Alkalické kovy

ALKALICKÉ KOVY

 I.A skupina bez H

 Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

 Společně je označujeme jako alkalické kovy

 V přírodě se vyskytují ve sloučeninách

 s prvky, nepřechodné

 Obecná el. konfigurace ns¹

 Mají 1 valenční elektron v orbitalu ns, atomy jsou vždy jednovazné a snadno tvoří kationty s jedním kladným nábojem

 Jejich sloučeniny mají ox. číslo +I

 Stříbřitě lesklé

 Mají velmi nízké hustoty (př. Li)

 Dobře vedou el. proud i teplo

 Jsou měkké (dají se krájet nožem)

Krájení kovového sodíku

Krájení kovového draslíku

 Charakteristickým způsobem barví plamen

 Francium je radioaktivní

 Většina solí alk. kovů je dobře rozpustná ve vodě (výjimku tvoří některé lithné soli – fluorid, uhličitan, fosforečnan a KClO₄ )

 Jsou to nejreaktivnější prvky PSP

 Elektropozitivní prvky

 Elektronegativita je nízká –˃ jsou velmi reaktivní a mají silné redukční schopnosti

 Se zvyšujícím se Z –˃ klesá

elektronegativita, klesá ionizační energie a roste at. poloměr

Reaktivita alkalických kovů

Výskyt

 V přírodě je nacházíme jen ve sloučeninách

 Minerály:

 NaCl – halit – kamenná sůl

 KCl – sylvín

 NaNO₃ - Chilský ledek

 KNO₃ - Ledek draselný

 Na₂SO₄ ∙ 10H₂O – Glauberova sůl

 KCl ∙ MgCl₂ ∙ 6H₂O - karnalit

halit sylvín

karnalit

Výroba

 Elektrolýzou taveniny chloridů (nebo

některé ze svých solí)

 Např. sodík se vyrábí elektrolýzou taveniny NaCl (elektrolyzér má grafitovou anodu a

železnou katodu, na katodě se vylučuje

sodík, na anodě chlor)

Chemické reakce alkalických kovů

 1) Spalování v čistém O₂

 4Li + O₂ –˃ 2Li₂O

 2Na + O₂ –˃ Na₂O₂ (oxidační a bělící barvivo)

 K + O₂ –˃ KO₂

 2) S H₂O

 2Na + 2H₂O –˃ 2NaOH + H₂

 3) S H₂

 2Na + H₂ –˃ 2NaH

 4) Se Sírou

 M + S –˃ M₂S

 5) S halogeny

 2Na + Cl₂ –˃ 2NaCl

Lithium

 název lithium z řeckého litos = kámen

 Výskyt:

 spodumen - LiAlSi₂O₆

 petalit - LiAlSi₄O₁₀

 lepidolit - K₂Li₃Al₄Si₇O₂₁(OH,F)₃

 v některých minerálních vodách

 stříbrobílý kov, měkký, tažný, tvrdší než sodík

 má nejmenší hustotu ze všech pevných látek za normální

teploty

 na vzduchu se lesk rychle ztrácí (reakcí s O₂ a vlhkostí)

 reaguje s vodíkem - vzniká hydrid lithný(LiH):

2Li + H₂ → 2LiH

 ochotně reaguje s vodou:

2Li + 2H₂O → 2LiOH + H₂

 rozpouští se v kapalném amoniaku

 přímo se slučuje s halogeny, sírou, dusíkem, uhlíkem a křemíkem:

6Li + N₂ → 2Li₃N 2Li + X₂ → 2LiX

 Li₂O (oxid lithný) - vzniká zahříváním hydroxidu lithného (LiOH) nebo uhličitanu lithného (Li2CO3) na 800°C v atmosféře suchého vodíku:

2LiOH → Li2O + H2O Li2CO3 → Li2O + CO2

 Li₂O₂ (peroxid lithný) - příprava reakcí hydroxidu lithného (LiOH) s peroxidem vodíku (H2O2):

