© Chempedia.sk 2025

Alkalické kovy (prvky 1. skupiny)

Autor:
Publikované dňa:

Citácia: PANČÍK, Peter. 2025. Chempedia.sk: Alkalické kovy (prvky 1. skupiny). [cit. 2025-06-25]. Dostupné na internete: <https://chempedia.sk/anorganicka-chemia/alkalicke-kovy>.

Alkalické kovy patria do 1. skupiny (predtým I. A skupina) periodickej tabuľky prvkov. Sú to s¹-prvky s jedným valenčným elektrónom v orbitáli s. Ich všeobecná elektrónová konfigurácia je [vzácny plyn] ns¹. Do tejto skupiny patria: lítium (Li), sodík (Na), draslík (K), rubídium (Rb), cézium (Cs) a rádioaktívne francium (Fr).

Z chemického hľadiska sú to typické kovy. V dôsledku nízkej ionizačnej energie ochotne odovzdávajú svoj jediný valenčný elektrón, čím tvoria stabilné katióny s nábojom +I (M⁺) s elektrónovou konfiguráciou najbližšieho predchádzajúceho vzácneho plynu.

Sú to extrémne reaktívne prvky a najsilnejšie redukovadlá. V prírode sa vyskytujú len vo forme zlúčenín, ktoré majú prevažne iónový charakter.

Trendy fyzikálnych a chemických vlastností link

V rámci skupiny alkalických kovov pozorujeme nasledujúce trendy:

  • Atómový polomer: S rastúcim protónovým číslom (smerom nadol) výrazne rastie.
  • Ionizačná energia (prvá): Je najnižšia spomedzi prvkov v danej perióde a smerom nadol v skupine klesá (elektrón sa odovzdáva čoraz ľahšie).
  • Elektronegativita: Je veľmi nízka a smerom nadol v skupine klesá (kovy sú silne elektropozitívne).
  • Teploty topenia a varu:nízke (v porovnaní s inými kovmi) a smerom nadol v skupine klesajú (dôsledok slabnúcej kovovej väzby).
  • Hustota: Je nízka (Li, Na, K sú ľahšie ako voda) a smerom nadol v skupine rastie (s výnimkou K, ktorý je ľahší ako Na).
  • Tvrdosť:veľmi mäkké (dajú sa krájať nožom) a tvrdosť smerom nadol klesá.
  • Reaktivita:extrémne reaktívne a reaktivita smerom nadol rastie (Li < Na < K < Rb < Cs < Fr).
    • S kyslíkom reagujú za vzniku rôznych produktov: Li tvorí hlavne oxid (Li₂O), Na peroxid (Na₂O₂), K, Rb, Cs hyperoxidy (MO₂).
    • S vodou reagujú búrlivo (Rb, Cs až explozívne) za vzniku hydroxidu a vodíka: \( \ce{2M + 2H2O -> 2MOH + H2} \).
    • Priamo reagujú s väčšinou nekovov (halogény, síra, fosfor, vodík pri zvýšenej teplote; s dusíkom len Li).
  • Redukčné schopnosti:najsilnejšími redukovadlami.
  • Oxidačné číslo: V zlúčeninách majú výlučne oxidačné číslo +I.
  • Farbenie plameňa: Prchavé soli alkalických kovov farbia nesvietivý plameň charakteristickými farbami (Li – karmínovočervená, Na – žltá, K – fialová, Rb – červenofialová, Cs – modrofialová).

Výskyt v prírode link

Alkalické kovy sa v prírode vyskytujú len v zlúčeninách. Najrozšírenejšie sú sodík (2,64 % hmotnosti zemskej kôry) a draslík (2,4 %). Lítium, rubídium a cézium sú menej zastúpené, francium je extrémne vzácne (vzniká rádioaktívnym rozpadom). Nachádzajú sa v mnohých mineráloch (najmä kremičitanoch a halogenidoch) a ako rozpustené soli v moriach, jazerách a minerálnych vodách.

  • Lítium: V kremičitanoch (spodumen, lepidolit), v soľankách.
  • Sodík: Halit (kamenná soľ NaCl), čílsky liadok (NaNO₃), kryolit (Na₃AlF₆), mnohé kremičitany (živce), morská voda.
  • Draslík: Sylvín (KCl), karnalit (KCl·MgCl₂·6H₂O), kainit (KCl·MgSO₄·3H₂O), živce, sľudy.
  • Rubídium a Cézium: Často sprevádzajú draselné minerály, cézium tvorí aj minerál polucit.
  • Francium: Stopové množstvá v uránových rudách.

Získavanie alkalických kovov link

Alkalické kovy sa získavajú redukciou ich katiónov, najčastejšie elektrolýzou tavenín ich halogenidov.

  • Lítium a Sodík: Elektrolýza taveniny chloridov (pre Li zmes LiCl+KCl, pre Na samotný NaCl s prísadami na zníženie teploty topenia).

\( \ce{Na+ + e- -> Na} \quad \text{(katóda)} \)

\( \ce{2Cl- -> Cl2 + 2e-} \quad \text{(anóda)} \)

  • Draslík: Redukcia roztaveného KCl sodíkom pri vysokej teplote (pary K sa odvádzajú).

\( \ce{KCl(l) + Na(g) <=> NaCl(l) + K(g)} \)

  • Rubídium a Cézium: Redukcia ich solí (napr. chloridov) vápnikom alebo horčíkom v tavenine.

\( \ce{2RbCl(l) + Ca(s) -> 2Rb(g) + CaCl2(l)} \)

Výroba prebieha v inertnej atmosfére alebo vákuu na ochranu reaktívnych kovov.

Biologický význam alkalických kovov link

Ióny sodíka (Na⁺) a draslíka (K⁺) patria medzi životne dôležité (esenciálne) makroprvky.

  • Majú kľúčovú úlohu pri udržiavaní osmotického tlaku a acidobázickej rovnováhy telesných tekutín (Na⁺ hlavne extracelulárne, K⁺ intracelulárne).
  • Sú nevyhnutné pre prenos nervových vzruchov a funkciu svalov (tzv. sodno-draselná pumpa).
  • Ovplyvňujú aktivitu mnohých enzýmov a transportné procesy cez bunkové membrány.

Lítium (Li⁺) nemá potvrdenú esenciálnu úlohu, ale jeho soli (najmä uhličitan lítny) sa terapeuticky využívajú pri liečbe niektorých psychických porúch (napr. bipolárna porucha) ako stabilizátory nálady.

Rubídium (Rb⁺) a cézium (Cs⁺) nemajú známy biogénny význam. Francium je rádioaktívne.

Typy zlúčenín alkalických kovov link

Alkalické kovy tvoria zlúčeniny takmer výlučne v oxidačnom stave +I. Tieto zlúčeniny majú prevažne iónový charakter (okrem niektorých zlúčenín Li) a väčšina z nich je dobre rozpustná vo vode.

