Alkalicke kovy

Alkalické kovy
Fyz. vlastnosti
Lesklé mäkké kovy, majú dobrú tepelnú vodivosť, sú kujné a ťažné, majú vysoké teploty topenia, dajú sa krájať nožom, na vzduchu sa oxidujú sú samozápalné –uchovávanie pod petrolejom farbia plameň: Li- karmínovo červeno, Na-modro, K-fialovo
Výskyt
NaCl –kamenná soľ KCl –silvín, NaNO3- čílsky liadok, KNO3- draselný liadok Na a K –biogénne prvky
Chemické vlastnosti:
Rad napätia kovov- naľavo Ich reaktívnosť stúpa nadol sú schopné vyredukovať H z iných zlúčenín

Výroba: - elektolýza tavenín halogenidov alebo hydroxidov týchto alkalických kovov
Použitie
Li- prísada do Zliatin Na- redukčné činidlo, lampy K+Na- chladenie atómových reaktorov, Rb, Cs fotočlánky
Zlúčeniny
Hydridy: M+1H-1 Iónové tuhé látky, najvýznamnejší LiH

Halogenidy: M+1X-1
Iónové látky, kryštalické, farebné : NaCl

Hydroxidy: M+1OH-1
Bezfarebné silne leptavé, rozpustné vo vode, silné zásady, leptajú sklo aj porcelán : NaOH
Mydlá, papier, celulóza

Uhličitany: M2+1CO32-Na2Co3 – sóda

Výroba skla, pracích prostriedkov, chemických technológii,
Jedlá sóda NaHCO3- neutralizácia žalúdočnej kyseliny, kypriaci prášok

Alkalické kovy sú prvky 1. A skupiny v periodickej tabuľke chemických prvkov zahŕňajúce lítium (Li), sodík (Na), draslík (K), rubídium (Rb), cézium (Cs) a francium (Fr). Sú vysoko reaktívne a vo voľnej prírode sa nenachádzajú v základnej forme.
Vlastnosti
Atómy alkalických kovov majú vo vonkajšej vrstve svojho obalu jeden elektrón, predposlednú vrstvu majú ako najbližší vzácny plyn. Jadro atómu púta valenčný elektrón veľmi slabo, preto pri styku s atómami iných prvkov ho atóm ľahko strháva a tvorí tak jednomocný katión: Li +, Na+, K+, Rb+, Cs+. Ľahko tvoria zlúčeniny s halogénmi.
Alkalické kovy sú mäkké ako vosk a dajú sa krájať nožom. Majú nízku teplotu topenia, ktorá klesá so stúpajúcim protónovým číslom. Sú to najľahšie kovy vôbec. So stúpajúcim protónovým číslom sa znižuje teplota topenia. Čím ďalej je valenčný elektrón od jadra, tým slabšie ho jadro púta. Keďže cézium najľahšie stráca valenčný elektrón, je najreaktívnejší z alkalických kovov a tvorí aj najsilnejšiu zásadu vôbec (hydroxid cézny CsOH).

