Kovy alkalických zemín (prvky 2. skupiny)

Kovy alkalických zemín patria do 2. skupiny (predtým II.A skupina) periodickej tabuľky prvkov. Sú to s²-prvky s dvoma valenčnými elektrónmi v orbitáli s. Ich všeobecná elektrónová konfigurácia je [vzácny plyn] ns². Do tejto skupiny patria: berýlium (Be), horčík (Mg), vápnik (Ca), stroncium (Sr), bárium (Ba) a rádioaktívne rádium (Ra).

Sú to reaktívne kovy s typickými vlastnosťami s-prvkov. Majú tendenciu dosiahnuť stabilnú konfiguráciu najbližšieho vzácneho plynu odovzdaním dvoch valenčných elektrónov, čím tvoria katióny s nábojom +II (M²⁺). V zlúčeninách tvoria prevažne iónové zlúčeniny, avšak zlúčeniny Be a čiastočne aj Mg majú výraznejší kovalentný charakter v dôsledku malého rozmeru a vyššej ionizačnej energie ich katiónov, čo spôsobuje silnejší polarizačný účinok na anióny.

V elementárnom stave sú to striebrobiele až sivé kovy. Tvoria mnohé chemicky významné zlúčeniny s využitím v stavebníctve, zdravotníctve a priemysle.

Trendy fyzikálnych a chemických vlastností link

V rámci skupiny kovov alkalických zemín pozorujeme nasledujúce trendy:

• Atómový polomer: S rastúcim protónovým číslom (smerom nadol) rastie.
• Ionizačná energia: Prvá aj druhá ionizačná energia sú relatívne nízke (vyššie ako u alkalických kovov) a smerom nadol v skupine klesajú.
• Elektronegativita: Je nízka a smerom nadol v skupine klesá.
• Teploty topenia a varu: Sú vyššie ako u alkalických kovov. V skupine nemajú úplne jednoznačný trend.
• Hustota: Je vyššia ako u alkalických kovov a v skupine (s výnimkou Ca) rastie.
• Kovový charakter: Všetky sú kovy, pričom kovový charakter a elektropozitivita smerom nadol rastú (Be < Mg < Ca < Sr < Ba < Ra). Berýlium vykazuje niektoré amfotérne vlastnosti (reaguje aj s roztokmi silných hydroxidov).
• Reaktivita: Sú to reaktívne kovy (menej ako alkalické kovy), reaktivita smerom nadol rastie. Na vzduchu sa Be a Mg pasivujú (pokryjú vrstvou oxidu), Ca, Sr, Ba reagujú ľahšie. Reagujú s vodou (Be len ťažko, Mg pomaly, ostatné ochotne) za vzniku hydroxidu a vodíka. Reagujú s kyslíkom (na oxidy MO), halogénmi (na MX₂), sírou (na MS), dusíkom (pri vyššej teplote na nitridy M₃N₂).
• Oxidačné číslo: V zlúčeninách majú výlučne oxidačné číslo +II.
• Charakter väzby: Prevažne iónový, ale u Be a čiastočne Mg sa prejavuje výraznejší kovalentný charakter.
• Farbenie plameňa: Soli Ca, Sr, Ba a Ra farbia nesvietivý plameň charakteristickými farbami (Ca - tehlovočervená, Sr - karmínovočervená, Ba - zelená, Ra - karmínovočervená). Be a Mg plameň nefarbia.

Výskyt v prírode link

Kovy alkalických zemín sa v prírode kvôli svojej reaktivite vyskytujú len v zlúčeninách. Sú pomerne rozšírené, najmä vápnik a horčík patria medzi najrozšírenejšie prvky zemskej kôry.

• Berýlium: Pomerne vzácne, hlavný minerál je beryl (Al₂Be₃(Si₆O₁₈)), jeho odrody sú drahokamy smaragd a akvamarín.
• Horčík: Veľmi rozšírený, v mineráloch ako magnezit (MgCO₃), dolomit (CaMg(CO₃)₂), olivín, azbest, mastenec. Významný je aj v morskej vode (MgCl₂).
• Vápnik: Veľmi rozšírený, najmä ako vápenec (CaCO₃ - kalcit, aragonit), dolomit (CaMg(CO₃)₂), sadrovec (CaSO₄·2H₂O), anhydrit (CaSO₄), apatit (Ca₅(PO₄)₃(F,Cl,OH)), fluorit (CaF₂).
• Stroncium: Menej rozšírené, hlavné minerály sú celestín (SrSO₄) a stroncianit (SrCO₃).
• Bárium: Menej rozšírené, hlavný minerál je baryt (BaSO₄).
• Rádium: Veľmi vzácne, sprevádza uránové rudy ako produkt rádioaktívneho rozpadu.

Získavanie kovov alkalických zemín link

Kovy alkalických zemín sa získavajú najmä elektrolýzou tavenín ich halogenidov (zvyčajne chloridov), do ktorých sa pridávajú iné soli na zníženie teploty topenia.

