Alkalické kovy

Charakteristika alkalických kovov

Atómy prvkov lítiovej skupiny obsahujú iba jeden elektrón na valenčnom obale v základnom stave na orbitále s . Vzhľadom na nízke hodnoty prvej ionizačnej energie, ktoré sú:

• 3 [kJ ·mol ^-1] pre lítium,
• 8 [kJ ·mol ^-1] pre sodík,
• 8 [kJ ·mol ^-1] pre draslík,
• 0 [kJ ·mol ^-1] pre rubídium,
• 7 [kJ ·mol ^-1] pre cézium,

valenčný elektrón je na obale veľmi slabo viazaný a ľahko sa oddelí. Pre iný prvok je oveľa ťažšie odobrať ďalší elektrón, ktorý sa nachádza v uzavretom elektrónovom obale. To si vyžaduje, aby príkon energie bol dokonca niekoľkonásobne vyšší. Druhé ionizačné energie pre prvky lítiovej skupiny sú nasledovné:

• 1 [kJ ·mol ^-1] pre lítium,
• 4 [kJ ·mol ^-1] pre sodík,
• 4 [kJ ·mol ^-1] pre draslík,
• 0 [kJ ·mol ^-1] pre rubídium,
• 0 [kJ ·mol ^-1] pre cézium.

To znamená, že alkalické kovy tvoria iba jednomocné katióny a nikdy sa nevyskytujú vo vyšších oxidačných stavoch. Navyše chemické zlúčeniny, ktoré tvoria, sú takmer výlučne iónové. Okrem toho, že pre tieto prvky je typický oxidačný stav +I, existuje niekoľko zlúčenín, v ktorých sa sodík, draslík, rubídium a cézium vyskytujú v oxidačnom stave –I. Pozícia alkalických kovov v periodickej tabuľke , kde začínajú každé obdobie, naznačuje, že majú najnižší jadrový náboj. To znamená, že príťažlivosť ich valenčných elektrónov, ako aj ďalších elektrónov umiestnených na uzavretých obaloch je najslabšia. Majú tiež najdlhší atómový a iónový polomer. Nízke hodnoty elektronegativity sú spôsobené nízkou ionizačnou energiou a veľkým atómovým polomerom. Vďaka týmto vlastnostiam vykazuje cézium a francium najnižšiu elektronegativitu spomedzi všetkých prvkov v periodickej tabuľke. Alkalické kovy sa ľahko transformujú do iónového stavu, pretože ľahko uvoľňujú elektróny. To sa tiež priamo premieta do ich silne negatívnych štandardných potenciálov. Lítium zaujíma prvé miesto v elektrochemickej sérii so štandardným potenciálom -3,0401 V.

Farebné alkalické kovy

Zaujímavé je aj sfarbenie plameňov prvkami lítiovej skupiny. Ich voľné atómy, ktoré sa objavujú v dôsledku zahrievania ich prchavých zlúčenín, sú veľmi náchylné na excitáciu. Tie sa potom v dôsledku odovzdávania prebytočnej energie stávajú zdrojom žiarenia a ich spektrum, rovnako ako spektrá prvkov vápnikových skupín, sa čiastočne nachádza v oblasti viditeľného svetla. Preto sa pri kvalitatívnej analýze alkalické kovy skúmajú plameňovým testom, resp.

• lítium farbí plameň karmínovo,
• sodík farbí plameň na žlto,
• draslík, rubídium a cézium farbia plameň fialovo a ružovo.

Fyzikálno-chemické vlastnosti alkalických kovov

Všetky prvky zo skupiny 1 periodickej tabuľky majú kovovú povahu a bielo-striebornú farbu. Ich povrchy vykazujú kovový lesk, ale zvyčajne sa veľmi rýchlo kazia a sú pokryté oxidmi. Tvrdosť alkalických kovov klesá z lítia na cézium, ale každý z nich je dostatočne mäkký, aby sa dal ľahko rezať nožom. Teplota topenia sa tiež mení v rámci rovnakej série, v rozmedzí od 453,7 K pre lítium do 306,1 K pre cézium. Lítium má najnižšiu hustotu a hustota lítia, sodíka a draslíka je nižšia ako hustota vody. Každý alkalický kov vedie elektrický prúd a sodík vykazuje pri izbovej teplote len trikrát nižšiu vodivosť ako striebro, ktoré má najnižší špecifický odpor. Na rozdiel od väčšiny kovov prvky lítiovej skupiny vykazujú relatívne nízke teploty varu. Väčšina z nich (okrem lítia) má teplotu varu pod 1300 K. Alkalické kovy transformované do plynného skupenstva majú formu monoatomických molekúl.

