MASARYKOVA UNIVERZITA PEDAGOGICKÁ FAKULTA KATEDRA FYZIKY, CHEMIE A ODBORNÉHO VZDĚLÁVÁNÍ Kovy alkalických zemin Anorganická chemie 2 Zámečníková Zdeňka 432965 Kovy alkalických zemin 1. Úvod Kovy alkalických zemin získali svůj název podle oxidů a hydroxidů, které se podobají svou zásaditostí alkalickým kovům, ale jsou málo rozpustné. Mezi kovy alkalických zemin patří vápník, stroncium, baryum a radium. V periodické tabulce prvků se nachází ve 2. skupině. Elektronová konfigurace valenčních elektronů je ns^2. PRVEK ZNAČKA Z ELEKTRONOVÁ KONFIGURACE ELEKTRONEGATIVITA VÁPNÍK Ca 20 [Ar]4 s^2 1,0 STRONCIUM Sr 38 [Kr]5 s^2 0,99 BARYUM Ba 56 [Xe]6 s^2 0,97 RADIUM Ra 88 [Rn]7 s^2 0,97 2. Chemické vlastnosti prvků Kromě dominujících chemických vlastností, které plynou z postavení prvků ve skupině, se v jejich chemii uplatňují i vlastnosti plynoucí z tzv. úhlopříčných vztahů. Proto jsou vápník, stroncium a baryum blízké těžším alkalickým kovům. Kvůli nízké elektronegativitě vápníku, stroncia a barya je pro ně příznačná tvorba iontových vazeb. Vápník, stroncium a baryum jsou měkké, snadno tavitelné a na vzduchu nestálé. Spontánně reagují s vodou za vzniku hydroxidů a vývoje vodíku. 3. Výroba prvků Nejčastěji se kovy alkalických zemin vyrábí elektrolýzou tavenin chloridů, nebo redukcí příslušných halogenidů sodíkem: CaCl[2] + 2 Na → 2 NaCl + Ca 4. Jednotlivé prvky 4.1 Vápník Objevitel: sir Humphrey Davy (1808) Vlastnosti Vápník je šedobílý, na čerstvém řezu lesklý, měkký, neušlechtilý kov. Snadno se rozpouští ve zředěných minerálních kyselinách: Ca + 2HCl → CaCl[2] + H[2][] Výroba a využití Zdrojem pro výrobu vápenatých sloučenin je mimo jiné i vápenec CaCO[3]. Technický význam mají hlavně CaO, Ca(OH)[2], CaCl[2], CaC[2] a CaCN[2]. Oxid vápenatý se vyrábí ve vápenkách žíháním vápence na 900°C: CaCO[3] → CaO + CO[2] Má rozsáhlé využití ve stavebnictví, slouží k výrobě Ca(OH)[2], uplatňuje se jako přísada v hutnictví a sklářském průmyslu, používá se také jako hnojiva. Hydroxid vápenatý, který se připravuje hašením CaO s vodou, má také velký význam. Je nezbytný při výrobě Na[2]CO[3] Solvayovým pochodem, při výrobě papíru, hnojiv, zpracování surových kůží, v cukrovarnictví a samozřejmě ve stavebnictví. Chlorid vápenatý se vyrábí reakcí vápence s kyselinou chlorovodíkovou: CaCO[3] + 2 HCl → CaCl[2] + CO[2] + H[2]O Sloučeniny Ve sloučeninách se vyskytuje výhradně v oxidačním stupni II. Vápník vytváří také komplexní sloučeniny, ve kterých má koordinační číslo 6. Vodné roztoky solí vápníku jsou bezbarvé, nerozpustné sloučeniny vápníku jsou bílé, mezi barevné výjimky patří chroman vápenatý CaCrO[4] - žlutý, boritan vápenatý Ca[3](BO[3])[2] – modrý nebo černý silicid vápenatý CaSi[2]. 