Charakteristické vlastnosti
Pri prerezaní sú alkalické kovy striebrobiele, okrem cézia, ktoré je zlatožlté. Veľmi rýchlo sa pokrývajú vrstvičkou hydroxidu a uhličitanu, reagujú s vodnými parami a s oxidom uhličitým ktoré sú v ovzduší.
2 Na + 2 H2O -> 2 NaOH + H2
2 NaOH + CO2 -> Na2CO3 + H2O
Preto sa alkalické kovy uchovávajú pod petrolejom alebo v benzíne, prípadne v iných látkach ktoré neobsahujú kyslík.
Zahriate na vzduchu sa vznietia a horia. Každý prvok charakteristicky zafarbuje plameň:
• lítium horí na oxid lítny (Li2O) - karmínový plameň
• sodík horí na peroxid sodný (Na2O2) - žltý plameň
• draslík horí na hyperoxid draselný (KO2) - fialový plameň
• rubídium horí na hyperoxid rubídny (RbO2)
• cézium horí na hyperoxid cézny (CsO2)
Prudko rozkladajú vodu, pričom vzniká príslušný hydroxid a uniká vodík. So stúpajúcim protónovým číslom sa zväčšuje prudkosť reakcie. Lítium reaguje s vodou pokojne, sodík sa na vode rýchlo pohybuje, draslík sa zapaľuje, rubídium a cézium reagujú výbušne.
Výskyt
Sodík a draslík sú biogénne prvky. Ich ióny sú prítomné v bunkových tkanivách a telových tekutinách. Zúčastňujú sa na dôležitých chemicko-fyzikálnych procesoch v ľudskom tele. Alkalické kovy sú veľmi reaktívne, preto sú v prírode len v zlúčeninách s inými prvkami. Najrozšírenejšie a najvýznamnejšie sú sodné a draselné zlúčeniny. V morskej vode a v soľných ložiskách je najmä chlorid sodný (NaCl) a chlorid draselný (KCl). Z mnohých nerastov sodíka a draslíka sú najdôležitejšie pre život rastlín živce, z nich má najmä živec draselný (KAlSi3O8). Používajú sa aj v sklenárenskom priemysle.

Lítium
Všeobecné
Názov, značka, protónové číslo
Lítium, Li, 3.
Séria
Alkalické kovy

Skupina, perióda, blok
1 (IA), 2, s

Vzhľad
bielo/sivo strieborný

Atómové
Atómová hmotnosť
6,941 amu

Atómový polomer (vypočítaný)
145 (167) pm

Kovalentný polomer
134 pm
Van der Waalsov polomer
182 pm
Elektrónová konfigurácia
[He]2s1

Elektróny na energetickú hladinu
2, 1
Oxidačné stupne (Oxidy)
1 (silno zásadité)

Elektronegativita
0,98 (Paulingova stupnica)

Výstupná energia
(eV)
Kryštalická štruktúra
kocková stredo centrovaná
Lítium (lat. lithium, gr. lithos=kameň) je chemický prvok v Periodickej tabuľke prvkov, ktorý má značku Li a protónové číslo 3.
Halogenidy lítia ako chlorid lítny (LiCl) a bromid lítny (LiBr) majú silno hygroskopické vlastnosti a používajú sa preto ako náplň exsikátorov. Naopak fluorid lítny (LiF) je zlúčenina iba veľmi slabo rozpustná vo vode. S dusíkom a za zvýšenej teploty reaguje lítium veľmi dobre za vzniku nitridu lítneho (Li3N). Uvedená reakcia sa využíva na odstraňovanie dusíka z niektorých plynov. S vodíkom lítium vytvára stály hydrid lítny (LiH). Oveľa používanejšou zlúčeninou je však borohydrid lítny (LiBH4), ktorý pri styku s kyselinami uvoľňuje atomárny vodík a nachádza tak využitie ako hydrogenačné a veľmi účinné redukčné činidlo. V prírode sa lítium vyskytuje v neveľkom množstve ako prímes rôznych hornín, najznámejšie minerály obsahujúce lítium sú aluminosilikáty lepidolit a spodumen. Soli lítia sú zastúpené aj v morskej vode a niektorých minerálnych vodách.

Výroba a využitie
Kovové lítium sa najjednoduchšie pripravuje elektrolýzou roztaveného chloridu lítneho. Elementárne lítium sa uplatňuje v jadrovej energetike, kde v niektorých typoch reaktorov roztavené lítium slúži na odvod tepla z reaktoru. V súčasnosti patria lítiové batérie a akumulátory k veľmi perspektívnym prostriedkom pre dlhodobejšie uchovanie elektrickej energie a ich využitie v elektronike stále rastie. Organické soli lítia sa používajú vo farmaceutickom priemysle ako zložka utišujúcich liekov tlmiacich afekt. Lítium je prísada na výrobu špeciálnych skiel a keramiky, predovšetkým na použitie v jadrovej energetike, ale aj na konštrukciu hvezdárskych teleskopov. Mimoriadne silné hydroskopické vlastností a nízka relatívna hmotnosť hydroxidu lítia sa využíva na pohlcovanie oxidu uhličitého z vydýchaného vzduchu v ponorkách a kozmických lodiach. Zliatiny lítia s hliníkom, kadmiom, meďou a mangánom sú veľmi ľahké a súčasne mechanicky odolné a používajú sa pri konštrukcii leteckých súčiastok.

