298,1 M+ → M2+ + e
Elektroujemność (Pauling) 0,97

Sód

Srebrzystobiały, miękki, lekki i bardzo reaktywny metal. Jest na tyle miękki, że może być krojony nożem. Przekrojony, po krótkiej chwili, pokrywa się na powietrzu warstwą tlenku i traci metaliczny połysk. Reaguje bardzo gwałtownie z wodą tworząc wodorotlenek i wydzielając wodór. Nie występuje w przyrodzie w wolnej postaci. W oceanach występuje głównie jako składnik soli kuchennej NaCl, w skorupie ziemskiej jako węglan i siarczan(VI) sodu. Jest ważnym składnikiem roślinnych i zwierzęcych tkanek. Zawartość w skorupie ziemskiej 2,6% wagowego. Metaliczny sód otrzymuje się poprzez elektrolizę stopionego wodorotlenku lub chlorku sodu. Metaliczny sód wykorzystuje się w dużych ilościach w przemyśle chemicznym do wytwarzania nadtlenku i cyjanku sodu. Używany jest także jako reduktor i katalizator w chemii organicznej. W energetyce jądrowej stosuje się go jako chłodziwo w reaktorach. Wykorzystuje się go również w lampach sodowych.

Najbardziej znanym i rozpowszechnionym związkiem sodu jest jego chlorek (NaCl), zwany solą kuchenną, tworzy bezbarwne kryształy rozpuszczalne w wodzie, o temperaturze topnienia 801oC. Czysty chlorek sodowy nie jest higroskopijny natomiast zanieczyszczony chlorkiem magnezu wykazuje higroskopijność. Jest materiałem wyjściowym w przemysłowej produkcji wszystkich innych związków sodu. NaCl pozyskuje się ze złóż sposobem górniczym, a ponadto otrzymuje z wody morskiej (w krajach o ciepłym klimacie stosuje się metodę odparowywania w otwartych basenach, a w klimacie polarnym wymraża). Preparatów chlorku sodu nie daje się oczyścić zwykłym sposobem, za pomocą krystalizacji ze stygnącego roztworu nasyconego na gorąco. Rozpuszczalność NaCl zmienia się nieznacznie z temperaturą – 100 g wody w temperaturze 273K rozpuszcza 35,6 g NaCl, a w temperaturze 373K 39,1 g. Czysty chlorek sodowy uzyskuje się przez przepuszczanie gazowego chloru przez nasycony roztwór tej soli. Zwiększenie stężenia jonów chlorkowych powoduje przekroczenie iloczynu rozpuszczalności i strącenie krystalicznego chlorku sodowego.

Związki sodu:

Węglan sodu Na2CO3 określana nazwami soda, soda kalcynowana, soda amoniakalna – biały proszek o temperaturze topnienia 852oC i gęstości 2,53 g·cm-3; rozpuszczalny w wodzie – jego roztwory wodne na skutek hydrolizy mają odczyn zasadowy. Z roztworów wodnych krystalizuje w postaci dużych bezbarwnych kryształów w postaci Na2CO3·10H2O o gęstości 1,46 g·cm-3. Kryształy te na powietrzu wietrzeją przechodząc w sól jednowodną. Ostatnią cząsteczkę wody traci w temperaturze 100oC. Pod wpływem kwasów rozkłada się z wydzieleniem dwutlenku węgla. W przyrodzie występuje w niektórych jeziorach Egiptu i Ameryki. Otrzymywany dawnej metodą Leblanca polegającą na działaniu kwasem siarkowym(VI) na sól kamienną:
2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + 2HCl
oraz redukcję powstającego siarczanu(VI) sodowego węglem w obecności wapieni:
Na2SO4 + 2C + CaCO3 → Na2CO3 + CaS + 2CO2
i ługowanie węglanu sodowego wodą.

Obecnie otrzymuje się metodą Solvaya, w której stężoną solankę nasyca się amoniakiem i dwutlenkiem węgla
NaCl + CO2 + NH3 + H2O → NaHCO3 + NH4Cl
a strącony wodorowęglan NaHCO3 praży się w temperaturze 150-175oC (kalcynowanie):
2NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2
Wydzielający się dwutlenek węgla wraca do obiegu, a amoniak odzyskuje się z ługu macierzystego po wytrąceniu wodorowęglanu. Znajduje zastosowanie do wyrobu szkła, w przemyśle środków piorących i tekstylnym, w garbarstwie i papiernictwie, do zmiękczania wody.

