S-prvky – alkalické kovy a kovy alkalických zemín (I.A a II.A skupina)

S-prvky – alkalické kovy a kovy alkalických zemín (I.A a II.A skupina)

S-prvky sú prvky, ktorých atómy majú vo valenčnom orbitáli s jeden alebo dva elektróny. Rozlišujeme s¹-prvky a s²-prvky. Patria sem prvky I.A a II.A skupiny periodickej tabuľky a hélium.

Všeobecná charakteristika s-prvkov

• Väčšinou ide o typické kovy. Vodík a hélium majú takisto jeden, respektíve dva elektróny, no nemajú kovové vlastnosti.
• Patria medzi najreaktívnejšie kovy a vyznačujú sa malými hodnotami ionizačnej energie.
• V rámci jednej periódy majú veľké atómové polomery, a preto ľahko odovzdávajú valenčné elektróny.
• Oxidáciou tvoria katióny s elektrónovou konfiguráciou predchádzajúceho vzácneho plynu. Sú preto silnými redukčnými činidlami.
• Pre svoju vysokú reaktivitu sa v prírode nachádzajú prevažne vo forme zlúčenín.

Alkalické kovy – s¹-prvky (I.A skupina)

Medzi alkalické kovy patria lítium (Li), sodík (Na), draslík (K), rubídium (Rb), cézium (Cs) a francium (Fr).

Prehľad alkalických kovov

Charakteristika alkalických kovov

• Majú silne elektropozitívny charakter. Ich reaktivita spravidla rastie so zvyšujúcim sa protónovým číslom Z.
• Valenčná elektrónová konfigurácia je ns¹. Odovzdaním elektrónu vytvárajú bezfarebný katión M⁺ so stabilnou konfiguráciou.
• So zväčšovaním atómového polomeru klesá ionizačná energia.
• V ich zlúčeninách prevláda iónová väzba.
• S rastúcim Z slabnú väzby medzi atómami, klesá teplota topenia, rastie schopnosť vytvárať zlúčeniny s veľkými aniónmi (napr. KO₂) a prejavujú sa výrazné redukčné vlastnosti.
• Na vzduchu sa oxidujú a môžu sa samovoľne vznietiť, preto sa uchovávajú pod petrolejom.
• Li, Na a K majú menšiu hustotu než voda. Sú mäkké, dajú sa krájať nožom a čerstvo odkrytý povrch má strieborný lesk. Z nich je najtvrdšie lítium.
• Pri plameňovej skúške farbí Li plameň karmínovočerveno, Na žlto a K fialovo.
• Francium je rádioaktívne, má krátky polčas rozpadu a patrí medzi najelektropozitívnejšie prvky.

Výskyt alkalických kovov

V prírode sa pre svoju vysokú reaktivitu vyskytujú iba v zlúčeninách. Sodík a draslík patria k rozšíreným prvkom zemskej kôry. Nachádzajú sa napríklad v kremičitanoch, živcoch a sľudách.

• NaCl – kamenná soľ.
• KCl – sylvín.
• NaNO₃ – čílsky liadok.
• KNO₃ – draselný liadok.

Sodík a draslík sú dôležité biogénne prvky, podieľajú sa na metabolizme buniek, nachádzajú sa v rastlinách, morskej i minerálnej vode.

Chemické vlastnosti a reakcie alkalických kovov

Alkalické kovy sú mimoriadne reaktívne; ak neberieme do úvahy francium, za najreaktívnejšie sa uvádza cézium. V Beketovovom rade napätia kovov ležia výrazne vľavo a patria medzi neušľachtilé kovy. Ľahko sa oxidujú, a preto účinkujú ako redukčné činidlá:

M − e⁻ → M⁺

1. Reakcia s vodíkom: pri miernom zahriatí vznikajú hydridy.

   2Na + H₂ → 2NaH

2. Reakcia s kyslíkom: podľa veľkosti katiónu vznikajú oxidy, peroxidy alebo superoxidy.

   4Li + O₂ → 2Li₂O (oxid)

   2Na + O₂ → Na₂O₂ (peroxid)

