1 Prvky 1. skupiny (alkalické kovy )

Transkript

1 1 Prvky 1. skupiny (alkalické kovy ) Klíčové pojmy: alkalický kov, s 1 prvek, sodík, draslík, lithium, rubidium, cesium, francium, sůl kamenná, chilský ledek, sylvín, biogenní prvek, elektrolýza taveniny, samovznítitelnost, barvení plamene, hydroxidy alkalických kovů, ledky, soda, Solvayův způsob výroby sody, jedlá soda, potaš 1.1 Obecná charakteristika Alkalické kovy jsou prvky I. A skupiny periodické soustavy prvků mimo vodíku. Jedná se o lithium (Li), sodík (Na), draslík (K), rubidium (Rb), cesium (Cs) a francium (Fr). Označují se jako s 1 prvky, neboť mají jeden valenční elektron v orbitalu s. Tento valenční elektron velmi snadno odštěpují, tvoří kationty (Li +, Na +, K + ) a dosahují tak stabilní elektronové konfigurace předchozího vzácného plynu. Např. sodíkový kation Na + má ve svém obalu stejný počet elektronů jako neon. Alkalické kovy mají ze všech prvků nejmenší elektronegativitu. Její hodnoty klesají s rostoucím protonovým číslem (odshora dolů). Alkalické kovy jsou tedy velmi reaktivní, mají silné redukční vlastnosti (samy se oxidují - z nuly na 1- a něco jiného redukují). Jejich sloučeniny mají převážně iontové vazby (např. NaCl; CsF-zde je největší rozdíl elektronegativit). Typické oxidační číslo je I. 1.2 Výskyt Alkalické kovy se vyskytují se v přírodě pouze ve sloučeninách. Sodík se vyskytuje v soli kamenné (NaCl), chilském ledku (NaNO 3 ), draslík v sylvínu (KCl), draselném ledku (KNO 3 ). Sodík a draslík jsou rovněž významné biogenní prvky. V lidském těle jsou tyto prvky důležité zejména pro správnou činnost nervových buněk, kde tzv. sodnodraselná pumpa zajišťuje přenos nervového vzruchu. Obr.: minerál chlorid sodný (NaCl)- halit chemickeprvky.euweb.cz/alkalicke-kovy.htm 1/7

2 1.3 Výroba Alkalické kovy se vyrábějí elektrolýzou taveniny halogenidů (tavenina vede proud, pevný NaCl proud nevede) nebo hydroxidů. Sodík se vyrábí nejčastěji elektrolýzou taveniny (ne roztoku!!!) chloridu sodného. Anoda je grafitová a materiálem katody je železo. Základními zdroji NaCl jsou oceány (sůl mořská) a solné doly (sůl kamenná). Schéma elektrolýzy taveniny NaCl najdete na: html Pozor:!!! Katoda (náboj -) elektroda přitahující kationty (tedy Na + ) a vylučuje se na ní Na. Kdybychom měli roztok, reagoval by vznikající sodík se vodou!!! Anoda (náboj +) přitahuje anionty (tedy Cl - ) a vylučuje se na ní chlor. 1.4 Fyzikální a chemické vlastnosti Obr..: sodno-draselná pumpa Všechny alkalické kovy jsou měkké, dají se krájet nožem, na řezu jsou stříbrolesklé. Na vzduchu se oxidují (a tedy redukují kyslík), jsou samovznítitelné, a proto se musí uchovávat pod petrolejem. Mají velmi nízké hustoty, dobře vedou elektrický proud i teplo a charakteristickým způsobem barví plamen: Li karmínově červeně, Na žlutě (žluté sodíkové výbojky), K, Rb, Cs fialově. Obr.: řez sodíkem Obr.: barvení plamene alkalickými kovy chemickeprvky.euweb.cz/alkalicke-kovy.htm 2/7

