Prvky I.A a II.A skupiny s - prvky

I.A skupina – alkalické kovy Prvek Značka Z konfigurace X Lithium Li 3 [He] 2 s1 0.97 Sodík Na 11 [Ne] 3 s1 1.0 Draslík K 19 [Ar] 4 s1 0.91 Rubidium Rb 37 [Kr] 5 s1 0.89 Cesium Cs 55 [Xe] 6 s1 0.86 Francium Fr 87 [Rn] 7 s1

Obecná charakteristika Prvky s1 Elektronová konfigurace: ns1 Mají jeden valenční elektron – oproti konfiguraci vzácných plynů mají jeden elektron navíc. Elektronrgativita je nízká – aby dosáhli konfigurace vzácných plynů, ochotně svůj valenční elektron ztrácí a tvoří kationty. Jsou 1 - vazné. Jsou to typické kovy (kromě vodíku) Ve sloučeninách mají vždy ox. číslo I

Výskyt Vyskytují se pouze ve formě svých sloučenin (kromě vodíku) Vodík: volný, H2O, kyseliny, hydroxidy, všechny organické sloučeniny Sodík: kamenná sůl NaCl, Glauberova sůl Na2SO4 . 10 H2O, chilský ledek NaNO3 Draslík: silvín KCl, karnalit KCl. MgCl2 Sloučeniny cesia a rubidia provázejí v malém množství ostatní alkalické kovy Vodík, sodík a draslík jsou biogenní prvky

Fyzikální vlastnosti Měkké, stříbrolesklé, neušlechtilé kovy Malá hustota Nízké body tání Výborné vodiče tepla a elektřiny Jejich sloučeniny barví plamen

Chemické vlastnosti Velmi reaktivní Na vzduchu se snadno oxidují – uskladňují se pod inertním rozpouštědlem – např.: petrolejem Silné redukční schopnosti – z vody redukují vodík, redukují polokovy a kovy z jejich sloučenin, snadno redukují i řadu nekovů S vodíkem tvoří hydridy Při hoření vzniká z lithia oxid, sodíku peroxid a z ostatních superoxidy

Výroba a použití Výroba Použití Sodík a lithium se vyrábějí elektolýzou taveniny svých chloridů Draslík redukcí KCL sodíkem a následnou destilací ze směsi Použití Lithium, draslík – příměs do litin Sodík: redukční činidlo, chladivo jaderných reaktorů (s draslíkem), sodíkové výbojky Rubidium, cesium: fotočlánky

Sloučeniny Hydridy: Sloučeniny s vodíkem Bílé, krystalické látky Tavenina vede elektrický proud Ve vodě hydrolyzují (zcela) Příprava: syntézou prvků

Peroxidy, superoxidy: Halogenidy: Hořením sodíku vzniká peroxid a z ostatních superoxidy Peroxid sodný Na2O2 – bělící účinky, silné oxidační schopnosti, reaguje s vodou za vznik NaOH a H2O2 Superoxidy jsou barevné (draselný je žlutý, rubidný tmavohnědý) Halogenidy: Bezbarvé krystalické látky iontového charakteru, dobře rozpustné ve vodě Chlorid sodný NaCl – bezbarvý nerost krystalizující v krychlové soustavě, užití: potravinářství, konzervace, výroby chloru, sodíku, HCl

Hydroxidy: Bílé krystalické látky, rozpustné ve vodě Silné zásady Hygroskopické, leptavé, snadno tavitené Použití: výroba mýdel, celulózy, čištění ropných produktů Hydroxid sodný NaOH - vyrábí se elektrolýzou roztoku NaCl Amalgámová metoda – Na+ se slučuje na rtuťové katodě se rtutí na amalgám, který se pak rozkládá teplou vodou na NaOH, H2 a Hg, na grafitové anodě se vylučuje chlor Diafragmová metoda – na grafitové anodě se vyluč. chlor a na katodě vodík, anodový a katodový prostor je oddělen diafragmou, čímž je znemožněna vzájemná reakce iontů. Oba plyny se odděleně jímají. V roztoku zůstávají pouze sodné a hydroxidové ionty.