\( \text{MCl}_2(l) \xrightarrow{\text{elektrolýza}} \text{M}(s/l) + \text{Cl}_2(g) \quad (M = Be, Mg, Ca, Sr, Ba) \)

Alternatívne sa používajú redukčné metódy, napríklad redukcia oxidov kovov hliníkom (aluminotermia pre Ca, Sr, Ba) alebo kremíkom (pre Mg z MgO pri vysokej teplote).

\( 3\text{CaO}(s) + 2\text{Al}(s) \xrightarrow{t} 3\text{Ca}(g) + \text{Al}_2\text{O}_3(s) \)

Biologický význam kovov alkalických zemín link

Horčík (Mg²⁺) a vápnik (Ca²⁺) patria medzi esenciálne biogénne makroprvky s kľúčovými funkciami v organizmoch:

• Horčík:
  • Jeho ióny (Mg²⁺) sú prítomné prevažne vnútri buniek.
  • Je nevyhnutný pre funkciu mnohých enzýmov (aktivátor, súčasť aktívneho centra), najmä tých, ktoré pracujú s ATP.
  • Je centrálnym atómom v molekule chlorofylu, nevyhnutný pre fotosyntézu.
  • Podieľa sa na stabilizácii ribozómov a nukleových kyselín.
  • Ovplyvňuje činnosť nervového systému a svalov (pôsobí tlmivo na nervosvalový prenos).
• Vápnik:
  • Jeho ióny (Ca²⁺) sú základnou stavebnou zložkou kostí a zubov (vo forme hydroxyapatitu).
  • Nachádza sa aj v mimobunkových tekutinách, kde hrá úlohu pri zrážanlivosti krvi.
  • Je dôležitý pre svalovú kontrakciu, prenos nervových vzruchov a funkciu bunkových membrán.
  • Vstrebávanie vápnika z potravy podporuje vitamín D.

Berýlium (Be) je pre živé organizmy vysoko toxické.

Stroncium (Sr) sa chemicky podobá vápniku a môže sa zabudovávať do kostí. Rádioaktívny izotop ⁹⁰Sr je nebezpečný.

Bárium (Ba) je v rozpustnej forme toxické. Nerozpustný síran bárnatý (BaSO₄) sa používa v medicíne.

Rádium (Ra) je rádioaktívne a škodlivé.

Všeobecné typy zlúčenín kovov alkalických zemín link

Kovy alkalických zemín tvoria zlúčeniny prevažne v oxidačnom stave +II. Najdôležitejšie typy zahŕňajú:

• Hydridy (MH₂)
• Oxidy (MO)
• Peroxidy (MO₂)
• Hydroxidy (M(OH)₂)
• Halogenidy (MX₂)
• Soli oxokyselín
• Ostatné binárne zlúčeniny

Hydridy (MH₂) link

Iónové (okrem kovalentného/polymérneho BeH₂). Reagujú s vodou za vzniku H₂. CaH₂ sa používa ako sušidlo a zdroj vodíka.

Oxidy (MO) link

Pripravujú sa najmä tepelným rozkladom uhličitanov alebo hydroxidov. BeO je amfotérny, ostatné sú zásadité, ich reaktivita s vodou rastie (MgO pomaly, CaO prudko - hasenie vápna). MgO a CaO sú žiaruvzdorné materiály.

Peroxidy (MO₂) link

Tvoria ich ťažšie prvky (Ca, Sr, Ba), vznikajú napr. reakciou oxidu s kyslíkom pod tlakom (BaO₂). Sú oxidovadlami. Peroxid bárnatý sa používal na prípravu peroxidu vodíka.

Hydroxidy (M(OH)₂) link

Be(OH)₂ je amfotérny, ostatné sú zásady. Rozpustnosť a sila zásady rastie smerom nadol (Mg(OH)₂ málo rozpustný, Ba(OH)₂ dobre rozpustný). Pripravujú sa reakciou oxidu s vodou (pre Ca, Sr, Ba) alebo zrážaním rozpustných solí hydroxidmi (pre Be, Mg). Ca(OH)₂ (hasené vápno) je dôležité v stavebníctve (malta), pri výrobe cukru a ako lacná zásada.

\( \text{MgCl}_2(aq) + 2\text{NaOH}(aq) \rightarrow \text{Mg(OH)}_2(s)\downarrow + 2\text{NaCl}(aq) \)

Halogenidy (MX₂) link

BeX₂ sú kovalentné (často polymérne), ostatné sú prevažne iónové. Mnohé sú hygroskopické a tvoria hydráty (napr. MgCl₂·6H₂O, CaCl₂·6H₂O). Fluoridy sú často málo rozpustné (napr. CaF₂, BaF₂). Chlorid vápenatý (CaCl₂) sa používa ako sušidlo a na posyp ciest v zime.

