Významné lehké kovy Sodík, vápník, hliník

Společné vlastnosti alkalických kovů Alkalické kovy I.A skupina Li, Na, K , Rb, Cs, Fr Společné vlastnosti alkalických kovů 1 vazebný elektron Atomy mají oxidační stupeň I Mají nízké elektronegativity Jsou vázané ve sloučeninách převážně iontovou vazbou

Sodík Vlastnosti: stříbrolesklý kov plave na vodě měkký – dá se krájet nožem barví plamen žlutě na vzduchu oxiduje – uchovává se pod petrolejem elektrický vodič

Chemické vlastnosti Na velmi reaktivní silné redukční vlastnosti Reakce s kyslíkem 2Na + O2  Na2O2 Reakce s vodíkem (t) 2 Na + H2  2 NaH

Při roztírání alkalického kovu s práškovou sírou – výbuch Reakce s halogeny 2 Na + Cl2  2 NaCl Reakce se sírou Při roztírání alkalického kovu s práškovou sírou – výbuch 2 Na + S  Na2S Reakce s vodou 2 Na + 2 H2O  2 NaOH + H2

Výskyt sodíku Pouze v podobě sloučenin Halit – sůl kamenná NaCl Kryolit Na3Al F6 Glauberova sůl Na2SO4.10 H2O Čilský ledek NaNO3 V přírodních vodách ve formě solí Mrtvé moře 20hm. % NaCl Ostatní moře 3 hm.% NaCl

Výroba sodíku Elektrolýzou taveniny NaCl Anoda – oxidace Cl-  Cl + e- Katoda – redukce Na+ + e-  Na

Použití sodíku Výroba Na2O2, NaNH2, Na CN – k dalším organickým syntézám Složka slitin olova V kapalném stavu pro přenos tepla v jaderných elektrárnách V metalurgii – výroba dražších kovu např. Ti, Zr z jejich halogenidů Ti Cl4 + 4 Na  4 NaCl + Ti

Sloučeniny sodíku Peroxid sodný Na2O2 Bělící činidlo, silné oxidovadlo Na2O2 + 2 H2O  2 NaOH + H2O2 2. Sulfid sodný Na2S Připravuje se přímo, dobře rozpustný ve vodě, vlivem vzdušného kyslíku se oxiduje na thiosíran Použití: sulfátový způsob výroby celulózy varný roztok Na2S + NaOH

Hydroxid sodný Výroba elektrolýzou solanky Anoda: Cl-  Cl + e- Katoda: Na+ + e-  Na Na + H2O  NaOH + H2 Dříve – kaustifikace – už se nepoužívá Na2CO3 + Ca(OH)2  CaCO3 + 2 NaOH Použití: mýdlo, celulóza, papír, viskózová vlákna, barviva

Uhličitan sodný – soda Na2CO3 Výroba – Solvayovým způsobem NH3 + H2O + CO2 + NaCl  NH4Cl + NaHCO3 2 NaHCO3  Na2CO3 + H2O + CO2 Kalcinace = termický rozklad starší Leblancův způsob Na2SO4 + 2 C  Na2S + CO2 Na2S + CaCO3  Na2CO3 + CaS Použití: papír, detergenty, sklo, pigmenty, barviva

Hydrogenuhličitan sodný NaHCO3 Jedlá soda Z důvodů čistoty se vyrábí z čisté sody Na2CO3 + H2O + CO2  2 NaHCO3 Použití: prášky do pečiva, farmacie, plnivo práškových hasících přístrojů Dusičnan sodný NaNO3 chilský ledek 7. Glauberova sůl Na2SO4.10 H2O

Kovy alkalických zemin Ca, Sr, Ba, Ra – podskupina vápníku Vlastnosti: se vzrůstajícím Z: roste jejich kovový charakter roste reaktivita k O2, N2 a H2O roste rozpustnost a zásaditost hydroxidů Ca2+, Mg2+ HSO3-, SO42- způsobují tvrdost vody

Vápník Výskyt: 5.nejrozšířenější prvek na Zemi minerály: kalcit-vápenec CaCO3 dolomit CaMg(CO3)2 apatity – fosforečnany fluorit-kazivec CaF2 sádrovec CaSO4.2 H2O CO32-, PO43- - vápenaté jsou v kostech a zubech Ca2+ v minerálech i povrchových vodách

Výroba: elektrolýzou taveniny CaCl2 Vlastnosti: stříbrolesklý kov stálejší než alkalické kovy na vzduchu se pokrývá vrstvičkou oxidu, peroxidu a nidridu

