KOVY ALKALICKÝCH ZEMIN VÁPNÍK Chemické vlastnosti a reakce vápníku: - Poměrně měkký, lehký, reaktivní kov - Patří mezi lepší vodiče el. proudu a tepla - Prudce reaguje s vodou za vzniku hydroxidu a vývoje vodíku Ca + 2H[2]O → Ca(OH)[2] +H[2] - Při teplotě nad 200°C reaguje s vodní párou za vzniku oxidu a hydridu 2Ca + H[2]O → CaO + CaH[2] Sloučeniny vápníku: - Ve sloučeninách se vyskytuje výhradně v oxidačním stupni II - Vodné roztoky solí vápníku jsou bezbarvé, nerozpustné sloučeniny vápníku jsou bílé Výskyt vápníku v přírodě: - Elementární vápník se v přírodě nevyskytuje - Vápník je třetí nejrozšířenější kov a pátý nejrozšířenější prvek v přírodě - Mezi důležité užitkové nerosty vápníku jsou minerály kalcit (vápenec) CaCO[3], dolomit CaCO[3]*MgCO[3], anhydrit (sádrovec) CaSO[4]*2H[2]O, fluorit (kazivec) CaF[2] Výroba vápníku: - Vápník se vyrábí elektrolýzou taveniny svých halogenidů; základní surovinou je CaCl[2 ](chlorid vápenatý) Využití vápníku: - Obrovský význam mají sloučeniny vápníku pro výrobu stavebních materiálů (cement, sádra, vápno) - CaO[2] (peroxid vápníku) se používá jako hnojivo - Ca(MnO[4])[2] (manganistan vápenatý) je složkou bělících zubních past - Vápník má obrovský význam pro lidský organismus: je nejdůležitější látkou při tvorbě kostí a zubů, ovlivňuje srážlivost krve; nedostatek vápníku může způsobit poruchy růstu u dětí a u dospělých způsobuje řídnutí a měknutí kostí STRONCIUM Chemické vlastnosti a reakce stroncia: - Šedobílý, lesklý a poměrně měkký kov - Sr reaguje s neoxidujícími kyselinami za vzniku strontnaté soli a vývoje vodíku Sr + 2HCl → SrCl[2] + H[2] - Sr je značně reaktivní prvek - Oxidační číslo je Sr^2+ Výskyt stroncia v přírodě: - Volné stroncium v přírodě není - Důležité minerály stroncia jsou SrSO[4] (celestin) a SrCO[3] (stroncianit) - Nejvyšší obsah stroncia má SrF[2 ](fluorid strontnatý) Výroba stroncia: - Pro průmyslovou výrobu je hlavním zdrojem stroncia Sr(NO[3])[2] (dusičnan strontnatý) - Výroba kovového stroncia se provádí elektrolýzou tavenin jeho halogenidů nebo aluminotermickou redukcí oxidu strontnatého 3SrO + 2Al → 3Sr + Al[2]O[3] Praktické využití stroncia: - SrCl[2] (chlorid strontnatý) se používá do zubních past pro lidi s citlivými zuby - Dusičnan strontnatý Sr(NO[3])[2], bromid strontnatý SrBr[2] a chlorečnan strontnatý Sr(ClO[3])[2] se využívají v pyrotechnice – barví plamen intenzivně červeně - SrO[2] (peroxid strontnatý) se používá jako bělidlo - Radioaktivní izotop ^90Sr je silný zdroj beta záření a využívá se v radioterapii BARYUM Chemické vlastnosti a reakce barya: - Šedobílý, lesklý a měkký kov - Chemicky značně reaktivní prvek s elektropozitivním charakterem - Hoří na vzduchu za vzniku oxidu BaO, peroxidu BaO[2] a nitridu Ba[3]N[2] - S vodou bouřlivě reaguje za vzniku hydroxidu Ba(OH)[2] a vývoje vodíku - Všechny rozpustné sloučeniny barya jsou jedovaté Výskyt barya v přírodě: - V přírodě se elementární baryum nevyskytuje - Výskyt je znám pouze ve sloučeninách, ve kterých vystupuje výhradně jako dvoumocný kation Ba^2+ - Nejznámějšími minerály jsou: baryt BaSO[4], witherit BaCO[3] a nitrobaryt Ba(NO[3])[2], benitoid BaTiSi[3]O (ve šperkařství jako náhrada diamantu) Výroba a využití barya: - Výroba barya se provádí tavnou elektrolýzou fluoridu nebo chloridu: nejprve se provede redukce barytu uhlíkem (redukce barytu se provádí v elektrické peci při teplotě 950-1100°C a jejím produktem je rozpustný sulfid barnatý, který se reakcí s kyselinou fluorovodíkovou nebo chlorovodíkovou převede na příslušný halogenid potřebný k tavné elektrolýze): BaSO[4] + 4C → BaS + 4CO BaS + 2HCl → BaCl[2] + H[2]S - Dalším způsobem je redukce oxidu barnatého hliníkem nebo křemíkem: 3BaO + 2Al → 3Ba + Al2O[3] 3BaO + Si → 2Ba + BaSiO[3] - Baryum se používá jako složka některých slitin (s niklem - kabely k zapalovacím svíčkám), k výrobě bílých pigmentů, plniva plastických hmot a k ochranným nátěrům proti RTG a radioaktivnímu záření Sloučeniny barya: - Síran barnatý BaSO[4] - kontrastní látka při radiodiagnostických metodách v medicíně, bílý pigment a plnivo - Siřičitan barnatý BaSO[3] - bělidlo papíru - Uhličitan barnatý BaCO[3] - jako jed na krysy - Fluorid barnatý BaF[2] - k výrobě detektorů rentgenového a gama záření RADIUM Chemické vlastnosti a reakce radia: - Při zahřátí na teplotu 100°C na vzduchu radium hoří za vzniku oxidu radnatého RaO a nitridu radnatého Ra[3]N[2]: 2Ra + O[2] → 2RaO 3Ra + N[2] → Ra[3]N[2] - S vodou reaguje kovové radium prudce za vývoje vodíku a za vzniku hydroxidu radnatého: Ra + 2H[2]O → Ra(OH)[2] + H[2] - Ve sloučeninách vystupuje radium v oxidačním stupni II jako radnatý kation Ra^2+ Výskyt radia v přírodě: - Radium je obsaženo v důlních vodách uranových dolů - Známým nerostem radia je radiobaryt (Ba,Ra)SO[4] - Pro objev radia měla zásadní význam těžba uranových rud a výroba uranových barev v Jáchymově (právě v odpadu z jáchymovské továrny na uranové barvy objevila M. Curie v roce 1898 nový prvek – radium) Výroba a využití radia: - Čisté kovové radium se nevyrábí, pro technické a léčebné využití se používají pouze jeho sloučeniny - Praktické využití nachází radium jako zdroj radioaktivního záření pro léčebné, diagnostické i další účely - Rudný koncentrát s obsahem radia se oxidačně praží (tím dojde k odstranění síry a arsenu) - výpražek se rozpustí v kyselině sírové a působením chloridu barnatého se vysráží radium