Soli oxokyselín link

Uhličitany (MCO₃) sú málo rozpustné vo vode (okrem BeCO₃, ktorý je nestabilný). Ich tepelná stabilita rastie smerom nadol. Sú základom mnohých minerálov (vápenec, magnezit, dolomit, stroncianit). Reakciou s CO₂ a vodou vznikajú rozpustnejšie hydrogénuhličitany M(HCO₃)₂, ktoré spôsobujú prechodnú tvrdosť vody. Tento proces je aj základom krasových javov (rozpúšťanie vápenca).

Rozpustnosť síranov výrazne klesá smerom nadol v skupine: MgSO₄ a BeSO₄ sú dobre rozpustné, CaSO₄ je málo rozpustný, SrSO₄ a BaSO₄ sú prakticky nerozpustné. Tvoria hydráty (MgSO₄·7H₂O - horká soľ, CaSO₄·2H₂O - sadrovec). Sadrovec sa zahrievaním mení na sadru (CaSO₄·½H₂O), ktorá po zmiešaní s vodou opäť tuhne. BaSO₄ sa používa ako kontrastná látka pri RTG vyšetreniach.

Fosforečnany sú zvyčajne málo rozpustné. Najdôležitejší je fosforečnan vápenatý Ca₃(PO₄)₂, ktorý je súčasťou minerálu apatitu a tvorí minerálnu zložku kostí a zubov (ako hydroxyapatit Ca₅(OH)(PO₄)₃). Rozpustnejší dihydrogenfosforečnan vápenatý Ca(H₂PO₄)₂ je zložkou hnojiva superfosfát.

Ostatné binárne zlúčeniny link

Sú známe aj nitridy (M₃N₂ - vznikajú reakciou kovov s N₂ pri vysokej teplote, hydrolyzujú na NH₃), karbidy (MC₂ - acetylidy, okrem Be₂C, hydrolyzujú na acetylén C₂H₂) a sulfidy (MS).

Minerály a zlúčeniny berýlia link

Berýlium sa v prírode vyskytuje výhradne vo forme minerálov, pričom najvýznamnejším je beryl – hlinitokremičitan berýlnatý s chemickým vzorcom Be₃Al₂Si₆O₁₈. Tento minerál patrí medzi cyklosilikáty a kryštalizuje v hexagonálnej sústave, často vo forme dobre vyvinutých stĺpcovitých kryštálov.

Beryl môže za priaznivých podmienok môže dosahovať až metrové rozmery. Na Slovensku sa vyskytuje len zriedkavo, prevažne vo forme mikrokryštálov.

Niektoré odrody berylu sú drahokamy – napríklad smaragd (sýtozelený), morganit (ružový) alebo akvamarín (modrozelený).

Oxid berylnatý link

Oxid berylnatý (BeO) je biely, veľmi tvrdý a žiaruvzdorný kryštalický prášok s vysokou teplotou topenia. Vzniká priamou reakciou berýlia s kyslíkom:

\( 2\text{Be}(s) + \text{O}_2(g) \rightarrow 2\text{BeO}(s) \)

Oxid berylnatý patrí medzi amfotérne oxidy a používa sa ako ohňovzdorný materiál v keramike, jadrovej technike a elektronike vďaka svojej tepelnej vodivosti a elektrickej izolácii.

Chlorid berylnatý link

Chlorid berylnatý (BeCl₂) je bezfarebná kryštalická látka, ktorá tvorí lineárne molekuly s väzbovým uhlom 180°. Vyrába sa priamou reakciou berýlia s chlórom:

\( \text{Be}(s) + \text{Cl}_2(g) \rightarrow \text{BeCl}_2(s) \)

Používa sa v organickej syntéze ako Lewisova kyselina a pri výrobe iných zlúčenín berýlia. Vzhľadom na toxicitu sa s ním pracuje len v špeciálnych podmienkach.

Minerály a zlúčeniny horčíka link

Horčík je významný biogénny prvok, ktorého zlúčeniny sa v prírode často vyskytujú v evaporitných ložiskách spolu s draslíkom a inými iónmi.

K bežným minerálom patrí napríklad karnalit (KCl·MgCl₂·6H₂O), kainit (MgSO₄·KCl·3H₂O), schönit (K₂SO₄·MgSO₄·6H₂O), leonit (K₂SO₄·MgSO₄·4H₂O), langbeinit (K₂SO₄·2MgSO₄) či polyhalit (K₂SO₄·MgSO₄·2CaSO₄·2H₂O), ktoré obsahujú horčík viazaný v kombinácii so chloridmi alebo síranmi draslíka.

Tieto zlúčeniny sa využívajú najmä v poľnohospodárstve ako hnojivá a v chemickom priemysle ako suroviny na výrobu čistého horčíka alebo jeho zlúčenín.

