Gruppo 1: i metalli alcalini
Il gruppo 1 contiene litio (Li), sodio (Na), potassio (K), rubidio (Rb) e cesio (Cs). Si chiamano metalli alcalini perché reagendo con l'acqua formano alcali (basi solubili).
- Un elettrone esterno: la configurazione elettronica finisce con ns¹ (Na: 2, 8, 1).
- Perdono facilmente quell'elettrone e formano ioni M⁺, quindi i loro composti sono ionici.
- Molli: il sodio si taglia con un coltello. Appena tagliato è lucido, ma in aria diventa presto opaco.
- Bassa densità: Li, Na e K galleggiano sull'acqua.
- Punti di fusione bassi, che diminuiscono scendendo nel gruppo.
Andamento scendendo nel gruppo
La dimensione dell'atomo aumenta, quindi l'elettrone esterno è più lontano dal nucleo e meno trattenuto. L'energia di ionizzazione diminuisce e la reattività aumenta: il Li reagisce piano con l'acqua, il Na sfrigola, il K prende fuoco con una fiamma lilla.
Poiché reagiscono con aria e acqua, Na e K si conservano sotto petrolio o olio di paraffina.
Le reazioni del sodio
Con l'acqua
2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑. Il sodio galleggia, si scioglie in una pallina (la reazione libera calore), sfrigola e si muove. Una goccia di fenolftaleina diventa rosa perché NaOH è un alcali.
Con l'ossigeno
- Lentamente, a temperatura ambiente: 4Na + O₂ → 2Na₂O (ossido di sodio, bianco).
- Bruciato in molta aria: 2Na + O₂ → Na₂O₂ (perossido di sodio, giallo pallido).
Entrambi reagiscono con l'acqua. Na₂O + H₂O → 2NaOH. Il perossido di sodio libera anche ossigeno: 2Na₂O₂ + 2H₂O → 4NaOH + O₂↑, e con l'anidride carbonica: 2Na₂O₂ + 2CO₂ → 2Na₂CO₃ + O₂. Per questo il Na₂O₂ è stato usato per produrre ossigeno nei sommergibili e negli apparecchi per respirare.
Con il cloro
2Na + Cl₂ → 2NaCl (sale da cucina), con una brillante fiamma gialla.
Carbonato di sodio e idrogenocarbonato di sodio
| Na₂CO₃ (soda, quando è idrato: Na₂CO₃·10H₂O) | NaHCO₃ (bicarbonato) | |
|---|---|---|
| Solubilità | Più solubile | Meno solubile |
| Soluzione | Abbastanza basica | Debolmente basica |
| Se riscaldato | Non si decompone | 2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + H₂O + CO₂↑ |
| Con un acido | Na₂CO₃ + 2HCl → 2NaCl + H₂O + CO₂ | NaHCO₃ + HCl → NaCl + H₂O + CO₂ (più veloce) |
| Usi | Vetro, sapone, addolcire l'acqua dura | Cucina, antiacidi, estintori |
Per distinguerli, scalda ciascun solido e fai gorgogliare il gas nell'acqua di calce: solo il NaHCO₃ la rende lattiginosa. Si possono trasformare l'uno nell'altro: Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O → 2NaHCO₃.
Saggio alla fiamma e vicini del gruppo 1
Saggio alla fiamma
Immergi un filo pulito di platino o nichelcromo nel sale e tienilo in una fiamma calda, quasi incolore. Il calore porta gli elettroni a livelli più alti; quando ricadono emettono luce di un colore preciso.
- Li: rosso carminio · Na: giallo intenso · K: lilla (guardalo attraverso un vetro blu al cobalto per nascondere il giallo del sodio) · Ca: rosso mattone · Ba: verde pallido · Cu: verde-azzurro.
I fuochi d'artificio usano questi colori.
Gruppo 2 e alluminio in breve
Magnesio e calcio (gruppo 2) hanno due elettroni esterni, formano ioni M²⁺ e sono meno reattivi del gruppo 1. Ca²⁺ e Mg²⁺ disciolti rendono l'acqua dura: il sapone forma una patina. La durezza temporanea (dovuta agli idrogenocarbonati) si elimina bollendo l'acqua; la durezza permanente (solfati, cloruri) con la soda o con lo scambio ionico.
L'alluminio (gruppo 13) forma Al³⁺. Il suo ossido e il suo idrossido sono anfoteri: reagiscono sia con gli acidi sia con gli alcali, per esempio Al(OH)₃ + 3HCl → AlCl₃ + 3H₂O e Al(OH)₃ + NaOH → Na[Al(OH)₄].
Negli esseri viventi
Na⁺ e K⁺ trasportano i segnali nervosi e regolano l'equilibrio dell'acqua; Ca²⁺ costruisce ossa e denti; Mg²⁺ sta al centro della clorofilla. Banane e acqua di cocco sono ricche di potassio.
Provalo a casa
Metti un cucchiaio di bicarbonato in un bicchiere, aggiungi succo di limone o aceto e guarda la CO₂ che sfrigola. Poi spargi un pizzico di sale in una fiamma del gas (con un adulto) e cerca il colore giallo del sodio.
Formule e definizioni chiave
- 2M + 2H₂O → 2MOH + H₂↑ (M = Li, Na, K…)
- 4Na + O₂ → 2Na₂O; 2Na + O₂ → Na₂O₂
- 2Na₂O₂ + 2H₂O → 4NaOH + O₂↑
- 2NaHCO₃ →(calore) Na₂CO₃ + H₂O + CO₂↑
- Colori alla fiamma: Li rosso, Na giallo, K lilla, Ca rosso mattone, Ba verde, Cu verde-azzurro
Esempi svolti
1. Perché il potassio reagisce con l'acqua più vivacemente del sodio?
Il K ha un guscio elettronico in più rispetto al Na, quindi il suo elettrone esterno è più lontano dal nucleo e più schermato. Si perde più facilmente, perciò il K reagisce più in fretta.
2. 4.6 g di sodio reagiscono completamente con l'acqua. Quale massa di idrogeno si produce? (Na = 23, H = 1)
2Na → H₂. Moli di Na = 4.6 / 23 = 0.2 mol, quindi moli di H₂ = 0.1 mol. Massa = 0.1 × 2 = 0.2 g.
3. 8.4 g di NaHCO₃ vengono scaldati fino alla decomposizione completa. Che volume di CO₂ si forma in condizioni standard (STP)? (NaHCO₃ = 84 g/mol, 22.4 L/mol)
2NaHCO₃ → CO₂. Moli di NaHCO₃ = 0.1 mol, quindi CO₂ = 0.05 mol. Volume = 0.05 × 22.4 = 1.12 L.
4. Due polveri bianche sono Na₂CO₃ e NaHCO₃. Indica una prova semplice per distinguerle.
Scalda ciascuna e fai gorgogliare il gas nell'acqua di calce. Il NaHCO₃ libera CO₂, che rende l'acqua di calce lattiginosa; il Na₂CO₃ non libera alcun gas.
Errori comuni
- Scrivere Na₂O come prodotto di sodio + acqua. I prodotti sono NaOH e H₂.
- Confondere Na₂O (ossido, O²⁻) e Na₂O₂ (perossido, O₂²⁻). Il perossido si forma quando il sodio brucia in molta aria.
- Dire che il Na₂CO₃ libera CO₂ quando si scalda. Si decompone solo il NaHCO₃.
- Pensare che la reattività diminuisca scendendo nel gruppo 1. Per i metalli aumenta, perché l'elettrone esterno si perde più facilmente.