3 Francium je radioaktivní. Alkalické kovy reagují bouřlivě s vodou, při reakci vzniká příslušný hydroxid (barví fenolftalein růžově) a vodík: Který prvek se zde redukuje a který oxiduje? 2Na + 2H 2 O 2NaOH + H 2 Tuto reakci pojmenovanou jako zkáza Titaniku (viz laboratorní cvičení) můžete shlédnout na: Reakcí s vodíkem vznikají iontové hydridy: (v hydridech je iont H -, až do této doby jste znali jen H + ) 2Na + H 2 2NaH (vodík má elektronegativitu vyšší než sodík, proto se tvoří ionty H - a Na + ) Hydridy alkalických kovů prudce reagují s vodou, vzniká hydroxid a voda: NaH + H 2 O NaOH + H 2 Reakcí se sírou vznikají sulfidy: 2Na + S Na 2 S Alkalické kovy se slučují přímo také s halogeny, reakce mají bouřlivý průběh a jsou provázeny světelným efektem: 2Na + Cl 2 2NaCl. Reakci s komentářem si můžete prohlédnout na: 3/7

4 1.5 Využití Lithium se využívá jako přísada slitin ke zlepšení vlastností (ložiskové kovy), sodík na výrobu výbojek, se kterými se můžeme setkat ve svítidlech pouličního osvětlení, jako chladící médium pro určité typy jaderných reaktorů a jako redukční činidlo Využití sloučenin Hydroxidy alkalických kovů (NaOH, KOH) jsou bezbarvé, hygroskopické (vážou vzdušnou vlhkost), silné zásady, rozpustné ve vodě. Patří mezi základní laboratorní a průmyslové chemikálie. NaOH se vyrábí elektrolýzou vodného roztoku NaCl a využívá se zejména na výrobu mýdel, protředků na čištění odpadů (KRTEK), celulózy, papíru a umělého hedvábí. Obr.: elektrolýza roztoku chloridu sodného ( Dusičnany alkalických kovů se nazývají ledky, využívají se jako hnojiva, při vyšší teplotě se rozkládají na dusitany a dusík: 2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2 Dusičnan draselný se využívá také k výrobě černého střelného prachu (viz pokus s hořícím uhlíkem a sírou) Poznámka: Dusitan sodný (NaNO 2 ) se používá jako konzervant masných výrobků a je škodlivý (rakovinotvorný) zvláště když se smaží. Vyskytuje se pod označením E250. 4/7

5 Nejvýznamnějším uhličitanem je Na 2 CO 3 (soda). Krystaluje jako dekahydrát. Dnes se vyrábí Solvayovým způsobem (postup výroby sody nebudu chtít jen k maturitě). Do solanky (nasycený roztok chloridu sodného) nasycené amoniakem se zastudena zavádí oxid uhličitý: NaCl +H 2 O + NH 3 +CO 2 NaHCO 3 + NH 4 Cl Hydrogenuhličitan sodný se odstraní filtrací a termicky se rozkládá: 2NaHCO 3 Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2. Toto již budu chtít: Soda se využívá při výrobě skla, pracích prostředků, v textilním a papírenském průmyslu. Hydrogenuhličitan sodný NaHCO 3 neboli jedlá soda se využívá k neutralizaci žaludečních šťáv (HCl) při překyselení žaludku a jako součást kypřících prášků. NaHCO 3 + HCl NaCl + H 2 O + CO 2 (viz pokus model hasicího přístroje vznikající CO 2 dělá pěnu ze saponátu a pod tlakem vystříkuje ven) Uhličitan draselný neboli potaš (K 2 CO 3 ) se využívá k výrobě draselných mýdel a chemického skla (odolné vůči teplotám). Kontrolní otázky a úkoly 1) Napište elektronovou konfiguraci draselného kationtu. Atom, kterého prvku v základním stavu, a které ionty mají stejnou konfiguraci? 2) Proč se alkalické kovy nemohou uchovávat pod vodou místo pod petrolejem? 3) Napište rovnici reakce draslíku s vodou. 4) Popište elektrolýzu roztoku chloridu sodného. Jaká látka se vylučuje na katodě a jaká na anodě? Shrnutí kapitoly Alkalické kovy jsou prvky I.A skupiny mimo vodíku. Jsou velmi reaktivní, mají silné redukční vlastnosti a nízkou elektronegativitu. V přírodě se proto vyskytují pouze ve sloučeninách, sodík a draslík jsou významné biogenní prvky. Vyrábějí se nejčastěji elektrolýzou taveniny halogenidů či hydroxidů. Jsou měkké,samovznítitelné a charakteristicky barví plamen. Hydroxidy alkalických kovů jsou silnými zásadami a využívají se na výrobu mýdel, celulózy, papíru. Dusičnany se nazývají ledky a využívají se jako hnojiva. Uhličitan sodný (soda) je potřeba při výrobě skla a pracích prostředků, hydrogenuhličitan sodný (jedlá soda) na neutralizaci žaludečních šťáv a do kypřících prášků. 5/7