Magnezit link

Magnezit je minerál zo skupiny uhličitanov s chemickým vzorcom MgCO₃. Vyskytuje sa v rôznych formách – od klencových kryštálov až po zrnité a celistvé agregáty. Má sklený lesk a bielu, sivú alebo žltkastú farbu.

Vzniká v hydrotermálnych žilách a premenených horninách. Na Slovensku patria ložiská magnezitu medzi najvýznamnejšie v Európe – napríklad v Lubeníku, Ochtinej alebo Podrečanoch.

Priemyselne sa využíva ako surovina na výrobu žiaruvzdorných materiálov a oxidu horečnatého (MgO), prípadne ako zdroj horčíka pre chemický priemysel.

Uhličitan horečnatý link

Uhličitan horečnatý (MgCO₃) sa v prírode vyskytuje ako minerál magnezit. Priemyselne vzniká reakciou horečnatých solí s uhličitanmi alkalických kovov:

\( \text{MgCl}_2(aq) + \text{Na}_2\text{CO}_3(aq) \rightarrow \text{MgCO}_3(s) + 2\text{NaCl}(aq) \)

Používa sa ako antacidum, v športe (na sušenie rúk), v kozmetike a na výrobu hnojív. Jeho rozkladom vzniká oxid horečnatý.

Oxid horečnatý link

Oxid horečnatý (MgO) je biela, žiaruvzdorná látka s vysokou teplotou topenia. Vzniká horením horčíka na vzduchu:

\( 2\text{Mg}(s) + \text{O}_2(g) \rightarrow 2\text{MgO}(s) \)

Alternatívne sa pripravuje tepelným rozkladom uhličitanu horečnatého:

\( \text{MgCO}_3(s) \rightarrow \text{MgO}(s) + \text{CO}_2(g) \)

Je amfotérna látka a používa sa ako ohňovzdorný materiál, v sklárstve, medicíne, hutníctve či výrobe cementu.

Hydroxid horečnatý link

Hydroxid horečnatý (Mg(OH)₂) je biela, málo rozpustná zásada. Vzniká reakciou oxidu horečnatého s vodou:

\( \text{MgO}(s) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightarrow \text{Mg}(\text{OH})_2(s) \)

Prípadne zrážaním horečnatých solí hydroxidom sodným:

\( \text{MgCl}_2(aq) + 2\text{NaOH}(aq) \rightarrow \text{Mg}(\text{OH})_2(s) + 2\text{NaCl}(aq) \)

Používa sa ako antacidum, laxatívum, v potravinárstve, pri výrobe cukru a v niektorých zubných pastách.

Síran horečnatý link

Síran horečnatý (MgSO₄) tvorí kryštalický heptahydrát MgSO₄·7H₂O, známy ako horká soľ alebo epsomská soľ. Ide o bielu alebo priesvitnú kryštalickú látku, ktorá je dobre rozpustná vo vode a má mierne horkú chuť. Priemyselne sa síran horečnatý pripravuje reakciou oxidu horečnatého (MgO) alebo uhličitanu horečnatého (MgCO₃) s kyselinou sírovou (H₂SO₄). Výsledkom reakcie je vodný roztok síranu horečnatého, ktorý pri kryštalizácii tvorí heptahydrát:

\( \text{MgO}(s) + \text{H}_2\text{SO}_4(aq) \rightarrow \text{MgSO}_4(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \)

Bežne sa používa napríklad v medicíne ako laxatívum a sedatívum, v poľnohospodárstve ako hnojivo (zdroj horčíka a síry) alebo v kúpeľníctve na relaxačné kúpele.

Dusičnan horečnatý link

Dusičnan horečnatý (Mg(NO₃)₂) je dobre rozpustná zlúčenina. Vzniká reakciou oxidu horečnatého s kyselinou dusičnou:

\( \text{MgO}(s) + 2\text{HNO}_3(aq) \rightarrow \text{Mg}(\text{NO}_3)_2(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \)

Tvorí hexahydrát Mg(NO₃)₂·6H₂O. Používa sa ako hnojivo a v laboratóriách.

Vápenaté horniny, minerály a zlúčeniny link

V stavebníctve sa využívajú vápencové horniny, ktoré sú tvorené predovšetkým minerálmi ako kalcit a aragonit – kryštalické formy uhličitanu vápenatého (CaCO₃). Medzi ďalšie významné minerály vápnika patrí napríklad sadrovec (CaSO₄·2H₂O), ktorý je surovinou na výrobu sadry. Z vápenca sa pálením získava oxid vápenatý (pálené vápno), ten sa následne hasí vodou za vzniku hydroxidu vápenatého (hasené vápno) a používa sa najmä pri výrobe malty.

