5_ 2_ CH_19

Report
Autor
Mgr. Mgr. Anna Doubková
Číslo materiálu
5_2_CH_19
Datum vytvoření
20.10.2012
Druh učebního materiálu
prezentace
Ročník
1.r. VG
Anotace
Výklad tématu alkalické kovy
Klíčová slova
Sodík, draslík, lithium, rubidium
Vzdělávací oblast
chemie
Očekávaný výstup
Objasnění vlastností, reakcí a použití alkalických kovů
Zdroje a citace
Alkalické kovy jsou měkké, lehké a stříbrolesklé
kovy (cesium je nazlátlé), které lze krájet nožem. V
Mohrově stupnici tvrdosti mají hodnoty menší než 1.
Nejtvrdší ze všech alkalických kovů je lithium.
Všechny dobře vedou elektrický proud i teplo,
lithium, sodík a draslík jsou lehčí než voda a plovou
na ní a rubidium, cesium a francium jsou těžší, klesají
tedy ke dnu. V parách alkalických kovů se kromě
jednoatomových částic můžeme setkat i s
dvouatomovými molekulami, které mají barvu.
Kationty alkalických kovů barví plamen různými
barvami (Li - karmínová/červená; Na - světlá
oranžová/žlutá; K - fialová).
Alkalické kovy jsou velmi reaktivní. Ve valenční
slupce elektronového obalu mají jeden elektron,
takže snadno tvoří kationty s jedním kladným
nábojem. Reaktivita alkalických kovů stoupá s
protonovým číslem prvku - lithium je nejméně
reaktivní a francium je nejreaktivnější. Reagují
přímo s halogeny za vzniku iontových solí a s vodou
za vzniku silných hydroxidů.
Alkalické kovy jsou známé bouřlivou reakcí s vodou,
tato reaktivita se zvyšuje se stoupajícím protonovým
číslem prvku. Při reakci vzniká hydroxid, uvolňuje se
plynný vodík a velké množství tepla.
2 K + 2 H2O → 2 KOH + H2
V kapalném amoniaku se alkalické kovy rozpouštějí za
vzniku tmavě modrých roztoků.
K + NH3 → K+ + e−
Vzniklé solvatované elektrony jsou velmi dobrým
redukčním činidlem.
Kromě těchto dvou základních reakcí reagují alkalické
kovy také s kyslíkem za vzniku oxidů, peroxidů nebo
hyperoxidů, za mírného zahřátí s vodíkem a dusíkem. I
když je lithium nejméně reaktivní, tak jako jediné
reaguje s dusíkem za normální teploty a při zahřátí
také dokonce s uhlíkem a křemíkem.
Díky vysoké reaktivitě se alkalické kovy volně v
přírodě nevyskytují.Hojně se však vyskytují ve
sloučenin. Sodík a draslík dokonce patří mezi deset
nejhojněji se vyskytujících prvků na zemi. Velké
množství alkalických kovů se nachází v mořské vodě,
v podobě svých iontových sloučenin - solí (nejvíce je
zastoupena sůl NaCl a sylvín KCl). Odtud se také
získávají. Tyto rozpuštěné minerály se také
nacházejí v oblastech, kde dříve bylo moře, ale při
vrásnění se postupně moře vysušilo a minerály
zkrystalizovaly. Proto se zejména ve střední Evropě
(v okolí Solnohradu) vyskytují velká podzemní
naleziště kamenné soli. V poměrně velkém množství
se také vyskytují ledky, zejména na chilském
pobřeží, které vznikly mineralizací rostlinných
zbytků.
Alkalické kovy se dají použít především jako dobrá
redukovadla v organické chemii nebo analytické
chemii, ale vzhledem k jejich vysoké reaktivitě se na
tyto reakce ve velkém nepoužívají. Z čistých kovů
má největší využití lithium, které je nejstálejší na
vzduchu a nejméně reaktivní. U ostatních alkalických
kovů jsou významné především jejich sloučeniny.
Chemická značka Li, (lat. Lithium) je nejlehčí z řady
alkalických kovů, značně reaktivní, stříbřitě lesklého
vzhledu.
V zemské kůře je lithium obsaženo v množství 20 60 mg/kg, mořská voda vykazuje průměrný obsah
lithia 0,18 mg Li/l. Ve vesmíru patří lithium mezi
poměrně vzácné prvky – na jeden jeho atom připadá
přibližně 1 miliarda atomů vodíku.
V přírodě je lithium přítomno v nevelkém množství
jako příměsi různých hornin (rudy lithia obsahují
okolo 1-6 % lithia), nejznámější minerály obsahující
lithium jsou aluminosilikáty lepidolit
KLi2[AlSi3O6(OH, F)4] (OH, F)2, spodumen
LiAl[Si2O6], trifylin LiFe[PO4] a petalit
(Li, Na)AlSi4O10
Polovina známých zásob lithia leží v Bolívii na dně
solných pánví - největší z nich je Salar de Uyuni.
Kovové lithium lze průmyslově nejsnáze připravit
elektrolýzou roztaveného chloridu lithného, protože
je čistý chlorid nejlépe získatelný a má relativně
nízkou teplotu tání. K přípravě lithia je možno použít
i snadněji tavitelnou směs chloridu lithného a
chloridu draselného. V současné době se vyrobí okolo
10 tun lithia ročně.
Elementární lithium se uplatňuje v jaderné
energetice, kde v jistých typech reaktorů slouží
roztavené lithium k odvodu tepla z reaktoru.
V současné době patří lithiové baterie a akumulátory
k velmi perspektivním prostředkům pro
dlouhodobější uchování elektrické energie a jejich
využití v elektronice stále silně roste.
