Alkalické kovy

Charakteristika alkalických kovů

Atomy prvků lithiové skupiny obsahují v základním stavu na orbitalu s pouze jeden elektron na valenčním obalu. Vzhledem k nízkým hodnotám první ionizační energie, které jsou:

• 3 [kJ ·mol ^-1] pro lithium,
• 8 [kJ ·mol ^-1] pro sodík,
• 8 [kJ ·mol ^-1] pro draslík,
• 0 [kJ ·mol ^-1] pro rubidium,
• 7 [kJ ·mol ^-1] pro cesium,

valenční elektron je na obalu vázán velmi slabě a lze jej snadno oddělit. Pro jiný prvek je mnohem obtížnější odtáhnout další elektron, který se nachází v uzavřeném elektronovém obalu. To vyžaduje, aby příkon energie byl dokonce několikanásobně vyšší. Druhé ionizační energie pro prvky skupiny lithia jsou následující:

• 1 [kJ ·mol ^-1] pro lithium,
• 4 [kJ ·mol ^-1] pro sodík,
• 4 [kJ ·mol ^-1] pro draslík,
• 0 [kJ ·mol ^-1] pro rubidium,
• 0 [kJ ·mol ^-1] pro cesium.

To znamená, že alkalické kovy tvoří pouze jednomocné kationty a nikdy se nevyskytují ve vyšších oxidačních stavech. Navíc chemické sloučeniny, které tvoří, jsou téměř výhradně iontové. Kromě toho, že je pro tyto prvky typický oxidační stav +I, existuje několik sloučenin, kde se sodík, draslík, rubidium a cesium vyskytují v oxidačním stavu –I. Pozice alkalických kovů v periodické tabulce , kde začínají každé období, naznačuje, že mají nejnižší jaderný náboj. Z toho vyplývá, že přitažlivost jejich valenčních elektronů i dalších elektronů umístěných na uzavřených obalech je nejslabší. Mají také nejdelší atomové a iontové poloměry. Nízké hodnoty elektronegativity jsou způsobeny nízkou ionizační energií a velkým atomovým poloměrem. Díky těmto charakteristikám vykazuje cesium a francium nejnižší elektronegativitu ze všech prvků v periodické tabulce. Alkalické kovy snadno přecházejí do iontového stavu, protože snadno uvolňují elektrony. To se také přímo promítá do jejich silně negativních standardních potenciálů. Lithium zaujímá první místo v elektrochemické řadě se standardním potenciálem -3,0401 V.

Barevné alkalické kovy

Zajímavé je také zbarvení plamenů prvky skupiny lithia. Jejich volné atomy, které se objevují v důsledku zahřívání jejich těkavých sloučenin, jsou velmi náchylné k excitaci. Poté se stávají zdrojem záření v důsledku vydávání přebytečné energie a jejich spektrum, stejně jako spektra prvků vápníkových skupin, se částečně nachází v oblasti viditelného světla. V kvalitativní analýze se proto alkalické kovy zkoumají plamenovým testem, respektive:

• lithium barví plamen karmínově,
• sodík barví plamen žlutě,
• draslík, rubidium a cesium barví plamen do fialova a růžova.

Fyzikálně-chemické vlastnosti alkalických kovů

Všechny prvky ze skupiny 1 periodické tabulky mají kovovou povahu a bílo-stříbrnou barvu. Jejich povrchy vykazují kovový lesk, ale za normálních okolností se velmi rychle zbarvují a jsou pokryty oxidy. Tvrdost alkalických kovů klesá z lithia na cesium, ale každý z nich je dostatečně měkký, aby se dal snadno řezat nožem. Teplota tání se také mění v rámci stejné řady, v rozmezí od 453,7 K pro lithium do 306,1 K pro cesium. Lithium má nejnižší hustotu a hustota lithia, sodíku a draslíku je nižší než hustota vody. Každý alkalický kov vede elektrický proud a sodík vykazuje při pokojové teplotě vodivost pouze třikrát nižší než stříbro, které má nejnižší specifický odpor. Na rozdíl od většiny kovů prvky skupiny lithia vykazují relativně nízké body varu. Většina z nich (kromě lithia) má teplotu varu pod 1300 K. Alkalické kovy přeměněné do plynného skupenství mají formu jednoatomových molekul.