Vápenec link

Vápenec je usadená hornina obsahujúca predovšetkým uhličitan vápenatý (CaCO₃). Ide o vo vode nerozpustnú látku, ktorá sa v prírode vyskytuje v rôznych kryštalických formách a tvorí celé pohoria. V kyslom prostredí sa vápenec pomaly rozpúšťa, pričom vzniká hydrogénuhličitan vápenatý (Ca(HCO₃)₂):

\( \text{CaCO}_3 + \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{Ca}(\text{HCO}_3)_2 \)

Vápenec je najrozšírenejšou prírodnou formou vápnika a využíva sa pri výrobe vápna (CaO), cementu, skla, v hutníctve aj stavebníctve. Jeho ťažba je na Slovensku rozšírená a vápenec tvorí podstatnú časť oblastí ako Slovenský kras či Slovenský raj.

Kalcit link

Kalcit je minerál, ktorý je kryštalickou formou uhličitanu vápenatého (CaCO₃). Je to jeden z najrozšírenejších minerálov na Zemi. Existuje asi 300 rôznych odrôd kalcitu. Je hlavnou zložkou vápencov a mramorov, ale najmä sedimentárnych hornín. Jeho jemnozrnná forma sa nazýva krieda.

Kalcit sa využíva pri výrobe cementu a vápna. Vápno sa vyrába termickým rozkladom kalcitu pri teplote 900 °C, pričom vzniká oxid vápenatý (CaO) a oxid uhličitý (CO₂). Používa sa ako stavebný materiál a dôležitá chemická surovina na výrobu bieliacich a pracích prípravkov, v gumárenskom, sklárskom, keramickom a potravinárskom priemysle. Jemne mletý sa používa ako pôdny kondicionér.

Aragonit link

Aragonit je menej stabilná a menej rozšírená kryštalická forma uhličitanu vápenatého (CaCO₃) v porovnaní s kalcitom. Vytvára prizmatické, predĺžené kryštály, ale môže mať aj kvapľovitú, vláknitú alebo koralovitú formu. Aragonitové jaskyne sú zriedkavé, jednou z nich je Ochtinská aragonitová jaskyňa na Slovensku.

Sadrovec link

Sadrovec je minerál zo skupiny síranov a je najrozšírenejším minerálom v tejto skupine. Je to dihydrát síranu vápenatého (CaSO₄·2H₂O). Vyskytuje sa v podobe tabuľkovitých kryštálov, ale aj v celistvej, zrnitej a vláknitej podobe. Je bezfarebný, sivý alebo biely a bežne sa vyskytuje v sedimentárnych horninách. Tepelným odstránením 75 % vody zo sadrovca sa vyrába sadra (CaSO₄·½H₂O), ktorá po pridaní vody tvrdne a zväčšuje svoj objem.

Sádra sa používa na výrobu omietok, stavebných dielcov, odlievacích foriem a na mnohé ďalšie účely. Sadrovec sa v malom množstve pridáva do Portlandského cementu. Jeho odroda alabaster sa používa ako ozdobný kameň. Významné ložiská sadrovca sú napríklad v Novoveskej Huti pri Spišskej Novej Vsi.

Dolomit link

Dolomit je jednou zo zlúčenín horčíka aj vápnika a patrí medzi bežné minerály zemskej kôry. Jeho chemický vzorec je CaMg(CO₃)₂ alebo CaCO₃ · MgCO₃, názvoslovne označovaný ako bis(uhličitan) vápenato-horečnatý. Patrí do dolomitovej skupiny uhličitanov.

Vyskytuje sa v hydrotermálnych žilách spolu s minerálmi ako kremeň, pyrit, fluorit alebo kalcit. Nájsť ho možno aj v sedimentárnych horninách a medzi evaporitmi.

Dolomit sa využíva ako stavebný a dekoračný materiál, ako prísada do cementu (s obmedzeným množstvom) a v sklárstve a keramike. Vo vákuových peciach sa z neho pri teplote okolo 1200 °C získava horčík.

Fluorit (Kazivec) link

Fluorid vápenatý (CaF₂) sa v prírode vyskytuje ako minerál fluorit, známy aj ako kazivec. Je to pomerne tvrdý (stupeň 4 na Mohsovej stupnici), často krásne sfarbený (fialový, zelený, modrý, žltý, bezfarebný) minerál kryštalizujúci v kubickej sústave. Tvorí kockové alebo oktaédrické kryštály a má dokonalú oktaédrickú štiepateľnosť. Vyskytuje sa najmä v hydrotermálnych žilách, často spolu s rudami olova a zinku alebo s kremeňom a barytom. Je významný svojou fluorescenciou (schopnosť svietiť pod UV svetlom), ktorá bola po ňom aj pomenovaná.

Laboratórne sa dá pripraviť zrážaním:

\( \text{CaCl}_2(aq) + 2\text{NaF}(aq) \rightarrow \text{CaF}_2(s)\downarrow + 2\text{NaCl}(aq) \)

Používa sa ako hlavná surovina na výrobu fluorovodíka (HF), v metalurgii ako tavidlo (znižuje teplotu topenia trosky), v keramickom priemysle a opticky čisté kryštály v špeciálnej optike (šošovky pre UV a IR žiarenie).

