Alkalické kovy – prezentace

Téma prezentace: Alkalické kovy

Typ souboru: prezentace PPTX

Přidal(a): mikl

 

 

Popis materiálu:

Prezentace obsahuje poměrně podrobné informace o alkalických kovech – vhodné k maturitě.

 

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. NaNO

Na₂CO₃ + NO + NO₂ –˃ 2NaNO₂ + CO₂

¨NaNO₂ – se využívá k výrobě barviv, jako inhibitor koroze a ke konzervování masa

¨

¨NaNO – 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

¨

¨NaHCO 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

¨

¨KNO

¨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

¨

¨KNO (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