Téma prezentace: Alkalické kovy
Typ souboru: prezentace PPTX
Přidal(a): mikl
Popis materiálu:
Prezentace obsahuje poměrně podrobné informace o alkalických kovech – vhodné k maturitě z chemie.
Osnova:
¨Alkalické kovy
¨I.A skupina bez H
¨Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
¨Společně je označujeme jako alkalické kovy
¨V přírodě se vyskytují ve sloučeninách
¨s prvky, nepřechodné
¨Obecná el. konfigurace ns¹
¨Mají 1 valenční elektron v orbitalu ns, atomy jsou vždy jednovazné a snadno tvoří kationty s jedním kladným nábojem
¨Jejich sloučeniny mají ox. číslo +I
¨
¨Stříbřitě lesklé
¨Mají velmi nízké hustoty (př. Li)
¨Dobře vedou el. proud i teplo
¨Jsou měkké (dají se krájet nožem)
¨Charakteristickým způsobem barví plamen
¨
¨Francium je radioaktivní
¨Většina solí alk. kovů je dobře rozpustná ve vodě (výjimku tvoří některé lithné soli – fluorid, uhličitan, fosforečnan a KClO4 )
¨
¨Jsou to nejreaktivnější prvky PSP
¨Elektropozitivní prvky
¨Elektronegativita je nízká –˃ jsou velmi reaktivní a mají silné redukční schopnosti
¨Se zvyšujícím se Z –˃ klesá elektronegativita, klesá ionizační energie a roste at. poloměr
¨
¨Výskyt
¨V přírodě je nacházíme jen ve sloučeninách
¨Minerály:
¨NaCl – halit – kamenná sůl
¨KCl – sylvín
¨NaNO₃ – Chilský ledek
¨KNO₃ – Ledek draselný
¨Na₂SO₄ ∙ 10H₂O – Glauberova sůl
¨KCl ∙ MgCl₂ ∙ 6H₂O – karnalit
¨
¨Výroba
¨Elektrolýzou taveniny chloridů (nebo některé ze svých solí)
¨Např. sodík se vyrábí elektrolýzou taveniny NaCl (elektrolyzér má grafitovou anodu a železnou katodu, na katodě se vylučuje sodík, na anodě chlor)
¨Chemické reakce alkalických kovů
¨1) Spalování v čistém O₂
¨4Li + O₂ –˃ 2Li₂O
¨2Na + O₂ –˃ Na₂O₂ (oxidační a bělící barvivo)
¨K + O₂ –˃ KO₂
¨2) S H₂O
¨2Na + 2H₂O –˃ 2NaOH + H₂
¨3) S H₂
¨2Na + H₂ –˃ 2NaH
¨
¨4) Se Sírou
¨M + S –˃ M₂S
¨5) S halogeny
¨2Na + Cl₂ –˃ 2NaCl
¨
¨Lithium
¨název lithium z řeckého litos = kámen
¨Výskyt:
¨spodumen – LiAlSi2O6
¨petalit – LiAlSi4O10
¨lepidolit – K2Li3Al4Si7O21(OH,F)3
¨v některých minerálních vodách
¨stříbrobílý kov, měkký, tažný, tvrdší než sodík
¨má nejmenší hustotu ze všech pevných látek za normální teploty
¨
¨na vzduchu se lesk rychle ztrácí (reakcí s O2 a vlhkostí)
¨reaguje s vodíkem – vzniká hydrid lithný(LiH):
2Li + H2 → 2LiH
¨ochotně reaguje s vodou:
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2
¨rozpouští se v kapalném amoniaku
¨přímo se slučuje s halogeny, sírou, dusíkem, uhlíkem a křemíkem:
6Li + N2 → 2Li3N
2Li + X2 → 2LiX
¨
¨Li₂O (oxid lithný) – vzniká zahříváním hydroxidu lithného (LiOH) nebo uhličitanu lithného (Li2CO3) na 800°C v atmosféře suchého vodíku:
2LiOH → Li2O + H2O
Li2CO3 → Li2O + CO2
¨Li₂O₂ (peroxid lithný) – příprava reakcí hydroxidu lithného (LiOH) s peroxidem vodíku (H2O2):
