Vodík a alkalické kovy

Vodík a alkalické kovy

Charakteristika

– vodík a alkalické kovy (sodík, draslík, rubidium, cesium a francium) tvoří I. A skupinu periodické soustavy prvků

– jedná se o nepřechodné prvky

– elektronová konfigurace valenční vrstvy je ns1, nachází se v ní tedy pouze jeden elektron, který je umístěn v orbitalu s

– vodík nabývá ve sloučeninách oxidačního čísla –I  (v hybridech) a +I

– alkalické kovy nabývají ve sloučeninách pouze oxidační čísla +I, které odpovídá číslu skupiny

Vodík H (Hydrogenium)

Výskyt

– nejrozšířenější prvek ve Vesmíru – na stálicích a ve sluneční atmosféře

– třetí nejrozšířenější prvek na Zemi. Volný se vyskytuje vzácně, např. v sopečných plynech, zemním plynu. Největší množství vodíku je vázáno ve vodě, která pokrývá dvě třetiny zemského povrchu, téměř ve všech organických sloučeninách, ve všech kyselinách a hydroxidech.

– je biogenní prvek

– v přírodě jsou známy tři izotopy, lišící se počtem neutronů v jádře: lehký vodík (protium) 1H, těžký vodík (deuterium) 2H a tritium 3H

Vlastnosti

– za normálních podmínek je bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu

– skládá se z dvouatomových molekul H2 , ve kterých jsou atomy vázány jednoduchou kovalentní vazbou

– molekuly vodíku jsou malé, že snadno pronikají pevnými materiály

– slučuje se téměř se všemi prvky s výjimkou vzácných plynů a některých nepřechodných kovů

– molekulový vodík není příliš reaktivní. Jeho reaktivitu zvyšuje přítomnost některých kovů (Pt, Ni), které katalyzují štěpení vodíku na atomy, a tím zvyšují jeho reaktivitu.

– ve vodě se rozpouští nepatrně

– s kyslíkem se vodík prudce slučuje na vodní páru:
2 H2 + O2 → 2 H2O (třaskavá směs)

– zapálená směs vodíku s kyslíkem nebo vzduchem je výbušná, a to tím více, čím je složení plynů bližší poměru 2 : 1

– čistý vodík hoří nesvítivým plamenem. Jestliže se do plamene vhání kyslík, dosahuje teplota plamene téměř 3000 0C, takže tímto plamenem lze svářet a řezat kovy

Laboratorní příprava

1. reakce neušlechtilých kovů s neoxidujícími kyselinami, popř. hydroxidy:
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2
Zn + 2 NaOH + 2 H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2

2. reakcí prvků I. A a II. A skupiny s vodou:
2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2

Průmyslová výroba

1. termickým rozkladem methanu (tepelným rozkladem nasycených uhlovodíků získaných z ropy a zemního plynu):
CH4 (g) C (s) + 2 H2 (g)

2. konverzí vodního plynu (získá se velmi čistý vodík, který se používá např. ke ztužování tuků):
V první fázi přeháněním vodní páry přes rozžhavený koks získáme vodní plyn:
C (s) + H2O (g) CO (g) + H2 (g)
Ve druhé fázi reaguje CO s dalším podílem vodní páry:
CO (g) + H2O (g) CO2 (g) + H2 (g)
CO2 se ze směsi plynů odstraní vypíráním ve vodě a dále v roztoku KOH.

3. vedlejší produkt při elektrolýze vodného roztoku NaCl (výroba NaOH)

Chemické reakce vodíku

1. reaguje se všemi halogeny
H2 + X2 → 2 HX kde X = F, Cl, Br, I

2. redukcí plynným vodíkem lze připravit řadu kovů z jejich oxidů
CuO + H2 → Cu + H2O
WO3 + 3 H2 → W + 3 H2O

3. hydrogenace  
- probíhají za účasti katalyzátoru
CO + 2 H2 → CH3OH (methylalkohol)

Sloučeniny

– anorganické – např. voda, kyseliny, hydroxidy, hydridy

– organické – uhlovodíky, jejich deriváty, přírodní látky

Použití

– redukční činidlo

– k syntéze amoniaku určeného převážně k výrobě hnojiv

– v organické syntéze (výroba methanolu, hydrogenace v chemickém, farmaceutickém a potravinářském průmyslu)

– v metalurgii k získávání těžko vyredukovatelných kovů z jejich oxidů, např. wolfram, měď

– kyslíkovodíkový plamen se používá ke svařování kovů

– raketové palivo

– odstraňování síry z ropy

Alkalické kovy

Výskyt

– vysoce reaktivní, proto se vyskytují výlučně ve sloučeninách

– Na, K – patří mezi nejrozšířenější prvky zemské kůry (křemičitany, živce, slídy)

– NaCl – sůl kamenná (halit), NaNO3 – chilský ledek, KCl – sylvín, KNO3 – ledek draselný

– Na, K – důležité biogenní prvky (metabolismus buněk) vyskytují se v rostlinách, obsaženy v mořské vodě a minerálních vodách

– Li – vyskytuje se v železnato-hořečnatých minerálech

Vlastnosti

– všechny alkalické kovy jsou silně elektropozitivní, jejich reaktivnost stoupá s rostoucím protonovým číslem Z