Reaktivita alkalických kovů

Chemická reaktivita alkalických kovů je poměrně vysoká a roste z lithia na cesium. Lithium reaguje s kyslíkem až při zvýšení teploty na cca 370 K, takže za normálních podmínek neztrácí lithium svůj kovový lesk. Při pokojové teplotě všechny ostatní alkalické kovy rychle reagují s kyslíkem a ztrácejí svůj lesk. Normálně se tedy skladují pod petrolejem. Spalování alkalických kovů ve vzduchu má také různé účinky: lithium se spálí na oxid, sodík na peroxid a draslík, rubidium a cesium tvoří superoxidy. Charakteristickou reakcí pro alkalické kovy je běžně pozorované vhození kousku kovu do vody. Tato reakce nastává náhle a její proces je stále působivější od lithia po cesium. Teplo vydávané, když to provádíme se sodíkem, stačí k jeho spálení. Draslík se vznítí hned po dotyku s vodou, zatímco rubidium a cesium způsobují výbuchy. Cesium, které je nejreaktivnějším prvkem skupiny lithia, se samovznítí již při kontaktu se vzduchem. Z hlediska některých svých vlastností se lithium podobá prvku z druhé skupiny periodické tabulky: hořčíku. Na rozdíl od jiných alkalických kovů, ale podobně jako hořčík, produkuje těžko rozpustný uhličitan a fosforečnan.

Sloučeniny prvků lithné skupiny

Sloučeniny, které mohou být tvořeny alkalickými kovy, jsou klasifikovány do následujících skupin:

1. Hydridy alkalických kovů typu MH, které vznikají přímou reakcí vodíku s kovy za zvýšených teplot.
2. Sloučeniny alkalických kovů s kyslíkem, které jsou o něco složitější. Jak bylo uvedeno výše, spalováním kovového prvku na vzduchu vzniká pouze oxid lithný. Jiné vyhoří při tvorbě vyšších oxidů, které lze redukovat vhodným kovem při zvýšené teplotě.
3. Sloučeniny alkalických kovů s halogeny jsou většinou iontové sloučeniny s krystalickou strukturou. Velká část halogenidů alkalických kovů má prostorovou mřížku podobnou chloridu sodnému, zatímco CsCl, CsBr a CsI tvoří mřížku jako chlorid česný.
4. Hydroxidy alkalických kovů jsou bezbarvé pevné látky se silnými hygroskopickými vlastnostmi. Jsou to iontové sloučeniny a jejich rozpouštění ve vodě je silně exotermické.
5. Jejich sloučeniny se sírou se vyskytují ve třech typech: sirovodíky MHS, sulfidy M ₂ S a polysulfidy MS _n , kde n se pohybuje od 2 do 6.
6. Alkalické kovy také produkují soli oxykyselin , jako jsou dusičnany, uhličitany a sírany alkalických kovů, jakož i samostatnou skupinu amonných solí.

Zajímavostí solí alkalických kovů je, že pokud ani anion nemá barvu, jsou soli bezbarvé a často volně rozpustné ve vodě. Ve vodných roztocích jejich kationty podléhají hydrataci silou, která se zvyšuje z cesia na lithium. Téměř všechny soli lithia obsahují krystalickou vodu. Mnohé z nich jsou na rozdíl od draselných solí navíc hydratované. Soli rubidia a cesia jsou vždy bezvodé.