Hydridy (MH) link

S vodíkom tvoria pri zvýšenej teplote iónové hydridy (M⁺H⁻) s kryštálovou štruktúrou typu NaCl. Sú to silné redukovadlá, ktoré búrlivo reagujú s vodou za vzniku vodíka a hydroxidu.

\( \ce{2M(s) + H2(g) ->[\text{t}] 2MH(s)} \)

\( \ce{MH(s) + H2O(l) -> MOH(aq) + H2(g)} \)

Zlúčeniny s kyslíkom (Oxidy, Peroxidy, Hyperoxidy) link

Pri reakcii s kyslíkom vzniká podľa podmienok a konkrétneho kovu:

  • Oxid (M₂O): Obsahuje oxidový anión O²⁻. Vzniká hlavne pri spaľovaní lítia (Li₂O) alebo riadenou oxidáciou ostatných kovov. Sú to silne zásadotvorné oxidy.
  • Peroxid (M₂O₂): Obsahuje peroxidový anión O₂²⁻ (kyslík má ox. č. -I). Typický pre sodík (Na₂O₂). Sú to silné oxidovadlá, s vodou poskytujú H₂O₂ a MOH.
  • Hyperoxid (MO₂): Obsahuje hyperoxidový anión O₂⁻ (kyslík má formálne ox. č. -1/2). Tvoria ich K, Rb, Cs (KO₂, RbO₂, CsO₂). Sú to ešte silnejšie oxidovadlá a s vodou alebo CO₂ uvoľňujú kyslík (využitie v dýchacích prístrojoch).

\( \ce{4Li + O2 -> 2Li2O} \)

\( \ce{2Na + O2 -> Na2O2} \)

\( \ce{K + O2 -> KO2} \)

\( \ce{2Na2O2 + 2CO2 -> 2Na2CO3 + O2} \)

\( \ce{4KO2 + 2CO2 -> 2K2CO3 + 3O2} \)

Hydroxidy (MOH) link

Sú to pevné, biele, hygroskopické a leptavé látky. Patria medzi najsilnejšie zásady (okrem LiOH, ktorý je o niečo slabší). Ich sila a rozpustnosť vo vode rastie od LiOH k CsOH. Pripravujú sa reakciou kovu alebo oxidu s vodou, alebo elektrolýzou roztokov halogenidov (najmä NaCl, KCl).

\( \ce{M2O + H2O -> 2MOH} \)

Majú rozsiahle priemyselné využitie (výroba mydiel, papiera, chemikálií).

Halogenidy (MX) link

Tvoria ich všetky alkalické kovy so všetkými halogénmi. Sú to typické iónové zlúčeniny (M⁺X⁻) s vysokými teplotami topenia, kryštalizujú v kubickej sústave (typu NaCl alebo CsCl). Väčšinou sú dobre rozpustné vo vode (výnimky: LiF, CsI - menej rozpustné). Najvýznamnejšie sú NaCl a KCl. Pripravujú sa neutralizáciou hydroxidu alebo uhličitanu príslušnou halogenovodíkovou kyselinou.

\( \ce{MOH + HX -> MX + H2O} \)

\( \ce{M2CO3 + 2HX -> 2MX + H2O + CO2} \)

Soli oxokyselín link

Alkalické kovy tvoria soli so všetkými bežnými oxokyselinami (napr. uhličitany M₂CO₃, hydrogénuhličitany MHCO₃, sírany M₂SO₄, hydrogénsírany MHSO₄, dusičnany MNO₃, fosforečnany M₃PO₄ atď.). Sú to zvyčajne biele kryštalické látky, dobre rozpustné vo vode (okrem niektorých solí Li). Roztoky solí silných kyselín a silných zásad sú neutrálne, roztoky solí slabých kyselín (napr. uhličitany, fosforečnany) reagujú zásadito v dôsledku hydrolýzy aniónu. Mnohé majú veľký praktický význam (hnojivá, výroba skla, mydiel, detergentov, pyrotechnika...). Pripravujú sa neutralizáciou alebo inými reakciami.

Ostatné binárne zlúčeniny link

Sú známe aj sulfidy (M₂S) a hydrogénsulfidy (MHS), nitridy (len Li₃N priamou syntézou) a acetylidy (napr. Li₂C₂).

3 Li

Lítium

Lithium Alkalické kovy
Perióda 2
Skupina 1
Objav: 1817 (Johan August Arfwedson)

T. topenia

180.50 °C

T. varu

1330 °C

Kľúčové vlastnosti

Atómová hmotnosť Atómová hmotnosť 6.94 u
Atómový polomer Atómový polomer 145 pm
Hustota Hustota 535 kg/m³
Elektronegativita Elektronegativita 0.98
Ionizačná energia Ionizačná energia 520.2 kJ/mol
Elektrónová afinita Elektrónová afinita 59.633 kJ/mol

Elektrónová konfigurácia

Úplná: 1s² 2s¹
Skrátená: [He] 2s¹
7s
6s
5s
4s
3s
2s
1s
7p
6p
5p
4p
3p
2p
6d
5d
4d
3d
5f
4f

Výskyt v prírode

Vesmír 6.0e-7 %
Slnečná sústava 6.0e-9 %
Meteority 0.00017 %
Zemská kôra 0.0017 %
Oceány 0.000018 %
Ľudské telo 3.0e-6 %

Zlúčeniny a minerály

Načítavajú sa molekulárne štruktúry...

lepidolit
K(Li,Al)₃(Si,Al)₄O₁₀(F,OH)₂
spodumen
LiAl(SiO₃)₂
Načítava sa...
hydroxid lítny
LiOH
tetrahydridohlinitan lítny
Li[AlH₄]
Načítava sa...
uhličitan lítny
Li₂CO₃
Načítava sa...
chlorid lítny
LiCl
Načítava sa...
dusičnan lítny
LiNO₃
Načítava sa...
hydrid lítny
LiH
science
kremičitan hlinito-lítny
LiAlSi₂O₆
science
osmičelan lítny
Li₂OsO₄
Načítava sa...
oxid lítny
Li₂O

Načítavajú sa molekulárne štruktúry...