LiOH·H2O + H2O2 → LiOOH·H2O + H2O 2LiOOH·H2O → Li2O2 + H2O2 + 2H2O

 LiOH (hydroxid lithný) – silná zásada, absorbuje oxid uhličitý a sulfan

 2LiOH + CO2 → Li2CO3 + H2O LiOH + CO2 → LiHCO3

2LiOH + H2S → Li2S+ 2H2O LiOH + H2S → LiHS + H2O

Li2SO4 + Ba(OH)2 → 2LiOH + BaSO4

 LiNO₃ (dusičnan lithný) - užití – do červených světlic, pyrotechnika

(ohňostroje)

 Příprava:

LiOH + HNO₃ → LiNO₃ + H₂O

Li₂CO₃ + 2HNO₃ → 2LiNO₃ + H₂O + CO₂

 Li₂CO₃ (uhličitan lithný) – bílá látka, málo rozpustná

 Užití – výroba porcelánu, výroba speciálních bezpečnostních skel

 Příprava:

(NH₄)₂CO₃ + 2LiCl → Li₂CO₃ + 2NH₄Cl

Sodík

 sedmý nejrozšířenější prvek v horninách zemské kůry, pátý nejrozšířenější kov

 Výskyt:

 kamenná sůl – NaCl

 chilský ledek - NaNO₃

 kryolit - Na₃AlF₆

 borax - Na₂B₄O₇·10H₂O

 Glauberova sůl - Na₂SO₄·10H₂O

 měkký, nízkotající, stříbrobílý kov

 zahřátý se přímo slučuje s vodíkem, halogeny, sírou a fosforem:

2Na + H2 → 2NaH 2Na + X2 → 2NaX 2Na + S → Na2S 3Na + P → Na3P

 Reaguje s vodou:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

 Rozpustný v kapalném amoniaku

 Má redukční vlastnosti:

Al₂O₃ + 6Na → 2Al + 3Na₂O

 Tvoří slitinu se zlatem – NaAu

 Užívá se k výrobě kovů

TiCl₄ + 4Na → Ti + 4NaCl

 Sloučeniny:

 NaH (hydrid sodný) – redukční činidlo Vzniká přímou syntézou:

2Na + H₂ → 2NaH

Reaguje bouřlivě s vodou:

NaH + H₂O → NaOH + H₂

 NaX (halogenidy)

 Příprava:

NaOH + HX → NaX + H2O

Na₂CO₃ + 2HX → 2NaX + CO₂ + H₂O

 bezbarvé, krystalické látky, mají vysokou tt

 NaF – pevná látka, málo rozpustná ve vodě – využívá se v dřevařském průmyslu

(impregnace), v lékařství

 NaCl - získává se jen z přírodního materiál - překrystalizováním se připravuje

kuchyňská sůl

 NaBr – výroba:

6NaOH + 3Br₂ → 5NaBr + NaBrO₃ + 3H₂O NaBrO3 + 3C → NaBr + 3CO

 NaI (jodid sodný) – využíván v lékařství 6NaOH + 3I₂ → 5NaI + NaIO₃ + 3H₂O

NaIO₃ + 3C → NaI + 3CO

 Na₂S – bílá krystalická látka Příprava:

2NaOH + H₂S → Na₂S + 2H₂O Na₂SO₄ + 4C → Na₂S + 4CO

 Na₂O – příprava:

Na₂O₂ + 2Na → 2Na₂O

2NaOH + 2Na → 2Na₂O + H₂ 2NaNO₂ + 6Na → 4Na₂O + N₂

 Na₂O₂ (peroxid sodný) – vzniká oxidací sodíku - světle žlutý prášek

 Reaguje s kyselinami:

Na₂O₂ + H₂SO₄ → Na₂SO₄ + H₂O₂

 Reaguje s s vodou:

Na₂O₂ + 2H₂O → 2NaOH + H₂O₂

 Reaguje s oxidem uhelnatým:

Na₂O₂ + CO → Na₂CO₃

 Reaguje s oxidem uhličitým:

2Na₂O₂ + 2CO₂ → 2Na₂CO₃ + O₂

→ tato rce se využívá v dýchacích přístrojích pro potápěče, hasiče a v ponorkách

 NaO₃ (ozonid sodný)

příprava rcí ozonu (O₃) s práškovým bezvodým NaOH za nízké teploty

 stáním se rozkládá na kyslík a hyperoxid:

2NaO₃ → 2NaO₂ + O₂

 hydrolýzou přechází na hydroxid:

4NaO₃ + 2H₂O → 4NaOH + 5O₂

 Na₂CO₃ - uhličitan sodný – soda

 Dnes se vyrábí Solvayovým způsobem

 Do solanky (nasycený vodný roztok NaCl) nasycené amoniakem se za studena zavádí CO₂, reakcí vzniká málo rozpustný

hydrogenuhličitan sodný, který se ze soustavy odstraňuje filtrací

NaCl + H₂O + NH₃ + CO₂ –˃ NaHCO₃ + NH₄Cl

 Získaný NaHCO₃ se při teplotě 150 °C rozkládá

2NaHCO₃ –˃ Na₂CO₃ + H₂O + CO₂

 Soda se používá při výrobě skla, v textilním a papírenském průmyslu

 Konverzí dusičnanu sodného s chloridem draselným je možno připravit dusičnan draselný KNO₃

NaNO₃ + KCl –˃ KNO₃ + NaCl

Patří mezi významná oxidační činidla, užívá se k výrobě černého střelného prachu

 Dusitany alk. kovů jsou bílé, krystalické látky, dobře rozpustné ve vodě, např.

NaNO₂

Na₂CO₃ + NO + NO₂ –˃ 2NaNO₂ + CO₂

 NaNO₂ - se využívá k výrobě barviv, jako inhibitor koroze a ke konzervování masa

 NaNO₃ - chilský ledek

 Dobře rozpustný v H₂O

 Využívá se v zemědělství – hnojiva –˃ dusičnany alk. kovů se při vyšších

teplotách rozkládají na dusitany a kyslík, např.:

 Při teplotě 500 °C:

2NaNO₃ –˃ 2NaNO₂ + O₂

 Při zvýšení teploty na 800 °C:

4NaNO₃ –˃ 2Na₂O + 2N₂ + 5O₂

 NaHCO₃ Hydrogenuhličitan sodný = jedlá soda

 Je součástí kypřících prášků do pečiva,

používá se k neutralizaci žaludečních šťáv při překyselení žaludku

Draslík

 osmý nejrozšířenější prvek zemské kůry

 Výskyt:

 sylvín - KCl

 sylvinit - NaCl·KCl

 karnalit - KCl·MgCl₂·6H₂O

 kainit - KCl·MgSO₄·3H₂O

 langbeinit - K₂Mg₂(SO₄)₃

 ortoklas - KAlSi₃O₈

 stříbrobílý, měkký kov

 dobře vede teplo a elektrický proud

 reaktivnější než sodík

 na vzduchu ztrácí lesk, pokrývá se vrstvičkou hydroxidu

 S vodou reaguje prudce:

2K + 2H₂O → 2KOH + H₂

 reaguje prudce s halogeny, sírou, fosforem

 základní prvek nezbytný pro růst rostlin

Sloučeniny

 KH (hydrid draselný) - reaguje bouřlivě s vodou:

KH + H₂O → KOH + H₂

 Využití – redukční činidlo

 KX (halogenidy) - bezbarvé, krystalické látky, mají vysokou teplotu tání, jsou dobře

rozpustné ve vodě

 Příprava:

 KOH + HX → KX + H2O

K2CO3 + 2HX → 2KX + CO2 + H2O

 KCl (chlorid draselný) - získává se z přírodních zdrojů

 KBr (bromid draselný) – využití ve fotografii, zdroj bromu v organické syntéze

 KI (jodid draselný) – využívá se v lékařství a ve fotografii

→ např. I₂ + KI → KI₃ (Lugolův roztok, lékařství)

 K₂O (oxid draselný) – světle žlutá látka

 Příprava: KNO₃ + K → K₂O + NO₂

 K₂O₂ (peroxid draselný)

 reaguje s kyselinami a vodou:

K₂O₂ + 2HCl → 2KCl + H₂O₂ K₂O₂ + 2H₂O → 2KOH + H₂O₂

 KO₂ (hyperoxid draselný) – oranžová látka

 dýchací přístroje (pomocný zdroj kyslíku v dolech, ponorkách a kosmických lodích):

4KO₂ + 2CO₂ → 2K₂CO₃ + 3O₂

4KO₂ + 2CO₂ + 2H₂O → 4KHCO₃ + 3O₂

 KO3 (ozonid draslíku) – příprava:

 stáním se rozkládá 2KO₃ → 2KO₂ + O₂

 hydrolýzou přechází na hydroxid:

4KO3 + 2H2O → 4KOH + 5O2

 KOH (hydroxid draselný)

 vyrábí se elektrolýzou roztoku chloridu draselného

 bezbarvá krystalická látka, dobře rozpustná ve vodě, silná zásada

 absorbuje oxid uhličitý:

2KOH + CO2 → K2CO3 + H2O KOH + CO₂ → NaHCO₃

 absorbuje sulfan:

2KOH + H2S → K2S + 2H2O KOH + H₂S → KHS + H₂O

 K₂CO₃ (Uhličitan draselný) = potaš

 Je surovina, používaná při výr. mýdel a chem.

skla

 Užití:

 optické čočky

 barevné obrazovky

 fluorescenční lampy

 porcelán

 textilní barviva

 KNO₃

 vzniká při hnití živočišných zbytků

 vyrábí se z dusičnanu sodného a chloridu draselného:

NaNO₃ + KCl → KNO₃ + NaCl

 nad teplotou 500°C se rozkládá na (KNO₂) a O₂:

2KNO₃ → 2KNO₂ + O₂

 nad teplotou 800°C se rozkládá na (K₂O) a dusík a kyslík:

4KNO₃ → 2K₂O + 2N₂ + 5O₂

 KNO₂ (dusitan draselný) - bílá krystalická látka, dobře rozpustná ve vodě

 příprava tepelným rozkladem dusičnanu draselného:

2KNO3 → 2KNO2 + O2

 výroba absorpcí oxidů dusíku v roztoku uhličitanu draselném:

K₂CO₃ + NO + NO₂ → 2KNO₂ + CO₂

 KClO3 (chlorečnan draselný)

 příprava zaváděním chloru za tepla do roztoku hydroxidu draselného:

6KOH + 3Cl₂ → KClO₃ + 5KCl + 3H₂O

 K₂SO₄ (síran draselný) - příprava reakcí kyseliny sírové s hydroxidem draselným:

H₂SO₄ + 2KOH → K₂SO₄ + 2H₂O

Rubidium

 vzácný prvek

 doprovází ostatní alkalické kovy v nepatrném množství

 Průmyslová výroba:

redukcí roztaveného chloridu rubidného vápníkem při teplotě 750°C, za sníženého tlaku:

2RbCl + Ca → 2Rb + CaCl2

 stříbrobílý měkký kov (jako vosk), radioaktivní, dlouhý poločas rozpadu

 reaktivnější než draslík

 reaguje prudce s vodou:

2Rb + 2H2O → 2RbOH + H2

 na vzduchu se rychle oxiduje:

 oxid rubidný (Rb2O) – zářivě žlutý

 peroxid rubidný (Rb₂O₂)

 ozonid (RbO₃)

 Soli rubidia se přidávají do směsí zábavné pyrotechniky a barví vzniklé světelné efekty do fialova

 Sloučeniny – stejné jako u K

Cesium

 Stříbrobílý měkký kov

 Nejreaktivnější ze všech alkalických kovů

 Reaguje prudce s vodou – při této reakci se vznítí

 Stejné reakce jako u draslíku

 Cesné soli jsou ve vodě obecně velmi rozpustné

 Tenká vrstva cesia na stříbře se využívá v televizní technice

Francium

 V přírodě se francium objevuje v nepatrném množství jako vedlejší produkt rozpadu ²²⁷Ac v řadě aktinouranové

 Je nejtěžší známý chemický prvek z řady alkalických

kovů

 Silně radioaktivní prvek

 Za pokojové teploty je francium pevný kov s nejnižší hodnotou

elektronegativity

Děkuji za pozornost

Zdroje:

 http://periodictable.com/

 http://www.ped.muni.cz/wchem/sm/hc/

labtech-old/soubory/operace/prace-s-alkal- dovy.pdf

 http://www.chesapeake.cz/chemie/download /skripta/anorganicka_chemie.pdf

 http://chemie.gfxs.cz/

 Mareček, Aleš a Jaroslav Honza. Chemie pro čtyřletá gymnázia

 Zápisy ze sešitu 2. ročníku od p. Kopecké