LiOH·H2O + H2O2 → LiOOH·H2O + H2O
2LiOOH·H2O → Li2O2 + H2O2 + 2H2O
¨LiOH (hydroxid lithný) – silná zásada, absorbuje oxid uhličitý a sulfan
¨2LiOH + CO2 → Li2CO3 + H2O
LiOH + CO2 → LiHCO3
2LiOH + H2S → Li2S+ 2H2O
LiOH + H2S → LiHS + H2O
Li2SO4 + Ba(OH)2 → 2LiOH + BaSO4
¨
¨LiNO3 (dusičnan lithný) – užití – do červených světlic, pyrotechnika (ohňostroje)
¨Příprava:
LiOH + HNO3 → LiNO3 + H2O
Li2CO3 + 2HNO3 → 2LiNO3 + H2O + CO2
¨Li2CO3 (uhličitan lithný) – bílá látka, málo rozpustná
¨Užití – výroba porcelánu, výroba speciálních bezpečnostních skel
¨Příprava:
(NH4)2CO3 + 2LiCl → Li2CO3 + 2NH4Cl
¨Sodík
¨sedmý nejrozšířenější prvek v horninách zemské kůry, pátý nejrozšířenější kov
¨Výskyt:
¨kamenná sůl – NaCl
¨chilský ledek – NaNO3
¨kryolit – Na3AlF6
¨borax – Na2B4O7·10H2O
¨Glauberova sůl – Na2SO4·10H2O
¨měkký, nízkotající, stříbrobílý kov
¨
¨zahřátý se přímo slučuje s vodíkem, halogeny, sírou a fosforem:
2Na + H2 → 2NaH
2Na + X2 → 2NaX
2Na + S → Na2S
3Na + P → Na3P
¨Reaguje s vodou:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
¨Rozpustný v kapalném amoniaku
¨Má redukční vlastnosti:
Al2O3 + 6Na → 2Al + 3Na2O
¨Tvoří slitinu se zlatem – NaAu
¨
¨Užívá se k výrobě kovů
TiCl4 + 4Na → Ti + 4NaCl
¨Sloučeniny:
¨NaH (hydrid sodný) – redukční činidlo
Vzniká přímou syntézou:
2Na + H2 → 2NaH
Reaguje bouřlivě s vodou:
NaH + H2O → NaOH + H2
¨
¨NaX (halogenidy)
¨Příprava:
NaOH + HX → NaX + H2O
Na2CO3 + 2HX → 2NaX + CO2 + H2O
¨bezbarvé, krystalické látky, mají vysokou tt
¨NaF – pevná látka, málo rozpustná ve vodě
– využívá se v dřevařském průmyslu (impregnace), v lékařství
¨NaCl – získává se jen z přírodního materiál
– překrystalizováním se připravuje kuchyňská sůl
¨NaBr – výroba:
6NaOH + 3Br2 → 5NaBr + NaBrO3 + 3H2O
NaBrO3 + 3C → NaBr + 3CO
¨
¨NaI (jodid sodný) – využíván v lékařství
6NaOH + 3I2 → 5NaI + NaIO3 + 3H2O
NaIO3 + 3C → NaI + 3CO
¨Na₂S – bílá krystalická látka
Příprava:
2NaOH + H2S → Na2S + 2H2O
Na2SO4 + 4C → Na2S + 4CO
¨
¨Na₂O – příprava:
Na2O2 + 2Na → 2Na2O
2NaOH + 2Na → 2Na2O + H2
2NaNO2 + 6Na → 4Na2O + N2
¨
¨Na₂O₂ (peroxid sodný) – vzniká oxidací sodíku
– světle žlutý prášek
¨Reaguje s kyselinami:
Na2O2 + H2SO4 → Na2SO4 + H2O2
¨ Reaguje s s vodou:
Na2O2 + 2H2O → 2NaOH + H2O2
¨ Reaguje s oxidem uhelnatým:
Na2O2 + CO → Na2CO3
¨ Reaguje s oxidem uhličitým:
2Na2O2 + 2CO2 → 2Na2CO3 + O2
→ tato rce se využívá v dýchacích přístrojích pro potápěče, hasiče a v ponorkách
¨
¨NaO3 (ozonid sodný)
příprava rcí ozonu (O3) s práškovým bezvodým NaOH za nízké teploty
¨stáním se rozkládá na kyslík a hyperoxid:
2NaO3 → 2NaO2 + O2
¨hydrolýzou přechází na hydroxid:
4NaO3 + 2H2O → 4NaOH + 5O2
¨
¨Na₂CO₃ – uhličitan sodný – soda
¨Dnes se vyrábí Solvayovým způsobem