Siarczan(VI) sodowy – Na2SO4 – bezbarwne kryształy o temperaturze topnienia 888oC, rozpuszczalne w wodzie. Z roztworów wodnych krystalizuje w formie uwodnionej (kryształy jednoskośne) zawierającej 10 cząsteczek wody tzw. sól glauberska, która w temperaturze 32oC przechodzi w sól bezwodną. Występuje w wodach mineralnych i minerałach jako sole podwójne np. glauberyt Na2SO4·CaSO4. Otrzymuje się jako produkt uboczny przy produkcji kwasu solnego i ze źródeł naturalnych. Znajduje zastosowanie w produkcji szkła i papieru, w farbiarstwie, do wyrobu ultramaryny (naturalnego pigmentu o barwie błękitnej), środków piorących, siarczku sodowego, szkła wodnego.

Cyjanek sodowy – NaCN – bezbarwne, higroskopijne kryształy rozpuszczalne w wodzie; temperatura topnienia 564oC. Roztwór wodny ma odczyn zasadowy w skutek hydrolizy i wydzielania gazowego HCN. Związek silnie trujący. Znajduje zastosowanie w metalurgii srebra i złota, w galwanoplastyce oraz syntezach chemicznych.

Wodorotlenek sodu – NaOH – soda żrąca, soda kaustyczna – biała krystaliczna masa o temperaturze topnienia 318oC. Związek silnie  higroskopijny, rozpuszczalny w wodzie (mocna zasada), alkoholach. Chłonie dwutlenek węgla z powietrza tworząc węglan. Działa parząco na skórę. Stopiony wodorotlenek sodu atakuje krzemionkę, szkło i porcelanę. Reakcje ze stopionym NaOH przeprowadza się w naczyniach z niklu, żelaza, srebra i złota. Natomiast nie można stosować platyny, bowiem ulega ona korozji w tych warunkach. W skali technicznej otrzymywany jest w wyniku elektrolizy wodnego roztworu chlorku sodu. Na anodzie wydziela się chlor:
Cl→ ½Cl2 + e
Na katodzie zobojętnieniu ulegają jony wodorowe pochodzące z wody:
H3O+ + e → H2O + ½H2

Elektrolizę przeprowadza się w urządzeniach tak skonstruowanych aby chlor nie mieszał się z roztworem powstającego wokół katody NaOH gdyż w takim przypadku tworzy się NaOCl. W metodzie przeponowej cel ten osiąga się oddzielając przestrzeń katodową od anodowej porowatą przeponą, przez którą mogą łatwo dyfundować jony lecz nie przedostają się banieczki gazu. Elektrolizę przerywa się przed rozłożeniem całej ilości NaCl i roztwór zagęszcza przez odparowanie. Większa część chlorku sodu wydziela się z roztworu przed wydzieleniem lepiej rozpuszczalnego NaOH. Jednak metoda ta nie pozwala na otrzymanie czystego wodorotlenku sodu. Czysty wodorotlenek sodowy otrzymuje się w metodzie rtęciowej. W tym przypadku wykorzystuje się fakt, że wydzielanie wodoru na katodzie rtęciowej jest możliwe tylko przy przyłożeniu odpowiednio wyższego napięcia (tzw. nadnapięcie – nadwyżka napięcia ponad wartość wynikającą z teoretycznych obliczeń potrzebna do wydzielenia na elektrodzie produktu elektrolizy) niż w przypadku elektrod żelaznych czy grafitowych. W związku z tym na elektrodzie rtęciowej wydziela się sód tworzący z rtęcią amalgamat. Utworzony amalgamat przenosi się do zbiornika zawierającego czystą wodę, z którą amalgamat reaguje dając roztwór NaOH. Duże ilości wodorotlenku sodu stosuje się przy wyrobie mydeł i barwników organicznych, do otrzymywania celulozy oraz przy produkcji sztucznego jedwabiu.

