S – prvky

1. Úvod

– 2 skupiny – alkalické kovy (1 e), kovy alkalických zemin (2e)

– mají valenční pouze s orbital

– mají největší atomové poloměry – relativně malá přitažlivost mezi jádrem a elektronem zapříčiňuje

nejnižší hodnoty ionizační energie (= E potřebná k vytržení el. z elektroneutrálního atomu)

– jsou to všechno neušlechtilé kovy => velmi reaktivní, snadno uvolňují své valenční elektrony

– aby získaly stabilnější konfiguraci, oxidují se na kationty s konf. předcházejícího vzácného plynu

– uvolněné el. přijímají atomy/ionty jiných prvků – redukují se (s- prvky s oxidují) => silná red. činidla

– chtějí se přiblížit konfiguraci vzácného plynu, proto často tvoří kationty: Na⁺, Ca²⁺

– přírodě pouze vázané (horniny, minerály, soli)

2. Alkalické kovy

– I. A skupiny kromě H (liší se vlastnostmi, neřadí se k nim), elektronová konfigurace ns¹

– Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

– značí se M, M⁺ je stabilní, nereaktivní kationty (přibližují se konfigurací vzácným plynům)

– směrem dolů roste poloměr atomu – čím je větší, tím je reaktivita atomu větší (jádro méně

přitahuje elektrony v obalu), Tt klesá

– sloučeniny – charakter vazby – iontový: NaCl – Cl vytrhne e^– z Na a přechází do el. obalu Cl => Na⁺-Cl^–

– na vzduchu samozápalné => uchovávány pod vrstvou oleje

4 Li + O₂ -> 2 Li₂O

2 Na + O₂ -> Na₂O₂

K + O₂ -> KO₂ (hyperoxid draselný)

– jsou to měkké kovy, stříbrolesklé, vodivé, kujné, tažné, nízká Tt i Tv

– nízká hustota – Li, Na, K plavou na vodě, Li nejlehčí ze všech kovů

– nízká elektronegativita (souvisí s nízkou ionizační energií)

– barví plamen – využívá se jako důkaz alkalických kovů ve sloučenině

– Li – rudá, Na – žlutá, K – modrofialová, Rb – červenofialová, Cs – modrá

– Fr – radioaktivní, malý poločas rozpadu

– výskyt – Na, K – v zemské kůře patří k nejrozšířenějším prvkům, mořská voda (NaCl)

– křemičitany, živce, slídy, NaCl (halit), KCl (sylvín), ledky (dusičnany – Na – čilský, K)

– Li – spodumen LiAlSi₂O₆ – hlinitokřemičitan lithný

– Na – halit = sůl kamenná, NaCl

– kryolit – Na₃AlF₆ – hexafluorohlinitan sodný

– Glauberova sůl – Na₂SO₄ * 10 H₂O – dekahydrát síranu sodného

– glauberit – Na₂SO₄*CaSO₄ – síran sodno-vápenatý

– chilský ledek – NaNO₃ – dusičnan sodný

– Fr – uranové rudy

– jsou to biogenní prvky – fungování MTB buněk, přenos nervového vzruchu

– K – tvorba cukrů, škrobů (i v rostlinách), intracelulární prvek

– N – hladina důležitá, extracelulární prvek

– výroba – jsou to vysoce neušlechtilé kovy => elektrolýza

tavenina NaCl – Na⁺, Cl^–:   K^–: Na⁺ + e^– -> Na

A⁺: 2 Cl^– -> Cl₂ (odchází) + 2 e^–

– reakce:

1. s O₂: 4 Li + O₂ -> 2 Li₂O (uchovávání v petroleji – chemicky interní prostředí)

– vznik oxidů, peroxidů (Na₂O₂), hyperoxidů (Na₂O₄)

2. s vodou: Na + H₂O -> NaOH + H₂ – důkaz fenolftaleinem (růžová), chemické jojo (Na skáče)

– bouřlivé reakce, vznik hydroxidů a vodíku, intenzita reakce roste ve skupině

3. s halogeny – bouřlivá reakce, vznik solí

– halogenům chybí do nejstabilnější el. konf. 1 elektron, s1 prvky ho poskytnou

– halogeny mají jednu z nejvyšších X, s1 jednu z nejnižších = iontová vazba

2 Na + Cl₂ -> 2 NaCl

4. s H₂: 2 Na + H₂ -> 2 NaH => hydridy alkalických kovů – typické iontové sloučeniny

