Visoka poljoprivredno – prehrambena škola strukovnih studija u Prokuplju

Seminarski rad

Mentor: Student:

dr Ljubiša S. Jovanović Viktorija Petrović

ZB 277/13

Prokuplje, decembar, 2013. godine

Visoka poljoprivredno – prehrambena škola strukovnih studija u Prokuplju

Seminarski rad

Elementi 1. grupe periodnog sistema (alkalni metali)

Mentor: Student:

dr Ljubiša S. Jovanović Viktorija PetrovićZB 277/13

Prokuplje, decembar, 2013. godine

Elementi 1. grupe periodnog sistema (alkalni metali)

Sadržaj:

1. Uvod……………………………………………………..12. Teorijski deo

2.1.Alkalni metali……………………………………….22.2.Rasprostranjenost…………………………………..32.3.Litijum………………………………………………4

2.3.1. Nalaženje u prirodi…………………………...42.3.2. Dobijanje……………………………………....52.3.3. Svojstva………………………………………..5

2.4. Natrijum…………………………………………….62.5. Kalijum……………………………………………...72.6.Rubidijum……………………………………………72.7.Cezijum………………………………………………82.8. Francijum…………………………………………...82.9. Jedinjenja alkalnih metala…………………………8

3. Zaključak………………………………………………..13

1. Uvod

Grupi alkalnih metala pripadaju: litijum (Li), natrijum (Na), kalijum (K), rubidijum

(Rb), cezijum (Cs) i francijum (Fr). Zajednička oznaka za elektronsku konfiguraciju ovih

elemenata je nS1. Vrednost oksidacionog broja u jedinjenjima jonske prirode je +1; grade

jednovalentne bezbojne katjone.

Njihovo otkriće je najčešće bilo povezano sa uvođenjem novih metoda za ispitivanje

supstanci. Tako je engleski hemičar Hemfri Devi vršeći elektrolizu rastopa soli izolovao

1807. godine dva nova elementa – kalijum i natrijum

-1-

2.1 Alkalni metali

U elementarnom stanju atomi alkalnih metala povezani slabom metalnom vezom

grade metalnu kristalnu rešetku. Zbog angažovanja samo jednog elektrona veza je slaba,

stoga imaju nisku temperaturu ključanja i malu gustinu (plivaju na vodi). Male su tvrdoće

tako da se mogu seći nožem. Porastom atomskog broja u grupi rastu i jonski radijusi i

gustina, dok temperature topljenja i ključanja opadaju. Srebrnastobele su boje, dobri su

provodnici toplote i elektriciteta. Prvi član grupe, litijum, ima drugačija pojedina svojstva od

ostatka grupe. Tako je po nekim osobinama sličniji magnezijumu nego natrijumu. Veoma

male dimenzije atoma litijuma i još manje njegovog jona uzrokuju veće jačine metalne veze u

kristalnoj rešetki u odnosu na ostale alkalne metale. Zbog toga je litijum znatno tvrđi od njih,

a ima i višu temperaturu topljenja i ključanja. Alkalni metali boje plamen karakterističnom

bojom što se koristi za njihovo dokazivanje u analitičkoj hemiji.

Li - crveno

Na - žuta

K -ljubičasto

Rb - crvenoljubičast

Cs - Plavoljubičast

-2-

Prema hemijskom ponašanju alkalni metali čine grupu međusobno najsličnijih

elemenata u periodnom sistemu elemenata. Energija jonizacije opada porastom atomskog

broja. Vrednosti za prvu jonizacionu energiju su veoma niske (niže od ostalih elemenata).

Alkalni metali imaju najniže vrednosti za koeficijente elektronegativnosti u odnosu na sve

elemente u periodnom sistemu. Iz toga proizilazi njihov pozitivan oksidacioni broj bez obzira

sa kojim elementom gradili jedinjenje. Na osnovu redoks-potencijala može se zaključiti da su

to najreaktivniji metali i najjača redukciona sredstva.

Li se upotrebljava kao redukciono i dehidrataciono sredstvo. Koristi se kao

katalizator, za izradu legura i galvanskih elemenata.

Na se koristi kao redukciono sredstvo, u industriji boja, lekova, plastičnih masa, za

proizvodnju Na-jedinjenja. Sijalice punjene parama natrijuma daju žutu boju svjetlosti koja

prodire kroz maglu i prašinu.