Azotan(V) sodowy – NaNO3 – saletra sodowa, saletra chilijska – bezbarwne heksagonalne kryształy, dobrze rozpuszczalne w wodzie, nieco higroskopijne. Temperatura topnienia 308oC. Związek ten stanowił przed opracowaniem metod przemysłowych wiązania azotu atmosferycznego najważniejszy nieorganiczny nawóz azotowy. Był również używany do wyrobu kwasu azotowego(V), który uzyskiwano w wyniku działania kwasu siarkowego(VI) na saletrę chilijską i oddestylowanie powstającego HNO3. Związek występuje w przyrodzie w postaci złoża o znaczeniu gospodarczym w Atacama w Chile (złoże zawiera około 95% azotanu sodu i domieszki jodanu i nadchloranu sodowego). Znajduje zastosowanie jako nawóz sztuczny, do produkcji innych azotanów.

Nadtlenek sodu – Na2O2 – Jasnożółte ciało stałe powstające w wyniku spalania metalicznego sodu. Wykazuje silne działanie utleniające. Z materiałami dającymi się łatwo utlenić takimi jak węgiel, wata, proszek aluminiowy może reagować wybuchowo. Pod działaniem dwutlenku węgla odszczepia tlen i przechodzi w węglan:

Na2O2 + CO2 → Na2CO3 + ½O2

Proces ten wykorzystuje się do oczyszczania powietrza w okrętach podwodnych i aparatach do oddychania. Z wodą reaguje gwałtownie wydzielając nadtlenek wodoru (wodę utlenioną):

Na2O2 + H2O → 2NaOH + H2O2

Konfiguracja elektronowa Ne 3s1
Masa atomowa 22,99
Gęstość [kg·m3] 971 (273K)
Główny stopień utlenienia -1; +1
Izotopy: masa - zawartość - okres półrozpadu
22Na
23Na
24Na
21,994 - 0% - 2,602 lata
22,990 - 100% - stabilny
23,991 - 0% - 15 godz.
Temperatura topnienia 370,95K
Temperatura wrzenia 1156K
Promień atomowy [pm] 153,7
Powinowactwo elektronowe [kJ·mol-1] 52,9
Energia jonizacji [kJ·mol-1] 495,8 Na → Na+ + e
4562,4 Na+ →Na2+ + e
6912 Na2+→ Na3+ + e
Elektroujemność (Pauling)  0,93

Potas

Potas jest bardzo reaktywnym pierwiastkiem, błyskawicznie utlenia się na powietrzu, burzliwie reaguje z wodą wydzielając wodór, który zapala się od ciepła reakcji. Jest ważnym składnikiem tkanek roślin i zwierząt. W przyrodzie występuje jako mieszanina trzech naturalnych izotopów o masach atomowych 39, 40 i 41. 40K jest radioaktywny i ma czas półtrwania około 1 miliarda lat. Najbardziej rozpowszechnionym izotopem jest 39K. Zawartość w skorupie ziemskiej szacuje się na około 2.4% wagowego. Do wytwarzania potasu wykorzystuje się reakcję fluorku potasu z węglikiem wapnia, zachodzącą w próżni i w temperaturze ok. 1000°C. W laboratorium używa się metalicznego potasu do osuszania benzenu natomiast w przemyśle chemicznym jako surowiec i katalizator w procesie polimeryzacji.

Związki potasu:

Chlorek potasu (KCl) tworzy bezbarwne kryształy rozpuszczalne w wodzie i eterze, trudno rozpuszczalne w alkoholu. Temperatura topnienia 776oC. W przyrodzie występuje jako minerał sylwin oraz w postaci soli podwójnych – kainitu (KMg(SO4)Cl.H2O) i karnalitu (KCl.MgCl2.6H2O). Otrzymywany głównie przez krystalizację z roztworów tych minerałów. Stosowany jako nawóz sztuczny.

Wodorotlenek potasu – KOH – (potaż żrący) biała krystaliczna masa o temperaturze topnienia 322oC. Silnie higroskopijny. Bardzo dobrze rozpuszczalny w wodzie (97 g KOH w 100 g wody w temperaturze 0oC); rozpuszczalny w alkoholu i eterze. Zarówno stały wodorotlenek potasy jak i jego roztwory wodne chłoną dobrze dwutlenek węgla z powietrza i innych gazów. Otrzymywany jest przez elektrolizę wodnych roztworów KCl, zatężanie otrzymanego roztworu i odwadnianie wytrąconego KOH. Dawniej otrzymywano go w reakcji podwójnej wymiany:

K2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2KOH

Znajduje zastosowanie przy wyrobie miękkich mydeł, w niektórych syntezach organicznych oraz przy produkcji dwuchromianu i manganianiu(VII) potasu.

