Hidrurile metalelor rareHidrurile saline sau ionice

Hidrurile anionice sau complexe a metalelor alcaline si alcalino-

pamintoase

Metalele alcaline

Acesta subgrupa din sistemul periodic este format din elementele: Li,Na,K,Rb,Cs,Fr.

Elementele din grupa IA sint elemente tipiceactive. Hidroxizii lor sint baze tari, solubile in apa

– baze alcaline. Litiu se intilneste mai rar iar rubidiul si cesiul

sunt elemente rare, franciu este produsl dizintegrarii radioactive a actiniului si este raspindit in natura in cantitatii neinsemnate.

Metalele alcaline sunt cele mai usoare si cele mai moi metale. Au temperatura de topire si de fierbere joasa. Ele cristalizeaza in reteaua cubica centrata intern de la Li spre Cs odata cu cresterea razei atomice, legatura metalica slabeste si deaceia se micsoreaza duritatea temperaturii de topire si de fierbiere.

Litiul - singur metal alcalin care reactioneaza cu O2 formeaza Li2O – care se obtine prin mai multe metode.1) Metoda directa:

4Li + O2 -------> 2Li2O

2) Descompunerea carborantilor: t

0

Li2Co3 ---------> Li2O + CO2

Li reactioneaza si aminele dind solutii cu proprietatii asemanatoare cu cele ale metalelor alcaline in amoniac lichid.

Li(s) + CH3 . NH2 (1) ---------->LiNHCH3 (S) + 1/2H2

Aceste solutii au putere reducatoare puternica si sint utilizate in chimia preparativa

organica si anorganica.

Carbonatul de litiu se descompune la incalzire in curent de hidrogen la 8000C

Li2CO3 = Li2O + CO2

Hidruri ionice (saline)

Hidrurile ionice (saline) sunt combinaţii care conţin ionul hidrură H:-

alături de cationul metalului respectiv şi sunt formate de metalele alcaline şi alcalino–pământoase, prin reacţie directă cu hidrogenul, la temperatură de 350–4000C. Reactioneaza cu apa:

LiH + HOH LiOH + H–H Hidrurile ionice au caracter reducător.

• Litiul este un element chimic având simbolul chimic Li și numărul atomic 3. • Este un metal alcalin ușor având o uloare alb-argintie.

• In condiții normale este cel mai ușor metal și cel mai puțin dens solid. • La fel ca toate metalele alcaline, litiul este foarte reactiv, se corodează rapid în aer umed

pierzându-și luciul și înnegrindu-se. • Din acest motiv este păstrat sub un strat de ulei.

Litiul este al 33-lea element ca abundență pe Pământ dar datorită mari lui reactivități îl gasim doar sub formă de compuși.

• Litiul se găsește în zăcăminte pegmatitice, dar se poate obține de asemenea din apa de mare și argilă; la scara industrială, litiul este izolat electrolitic dintr-o mixtura de clorura de litiu și clorura

de potasiu. • Cantități mici de litiu se găsesc in apa oceanelor și în unele organisme vii cu toate ca s-a

constatat că nu îndeplinește nici o necesitate biologica pentru organismul uman. Totuși, efectul neurologic al ionilor de litiu Li+, face ca unele săruri de litiu să fie folosite ca medicamente

pentru îmbunătățirea stării de spirit. • Litiul și compușii săi au și alte câteva aplicații industriale, incluzând sticlă si ceramică

termorezistentă, aliaje de mare rezistență și cu greutate redusă folosite în aeronautică și nu în ultimul rând bateriile alcaline cu litiu.

DescoperireLitiul a fost descoperit in anul 1817 de catre Johan August Arfvedson la

Stockholm, Suedia. Metalul in sine a fost izolat in 1821 de catre William T. Brande. Primele minerale de litiu descoperite au fost petalitul si spodumenul; acestea

au fost gasite pe insula suedeza Uto de catre mineralogul Joze Bonifacio de Andrada e Silva, in timpul unui tur facut in Europa in 1790.

Natura ciudata a acestor minerale a fost notificata, acestea fiind dificil de analizat si emiteau o flama rosie intensa la incalzire; culoarea este datorata hidroxidului de litiu. In 1817,

Arfvedson a analizat petalitul si a realizat ca acesta contine un metal necunoscut anterior, numindu-l litiu deoarece provenea dintr-o piatra. Isi anunta descoperirea in anul 1818, identificand litiul ca fiind un nou metal alcalin si o varianta alcalina mai usoara ca sodiul. Va descoperi, ulterior, ca spodumenul si lepidolitul de asemenea contin litiu.