Základná charakteristika

  • Objavil ho švédsky chemik Johan August Arfwedson v roku 1817.
  • Je to mäkký, strieborno-biely a veľmi ľahký kov.
  • Patrí medzi alkalické kovy a je značne reaktívne, aj keď o niečo menej ako sodík.
  • Ako jediný alkalický kov reaguje priamo s dusíkom (N₂) za normálnej teploty za vzniku nitridu lítneho (Li₃N).
  • S vodou reaguje pomalšie ako ostatné alkalické kovy.
  • Je najľahším kovovým prvkom (hustota 0,535 g/cm³) a jedným z prvkov s najnižšou atómovou hmotnosťou.
  • Vyznačuje sa jednou z najnižších hodnôt elektronegativity (0,98 Pauling).
  • Charakteristicky farbí plameň do karmínovočervena.
  • V prírode sa vyskytuje len vo forme zlúčenín, napríklad v mineráloch ako spodumen a lepidolit.
  • V zlúčeninách má výhradne oxidačné číslo +I (lítny).
  • Kľúčové využitie nachádza v lítium-iónových batériách a v špeciálnych ľahkých zliatinách (napr. pre letecký priemysel).
  • Niektoré zlúčeniny lítia sa využívajú v medicíne (psychiatria) a pri výrobe špeciálnych skiel a keramiky.

Spodumen link

Spodumen je dôležitý minerál lítia s chemickým vzorcom LiAl(SiO₃)₂. Patrí medzi kremičitany (pyroxény). Ťaží sa v pegmatitoch a je hlavnou surovinou na výrobu lítia a jeho zlúčenín.

Uhličitan lítny link

Uhličitan lítny (Li₂CO₃) je biela, málo rozpustná kryštalická látka. Získava sa zo soľaniek alebo spracovaním rúd (napr. spodumenu). Je základnou surovinou pre výrobu iných zlúčenín lítia (napr. LiOH pre batérie) a používa sa v medicíne ako stabilizátor nálady.

\( \ce{2Li+(aq) + CO3^2-(aq) -> Li2CO3(s) v} \)

11 Na

Sodík

Natrium Alkalické kovy
Perióda 3
Skupina 1
Objav: 1807 (Humphry Davy)

T. topenia

97.794 °C

T. varu

882.94 °C

Kľúčové vlastnosti

Atómová hmotnosť Atómová hmotnosť 22.9898 u
Atómový polomer Atómový polomer 180 pm
Hustota Hustota 968 kg/m³
Elektronegativita Elektronegativita 0.93
Ionizačná energia Ionizačná energia 495.8 kJ/mol
Elektrónová afinita Elektrónová afinita 52.867 kJ/mol

Elektrónová konfigurácia

Úplná: 1s² 2s² 2p⁶ 3s¹
Skrátená: [Ne] 3s¹
7s
6s
5s
4s
3s
2s
1s
7p
6p
5p
4p
3p
2p
6d
5d
4d
3d
5f
4f

Výskyt v prírode

Vesmír 0.0020 %
Slnečná sústava 0.0040 %
Meteority 0.55 %
Zemská kôra 2.3 %
Oceány 1.1 %
Ľudské telo 0.14 %

Zlúčeniny a minerály

Načítavajú sa molekulárne štruktúry...

borax
Na₂[B₄O₅(OH)₄]·8H₂O
halit (kamenná soľ)
NaCl
kernit
Na₂B₄O₆(OH)₂·3H₂O
kryolit
Na₃AlF₆
nitronatrit (čílsky liadok)
NaNO₃
pyrochlór
(Na,Ca)₂Nb₂O₆(OH,F)
zeolit
Na₂Al₂Si₃O₁₀·2H₂O
Načítava sa...
borax
Na₂[B₄O₅(OH)₄]·8H₂O
Načítava sa...
chlorid sodný (kuchynská soľ)
NaCl
Načítava sa...
chlórnan sodný
NaClO
Načítava sa...
dekahydrát síranu sodného
Na₂SO₄·10H₂O
Načítava sa...
dekahydrát uhličitanu sodného
Na₂CO₃·10H₂O
Načítava sa...
dusičnan sodný
NaNO₃
Načítava sa...
fluorid sodný
NaF
Načítava sa...
hydrid sodný
NaH
Načítava sa...
hydrogénuhličitan sodný
NaHCO₃
Načítava sa...
hydroxid sodný
NaOH
Načítava sa...
jodid sodný
NaI
Načítava sa...
peroxid sodný
Na₂O₂
Načítava sa...
síran sodný
Na₂SO₄
Načítava sa...
tetrahydridoboritan sodný
Na[BH₄]
Načítava sa...
tiosíran sodný
Na₂S₂O₃
Načítava sa...
uhličitan sodný
Na₂CO₃
science
železan sodný
Na₂FeO₄
science
dikyanostriebornan sodný
Na[Ag(CN)₂]
Načítava sa...
dusitan sodný
NaNO₂
science
fosforečnan sodný
Na₃PO₄
Načítava sa...
hydrogénfosforečnan sodný
Na₂HPO₄
Načítava sa...
kremičitan sodný
Na₂SiO₃
Načítava sa...
octan sodný
CH₃COONa
Načítava sa...
oxid sodný
Na₂O
science
ozonid sodný
NaO₃
Načítava sa...
siričitan sodný
Na₂SO₃
Načítava sa...
sulfid sodný
Na₂S
Načítava sa...
telúran sodný
Na₂TeO₃
science
tetraammínchloridoplatnatan sodný
Na[PtCl₃(NH₃)]
science
tiosíranostriebornan sodný
Na₃[Ag(S₂O₃)₂]

Načítavajú sa molekulárne štruktúry...

Základná charakteristika

  • Objavil ho Sir Humphry Davy (1807) elektrolýzou roztaveného hydroxidu sodného.
  • Je to mäkký, striebrolesklý kov, krájateľný nožom.
  • Patrí medzi alkalické kovy.
  • Je mimoriadne reaktívny; na vzduchu rýchlo stráca lesk, pokrýva sa vrstvou oxidu/peroxidu/hydroxidu.
  • S vodou reaguje veľmi búrlivo za vzniku H₂ a NaOH, môže sa vznietiť; uchováva sa pod petrolejom.
  • Má jednu z najnižších hodnôt elektronegativity (0,93 Pauling), je veľmi elektropozitívny.
  • Vyznačuje sa jednou z najnižších ionizačných energií (495,8 kJ/mol).
  • Intenzívne farbí plameň na žlto (využitie v analytike).
  • V prírode sa vyskytuje len v zlúčeninách, napr. chlorid sodný (NaCl) (kamenná soľ, morská voda) či dusičnan sodný (NaNO₃).
  • Je dôležitým biogénnym prvkom, nevyhnutným pre nervový systém a osmotický tlak buniek.
  • V zlúčeninách má výhradne oxidačné číslo +I (sodný).
  • Priemyselne sa vyrába elektrolýzou taveniny NaCl.
  • Používa sa ako silné redukovadlo, v sodíkových výbojkách (charakteristické žlté svetlo).
  • Kvapalný sodík slúži ako chladivo v jadrových reaktoroch; jeho zlúčeniny (NaOH, Na₂CO₃, NaCl) majú rozsiahle priemyselné využitie.