K se koristi kao redukciono sredstvo, u industriji sapuna, za proizvodnju veštačkog

đubriva, u proizvodnji kiseonika tako što kalijumsuperoksid KO2 kada veže CO2 daje O2.

2.2 Rasprostranjenost

U prirodi se alkalni metali nalaze samo u vidu jedinjenja, najčešće u sastavu silikata i

alumosilikata. Dok su natrijumova i kalijumova jedinjenja veoma rasprostranjena, jedinjenja

ostalih alkalnih metala se javljaju u malim količinama.

-3-

Natrijumova jedinjenja su toliko rasprostranjena da je teško naći uzorak supstance bez

tragova natrijuma (dokaz za to je natrijumova žuta boja u plamenu). Najviše natrijuma ima u

alumosilikatima, kamenoj soli, čilskoj šalitri i kriolitu. Kalijuma u zemljinoj kori ima manje

nego natrijuma. Najviše ga ima u obliku silikata iz kojih ga biljke ne mogu koristiti iako je

veoma značajan za njih. Silikati se ne mogu koristiti ni kao ruda za dobijanje kalijuma.

Litijum se javlja u nekim silikatima i fosfatima, dok se rubidijum i cezijum nalaze uz ostale

alkalne metale u alumosilikatima i prirodnim ležištima kalijumovih jedinjenja.

2.3 Litijum

Litijum (grčki lithos, kamen), oznaka Li, najlakši od svih poznatih metala, redni broj 3

u periodnom sistemu elemenata, atomske težine 6,94, specifične težine 0,534 (pri 20 stepeni

Celzijusa), predstavlja smešu dva izotopa 7Li(92,6%) i 6Li(7,4%).

Otkrio ga je Johan Arfvedson 1817. godine. Dat mu je naziv litijum jer se tada

verovalo da se može naći isključivo u sastavu minerala. Metal je kasnije, 1855. izolovan

elektrolizom njegovog hlorida. Atomsku težinu mu je odredio Ričards pretvaranjem litijum-

hlorida u litijum-perhlorat.

2.3.1Nalaženje u prirodi

Zastupljen je u zemljinoj kori u količini od 0,0018 %, ali je i pored male procentualne

zastupljenosti veoma čest. Za razliku od ostalih alkalnih metala, litijum se u prirodi nalazi u

obliku silikata.

-4-

Minerali koji ga sadrže su lepidolit, spodumen, ambligonit i petalit, od kojih neki i

služe kao polazna sirovina za njegovo dobijanje. Najveća ležišta rude litijuma su u Čileu,

Kanadi, Francuskoj, Nemačkoj i SAD. Pronađen je i u pepelu mnogih biljaka kao što je

duvan, ali i u mleku i krvi.

2.3.2 Dobijanje

Dobija se ekstrakcijom iz minerala na razne načine, ali se svi oni zasnivaju ili na

slabijoj rastvorljivosti litijum-karbonata, a u odnosu na karbonate drugih alkalnih metala ili

na rastvorljivosti litijum-hlorida u alkoholu. Takođe, litijum se može dobiti elektrolizom

stopljenog litijum-hlorida.

2.3.3 Svojstva

U čistom stanju i u odsustvu vazduha, ima srebrnastometalni sjaj, po čemu liči na

natrijum i kalijum, ali je od njih tvrđi. Takođe, ima i višu tačku topljenja, koja iznosi 186°C,

a ključa na oko 1.336°C. Gustina iznosi svega 0,534 i predstavlja najmanju gustinu od svih

čvrstih elemenata. Prilično je isparljiv i njegova para boji plamen Bunzenove grejalice

karmin crveno, što se koristi prilikom kvalitativne analize njegovih soli. Ima najveću

specifičnu toplotu od svih elemenata i ona iznosi 0,96 na 50°C. Na vazduhu gori blještavom

belom svetlošću poput magnezijuma, gradeći monoksid, ali druge okside gradi teže. Sa

vodonikom se jedini na crvenom usijanju gradeći litijum-hidrid, a sa azotom litijum-nitrid.

Direktno se jedini i sa halogenima i sumporom i može se reći da je hemijski aktivan, ali

manje od drugih alkalnih metala. Burno reaguje sa kiselinama, a u reakciji sa vodom se ne

pali, čak ni ako voda ključa.