   K + O₂ → KO₂ (superoxid; podobne Rb a Cs)

3. Reakcia s dusíkom: s molekulovým dusíkom pri vyššej teplote reaguje najmä lítium.

   6Li + N₂ → 2Li₃N (nitrid)

4. Reakcia s halogénmi: prebieha búrlivo.

   2Na + Cl₂ → 2NaCl

5. Reakcia s halogenidmi iných kovov: alkalické kovy dokážu vyredukovať príslušný kov.

   AlCl₃ + 3Na → Al + 3NaCl

6. Reakcia s vodou: uvoľňuje sa vodík a vzniká hydroxid, respektíve hydroxidové ióny.

   2M + 2H₂O → 2M⁺ + 2OH⁻ + H₂

   Najpomalšie reaguje Li. Sodík sa počas reakcie taví; ťažšie alkalické kovy môžu horieť, pričom horí uvoľnený vodík a pary kovu.

7. Reakcia s ďalšími látkami: z alkoholov vznikajú alkoholáty, z acetylénu acetylidy.

Výroba alkalických kovov

Vyrábajú sa elektrolýzou tavenín halogenidov alebo hydroxidov. Kov sa pri elektrolýze vylučuje na zápornej elektróde – katóde.

Použitie alkalických kovov

• Li: prísada do zliatin na zlepšenie vlastností; výroba LiH.
• Na: výroba NaH a Na₂O₂, redukčné činidlo, sodíkové elektrické lampy.
• Zliatina K a Na: chladenie atómových reaktorov.
• Rb a Cs: konštrukcia fotočlánkov.

Zlúčeniny alkalických kovov

Zlúčeniny alkalických kovov sú zväčša bezfarebné (farbu však môže spôsobovať anión, napríklad v KMnO₄), prevažne iónové a patria medzi silné elektrolyty. Väčšina sa rozpúšťa v polárnych rozpúšťadlách. Medzi výnimky patria LiF, Li₂CO₃, Li₃PO₄ a KClO₄.

Bezkyslíkaté zlúčeniny alkalických kovov

• Hydridy (MH): pevné iónové látky. Významným príkladom je LiH, ktorý sa využíva pri výrobe LiAlH₄.
• Halogenidy (MX): kryštalické látky s prevažne iónovým charakterom a vysokými teplotami topenia a varu. Najvýznamnejší NaCl (halit, kamenná soľ) sa využíva v potravinárstve a pri výrobe NaOH, Na₂CO₃ a Na. KI sa používa v lekárenstve, napríklad v Lugolovom roztoku: KI + I₂ → KI₃.
• Sulfidy (M₂S): môžu sa pripravovať priamou syntézou; sú rozpustné vo vode a majú silne zásaditý charakter.

Kyslíkaté zlúčeniny alkalických kovov

Binárne zlúčeniny s kyslíkom zahŕňajú:

• Oxidy (M₂O): z praktického hľadiska má osobitné postavenie Li₂O.
• Peroxidy (M₂O₂): napríklad Na₂O₂, ktorý pôsobí ako oxidačné činidlo.
• Superoxidy (MO₂): napríklad KO₂.

Ich reakcie s vodou:

• Oxidy: M₂O + H₂O → 2MOH
• Peroxidy: M₂O₂ + 2H₂O → 2MOH + H₂O₂
• Superoxidy: 2MO₂ + 2H₂O → 2MOH + H₂O₂ + O₂

Hydroxidy alkalických kovov (MOH)

Sú bezfarebné, hygroskopické, silne leptavé, dobre sa rozpúšťajú vo vode a patria medzi silné zásady. Poškodzujú sklo a porcelán.

Výroba NaOH elektrolýzou vodného roztoku NaCl:

• Prítomné ióny: Na⁺, Cl⁻, H₃O⁺, OH⁻.
• Katóda: 2H₃O⁺ + 2e⁻ → H₂ + 2H₂O
• Anóda: 2Cl⁻ → Cl₂ + 2e⁻
• Ióny Na⁺ a OH⁻ zostávajú v roztoku.

