Alkalické kovy – Na, K Charakteristika skupiny Alkalické kovy se nachází v 1. skupině a 3. periodě periodické tabulky. Patří mezi ně Li, Na, K, Rb, Cs a Fr. Jejich elektronová konfigurace je ns^1. Jsou nestálé na vzduchu, mají značnou reaktivitu, malou mechanickou pevnost a nízký bod tání. Vazebné možnosti atomů Ve valenční sféře mají 1 elektron, kterého se snaží zbavit a dosáhnout tak elektronové konfigurace vzácných plynů. Proto jsou velmi reaktivní a reaktivita roste směrem dolů (od Li k Cs, Fr je vzácný a silně radioaktivní prvek, z chemického hlediska nemá význam). Ionizační energii mají naopak malou a ta klesá směrem dolů. Mají také malou elektronegativitu. Ve sloučeninách tvoří iontové vazby a mají kladný oxidační stav I. Nepolární kovalentní vazby tvoří ve svých dvouatomových molekulách (v plynné fázi). Kovová vazba se nachází v tuhých a kapalných kovech. Chemické vlastnosti atomů Alkalické kovy na vzduchu oxidují za tvorby oxidů, hydroxidů nebo uhličitanů. Tvoří oxidy, hydroxidy od Na a hyperoxidy od K. Produkty spalování alkalických kovů Li Na K Rb Cs Spalování na vzduchu Li[2]O Na[2]O[2] K[2]O[2] Rb[2]O[2] Cs[2]O[2] Spalování v kyslíku Li[2]O Na[2]O[2] KO[2] RbO[2] CsO[2] Reakcí s plynným vodíkem vznikají iontové hydridy, se sírou vznikají sulfidy, s halogeny vznikají halogenidy, s alkoholy alkoholáty, s amoniakem vznikají amidy a vodík, s vodou hydroxidy. Sloučeniny Po přechodu do oxidačního stavu I, ztrácejí svoji reaktivitu a mají konfiguraci vzácného plynu. Kationty lithných, sodných a draselných, rubidných, a cesných solí jsou bezbarvé. Oxidy alkalických kovů se připravují reakcí peroxidu či hyperoxidu s alkalickým kovem: KO[2] + 3 K ® 2 K[2]O Hydroxidy alkalických kovů jsou silné báze (bazicita vzrůstá směrem dolů od LiOH po CsOH). Příprava většiny solí alkalických kovů např.: – neutralizační reakce kyseliny a hydroxidu alkalického kovu: NaOH + HBr ® NaBr + H[2]O – reakce kyselého oxidu s hydroxidem alkalického kovu: KOH + CO[2] ® KHCO[3] Na a K (i Li) tvoří organokovové sloučeniny (vazba uhlík-kov) – reakce uhlovodíku s alkalickým kovem. Sodík a draslík jsou významné biogenní prvky, uplatňující se v metabolismu buněk. Sodné a draselné kationty jsou např. důležité v mechanismu vedení vzruchu po nervové synapsi a ovlivňují osmotické tlaky intra- a extracelulární kapaliny. Ty to dva prvky se používají hlavně v průmyslu, v zemědělství a potravinářství. Sodík – Na – Natrium ^ Objevil ho v roce 1807 Sir Humphry Davy (anglický chemik). Vlastnosti [Ne] 3s^1. Je to měkký, lehký a stříbrolesklý kov. Malá hodnota elektronegativity a ionizační energie. Barví plamen žlutě. Na vzduchu se sodík oxiduje, proto se uchovává v ochranném prostředí (petrolej). Má nižší hustotu než voda. Použití Silné redukční činidlo (sebe oxiduje), sodíkové elektrické lampy, plamenové zkoušky. NaCl – sůl kamenná se používá v potravinářství. NaHCO[3] – jedlá soda je součást kypřícího prášku, neutralizace poleptání kyselinou, při překyselení žaludku, výroba hasicích přístrojů. NaNO[3] – hnojivo. NaOH – používá se na výrobu mýdel, léčiv, v laboratořích. Na[2]CO[3] – soda, používá se při výrobě skla, v textilním a papírenském průmyslu. Výroba např.: hydroxidu sodného (kaustifikace): Na[2]CO[3] + Ca(OH)[2] ® CaCO[3] + 2 NaOH Draslík – K – Kalium Objevil ho v roce 1807 Sir Humphry Davy. Vlastnosti [Ar] 4s^1. Je to měkký, lehký a stříbrolesklý kov. Malá hodnota elektronegativity a ionizační energie. Má větší reaktivitu než sodík (roste směrem dolů). Barví plamen světle fialově. Na vzduchu se sodík oxiduje, proto se uchovává v ochranném prostředí (petrolej). Má nižší hustotu než voda. Použití Silné redukční činidlo. Je nezbytný pro růst rostlin, proto se používá na hnojení (ve formě dusičnanů – KNO[3]) KOH – k výrobě mýdel, při výrobě léčiv. K[2]CO[3] – při výrobě skla, v textilním a papírenském průmyslu. KNO[3] – hnojivo a pyrotechnika