Uhličitan vápenatý link

Uhličitan vápenatý (CaCO₃) je biela, vo vode nerozpustná anorganická zlúčenina, ktorá sa v prírode vyskytuje ako hlavná zložka vápenca a minerálov kalcit a aragonit.

V kyslom prostredí sa uhličitan vápenatý pomaly rozpúšťa, pričom vzniká hydrogénuhličitan vápenatý:

\( \text{CaCO}_3 + \text{CO}_2 + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{Ca}(\text{HCO}_3)_2 \)

Táto rovnovážna reakcia zohráva dôležitú úlohu pri prechodnej tvrdosti vody a pri vzniku krasových útvarov v prírode.

Pri zahriatí sa uhličitan vápenatý rozkladá na oxid vápenatý (CaO) a oxid uhličitý:

\( \text{CaCO}_3 \xrightarrow{\Delta} \text{CaO} + \text{CO}_2 \)

Uhličitan vápenatý vzniká aj spätnou reakciou počas karbonatácie vápenných mált:

\( \text{Ca}(\text{OH})_2 + \text{CO}_2 \rightarrow \text{CaCO}_3 + \text{H}_2\text{O} \)

CaCO₃ má významné technické využitie – používa sa v stavebníctve, v chemickom a potravinárskom priemysle, ako plnivo v plastoch a papieri, alebo ako pôdny kondicionér v poľnohospodárstve.

Pálené vápno link

Pálené vápno je oxid vápenatý (CaO). Vyrába sa tepelným rozkladom vápenca vo vápenkách pri vysokých teplotách:

\( \text{CaCO}_3 \xrightarrow{\Delta} \text{CaO} + \text{CO}_2 \)

Používa sa v stavebníctve, metalurgii a poľnohospodárstve ako hnojivo. Jeho reakcia s vodou je silne exotermická a nazýva sa hasenie vápna:

\( \text{CaO} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{Ca}(\text{OH})_2 \)

Hasené vápno link

Hasené vápno je hydroxid vápenatý (Ca(OH)₂). Vzniká reakciou páleného vápna (CaO) s vodou, pričom sa uvoľňuje teplo. Táto exotermická reakcia sa nazýva hasenie vápna:

\( \text{CaO}(s) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightarrow \text{Ca}(\text{OH})_2(s) + \text{teplo} \)

Hydroxid vápenatý je biela, vo vode málo rozpustná látka. Jeho vodná suspenzia sa nazýva vápenné mlieko. Používa sa v stavebníctve (ako súčasť malty), v poľnohospodárstve a pri výrobe cukru.

Malta je tradičná stavebná zmes, ktorej jednou z hlavných zložiek je práve hasené vápno (Ca(OH)₂). Tvrdnutie malty prebieha postupne vplyvom reakcie so vzdušným oxidom uhličitým (CO₂), čím sa hydroxid vápenatý premieňa na uhličitan vápenatý (CaCO₃). Tento proces sa nazýva karbonatácia a prebieha podľa rovnice:

\( \text{Ca}(\text{OH})_2(s) + \text{CO}_2(g) \rightarrow \text{CaCO}_3(s) + \text{H}_2\text{O}(l) \)

Počas tvrdnutia sa pôvodne mäkká zmes postupne premieňa na pevný, vo vode nerozpustný materiál. Tento proces prebieha pomaly a môže trvať niekoľko dní až týždňov, kým malta úplne stvrdne.

Sadra link

Sadra je hemihydrát síranu vápenatého (CaSO₄·½H₂O). Vyrába sa pálením sadrovca (CaSO₄·2H₂O) pri teplote okolo 130 °C, pričom stráca časť kryštálovej vody:

\( \text{CaSO}_4 \cdot 2\text{H}_2\text{O} \xrightarrow{130^\circ \text{C}} \text{CaSO}_4 \cdot \tfrac{1}{2}\text{H}_2\text{O} + \tfrac{3}{2}\text{H}_2\text{O} \)

Po zmiešaní s vodou opäť tuhne (tvrdnutie sadry) a používa sa v stavebníctve, sochárstve a medicíne na znehybnenie zlomenín.

Hydrid vápenatý link

Hydrid vápenatý (CaH₂) je príkladom zlúčeniny vodíka s kovom alkalických zemín, v ktorej sa vodík vyskytuje vo forme hydridového iónu H⁻. V pevnom stave ide o bielu až sivú kryštalickú látku, ktorá je veľmi reaktívna s vodou.

Priemyselne sa CaH₂ pripravuje priamou syntézou z prvkov pri zvýšenej teplote:

\( \text{Ca} + \text{H}_2 \xrightarrow{\Delta} \text{CaH}_2 \)

Hydrid vápenatý sa používa ako zdroj vodíka tam, kde nie je možné použiť tlakové fľaše, napríklad v armáde alebo v laboratóriách. Reakciou s vodou uvoľňuje vodík a vzniká hydroxid vápenatý:

\( \text{CaH}_2 + 2\text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{Ca(OH)}_2 + 2\text{H}_2 \)

Okrem toho sa CaH₂ využíva aj na sušenie organických rozpúšťadiel, pretože viaže zvyškovú vodu a zároveň pôsobí ako mierne redukčné činidlo v niektorých chemických reakciách.