4.2 Stroncium Objevitel: Martin Heinrich Klaproth, Adair Crewford (1790) Vlastnosti Stroncium je šedobílý, lesklý a poměrně měkký kov. Kovové stroncium se na vzduchu rychle pokrývá nažloutlou vrstvou oxidu strontnatého. Výroba a využití Výroba kovového stroncia se provádí elektrolýzou tavenin jeho halogenidů nebo aluminotermickou redukcí oxidu strontnatého: 3SrO + 2Al → 3Sr + Al[2]O[3] Chlorid strontnatý SrCl[2]se používá do zubních past pro citlivé zuby, oxid strontnatý SrO je součástí glazur a skel. Titaničitan strontnatý SrTiO[3] má velmi vysoký index lomu světla a používá se v optice a jako náhrada diamantu a sulfid strontnatý SrS je součástí depilačních prostředků a luminiscenčních barev. Sloučeniny Stroncium je chemicky velmi reaktivní prvek, s řadou ostatních prvků se přímo slučuje. Ve sloučeninách vystupuje stroncium téměř bez výjimky jako dvojmocný kation Sr^2+, za zvláštních podmínek může stroncium ve sloučeninách existovat i v oxidačním stupni -II jako stroncidový anion. Stroncidy jsou velmi nestabilní sloučeniny, které působí jako silná redukční činidla. 4.3 Baryum Objevitel: sir Humphrey Davy (1808) Vlastnosti Baryum je šedobílý, lesklý a měkký kov. Je to chemicky značně reaktivní prvek s elektropozitivním charakterem. Zapáleno 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. Dobře se rozpouští ve zředěných minerálních kyselinách: Ba + 2HCl → BaCl[2] + H[2] Výroba a využití Barnaté soli jako BaCl[2], BaCO[3], Ba(NO[3])[2], BaSO[4] a BaS se vyrábí z barytu (těživce)BaSO[4]a poměrně vzácného minerálu witheritu BaCO[3]. Sulfid barnatý se připravuje z barytu redukcí uhlíkem BaSO[4] + 4C → BaS + 4CO při vysoké teplotě (asi 950 – 1100°C) a je výchozí látkou pro výrobu dalších barnatých solí. Reakcí suspenze BaS ve vodě s uhličitanem sodným se získá BaCO[3], obdobnou reakcí BaS s kyselinou chlorovodíkovou se vyrábí chlorid barnatý BaCl[2] (viz reakce výše). Chlorid barnatý se používá v ocelářství i jako složka některých tavných směsí v elektrometalurgii apod. Dusičnan barnatý se vyrábí pro potřeby sklářského průmyslu. Velmi důležitým pigmentem je litopon, směs BaSO[4] a ZnS, připravovaná reakcí: BaS + ZnSO[4] → BaSO[4] + ZnS Sloučeniny V přírodě se elementární baryum nevyskytuje, jeho výskyt je znám pouze ve sloučeninách, ve kterých vystupuje výhradně jako dvoumocný kation Ba^2+ 4.4 Radium Objevitel: Marie Curieová a Pierre Curie (1898) Vlastnosti Radium je bílý, lesklý radioaktivní kov, chemickými vlastnostmi podobný baryu. V minerálních kyselinách se rozpouští za vzniku radnaté soli a vývoje vodíku, výjimkou je reakce radia se zředěnou kyselinou dusičnou, při které se vodík neuvolňuje: Ra + 2HCl → RaCl[2] + H[2] 4Ra + 10HNO[3 ] → 4Ra(NO[3])[2] + N[2]O + 5H[2]O Výroba a využití Elementární radium lze připravit elektrolytickým rozkladem chloridu radnatého. Průmyslově se vyrobí několik gramů radia ročně, což stačí pokrýt celosvětovou potřebu. Radium se využívá v tzv. radioterapii k ozařování zhoubných nádorů. Sloučeniny Všechny sloučeniny radia se velmi podobají sloučeninám barya. Pouze nerozpustné soli radia jsou o něco rozpustnější než barnaté a všechny soli radia jsou silně radioaktivní. Použité zdroje Klikorka, J., Hájek, B., & Votinský, J. (1989). Obecná a anorganická chemie. (2., nezměn. vyd., 592 s.) Praha: SNTL - Nakladatelství technické literatury. Periodická tabulka: Chemické prvky [online]. 2009 [cit. 2015-11-29]. Dostupné z: http://www.prvky.com/