Chlorid sodný link

Chlorid sodný (NaCl) – kuchynská soľ, kamenná soľ (minerál halit). Nachádza sa v rozsiahlych ložiskách a v morskej vode. Je základnou surovinou pre výrobu sodíka, chlóru, hydroxidu sodného, uhličitanu sodného. Nevyhnutný pre život, používa sa na konzervovanie a dochucovanie potravín, v medicíne (fyziologický roztok). Technická soľ sa používa na posyp ciest.

\( \ce{2NaCl(l) ->[\text{elektrolýza}] 2Na(l) + Cl2(g)} \)

\( \ce{2NaCl(aq) + 2H2O(l) ->[\text{elektrolýza}] 2NaOH(aq) + Cl2(g) + H2(g)} \)

Sóda (Uhličitan sodný) link

Uhličitan sodný (Na₂CO₃), bezvodý známy ako kalcinovaná sóda, kryštalický ako kryštalická sóda (Na₂CO₃·10H₂O). Vyrába sa priemyselne Solvayovým procesom z chloridu sodného (NaCl), amoniaku (NH₃) a oxidu uhličitého (CO₂) (cez medziprodukt hydrogénuhličitan sodný – NaHCO₃).

\( \ce{NaCl + NH3 + CO2 + H2O -> NaHCO3 v + NH4Cl} \)

\( \ce{2NaHCO3 ->[\text{t}] Na2CO3 + CO2 + H2O} \)

Jeho vodný roztok reaguje zásadito (hydrolýza CO₃²⁻).

Používa sa pri výrobe skla, mydiel, detergentov, papiera, na zmäkčovanie vody.

Sóda bikarbóna (Hydrogénuhličitan sodný) link

Hydrogénuhličitan sodný (NaHCO₃), známy ako sóda bikarbóna. Je medziproduktom Solvayovho procesu. Používa sa v kypriacich práškoch (pri zahriatí uvoľňuje CO₂), ako antacidum (neutralizuje žalúdočnú kyselinu), súčasť šumivých tabliet a práškových hasiacich prístrojov.

\( \ce{2NaHCO3(s) ->[\text{t}] Na2CO3(s) + H2O(g) + CO2(g)} \)

Hydroxid sodný link

Hydroxid sodný (NaOH), nazývaný aj lúh sodný alebo kaustická sóda. Biela, pevná, hygroskopická a silne leptavá látka. Je to veľmi silná zásada, dobre rozpustná vo vode (exotermicky). Vyrába sa elektrolýzou roztoku NaCl. Má rozsiahle použitie pri výrobe mydiel, papiera, celulózy, hliníka, textilu, čistiacich prostriedkov a ako základná chemikália v laboratóriu a priemysle. Uchováva sa v plastových nádobách (reaguje so sklom).

Reaguje s kyselinami (neutralizácia):

\( \ce{NaOH(aq) + HCl(aq) -> NaCl(aq) + H2O(l)} \)

Peroxid sodný link

Peroxid sodný (Na₂O₂) je žltkastá pevná látka, silné oxidovadlo. Vzniká pri spaľovaní sodíka na vzduchu. Používa sa na bielenie a na regeneráciu vzduchu v uzavretých priestoroch (reaguje s CO₂ za uvoľnenia O₂).

\( \ce{2Na(s) + O2(g) -> Na2O2(s)} \)

\( \ce{2Na2O2(s) + 2CO2(g) -> 2Na2CO3(s) + O2(g)} \)

S vodou reaguje za vzniku NaOH a H₂O₂:

\( \ce{Na2O2(s) + 2H2O(l) -> 2NaOH(aq) + H2O2(aq)} \)

Fluorid sodný link

Fluorid sodný (NaF) je biela, kryštalická, vo vode dobre rozpustná zlúčenina s iónovou štruktúrou. Pripravuje sa reakciou hydroxidu (NaOH) alebo uhličitanu sodného (Na₂CO₃) s kyselinou fluorovodíkovou (HF):

\( \ce{NaOH(aq) + HF(aq) -> NaF(aq) + H2O(l)} \)

Využíva sa v zubných pastách na prevenciu zubného kazu, v metalurgii a na fluoridáciu pitnej vody.

Jodid sodný link

Jodid sodný (NaI) je bezfarebná, vo vode rozpustná iónová zlúčenina. Pripravuje sa napríklad neutralizáciou hydroxidu sodného (NaOH) kyselinou jodovodíkovou (HI):

\( \ce{NaOH(aq) + HI(aq) -> NaI(aq) + H2O(l)} \)

Využíva sa v medicíne ako zdroj jódu (napr. pri hypertyreóze), vo fotografii a v analytickej chémii.

Síran sodný link

Bezvodý síran sodný (Na₂SO₄) je biela kryštalická látka, dobre rozpustná vo vode. Z vodných roztokov kryštalizuje pod 32,4 °C ako dekahydrát Glauberova soľ (Na₂SO₄·10H₂O). Pripravuje sa napríklad reakciou hydroxidu sodného (NaOH) s kyselinou sírovou (H₂SO₄):

\( \ce{2NaOH(aq) + H2SO4(aq) -> Na2SO4(aq) + 2H2O(l)} \)

Používa sa pri výrobe papiera (sulfátový proces), skla a ako plnidlo do pracích prostriedkov. Glauberova soľ má laxatívne účinky.

Dusičnan sodný link

Dusičnan sodný (NaNO₃) je biela, hygroskopická, vo vode dobre rozpustná soľ. Vyskytuje sa v prírode ako minerál čílsky liadok (nitronatrit). Pripravuje sa neutralizáciou hydroxidu sodného (NaOH) s kyselinou dusičnou (HNO₃):

\( \ce{NaOH(aq) + HNO3(aq) -> NaNO3(aq) + H2O(l)} \)

Používa sa ako dusíkaté hnojivo, v pyrotechnike, pri výrobe skla a ako konzervačná látka (solenie mäsa).

Hydrid sodný link

Hydrid sodný (NaH) je tuhá iónová zlúčenina (Na⁺H⁻) s vysokou reaktivitou. Je to biela alebo sivastá látka s kryštálovou štruktúrou typu NaCl. Vyrába sa priamou syntézou z prvkov pri zvýšenej teplote:

\( \ce{2Na(l) + H2(g) ->[\text{t}] 2NaH(s)} \)

Používa sa ako silné redukčné činidlo a silná zásada (silnejšia ako NaOH) v organickej syntéze a pri výrobe komplexných hydridov.