Chloran(V) potasowy – KClO3 – (sól Bertholleta) tworzy bezbarwne kryształy rozpuszczalne w wodzie; temperatura topnienia 370oC. Związek trujący. Podczas ogrzewania wydziela tlen, a w temperaturze ponad 550oC ulega rozkładowi na tlen i KCl. Znajduje zastosowanie przy wyrobie zapałek i pewnych materiałów wybuchowych.

Węglan potasowy – K2CO3 – (potaż) biały krystaliczny proszek o temperaturze topnienia 891oC. Związek higroskopijny, dobrze rozpuszczalny w wodzie (100 g wody w temperaturze 25oC rozpuszcza 113,5 g węglanu potasu); roztwory wodne mają odczyn zasadowy. Z roztworów wodnych krystalizuje w formie hydratów np. K2CO3·2H2O. Pod wpływem kwasów rozkłada się z wydzieleniem dwutlenku węgla. Otrzymywany był dawniej z popiołu po spaleniu drewna przez ługowanie; obecnie otrzymuje się go przez przepuszczanie CO2 przez roztwory wodorotlenku potasu lub przez roztwór chlorku potasu z zawiesiną węglanu magnezowego:

2KCl + 3MgCO3 + H2O + CO2 → MgCl2 + 2MgCO3·2KHCO3

Strącającą się sól podwójną rozkłada się za pomocą CO2 na nierozpuszczalny MgCO3 i rozpuszczalny K2CO3. Zastosowanie znajduje przy wyrobie miękkich mydeł, środków piorących w emalierstwie i ceramice oraz przy produkcji szkła.

Azotan(V) potasu – KNO3 – saletra potasowa, saletra indyjska - bezbarwne rombowe kryształy, przechodzące w wyższych temperaturach w heksagonalne; temperatura topnienia 336oC. Rozpuszczalny w wodzie. W wyniku ogrzewania wydziela tlen i przechodzi w azotan(III) potasowy KNO2. Występuje w przyrodzie w krajach o suchym klimacie (Indie, Iran, Egipt, Meksyk i Hiszpania). Sól ta była dawniej bardzo poszukiwana jako nieodzowny składnik prochu czarnego (75% KNO3, 10% siarki, 15% węgla drzewnego) była otrzymywana w wyniku powolnego rozkładu resztek roślinnych. Obecnie otrzymuje się azotan(V) potasu w wyniku konwersji saletry chilijskiej:

NaNO3 + KCl → KNO3 + NaCl

Wszystkie cztery sole są dobrze rozpuszczalne w wodzie. Jednak na gorąco najmniejszą rozpuszczalność wykazuje chlorek sodowy, a na zimno azotan(V) potasu. W związku z czym miesza się na gorąco nasycone roztwory azotanu(V) sodu i chlorku potasu, w tych warunkach wytrąca się chlorek sodowy. Po jego odfiltrowaniu roztwór oziębia się celem strącenia azotanu(V) potasu. Znajduje zastosowanie do wyrobu prochu czarnego, azotanu(III) potasowego, jako nawóz sztuczny, przy wyrobie szkła oraz jako środek konserwujący w przemyśle spożywczym.

Siarczan(VI) potasu – K2SO4 – bezbarwne kryształy rozpuszczalne w wodzie i nierozpuszczalne w alkoholu. Temperatura topnienia 1074oC. Otrzymywany w wyniku wymiany podwójnej pomiędzy kizerytem (MgSO4.H2O) lub szenitem (K2SO4.MgSO4.6H2O i chlorkiem potasowym. Znajduje zastosowanie jako nawóz sztuczny, przy produkcji szkła i ałunów.

