Nájdeš ich v prvej skupine periodickej tabuľky. Medzi alkalické kovy zaraďujeme všetky prvky I.A (1.) skupiny, okrem vodíka. Sú to teda – lítium, sodík, draslík, rubídium, cézium a francium.
Tieto prvky sú veľmi reaktívne. Je to tým, že majú na valenčnej vrstve len jeden elektrón. Ten veľmi ľahko strácajú a tvoria katióny. Oxidačné číslo prvkov v tejto skupiny je v zlúčeninách výhradne I.
Vlastnosti alkalických kovov
Sú to mäkké, striebrolesklé kovy, ktoré tvoria bezfarebné soli. Na vzduchu ľahko oxidujú, preto sa uchovávajú v inertnom rozpúšťadle, napr. petroleji.
Alkalické kovy veľmi dobre vedú elektrický prúd a teplo. Reagujú s kyselinami, pričom vzniká vodík.
Ich chemické vlastnosti sú viazané na postavenie jednotlivých prvkov v elektrochemickom rade napätia kovov.
Všetky alkalické kovy prudko reagujú s vodou, pričom vzniká plameň charakteristickej farby. Zafarbenie plameňa je špecifické, horia rôznou farbou plameňa:
lítium – má červeno-ružový plameň
sodík – má zeleno-žltý plameň
draslík, rubídium, cézium – horia fialovým plameňom
V priebehu tejto reakcie vznikajú alkálie – zásady. Alkalické kovy vytesňujú z vody vodík a vznikajú hydroxidy. Počas reakcie sa uvoľňujú bublinky plynu.
Príklad:
Pri reakcii draslíka s vodou vzniká hydroxid draselný a vodík.
Vytvárajú niekoľko typov zlúčenín. Patria medzi nich hydroxidy, halogenidy, uhličitany a sírany. Ale o tom neskôr.
Prvky skupiny Alkalické kovy sa často vyskytujú v morskej vode, soľných jazerách, alebo minerálnych vodách. Vyrábajú sa tiež redukciou zo zlúčenín, alebo v prípade Li a Na aj elektrolýzou.
Alkalické kovy – popis jednotlivých prvkov
Lítium – Li (lithium)
Lítium je najmenej reaktívny prvok spomedzi alkalických kovov. V periodickej tabuľke sa nachádza najvyššie a reaktivita prvkov vzrastá s narastajúcim protónovým číslom. Naopak, má najväčšiu elektronegativitu.
Pláva na vode, pretože má najnižšiu hustotu spomedzi kovov. Vyskytuje sa najmä vo forme kremičitanov.
Využíva sa v jadrovej energetike, v batériách a akumulátoroch, takisto vo farmaceutickom priemysle vo forme organických solí a v leteckom priemysle.
Sodík – Na (natrium)
Sodík je najbežnejší alkalický kov, vyskytuje sa v množstve minerálov a hornín, napríklad kamenná (kuchynská) soľ, alebo vo forme kremičitanov. Zaraďujeme ho tiež medzi biogénne prvky, má význam v metabolizme buniek. Jeho katión má veľký význam pri udržovaní osmotického tlaku.
Rovnako ako lítium, využíva sa v jadrovej energetike. Je dobrým redukčným činidlom, uplatnenie nachádza aj v sodíkových výbojkách a hasiacich prístrojoch.
Draslík – K (kalium)
Draslík sa nachádza napríklad v popole z dreva. Rovnako ako sodík, aj draslík sa zaraďuje medzi biogénne prvky s významom v metabolizme buniek.
Využíva sa pri výrobe mydiel a hnojív. Dôležitý je aj pre fotočlánky.
Rubídium – Rb (rubidium)
Rubídium sa počas horúcich dní topí a je natoľko reaktívne, že začne horieť aj vo vzduchu.
Používa sa v pyrotechnike a fotočlánkoch.
Cézium – Cs (ceasium)
Cézium sa topí už pri 28°C, čo je len o trochu viac, ako izbová teplota. Spolu s rubídiom najčastejšie sprevádzajú zlúčeniny draslíka.
Francium – Fr (francium)
Francium je najreaktívnejším prvkov z alkalických kovov. Vyskytuje sa veľmi vzácne a o jeho vlastnostiach vieme iba málo.
Hydroxidy alkalických kovov
Hydroxidy alkalických kovov sú bezfarebné leptavé látky rozpustné vo vode. Príkladom sú hydroxid sodný (NaOH) a hydroxid draselný (KOH).
Sú to silné zásady s hygroskopickými vlastnosťami (pohlcujú vzdušnú vlhkosť).
Sú žieravé a leptavé, využívajú sa na výrobu celulózy, mydla a syntetického hodvábu.
Hydroxid lítny (LiOH) je taktiež hygroskopický, okrem vzdušnej vlhkosti však pohlcuje aj oxid uhličitý. Využíva sa v ponorkách.
Halogenidy alkalických kovov
Halogenidy alkalických kovov sú bezfarebné kryštalické látky s vlastnosťami iónových zlúčenín. Ich vznik popisujeme všeobecnou rovnicou MOH + HX, vzniká MX + voda.
M je všeobecné označenie pre kov, X značí halogén.
Uhličitany alkalických kovov
Uhličitany alkalických kovov pohlcujú vodu – s výnimkou uhličitanu lítneho.
Patria sem látky ako sóda (uhličitan sodný-Na2Co3), aj sóda bikarbóna (hydrogénuhličitan sodný – NaHCO3).
Sóda sa používa na výrobu skla, papiera a mydla, zmäkčovanie vody, aj ako pH regulátor pri fotografických procesoch.
Sódu bikarbónu poznáme ako kypriaci prášok pri pečení koláčov, ale slúži tiež na neutralizáciu žalúdočných kyselín a ako náplň do hasiacich prístrojov.
Zdroje:
BELANOVÁ a spol. 2013. Školská encyklopédia biológie, chémie a fyziky. Bratislava. PRÍRODA
DVOŘÁČKOVÁ. 2013. Chemie pro každého. Olomouc. Rubico
CHRENČÍKOVÁ a spol. 2002. Zmaturuj z chémie. Brno. DIDAKTIS