19 K

Draslík

Kalium Alkalické kovy
Perióda 4
Skupina 1
Objav: 1807 (Humphry Davy)

T. topenia

63.6 °C

T. varu

759 °C

Kľúčové vlastnosti

Atómová hmotnosť Atómová hmotnosť 39.0983 u
Atómový polomer Atómový polomer 220 pm
Hustota Hustota 856 kg/m³
Elektronegativita Elektronegativita 0.82
Ionizačná energia Ionizačná energia 418.8 kJ/mol
Elektrónová afinita Elektrónová afinita 48.383 kJ/mol

Elektrónová konfigurácia

Úplná: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s¹
Skrátená: [Ar] 4s¹
7s
6s
5s
4s
3s
2s
1s
7p
6p
5p
4p
3p
2p
6d
5d
4d
3d
5f
4f

Výskyt v prírode

Vesmír 0.00030 %
Slnečná sústava 0.00040 %
Meteority 0.070 %
Zemská kôra 1.5 %
Oceány 0.042 %
Ľudské telo 0.20 %

Zlúčeniny a minerály

Načítavajú sa molekulárne štruktúry...

kainit
KCl·MgSO₄·3H₂O
karnalit
KCl·MgCl₂·6H₂O
karnotit
K₂(UO₂)₂(VO₄)₂·3H₂O
langbeinit
K₂SO₄·2MgSO₄
leonit
K₂SO₄·MgSO₄·4H₂O
lepidolit
K(Li,Al)₃(Si,Al)₄O₁₀(F,OH)₂
polyhalit
K₂SO₄·MgSO₄·2CaSO₄·2H₂O
schönit
K₂SO₄·MgSO₄·6H₂O
sľuda (biotit)
KAl₂(AlSi₃O₁₀)(OH)₂
sylvín
KCl
živec (ortoklas)
KAlSi₃O₈
Načítava sa...
bromid draselný
KBr
Načítava sa...
chlorečnan draselný
KClO₃
Načítava sa...
chlorid draselný
KCl
Načítava sa...
dusičnan draselný
KNO₃
heptafluorotantaličnan draselný
K₂[TaF₇]
Načítava sa...
hexakyanidoželezitan draselný
K₃[Fe(CN)₆]
hexakyanidoželeznatan draselný
K₄[Fe(CN)₆]
Načítava sa...
hydroxid draselný
KOH
kyanid zlatno-draselný
K[Au(CN)₂]
Načítava sa...
manganan draselný
K₂MnO₄
Načítava sa...
manganistan draselný
KMnO₄
Načítava sa...
síran draselný
K₂SO₄
tetrajodidoortuťnatan draselný
K₂[HgI₄]
Načítava sa...
uhličitan draselný
K₂CO₃
hexachloroplatičitan didraselný
K₂[PtCl₆]
Načítava sa...
hydrid draselný
KH
science
hydroxidozlatitan draselný
K[Au(OH)₄]
Načítava sa...
hyperoxid draselný
KO₂
Načítava sa...
jodid draselný
KI
Načítava sa...
kyanid draselný
KCN
Načítava sa...
oxid draselný
K₂O
Načítava sa...
ozonid draselný
KO₃
Načítava sa...
peroxid draselný
K₂O₂
Načítava sa...
telúran draselný
K₂TeO₃
tetrachloridoplatnatan draselný
K₂[PtCl₄]

Načítavajú sa molekulárne štruktúry...

Základná charakteristika

  • Objavil ho anglický chemik Sir Humphry Davy v roku 1807 elektrolýzou roztaveného hydroxidu draselného.
  • Je to mäkký, striebrolesklý kov, ešte reaktívnejší ako sodík; dá sa krájať nožom.
  • Patrí medzi alkalické kovy.
  • Na vzduchu veľmi rýchlo oxiduje; s vodou reaguje extrémne búrlivo, pričom uvoľnený vodík sa takmer vždy samovoľne zapáli. Uchováva sa pod petrolejom.
  • Má jednu z najnižších ionizačných energií (418,8 kJ/mol) a jednu z najnižších hodnôt elektronegativity (0,82 Pauling).
  • Patrí k prvkom s najväčším atómovým polomerom (220 pm).
  • Teplota topenia je 63,55 °C a teplota varu 759 °C.
  • Charakteristicky farbí plameň do fialova (často prekryté intenzívnym žltým sfarbením od sodíka, pozoruje sa cez kobaltové sklo).
  • V prírode sa vyskytuje len vo forme zlúčenín, napr. v mineráloch ako sylvín (KCl), karnalit (KCl·MgCl₂·6H₂O), draselný živec.
  • Je dôležitým biogénnym prvkom, kľúčovým pre funkciu buniek, nervovú činnosť a svalovú kontrakciu u živočíchov, a pre rast rastlín.
  • V zlúčeninách má výhradne oxidačné číslo +I (draselný).
  • Priemyselne sa vyrába hlavne elektrolýzou taveniny chloridu draselného (KCl) alebo redukciou KCl sodíkom.
  • Používa sa v zliatinách (napr. NaK ako vysoko účinné chladivo), pri výrobe hyperoxidu draselného (KO₂) (využívaný v dýchacích prístrojoch na regeneráciu vzduchu).
  • Jeho zlúčeniny (najmä draselné soli ako KCl, K₂CO₃, KNO₃, K₂SO₄) majú rozsiahle využitie ako hnojivá (tzv. draselné hnojivá), pri výrobe skla, mydiel a iných chemikálií.

Minerály a zlúčeniny draslíka link

Draslík sa vyskytuje v mnohých mineráloch, najmä ako halogenidy a kremičitany.

Karnalit link

Karnalit je minerál s chemickým vzorcom KCl·MgCl₂·6H₂O, čo znamená, že ide o hydratovaný dvojitý chlorid draselný a horečnatý. Obsahuje teda draslík, horčík, chlór a viazanú vodu. Patrí medzi minerály horčíka a v prírode sa vyskytuje ako súčasť ložísk soľných hornín, často spolu so sylvínom a halitom. Karnalit je významný ako surovina na získavanie draslíka a horčíka, využívaná najmä v priemysle a poľnohospodárstve (hnojivá).

Chlorid draselný (Sylvín) link

Sylvín je prírodný minerál s chemickým vzorcom KCl, čo znamená, že ide o chlorid draselný v minerálnej forme. Patrí medzi významné soli alkalických kovov a je hlavným zdrojom draslíka pre chemický a hnojivársky priemysel. Spolu s halitom (NaCl), čílskym liadkom (NaNO₃) a ďalšími evaporitmi vzniká odparovaním morskej alebo jazernej vody v aridných oblastiach. Sylvín sa bežne nachádza v sedimentárnych horninách, kde vytvára vrstvy spolu s halitom, sádrovcom a anhydritom. V technickej praxi sa pojem chlorid draselný často používa na označenie priemyselne spracovaného sylvínu, zatiaľ čo v mineralógii sa zachováva názov sylvín.

Bromid draselný link

Bromid draselný (KBr) je biela kryštalická soľ, dobre rozpustná vo vode. Pripravuje sa napríklad neutralizáciou hydroxidu draselného kyselinou bromovodíkovou:

\( \ce{KOH(aq) + HBr(aq) -> KBr(aq) + H2O(l)} \)

V minulosti sa používal ako sedatívum a antiepileptikum. Dnes sa využíva hlavne v infračervenej spektroskopii (lisovanie tabliet) a ako zdroj bromidových iónov v laboratóriu.