Konfiguracja elektronowa Ar 4s1
Masa atomowa 39,098
Gęstość [kg×m3] 862 (293K)
Główny stopień utlenienia +1 (-1)
Izotopy: masa - zawartość - okres półrozpadu
39K
40K
41K
42K
43K
38,964 - 93,2581% - stabilny
39,974 - 0,012% - 1,28×109 lat
40,962 - 6,7302% - stabilny
41,963 - 0% - 12 godz.
42,964 - 0% - 22,4 godz.
Temperatura topnienia 336,86K
Temperatura wrzenia 1032K
Promień atomowy [pm] 227
Powinowactwo elektronowe [kJ×mol-1] 48,4
Energia jonizacji [kJ×mol-1] 418,8 K → K+
3051,4 K+→ K2+
4411 K2+ → K3+
Elektroujemność (Pauling)  0,82

Rubid

W przyrodzie występuje jako domieszka w minerałach litu, potasu i cezu; zawartość w skorupie ziemskiej: 2,8·10–2% masowych, zawartość w organizmie człowieka: 1,7·10–3% masy. Rubid jest srebrzystoszarym miękkim metalem; gęstość 1,53 g·cm-3. W związkach występuje na +1 stopniu utlenienia. Jest pierwiastkiem bardzo reaktywnym; na powietrzu spala się do ponadtlenku RbO2. Reaguje z wodą (nawet lodem) wybuchowo (Eo Rb/Rb+ = -2,98V); gwałtownie roztwarza się w kwasach i alkoholach wypierając z nich wodór. Gwałtownie reaguje z fluorowcami, wodorem, fosforem, siarką i amoniakiem (dając amidek rubidu RbNH2 i H2). Rubid rozpuszcza się w ciekłym amoniaku, dając roztwór o bardzo wysokim przewodnictwie elektrycznym. Metal, tlenek i wodorotlenek mają właściwości zasadowe. Rubid barwi płomień na fioletoworóżowo. Znalazł zastosowanie jako materiał do wyrobu katod i geterów w fotokomórkach, katalizator (w postaci amalgamatu), dodatek do produkcji specjalnego szkła. Izotop rubidu 87Rb (t1/2 = 4,8·1010 lat) jest stosowany do datowania promieniotwórczego. Rubid otrzymuje się przez elektrolizę stopionego RbOH, jego redukcję magnezem lub redukcję RbCl wapniem. Rubid powoduje silne poparzenia skóry i błon śluzowych a sole rubidu są silnie trujące.

Związki rubidu:

wodorek rubidu – RbH – otrzymuje się z pierwiastków w temperaturze 573K. Jest bardzo reaktywną, bezbarwną substancją stałą. W powietrzu zapala się tworząc ponadtlenek i wodę. Powyżej temperatury 603K rozkłada się na pierwiastki.
halogenki rubidu – są higroskopijnymi substancjami krystalicznymi, otrzymywanymi głównie w reakcji węglanu rubidu z odpowiednimi kwasami chlorowcowodorowymi.
tlenki rubidu - rubid tworzy dwa szeregi tlenków: Rb2On i RbOn. Związki Rb2O, Rb2O2 i Rb2O3 (Rb2O2·2RbO) otrzymuje się przez spalenie metalu w odpowiedniej ilości tlenu lub termiczny rozkład nadtlenku w próżni. Ponadtlenek RbO2 powstaje w wyniku spalenia metalu w powietrzu. Tworzy ciemnopomarańczowe, higroskopijne kryształy o temperaturze topnienia 685K. Ozonek RbO3 otrzymuje się przez wprowadzenie ozonu do roztworu rubidu w ciekłym amoniaku.
wodorotlenek rubidu – RbOH – otrzymuje się przez elektrolizę wodnego roztworu chlorku.

Konfiguracja elektronowa

Kr5s1

Masa atomowa

85,468

Gęstość [kg·m3]

1532 (293K)

Główne stopnie utlenienia

+1; -1

Izotopy:
(masa - zawartość - okres półrozpadu)

83Rb:  0% - 83 dni
85Rb: 84,91 - 72,8% - stabilny
86Rb: 85,91 - 0% - 18,66 dni
87Rb: 86,91 - 27,2% - 5×1011 lat

Temperatura topnienia [K]

312,04

Temperatura wrzenia [K]

961

Promień atomowy [pm]

0,248

Promień jonowy (M+) [pm]

0,149

Energia jonizacji [kJ·mol-1]

403 Rb → Rb+
2632 Rb+ → Rb2+
3900 Rb2+ → Rb3+

Elektroujemność (Pauling)

