Blok s - Wprowadzenie

Blok s tworzą pierwiastki chemiczne z pierwszej i drugiej grupy układu okresowego oraz hel. Wyróżniają się podobną konfiguracją elektronową powłoki walencyjnej - ns¹ dla litowców i ns² dla berylowców i helu.

Wodór i hel różnią się od pozostałych pierwiastków tego bloku, gdyż są niemetalami występującymi w postaci gazów. Natomiast litowce i berylowce to metale o srebrzystobiałej barwie, łatwo topliwe i o małej gęstości, stąd nazywa się je metalami lekkimi.

Ciekawostka: Litowce i berylowce podczas ogrzewania wyparowują w płomieniu palnika, a ich pary barwią płomień na charakterystyczny kolor. Dzięki temu można je łatwo identyfikować!

Wraz ze wzrostem liczby atomowej w bloku s zmniejsza się elektroujemność pierwiastków, a zwiększa się ich charakter metaliczny i aktywność chemiczna. Najniższą elektroujemność wśród wszystkich pierwiastków chemicznych (0,7 w skali Paulinga) mają cez i frans.

Wodór (H₂)

Wodór to najprostszy pierwiastek chemiczny, który może występować na stopniach utlenienia -I, 0 oraz I. W stanie wolnym tworzy dwuatomowe cząsteczki H₂.

Właściwości fizyczne wodoru:

• Jest bezbarwnym gazem
• Ma najmniejszą gęstość spośród wszystkich pierwiastków $d = 0,09 g/dm³$
• Bardzo słabo rozpuszcza się w wodzie
• Jest niezwykle lekki

Wodór to pierwiastek bardzo aktywny chemicznie. Z tlenem tworzy mieszaninę wybuchową (mieszanina piorunująca), która wybucha pod wpływem iskry: 2H₂ + O₂ → 2H₂O

Wodór reaguje z wieloma pierwiastkami tworząc ważne związki:

• Z siarką tworzy siarkowodór (H₂S)
• Z chlorem tworzy chlorowodór (HCl)
• Z azotem tworzy amoniak (NH₃)

Uwaga! Wodór jest łatwopalny i z tlenem tworzy mieszaninę wybuchową, dlatego należy zachować szczególną ostrożność podczas pracy z tym pierwiastkiem.

Otrzymywanie i zastosowanie wodoru

W laboratorium wodór można otrzymać na kilka sposobów:

• W reakcji aktywnych metali z kwasami: Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑
• W reakcji metali 1 i 2 grupy układu okresowego z wodą: 2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑
• W reakcji wodorków metali 1 i 2 grupy z wodą: CaH₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + 2H₂↑

W przemyśle wodór otrzymuje się głównie z:

• Gazu ziemnego (metanu)
• Wody
• Ropy naftowej

Najpopularniejsze metody przemysłowe to:

• Zgazowywanie węgla (działanie parą wodną na rozżarzony węgiel)
• Konwersja metanu (działanie parą wodną na metan)
• Elektroliza wody lub solanki

Zastosowania wodoru są różnorodne:

• Jako składnik paliwa rakietowego
• Do napędu nowoczesnych pojazdów
• Jako surowiec w syntezie amoniaku i chlorowodoru
• Do uwodornienia tłuszczów w produkcji margaryny
• W palnikach tlenowo-wodorowych do wytwarzania wysokich temperatur

Ciekawostka: Wodór jest uznawany za paliwo przyszłości, ponieważ jego spalanie prowadzi tylko do powstania wody, a nie zanieczyszczeń!

Doświadczenie: Otrzymywanie wodoru

Wodór można łatwo otrzymać w laboratorium w reakcji cynku z kwasem chlorowodorowym. To ważne doświadczenie pokazuje właściwości tego pierwiastka.

Przebieg doświadczenia:

1. Do probówki wsypujemy granulki cynku
2. Dodajemy rozcieńczony roztwór kwasu chlorowodorowego
3. Obserwujemy wydzielanie się bezbarwnego gazu
4. Zbieramy wydzielający się gaz w probówce wypełnionej wodą
5. Badamy palność zebranego gazu

Obserwacje: W probówce wydziela się bezbarwny gaz, który praktycznie nie rozpuszcza się w wodzie. Po zbliżeniu zapalonego łuczywa do wylotu probówki z gazem słychać charakterystyczny dźwięk wybuchowego spalania.

