Alkalických kovů

jeden

3	Lithium
Li6,94 ± 0,06 [1]
[Ne] 2 s 1

jedenáct	Sodík
Na22,9898
[Ne]3s 1

čtyři

19	Draslík
K39,0983
[Ar]4s 1

37	Rubidium
Rb85,4678
[Kr] 5 s 1

55	Cesium
Čs132,9055
[Xe]6s 1

87	Francie
Fr(223)
[Rn] 7s 1

Alkalické kovy jsou prvky 1. skupiny periodické tabulky chemických prvků (podle zastaralé klasifikace prvky hlavní podskupiny I. skupiny) [2] : lithium Li, sodík Na, draslík K, rubidium Rb, cesium Cs, francium Fr. Hypotetický 119. ununion prvek , v případě jeho objevení, bude podle struktury jeho vnějšího elektronového obalu rovněž klasifikován jako alkalický kov. Když jsou alkalické kovy rozpuštěny ve vodě , tvoří se rozpustné hydroxidy , nazývané alkálie ..

Obecná charakteristika alkalických kovů

V periodickém systému bezprostředně následují inertní plyny , takže strukturním rysem atomů alkalických kovů je, že obsahují jeden elektron na vnější energetické úrovni: jejich elektronová konfigurace je ns 1 . Je zřejmé, že valenční elektrony alkalických kovů lze snadno odstranit, protože pro atom je energeticky výhodné darovat elektron a získat konfiguraci inertního plynu . Proto se všechny alkalické kovy vyznačují redukčními vlastnostmi . Potvrzují to nízké hodnoty jejich ionizačních potenciálů ( ionizační potenciál atomu cesia je nejnižší) a elektronegativity (EO). V důsledku toho jsou ve většině sloučenin alkalické kovy přítomny jako jednoduše nabité kationty . Existují však i sloučeniny, kde jsou alkalické kovy zastoupeny anionty (viz Alkalidy ).

Některé atomové a fyzikální vlastnosti alkalických kovů

atomové číslo	Jméno, symbol	Počet přirozených izotopů	Atomová hmotnost	Ionizační energie , kJ mol −1	Elektronová afinita , kJ mol −1	EO	Δ H diss , kJ mol −1	Kov. poloměr, nm	Iontový poloměr (cn 6), nm	tpl , ° C	t balík , °C	Hustota , g/cm³	Δ H pl , kJ mol −1	Δ H kip , kJ mol −1	Δ H arr , kJ mol −1
3	lithium Li	2	6,941(2)	520,2	59,8	0,98	106,5	0,152	0,076	180,6	1342	0,534	2,93	148	162
jedenáct	Sodík Na	jeden	22,989768(6)	495,8	52,9	0,93	73,6	0,186	0,102	97,8	883	0,968	2.64	99	108
19	Draslík K	2+1 a	39,0983(1)	418,8	46,36	0,82	57,3	0,227	0,138	63,07	759	0,856	2.39	79	89,6
37	Rubidium Rb	1+1 a	85,4687(3)	403,0	46,88	0,82	45.6	0,248	0,152	39,5	688	1,532	2.20	76	82
55	Cesium Čs	jeden	132,90543(5)	375,7	45,5	0,79	44,77	0,265	0,167	28.4	671	1,90	2.09	67	78,2
87	Francium Fr	2a _	(223)	380	(44,0)	0,7	—	—	0,180	dvacet	690	1,87	2	65	—

a Radioaktivní izotopy: 40 K, T 1/2 = 1,277 10 9 let ; 87 Rb, T 1/2 = 4,75 10 10 let ; 223 Fr, Ti /2 = 21,8 min ; 224 Fr, T1 /2 = 3,33 min .

Všechny kovy této podskupiny jsou stříbřitě bílé (kromě stříbřitě žlutého cesia ), jsou velmi měkké, lze je řezat skalpelem. Lithium , sodík a draslík jsou lehčí než voda a plavou na jejím povrchu a reagují s ní.