Jodid draselný link

Jodid draselný (KI) je biela kryštalická soľ, dobre rozpustná vo vode. Pripravuje sa neutralizáciou:

\( \ce{KOH(aq) + HI(aq) -> KI(aq) + H2O(l)} \)

Používa sa ako zdroj jódu na jodidáciu kuchynskej soli, v medicíne (liečba ochorení štítnej žľazy, ochrana pred rádioaktívnym jódom), v analytickej chémii (jodometria) a vo fotografii. Pridáva sa do vodného roztoku jódu na zvýšenie jeho rozpustnosti (tvorba iónu I₃⁻).

Síran draselný link

Síran draselný (K₂SO₄) je biela kryštalická soľ, patriaca medzi sulfáty, teda soli odvodené od kyseliny sírovej. Vzniká napríklad reakciou hydroxidu draselného s kyselinou sírovou:

\( \ce{2KOH(aq) + H2SO4(aq) -> K2SO4(aq) + 2H2O(l)} \)

V prírode sa síran draselný vyskytuje zriedkavo v čistej forme, ale je prítomný v rôznych mineráloch, ktoré obsahujú aj horečnaté alebo vápenaté sírany.

Medzi takéto minerály patrí napríklad kainit (MgSO₄·KCl·3H₂O), schönit (K₂SO₄·MgSO₄·6H₂O), leonit (K₂SO₄·MgSO₄·4H₂O), langbeinit (K₂SO₄·2MgSO₄) či polyhalit (K₂SO₄·MgSO₄·2CaSO₄·2H₂O). Tieto minerály vznikajú v evaporitných ložiskách – teda tam, kde dochádza k odparovaniu minerálnych vôd. Síran draselný je tak významnou súčasťou mnohých prírodných hnojivových zmesí.

V technickej praxi sa síran draselný používa najmä ako draselné hnojivo, obľúbené pri pestovaní rastlín citlivých na chlór, pretože neobsahuje chloridové ióny na rozdiel od chloridu draselného (KCl).

Hydroxid draselný link

Hydroxid draselný (KOH), známy aj ako lúh draselný, je veľmi silná zásada s podobnými vlastnosťami ako NaOH. Je hygroskopický a leptavý. Vyrába sa elektrolýzou vodného roztoku chloridu draselného (KCl):

\( \ce{2KCl(aq) + 2H2O(l) -> 2KOH(aq) + H2(g) + Cl2(g)} \)

Alternatívne sa hydroxid draselný môže vyrábať reakciou uhličitanu draselného (K₂CO₃) s hydroxidom vápenatým (Ca(OH)₂), ktorý sa používa vo forme vodnej suspenzie, tzv. vápenného mlieka:

\( \ce{K2CO3(aq) + Ca(OH)2(aq) -> 2KOH(aq) + CaCO3(s) v} \)

V tejto reakcii vzniká rozpustný hydroxid draselný a ako vedľajší produkt sa vyzražá nerozpustný uhličitan vápenatý (CaCO₃) vo forme zrazeniny.

Uhličitan draselný link

Uhličitan draselný (K₂CO₃), známy aj ako potaš, je dôležitou zlúčeninou draslíka so širokým spektrom využitia. V minulosti sa získaval výluhom z popola rastlín bohatých na draslík (napr. paprade), kde bol prítomný ako zmes uhličitanov. Dnes sa vyrába prevažne chemickou cestou – napríklad reakciou hydroxidu draselného s oxidom uhličitým:

\( \ce{2KOH(aq) + CO2(g) -> K2CO3(aq) + H2O(l)} \)

Používa ako zložka hnojív, v sklárstve na znižovanie teploty tavenia skla, pri výrobe mydiel, ako tavidlo v metalurgii a tiež v laboratóriách ako zásaditý reagent.

Manganistan draselný link

Manganistan draselný (KMnO₄) alebo hypermangán je fialový kryštalický oxidant. Patrí medzi silné oxidačné činidlá a v určitých podmienkach môže byť výbušný. Vyrába sa oxidáciou zlúčenín mangánu v alkalickom prostredí, konkrétne sa oxid manganičitý (MnO₂) v tavenine hydroxidu draselného (KOH) oxiduje za prístupu kyslíka. Ide o viacstupňový proces prebiehajúci pri zvýšenej teplote:

\( \ce{2MnO2 + 4KOH + O2 ->[\text{t}] 2KMnO4 + 2H2O} \)

Využíva sa na dezinfekciu, v analytickej chémii a v medicíne.

Dusičnan draselný link

Dusičnan draselný (KNO₃) sa pripravuje napríklad reakciou hydroxidu draselného s kyselinou dusičnou:

\( \ce{KOH(aq) + HNO3(aq) -> KNO3(aq) + H2O(l)} \)

Je významnou súčasťou hnojív, strelného prachu a pyrotechnických zmesí. Vo veľkom množstve môže prispievať k znečisteniu vody pri poľnohospodárskom použití.

Chlorečnan draselný link

Chlorečnan draselný (KClO₃) je biela kryštalická látka, ktorá sa používa ako silné oxidačné činidlo. Priemyselne sa vyrába elektrolýzou koncentrovaného roztoku chloridu draselného (KCl). Reakcia prebieha za zvýšenej teploty, kde sa postupne oxidujú chloridové ióny na chlorečnany.

\( \ce{KCl + 3H2O ->[\text{t}] KClO3 + 3H2} \)

Nachádza sa napríklad v hlavičkách zápaliek, využíva sa v pyrotechnike (napr. ohňostroje), ale aj v laboratóriách pri chemických reakciách. V minulosti sa využíval aj ako herbicíd. Pri nesprávnom zaobchádzaní však môže byť výbušný, najmä v kombinácii s horľavými látkami alebo kyselinami.

37 Rb

Rubídium

Rubidium Alkalické kovy
Perióda 5
Skupina 1
Objav: 1861 (Robert Bunsen)

T. topenia

39.30 °C

T. varu

688 °C

Kľúčové vlastnosti

Atómová hmotnosť Atómová hmotnosť 85.4678 u
Atómový polomer Atómový polomer 235 pm
Hustota Hustota 1532 kg/m³
Elektronegativita Elektronegativita 0.82
Ionizačná energia Ionizačná energia 403.0 kJ/mol
Elektrónová afinita Elektrónová afinita 46.884 kJ/mol

Elektrónová konfigurácia

Úplná: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s¹
Skrátená: [Kr] 5s¹
7s
6s
5s
4s
3s
2s
1s
7p
6p
5p
4p
3p
2p
6d
5d
4d
3d
5f
4f

Výskyt v prírode

Vesmír 1.00e-6 %
Slnečná sústava 3.0e-6 %
Meteority 0.00032 %
Zemská kôra 0.0060 %
Oceány 0.000012 %
Ľudské telo 0.00046 %

Zlúčeniny a minerály

Načítavajú sa molekulárne štruktúry...

lepidolit
K(Li,Al)₃(Si,Al)₄O₁₀(F,OH)₂
Načítava sa...
hydrid rubídny
RbH
Načítava sa...
hydroxid rubídny
RbOH
science
hyperoxid rubídny
RbO₂
Načítava sa...
oxid rubídny
Rb₂O

Načítavajú sa molekulárne štruktúry...