Caracteristici generale • Moale; • Argintiu gri; • Se oxidează repede; • Puțin toxic; • Arde repede; • Căldură specifică înaltă.• Litiul se găsește foarte puțin răspândit în natură. În cantități mici

însoțește potasiul și sodiul în unele roci, cum sunt spodumenul, un silicat de litiu și aluminiu, LiAl[SiO3]2, lepidolitul, zinnwalditul, etc. Cantități mici de compuși de litiu se găsesc în unele ape minerale, în diferite plante (ca de exemplu, tutun, sfeclă de zahăr, trestie de zahăr), etc.

• Litiul se obține, de obicei, prin electroliza clorurii de litiu topite.• Este un metal moale; are cea mai mică densitate dintre metale.

Combinații

• Litiul descompune apa; în aer se aprinde formând oxidul de litiu, Li2O. Încălzit în atmosferă de hidrogen formează hidrura de litiu, LiH, care este cea mai stabilă dintre hidrurile metalelor alcaline.

• Litiul este singurul metal alcalin care se combină direct cu azotul la rece, formând nitrura, Li3N; de asemenea, se combină direct la cald cu halogenii formând halogenuri, LiX, cu sulf, formând sulfura, Li2S, cu carbonul, formând carbura, Li2C2, cu siliciul, formând siliciura, Li6Si2, etc.

Întrebuințări

• Litiul este folosit pentru aliaje de lagăre (împreună cu sodiul și calciul). De asemenea, se folosește ca dezoxidant, desulfurizant și degazant pentru cupru. Litiul se mai întrebuințează pentru pentru prepararea tritiului, 3H.

Rubidiu

Rubidiu insoteste potasiu uneori in sare gema. In carnalita se gaseste 0,02% iar in lipidolita ajunge pina la 3-5% Rb2O.

Rb se poate prepara prin reducerea hiroxizilor sau sarurilor lor cu Mg sau Zn la incalzire.

2RbOH + Mg -----------> 2Rb + MgO + H2O

Proprietățile rubidiului metalic

În oxigen rubidiul arde formînd superperoxid:4Rb + O2 = 2Rb2OLa temperaturi obișnuite sau

la o mică încălzire rubidiul reacționează cu azotul, siliciul, sulful, halogenii și alte nemetale:

6Rb + N2 = 2Rb3N2Rb + H2 = 2RbH2Rb + Cl2 = 2RbCl (se autoinflamează)

Rubidiul reacționează intens cu acizii minerali: 2Rb + 2HBr = 2RbBr + H2Intens reacționează

cu apa. Hidrogenul, care se degajă se autoinflamează:

2Rb + 2H2O = 2RbOH + H2Rubidiul se dizolvă în amoniac lichid:

2Rb + NH3 = Rb2NH + H2

Oxidul de rubidiu

Oxidul de rubidiu este un oxid bazic. El poate fi primit pe cale indirectă:

RbO2 + 3Rb = 2Rb2O El reacționează intens cu acizii, oxizii acizi și

amfoteri: Rb2O + H2O = 2RbOHRb2O + H2SO4 = Rb2SO4

+ H2O

Hidroxidul de rubidiu

Hidroxidul de rubidiu este o bază puternică, bine solubilă în apă. El reacționează cu oxizii acizi și amfoteri, acizii, sărurile metalelor grele și de amoniu, cu unele nemetale și a.

6RbOH + 3Br2 = 5RbBr + RbBrO3 + 3H2O (RbOH fierbinte) 2RbOH + CO2 = Rb2CO3 + H2O 3RbOH + Cr(OH)3= Rb3[Cr(OH)6] 2RbOH + ZnO = Rb2ZnO2 + H2O (la topire) 2RbOH + (NH4)2CO3 = Rb2CO3 + 2NH3 + 2H2O 3RbOH + FeCl3 = Fe(OH)3 + 3RbCl

Sărurile de rubidiu

Sărurile de rubidiu sunt substanțe stabile, ionice, bine solubile în apă. În soluțiile apoase ele disociază complet. Ionul de rubidiu nu hidrolizează. Cu toate acestea, unii compuși ai rubidiului totuși hidrolizează în apă. Acestea sînt sărurile acizilor slabi, hidrura de rubidiu, superperoxidul de rubidiu, nitrura, fosfura și a.:

RbH + H2O = RbOH + H2 Rb3N + 3H2O = 3RbOH + NH3 2RbO2 + 2H2O = 2RbOH + H2O2 + O2 Ionul de rubidiu nu formează anioni complecși.