Celková rovnica: 2NaCl + 2H₂O → 2NaOH + Cl₂ + H₂

Výroba kaustifikáciou uhličitanov:

Na₂CO₃ + Ca(OH)₂ → CaCO₃ + 2NaOH

K₂CO₃ + Ca(OH)₂ → CaCO₃ + 2KOH

Nerozpustný CaCO₃ sa odfiltruje a zostane vodný roztok hydroxidu. Hydroxidy alkalických kovov sa používajú na výrobu mydiel, celulózy, papiera a umelého hodvábu.

Uhličitany alkalických kovov (M₂CO₃)

Na₂CO₃ sa nazýva sóda alebo sóda na pranie. Z vodných roztokov môže kryštalizovať ako dekahydrát Na₂CO₃ · 10H₂O (kryštalická sóda). Jeho roztok reaguje zásadito v dôsledku hydrolýzy.

Výroba Na₂CO₃ – Solvayov spôsob: používa sa soľanka a využíva sa nízka rozpustnosť NaHCO₃ vo vode.

NaCl + NH₃ + CO₂ + H₂O → NaHCO₃ + NH₄Cl

2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O (pri približne 150 °C)

Vylúčený, málo rozpustný NaHCO₃ sa zahrievaním mení na Na₂CO₃ – kalcinovanú sódu. CO₂, voda a NH₃ sa vracajú do výroby. Amoniak sa uvoľní z NH₄Cl pôsobením haseného vápna:

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ → 2NH₃ + CaCl₂ + 2H₂O

Použitie uhličitanov: výroba skla, pracích prostriedkov a v chemických technológiách.

Hydrogénuhličitany alkalických kovov (MHCO₃)

NaHCO₃ – jedlá sóda (sóda bikarbóna) – je vo vode obmedzene rozpustná. Používa sa na neutralizáciu žalúdočných štiav (antacidum), do šumivých nápojov a ako kypriaca látka do pečiva.

2NaHCO₃ → Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O (pri približne 150 °C)

Dusičnany, sírany a dusitany alkalických kovov

• Dusičnany (MNO₃): NaNO₃ (čílsky liadok) a KNO₃ (draselný liadok). Dobre sa rozpúšťajú vo vode a sú významnými priemyselnými hnojivami.
• Sírany (M₂SO₄) a hydrogénsírany (MHSO₄): dobre rozpustné vo vode. Na₂SO₄ · 10H₂O (Glauberova soľ) sa používa pri výrobe papiera a v textilnom priemysle.
• Dusitany (MNO₂): KNO₂ a NaNO₂ sú toxické. Využívajú sa v organickej chémii pri diazotácii a výrobe farbív.

Kovy alkalických zemín – s²-prvky (II.A skupina)

Do II.A skupiny patria berýlium (Be), horčík (Mg), vápnik (Ca), stroncium (Sr), bárium (Ba) a rádium (Ra). Prvky tejto skupiny sa označujú ako kovy alkalických zemín (žieravých zemín).

Prehľad prvkov II.A skupiny

Charakteristika kovov alkalických zemín

• Valenčná elektrónová konfigurácia je ns². V porovnaní so s¹-prvkami majú dva valenčné elektróny a spravidla menší atómový polomer.
• Majú vyššie teploty topenia, vyššiu hustotu, sú tvrdšie a krehkejšie.
• Ich ionizačná energia je vyššia než pri alkalických kovoch, elektróny sú pevnejšie viazané, takže sú menej reaktívne.
• Sú silne elektropozitívne. Po odovzdaní dvoch elektrónov vznikajú bezfarebné katióny M²⁺ s konfiguráciou predchádzajúceho vzácneho plynu.
• So zvyšujúcim sa Z sa zvyšuje zásaditý charakter oxidov MO a hydroxidov M(OH)₂, zatiaľ čo rozpustnosť síranov a uhličitanov klesá.
• Patria medzi reaktívne, neušľachtilé kovy, v Beketovovom rade napätia ležia vľavo od vodíka.
• Be: vďaka malému atómovému polomeru a vyššej ionizačnej energii sa od ostatných odlišuje. Vytvára prevažne kovalentné väzby, niektoré jeho zlúčeniny sú polymérne a vlastnosťami sa podobá hliníku. Je amfotérne – rozpúšťa sa v kyselinách aj v hydroxidoch. Na povrchu má ochrannú vrstvu BeO.
• Mg: predstavuje prechod medzi správaním berýlia a ostatných kovov alkalických zemín; niektoré jeho zlúčeniny majú kovalentný charakter.
• Ra: je rádioaktívny prvok.

