Alkalické kovy (prvky 1. skupiny)

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)
• Zlúčeniny s kyslíkom (Oxidy, Peroxidy, Hyperoxidy)
• Hydroxidy (MOH)
• Halogenidy (MX)
• Soli oxokyselín
• Ostatné binárne zlúčeniny

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).

Minerály a zlúčeniny lítia link

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.

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

Minerály a zlúčeniny sodíka link

Chlorid sodný link

Chlorid sodný (NaCl) sa v prírode vyskytuje ako minerál halit (tzv. kamenná soľ). Získava sa napríklad vyparovaním morskej vody, avšak dnes sa väčšina soli, ktorá sa vo svete používa, získava ťažbou z podzemných baní, ktoré tvoria pozostatok z vysychania dávnych morí.

NaCl 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 alebo jedlá sóda. 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 alebo uhličitanu sodného (Na₂CO₃) kyselinou fluorovodíkovou:

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

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 kyselinou jodovodíkovou:

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

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 kyselinou sírovou:

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

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 (pohlcujúca vzdušnú vlhkosť), vo vode dobre rozpustná soľ. Vyskytuje sa v prírode ako minerál čílsky liadok (nitronatrit). Pripravuje sa neutralizáciou hydroxidu sodného kyselinou dusičnou:

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

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.

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.

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 hydroxidu draselného kyselinou jodovodíkovou:

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

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 odvodená 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, pušného 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.