Reaktivita alkalických kovov

Chemická reaktivita alkalických kovov je pomerne vysoká a rastie z lítia na cézium. Lítium reaguje s kyslíkom až pri zvýšení teploty na približne 370 K, takže za normálnych podmienok lítium nestráca svoj kovový lesk. Pri izbovej teplote všetky ostatné alkalické kovy rýchlo reagujú s kyslíkom a strácajú lesk. Normálne sa teda skladujú pod petrolejom. Spaľovanie alkalických kovov vo vzduchu má tiež rôzne účinky: lítium sa vyhorí na oxid, sodík na peroxid a draslík, rubídium a cézium vytvárajú superoxidy. Charakteristickou reakciou alkalických kovov je bežne pozorované hádzanie kúska kovu do vody. Táto reakcia nastáva náhle a jej proces od lítia až po cézium je čoraz pôsobivejší. Teplo, ktoré sa uvoľňuje, keď ho vykonávame so sodíkom, stačí na jeho spálenie. Draslík sa vznieti hneď po dotyku s vodou, zatiaľ čo rubídium a cézium spôsobujú výbuchy. Cézium, ktoré je najreaktívnejším prvkom skupiny lítia, sa samovznieti už pri kontakte so vzduchom. Čo sa týka niektorých vlastností, lítium pripomína prvok z druhej skupiny periodickej tabuľky: horčík. Na rozdiel od iných alkalických kovov, ale podobne ako horčík, produkuje ťažko rozpustný uhličitan a fosforečnan.

Zlúčeniny prvkov lítiovej skupiny

Zlúčeniny, ktoré môžu byť tvorené alkalickými kovmi, sú rozdelené do nasledujúcich skupín:

1. Hydridy alkalických kovov typu MH, ktoré vznikajú priamou reakciou medzi vodíkom a kovmi pri zvýšených teplotách.
2. Zlúčeniny alkalických kovov s kyslíkom, ktoré sú o niečo zložitejšie. Ako už bolo spomenuté vyššie, spaľovaním kovového prvku vo vzduchu vzniká iba oxid lítny. Iné vyhoria pri tvorbe vyšších oxidov, ktoré možno redukovať vhodným kovom pri zvýšenej teplote.
3. Zlúčeniny alkalických kovov s halogénmi sú väčšinou iónové zlúčeniny s kryštálovou štruktúrou. Veľká časť halogenidov alkalických kovov má priestorovú mriežku podobnú chloridu sodnému, zatiaľ čo CsCl, CsBr a CsI tvoria mriežku ako chlorid cézny.
4. Hydroxidy alkalických kovov sú bezfarebné pevné látky so silnými hygroskopickými vlastnosťami. Sú to iónové zlúčeniny a ich rozpúšťanie vo vode je silne exotermické.
5. Ich zlúčeniny so sírou sa vyskytujú v troch typoch: sírovodíky MHS, sulfidy M ₂ S a polysulfidy MS _n , kde n sa pohybuje od 2 do 6.
6. Alkalické kovy tiež produkujú soli oxykyselín , ako sú dusičnany, uhličitany a sírany alkalických kovov, ako aj samostatnú skupinu amónnych solí.

Zaujímavosťou solí alkalických kovov je, že ak ani anión nemá farbu, sú soli bezfarebné a často voľne rozpustné vo vode. Vo vodných roztokoch ich katióny podliehajú hydratácii silou, ktorá sa zvyšuje z cézia na lítium. Takmer všetky soli lítia obsahujú kryštalickú vodu. Mnohé z nich sú na rozdiel od draselných solí dodatočne hydratované. Soli rubídia a cézia sú vždy bezvodé.