Reakce S vroucí vodou 2 Ca + 2 H2O  2 Ca(OH)2 + H2 S kyslíkem a dusíkem – zvýšené teploty 2 Ca + O2  2 CaO 3 Ca + N2  Ca3N2 Ca3N2 + 6 H2O  3 Ca(OH)2 + 2 NH3 bouřlivá reakce

S vodíkem Ca + H2  CaH2 reaguje bouřlivě s vodou CaH2 + 2 H2O  Ca(OH)2 + H2 Použití: pro zvýšení pevnosti slitin Mg a Pb redukční činidlo v metalurgii Cr a U do speciálních ocelí

Sloučeniny vápníku Stavební hmoty Pálené vápno CaCO3  CaO + CO2 Hašené vápno CaO + H2O  Ca(OH)2 Použití: na vápenné omítky Tvrdnutí: Ca(OH)2 + CO2  CaCO3 + H2 O

Sádra CaSO4. ½ H2O Výroba ze sádrovce CaSO4. 2 H2O  CaSO4.1/2H2O + 1,5 H2O Cement Jemně rozemletá směs dehydratovaných hlinitanů, křemičitanů a hlinitoželezitanů vápenatých CaCl2 – bezvodý sušidlo

CaCl2.6 H2O s ledem vytváří chladící směs do – 50 °C CaH2 Sušidlo k odstranění vlhkosti v organických rozpouštědlech

Hliník Výskyt: 3. nejrozšířšnější prvek v zemské kůře Hlinitokřemičitany-živce, slídy, zeolity, jíly kaolíny Bauxit – hydráty Al2O3 Kryolit – Na3ALF6 Korund – Al2O3 - odrůdy rubín a safír

Vlastnosti hliníku Fyzikální: stříbřitě lesklý kov výborně tepelně i elektricky vodivý měkký nepříliš pevný

Chemické: s kyslíkem reaguje pouze povrchově – samopasivuje se Al2O3 hliníkový prach dobře hoří – uvolňuje se velké množství tepla s vodou se pokrývá ochranným povrchem hydroxidu

2 Al+2 NaOH+6 H2O 2 Na[Al(OH)4] +3 H2 je amfotermní – rozpouští se v roztocích kyselin i zásad 2 Al + 6 HCl  Al2Cl6 + 3 H2 2 Al+2 NaOH+6 H2O 2 Na[Al(OH)4] +3 H2 nerozpouští se v koncentrované HNO3, kterou se pasivuje

Výroba hliníku Z bauxitu se nejprve izoluje Al2O3 Žíháním s Na2CO3 – vzniká hlinitan, který se louhuje vodou za vzniku Al(OH)3 – dalším žíháním vzniká bílý prášek Bayerova metoda – bauxit + NaOH (t,p) – vzniká hlinitan

Elektrolýza Al2O3 Katoda: hliník roztavený na dně Al3+ + 3 e-  Al Anoda: uhlíková-postupně se oxiduje – spotřebovává se O2-  O + 2 e- C + 2 O  CO2

Sloučeniny hliníku AlH3 - alan, hliníkovodík LIAlH4 – tetrahydridohlinitan litný – analytika Al2S3 – bílá krystalická látka AlN – termicky velmi stálý AlP - fosfid –termicky stálý, těžko tavitelný Al4C3 – světležlutá, tvrdá látka

AlCl3 Friedel-Craftsův katalyzátor – je schopen vázat molekuly s volnými elektronovými páry. lehce sublimuje bezbarvá krystalická látka tvoří dimér Al2Cl6

Al2O3 Korund -9. stupeň tvrdosti Bílý prášek, nerozpustný ve vodě a kyselinách Do rozpustného stavu se dá uvést tavením s hydroxidy alkalických kovů Vznik: 4 Al + 3 O2  2 Al2O3 nebo Al(OH)3  Al2O3 + 3 H2O žíhání

Al2(SO4)3 Za normální teploty - oktadekahydrát Výroba: Al2O3 + 3 H2SO4  Al2(SO4)3 + 3 H2 Použití: klížidlo při výrobě papíru (celulóza + plniva) vločkování – úprava vody

Kamence MIAlIII(SO4)2.12 H2O Organolitné sloučeniny Př. Al + Hg(CH3)2  Al2(CH3)6 + 3 Hg dimetylrtuť hexametyldialuminium