-5-

2.4 Natrijum

Natrijum (Na, lat. natrium) je element IA grupe sa atomskim brojem 11. Jedini

stabilni izotop mu je 23Na. Natrijum je mekan, srebrno-beo, veoma reaktivan metal.

Otkri/o ga je engleski hemičar ser Hamfri Dejvi (engl. Sir Humphry Davy) 1807.

elektrolizom masne sode (NaOH). Elementarni natrijum ne postoji na Zemlji zato što na

vazduhu lako oksidira, a i burno reaguje sa vodom, tako da se mora čuvati u ne-oksidujućim

sredinama tečni ugljovodonici).

Jon natrijuma je rastvorljiv u vodi, te je prisutan u okeanima i svim delovima

stagnirajuće vode uglavnom u obliku NaCl (kuhinjska so) Natrijum je element suštinske

važnosti za životinje, ljude i neke vrste biljaka, a katjoni natrijuma spadaju među najvažnije

unutarćelijske katjone, i neophodni su za održanje ćelijske membrane. Katjoni Na+ deluje u

suprotnosti sa katjonima kalijuma K+ da bi izgradili elektrostatički naboj na ćelijskim

membranama i na taj način preneli nervne impulse. Katjoni Na+ pripadaju V grupi katjona i

boje plamen u intenzivno žutu boju.

Natrijum je reaktivniji od litijuma, ali je manje reaktivan od kalijuma. Mali komad

natrijuma će sa vodom reagovati burno: zapaliće se i brzo će se kretati po površini vode, a

veliki komad će eksplodirati.

Najvažnija jedinjenja natrijuma su: natrijum-hlorid (NaCl), natrijum-nitrat (čilska šalitra),

natrijum-karbonat, natrijum-bikarbonat, ...

-6-

2.5 Kalijum

Kalijum (K, lat. kalium) je metal IA grupe. Najbitniji minerali kalijuma su silvin,

silvinit, karnalit, kainit, langbeinit i razni aluminosilikati. Važna jedinjenja kalijuma su

kalijum oksid, kalijum peroksid, kalijumsuperoksid, kalijum hidroksid (koji je veoma jaka

baza), kao i mnoge soli. Skoro sve soli kalijuma dobro rastvorljive u vodi. Važno jedinjenje

za hemiju je takođe kalijum permanganat. Katjoni kalijuma su glavnim katjonima unutar

ćelije i neophodni su za funkcionisanje ćelijske membrane. Katjoni K+ pripadaju V grupi

katjona.

2.6 Rubidijum

Rubidijum (Rb, lat. rubidium) je alkalni metal IA grupe. Ima 30 izotopa čije se

atomske mase nalaze između 75-98. Postojan je samo jedan - 85. U prirodi se javlja i njegov

izotop 87. Zastupljen je u zemljinoj kori u količini od 90 ppm (engl. parts per million), u

obliku minerala lepidolita (KLi2Al(OH, F)2Si4O10) i karmalita.

Otkrili su ga Robert Bunzen i Gustav Robert Kirhof u Hajdelbergu, u Nemačkoj 1861.

godine.

Poznati su njegovi oksidi, soli neorganskih kiselina i nekoliko organometalnih kompleksa.

Nijedno od tih jedinjenja nema praktičnu primenu.

U čistom obliku rubidijum je metal srebrnosive boje. Ima slične hemijske osobine kao i

kalijum, samo je još reaktivniji od njega. Na vazduhu se sam od sebe pali, a sa vodom reaguje

eksplozivno.

-7-

2.7 Cezijum

Cezijum (Cs, lat. caesium) - alkalni metal IA grupe. Ime potiče od latinske reči plavičasto.

Mineral cezijuma je polucit (CsAlSi2O6). Zastupljen je u zemljinoj kori u količini od 3 ppm

(eng. parts per million). Gori plavo-ljubičastim plamenom

2.8 Francijum

Francijum (fr, lat. francium) - alkalni metal IA grupe. Ime je dobio po Francuskoj. Francijum

je najreaktivniji radioaktivan element. Otkriven je 1939. godine u Francuskoj od strane

Marguerite Perey. Francijum rastvara vodu, reaguje uglavnom sa kiselinama.

