Alkalické kovy, ns1 Lithium, sodík, draslík, rubidium, cesium, francium •Alkalické kovy jsou stříbřité kovy, na čerstvém řezu lesklé, pouze cesium má zlatožlutý odstín. • Je nutno uchovávat v inertním rozpouštědle (alifatické uhlovodíky, parafinový olej, petrolej) nebo v inertní atmosféře. • Všechny prvky této skupiny jsou silně elektropozitivní •cesium je nejelektropozitivnější prvek (nepočítáme-li radioaktivní francium). Některé vlastnosti alkalických kovů Prvek Li Na K Rb Cs Fr atomové číslo 3 11 19 37 55 87 hustota 0,534 0,968 0,856 1,532 1,90 ? teplota tání °C 180,5 97,8 63,2 39,0 28,5 27 teplota varu °C 1347 881,4 765,5 688 705 667 kovový poloměr (pm) 152 186 227 248 265 ? iontový poloměr (pro k.č. 6, pm) 76 102 138 152 167 180 I. ionizační energie (eV) 5,390 5,138 4,339 4,176 3,893 4,0 II. ionizační energie (eV) 75,62 47,29 31,81 27,36 23,4 ? elektronegativita (Allred-Rochow) 0,97 1,01 0,91 0,89 0,86 0,86 Alkalic-kovy-plamen Měkké kovy – dají se krájet nožem Redukční vlastnosti natrium Barvení plamene Výskyt v minerálech (jezero Bernic, Manitoba) HALIT NaCl halit_1 halit_3 KRYOLIT kryolit1 SYLVÍN sylvín Reaktivita alkalických kovů Chemie je relativně jednoduchá a souvisí se snadným vznikem ox. stavu + I, výjimečně i –I (v natridech) • tvorba především iontových sloučenin • pouze u lithia se pozoruje častěji kovalentnější charakter vazeb • chemie lithia se značně podobá chemii hořčíku (diagonální podobnost) • • • • tvorba komplexů není typická, nejznámější jsou komplexy s makrocyklickými ligandy (crowny, kryptandy) • • Typické reakce alkalických kovů Reakce s vodou Reakce nekovových halogenidů Redukční účinky alkalických kovů Ø reakce s většinou prvků probíhají přímo Øna vzduchu se kovy pokrývají vrstvičkou oxidačních produktů – oxidy, peroxidy, hyperoxidy, hydroxidy, uhličitany alkalických kovů Výroba lithia Lithium: elektrolýza taveniny LiCl a KCl při teplotě 450 °C Li má nejnižší hustotu vůbec jeho slitiny s hořčíkem a hliníkem (např. tzv. LA141 o složení 14 % Li, 1 % Al a 85 % Mg) slouží jako konstrukční materiál v kosmické technice. Výroba sodíku Sodík: elektrolýza taveniny NaCl / CaCl2 při teplotě 580 °C (samotný NaCl taje při 808 °C) Draslík: 1.elektrolýza KCl , 2. redukce taveniny KCl sodíkem Cesium: redukce taveniny dichromanu cesného zirkoniem Výroba ostatních alkalických kovů Sloučeniny: • hydridy • peroxidy • superoxidy • halogenidy • sulfidy • hydroxidy • uhličitany, hydrogenuhličitany Soubor:Potassium carbonate.jpg Sloučeniny alkalických kovů s kyslíkem Alkalické kovy tvoří s kyslíkem: oxidy (O2-), peroxidy (O2 2-), hyperoxidy (O2-), příp. suboxidy Výroba Na2O 6 KOH + 4 O3 ® 4 KO3 + KOH.H2O + O2 Vznik ozonidů 2 Na + O2 ® Na2O2 Na2O2 + O2 ® 2 NaO2 Výroba peroxidu a hyperoxidu sodného Reakce ozonidů Struktury některých kyslíkatých sloučenin Hyperoxid KO2 Ozonid KO3 Reakce peroxidu sodíku s CO2 vede k přípravě uhličitanů alkalických kovů Reakce peroxidu sodíku s vodou vede k přípravě