Uhličitany a hydrogenuhličitany: Bílé krystalické látky, většinou dobře rozpustné ve vodě Uhličitan sodný Na2CO3 – soda, vyrábí se Solvayovou metodou: Roztok NaCl se sytí NH3 a CO2 NaCl + NH3 + CO2 + H2O NaHCO3 + NH4Cl Hydrogenuhličitan se termicky rozkládá na uhličitan: 2 NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O Spolu s uhličitanem draselným (potaš) se používá k výrobě skla a pracích prostředků

Dusičnany: Bezbarvé, krystalické látky, dobře rozpustné ve vodě Snadno tavitelné Chilský a draselný ledek se používají jako průmyslová hnojiva

Vodík První člen periodické tabulky s nejmenší relativní atomovou hmotností Známe tři izotopy: lehký vodík (protium) tvoří 99,9 % všech přírodních atomů vodíku, těžký vodík (deuterium) a radioaktivní tritium Výskyt: Volný ve formě dvouatomových molekul např.: v zemním plynu Součást všech org. sloučenin Různé anorganické sloučeniny

Vlastnosti a reakce Bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, lehčí než vzduch Je hořlavý, jeho směs s kyslíkem je silně výbušná Má redukční schopnosti Reaguje téměř se všemi prvky, molekuly jsou stabilní a reagují až za zvýšené teploty Aby dosáhl stabilnější konfigurace: Vytvoří kovalentní nepolární (H2) nebo polární (HCl) vazbu Přijme elektron a vznikne hydridový aniont H- Odštěpí elektron a vznikne H+ může tvořit vodíkové vazby

Příprava: Výroba: Rozkladem nasycených uhlovodíků Elektrolýzou vody, vylučuje se na katodě Reakcí kovů a vodnými roztoky kyselin (zásad): Zn + HCl ZnCl2 + H2 Reakcí alkalických kovů, nebo kovů alkalických zemin s vodou: 2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2 Výroba: Rozkladem nasycených uhlovodíků Reakcí vodní páry s rozžhaveným koksem Elektrolýzou vodného roztoku NaCl

Použití: Sloučeniny: Hydridy: K vyredukování kovů z jejich sloučenin, ke sváření a tavení kovů V chemickém průmyslu Ke ztužování tuků Sloučeniny: Hydridy: Dvouprvkové sloučeniny vodíku, vznikají často přímou syntézou prvků Iontové:s alkalickými kovy a kovy alk. zemin, obsahují iont H- Kovalentní: s prvky 14.-17. skupiny, většinou plynné, těkavé Kovové: s přechodnými i vnitřně přechodnými kovy, jsou křehké, pevné, vodivé

Voda Sloučenina vodíku s kyslíkem, bezbarvá kapalina bez chuti a zápachu Mei molekulami jsou vodíkové můstky…. Vysoká tt i tv Existuje ve třech skupenstvích Je významné polární rozpouštědlo – rozpouští polární a iontové sloučeniny, ty vytváří ve vodě hydratované ionty Patří mezi nejstálejší sloučeniny, reaguje: Za normální teploty s alkalickými kovy a kovy alkalických zemin Za vysoké teploty (pára) s některými kovy za vzniku H2 a oxidu kovu S kyselinotvornými oxidy za vzniku kyselin a naopak V přírodě se nikdy nevyskytuje čistá

Tvrdost vody: Přechodná: je způsobená hydrogenuhličitany a může být odstraněna povařením: Ca(HCO3)2 CaCO3 + H2O + CO2 Trvalá: je způsobena hlavně sírany, odstraníme ji přidáním uhličitanu sodného: CaSO4 + Na2CO3 CaCO3 + Na2SO4

