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. Prvé tri kovy sa bežne vyskytujú v mnohých mineráloch, zatiaľ čo druhé tri sú zriedkavejšie.
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: Sú 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: Sú veľmi mäkké (dajú sa krájať nožom) a tvrdosť smerom nadol klesá.
- Reaktivita: Sú 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: Sú 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 (leucit, lepidolit) a 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).