0,89

Cez

Cez jest białym, miękkim, metalicznym pierwiastkiem należącym do grupy metali alkalicznych (litowców) i jak wszystkie pierwiastki tej grupy charakteryzuje się silną reaktywnością. Sole cezu barwią płomień na błękitno. Cez jest rzadkim pierwiastkiem, a jego zawartość w skorupie ziemskiej szacuje się na 0,00032% wagowych. Głównym źródłem cezu jest minerał zwany poluksem lub pollucytem (Cs4Al4Si9O26.H2O). Rudy tego minerału występują m.in. na wyspie Elbie i w USA. Czysty cez otrzymuje się oddzielając jego związki od głównego składnika rudy i przekształcając je chemicznie w cyjanek cezu (CsCN). Czysty cez pozyskuje się także metodą elektrolityczną. Można go również uzyskać ogrzewając jego związki z silnymi reduktorami. Komercyjny cez zawiera domieszki rubidu, któremu towarzyszy. Pierwiastki te mają bardzo podobne właściwości i trudno je od siebie odseparować.

Cez bardzo łatwo reaguje z tlenem i dlatego wykorzystuje się go w technice próżniowej do usuwania tego gazu. Ze względu na łatwość fotoemisji używa się go do produkcji elementów fotoelektrycznych. Promieniotwórczy izotop cezu 137Cs to przydatny półprodukt reakcji jądrowych. Wykorzystywany jest w nauce, gdzie wypiera rad, oraz w medycynie jako tzw. znacznik promieniotwórczy.

Związki cezu:

wodorek cezu – CsH – otrzymuje się w bezpośredniej reakcji z pierwiastków w temperaturze 573K. Jest substancją krystaliczną, na powietrzu ulegającą samozapłonowi.
halogenki cezu  – otrzymuje się w reakcji węglanu lub wodorotlenku cezu z odpowiednimi kwasami fluorowcowodorowymi; substancje krystaliczne.
tlenki cezu  – podczas spalania cezu powstaje ponadtlenek – CsO2, który pod działaniem wody rozkłada się z wydzieleniem tlenu:
2CsO2 + 2H2O → 2CsOH + H2O2 + O2
Przez rozkład termiczny ponadtlenku w próżni powstają Cs2O, Cs2O2 i Cs2O3. Tlenek Cs2O w reakcji z metalicznym cezem tworzy podtlenki o składzie Cs7O, Cs4O, Cs7O2 i Cs3O. Ozonek CsO3 powstaje podczas działania ozonu na roztwór cezu w ciekłym amoniaku.
wodorotlenek cezu – CsOH – otrzymuje się przez reakcję podwójnej wymiany siarczanu cezu i wodorotlenku baru.

Konfiguracja elektronowa

Xe 6s1

Masa atomowa

132,9054

Gęstość [kg·m3]

1873 (293K)

Główne stopnie utlenienia

+1

Izotopy:
(masa - zawartość - okres półrozpadu)

133Cs: 132,9 - 100% - stabilny
134Cs: 0% - 2,05 roku
135Cs: 0% - 3×106 lat
137Cs: 0% - 30,23 lat

Temperatura topnienia [K]

301,55

Temperatura wrzenia [K]

944

Promień atomowy [pm]

265,4

Promień jonowy (M+) [pm]

45,5

Energia jonizacji [kJ·mol-1]

375,7 Cs → Cs+
2420 Cs+ → Cs2+
3400 Cs2+ →  Cs3+

Elektroujemność (Pauling)

 0,79

Frans

Najcięższy ze znanych metali alkalicznych. Frans właściwościami chemicznymi przypomina cez. Jest najbardziej elektrododatni ze wszystkich pierwiastków. Występuje w naturze w rudach uranowych. Szacuje się, że w całej skorupie ziemskiej jest nie więcej niż kilka, kilkanaście gramów tego metalu. Jest produktem rozpadu aktynu (rozpad alfa). Wszystkie jego izotopy są radioaktywne i bardzo nietrwałe. Najtrwalszym jest 223Fr (czas połowicznego rozpadu około 22 minuty). Ze względu na bardzo nietrwały charakter tego pierwiastka większość jego właściwości fizykochemicznych pozostaje nadal tajemnicą.

Konfiguracja elektronowa

[Rn]7s1

Masa atomowa

223

Gęstość [kg·m3]

+1

Główne stopnie utlenienia

 

Izotopy:
(masa - zawartość - okres półrozpadu)

221Fr: 0% - 19 minut
223Fr: 223,02 - ślady - 22 minuty

Temperatura topnienia [K]

300

Temperatura wrzenia [K]

950

Promień atomowy [pm]

400 Fr → Fr+

Promień jonowy (M+) [pm]

44