Lithium
Sodík
Draslík
Rubidium
Cesium

Mnoho minerálů obsahuje alkalické kovy. Například ortoklas neboli živec se skládá z hlinitokřemičitanu draselného K 2 [Al 2 Si 6 O 16 ], podobný minerál obsahující sodík - albit - má složení Na 2 [Al 2 Si 6 O 16 ]. Mořská voda obsahuje chlorid sodný NaCl a půda obsahuje draselné soli - sylvin KCl, sylvinit NaCl KCl , karnallit KCl MgCl 2 6H 2 O , polyhalit K 2 SO 4 MgSO 4 CaSO 4 2H 2 O.

Chemické vlastnosti alkalických kovů

Vzhledem k vysoké reaktivitě alkalických kovů vůči vodě, kyslíku a někdy i dusíku ( Li ) jsou uloženy pod vrstvou petroleje . K provedení reakce s alkalickým kovem se kousek požadované velikosti opatrně odřízne skalpelem pod vrstvou petroleje, povrch kovu se důkladně očistí od produktů jeho interakce se vzduchem v argonové atmosféře a pouze poté se vzorek umístí do reakční nádoby.

Interakce s vodou

Důležitou vlastností alkalických kovů je jejich vysoká aktivita vůči vodě. Lithium reaguje nejklidněji (bez výbuchu ) s vodou:

{\mathsf {2\ Li+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ LiOH+\ H_{2}\uparrow ))

Při provádění podobné reakce hoří sodík žlutým plamenem a dochází k malé explozi. Draslík je ještě aktivnější: v tomto případě je výbuch mnohem silnější a plamen je zbarven fialově.

Interakce s kyslíkem

Produkty spalování alkalických kovů ve vzduchu mají různé složení v závislosti na aktivitě kovu.

Na vzduchu hoří pouze lithium za vzniku oxidu stechiometrického složení:

{\mathsf {4\ Li+\ O_{2}\longrightarrow 2\ Li_{2}O))

Při spalování sodíku vzniká hlavně peroxid Na 2 O 2 s malou příměsí superoxidu NaO 2 :

{\mathsf {2\ Na+\ O_{2}\longrightarrow \ Na_{2}O_{2))}

Produkty spalování draslíku, rubidia a cesia obsahují hlavně superoxidy :

{\mathsf {K+\ O_{2}\longrightarrow \ KO_{2))}

{\displaystyle {\mathsf {Rb+\ O_{2}\longrightarrow \ RbO_{2))))

{\displaystyle {\mathsf {Cs+\ O_{2}\longrightarrow \ CsO_{2))))

Pro získání oxidů sodíku a draslíku se směsi hydroxidu, peroxidu nebo superoxidu zahřívají s přebytkem kovu v nepřítomnosti kyslíku:

{\mathsf {2\ Na+2\ NaOH\longrightarrow 2\ Na_{2}O+\ H_{2}\uparrow ))

{\mathsf {2\ Na+\ Na_{2}O_{2}\longrightarrow 2\ Na_{2}O))

{\mathsf {3\ K+\ KO_{2}\longrightarrow 2\ K_{2}O))

Pro kyslíkaté sloučeniny alkalických kovů je charakteristická následující zákonitost: s rostoucím poloměrem kationtu alkalického kovu se zvyšuje stabilita kyslíkatých sloučenin obsahujících peroxidový iont O.2-2
_a superoxidový iont O−
2.

Pro těžké alkalické kovy je charakteristická tvorba poměrně stabilních ozonidů o složení EO 3 . Všechny sloučeniny kyslíku mají různé barvy, jejichž intenzita se zvyšuje v řadě od Li po Cs :

Vzorec kyslíkaté sloučeniny	Barva
Li2O _ _	Bílý
Na2O _ _	Bílý
K2O _ _	Nažloutlý
Rb2O _ _	Žlutá
Cs2O _ _	oranžový
Na2O2 _ _ _	světle žlutá
KO 2	oranžový
RbO2 _	tmavě hnědá
CsO2 _	Žlutá

Oxidy alkalických kovů mají všechny vlastnosti základních oxidů : reagují s vodou, kyselými oxidy a kyselinami :

{\mathsf {Li_{2}O+\ H_{2}O\longrightarrow 2\ LiOH))

