Prvky I.A skupiny - alkalické kovy, vodík charakteristika: zásadotvorné kovy s vyjímkou vodíku elektropozitivní prvky – jejich atomy mají nízké hodnoty elektronegativit s – prvky – valenční elektron(y) v orbitalech s

vodík (1H) výskyt: nejrozšířenější prvek ve vesmíru a třetí nejrozšířenější prvek na Zemi volný vodík se nachází např. v plynném obalu hvězd na Zemi se volný vodík za běžných podmínek nevyskytuje, vázaný ve sloučeninách např.: významný biogenní prvek

laboratorní příprava: reakcí elektropozitivních kovů s vodou: 2Na + 2H2O → NaOH + H2 reakcí zředěných kyselin s elektropozitivními kovy: Mg + 2HCl → H2 + MgCl2 elektrolýzou okyselené vody s platinovými elektrodami: (katoda – H2, anoda – O2)

průmyslová výroba: reakcí vodní páry s koksem nebo methanem: H2O + C → CO + H2 (t = 1000°C) CH4 + H2O → CO + H2 (t = 1100°C) vedlejší produkt při výrobě chlóru a hydroxidu sodného

vlastnosti: v přírodě se vyskytuje jako směs tří izotopů: 1H, 2H,3H bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, 14,4 x lehčí než vzduch obtížně se zkapalňuje a přeměňuje na pevnou látku, uchovává se v tlakových lahvích s červeným pruhem

molekulový vodík je málo reaktivní - vysoká vazebná energie zapálen na vzduchu shoří - reaguje se vzdušným kyslíkem za vzniku vody - exotermická reakce: 2H2(g) + O2(g) → 2H2O(l) při laboratorní teplotě oba plyny spolu nereagují (bez iniciace)

při teplotě větší než 600°C probíhá slučování explozivně, tím prudčeji, čím je směs H2 a O2 blíže poměru 2:1, (třaskavý plyn) redukční vlastnosti - výroba kovů: CuO + H2 → H2O + Cu

elektrickým výbojem vzniká atomární vodík (H) (vodík ve stavu zrodu, nascentní vodík) velmi reaktivní nestálý - existuje velmi krátkou dobu a slučuje se na molekulární vodík

1H využití výroba amoniaku, methanolu, chlorovodíku hydrogenace olejů redukční činidlo - výroba kovů řezání kovů raketové palivo

2H využití - výroba těžké vody pro jaderné reaktory 3H vzniká působením kosmického záření na vzdušný dusík využití - sledování pohybu spodních vod, tritiová barva (displeje hodinek)

sodík (11Na) - alkalický kov výskyt: kamenná sůl - NaCl chilský ledek - NaNO3 kryolit – Na3AlF6 borax - Na2B4O7·10H2O glauberit - Na2SO4·CaSO4 Glauberova sůl - Na2SO4·10H2O mořská voda (NaCl)

průmyslová výroba: elektrolýzou roztavené směsi 40% NaCl a 60% CaCl2 při teplotě 580 °C (CaCl2 snižuje teplotu tání) katoda: Na + + e-  Na anoda: Cl- - e-  Cl (Cl2)

vlastnosti: měkký, nízkotající, stříbrolesklý kov, lze jej krájet nožem krystalizuje v kubické soustavě

uchovává se pod vrstvou petroleje s kyslíkem reaguje za vzniku oxidu (Na2O) a peroxidu sodného (Na2O2) reaguje s vodou: 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2

má redukční vlastnosti Al2O3 + 6Na → Al + 3Na2O barví plamen žlutě

sloučeniny: halogenidy bezbarvé, krystalické látky mají vysokou teplotu tání

chlorid sodný získává se z přírodního materiálu – kamenná sůl (dolování) nebo vyluhováním některých ložisek vodou – mořská sůl (odpařování) kuchyňská sůl vlhne (obsahuje malé množství nečistot, které jsou hygroskopické - hlavně MgCl2)