Wnioski: Cynk reaguje z kwasem chlorowodorowym, w wyniku czego powstaje wodór, który jest gazem palnym. Gęstość wodoru jest mniejsza od gęstości powietrza, dlatego gaz ulatnia się z probówki trzymanej dnem do dołu.

Równania reakcji: Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑

Wskazówka dla ucznia: Kiedy próbujesz wykazać obecność wodoru, zawsze pamiętaj o charakterystycznym "szczekającym" dźwięku, który powstaje podczas jego spalania!

Hel (He)

Hel to wyjątkowy pierwiastek chemiczny należący do gazów szlachetnych. Jego cząsteczki są jednoatomowe ze względu na całkowite zapełnienie powłoki elektronowej (1s²).

Budowa atomu helu:

• Protony: 2
• Neutrony: 2
• Elektrony: 2 (powłoka elektronowa jest wypełniona dubletem)
• Konfiguracja elektronowa: 1s²
• Promień atomowy: 140 pm

Hel powstaje w wyniku przemiany promieniotwórczej α. Oddziaływania cząsteczek α emitowanych przez ciężkie pierwiastki promieniotwórcze z elektronami z otoczenia prowadzą do powstania atomów helu.

Właściwości fizyczne:

• Jest gazem bezbarwnym
• Jest lotliwy (lżejszy od powietrza) - najlżejszy gaz po wodorze
• Ma najniższą temperaturę topnienia i wrzenia ze wszystkich pierwiastków

Ciekawostka: Hel jest jedynym pierwiastkiem, którego nie udało się zestalić w warunkach ciśnienia atmosferycznego, nawet w temperaturze bliskiej zera bezwzględnego!

Właściwości i zastosowania helu

Właściwości chemiczne helu wynikają z jego struktury elektronowej:

• Jest niemetalem
• Jest bezwonny
• Słabo rozpuszcza się w wodzie
• Występuje w postaci pojedynczych atomów (ma zapełniony orbital 1s)
• Jest bierny chemicznie - nie tworzy praktycznie żadnych trwałych połączeń chemicznych
• Emituje fioletowe światło w silnym polu elektrycznym

Bierność chemiczna helu wynika z wysokich wartości energii jonizacji oraz z faktu, że ma zapełniony orbital 1s.

Zastosowania helu są różnorodne i wynikają głównie z jego właściwości fizycznych:

• W mieszaninie z tlenem do leczenia astmy
• Do wytwarzania niskich temperatur (w postaci ciekłej)
• Do chłodzenia nadprzewodników
• Do napełniania balonów i sond meteorologicznych
• Jako składnik mieszanki do oddychania przy głębokim nurkowaniu (dzięki niskiej rozpuszczalności w wodzie)

Otrzymywanie helu na skalę przemysłową odbywa się głównie poprzez:

1. Destylację gazu ziemnego - hel otrzymuje się ze skroplonego gazu ziemnego
2. Destylację frakcyjną ze skroplonego powietrza

Uwaga dla ucznia: Pamiętaj, że niski głos po wdychaniu helu to mit! W rzeczywistości hel powoduje, że głos staje się wysoki i piskliwy.

Destylacja frakcyjna

Destylacja frakcyjna to ważny proces wykorzystywany do otrzymywania helu i innych pierwiastków. Jest to technika separacji substancji wykorzystująca różnice w temperaturach wrzenia składników mieszaniny.

Jak działa destylacja frakcyjna:

• Mieszanina jest podgrzewana
• Składniki zaczynają odparowywać w zależności od swoich temperatur wrzenia
• Pary składników o niższej temperaturze wrzenia skraplają się wcześniej
• Substancje są zbierane w różnych frakcjach

W przypadku helu, kiedy inne składniki powietrza w wyniku skroplenia stają się cieczami, hel pozostaje gazem ze względu na jego ekstremalnie niską temperaturę wrzenia.

Zastosowanie destylacji frakcyjnej:

• W przemyśle petrochemicznym do rozdzielania ropy naftowej na frakcje
• W przemyśle farmaceutycznym do produkcji leków
• W przemyśle spożywczym do produkcji alkoholi
• W laboratoriach do oczyszczania substancji chemicznych

Definicja: Destylacja to proces chemiczny polegający na rozdzieleniu mieszaniny ciekłych związków chemicznych poprzez odparowywanie, a następnie skroplenie składników mieszaniny.