{\mathsf {K_{2}O+\ SO_{3}\longrightarrow \ K_{2}SO_{4}}}

{\mathsf {Na_{2}O+2\ HNO_{3}\longrightarrow 2\ NaNO_{3}+\ H_{2}O))

Peroxidy a superoxidy vykazují vlastnosti silných oxidačních činidel :

{\mathsf {Na_{2}O_{2}+2\ NaI+2\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ I_{2}+2\ Na_{2}SO_{4}+2\ H_{ 2}O}}

Peroxidy a superoxidy intenzivně interagují s vodou a tvoří hydroxidy:

{\mathsf {Na_{2}O_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ NaOH+\ H_{2}O_{2))}

{\mathsf {2\ KO_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ KOH+\ H_{2}O_{2}+\ O_{2}\uparrow ))

Interakce s jinými látkami

Alkalické kovy reagují s mnoha nekovy . Při zahřívání se spojují s vodíkem za vzniku hydridů , s halogeny , sírou , dusíkem , fosforem , uhlíkem a křemíkem za vzniku halogenidů , sulfidů , nitridů , fosfidů , karbidů a silicidů :

{\mathsf {2\ Na+\ H_{2}\longrightarrow 2\ NaH))

{\mathsf {2\ Na+\ Cl_{2}\longrightarrow 2\ NaCl))

{\mathsf {2\ K+\ S\longrightarrow \ K_{2}S))

{\mathsf {6\ Li+\ N_{2}\longrightarrow 2\ Li_{3}N))

{\mathsf {2\ Li+2\ C\longrightarrow \ Li_{2}C_{2))}

Při zahřívání jsou alkalické kovy schopny reagovat s jinými kovy za vzniku intermetalických sloučenin . Aktivně (s výbuchem) reagují alkalické kovy s kyselinami .

Alkalické kovy se rozpouštějí v kapalném amoniaku a jeho derivátech - aminech a amidech :

{\mathsf {2\ Na+2\ NH_{3}\longrightarrow 2\ NaNH_{2}+\ H_{2}\uparrow ))

Po rozpuštění v kapalném amoniaku ztrácí alkalický kov elektron , který je solvatován molekulami amoniaku a dává roztoku modrou barvu. Výsledné amidy se snadno rozkládají vodou za vzniku alkálií a amoniaku:

{\mathsf {KNH_{2}+\ H_{2}O\longrightarrow \ KOH+\ NH_{3}\uparrow }}

Alkalické kovy interagují s organickými látkami alkoholy (za vzniku alkoholátů ) a karboxylovými kyselinami (za vzniku solí ):

{\mathsf {2\ Na+2\ CH_{3}CH_{2}OH\longrightarrow 2\ CH_{3}CH_{2}ONa+\ H_{2}\uparrow ))

{\mathsf {2\ Na+2\ CH_{3}COOH\longrightarrow 2\ CH_{3}COONa+\ H_{2}\uparrow ))

Kvalitativní stanovení alkalických kovů

Vzhledem k tomu, že ionizační potenciály alkalických kovů jsou malé, při zahřívání kovu nebo jeho sloučenin v plameni dochází k ionizaci atomu, čímž se plamen zbarví do určité barvy:

Barvení plamenem alkalickými kovy
a jejich sloučeninami

alkalického kovu	barva plamene
Li	karmínově červená
Na	Žlutá
K	fialový
Rb	hnědá červená
Čs	fialově červená

Získávání alkalických kovů

Elektrolýza halogenidových tavenin

K získávání alkalických kovů využívají především elektrolýzu tavenin jejich halogenidů , nejčastěji chloridů , které tvoří přírodní minerály :

{\mathsf {2\ LiCl\longrightarrow 2\ Li+\ Cl_{2}\uparrow ))

katoda :

{\mathsf {Li^{+}}}+e\longrightarrow {\mathsf {Li}}

anoda :

{\mathsf {2Cl_{-}}}-2e\longrightarrow {\mathsf {Cl_{2}}}\uparrow

Elektrolýza hydroxidových tavenin

Někdy se pro získání alkalických kovů provádí elektrolýza tavenin jejich hydroxidů :

{\mathsf {4\ NaOH\longrightarrow 4\ Na+2\ H_{2}O+\ O_{2}\uparrow ))

katoda:

{\mathsf {Na^{+}}}+e\longrightarrow {\mathsf {Na}}

anoda:

{\mathsf {4OH^{-}}}-4e\longrightarrow {\mathsf {2H_{2}O+O_{2}}}\uparrow

Regenerace z halogenidů

Alkalický kov lze redukovat z odpovídajícího chloridu nebo bromidu vápníkem , hořčíkem , křemíkem a dalšími redukčními činidly při zahřátí ve vakuu na 600-900 °C:

{\mathsf {2\ MCl+\ Ca\longrightarrow 2\ M\uparrow +\ CaCl_{2))}

Aby reakce probíhala správným směrem, musí být výsledný volný alkalický kov (M) odstraněn destilací. Podobně je možná redukce zirkonem z chromátu . Je známá metoda získávání sodíku redukcí z uhličitanu uhlím při 1000 °C v přítomnosti vápence .

Protože alkalické kovy jsou nalevo od vodíku v elektrochemické řadě napětí , je nemožné je získat elektrolyticky z vodných roztoků solí; v tomto případě se tvoří odpovídající alkálie a vodík.

Sloučeniny alkalických kovů

Hydroxidy

Pro výrobu hydroxidů alkalických kovů se používají především elektrolytické metody. Nejrozsáhlejší je výroba hydroxidu sodného elektrolýzou koncentrovaného vodného roztoku kuchyňské soli :

{\mathsf {2\ NaCl+2\ H_{2}O\longrightarrow \ H_{2}\uparrow +\ Cl_{2}\uparrow +2\ NaOH))

katoda :

2\ {\mathsf {H^{+}}}+2\ e\longrightarrow \ {\mathsf {H_{2}}}\uparrow

anoda :

2\ {\mathsf {Cl^{-}}}-2\ e\longrightarrow \ {\mathsf {Cl_{2}}}\uparrow

Dříve se alkálie získávala výměnnou reakcí:

{\mathsf {Na_{2}CO_{3}+\ Ca(OH)_{2}\longrightarrow \ CaCO_{3}\downarrow +2\ NaOH))

Takto získaná alkálie byla silně kontaminována sodou Na2C03 .

Hydroxidy alkalických kovů jsou bílé hygroskopické látky, jejichž vodné roztoky jsou silné zásady . Účastní se všech reakcí charakteristických pro zásady - reagují s kyselinami, kyselými a amfoterními oxidy , amfoterními hydroxidy :

{\mathsf {2\ LiOH+\ H_{2}SO_{4}\longrightarrow \ Li_{2}SO_{4}+2\ H_{2}O))

{\mathsf {2\ KOH+\ CO_{2}\longrightarrow \ K_{2}CO_{3}+\ H_{2}O))

{\mathsf {KOH+\ Al(OH)_{3}\longrightarrow \ K[Al(OH)_{4}]}}

Hydroxidy alkalických kovů při zahřívání sublimují bez rozkladu, s výjimkou hydroxidu lithného , který se stejně jako hydroxidy kovů hlavní podskupiny II při kalcinaci rozkládá na oxid a vodu :

{\mathsf {2\ LiOH\longrightarrow \ Li_{2}O+\ H_{2}O))

Hydroxid sodný se používá k výrobě mýdel , syntetických detergentů , umělých vláken, organických sloučenin, jako je fenol .

Soli

Důležitým produktem obsahujícím alkalický kov je soda Na 2 CO 3 . Hlavní množství sody na celém světě se vyrábí podle Solvayovy metody , navržené na počátku 20. století. Podstata metody je následující: vodný roztok NaCl , ke kterému je přidán amoniak, se nasytí oxidem uhličitým při teplotě 26-30 °C. V tomto případě se tvoří špatně rozpustný hydrogenuhličitan sodný , nazývaný jedlá soda :

{\mathsf {NaCl+\ NH_{3}+\ CO_{2}+\ H_{2}O\longrightarrow \ NaHCO_{3}\downarrow +\ NH_{4}Cl))

Amoniak se přidává k neutralizaci kyselého prostředí, ke kterému dochází při průchodu oxidu uhličitého do roztoku a k získání hydrogenuhličitanového iontu HCO 3 - nezbytného pro vysrážení hydrogenuhličitanu sodného. Po oddělení jedlé sody se roztok obsahující chlorid amonný zahřívá s vápnem a uvolňuje se amoniak, který se vrací do reakční zóny:

{\mathsf {2\ NH_{4}Cl+\ Ca(OH)_{2}\longrightarrow 2\ NH_{3}\uparrow +\ CaCl_{2}+2\ H_{2}O))

Při čpavkové metodě výroby sody je tedy jediným odpadem chlorid vápenatý , který zůstává v roztoku a má omezené použití.