2.9 Jedinjenja alkalnih metala

NaCl - natrijum-hlorid -Nalazi se u obliku prozirnih kristala. kristali su u obliku

kocke o koordinacioni broj NaCl je 6/6, što znači da je 1Na+ jon povezan sa 6Cl- jona a i

obratno. U prirodi je rasprostranjen u obliku kamene soli i dobija se običnim rudarskim

kopanjem. Ulazi u sastav morske vode (2,7%), odakle se dobija isparavanjem vode. NaCl u

obliku kamene soli je češći nego u obliku morske soli. NaCl se upotrebljava kao začin u

prehrani. Upotrebljava se proizvodnji NaCl, NaOH, Na2CO3, Na2SO4...

-8-

Kuhinjska so hemijski - natrijum hlorid (molekulska formula NaCl) je jedno od

najrasprostranjenijih hemijskih jedinjenja u prirodi. Čovek često koristi kuhinjsku so u svojoj

ishrani kao začin ili kao sredstvo koje utiče na kvalitet i brzinu pripremanja hrane.

Natrijum hlorid je bela kristalna supstancija, veoma dobro rastvorljiva u vodi, ipak sa

malom maksimalnom koncentracijom. Natrijum hlorid spada u red najznačajnijih jedinjenja u

hemijskoj industriji i izvor je slanosti morske vode.

Molekul natrijum hlorida se sastoji od jednog atoma natrijuma i jednog atoma hlora.

Molekulska masa kuhinjske soli je 58.4 u. Temperatura topljenja natrijum hlorida iznosi 801

°C, a temperatura ključanja 1465 °C.

Biološki značaj NaCl - Kuhinjska so je glavni izvor jona Na+ i Cl- za ljude i životinje. Joni

Na+ imaju ključnu ulogu u mnogim fiziološkim procesima od održanja stalnog krvnog

pritiska do održanja delatnosti nervnog sistema. Zato je unošenje kuhinjske soli neophodno

za život.

Dnevne potrebe za njom iznose oko 50 mg ali u današnjim uslovima unosi nekoliko

puta više. Optimalna količina od 50 mg soli nalazi se u jednoj vekni običnog belog hleba.

Pretpostavlja se da prekomerna upotreba soli može da izazove pojavu nekih oboljenja

Slika br. 1: NaCl – natrijum hlorid

-9-

Natrijum-karbonat (soda) je poznat pod komercijalnim nazivom soda i posle

natrijum-hlorida predstavlja najznačajniju so natrijuma. Spada u red onih materija koje su

poznate iz davnina. Do 19. veka proizvodila se skupa soda sa 3-30% Na2C03 iz luga koji se

dobija iz žarenog pepela određenih biljaka. Masovna proizvodnja sode počela je krajem 18. i

početkom 19. veka Le Blanovim postupkom (Le Blanc). U drugoj polovini 19. veka startuje

proizvodnja Solvejevim postupkom (E. Solvav), koji je u odnosu na Le Blanov tehnički i

ekonomski savršeniji tako da je poslednja fabrika po Le Blanovom postupku prestala sa

radom 1923. god. Soda koja se proizvodi Solvejevim postupkom naziva se često amonijačna

soda.

Najznačajnije trgovačke vrste kalcinisanje sode (bezvodnog natrijum-karbonata) su

„laka soda” i „teška soda” koje se međusobno razlikuju po raspodeli veličina čestica a time i

po nasipnoj zapreminskoj masi. U hemijskom pogledu se ne razlikuju među sobom i kao

tehnički proizvodi imaju visoku čistoću i garantovan kvalitet sa najmanje 98% Na2C03. Laka

soda ima nasipnu zapreminsku masu od 0,5-0,6 kg/l, a teška soda od 1,05-1,15 kg/l. U

industriji se više koristi teška soda pošto se manje praši i rasipa od lake. Teška soda se

proizvodi iz lake sode, koja direktno nastaje u procesu proizvodnje, na taj način što se vreloj

sodi iz procesa kalcinacije dodaje toliko vode da nastaje Na2C03•H20,koji se potom

podvrgava dehidrataciji.