Výskyt kovov alkalických zemín

Pre vysokú reaktivitu sa v prírode nachádzajú iba v zlúčeninách. Vápnik a horčík patria medzi biogénne prvky: Ca je súčasťou kostí a krvi, Mg sa nachádza v chlorofyle. Oba patria medzi najrozšírenejšie prvky zemskej kôry.

• MgCO₃ – magnezit.
• CaCO₃ – kalcit.
• CaCO₃ · MgCO₃ – dolomit.
• CaF₂ – fluorit (kazivec).
• MgCl₂ · KCl · 6H₂O – karnalit.
• CaSO₄ · 2H₂O – sádrovec.
• Ca₃(PO₄)₂ – fosforit (súvisí aj s minerálnymi látkami kostí).
• Ca₅F(PO₄)₃ – apatit.
• BaSO₄ – baryt.
• SrSO₄ – celestýn.

Chemické vlastnosti a reakcie kovov alkalických zemín

Sú to striebrolesklé kovy. Berýlium a čiastočne horčík sa správaním odlišujú od reaktívnejších prvkov skupiny.

1. Reakcia s vodíkom: vznikajú hydridy.

   Ca + H₂ → CaH₂

2. Reakcia s kyslíkom: vznikajú oxidy, pri Sr a Ba aj peroxidy.

   2Ca + O₂ → 2CaO

3. Reakcie s dusíkom, sírou a halogénmi prebiehajú pri vyšších teplotách.

   3Ca + N₂ → Ca₃N₂ (nitrid)

   Ca + S → CaS (sulfid)

   Ca + Cl₂ → CaCl₂ (halogenid)

4. Reakcia s vodou: Be a Mg reagujú najmä pri zvýšenej teplote, pretože ich povrch chráni oxidová vrstva. Ca, Sr a Ba reagujú už pri bežnej teplote za vzniku hydroxidu a vodíka.

   Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂

5. Reakcia s kyselinami: väčšinou pomerne ľahko reagujú so zriedenými kyselinami.

   Ca + 2HCl → CaCl₂ + H₂

   Berýlium reaguje pomaly s HNO₃; reaguje aj s alkalickými hydroxidmi:

   Be + 2OH⁻ → BeO₂²⁻ + H₂

Výroba kovov alkalických zemín

Uplatňuje sa elektrolýza roztavených chloridov. Bárium sa podľa uvedeného postupu vyrába aj aluminotermickou redukciou BaO pri vysokej teplote.

Použitie kovov alkalických zemín

• Be: prísada do zliatin na zlepšenie tvrdosti a pevnosti.
• Mg: silné redukčné činidlo, príprava Grignardových činidiel.
• Ca: prísada do zliatin a redukčné činidlo.

Bezkyslíkaté zlúčeniny kovov alkalických zemín

• Hydridy (MH₂): CaH₂ je silné redukčné činidlo.
• Halogenidy (MX₂): CaF₂ sa v prírode nachádza ako kazivec. CaCl₂, CaBr₂ a BaCl₂ sú rozpustné vo vode.
• Sulfidy (MS): pripravujú sa redukciou príslušných síranov uhlíkom; vo vode sú málo rozpustné.
• Nitridy (M₃N₂): vznikajú priamym zlučovaním s dusíkom pri vyššej teplote. Sú tvrdé, ťažko taviteľné a vodou sa rozkladajú za vzniku NH₃.
• Acetylidy (karbidy): CaC₂ sa vyrába v elektrických peciach zo zmesi CaO a uhlíka a používa sa na výrobu acetylénu. Pri vyššej teplote reaguje s dusíkom:

CaC₂ + N₂ → CaCN₂ + C

CaCN₂ – kyánamid vápenatý, nazývaný dusíkaté vápno, sa používa ako hnojivo. Pôsobením vody a pôdnych baktérií sa postupne rozkladá:

CaCN₂ + 3H₂O → CaCO₃ + 2NH₃

Oxidy a peroxidy kovov alkalických zemín

Oxidy (MO) sú biele kryštalické látky s prevažne iónovými väzbami. Významným oxidom je CaO – pálené vápno, ktoré sa pripravuje tepelným rozkladom vápenca:

CaCO₃ → CaO + CO₂ (pri 900 – 1 000 °C)

Používa sa v stavebníctve, na výrobu haseného vápna, sódy a ako hnojivo. Z peroxidov (MO₂) má význam BaO₂.

Hydroxidy kovov alkalických zemín

Hydroxidy M(OH)₂ sú vo vodnom prostredí silnými zásadami; ich zásaditosť rastie od Ca(OH)₂ k Ba(OH)₂. V porovnaní s hydroxidmi alkalických kovov sú menej rozpustné.

Ca(OH)₂ – hasené vápno vzniká prudko exotermickou reakciou páleného vápna s vodou:

CaO(s) + H₂O(l) → Ca(OH)₂(s), ΔH = −62,8 kJ · mol⁻¹

Používa sa v stavebníctve na prípravu vápennej malty (hasené vápno, voda, piesok). Pri tvrdnutí malty prebieha reakcia:

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O

Sírany kovov alkalických zemín (MSO₄)

• BeSO₄ a MgSO₄ sú rozpustné vo vode, kým sírany Ca, Sr a Ba sú málo až prakticky nerozpustné.
• CaSO₄ · 2H₂O je sádrovec. Zahrievaním nad 100 °C sa mení na CaSO₄ · ½H₂O (pálená sadra). Po pridaní vody opäť hydratuje, zväčšuje objem približne o 1 % a tvrdne.
• Rozpustený CaSO₄ v pramenitých vodách spôsobuje trvalú tvrdosť vody.
• BaSO₄ sa využíva ako kontrastná látka v lekárstve. Zrážacia reakcia sa používa aj na dôkaz síranových iónov:

Ba²⁺ + SO₄²⁻ → BaSO₄↓

Uhličitany a hydrogénuhličitany kovov alkalických zemín

Uhličitany (MCO₃) sú pevné a vo vode málo rozpustné až nerozpustné látky. Najvýznamnejší je CaCO₃, najrozšírenejšia zlúčenina vápnika v prírode.

• CaCO₃ sa vyskytuje v dvoch minerálnych modifikáciách – kalcit a aragonit.
• Mramor je vápenec, ktorý možno leštiť.
• Krieda vznikla zo schránok morských živočíchov.
• Voda obsahujúca CO₂ rozpúšťa uhličitan vápenatý. Táto rovnováha súvisí s obehom vápnika v prírode a krasovými javmi:

CaCO₃ + CO₂ + H₂O ⇌ Ca(HCO₃)₂

Ca(HCO₃)₂ je rozpustný vo vode a spôsobuje prechodnú tvrdosť vody. Pri zahrievaní alebo povarení sa vylučuje CaCO₃:

Ca(HCO₃)₂ ⇌ CaCO₃ + H₂O + CO₂

Fosforečnany kovov alkalických zemín

V prírode sú zastúpené minerálmi fosforit, apatit a hydroxylapatit – Ca₅(PO₄)₃(OH). Väčšinou sú vo vode nerozpustné, existujú však výnimky:

• Ca(H₂PO₄)₂ – rozpustný vo vode.
• CaHPO₄ – rozpúšťa sa v kyslých roztokoch, v ktorých sa mení na Ca(H₂PO₄)₂.

Fosforečnany sa využívajú pri výrobe priemyselných hnojív.

Dusičnany kovov alkalických zemín

Dusičnany majú všeobecný vzorec M(NO₃)₂. Príkladom je Ca(NO₃)₂, ktorý sa používa ako priemyselné hnojivo.