Sodík
Všeobecné
Názov, značka, protónové číslo
Sodík, Na, 11.
Séria
Alkalické kovy

Skupina, perióda, blok
1 (IA), 3, s

Vzhľad
bielo strieborný

Atómové
Atómová hmotnosť
22,98977 amu

Atómový polomer (vypočítaný)
180 (190) pm

Kovalentný polomer
154 pm
Van der Waalsov polomer
227 pm
Elektrónová konfigurácia
[Ne]3s1

Elektróny na energetickú hladinu
2, 8, 1
Oxidačné stupne (Oxidy)
1 (strong base)
Elektronegativita
0,93 (Paulingova stupnica)

Výstupná energia
(eV)

Kryštalická štruktúra
kocková stredo centrovaná
Fyzikálne
Skupenstvo
pevné
Magnetické vlastnosti
paramagnetický

Hustota (tvrdosť podľa Mohsa)
968, kg/m3 (0,5)

Teplota topenia (tavenia)
370,87 K (97,72 °C)

Teplota varu
1156 K (883 °C)
Molový objem
23,78×10-6 m3/mol

Skupenské teplo vyparovania
96,96 kJ/mol

Skupenské teplo tavenia
2,598 kJ/mol
Tlak pary
1,43×10-5 Pa pri 1234 K
Rýchlosť zvuku
3200 m/s pri 20 °C
Základné fyzikálne a chemické vlastnosti
Sodík je najbežnejším prvkom z radu alkalických kovov, výdatne zastúpený v zemskej kôre, morskej vode aj v živých organizmoch. Chemická značka Na, (lat. natrium)
Sodík je mäkký, ľahký, striebrolesklý kov, ktorý rýchlo reaguje s kyslíkom aj vodou, preto sa s ním v prírode stretávame iba vo forme zlúčenín. Reakcia sodíka s vodou je natoľko exotermická, že unikajúci vodík reakčným teplom zvyčajne samovoľne explozívne vzplanie. Elementárny kovový sodík možno dlhodobo skladovať napr. ako petrolej alebo nafta, s ktorými nereaguje. Soli sodíka intenzívne farbia plameň na žlto.

História
Sodík bol dlho známy iba ako súčasť zlúčenín. Izoloval ho až v roku 1807 sir Humphry Davy pomocou elektrolýzy hydroxidu sodného. V stredovekej Európe sa zlúčenina sodíka s názvom sodanum používala ako liek proti bolestiam hlavy. Značka sodíka, Na, vznikla z novolatinského pomenovania pre obyčajnú zlúčeninu sodíka zvanú natrium, čo vzniklo z gréckeho nítron, druhu prírodnej soli.

Výskyt v prírode
Vďaka svojej veľkej reaktivite sa v prírode stretávame iba so zlúčeninami sodíka. Vo všetkých svojich zlúčeninách sa vyskytuje iba s mocnosťou Na+. Sodík je pomerne bohato zastúpený na Zemi aj vo vesmíre. Predpokladá sa, že zemská kôra obsahuje 2,4 – 2,6 % sodíka. Morská voda obsahuje sodík ako hlavný katión v koncentrácii približne 10,5 g Na/l. Vo vesmíre sa predpokladá výskyt 1 sodíkového atómu na približne 800 000 atómov vodíka. Vzhľadom k vysokej rozpustnosti väčšiny zlúčenín sodíka došlo v priebehu geologických premien zemskej kôry k vyplaveniu značnej časti sodíka z povrchových vrstiev pevninskej zemskej kôry do vôd oceánov. Všeobecne je práve chlorid sodný (NaCl) považovaný za základnú zložku morskej soli, aj keď sa v morskej vode stretávame prakticky so všetkými prvkami Mendelejevovej periodickej tabuľky prvkov. Morská voda obsahuje 2,7 % chloridu sodného.