Organické soli lithia se používají ve farmaceutickém
průmyslu jako součásti uklidňujících léků tlumících
afekt.
Lithium je přísadou pro výrobu speciálních skel a
keramik, především pro účely jaderné energetiky, ale
i pro konstrukci hvězdářských teleskopů.
Chemická značka Na, (lat. Natrium) je
nejběžnějším prvkem z řady alkalických kovů,
hojně zastoupený v zemské kůře, mořské
vodě i živých organizmech.
O sodných sloučeninách se zmiňuje již Starý zákon.
Označují v něm látku neter vhodnou jako prostředek
praní. Tato sloučenina je nám dnes známa jako soda uhličitan sodný Na2CO3. V té době v sodě byl
přimíchán i potaš - uhličitan draselný K2CO3
Sodík je poměrně bohatě zastoupen na Zemi i ve
vesmíru. Předpokládá se, že zemská kůra obsahuje
2,4 – 2,6 % sodíku, čímž se řadí na 5. místo ve
výskytu prvků na Zemi. Mořská voda obsahuje sodík
jako hlavní kation v koncentraci přibližně 10,5 g
Na/l. Ve vesmíru připadá jeden atom sodíku přibližně
na 800 tisíc atomů vodíku.
Značný obsah sodíkových iontů nalézáme také ve
všech podzemních minerálních vodách, které se
dostaly do dlouhodobého kontaktu s horninami a
sodíkové ionty se do nich vyloužily.
Příkladem minerálů biogenního původu je chilský ledek,
chemicky dusičnan sodný NaNO3, který se nachází na
chilském pobřeží. Další minerály sodíku jsou kryolit
Na3AlF6, thenardit Na2SO4, Glauberova sůl
Na2SO4.10 H2O, glauberit Na2SO4.CaSO4, glaserit
NA2SO4.3 K2SO4, solfatarit NaAl(SO4)2.12 H2O,
soda Na2CO3, trona Na2CO3.NaHCO3.2 H2O, borax
Na2B4O7.10 H2O a další mnohé živce, slídy, alkalické
pyroxeny, alkalické amfiboly a zeolity. Sodík patří
mezi biogenní prvky a nachází se ve všech buňkách
rostlinných i živočišných tkání.
Roztavený kovový sodík se často uplatňuje v jaderné
energetice a v leteckých motorech jako látka
odvádějící teplo. Elementární sodík je mimořádně
silné redukční činidlo. Vysoušejí se s ním kapaliny a
transformátorový olej. Hydroxid sodný se používá
při výrobě mýdel reakcí s vyššími tzv. mastnými
kyselinami. Siřičitan sodný se používá ve
fotografickém průmyslu v ustalovací fázi a u
výbojek. Peroxid sodný se používá pro poutání
vzdušného oxidu uhličitého v ponorkách a dýchacích
přístrojích pro potápěče pod názvem oxon. Kyanid
sodný NaCN slouží k vyluhování zlata.
Chemická značka K, (lat. Kalium) je velmi důležitým
prvkem z řady alkalických kovů, hojně zastoupený v
zemské kůře, mořské vodě i živých organizmech.
Autorem jeho českého a slovenského názvu je Jan
Svatopluk Presl.
Draslík spolu se sodíkem patří mezi biogenní
prvky a poměr jejich koncentrací v
buněčných tekutinách je významným
faktorem pro zdravý vývoj organizmu.
Obvykle je zdůrazňována významná role
draslíku, naopak vysoká konzumace sodných
solí je pokládána za zdraví ohrožující. Vyšší
koncentrace draslíku je v lidském těle uvnitř
buněk, k uvolňování ven dochází pomocí
draslíkových kanálů při přenosu vzruchu.
Vzhledem ke své mimořádné nestálosti a
reaktivitě se čistý kovový draslík prakticky
využívá pouze minimálně. Ve výjimečných
případech je používán k redukčním reakcím v
organické syntéze nebo analytické chemii.
Dusičnan draselný se používá jako draselné
hnojivo a zároveň nalézá využití v pyrotechnice
jako silné oxidační činidlo. Síran draselný se
používá při výrobě skla, kamence draselného a
používá se jako hnojivo.
Draslík se v malém množství používá pro výrobu
fotoelektrických článků.
Uhličitan draselný, starším názvem potaš se používá
převážně při výrobě skla, v textilním a papírenském
průmyslu, jako součást pracích prášků, při výrobě
pigmentů, v barvířství a běličství a při praní vlny.
Používá se také pro přípravu kyanidu draselného.
Chemická značka Rb, (lat. Rubidium) je prvkem z
řady alkalických kovů, vyznačuje se velkou
reaktivitou a mimořádně nízkým redox-potenciálem.
Díky své velké reaktivitě se v přírodě setkáváme
pouze se sloučeninami rubidia a to pouze v Rb+.
Obsah rubidia v zemské kůře je poměrně vysoký,
předpokládá se, že zemská kůra obsahuje 100 – 300
mg Rb/ kg a ve výskytu se řadí na stejnou úroveň
jako nikl, měď nebo zinek. Průměrný obsah v mořské
vodě je přibližně 0,12 mg Rb/l. Ve vesmíru se
předpokládá výskyt 1 atomu rubidia na přibližně 6
miliard atomů vodíku.
Jeho nízký ionizační potenciál dává možnost jeho
uplatnění ve fotočláncích, sloužících pro přímou
přeměnu světelné energie v elektrickou. Zároveň je
proto perspektivním médiem pro iontové motory,
jako pohonné jednotky kosmických plavidel.
Při výrobě katodových trubic, pracujících s
nízkotlakou náplní inertního plynu se užívá rubidia
jako getru, tj. látky sloužící k zachycení a odstranění
posledních zbytků reaktivních přimíšených plynů.

similar documents