peroxidu vodíku Další praktické aplikace kyslíkatých sloučenin sodíku 2 Na2O2 + 2 CO2 ® 2 Na2CO3 + O2 Na2O2 + CO ® Na2CO3 Reakce peroxidu sodíku s CO a s CO2 jsou využívány v dýchacích přístrojích (hasiči, ponorky, kosmické lodě): Sloučeniny alkalických kovů se sírou Sulfidy alkalických kovů jsou : vrozpustné ve vodě v vkrystalují s mnoha molekulami vody v vpodléhají hydrolýze Hydridy alkalických kovů Vznikají přímou syntézou (nejstálejší je LiH) LiH + H2O ® H2 + LiOH 4 LiH + BF3 ® Li[BH4] + 3 LiF 4 NaH + AlBr3 ® Na[AlH4] + 3 NaBr 4 NaH + TiCl4 Ti + 4 NaCl + H2 Redukční účinky: Reakce LiH je živá, s NaH a dalšími až explozivní Výroba mravenčanu sodného Tvorba komplexních hydridů (význam v organické syntéze) Sloučeniny alkalických kovů s dusíkem Lithium tvoří s dusíkem přímou reakcí nitrid Li3N a imid Li2NH Roztoky alkalických kovů v kapalném amoniaku: Ø vznikají rozpuštěním alkalického kovu v kapalném amoniaku jako intenzivně modré roztoky Øz barvy, magnetických a elektrických vlastností lze usoudit na přítomnost solvatovaných elektronů, které jsou obklopeny dvěma až třemi molekulami amoniaku Ø Ø roztoky nejsou příliš stálé a přecházejí na amidy Ø 2 M + 2 NH3 ® MNH2 + H2 e- (NH3)2-3 Soli alkalických kovů Obecné vlastnosti: Ø kationty jsou bezbarvé Ø chemické vlastnosti solí alkalických kovů jsou ve velké většině dány charakterem centrálního atomu aniontové složky (tedy i jejich barva) Ø vznikají nejčastěji neutralizací příslušných kyselin a odpovídajícími hydroxidy alkalických kovů Ø většina těchto solí je dobře rozpustná ve vodě, kde se chovají jako silné elektrolyty Ø soli slabých kyselin jsou částečně hydrolyzovány ØK, Rb, Cs, je možno srážet jako chloristany Dusičnany alkalických kovů Halogenidy alkalických kovů Existují všechny Technicky důležité sloučeniny alkalických kovů a) Výroba NaOH kaustifikací sody – dnes je zastaralá a nepoužívá se b) Výroba NaOH elektrolýzou solanky (až 70% roztok NaCl ve vodě) Metoda difragmová Metoda amalgámová Hydroxid sodný Technicky důležité sloučeniny alkalických kovů Soda (Solvayův způsob) ze solanky (cca 70% roztok NaCl) NaHCO3 se termicky rozkládá (kalcinuje) na Na2CO3 Pozn: k salmiaku se přidá Ca(OH)2 uvolněný NH3 se zavede zpět do výroby. Þ Jediným odpadem je CaCl2 – slouží jako součást posypového materiálu silnic. Potaš (výroba Engelovou metodou) •Sloučeniny alkalických kovů a jejich použití: •K2O2 a Na2O2 - bělicí účinky •NaOH, KOH – žíraviny, odmašťování kovů, výroba celulózy, tuků, plastů •NaHCO3 – jedlá soda, bílá krystalická látka, proti překyselení žaludku, kypřicí prášek do těsta, šumivé přípravky, sněhové hasicí přístroje •Na2CO3 – soda se využívá při výro bě skla, v textilním a papírenském průmyslu. •K2CO3 – potaš, výroba mýdel a chem. skla •NaCl, KCl – domácnost, hnojiva •KNO3 – hnojiva •NaNO3 – chilský ledek, hnojiva (pozn. Ca(NO3)2 – ostravský ledek) •KClO3 – travex, ničí trávu a plevel •KMnO4 – hypermangan, fialová krystalická látka, desinfekce