Kaspické a Mŕtve more obsahujú až 10 % NaCl. Odparením pravekých morí vznikli ložiská kamennej soli, ktorá je základom výroby ostatných sodných solí. Najväčšie ložiská sú v Poľsku pri Bochni a Veličke, v Rumunsku pri Slaníku, v Rakúsku v Soľnej komore pri Salzburgu, v Rusku pri Astrachanských jazerách. Na Slovensku sú ložiská kamennej soli pri Prešove,, kde sa získava soľanka, ktorá sa odparuje v Solivare pri Prešove. Značný obsah sodíkových iónov nachádzame tiež vo všetkých podzemných minerálnych vodách, ktoré sa dostali do dlhodobého kontaktu s horninami a sodíkové ióny sa do nich vyluhovali. Z minerálov, obsiahnutých v zemskej kôre, je najznámejšia kamenná soľ, chemicky chlorid sodný. Ložiská tohto minerálu majú pôvod vo vyschnutých jazerách a moriach minulých geologických období. Sodík patrí medzi biogénne prvky a nachádza sa vo všetkých bunkách rastlinných aj živočíšnych tkanív. Príkladom minerálov biogénneho pôvodu je čílsky liadok, chemicky dusičnan sodný (NaNO3).

Výroba a využitie
Kovový sodík sa priemyselne vyrába elektrolýzou roztaveného chloridu sodného. Materiálom katódy je zvyčajne železo, anóda je grafitová. Ďalším produktom tejto elektrolýzy je plynný chlór, ktorý sa zvyčajne ihneď ďalej využíva na chemickú syntézu. V niektorých prípadoch slúži ako katóda pri elektrolýze kovová ortuť, potom je produktom sodíkový amalgám, teda roztok elementárneho sodíka v ortuti. Táto látka nachádza rad uplatnení predovšetkým v organickej syntéze ako účinné redukčné činidlo.

Roztavený kovový sodík sa často uplatňuje v jadrovej energetike ako látka odvádzajúca teplo vznikajúce atómovým rozpadom uránu v primárnom okruhu jadrového reaktora. Dôvodom je na jednej strane pomerne nízka teplota topenia sodíka, ale predovšetkým fakt, že sodík pri styku s vysoko energetickými neutrónmi alebo gama lúčmi nepodlieha rádioaktívnej premene na nebezpečné beta a gama žiariče s dlhým polčasom rozpadu. Elementárny sodík je mimoriadne silné redukčné činidlo a býva preto využívaný v množstve organických syntetických reakcií. Elektrickým výbojom v prostredí sodíkových výparov pri tlaku niekoľkých torrov vzniká veľmi intenzívne svetelné vyžarovanie. Tento jav nachádza uplatnenie pri výrobe sodíkových výbojok, s ktorými sa môžeme prakticky stretnúť v pouličných svietidlách.

Zlúčeniny
V chemických zlúčeninách sa sodík vyskytuje iba s mocnosťou NaI. Medzi zlúčeniny zásadného významu patria nasledujúce chemické látky:
• Reakciou s vodíkom vzniká hydrid sodný (NaH), ktorý je pomerne silným redukčným činidlom.
• Reakciou sodíka s kyslíkom vzniká peroxid sodný (Na2O2), ktorý nachádza využitie ako energetické oxidačné činidlo.
2Na + O2 → Na2O2

