GYMNÁZIUM, VLAŠIM, TYLOVA 271 Autor Mgr. Mgr. Anna Doubková Číslo materiálu 5_2_CH_19 Datum vytvoření 20.10.2012 Druh učebního materiálu prezentace Ročník 1.r. VG Anotace Výklad tématu alkalické kovy Klíčová slova Sodík, draslík, lithium, rubidium Vzdělávací oblast chemie Očekávaný výstup Objasnění vlastností, reakcí a použití alkalických kovů Zdroje a citace

Alkalické kovy

Vlastnosti Alkalické kovy jsou měkké, lehké a stříbrolesklé kovy (cesium je nazlátlé), které lze krájet nožem. V Mohrově stupnici tvrdosti mají hodnoty menší než 1. Nejtvrdší ze všech alkalických kovů je lithium. Všechny dobře vedou elektrický proud i teplo, lithium, sodík a draslík jsou lehčí než voda a plovou na ní a rubidium, cesium a francium jsou těžší, klesají tedy ke dnu. V parách alkalických kovů se kromě jednoatomových částic můžeme setkat i s dvouatomovými molekulami, které mají barvu. Kationty alkalických kovů barví plamen různými barvami (Li - karmínová/červená; Na - světlá oranžová/žlutá; K - fialová).

Reaktivita Alkalické kovy jsou velmi reaktivní. Ve valenční slupce elektronového obalu mají jeden elektron, takže snadno tvoří kationty s jedním kladným nábojem. Reaktivita alkalických kovů stoupá s protonovým číslem prvku - lithium je nejméně reaktivní a francium je nejreaktivnější. Reagují přímo s halogeny za vzniku iontových solí a s vodou za vzniku silných hydroxidů.

Vzniklé solvatované elektrony jsou velmi dobrým redukčním činidlem. Alkalické kovy jsou známé bouřlivou reakcí s vodou, tato reaktivita se zvyšuje se stoupajícím protonovým číslem prvku. Při reakci vzniká hydroxid, uvolňuje se plynný vodík a velké množství tepla. 2 K + 2 H2O → 2 KOH + H2 V kapalném amoniaku se alkalické kovy rozpouštějí za vzniku tmavě modrých roztoků. K + NH3 → K+ + e− Vzniklé solvatované elektrony jsou velmi dobrým redukčním činidlem. Kromě těchto dvou základních reakcí reagují alkalické kovy také s kyslíkem za vzniku oxidů, peroxidů nebo hyperoxidů, za mírného zahřátí s vodíkem a dusíkem. I když je lithium nejméně reaktivní, tak jako jediné reaguje s dusíkem za normální teploty a při zahřátí také dokonce s uhlíkem a křemíkem.

Výskyt v přírodě   Díky vysoké reaktivitě se alkalické kovy volně v přírodě nevyskytují.Hojně se však vyskytují ve sloučenin. Sodík a draslík dokonce patří mezi deset nejhojněji se vyskytujících prvků na zemi. Velké množství alkalických kovů se nachází v mořské vodě, v podobě svých iontových sloučenin - solí (nejvíce je zastoupena sůl NaCl a sylvín KCl). Odtud se také získávají. Tyto rozpuštěné minerály se také nacházejí v oblastech, kde dříve bylo moře, ale při vrásnění se postupně moře vysušilo a minerály zkrystalizovaly. Proto se zejména ve střední Evropě (v okolí Solnohradu) vyskytují velká podzemní naleziště kamenné soli. V poměrně velkém množství se také vyskytují ledky, zejména na chilském pobřeží, které vznikly mineralizací rostlinných zbytků.

Využití Alkalické kovy se dají použít především jako dobrá redukovadla v organické chemii nebo analytické chemii, ale vzhledem k jejich vysoké reaktivitě se na tyto reakce ve velkém nepoužívají. Z čistých kovů má největší využití lithium, které je nejstálejší na vzduchu a nejméně reaktivní. U ostatních alkalických kovů jsou významné především jejich sloučeniny. 

Lithium Chemická značka Li, (lat. Lithium) je nejlehčí z řady alkalických kovů, značně reaktivní, stříbřitě lesklého vzhledu.

Výskyt v přírodě V zemské kůře je lithium obsaženo v množství 20 - 60 mg/kg, mořská voda vykazuje průměrný obsah lithia 0,18 mg Li/l. Ve vesmíru patří lithium mezi poměrně vzácné prvky – na jeden jeho atom připadá přibližně 1 miliarda atomů vodíku. V přírodě je lithium přítomno v nevelkém množství jako příměsi různých hornin (rudy lithia obsahují okolo 1-6 % lithia), nejznámější minerály obsahující lithium jsou aluminosilikáty lepidolit KLi2[AlSi3O6(OH, F)4] (OH, F)2, spodumen LiAl[Si2O6], trifylin LiFe[PO4] a petalit (Li, Na)AlSi4O10 Polovina známých zásob lithia leží v Bolívii na dně solných pánví - největší z nich je Salar de Uyuni.

Výroba Kovové lithium lze průmyslově nejsnáze připravit elektrolýzou roztaveného chloridu lithného, protože je čistý chlorid nejlépe získatelný a má relativně nízkou teplotu tání. K přípravě lithia je možno použít i snadněji tavitelnou směs chloridu lithného a chloridu draselného. V současné době se vyrobí okolo 10 tun lithia ročně.

Využití Elementární lithium se uplatňuje v jaderné energetice, kde v jistých typech reaktorů slouží roztavené lithium k odvodu tepla z reaktoru. V současné době patří lithiové baterie a akumulátory k velmi perspektivním prostředkům pro dlouhodobější uchování elektrické energie a jejich využití v elektronice stále silně roste. Organické soli lithia se používají ve farmaceutickém průmyslu jako součásti uklidňujících léků tlumících afekt. Lithium je přísadou pro výrobu speciálních skel a keramik, především pro účely jaderné energetiky, ale i pro konstrukci hvězdářských teleskopů.