Pored navedenih trgovačkih vrsta proizvode se i specijalne vrste: teška zrnasta soda,

granulisana soda, briketirana soda. Jedan od proizvoda koji ima danas manji značaj je i

„kristalna soda” tj. dekahidrat Na2C03 • 10H2O koji kristališe iz vrelih zasićenih rastvora.

Soda je materija koja se proizvodi u velikim količinama i koristi u nizu grana

hemijske industrije. Upotrebljava se najčešće kao sredstvo za neutralizaciju i podešavanje pH

vrednosti rastvora u procesu, zbog svoje alkalne reakcije, i kao topitelj. Koristi se za izradu

niza hemikalija kao što su kriolit, perborat, fosfat, silikat i drugi, za sredstva za pranje i

sapune, zatim u industriji celuloze, papira, tekstila, stakla, keramike, hrane, neorganskih

pigmenata, aluminijuma, za omekšavanje vode, itd.

-10-

Slika br. 2: natrijum karbonat

Osobine kalcinisane sode - Kalcinisana soda, i to naročito laka soda, vrlo je

higroskopna materija i zato joj kod transportovanja i lagerovanja, već zavisno od vremenskih

uslova i načina držanja, rastu vlažnost i sadržaj ugljene kiseline, što na površini dovodi do

prelaza natrijum-karbonata u natrijum-hidrogenkarbonat. Ovaj prelaz može pod nepovoljnim

uslovima da dovede do porasta mase od 17%, pa se zato preporučuje da se soda lageruje u

suvim zatvorenim prostorijama.

Kristalna soda ima težnju da se spraši ili topi, što zavisi od temperature i vlažnosti vazduha.

Zagrevanjem na temperaturu 32—33°C, ili iznad, topi se.

Kalijum nitrat - poznat i kao šalitra je so čija je molekulska formula KNO3. Rastvara

se u vodi (na temperaturi 20°C - 31,6 g/100 cm³; na temperaturi 100°C - 246 g/100

Kalijum nitrat se javlja u prirodi u malim količinama u obliku minerala nitrokalita u

krajevima sa suvom i toplom klimom između ostalog u Kini i Indiji. Iz ovih država je

donošen u Evropu, zbog čega je i dobio ime „indijska šalitra“. Sada se uglavnom dobija

reakcijom natrijum nitrata i kalijum hlorida:

Kalijum nitrat je bezbojna ili bela kristalna supstancija. Njena temperatura topljenja

iznosi 334°C. Pri zagrevanju do 400°C razlaže se na kalijum nitrit i kiseonik.

-11-

Kalijum nitrat je oksidans, koji se od davnina koristi za pravljenje baruta. Takođe se u

pirotehnici koristi i mešavina KNO3 sa šećerom u razmeri 1:1 za pravljenje dima. Do početka

XX veka koristio se za dobijanje azotne kiseline. Sada se uglavnom koristi za proizvodnju

kalijum nitrita, kao đubrivo (sadrži 13% azota i 45% kalijum oksida), i za konzervisanje

hrane (E252).

Slika br. 3: kalijum nitrat- šalitra

-12-

3. Zaključak

U alkalne metale se ubrajaju sledeći elementi: Li(litijum), Na(natrijum), K(kalijum),

Rb(rubidijum), Cs(cezijum), i Fr(francijum).

Ovi elementi se nazivaju alkalni metali po tome sto sa vodom reaguju i daju rastvore jakih

baza, poznate kao alkalije.

Svi elementi koji pripadaju istoj grupi, imaju isti broj elektrona na poslednjem energetskom

nivou, pa alkalni metali s obzirom da pripadaju Ia grupi PSE, imaju jedan (valentni) elektron

na poslednjem energetskom nivou. Iz toga proizilazi zajednička elektronska konfiguracija

elemenata Ia grupe: ns1 , gde n predstavlja energetske nivoe u kojima se nalazi elektron,

odnosno periode, pa je n=2-7 . Oksidacioni broj ovih elemenata u jedinjenjima je +1, jer

jednovalentni katjon nastaje otpustanjem valentnog elektrona sa poslednjeg energetskog

nivoa.

-13-

4. Literatura

Organska hemija II, M. V. Piletić, B. Lj. Milić i S. M. Đilas, Novi Sad, 1993.

Wikipedia , http://sr.wikipedia.org/sr/elementi 1. grupe, pristupljeno 4.12.2013. godine