Litowce

Litowce to pierwiastki 1 grupy układu okresowego, które ze względu na swoją wysoką reaktywność muszą być przechowywane w nafcie lub oleju parafinowym. W przyrodzie występują wyłącznie w postaci związków chemicznych (np. chlorków).

Właściwości litowców:

• Mają jeden elektron walencyjny (ns¹)
• W związkach chemicznych występują na I stopniu utlenienia
• Mają niską elektroujemność
• Mają niskie wartości energii jonizacji
• Łatwo tworzą jednododatnie kationy (np. Na⁺, K⁺)
• Są silnymi reduktorami (zawsze są elektrodonorami)

Wraz ze zwiększaniem się liczby atomowej wzrasta aktywność chemiczna litowców, ponieważ elektron walencyjny jest bardziej oddalony od jądra atomowego i łatwiej ulega oddzieleniu.

Cechy fizyczne litowców:

• Są miękkie (można je przekroić nożem)
• Mają małą gęstość (należą do metali lekkich)
• Mają srebrzystobiałą barwę
• Charakteryzują się niskimi temperaturami topnienia i wrzenia
• Na powietrzu reagują z tlenem i matowieją (tracą metaliczny połysk)

Pamiętaj! Aktywność chemiczna litowców wzrasta w miarę przesuwania się w dół grupy układu okresowego: Li < Na < K < Rb < Cs < Fr.

Reakcje litowców

Litowce są niezwykle reaktywnymi metalami, co wykazują w różnorodnych reakcjach chemicznych:

1. Reakcje z tlenem:

• Lit tworzy tlenki: 4Li + O₂ → 2Li₂O
• Sód tworzy nadtlenki: 2Na + O₂ → Na₂O₂
• Inne litowce tworzą ponadtlenki: K + O₂ → KO₂

2. Reakcje z innymi niemetalami:

• Z siarką tworzą siarczki: 2Na + S → Na₂S
• Z wodorem tworzą wodorki: 2Na + H₂ → 2NaH
• Z azotem tworzą azotki: 6Na + N₂ → 2Na₃N
• Z fluorowcami tworzą halogenki: 2Na + Cl₂ → 2NaCl

3. Reakcja z wodą: Litowce gwałtownie reagują z wodą, wypierając z niej wodór: 2Me + 2H₂O → 2MeOH + H₂↑

Tlenki litowców mają charakter zasadowy i w reakcji z wodą tworzą silne zasady: K₂O + H₂O → 2KOH

Uwaga! Reakcje litowców z wodą są silnie egzotermiczne. Im cięższy litowiec, tym reakcja przebiega bardziej gwałtownie - cez może zapalić się samorzutnie w kontakcie z powietrzem i reagować wybuchowo z wodą!

Sód (Na)

Sód to jeden z najważniejszych litowców, który znajduje szerokie zastosowanie w przemyśle i życiu codziennym.

Budowa atomu sodu:

• Protony: 11
• Neutrony: 12
• Elektrony: 11
• Rozmieszczenie elektronów: K² L⁸ M¹
• Elektroujemność wg Paulinga: 0,9
• Promień atomowy: 186 pm
• Stopień utlenienia: I
• Konfiguracja elektronowa: $Ne$ 3s¹

Właściwości fizyczne:

• Jest substancją stałą o srebrzystobiałej barwie
• Ma metaliczny połysk, który znika gdy powierzchnia zostaje utleniona
• Jest miękki - można go kroić nożem
• Ma gęstość mniejszą od gęstości wody
• Wykazuje wysokie przewodnictwo elektryczne i cieplne

Otrzymywanie sodu odbywa się głównie poprzez:

• Elektrolizę mieszaniny stopionych soli NaCl i CaCl₂ w temperaturze 580°C
• Reakcję prażenia węglanu sodu z węglem
• Elektrolizę wodnego roztworu chlorku sodu

Ciekawostka: Kationy Na⁺ nadają płomieniowi charakterystyczną intensywnie żółtą barwę, co wykorzystuje się w lampach sodowych oświetlających ulice.