Prirodzený výskyt alkalických kovov

Distribúcia alkalických kovov v prírode je rôznorodá. Zemská kôra obsahuje extrémne vysoké množstvá sodíka (2,83 %) a draslíka (2,59 %), ako aj malé množstvá lítia (2,0,10 ^-3 %), rubídia (9,10 ^-3 %) a cézia (3,10 ^-3 %). Francium sa prirodzene vyskytuje len v zanedbateľnom množstve vo forme nestabilného rádioaktívneho izotopu, produktu rozkladu aktínia. Lítium _sa bežne vyskytuje _{v zemskej} kôre ako lítium-sodno-draselné _lôžka , ako sú hlinitokremičitany _{, napr.}}} a ako fosfáty, napr. amblygonit LiAl[( _P04 )(F,OH)]. Medzi minerály obsahujúce sodík patrí najbežnejší albit Na[AlSi ₃ O ₈] a jeho tuhé roztoky s hlinitokremičitanmi draselnými a vápenatými. Mimoriadne bohaté ložiská, rozmiestnené prakticky po celom svete, tvoria aj také zlúčeniny sodíka, ako je chlorid sodný (kamenná soľ) a dusičnan sodný, nazývaný čílsky ledok. Obrovské množstvo sodíka sa nachádza aj v slanej vode: moriach a oceánoch. Odhaduje sa, že chlorid sodný predstavuje dokonca 2,8 %oceánskej vody. Pri porovnaní sodíka a draslíka obsiahnutých v zemskej kôre, napriek ich podobným množstvám, je draslík distribuovaný úplne iným spôsobom, pretože jeho zlúčeniny tvoria ložiská veľmi riedko. Najčastejšie sa vyskytujú minerály na báze draslíka, ktoré sa vyskytujú nad hornými vrstvami ložísk kamennej soli. Patria sem: sylvín KCl, karnallit KMgCl ₃ ·6H ₂ O a kainit KMgCl(SO ₄ )·3H ₂ O. Tento chemický prvok sa vyskytuje aj vo forme hlinitokremičitanov, ako je draselný živec K[AlSi ₃ O ₈] a sľuda _{KAl2 {} }. Zlúčeniny draslíka, ktoré vznikajú pri rozklade týchto minerálov, sú veľmi ľahko rozpustné vo vode. V dôsledku toho, keď vznikajú, veľká časť z nich je vplyvom poveternostných podmienok absorbovaná pôdou a len malé množstvo sa spolu s prúdiacou vodou prenáša do morí a oceánov. To je dôvod, prečo je množstvo draslíka v slanej vode asi 40-krát nižšie ako obsah sodíka. Keďže prítomnosť draslíka v pôde je potrebná pre správny rast rastlín, ich popol obsahuje značné množstvo uhličitanu draselného, ​​pričom je pomerne chudobný na zlúčeniny sodíka. Prirodzená prítomnosť rubídia a cézia je nízka; nachádzajú sa len v sprievode iných alkalických kovov. Francium sa vyskytuje hlavne ako rádioaktívne izotopy vytvorené ako:

• produkt rozkladu uránu ²³⁵ U,
• produkt rozkladu aktínia ²²⁷ Ac.

Vo forme rádioaktívnych izotopov nájdeme aj ⁴⁰ K draslík a ⁸⁷ Rb rubídium.

Aplikácie alkalických kovov

Kovové lítium sa často používa ako prísada zlepšujúca stabilitu a pevnosť zliatin hliníka, zinku a horčíka. Používa sa tiež ako deoxidant v metalurgii medi a ako súčasť Li/FeS _x elektrických batérií. Ako stearát lítny poskytuje vhodnú hustotu lubrikantov. Jeho mazacie vlastnosti sú stabilné pri teplotách od 250 do 420 K. Uhličitan lítny sa používa na výrobu porcelánu a glazúry vo forme taviva. Sodík je veľmi dôležitý materiál používaný na získanie mnohých produktov dennej potreby, ako je bieliaci peroxid sodný, amid a kyanid sodný. V laboratóriách sa sodík používa v menšom meradle kvôli redukčným vlastnostiam mnohých organických zlúčenín. Ďalšou dôležitou aplikáciou sodíka je jeho použitie ako zložky v zliatine olova používanej na výrobu antidetonačných činidiel pridávaných do benzínu. Kovový sodík sa používa aj v sodíkovo-parových výbojkách kvôli charakteristickému žltému svetlu, ktoré môžeme pozorovať pri jeho budení. Jadrové reaktory obsahujú tekutý sodík a tekutú zliatinu sodíka a draslíka, ktoré slúžia na chladenie celého systému. Elektróny kovového cézia podliehajú fotoelektrickému efektu, takže ich možno ľahko detegovať pomocou svetla. To je dôvod, prečo sa cézium používa na stavbu fotobuniek na báze cézia, ktoré obsahujú zliatinu cézia s hliníkom a báryom.