Alkalické kovy – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr*
Charakteristika skupiny
- Elektronová konfigurace: ns1 , I. A sk. → ox. č. I (snadno odštěpují e–)
- S rostoucím Z klesá: elektronegativita ionizační energie teplota tání
- S rostoucím Z roste: atomový poloměr hustota
Výskyt
- Pouze vázaně
- Na+, K+ – rozšířené
- Li+, Cs+, Rb+ – vzácné
- Fr* – cca 15g v celém zemském povrchu
- Minerály: NaCl – halit
KCl – sylvín
NaNO3 – chilský ledek
Na2SO4.10H2O – Glauberova sůl
- Soli alkalických kovů jsou rozpustné ve vodě → zdroj = mořská voda solná jezera minerální vody solná ložiska
- Na, K – biogenní prvky
Fyzikální vlastnosti
- Stříbrolesklé měkké (dají se krájet nožem) nízká tt ρ < 1 (plavou na vodě)
- Dobré vodiče tepla a el. proudu
- Páry barví plamen (viz. analytická chemie, plamenové zkoušky)
| Cs+ | Ca2+ | Na+ | Ba2+ | Sr2+ | Li+ | K+ |
| modrá | cihlově červená | žlutá | žlutozelená | karmínově červená | purpurově červená | světle fialová |
Chemické vlastnosti
- Nejreaktivnější ze všech kovů snadno oxidují → silná redukční činidla
- Nutnost uchovávat v inertním prostředí (např. pod petrolejem)
- Reaktivita stoupá se Z
Reaktivita
- S vodíkem → hydridy
2 Na + H2 → 2 NaH - S kyslíkem → oxidy a peroxidy
4 Li + O2(vzdušný) → 2 Li2O
2 Na + O2(vzdušný) → Na2O2 - S čistým O2 počínaje K → hyperoxidy
K + O2 → KI(O2)-I - Reakce oxidů a peroxidů s vodou
Li2O + H2O → 2 LiOH
Na2O + 3 H2O → 2 NaOH + 2 H2O
K2O2 + H2O → 2 KOH + H2O2 + O2 - S dusíkem → nitridy
6 Li + N2 → 2 Li3N - S halogeny → halogenidy
obecně: 2 Me + X2 → 2 MeX - S vodou → hydroxidy + vodík
obecně: 2 Me + 2 H2O → 2 MeOH + H2
prudké reakce!
Získávání a výroba
- Li, Na – elektrolýzou tavenin chloridů nebo hydroxidů (kov se vylučuje na Fe katodě, anoda je grafitová)
- K – redukce Na z taveniny KCl
Užití
- Li – slitiny (s Mg, Al), letectví, raketoplány
- Na – redukční činidlo (výroba Ti), sodíkové výbojky (osvětlení), chladicí kapalina v jaderném reaktoru
- K – chladicí kapalina v jaderném reaktoru
Kovy alkalických zemin – Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra*
Charakteristika skupiny
- konfigurace ns2 , II. A sk. → ox. č. II
- Srovnání s I. A skupinou: větší hodnoty X, větší hodnoty ionizační energie, méně reaktivní tvrdší, křehké, vysoké tt
- Be – tvoří hlavně kovalentní sloučeniny
- Mg – kovalentní i iontové
- Od Ca – výhradně iontové
Výskyt
- Pouze vázaně
– Be
- Be3Al2(SiO3)6 – beryl
- Zelený – smaragd
- Světle modrý – akvamarín
– Mg, Ca
- Běžně rozšířené v zemské kůře
- Fosforečnany (apatity, fosfority) – Ca3(PO4)2
- Magnezit – MgCO3
- Kalcit – CaCO3
- Kazivec – CaF2
- Sádrovec – CaSO4 . 2 H2O (odrůda = alabastr)
- Biogenní prvky
- Ca – kostní hmota
- Mg – chlorofyl
- V minerální a mořské vodě – MgCl2 a MgBr2
– Sr
- Celestin – SrSO4
– Ba
- Baryt – BaSO4
– Ra*
- Vzácně, velmi radioaktivní
- Autunit = ruda uranu a radia
Fyzikální a chemické vlastnosti
– Be
- Jedovaté
- Lehký, tvrdý kov
- Nereaktivní – nekoroduje, na vzduchu se pasivuje, nereaguje s vodou
- Amfoterní charakter
– Mg
- Stříbrolesklý, lehký kov
– Ca, Sr, Ba, Ra
- Měkké kovy, na vzduchu nestálé, reaktivní
Reaktivita
- Ca + H2 → CaH2
- 2 Ca + O2 → 2 CaO
- 3 Ca + N2 → Ca3N2
- Ca + Cl2 → CaCl2
- Ca + H2O → Ca(OH)2 + H2↑
- Ca + 2 HCl → CaCl2 + H2↑
Získávání a výroba
- Elektrolýzou tavenin (chloridů)
nebo:
- Be: magneziotermie
BeCl2 + Mg → Be + MgCl2 (t↑) - Ca: aluminotermie
3 CaCl2 + 2 Al → 3 Ca + 2 AlCl3 (t↑)
Užití
- Slitiny
Elektron = Mg (90%) + Al + Zn + Mn
dobře hoří
tzv. „elektrony“ u aut jsou ve skutečnosti Alu
Slitiny Be – v letectví a kosmonautice
- Mg – do Grinardových činidel R – Mg – X pro alkylaci aldehydů a ketonů v org. chemii
- Be – moderátor neutronů v jaderných reaktorech