II.A Skupina – kovy alk. zemin Prvek Značka Z Konfigurace X Beryllium Be 4 [He] 2 s2 1.5 Hořčík Mg 12 [Ne] 3 s2 1.2 Vápník Ca 20 [Ar] 4 s2 1.0 Stroncium Sr 38 [Kr] 5 s2 0.99 Baryum Ba 56 [Xe] 6 s2 0.97 Radium Ra 88 [Rn] 7 s2

Obecná charakteristika Prvky s2 Elektronová konfigurace: ns2 Mají dva valenční elektrony Elektronegativita je nízká – ochotně ztrácejí elektrony a tvoří kationty Ve sloučeninách mají oxidační číslo +II

Výskyt Pouze ve formě svých sloučenin: Be: Beryl (hlinitokřemičitan), odrůdou je např.:smaragd Mg: magnezit MgCO3, dolomit CaCO3,souč. chlorofylu Ca: vápenec CaCO3, sádrovec CaSO4, anhydrit CaSO4.2 H2O, kazivec CaF, v kostech a zubech Ca3(PO4)2 Sr: celestin SrSO4 Ba: baryt BaSO4 Ra: nepatrná součást smolice (UO2) Vápník a hořčík jsou biogenní prvky

Vlastnosti a reakce Stříbrolesklé neušlechtilé kovy Jsou tvrdší, méně reaktivní a mají vyšší hustotu než alkalické kovy S vodou reagují stejně, ale trochu pomaleji Tvoří iontové vazby Rozpustné soli stroncia a barya jsou jedovaté Berillium a hořčík se svými vlastnostmi od ostatních liší – Be se vlastnostmi podobá hliníku (kovalentní vazby, amfoterní, netvoří ionty, na vzduchu se pokrývá vrstvou oxidu), Mg je přechod Be a kovy alk. zemin (kovalentní vazby, na vzduchu se pokrývá vrstvou oxidu, je rozpustný ve zředěných kyselinách)

Výroba a použití Výroba: Použití: Be: do slitin, okénka RTG lamp Elektrolýzou taveniny chloridu Redukcí halogenidů sodíkem Použití: Be: do slitin, okénka RTG lamp Mg: do slitin Ca: speciální slitiny, redukční činidlo v metalurgii Ba: povlaky elektrod Ra: radioterapie

Sloučeniny Hydridy: Oxidy: Bílé krystalické látky s iontovými vazbami CaH2 – redukční činidlo, sušící prostředek Oxidy: Oxid vápenatý CaO – pálené vápno, vyrábí se pálením vápence: CaCO3 CaO + CO2, používá se ve stavebnictví, hutnictví a jako hnojivo

Hydroxidy: Halogenidy: Silné zásady, ve vodě omezeně rozpustné, pohlcují oxid uhličitý Zásaditost roste s protonový číslem Hydroxid vápenatý Ca(OH)2 – hašené vápno, vzniká reakcí páleného vápna a vody CaO + H2O Ca(OH)2 Tvrdnutí malty – podstatou je reakce hašeného vápna s oxidem uhličitým Ca(OH)2 + CO2 CaCO3 + H2O Halogenidy: Všechny kromě fluoridů jsou rozpustné Kazivec CaF2 – metalurgie, optika, fluorovodík

Karbidy: Iontové sloučeniny, vznikají přímou syntézou prvků při vyšších teplotách Karbid vápenatý CaC2 – výroba acetylenu Uhličitany: Uhličitany jsou pevné, ve vodě nerozpustné Vápenec CaCO3 – stavební kámen, výroba vápna a cementu Hydrogenuhličitany Ca+2 a Mg+2 – přechodná tvrdost vody

Sírany: Sádrovec CaSO4 . 2H2O – přísada do cementu, zahřáním na 100 °C vzniká pálená sádra (hemihydrát) CaSO4 – trvalá tvrdost vody BaSO4 – kontrastní látka při rentgenovém vyšetření žaludku