Přirozený výskyt alkalických kovů

Distribuce alkalických kovů v přírodě je různorodá. Zemská kůra obsahuje extrémně vysoké množství sodíku (2,83 %) a draslíku (2,59 %) a také malé množství lithia (2,0,10 ^-3 %), rubidia (9,10 ^-3 %) a cesia (3,10 %). ^-3 %). Francium se přirozeně vyskytuje pouze v zanedbatelném množství ve formě nestabilního radioaktivního izotopu, produktu rozkladu aktinia. Lithium se vyskytuje v zemské kůře normálně jako lithium-sodno-draselné vrstvy, jako jsou hlinitokřemičitany, např. spodumen LiAl[Si ₂ O ₆] a lepidolit KLi ₂ Al[ (F,OH) ₂ Si ₄ O ₁₀], a jako fosfáty, např. amblygonit LiAl[( _P04 )(F,OH)]. Mezi minerály obsahující sodík patří nejběžnější albit Na[AlSi ₃ O ₈] a jeho pevné roztoky s hlinitokřemičitany draselnými a vápenatými. Mimořádně bohatá ložiska, rozšířená prakticky po celém světě, jsou také tvořena takovými sloučeninami sodíku, jako je chlorid sodný (kamenná sůl) a dusičnan sodný, nazývaný ledek chilský. Obrovské množství sodíku lze nalézt také ve slané vodě: mořích a oceánech. Odhaduje se, že chlorid sodný představuje dokonce 2,8 %oceánské vody. Porovnáním sodíku a draslíku obsažených v zemské kůře, i přes jejich podobné množství, je draslík distribuován zcela jiným způsobem, protože jeho sloučeniny tvoří ložiska velmi řídce. Nejčastěji se vyskytují minerály na bázi draslíku, které se vyskytují nad horními vrstvami ložisek kamenné soli. Patří sem: sylvin KCl, karnallit KMgCl ₃ ·6H ₂ O a kainit KMgCl(SO ₄ )·3H ₂ O. Tento chemický prvek se také vyskytuje ve formě hlinitokřemičitanů, jako je draselný živec K[AlSi ₃ O ₈] a slída _{KAl2 {} }. Sloučeniny draslíku, které vznikají při rozkladu těchto minerálů, jsou velmi snadno rozpustné ve vodě. V důsledku toho je velká část při jejich vzniku vlivem povětrnostních podmínek absorbována půdou a jen malé množství se spolu s proudící vodou přenáší do moří a oceánů. To je důvod, proč je množství draslíku ve slané vodě asi 40krát nižší než obsah sodíku. Protože přítomnost draslíku v půdě je nezbytná pro správný růst rostlin, jejich popel obsahuje značné množství uhličitanu draselného, ​​zatímco je spíše chudý na sloučeniny sodíku. Přirozená přítomnost rubidia a cesia je nízká; vyskytují se pouze v doprovodu jiných alkalických kovů. Francium se vyskytuje hlavně jako radioaktivní izotopy tvořené jako:

• produkt rozkladu uranu ²³⁵ U,
• produkt rozkladu aktinia ²²⁷ Ac.

Můžeme také najít ⁴⁰ K draslík a ⁸⁷ Rb rubidium ve formě radioaktivních izotopů.

Aplikace alkalických kovů

Kovové lithium se často používá jako přísada zlepšující stabilitu a pevnost slitin hliníku, zinku a hořčíku. Používá se také jako deoxidant v metalurgii mědi a jako součást Li/FeS _x elektrických baterií. Jako lithium stearát poskytuje vhodnou hustotu lubrikantů. Jeho mazací vlastnosti jsou stabilní při teplotách od 250 do 420 K. Uhličitan lithný se používá k výrobě porcelánu a glazury ve formě tavidla. Sodík je velmi důležitý materiál používaný k získání mnoha produktů každodenního použití, jako je bělící peroxid sodný, amid a kyanid sodný. V laboratořích se sodík používá v menším měřítku kvůli redukčním vlastnostem na mnoho organických sloučenin. Další důležitou aplikací sodíku je jeho použití jako složky ve slitině olova používané k výrobě antidetonačních činidel přidávaných do benzínu. Kovový sodík se také používá v sodíkových výbojkách kvůli charakteristickému žlutému světlu, které můžeme pozorovat při jeho buzení. Jaderné reaktory obsahují kapalný sodík a kapalnou slitinu sodíku a draslíku, které slouží k chlazení celého systému. Elektrony kovového cesia podléhají fotoelektrickému jevu, takže je lze snadno detekovat pomocí světla. To je důvod, proč se cesium používá pro stavbu fotočlánků na bázi cesia, které obsahují slitinu cesia s hliníkem a baryem.