Když se hydrogenuhličitan sodný kalcinuje , soda nebo praní se získá Na 2 CO 3 a oxid uhličitý použitý v procesu získávání hydrogenuhličitanu sodného :

{\mathsf {2\ NaHCO_{3}\longrightarrow \ Na_{2}CO_{3}+\ CO_{2}\uparrow +\ H_{2}O))

Hlavním spotřebitelem sody je sklářský průmysl.

Na rozdíl od málo rozpustné kyselé soli NaHCO 3 je hydrogenuhličitan draselný KHCO 3 vysoce rozpustný ve vodě, proto se uhličitan draselný neboli potaš , K 2 CO 3 získává působením oxidu uhličitého na roztok hydroxidu draselného :

{\mathsf {2\ KOH+\ CO_{2}\longrightarrow \ K_{2}CO_{3}+\ H_{2}O))

Potaš se používá při výrobě skla a tekutého mýdla.

Lithium je jediný alkalický kov , pro který nebyl získán hydrogenuhličitan. Důvodem tohoto jevu je velmi malý poloměr iontu lithia , který mu neumožňuje udržet poměrně velký iont HCO.−
3.

Zabezpečení

Všechny alkalické kovy jsou vysoce aktivní při interakci s vodou, kyslíkem, halogeny a dalšími sloučeninami. Zvláště nebezpečné jsou interakce s vodou, protože reakčními produkty jsou žíravé alkálie a dochází k obrovskému uvolnění energie, doprovázenému ohnivým zábleskem (v případě draslíku) nebo explozí (v případě rubidia nebo cesia). Proto je nutné při práci s nimi dodržovat bezpečnostní pravidla. Práce by měly být prováděny výhradně v latexových rukavicích, dále je nutné nosit ochranné brýle. Při pokusech se používá pouze malá množství, se kterými se manipuluje kleštěmi; v případě nezreagovaných zbytků alkalických kovů (například sodíku nebo draslíku) se používá likvidace v bezvodém alkoholu. Rubidium a cesium se pro svou extrémně vysokou chemickou aktivitu (výbušnost) v experimentech prakticky nepoužívají. Alkalické kovy jsou skladovány pod vrstvou petroleje v hermeticky uzavřených nádobách. Alkalické kovy není možné uhasit vodou, protože reakce je doprovázena výbuchem. Zbytky alkalických kovů jsou eliminovány ethylalkoholem.

Literatura

Achmetov N. S. Obecná a anorganická chemie. - M. : Vyšší škola, 2001.
Eremina E. A., Ryzhova O. N. Kapitola 14. Alkalické kovy // Schoolchildren's Handbook of Chemistry. - M . : Zkouška, 2009. - S. 224-231. — 512 s. - 5000 výtisků. — ISBN 978-5-377-01472-0 .
Kuzmenko N. E., Eremin V. V., Popkov V. A. Počátky chemie. Moderní kurz pro uchazeče o studium na vysokých školách. - M. : Zkouška, 1997-2001.
Lidin R. A., Andreeva L. L., Molochko V. A. Příručka anorganické chemie. — M .: Chemie, 1987.
Nekrasov BV Základy obecné chemie. — M .: Chemie, 1974.
Spitsyn V.I. , Martynenko L.I. Anorganická chemie. - M .: MGU, 1991, 1994.
Turova N. Ya. Anorganická chemie v tabulkách. Tutorial. - M. : Vyšší chemická akademie Ruské akademie věd, 1997.
Vrublevsky A.I. Základy chemie