Rb este format din cite 2 izotopi. Sulfatii Rb-ului pot forma saruri duble cu sulfatii

metalelelor bivalente care se numesc semite:• CuSO4 . Rb2SO4. 6H2O

• CoSO4 . Rb2SO4 . 6H6O

• NiSo4 . Rb2So4 . 6H2O

Ceziu

Cesiul a fost descoperit de către doi chimiști germani, Robert Bunsen și Gustav Kirchhoff în anul 1860 cu ajutorul liniei sale spectroscopice. Prima utilizare pe scară redusă a elementului a fost cea de "reducător" în tuburi cu vid și în celule fotoelectrice. În 1967, perioada specifică de tranziție între cele două niveluri hiperfine ale stării fundamentale ale izotopului cesiu-133 a fost ales de către Sistemul internațional de unități la baza definirii etalonului pentru secunda. Încă de atunci, cesiul a fost utilizat, pe scară largă, ca oscilator cuantic pentru ceasuri atomice.

Din anii 1990, cea mai însemnată utilizare a elementului este aceea de substanță de umplutură pentru lichidele de forat folosite pentru a atenua găurirea din timpul forării. Cesiul mai are o gamă largă de aplicații în producerea electricității, în aparate electronice și în chimie. Radioizotopul cesiu-137 are un timp de înjumătățire de aproximativ 30 de ani și este folosit în medicină, măsurători și hidrologie. Deși elementul nu este foarte toxic, este periculos și exploziv, iar izotopii săi prezintă un risc ridicat în caz de scurgere radioactivă.

Cesiul este un element chimic din grupa metalelor alcaline cu simbolul Cs și cu numărul atomic 55. Cesiul este un metal alcalin și are proprietăți fizico-chimice asemănătoare cu cele ale rubidiului și alepotasiului. Metalul este foarte reactiv și piroforic, reacționând cu apa la o temperatură de cel puțin −116 °C. Este elementul cu cea mai micăelectronegativitate având un izotop stabil (Cesiu-133). Metalul este extras din polucit, în timp ce radioizotopii (în special cesiu-137) sunt extrase din produșii de fisiune în reactoare nucleare.

Proprietati fizice

Ceziuleste un metalul este moale, de culoare argintie-aurie, cu un punct de topire de

28 °C ,aceasta făcându-l unul dintre singurele cinci metale care se pot afla în stare lichidă sau într-o stare de trecere dintre starea lichidă și cea solidă la temperatura camerei. Metalul are și cel mai redus punct de fierbere, după mercurul, dintre metalele, de 641 °C. Compușii săi au culoarea albastră în timpul arderii într-o flacără deschisă.

Proprietati chimice

Ceziul metalic este foarte reactiv și foarte piroforic. Se aprinde în mod spontan în aer și reacționează cu

apa la temperaturi reduse, în urma reacției având loc explozii relativ periculoase. Caracteristicile chimice ale cesiului sunt similare cu cele ale metalelor alcaline, dar mai degrabă, acestea se asemănă cu cele ale rubidiului, elementul chimic situat deasupra cesiului în tabelul periodic al elementelor. Însă, pot apărea mici diferențe între proprietățile chimice datorită masei atomice și a electropozitivității foarte mari.Ceziul este cel mai electropozitiv element cu izotopi stabili. Ionii de cesiu sunt, de asemenea, grei și mai puțin duri decât al ionilor de metale alcaline.

Compuși

Cea mai mare parte a compușilor cesiului conțin cationul Cs+ ce se poate combina prin legături ionice cu un mare număr de anioni. Fosfatul, acetatul, carbonatul, compușii halogenici, oxidul, azotatul și sulfatul de cesiu sunt solubili înapă. Sărurile duble sunt adesea greu solubile.

Hidroxidul de cesiu (CsOH) este o bază foarte puternică și higroscopică. Compusul poate fi folosit la decaparea semiconductoarelor. Hidroxidul de cesiu a fost considerat de chimiști ca „cea mai puternică bază”, fapt datorat atracției slabe dintre ionul Cs+ foarte greu și OH– mai ușor. CsOH este într-adevăr cea mai puternică bază Arrhenius, însă un număr de compuși care nu există în soluții apoase, precum amida de sodiu (NaNH2) și n-butil-litiul (C4H9Li), sunt baze și mai puternice.