Premeny vápnika v stavebníctve (zhrnutie) link

1. Premena uhličitanu vápenatého (CaCO₃) na pálené vápno (oxid vápenatý – CaO) tepelným rozkladom (napríklad vo vápenkách):

\( \text{CaCO}_3(s) \rightarrow \text{CaO}(s) + \text{CO}_2(g) \)

2. Premena páleného vápna (CaO) na hasené vápno (hydroxid vápenatý – Ca(OH)₂) reakciou s vodou:

\( \text{CaO}(s) + \text{H}_2\text{O}(l) \rightarrow \text{Ca}(\text{OH})_2(s) + \text{teplo} \)

3. Reakcia haseného vápna (Ca(OH)₂) so vzdušným oxidom uhličitým (CO₂), ktorá vedie späť k uhličitanu vápenatému (CaCO₃) pri tvrdnutí malty:

\( \text{Ca}(\text{OH})_2(s) + \text{CO}_2(g) \rightarrow \text{CaCO}_3(s) + \text{H}_2\text{O}(l) \)

Odstraňovanie tvrdosti vody link

Tvrdosť vody je spôsobená prítomnosťou rozpustených katiónov vápnika (Ca²⁺) a horčíka (Mg²⁺), ktoré sa viažu na rôzne anióny. Tvrdá voda vo všeobecnosti spôsobuje praktické problémy v domácnostiach aj priemysle – a to najmä:

• usádzanie vodného kameňa – upcháva potrubia a znižuje účinnosť spotrebičov (technické a energetické straty)
• znížená účinnosť čistiacich prostriedkov – Ca²⁺ a Mg²⁺ znižujú účinnosť čistenia a zvyšujú spotrebu čistiacich prostriedkov
• estetické a praktické nepríjemnosti – zanecháva usadeniny na povrchoch, vysušuje pokožku a vlasy

Na obhajobu tvrdej vody treba povedať, že hoci spôsobuje spomenuté technické problémy, z hľadiska zdravia je pre človeka prospešnejšia než mäkká voda, pretože obsahuje vápnik a horčík – minerály, ktoré v strave často chýbajú. Mäkká voda naopak často obsahuje sodík, ktorého máme v jedálničku zvyčajne nadbytok, najmä vo forme kuchynskej soli.

Podľa typu týchto aniónov rozlišujeme prechodnú a trvalú tvrdosť vody, pričom na ich odstránenie sa používajú odlišné chemické postupy.

Prechodná tvrdosť vody link

Prechodná tvrdosť je spôsobená hydrogénuhličitanovými aniónmi (HCO₃⁻), ktoré sú prítomné v hydrogénuhličitanoch vápnika a horčíka. Tieto zlúčeniny sa pri vare rozkladajú na nerozpustné uhličitany, vodu a oxid uhličitý, čo vedie k tvorbe tzv. vodného kameňa.

\( M^{2+}(aq) + 2\text{HCO}_3^-(aq) \rightarrow M\text{CO}_3(s)\downarrow + \text{CO}_2(g) + \text{H}_2\text{O}(l) \)

(kde M = Ca alebo Mg)

Trvalá tvrdosť vody link

Trvalá tvrdosť je spôsobená prítomnosťou iných aniónov, ako sú chloridové (Cl⁻) alebo síranové (SO₄²⁻), ktoré s katiónmi vápnika a horčíka vytvárajú rozpustné soli, ktoré sa varom neodstraňujú. Na ich odstránenie sa používa sóda – uhličitan sodný (Na₂CO₃), ktorá dodáva do roztoku uhličitanové anióny (CO₃²⁻). Tie následne reagujú s katiónmi Ca²⁺ a Mg²⁺ a vytvárajú nerozpustné uhličitany.

\( M^{2+}(aq) + \text{CO}_3^{2-}(aq) \rightarrow M\text{CO}_3(s)\downarrow \)

(kde M = Ca alebo Mg)

Pôvodné anióny nezohrávajú priamu úlohu pri vzniku zrazeniny ale ostávajú v roztoku ako súčasť novovzniknutých rozpustných solí, napr. síran sodný (Na₂SO₄) alebo chlorid sodný (NaCl).

