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
Zones.sk – Zóny pre každého študenta