¨Do solanky (nasycený vodný roztok NaCl) nasycené amoniakem se za studena zavádí CO₂, reakcí vzniká málo rozpustný hydrogenuhličitan sodný, který se ze soustavy odstraňuje filtrací
NaCl + H₂O + NH₃ + CO₂ –˃ NaHCO₃ + NH₄Cl
¨Získaný NaHCO₃ se při teplotě 150 °C rozkládá
2NaHCO₃ –˃ Na₂CO₃ + H₂O + CO₂
¨Soda se používá při výrobě skla, v textilním a papírenském průmyslu
¨
¨Konverzí dusičnanu sodného s chloridem draselným je možno připravit dusičnan draselný KNO₃
NaNO₃ + KCl –˃ KNO₃ + NaCl
Patří mezi významná oxidační činidla, užívá se k výrobě černého střelného prachu
¨Dusitany alk. kovů jsou bílé, krystalické látky, dobře rozpustné ve vodě, např. NaNO₂
Na₂CO₃ + NO + NO₂ –˃ 2NaNO₂ + CO₂
¨NaNO₂ – se využívá k výrobě barviv, jako inhibitor koroze a ke konzervování masa
¨
¨NaNO₃ – chilský ledek
¨Dobře rozpustný v H₂O
¨Využívá se v zemědělství – hnojiva
–˃ dusičnany alk. kovů se při vyšších teplotách rozkládají na dusitany a kyslík, např.:
¨Při teplotě 500 °C:
2NaNO₃ –˃ 2NaNO₂ + O₂
¨Při zvýšení teploty na 800 °C:
4NaNO₃ –˃ 2Na₂O + 2N₂ + 5O₂
¨
¨NaHCO₃ Hydrogenuhličitan sodný = jedlá soda
¨Je součástí kypřících prášků do pečiva, používá se k neutralizaci žaludečních šťáv při překyselení žaludku
¨
¨Draslík
¨osmý nejrozšířenější prvek zemské kůry
¨Výskyt:
¨sylvín – KCl
¨sylvinit – NaCl·KCl
¨karnalit – KCl·MgCl2·6H2O
¨kainit – KCl·MgSO4·3H2O
¨langbeinit – K2Mg2(SO4)3
¨ortoklas – KAlSi3O8
¨
¨stříbrobílý, měkký kov
¨dobře vede teplo a elektrický proud
¨reaktivnější než sodík
¨na vzduchu ztrácí lesk, pokrývá se vrstvičkou hydroxidu
¨S vodou reaguje prudce:
2K + 2H2O → 2KOH + H2
¨reaguje prudce s halogeny, sírou, fosforem
¨základní prvek nezbytný pro růst rostlin
¨Sloučeniny
¨KH (hydrid draselný) – reaguje bouřlivě s vodou:
KH + H2O → KOH + H2
¨Využití – redukční činidlo
¨
¨KX (halogenidy) – bezbarvé, krystalické látky, mají vysokou teplotu tání, jsou dobře rozpustné ve vodě
¨Příprava:
¨KOH + HX → KX + H2O
K2CO3 + 2HX → 2KX + CO2 + H2O
¨
¨KCl (chlorid draselný) – získává se z přírodních zdrojů
¨
¨KBr (bromid draselný) – využití ve fotografii, zdroj bromu v organické syntéze
¨
¨KI (jodid draselný) – využívá se v lékařství a ve fotografii
→ např. I₂ + KI → KI₃ (Lugolův roztok, lékařství)
¨
¨K₂O (oxid draselný) – světle žlutá látka
¨Příprava: KNO3 + K → K2O + NO2
¨
¨K2O2 (peroxid draselný)
¨reaguje s kyselinami a vodou:
K2O2 + 2HCl → 2KCl + H2O2
K2O2 + 2H2O → 2KOH + H2O2
¨
¨KO2 (hyperoxid draselný) – oranžová látka
¨dýchací přístroje (pomocný zdroj kyslíku v dolech, ponorkách a kosmických lodích):
4KO2 + 2CO2 → 2K2CO3 + 3O2
4KO2 + 2CO2 + 2H2O → 4KHCO3 + 3O2
¨
¨KO3 (ozonid draslíku) – příprava:
¨stáním se rozkládá
2KO3 → 2KO2 + O2
¨hydrolýzou přechází na hydroxid:
4KO3 + 2H2O → 4KOH + 5O2