• Reakcia sodíka s vodou vedie ku vzniku veľmi silnej zásady, hydroxidu sodného (NaOH). Je to bezfarebná, hygroskopická, silne leptavá látka, ktorá rozpúšťa aj sklo a porcelán. Je veľmi dobre rozpustný vo vode, pri jeho rozpúšťaní sa uvoľňuje veľké množstvo tepla, čím sa vzniknutý roztok zahrieva. Využíva sa napr. na výrobu mydiel alebo liečiv, ale má uplatnenie samozrejme aj v laboratóriu (jedná sa o základnú priemyselnú a laboratórnu chemikáliu).
• Chlorid sodný (NaCl), známy ako kamenná soľ alebo kuchynská soľ, patrí od dávnych čias k bežne využívaným chemikáliám. Ako súčasť ľudského jedálneho lístka bola už v staroveku mimoriadne cennou surovinou a obchod s ňou patril k veľmi výnosným, avšak aj značne riskantným druhom podnikania. V súčasnej dobe nachádza NaCl celý rad priemyselných uplatnení. V bežnom živote sa s kuchynskou soľou stretneme aj mimo kuchyne, v zime na cestách, kde ju cestári používajú ako prostriedok k rozmrazovaniu snehu a poľadovice.

• Sóda, alebo uhličitan sodný (Na2CO3), sa používa prevažne pri výrobe skla, v textilnom a papierenskom priemysle. Vyrába sa zo soľanky (nasýtený vodný roztok NaCl) tzv. Solvayovým spôsobom, pri ktorom sa do soľanky nasýtenej amoniakom zavádza oxid uhličitý. Vzniká hydrogenuhličitan sodný NaHCO3, ktorý sa ďalej v špeciálnych peciach pri teplote 150°C rozkladá na uhličitan sodný, oxid uhličitý a vodu.
NaCl + H2O + NH3 + CO2 → NaHCO3 + NH4Cl
2NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O
• Jedlá sóda, alebo tiež hydrogénuhličitan sodný (NaHCO3), sa používa ako súčasť kypriacich práškov do pečiva, k neutralizácii poleptania kyselinou či k neutralizácii žalúdočných štiav pri prekyslení žalúdka. Môže sa tiež používať ako náplň do hasiacich prístrojov.
sfarbenie plameňa spôsobené sodíkom kovový sodík
DRASLÍK
Značka: K
Protónové číslo: 19
Bod varu: 63.65 °C (336.8 K, 146.57 °F)
Bod topenia: 774.0 °C (1047.15 K, 1425.2 °F)
Počet neutrónov: 20
Farba: strieborna

Atómová štruktúra

Počet elektrónových vrstiev: 4

1.: 2
2.: 8
3.: 8
4.: 1

Rok objavenia: 1807
Objavil: Sir Humphrey Davy

Rubídium

Značka: Rb
Protónové číslo: 37
Bod varu: 38.89 °C (312.04 K, 102.002 °F)
Bod topenia: 688.0 °C (961.15 K, 1270.4 °F)
Počet neutrónov: 48
Farba: strieborna
Atómová štruktúra

Počet elektrónových vrstiev: 5

1.: 2
2.: 8
3.: 18
4.: 8
5.: 1

Rok objavenia: 1861
Objavil: R. Bunsen

Cézium

Značka: Cs
Protónové číslo: 55
Bod varu: 28.5 °C (301.65 K, 83.3 °F)
Bod topenia: 678.4 °C (951.55005 K, 1253.12 °F)
Počet neutrónov: 78
Farba: strieborna

Atómová štruktúra

Počet elektrónových vrstiev: 6

1.: 2
2.: 8
3.: 18
4.: 18
5.: 8
6.: 1

Rok objavenia: 1860
Objavil: Fustov Kirchoff

FRANCIUM

Značka: Fr
Protónové číslo: 87
Bod varu: 27.0 °C (300.15 K, 80.6 °F)
Bod topenia: 677.0 °C (950.15 K, 1250.6 °F)
Počet neutrónov: 136

Atómová štruktúra

Počet elektrónových vrstiev: 7

1.: 2
2.: 8
3.: 18
4.: 32
5.: 18
6.: 8
7.: 1

Rok objavenia: 1939
Objavila: Marguerite Derey