Compuși complecși

Ca toți cationii metalelor, ionul Cs+ formează compuși complecși în soluțiile bazelor Lewis. Adesea, din cauza greutății sale, Cs+ adoptă numere de coordinare mai mari ca șase, acestea fiind tipice pentru cationii metalelor alcaline ușoare. Această tendință este deja evidențiată în clorura de cesiu (CsCl), unde numărul de coordinare este opt. Moliciunea și numărul de coordinare mare al ionului Cs+ sunt motive principale pentru separarea sa de alți cationi, putând fi folosit la separarea deșeurilor nucleare, unde 137Cs+ este separat de K+ ce nu este radioactiv.

Compuși halogenați

Clorura de cesiu (CsCl) cristalizează în sistemul cristalin cubic. Cunoscut și sub denumirea de „structura clorurii de cesiu”,acest model structural este compus dintr-o rețea cubică cu doi atomi la bază și cu numărul de coordinare opt; atomii de clor sunt dispuși deasupra rețelei, la marginea cubului, în timp ce atomii de cesiu stau dispuși în zona centrală a cristalului.

OxiziMai des decât celelalte metale alcaline, cesiul poate forma numeroși

compuși binari cu oxigenul. De exemplu, când cesiul arde în aer, se formează superoxidul CsO2. Oxidul de cesiu „normal” (Cs2O), la care starea de oxidare este cea obișnuită pentru metalele alcaline), formează cristale hexagonale de culoare galben-portocalie. Oxidul se vaporizează la 250 °C iar la temperaturi mai mari de 400 °C se descompune în cesiu metalic și peroxid de cesi (Cs2O2). În afară de superoxidul și trioxidul de cesiu (CsO3), au fost studiați și alți suboxizi viu culorați. Printre aceștia se numără Cs7O, Cs4O, Cs11O3 și Cs3O (negru-verzui ), CsO, Cs3O2,precum și Cs7O2. Cel din urmă poate fi încălzit sub vid pentru a genera Cs2O. Sunt cunoscuți, de asemenea, și compuși ai cesiului cu sulful, seleniul și telurul, dar sunt foarte puțin studiați și nu există date referitoare la aceștia.

Utilizări

Totodată, cesiul metalic este folosit și la purificarea dioxidului de carbon.[9] Fluorura de cesiu are utilizări în chimia organică , fiind o bază, sau ca sursă anhidră de ioni de fluorură. Adesea, sărurile de cesiu înlocuiesc sărurile de potasiusau sodiu în sinteza organică.

Caracteristica generala grupei a II

Elementele alcalino - pamintoase

Caracterizare generalăGrupa a II-a principală (denumită și grupa 2) cuprinde elementele: Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra, care se mai numesc metale alcalino-pământoase. Ele prezintă configurația ultimului strat electronic ns2.

Exemplu pentru Ba, Z=56: 1s22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p66s2.Beriliul prezintă abateri de la caracterele generale ale grupei; chimia lui este mult

asemănătoare cu a aluminiului. Ra este radioactiv, izotopul are cel mai lung timp de înjumătățire, de 1600 ani.

Stare naturală şi obţinereDatorită reactivității chimice mari se găsesc doar sub formă de combinații; cele mai

răspândite sunt ale calciului și magneziului, beriliul și radiul sunt elemente rare. Radiul s-a găsit în minereurile de uraniu, ca produs de dezintegrare. Combinațiile mai răspândite în natură sunt: carbonați, cloruri sau fluoruri, silicați și sulfați.

Exemple de combinații: beril (Be3Al2Si6O18), magnezit (MgCO3), calcit (CaCO3), dolomit (MgCO3CaCO3), gips (CaSO42H2O), anhidrit (CaSO4), carnalit (MgCl2KCl6H2O), baritina (BaSO4), witerita (BaCO3), celestina (SrSO4), stronțianitul (SrCO3), talcul (Mg3[(OH)2Si4O10]). Metalele alcalino-pământoase se pot obține prin electroliza halogenurilor topite și reducerea metalotermică respectiv silicotermică a oxizilor sau halogenurilor lor.

