Autor: Peter Pančík
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: 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, 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).
Kľúčové vlastnosti






Elektrónová konfigurácia
Výskyt v prírode
Zlúčeniny a minerály
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.
\( \ce{2Li+(aq) + CO3^2-(aq) -> Li2CO3(s) v} \)
Kľúčové vlastnosti






Elektrónová konfigurácia
Výskyt v prírode
Zlúčeniny a minerály
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.
Kľúčové vlastnosti






Elektrónová konfigurácia
Výskyt v prírode
Zlúčeniny a minerály
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.
Kľúčové vlastnosti






Elektrónová konfigurácia
Výskyt v prírode
Zlúčeniny a minerály
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).
Kľúčové vlastnosti






Elektrónová konfigurácia
Výskyt v prírode
Zlúčeniny a minerály
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.
- Má 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.
T. topenia
27 °C
T. varu
677 °C
Kľúčové vlastnosti






Elektrónová konfigurácia
Výskyt v prírode
Údaje o výskyte nie sú dostupné.
Zlúčeniny a minerály
Údaje o zlúčeninách a mineráloch nie sú dostupné.
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.
- Má 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.