Medzi alkalické kovy zaraďujeme prvky I.A skupiny, okrem vodíka – lítium, sodík, draslík, rubídium, cézium a francium. Tieto prvky sú veľmi reaktívne, čo spôsobuje nízky počet elektrónov na ich valenčných vrstvách – majú iba jeden. Ten veľmi ľahko strácajú a tvoria katióny – ich oxidačné číslo v zlúčeninách je výhradne I.

Sú to mäkké, striebrolesklé kovy, ktoré tvoria bezfarebné soli. Na vzduchu ľahko oxidujú, preto sa uchovávajú v inertnom rozpúšťadle, napr. petroleji. Veľmi dobre vedú elektrický prúd a teplo. Za vzniku vodíku reagujú s kyselinami.

Ich chemické vlastnosti sú viazané na postavenie jednotlivých prvkov v elektrochemickom rade napätia kovov.

Všetky z týchto prvkov prudko reagujú aj s vodou v sprievode farebného plameňa. Jeho zafarbenie je špecifické, pre každý z nich iné:

Lítium – červeno-ružové

Sodík – zeleno-žlté

Draslík, rubídium, cézium – fialové

Počas tejto reakcie vznikajú alkálie – zásady. Alkalické kovy vytesňujú z vody vodík a vznikajú hydroxidy. Počas reakcie sa uvoľňujú bublinky plynu. Teda napríklad pri reakcii draslíka s vodou vzniká hydroxid draselný a vodík.

Lítium najmenej reaktívnym prvkom spomedzi alkalických kovov. V periodickej tabuľke sa nachádza najvyššie a reaktivita 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, batériách a akumulátoroch, takisto vo farmaceutickom priemysle vo forme organických solí a v leteckom priemysle.

Sodík je najbežnejším alkalickým kovom, 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 sa nachádza napríklad v popole z dreva. Rovnako ako sodík, aj on sa zaraďuje medzi biogénne prvky s významom v metabolizme buniek.

Využíva sa pri výrobe mydiel a hnojív. Dôležitý je aj pre fotočlánky.

Rubídium sa počas horúcich dní topí a je natoľko reaktívne, že začne horieť aj vo vzduchu. Používa sa v pyrotechnike a fotočlánkoch.

Cézium sa topí už pri 28°C, čo je len o trochu viac, ako izbová teplota. Spolu s rubídiom najčastejšie sprevádzajú zlúčeniny draslíka.

Francium je najreaktívnejším prvkov z alkalických kovov. Vyskytuje sa veľmi vzácne a o jeho vlastnostiach vieme iba málo.

Tieto prvky sa často vyskytujú v morskej vode, soľných jazerách, alebo minerálnych vodách. Vyrábajú sa redukciou zo zlúčenín, alebo v prípade Li a Na aj elektrolýzou.

Vytvárajú niekoľko typov zlúčenín. Patria medzi ne hydroxidy, halogenidy, uhličitany a sírany.

Hydroxidy alkalických kovov sú bezfarebné leptavé látky rozpustné vo vode. Príkladom sú NaOH a KOH, silné zásady s hygroskopickými vlastnosťami (pohlcujú vzdušnú vlhkosť). Sú žieravé a leptavé, využívajú sa na výrobu celulózy, mydla a syntetického hodvábu.

LiOH je taktiež hygroskopický, okrem vzdušnej vlhkosti však pohlcuje aj oxid uhličitý. Využíva sa v ponorkách.

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 pohlcujú vodu – s výnimkou uhličitanu lítneho. Patria sem látky ako sóda (uhličitan sodný), aj sóda bikarbóna (hydrogénuhličitan sodný). Sóda sa používa na výrobu skla, papiera a mydla, zmäkčovanie vody, aj ako pH regulátor pri fotografických procesoch.

Sódu bikarbónu poznáme ako kypriaci prášok, 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

Categories: Chémia