BeO + Mg Be + MgOtº

Proprietăţi fizice Au culoare albă-argintie în stare neoxidată (Ba este cenușiu deschis). Be și Mg păstrează luciul și la aer pentru că formează un strat protector de oxid. Be cristalizează în rețea hexagonală compactă deformată și are raza atomică

mică. Mg cristalizează în rețea hexagonală regulată, iar Ca, Sr, Ba în rețea cubică. Densitatea scade de la Be la Ca și apoi crește de la Sr la Ra. Be este

mai dur față de celelalte elemente din grupă și are punctul de topire și punctul de fierbere mai ridicate. Conductibilitatea electrică este mai mică la Be și mai mare la Mg și Ca. Sărurile volatile ale Ca colorează flacăra în roșu

cărămiziu, ale Sr și Ra în roșu carmin, iar ale Be în verde.

Proprietăţi chimice

Caracterul electropozitiv al metalelor alcalino-pământoase crește cu numărul atomic Z, de la Be la Ra. Sunt așezate înaintea hidrogenului în seria tensiunilor electrochimice.

3Be + 2NH3 Be3N2 + 3H21000ºC

Combinaţiile elementelor din grupa a II-a

Hidruri - MH2

Saruri cu oxiacizii:

BeCl2 + 2LiH BeH2 + 2LiCl H H H

Be Be Be

H H H

Hidroxizi

Be(OH)2 + 2HCl BeCl2 + 2H2O

Be(OH)2 + 2KOH K2[Be(OH)4]

Ba(OH)2 + CO2 BaCO3 + H2O

- sărurile de beriliu:BeSO44H2O sau

[Be(H2O)4]SO4

BeCO34H2O sau

[Be(H2O)4]CO3

Halogenuri: sunt ionice (cu excepția celor de beriliu, care sunt covalente), incolore. Clorurile, bromurile și iodurile sunt ușor solubile în apă, fluorurile sunt greu solubile (excepție BeF2). Sărurile solubile cristalizează cu apă de cristalizare.

sărurile de bariu:BaCO3 greu solubil în apă, se dizolvă în HCl, HNO3;BaSO4 are o solubilitate foarte mică în apă și acizi; este

folosit pentru dozarea ionului Ba2+ și a ionului SO42-; BaSO4 precipitat se utilizează ca pigment alb pentru

vopselele de ulei.

Commplecsi: Aceste elemente au slabă tendință de a forma complecși; mai mare tendință are Be (care formează și combinații

covalente). Exemplu: K2[Be(OH)4].

Întrebuinţări

Beriliul ultrapur este utilizat pentru reactoarele nucleare, având o bună rezistență termică, mecanică și la coroziune chimică; el nu reține neutronii rezultați din dezintegrarea combustibilului nuclear; este folosit și pentru confecționarea ferestrelor tuburilor de raze X (este penetrant pentru ele). În aliajele cu unele metale cum ar fi Cu, Mg, Ni, Al le conferă acestora proprietăți elastice, duritate (de exemplu aliajul Be-Al este folosit pentru rachete și avioane supersonice). Magneziul și calciul sunt folosite în metalurgia metalelor ușoare ca dezoxidanți și desulfuranți; formează aliaje ușoare, cum este duraluminiul. Stronțiul și bariul sub formă de săruri (azotați) se folosesc în pirotehnie pentru rachete și artificii. Radiul, datorită radiațiilor gama pe care le emite, stă la baza tratamentului de cancer.

Importanţa biologicăCalciul și magneziul sunt elemente biofile cu rol important în biosferă. De

exemplu, magneziul este: substanță nutritivă indispensabilă plantelor; se găsește în clorofilă, fiind

generatorul de complex (ligandul este un ciclu porfirinic);- participă în procesele biochimice, cum sunt: fotosinteza, metabolismul glucidelor, proteinelor și acizilor fosforici din organism; se găsește în sol sub formă de carbonați și sulfați, de unde este luat de plante; este un component de bază al țesutului celular și se găsește în lichidele tisulare; sângele conține 2-3mg Mg /100g sânge; se găsește în mușchi, 23mg/100g țesut (activator în reacțiile de fosforilare din procesul de degradare al zaharurilor);La depășirea concentrațiilor normale a Mg în sânge scade excitabilitatea mușchilor și nervilor, poate apărea anestezia și paralizia mușchilor.

Din punct de vedere fiziologic Be metalic şi combinaţiile lui sunt toxice, produc “beriloza”, care poate

determina moartea;Sărurile solubile de Ba sunt foarte toxice pentru om, animale și plante,

deoarece ionul Ba2+ provoacă contracția vaselor de sânge și chiar oprirea inimii; doza letală este de 0,2g sare solubilă. În schimb BaSO4 insolubil nu este toxic, se folosește la radioscopia tubului digestiv.