– H má ox. číslo –I – má vyšší X

5. s S – vznik sulfidů: 2 Na + S -> Na₂S
6. s Al₂O₃: Al₂O₃ + Na –t–> Al + Na₂O₂

AlCl₃ + Na -> Al + NaCl

=> aluminotermine – metalotermie

– využití – Li – slitiny

– Na – sodíkové lampy

– výroba – Na a Li – elektrolýza tavenin chloridů – železná katoda: redukce kationtů na kov

– grafitová anoda: oxidace chloridových aniontů

na plynný chlor

2 Na⁺ + 2 e^– -> 2 Na

2 Cl^– – 2e^– -> Cl₂

– K a Rb – metalotermická reakce

– redukce KCl s Na: KCl + Na -> NaCl + K

– při elektrolýze taveniny KCl je vznikající K dobře rozpustný v tavenině a také se při

výrobních teplotách může vypařovat, pak by hrozila reakce s kyslíkem – výbuch

– proto elektrolýza jen v malém rozsahu

– redukce RbCl vápníkem: 2 RbCl + Ca -> CaCl₂ + 2 Rb

3. Sloučeniny alkalických kovů

– M⁺ při přechodu do sloučeného stavu – atomy alk. kovů ztrácejí zcela svou reaktivitu

– sloučeniny jsou bezbarvé (barvy udávají d orbitaly)

– převážně iontového charakteru => rozpustnosti v polárních rozpouštědlech (voda)

1. hydroxidy – pevné, bezbarvé, hygroskopické – na vzduchu vlhnou

– nejsilnější hydroxidy, leptavé účinky

– disociace na X⁺ a OH^–

– uchovávání v platových lahvích: SiO₂ + NaOH -> Na₂SiO₃ + H₂O – zakalení skla, spečení

– rozpustné ve vodě

– při rozpouštění exotermní reakce => spontánní reakce

– silné zásady – ochotné přijímají H⁺

roztok NaCl, pH = ?       Na⁺ + H₂O -> O

Cl^– + H₂O -> O                 => pH = 7

roztok Na₂CO₃                Na⁺ + H₂O -> O

CO₃^– + H₂O -> H₂CO₃ + OH^–         => pH > 7

roztok (NH₄)₂SO₄            pH < 7

– výroba NaOH – roztok NaCl, elektrolýza

– 2 typy elektrolyzérů:

1. s železnou katodou – katodový a anodový prostor je

oddělen polopropustnou membránou

= diafragma (proti míšení produktů)

– ta brání difuzi Cl ke katodě, tím kolem

katody vrůstá vybíjení iontů H₃O⁺ a

migrace Cl^–, koncentrace Na⁺

2. amalgámová – Hg tvoří katodu, na anodě se vylučuje Cl,

– Hg reaguje s Na, amalgám reaguje s vodou

Na⁺ + Hg (l) -> NaHg (=amalgám)

NaHg + H₂O -> NaOH + Hg + H₂

                                                     – porovnávání metod: s železnou katodou je více nečistot

– KOH – používaný v menší míře

– výroba – elektrolýza vodného roztoku NaCl

– var uhličitanu draselného s hydroxidem vápenatým

K₂CO₃ + Ca(OH)₂ -> CaCO₃ + 2 KOH

– využití – výroba mýdla – povaření kostí, sádla atd. s hydroxidem => vznik solí, čištění,

barvení, parfémování

– výroba celulózy a papíru – rozštípané dřevo do vařícího se hydroxidu

– výroba umělého hedvábí – hydroxid + sirouhlík – nebezpečné

2. uhličitany – Na₂CO₃ – uhličitan sodný, NaHCO₃ – hydrogen uhličitan sodný

–kalcinová soda– výroba – Solvayův způsob – H₂O, NaCl, NH₃, CO₂

NaCl + H₂O + CO₂ + NH₃ -> NaHCO₃ + NH₄Cl

NaHCO₃ –t–> Na₂CO₃ + CO₂ + H₂O

– využití – výroba skla, odstranění vodního kamene, prací prášky

– z vodných roztoků krystalizuje jako dekahydrát uhličitanu vápenatého =

= krystalová soda, na vzduchu krystalovou vodu ztrácí (větrá)