Poznámky

↑ Standardní atomové hmotnosti prvků 2021 (IUPAC Technical Report) (anglicky) - IUPAC , 1960. - ISSN 0033-4545 ; 1365-3075 ; 0074-3925 – doi:10.1515/PAC-2019-0603
↑ Periodická tabulka Archivováno 17. května 2008. na webu IUPAC

Viz také

kovy alkalických zemin

Odkazy

Slovníky a encyklopedie

Velká dánština
Velký sovět (1 ed.)
Brockhaus a Efron
Malý Brockhaus a Efron
Britannica (online)
Universalis
plocha počítače
Granátové jablko

V bibliografických katalozích
BNE : XX533900 BNF : 12121218w GND : 4224517-5 J9U : 987007294080905171 LCCN : sh85003587 NDL : 00560346 NKC : ph174615

alkalických kovů

Lithium
Li
Atomové číslo: 3
Atomová hmotnost: 6,941
Tepl. bod tání: 453,85 K
Tepl. bod varu: 1615 K
Hustota: 0,534 g/cm³
Elektronegativita: 0,98

Sodík
Na
Atomové číslo: 11
Atomová hmotnost: 22,98976928
Tepl. bod tání: 371,15 K
Tepl. bod varu: 1156 K
Hustota: 0,97 g/cm³
Elektronegativita: 0,96

Draslík
K
Atomové číslo: 19
Atomová hmotnost: 39,0983
Tepl. bod tání: 336,58 K
Tepl. bod varu: 1032 K
Hustota: 0,86 g/cm³
Elektronegativita: 0,82

Rubidium
Rb
Atomové číslo: 37
Atomová hmotnost: 85,4678
Tepl. bod tání: 312,79 K
Tepl. bod varu: 961 K
Hustota: 1,53 g/cm³
Elektronegativita: 0,82

Cesium
Cs
Atomové číslo: 55
Atomová hmotnost: 132,9054519
Tepl. bod tání: 301,59 K
Tepl. bod varu: 944 K
Hustota: 1,93 g/cm³
Elektronegativita: 0,79

Francium
Fr
Atomové číslo: 87
Atomová hmotnost: (223)
Tepl. bod tání: ~300 K
Tepl. bod varu: ~950 K
Hustota: 1,87 g/cm³
Elektronegativita: 0,7

Periodický systém chemických prvků D. I. Mendělejeva

osm

já

Čs

alkalických kovů	kovy alkalických zemin	Lanthanoidy	aktinidy	přechodné kovy
lehké kovy	Polokovy	nekovy	Halogeny	vzácné plyny

Periodická tabulka
Dmitrij Ivanovič Mendělejev Periodický zákon Skupiny prvků
Formáty	krátký Po blokech Rozšířené zvětšený Elektronické konfigurace Elektronegativita Alternativní Izotopy prvků
Seznam položek podle	...Název ... Etymologie ...otevírací doba ...oxidační stavy ... Tvrdost ... Prevalence u člověka : stopové prvky makroživiny Organogeny ... Hodnota standardních elektrochemických potenciálů
Skupiny	jeden 2 3 čtyři 5 6 7 osm 9 deset jedenáct 12 13 čtrnáct patnáct 16 17 osmnáct
Období	jeden 2 3 čtyři 5 6 7 osm
Rodiny chemických prvků	nekovy Polokovy (metaloidy) Kovy Nepřechodné prvky přechodné kovy Post-přechodové kovy Vnitřní přechodné kovy Lanthanoidy aktinidy Transuranium superpřechodové kovy lehké kovy Těžké kovy Supertěžké prvky (transaktinoidy) Žáruvzdorné kovy Kovy skupiny platiny ušlechtilé kovy Neželezné kovy radioaktivní prvky umělé prvky Vzácné předměty prvky vzácných zemin Stopové prvky Monoizotopické prvky Polyizotopové prvky
Blok periodické tabulky	s-prvky p-prvky d-prvky f-prvky g-prvky
jiný	Lanthanoidová kontrakce aktinoidní kontrakce Předpokládané prvky Symboly chemických prvků seznam
Periodická tabulka Kategorie:Periodický systém Portál: Chemie {{ Periodický systém prvků }}