Sodík Chemická značka Na, (lat. Natrium) je nejběžnějším prvkem z řady alkalických kovů, hojně zastoupený v zemské kůře, mořské vodě i živých organizmech.

Historický vývoj O sodných sloučeninách se zmiňuje již Starý zákon. Označují v něm látku neter vhodnou jako prostředek praní. Tato sloučenina je nám dnes známa jako soda - uhličitan sodný Na2CO3. V té době v sodě byl přimíchán i potaš - uhličitan draselný K2CO3

Výskyt v přírodě Sodík je poměrně bohatě zastoupen na Zemi i ve vesmíru. Předpokládá se, že zemská kůra obsahuje 2,4 – 2,6 % sodíku, čímž se řadí na 5. místo ve výskytu prvků na Zemi. Mořská voda obsahuje sodík jako hlavní kation v koncentraci přibližně 10,5 g Na/l. Ve vesmíru připadá jeden atom sodíku přibližně na 800 tisíc atomů vodíku. Značný obsah sodíkových iontů nalézáme také ve všech podzemních minerálních vodách, které se dostaly do dlouhodobého kontaktu s horninami a sodíkové ionty se do nich vyloužily.

Příkladem minerálů biogenního původu je chilský ledek, chemicky dusičnan sodný NaNO3, který se nachází na chilském pobřeží. Další minerály sodíku jsou kryolit Na3AlF6, thenardit Na2SO4, Glauberova sůl Na2SO4.10 H2O, glauberit Na2SO4.CaSO4, glaserit NA2SO4.3 K2SO4, solfatarit NaAl(SO4)2.12 H2O, soda Na2CO3, trona Na2CO3.NaHCO3.2 H2O, borax Na2B4O7.10 H2O a další mnohé živce, slídy, alkalické pyroxeny, alkalické amfiboly a zeolity. Sodík patří mezi biogenní prvky a nachází se ve všech buňkách rostlinných i živočišných tkání.

Využití Roztavený kovový sodík se často uplatňuje v jaderné energetice a v leteckých motorech jako látka odvádějící teplo. Elementární sodík je mimořádně silné redukční činidlo. Vysoušejí se s ním kapaliny a transformátorový olej. Hydroxid sodný se používá při výrobě mýdel reakcí s vyššími tzv. mastnými kyselinami. Siřičitan sodný se používá ve fotografickém průmyslu v ustalovací fázi a u výbojek. Peroxid sodný se používá pro poutání vzdušného oxidu uhličitého v ponorkách a dýchacích přístrojích pro potápěče pod názvem oxon. Kyanid sodný NaCN slouží k vyluhování zlata.

Draslík Chemická značka K, (lat. Kalium) je velmi důležitým prvkem z řady alkalických kovů, hojně zastoupený v zemské kůře, mořské vodě i živých organizmech. Autorem jeho českého a slovenského názvu je Jan Svatopluk Presl.

Výskyt v přírodě Draslík spolu se sodíkem patří mezi biogenní prvky a poměr jejich koncentrací v buněčných tekutinách je významným faktorem pro zdravý vývoj organizmu. Obvykle je zdůrazňována významná role draslíku, naopak vysoká konzumace sodných solí je pokládána za zdraví ohrožující. Vyšší koncentrace draslíku je v lidském těle uvnitř buněk, k uvolňování ven dochází pomocí draslíkových kanálů při přenosu vzruchu.

Využití Vzhledem ke své mimořádné nestálosti a reaktivitě se čistý kovový draslík prakticky využívá pouze minimálně. Ve výjimečných případech je používán k redukčním reakcím v organické syntéze nebo analytické chemii. Dusičnan draselný se používá jako draselné hnojivo a zároveň nalézá využití v pyrotechnice jako silné oxidační činidlo. Síran draselný se používá při výrobě skla, kamence draselného a používá se jako hnojivo.

Draslík se v malém množství používá pro výrobu fotoelektrických článků. Uhličitan draselný, starším názvem potaš se používá převážně při výrobě skla, v textilním a papírenském průmyslu, jako součást pracích prášků, při výrobě pigmentů, v barvířství a běličství a při praní vlny. Používá se také pro přípravu kyanidu draselného.

Rubidium Chemická značka Rb, (lat. Rubidium) je prvkem z řady alkalických kovů, vyznačuje se velkou reaktivitou a mimořádně nízkým redox-potenciálem. Díky své velké reaktivitě se v přírodě setkáváme pouze se sloučeninami rubidia a to pouze v Rb+.

Výskyt v přírodě Obsah rubidia v zemské kůře je poměrně vysoký, předpokládá se, že zemská kůra obsahuje 100 – 300 mg Rb/ kg a ve výskytu se řadí na stejnou úroveň jako nikl, měď nebo zinek. Průměrný obsah v mořské vodě je přibližně 0,12 mg Rb/l. Ve vesmíru se předpokládá výskyt 1 atomu rubidia na přibližně 6 miliard atomů vodíku.

Využití Jeho nízký ionizační potenciál dává možnost jeho uplatnění ve fotočláncích, sloužících pro přímou přeměnu světelné energie v elektrickou. Zároveň je proto perspektivním médiem pro iontové motory, jako pohonné jednotky kosmických plavidel. Při výrobě katodových trubic, pracujících s nízkotlakou náplní inertního plynu se užívá rubidia jako getru, tj. látky sloužící k zachycení a odstranění posledních zbytků reaktivních přimíšených plynů.