využití: výchozí látka pro přípravu řady anorganických sloučenin, např. hydroxidu sodného, sody, chlóru, sodíku

sulfid sodný bílá krystalická látka, činidlo v analytické chemii

výroba elektrolýzou roztoku chloridu sodného hydroxid sodný výroba elektrolýzou roztoku chloridu sodného amalgámovým způsobem: od tohoto postupu se v současné době již upouští NaCl → Na+ + Cl- K : Na+ + e- → Na Na + Hg → NaHg 2NaHg + 2H2O → 2NaOH(aq) + 2Hg + H2 A : Cl- - e- → Cl 2Cl → Cl2

b) diafragmovým způsobem: NaCl → Na+ + Cl- K : 2H2O + 2e - → 2OH - + H2 Na + + OH - → NaOH A : Cl- - e- → Cl 2Cl → Cl2 pozn.: prostor katody a anody je oddělen porézní přepážkou, aby se zabránilo reakci hydroxidu sodného a chlóru – vznikal by tak chlornan sodný nebo chlorečnan sodný

ve vodě dobře rozpustný bezvodý nebo pentahydrát (Na2S2O3·5H2O) bezbarvá krystalická látka, dobře rozpustná ve vodě,hygroskopická,silná zásada absorbuje oxid uhličitý: 2NaOH + CO2 → Na2CO3 + H2O absorbuje sulfan: 2NaOH + H2S →Na2S + H2O thiosíran sodný ve vodě dobře rozpustný bezvodý nebo pentahydrát (Na2S2O3·5H2O) využívá se v analytické chemii (odměrná analýza)

bezvodá soda – bílý prášek, dobře rozpustný ve vodě uhličitan sodný (bezvodá soda) výroba – E. Solvay: NH3 + CO2 + H2O + NaCl → NaHCO3 + NH4Cl 2NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2, t = 150C (v pecích) bezvodá soda – bílý prášek, dobře rozpustný ve vodě krystalová soda – krystalický dekahydrát (Na2CO3·10 H2O), na vzduchu větrá – heptahydrát (Na2CO3·7 H2O) až monohydrát (Na2CO3·H2O) využití - výroba mýdel, skla

hydrogenuhličitan sodný (jedlá soda) využití - šumivé prášky k přípravě limonád, lékařství (proti překyselení žaludku)

dusičnan sodný získává se z přírodních ložisek – chilský ledek využití - hnojivo dusitan sodný příprava tepelným rozkladem dusičnanu sodného bílá krystalická látka, dobře rozpustná ve vodě využití výroba azobarviv

síran sodný vedlejší produkt při výrobě kyseliny chlorovodíkové: 2NaCl + H2SO4 → Na2SO4 + HCl

draslík (19K) výskyt: sylvín - KCl mořská voda (0,06 % KCl)

vlastnosti: stříbrobílý,měkký kov dobře vede teplo a elektrický proud krystalizuje v kubické soustavě reaktivnější než sodík, s vodou prudce reaguje: 2K + 2H2O → H2 + 2KOH

barví plamen fialově, redukční vlastnosti sloučeniny: hydroxid draselný bezbarvá krystalická látka, dobře rozpustná ve vodě, hygroskopická, silná zásada vyrábí se elektrolýzou roztoku chloridu draselného

absorbuje oxid uhličitý: 2KOH + CO2 → K2CO3 + H2O absorbuje sulfan: 2KOH + H2S → K2S + H2O

uhličitan draselný (potaš) bílá hygroskopická látka využití - výroba tabulového skla

dusičnan draselný využití - silné oxidační činidlo (střelný prach, pyrotechnika)

chlorečnan draselný příprava zaváděním chloru za tepla do roztoku hydroxidu draselného: 6KOH + 3Cl2 → KClO3 + 5KCl +3H2O bílá hygroskopická látka využití - v malém množství v zápalkách a výbušninách

síran draselný bílá, hygroskopická látka dobře rozpustná ve vodě využití - hnojivo