6 Vodík -nejrozšířenější prvek ve vesmíru (89%) na Slunci spolu s heliem, na Zemi pouze ve sloučeninách - v nitru některých palnet (Jupiter) je pravděpodobně vodík s kovovými vlastnostmi (stlačený pod velkým tlakem) - izotopy vodíku: 1 H (protium), 2 H (deuterium), 3 H (tritium) v atmosféře díky jaderným reakcím Někdy se deuterium a tritium značí: 2 H = D 3 H = T - příprava v laboratoři: neušlechtilé kovy (Zn, Al, Fe) s kyselinami: Zn + HCl ZnCl 2 + H 2 Zn + H 2 SO 4 ZnSO 4 + H 2 (H 2 SO 4 musí být zředěná, ne koncentrovaná, jinak dochází k tzv. pasivaci kovu- utvoří se na něm stabilní vrstvička oxidu, která brání reakci kyseliny sírové s kovem) S kyselinou dusičnou (HNO 3 ) mohou vznikat oxidy dusíku místo vodíku (záleži na podmínkách). -některé kovy (Zn, Al) s hydroxidy alkalických kovů (látky schopné reagovat s kyselinami i hydroxidy nazýváme amfoterní např. Zn, Al.) - alkalický kov + voda -výroba: 1) vodní pára + žhavý koks oxid uhelnatý + vodík (vodní plyn) H 2 O + C CO + H 2 oxid uhelnatý + voda oxid uhličitý + vodík CO + H 2 O CO 2 + H 2 (CO 2 se rozpustí ve vodě a tím se odstraní, CO se ve vodě nerozpouští) 2) termické štěpení methanu (1200 stupňů): CH 4 C + 2H 2 3) elektrolýza vody -fyzikální vlastnosti: bezbarvý, bez zápachu, nerozpustný ve vodě (nepolární vazba mezi atomy H), nejedovatý, 14x lehčí než vzduch, nízká teplota varu (-250) 6/7

7 -chemické vlastnosti: - dvouatomové molekuly H 2 (podobně jako 0 2, N 2, Cl 2 a další halogeny) - molekula vodíku není při normální teplotě příliš reaktivní (energie vazby H-H je vysoká) - s kyslíkem výbušná směs (vodík s kyslíkem ovšem prudce reaguje až po dodání aktivační energie zapálení), pokud není kyslík, k výbuchu nedojde 2H 2 + O 2 2H 2 O -reakce s halogeny: s fluorem reaguje za výbuchu, s chlorem reaguje při osvícení (zase dodáváme energii): H 2 + Cl 2 2HCl (výroba HCl) HBr a HI se takto nevyrábí (už to tak jednoduše nereaguje) - vodík má redukční účinky: PbO + H 2 Pb + H 2 O (musí se to zahřívat štěpení vazby H-H) - tyto účinky má vodík především v tzv. stavu zrodu (když vzniká někde vodík, tak nejdříve vznikne atomární vodík, který je velmi reaktivní-tedy vodík s 1 nepárovým elektronem; z atomárního vodíku se ihned stává molekulární tedy H 2, který již je méně reaktivní) H. + H. H H Pokus: redukce dichromanu (oranžový) vodíkem ve stavu zrodu (tedy atomárním vodíkem), který vzniká přímo z roztoku reakcí Zn a kyseliny sírové: K 2 Cr 2 O 7 + Zn + H 2 SO 4 - nemusí se to zahřívat - vzniká zelené zbarvení (oxid chromitý stejně jako v sopce) - redukuje se chrom (ox. č. 6 v dichromanu ox. č. 3) Sloučeniny Hydridy (dvouprvkové slučniny vodíku) a) iontové s alkalickými kovy nebo kovy, které mají nižší elektronegativitu než vodík - reagují s vodou (měli jsme) a vzniká vodík b) kovové např. s Fe, Cr (nejsou moc prozkomané) c) molekulové např. s ulíkem, halogeny, kyslíkem (i voda je vlastně hydrid), halogeny (CH 4, HCl, H 2 S.) d) přechodné mají proměnlivé chemické složení (různý poměr prvků ve struktuře) e) polymerní s beryliem, borem 7/7