Základná charakteristika

  • Objavili ho nemeckí chemici Robert Bunsen a Gustav Kirchhoff v roku 1861 pomocou spektrálnej analýzy.
  • Je to veľmi mäkký, ľahký, striebrolesklý kov.
  • Patrí medzi alkalické kovy a je mimoriadne reaktívny, reaktívnejší ako draslík.
  • Má jednu z najnižších ionizačných energií (403,0 kJ/mol) a jednu z najnižších hodnôt elektronegativity (0,82 Pauling).
  • Patrí k prvkom s najväčším atómovým polomerom (235 pm).
  • Má nízku teplotu topenia (približne 39,30 °C) a ľahko sa samovoľne zapaľuje na vzduchu.
  • Na vzduchu veľmi rýchlo oxiduje a pri kontakte s vodou reaguje explozívne za vzniku hydroxidu rubídneho (RbOH) a vodíka. Uchováva sa pod inertnou atmosférou alebo v ampulkách.
  • Charakteristicky farbí plameň do červenofialova.
  • V prírode sa vyskytuje len vo forme zlúčenín, zvyčajne ako sprievodný prvok v mineráloch lítia a cézia (napr. lepidolit).
  • V zlúčeninách má výhradne oxidačné číslo +I (rubídny).
  • Používa sa v atómových hodinách pre svoju vysokú presnosť, v špeciálnych typoch skiel a vo výskume.
  • Niektoré jeho izotopy majú využitie v lekárskej diagnostike (napr. pri pozitrónovej emisnej tomografii - PET).
55 Cs

Cézium

Caesium Alkalické kovy
Perióda 6
Skupina 1
Objav: 1860 (Robert Bunsen)

T. topenia

28.6 °C

T. varu

671 °C

Kľúčové vlastnosti

Atómová hmotnosť Atómová hmotnosť 132.905 u
Atómový polomer Atómový polomer 260 pm
Hustota Hustota 1879 kg/m³
Elektronegativita Elektronegativita 0.79
Ionizačná energia Ionizačná energia 375.7 kJ/mol
Elektrónová afinita Elektrónová afinita 45.505 kJ/mol

Elektrónová konfigurácia

Úplná: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s¹
Skrátená: [Xe] 6s¹
7s
6s
5s
4s
3s
2s
1s
7p
6p
5p
4p
3p
2p
6d
5d
4d
3d
5f
4f

Výskyt v prírode

Vesmír 8.0e-8 %
Slnečná sústava 8.0e-7 %
Meteority 0.000014 %
Zemská kôra 0.00019 %
Oceány 5.0e-8 %
Ľudské telo 2.0e-6 %

Zlúčeniny a minerály

Načítavajú sa molekulárne štruktúry...

polucit
(Cs,Na)₂(Al₂Si₄O₁₂)·2H₂O
Načítava sa...
chlorid cézny
CsCl
Načítava sa...
hydrid cézny
CsH
Načítava sa...
hydroxid cézny
CsOH
science
hyperoxid cézny
CsO₂
Načítava sa...
jodid cézny
CsI
Načítava sa...
oxid cézny
Cs₂O
science
ozonid cézny
CsO₃
Načítava sa...
síran cézny
Cs₂SO₄

Načítavajú sa molekulárne štruktúry...

Základná charakteristika

  • Objavili ho nemeckí chemici Robert Bunsen a Gustav Kirchhoff v roku 1860 pomocou spektrálnej analýzy (podľa charakteristických modrých čiar v spektre).
  • Je to veľmi mäkký, ľahký kov zlatej farby (ako jediný alkalický kov okrem zlata nie je striebrolesklý pri izbovej teplote, ak je veľmi čistý).
  • Patrí medzi alkalické kovy a je najreaktívnejším stabilným alkalickým kovom; je extrémne elektropozitívny.
  • najnižšiu ionizačnú energiu (375,7 kJ/mol) a najnižšiu hodnotu elektronegativity (0,79 Pauling) spomedzi všetkých stabilných prvkov.
  • Patrí k prvkom s najväčším atómovým polomerom (260 pm).
  • Má veľmi nízku teplotu topenia (približne 28,5 °C), je teda kvapalný už pri mierne zvýšenej teplote.
  • Na vzduchu sa okamžite samovoľne zapaľuje a reaguje explozívne s vodou (aj so studenou vodou alebo ľadom) za vzniku hydroxidu cézneho (CsOH) a vodíka. Uchováva sa v zatavených ampulkách pod inertným plynom.
  • Charakteristicky farbí plameň do modrofialova.
  • V prírode sa vyskytuje len vo forme zlúčenín, najmä v mineráli polucit.
  • V zlúčeninách má výhradne oxidačné číslo +I (cézny).
  • Jeho najznámejšie využitie je v atómových hodinách; frekvencia žiarenia emitovaného pri prechode medzi dvoma hyperjemnými hladinami základného stavu izotopu ¹³³Cs slúži ako medzinárodne uznávaná definícia sekundy.
  • Používa sa vo fotoelektrických článkoch (napr. fotobunky, fotonásobiče) vďaka svojej schopnosti ľahko emitovať elektróny pri osvetlení.
  • Využíva sa aj ako katalyzátor a v niektorých špeciálnych aplikáciách.
87 Fr

Francium

Francium Alkalické kovy
Perióda 7
Skupina 1
Objav: 1939 (Marguerite Perey)
image
Prvok má všetky izotopy rádioaktívne

T. topenia

27 °C

T. varu

677 °C

Kľúčové vlastnosti

Atómová hmotnosť Atómová hmotnosť 223 u
Atómový polomer Atómový polomer -
Hustota Hustota -
Elektronegativita Elektronegativita 0.79
Ionizačná energia Ionizačná energia 380 kJ/mol
Elektrónová afinita Elektrónová afinita 46.89 kJ/mol

Elektrónová konfigurácia

Úplná: 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 4s² 3d¹⁰ 4p⁶ 5s² 4d¹⁰ 5p⁶ 6s² 4f¹⁴ 5d¹⁰ 6p⁶ 7s¹
Skrátená: [Rn] 7s¹
7s
6s
5s
4s
3s
2s
1s
7p
6p
5p
4p
3p
2p
6d
5d
4d
3d
5f
4f

Výskyt v prírode

Údaje o výskyte nie sú dostupné.