Kolobeh vápnika v prírode link

1. Vznik vápenca ukladaním vodných živočíchov a rastlín s vápenatými schránkami alebo kostrami (napr. lastúrniky, koralovce) na dno vodných nádrží – z iónov vápnika (Ca²⁺) a uhličitanových iónov (CO₃²⁻) vzniká nerozpustný uhličitan vápenatý (CaCO₃):

\( \text{Ca}^{2+}(aq) + \text{CO}_3^{2-}(aq) \rightleftharpoons \text{CaCO}_3(s)\downarrow \)

(Uhličitanové ióny môžu vznikať z hydrogénuhličitanov (HCO₃⁻) v mierne zásaditom prostredí:)

\( \text{HCO}_3^-(aq) + \text{OH}^-(aq) \rightleftharpoons \text{CO}_3^{2-}(aq) + \text{H}_2\text{O}(l) \)

2. Uvoľňovanie vápnika z vápenca zvetrávaním pôsobením kyslého dažďa – z uhličitanu vápenatého (CaCO₃) vzniká hydrogénuhličitan vápenatý (Ca(HCO₃)₂):

\( \text{CaCO}_3(s) + \text{H}_2\text{O}(l) + \text{CO}_2(g) \rightleftharpoons \text{Ca}(\text{HCO}_3)_2(aq) \)

Krasové javy link

Krasové javy sú primárne spojené s premenami uhličitanu vápenatého (CaCO₃), ktorý je hlavnou zložkou vápenca.

1. Rozpúšťanie vápenca (CaCO₃) pôsobením vody nasýtenej oxidom uhličitým (CO₂) – kyslá dažďová voda reaguje s uhličitanom vápenatým (CaCO₃), pričom vzniká rozpustný hydrogénuhličitan vápenatý (Ca(HCO₃)₂):

\( \text{CaCO}_3(s) + \text{H}_2\text{O}(l) + \text{CO}_2(g) \rightleftharpoons \text{Ca}(\text{HCO}_3)_2(aq) \)

Táto reakcia je zodpovedná za vznik jaskýň a iných podzemných krasových foriem, pretože hydrogénuhličitan vápenatý je rozpustný vo vode a odnáša sa preč.

2. Vylučovanie uhličitanu vápenatého (CaCO₃) z roztoku hydrogénuhličitanu vápenatého (Ca(HCO₃)₂) za uvoľnenia oxidu uhličitého (CO₂) – pri poklese koncentrácie oxidu uhličitého vo vode (napríklad pri odkvapkávaní roztoku v jaskyniach alebo pri zmene tlaku a teploty) dochádza k spätnej reakcii a zrážaniu uhličitanu vápenatého (CaCO₃), čo vedie k tvorbe kvapľov (stalaktitov a stalagmitov):

\( \text{Ca}(\text{HCO}_3)_2(aq) \rightleftharpoons \text{CaCO}_3(s)\downarrow + \text{H}_2\text{O}(l) + \text{CO}_2(g) \)

Zlúčeniny stroncia link

Hydroxid strontnatý link

Hydroxid strontnatý (Sr(OH)₂) je anorganická zásaditá zlúčenina, ktorá sa vyskytuje ako biela, hygroskopická kryštalická látka. V prírode sa nenachádza, pripravuje sa reakciou rozpustných strontnatých solí so silnými hydroxidmi, napríklad:

\( \text{Sr}(\text{NO}_3)_2 + 2\text{NaOH} \rightarrow 2\text{NaNO}_3 + \text{Sr}(\text{OH})_2 \)

Využíva sa predovšetkým v rafinácii cukru a ako stabilizátor plastov. Môže slúžiť ako zdroj katiónov Sr²⁺ tam, kde je prítomnosť chloridových iónov nežiaduca.

Reaguje s oxidom uhličitým za vzniku nerozpustného uhličitanu strontnatého (SrCO₃):

\( \text{Sr}(\text{OH})_2 + \text{CO}_2 \rightarrow \text{SrCO}_3 + \text{H}_2\text{O} \)

Hydroxid strontnatý je silne dráždivý pre kožu, oči aj dýchacie cesty a pri požití je zdraviu škodlivý.

Zlúčeniny bária link

Hydroxid bárnatý link

Hydroxid bárnatý (Ba(OH)₂) je anorganická zásaditá zlúčenina bária. Vyskytuje sa vo forme bieleho prášku alebo kryštálov, pričom najčastejšie ide o oktahydrát (Ba(OH)₂·8H₂O).

Pripravuje sa rozpúšťaním oxidu bárnatého (BaO) vo vode:

\( \text{BaO} + \text{H}_2\text{O} \rightarrow \text{Ba}(\text{OH})_2 \)

Hydroxid bárnatý je dobre rozpustný vo vode aj v niektorých organických rozpúšťadlách. Vodný roztok je silne zásaditý. Látka je toxická a leptavá, preto sa s ňou musí pracovať opatrne.

Využíva sa najmä v analytickej chémii na titráciu slabých kyselín a príležitostne aj v organickej syntéze. V laboratóriách sa môže použiť aj na výrobu uhličitanu bárnatého (BaCO₃):

\( \text{Ba}(\text{OH})_2 + \text{CO}_2 \rightarrow \text{BaCO}_3 + \text{H}_2\text{O} \)