– K₂CO₃ = potaš = uhličitan draselný

– využití: prací prostředky společně s Na₂CO₃, při výrobě skla snižuje Tt

sklářského kamene

– NaHCO₃ – jedlá soda

– využití: pří zvýšené kyselosti žaludečních šťáv – neutralizace, prdopeč

3. halogenidy – NaCl = halit, minerál sůl kamenná

– KCl = sylvín

– KI + I₂ -> KI₃ = Lugolův roztok

– bezbarvé krystalické látky, iontový charakter, vysoké Tt a Tv

4. dusičnany – výbušniny, průmyslová hnojiva (rozpustné ve vodě)

– NaNO₃ = chilský ledek – hnojivo, výroba kyseliny dusičné

– KNO₃ – příprava: NaNO₃ + KCl -> KNO₃ + NaCl

– využití – výroba výbušnin a střelného prachu

5. sírany – Glauberova sůl: Na₂SO₄ * 10 H₂O (textilní prům.)

– základní látka při výrobě papíru, textilní průmysl

– K₂SO₄ – hnojivo

6. dusitany – toxické, organická syntéza – výroba organických barviv = pigmenty
7. Kovy alkalických zemin

– prvky II. A skupiny, s² prvky

– He se k nim neřadí – vzácné plyny

– Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra (kromě Be a Mg kovy alkalických zemin)

– 2 valenční elektrony: s² => oxidační číslo ve sloučeninách 2+

– vyšší Tt a Tv neý s1, pevnější, křehčí, nižší reaktivita a vyšší ionizační E

– vlastnosti – stříbrolesklé

– poloměr atomů roste směrem dolů – roste ochota tvořit ionty, stoupá zásaditý charakter

– iontové vazby převážně, velká reaktivita => silná redukční činidla (Ca, Mg)

– v levé části Beketovy řady

– důkaz plamennou zkouškou – Ca – cihlová, Sr – karmínová, Ba – žlutozelená

– výskyt – příroda – vázané, minerály, horniny, soli, mořská voda

– Ca a Mg biogenní prvky (Mg- chlorofyl, hořká chuť, Ca – krev, kosti, schránky)

– Mg – uhličitany: magnezit MgCO₃

dolomit CaCO₃*MgCO₃

– Ca – vápenec: kalcit CaCO₃ (vápenec, travertin, aragonit, křída, mramor)

– sádrovec CaSO₄* 2 H₂O – z něj sádra CaSO₄* ½ H₂O

– apatit Ca(PO₄)₂

– kazivec = fluorit CaF₂

– Ba – baryt BaSO₄

– Sr – celestin SrSO₄

– Ra – produkt radioaktivní přeměny uranu v uranových rudách (smolinec = uranit)

– využití – Mg, Ca – biogenní prvky, součást mnoha průmyslových surovin

– Be – přísady do slitin, zlepšuje vlastnosti – tvrdost, prvnost, okénka RTG lamp

– Mg – silné red. činidlo, příprava Grignardových činidel

– Ca – přísada do slitin, red. činidlo, nejméně reaktivní ze skupiny

– Ra – radioizotop, použití v lékařství (lázně Jáchymov, radioaktivní voda, …)

– výroba – elektrolýza taveniny – chloridy (CaCl₂, MgCl₂)

MgCl: K: Mg²⁺ + 2 e^– -> Mg⁰ (vylučuje se)

A: Cl₂^2- -> Cl₂⁰ (odchází) + 2 e^–

– redukce příslušných halogenidů s Na: CaCl₂ + 2 Na -> 2 NaCl + Ca

– Be – nejmenší poloměr, odlišné vlastnosti

– nejméně reaktivní kov, velice tvrdý, vysoká Tt

– s kyselinou pasivace => vznik oxidu

– velmi slabě zásaditý => amfoterní

– často tvoří polymerní struktury

– používá se do slitin – zlepšuje tvrdost a pevnost

– vytváří především kovalentní vazby – podobné vlastnosti s Al, povrch vrstvička BeO