Zlúčeniny a minerály

Údaje o zlúčeninách a mineráloch nie sú dostupné.

Načítavajú sa molekulárne štruktúry...

Základná charakteristika

  • Objavila ho francúzska chemička Marguerite Perey v roku 1939 ako produkt rádioaktívneho rozpadu aktínia.
  • Je to extrémne rádioaktívny alkalický kov; jeho vzhľad nie je s istotou známy kvôli extrémnej rádioaktivite a vzácnosti, predpokladá sa, že je kovový.
  • najnižšiu elektronegativitu (0,79 Pauling) zo všetkých známych prvkov a jednu z najnižších ionizačných energií (380 kJ/mol).
  • Všetky jeho izotopy sú vysoko rádioaktívne s veľmi krátkymi polčasmi rozpadu (najstabilnejší ²²³Fr má polčas rozpadu ~22 minút).
  • V prírode sa vyskytuje len v extrémne stopových množstvách ako produkt rádioaktívneho rozpadu uránu a tória.
  • Chemické vlastnosti sú málo preskúmané kvôli jeho nestabilite; očakáva sa, že bude najreaktívnejším alkalickým kovom.
  • Predpokladaný a jediný známy oxidačný stav v zlúčeninách je +I.
  • Vzhľadom na jeho vysokú rádioaktivitu, extrému vzácnosť a krátky polčas rozpadu nemá žiadne praktické využitie.
  • Jeho význam spočíva takmer výlučne vo vedeckom výskume zameranom na štúdium vlastností ťažkých prvkov a rádioaktivity.

Zopakuj si

Nasledujúce otázky sú interaktívne. Klikni na otázku a zobrazí sa ti minitest. Pozor, správnych odpovedí môže byť viacero!

Ďalšie články

Názvoslovie anorganických zlúčenín

Názvoslovie anorganických zlúčenín je systém pravidiel podľa IUPAC, ktorý umožňuje jednoznačne pomenovať chemické látky na základe ich zloženia a oxidačných čísel. Kľúčovú úlohu v slovenskom názvosloví zohrávajú práve oxidačné čísla, vyjadrené charakteristickými príponami, ktoré určujú názov prvku s kladným oxidačným číslom. Tento článok vás prevedie základnými princípmi a pravidlami pre tvorbu názvov a vzorcov rôznych typov zlúčenín, od oxidov a halogenidov až po kyseliny, hydroxidy a soli.

Vodík a jeho zlúčeniny

Vodík a jeho zlúčeniny

Vodík (H), najľahší a najrozšírenejší prvok vo vesmíre, má jedinečné postavenie v periodickej sústave. Ako molekula H₂ sa vyznačuje schopnosťou tvoriť katión H⁺, anión H⁻ aj kovalentné väzby, čím tvorí rôzne typy hydridov. Priemyselne sa vyrába reformingom zemného plynu či elektrolýzou vody a využíva sa pri syntéze amoniaku, ako redukovadlo, pri hydrogenácii a ako ekologické palivo. Jeho vysoká horľavosť si vyžaduje bezpečnostné opatrenia. Voda (H₂O) je najdôležitejšia zlúčenina vodíka, bez ktorej by nemohol vzniknúť život a Zemi, ako ho poznáme.

Kovy alkalických zemín (prvky 2. skupiny)

Kovy alkalických zemín (prvky 2. skupiny)

Kovy alkalických zemín − berýlium (Be), horčík (Mg), vápnik (Ca), stroncium (Sr), bárium (Ba) a rádioaktívne rádium (Ra) − tvoria 2. skupinu tabuľky prvkov a patria medzi typické s-prvky s dvoma valenčnými elektrónmi. Sú to prevažne mäkké, striebristé kovy s rastúcim kovovým charakterom smerom nadol v skupine. V zlúčeninách vytvárajú prevažne zásadité oxidy a hydroxidy. Mnohé ich zlúčeniny sú základnými surovinami v stavebníctve, poľnohospodárstve, priemysle, ale aj medicíne. Horčík a vápnik majú aj významnú biologickú úlohu.

Prvky 3. skupiny - skandium, ytrium, lantán, aktínium

Prvky 3. skupiny - skandium, ytrium, lantán, aktínium

Prvky 3. skupiny − skandium (Sc), ytrium (Y), lantán (La) a aktínium (Ac) − sú reaktívne kovy s tromi valenčnými elektrónmi, ktoré vo svojich zlúčeninách vystupujú výlučne v oxidačnom stave +III. Tieto striebrolesklé, pomerne mäkké kovy tvoria prevažne iónové, bezfarebné zlúčeniny (oxidy, hydroxidy, soli), pričom ich zásaditosť a reaktivita rastie smerom nadol v skupine. V prírode sa vyskytujú rozptýlene, a získavajú sa elektrolýzou tavenín alebo redukciou halogenidov. Využívajú sa najmä ako prísady do zliatin a vo forme zlúčenín.

Lantanoidy (Prvky 6. periódy, f-blok)

Lantanoidy (Prvky 6. periódy, f-blok)

Lantanoidy, 14 f-prvkov (Ce až Lu) nasledujúcich za lantánom, charakterizuje postupné zapĺňanie 4f orbitálov a jav lantanoidovej kontrakcie, spôsobujúci ich veľkú chemickú podobnosť. Ich dominantným oxidačným stavom je +III, výnimočne tvoria aj stav +II (napr. Eu, Yb) a +IV (napr. Ce). Tieto reaktívne, striebrolesklé kovy sa vyskytujú ako zmes v mineráloch (napr. monazit) a ich separácia je náročná. Majú kľúčové využitie v moderných technológiách ako súčasť silných magnetov (Nd, Sm), luminoforov (Eu, Tb), katalyzátorov (Ce), laserov (Nd, Er) a v medicíne (Gd).

Aktinoidy (Prvky 7. periódy, f-blok)

Aktinoidy (Prvky 7. periódy, f-blok)

Aktinoidy, 14 rádioaktívnych f-prvkov nasledujúcich za aktíniom (Th až Lr), charakterizuje postupné zapĺňanie 5f orbitálov a jav aktinoidovej kontrakcie. Na rozdiel od lantanoidov vykazujú oveľa väčšiu variabilitu oxidačných stavov, najmä ľahšie prvky (Th až Am, stavy +III až +VII), kým pre ťažšie aktinoidy (od Cm ďalej) je dominantný stav +III. V prírode sa vo významných množstvách vyskytujú len tórium a urán; ostatné (transurány) sa pripravujú umelo. Ich hlavný význam spočíva v jadrovej energetike a zbraniach (U, Pu), špecifické izotopy sa využívajú aj vo vesmírnej technológii, detektoroch dymu či ako zdroje neutrónov.

forward
forward