¨KOH (hydroxid draselný)
¨vyrábí se elektrolýzou roztoku chloridu draselného
¨bezbarvá krystalická látka, dobře rozpustná ve vodě, silná zásada
¨absorbuje oxid uhličitý:
2KOH + CO2 → K2CO3 + H2O
KOH + CO2 → NaHCO3
¨
¨absorbuje sulfan:
2KOH + H2S → K2S + 2H2O
KOH + H2S → KHS + H2O
¨K₂CO₃ (Uhličitan draselný) = potaš
¨Je surovina, používaná při výr. mýdel a chem. skla
¨Užití:
¨optické čočky
¨barevné obrazovky
¨fluorescenční lampy
¨porcelán
¨textilní barviva
¨
¨KNO₃
¨vzniká při hnití živočišných zbytků
¨vyrábí se z dusičnanu sodného a chloridu draselného:
NaNO3 + KCl → KNO3 + NaCl
¨nad teplotou 500°C se rozkládá na (KNO2) a O₂:
2KNO3 → 2KNO2 + O2
¨nad teplotou 800°C se rozkládá na (K2O) a dusík a kyslík:
4KNO3 → 2K2O + 2N2 + 5O2
¨
¨KNO₂ (dusitan draselný) – bílá krystalická látka, dobře rozpustná ve vodě
¨příprava tepelným rozkladem dusičnanu draselného:
2KNO3 → 2KNO2 + O2
¨výroba absorpcí oxidů dusíku v roztoku uhličitanu draselném:
K2CO3 + NO + NO2 → 2KNO2 + CO2
¨
¨KClO3 (chlorečnan draselný)
¨příprava zaváděním chloru za tepla do roztoku hydroxidu draselného:
6KOH + 3Cl2 → KClO3 + 5KCl + 3H2O
¨
¨K2SO4 (síran draselný) – příprava reakcí kyseliny sírové s hydroxidem draselným:
H2SO4 + 2KOH → K2SO4 + 2H2O
¨Rubidium
¨vzácný prvek
¨doprovází ostatní alkalické kovy v nepatrném množství
¨Průmyslová výroba:
redukcí roztaveného chloridu rubidného vápníkem při teplotě 750°C, za sníženého tlaku:
2RbCl + Ca → 2Rb + CaCl2
¨stříbrobílý měkký kov (jako vosk), radioaktivní, dlouhý poločas rozpadu
¨
¨reaktivnější než draslík
¨reaguje prudce s vodou:
2Rb + 2H2O → 2RbOH + H2
¨na vzduchu se rychle oxiduje:
¨oxid rubidný (Rb2O) – zářivě žlutý
¨peroxid rubidný (Rb2O2)
¨ozonid (RbO3)
¨Soli rubidia se přidávají do směsí zábavné pyrotechniky a barví vzniklé světelné efekty do fialova
¨
¨Sloučeniny – stejné jako u K
¨Cesium
¨Stříbrobílý měkký kov
¨Nejreaktivnější ze všech alkalických kovů
¨Reaguje prudce s vodou – při této reakci se vznítí
¨Stejné reakce jako u draslíku
¨Cesné soli jsou ve vodě obecně velmi rozpustné
¨Tenká vrstva cesia na stříbře se využívá v televizní technice
¨Francium
¨V přírodě se francium objevuje v nepatrném množství jako vedlejší produkt rozpadu 227Ac v řadě aktinouranové
¨Je nejtěžší známý chemický prvek z řady alkalických kovů
¨Silně radioaktivní prvek
¨Za pokojové teploty je francium pevný kov s nejnižší hodnotou elektronegativity
¨Děkuji za pozornost
¨Zdroje:
¨http://periodictable.com/
¨http://www.ped.muni.cz/wchem/sm/hc/labtech-old/soubory/operace/prace-s-alkal-dovy.pdf
¨http://www.chesapeake.cz/chemie/download/skripta/anorganicka_chemie.pdf
¨http://chemie.gfxs.cz/
¨Mareček, Aleš a Jaroslav Honza. Chemie pro čtyřletá gymnázia
¨Zápisy ze sešitu 2. ročníku od p. Kopecké