– elektronová konfigurace ns1, odtržením valenčního elektronu vzniknou bezbarvé MI

– sloučeniny mají převážně iontový charakter

– mají silně redukční vlastnosti, které stoupají od Li k Cs

– na vzduchu se oxidují, jsou samovznítitelné (uchovávají se pod petrolejem)

– Li, Na, K mají menší hustotu než voda

– měkké, dají se krájet nožem (nejtvrdší Li), na řezu stříbrolesklé

– barví plamen: Li+ – karmínově červeně, Na+ – žlutě, K+ – fialově

– Fr – radioaktivní, malý poločas rozpadu, nejelektropozitivnější prvek

Chemické reakce alkalických kovů

– mimořádně reaktivní, nejreaktivnější Cs (neuvažujeme-li Fr)

– s prvky alkalické kovy reagují přímo, téměř všechny reakce lze označit jako redukce

– s vodíkem reagují za mírného zahřátí za vzniku hydridů

2 Na + H2 → 2 NaH

2. s kyslíkem tvoří různé binární sloučeniny, jejichž typ závisí na velikosti kationu alkalického kovu
4 Li + O2 → 2 Li2O oxid
2 Na + O2 → Na2O2 peroxid
K + O2 → KO2 hyperoxid

3. s molekulovým dusíkem reaguje za vyšších teplot pouze Li
6 Li + N2 → 2 Li3N nitrid

4. reakce s halogeny probíhají bouřlivě
2 Na + Cl2 → 2 NaCl

5. z halogenidů ostatních kovů vyredukují alkalické kovy příslušný kov
AlCl3 + 3 Na → Al + 3 NaCl

6. alkalické kovy z vody vyredukují vodík. Reakce probíhá nejpomaleji u Li. Na se v průběhu reakce taví. Další alkalické kovy při reakci hoří (hoří uvolňující se vodík a páry alkalických kovů)

7. alkalické kovy redukují vodík i z řady dalších sloučenin: z alkoholů (vznik alkoholátů), z amoniaku (vznik amidů), z acetylénu (vznik acetylidů)

Výroba

– elektrolýzou tavenin halogenidů nebo hydroxidů alkalických kovů (alkalické kovy se vylučují na záporné katodě)

Sloučeniny

– většinou jsou bezbarvé (barevnost může způsobit anion př. KMnO4)

– mají převážně iontový charakter

– většinou rozpustné v polárních rozpouštědlech (s výjimkou LiF, Li2CO3, Li3PO4, KClO4)

– jsou silné elektrolyty

– bezkyslíkaté – hydridy, halogenidy (NaCl – nejvýznamnější, využití: potravinářský průmysl, výroba NaOH, Na2CO3, Na), sulfidy

– kyslíkaté – oxidy, peroxidy,

– hydroxidy – bezbarvé, hygroskopické, silně lepkavé, rozpustné ve vodě, silné zásady (výjimka LiOH – málo hygroskopický, ve vodě málo rozpustný), leptají sklo, porcelán

– NaOH – výroba elektrolýzou roztoku NaCl nebo z uhličitanů tzv. kaustifikací:
Na2CO3 + Ca(OH)2 → CaCO3 + 2 NaOH
nerozpustný CaCO3 se odfiltruje a získá se vodný roztok (obdobně KOH)

– využití hydroxidů alkalických kovů je při výrobě mýdel, celulózy, papíru, umělého hedvábí

– uhličitany: Na2CO3 (soda), krystaluje z vodných roztoků jako Na2CO3 . 10 H2O
 „krystalová soda“, alkalická reakce v důsledku hydrolýzy, výroba ze solanky Solvayovým způsobem, který je založen na malé rozpustnosti NaHCO3 ve vodě:
NaCl + H2O+ NH3 + CO2 → NaHCO3 + NH4Cl
vylučuje se málo rozpustný NaHCO3, který se za vyšší teploty rozkládá na Na2CO3 tzv. „kalcinovaná soda“
2 NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O
CO2 a H2O se vrací zpátky do výroby spolu s NH3, který se uvolňuje z NH4Cl účinkem hašeného vápna: 
2 NH4Cl + Ca(OH)2 → 2 NH3 + CaCl2 + 2 H2O

– využití uhličitanů je při výrobě skla, pracích prostředků, v chemické technologii
– NaHCO3: „užívací soda“ – ve vodě omezeně rozpustný, užívá se k neutralizaci žaludečních šťáv, kypřicí prášek do pečiva
- dusičnany: NaNO3, KNO3 – dobře rozpustné ve vodě, důležitá průmyslová hnojiva
– sírany: M2SO4, MIHSO4 – dobře rozpustné ve vodě, největší význam Na2SO4 . 10 H2O tzv. Glauberova sůl – užívaná k výrobě papíru, v textilním průmyslu

– dusitany: KNO2, NaNO2 – toxické látky, užívají se v organické chemii (diazotace, výroba barviv)

Použití

– Li – přísada do slitin ke zlepšení vlastností, výroba LiH

– Na – výroba NaH, Na2O2, redukční činidlo, sodíkové elektrické lampy

– slitina K, Na – chlazení atomových reaktorů

– Rb, Cs – konstrukce fotočlánků