– Ra – všechny izotopy radioaktivní

– reakce:

• s vodou: Mg, Be – 0 (leda za vyšších teplot) – pasivace na vzduchu

Ca + H₂O -> Ca(OH)₂ + H₂

• s kyselinami: Ca + HCl -> CaCl₂ + H₂
• s O₂: Mg + O₂ –t–> MgO – pasivace- Mg, Be nebo intenzivní hoření, exotermní reakce

Ca + O₂ -> CaO

Sr, Ba + O₂ -> Sr/BaO₂ (peroxidy)

• s ostatními prvky – S, N, halogeny

3 Ca + N₂ -> Ca₃N₂   nitrid vápenatý

Ca + S -> CaS   sulfid vápenatý

Ca + Cl₂ -> CaCl₂   chlorid vápenatý

5. Sloučeniny kovů alkalických zemin

• oxidy – zásadité (MgO): MgO + H₂O -> Mg(OH)₂ – fenolftalein – růžová barva

– bílé krystalické látky, polární až iontové vazby, tvrdé, křehké, vysoký Tt

– roztoky vedou elektrický proud, rozpustné ve vodě

– CaO: CaCO₃ –t–> CaO + CO₂ = pálení vápna

– pálené vápno – ve stavebnictví (malta) jako hašené vápno: CaO + H₂O -> Ca(OH)₂

– hutnictví, hnojivo, …

– exotermické reakce, Ca(OH)₂ – žíravina, poleptání

Ca(OH)₂ + H₂O + písek = malta => tvrdnutí malty

Ca(OH)₂ + CO₂ -> CaCO₃ + H₂O

• sírany – sádrovec – CaSO₄*2 H₂O

– sádra – CaSO₄ * ½ H₂O

– vzniká zahřátím sádrovce nad 100°C – ztrácí část krystalové vody

= pálená sádra – smísením s vodou se opět hydratuje a vzniká sádrovec

– zvětšení objemu asi o 1%

– využití – stavebnictví, odlitky

– síran barnatý – BaSO₄

– využití v lékařství při RTG žaludku – téměř nerozpustný

– ostatní barnaté soli jsou rozpustné, jedovaté

– CaSO₄ – jeho vápenaté kationty způsobují trvalou tvrdost vody (rozpuštěný ve vodě je)

– odstranění sodu: Ca²⁺ + SO₄^2- + Na₂SO₃ -> CaCO₃ (usazuje se) + Na₂SO₄

• uhličitany – vápenec – CaCO₃

– nejrozšířenější, bílý, větrá, kalcitofilní květiny

– aragonit – krystalický, kalcit, mramor – dá se leštit, křída – ukládání

schránek živočichů

– nerozpustný ve vodě, Ca(HCO₃)₂ – rozpustný

– přechodná tvrdost vody: Ca(HCO₃)₂ –t–> CaCO₃ – usazuje se

– vznik krápníků v přírodě: CaCO₃ + H₂O + CO₂ <-> Ca(HCO₃)₂

– uhličitan hořečnatý – MgCO₃ – používá se na výrobu žáruvzdorných cihel

• fosforečnany – (PO₄)^3-

– Ca₃(PO₄)₂ – apatit, nerozpustný ve vodě

– (H₂PO₄)^– – dihydrogen fosforečnan, rozpustný, hnojiva

• bezkyslíkaté – CaC₂ – acetylid vápenatý

– výroba acetylenu: CaC₂ + H₂O -> HCCH (plyn, výbušný, sváření kovů) + CaO

• dusičnany – ledek vápenatý – Ca(NO₃)₂ – hnojivo
• CaF₂
• Ca(H₂PO₄)₂ – hnojivo
• kyanamid vápenatý – CaCN₂ – dusíkaté vápno
• Hydroxid hořečnatý – Mg(OH)₂ – bílá ve vodě nerozpustná látka

– analytický důkaz s prvků – plamenná zkouška

– tvrdost vody způsobují buď Ca²⁺ ionty nebo Mg²⁺, účinek stejný, jen vápenaté se více vyskytují