Alkalické kovy

Rozbalit box

Obsah boxu

Alkalické kovy jsou chemické prvky tvořící 1. skupinu periodické tabulky prvků. Do této skupiny patří lithium (Li), sodík (Na), draslík (K), rubidium (Rb), cesium (Cs) a francium (Fr). Jsou charakteristické tím, že mají ve své vnější elektronové slupce pouze jeden elektron, který velmi snadno ztrácejí, čímž tvoří kationty s nábojem +1. Tato vlastnost z nich činí nejreaktivnější kovy v periodické tabulce.

Název "alkalické" pochází z arabského slova al-qalī (القلي), což znamená "kalcinovaný popel". Popel rostlin je bohatý na uhličitany sodíku a draslíku, které při rozpuštění ve vodě vytvářejí zásadité (alkalické) roztoky. Kvůli své vysoké reaktivitě se v přírodě nikdy nevyskytují v čisté, elementární formě, ale pouze ve sloučeninách.

📜 Historie a objev

Sloučeniny nejběžnějších alkalických kovů, sodíku a draslíku, byly známy již od starověku. Uhličitan sodný (soda) a uhličitan draselný (potaš) byly klíčové chemikálie v výrobě skla, mýdla a dalších produktů. Alchymisté však nedokázali tyto látky rozložit a izolovat z nich čisté kovy.

Průlom nastal až na počátku 19. století s rozvojem elektrochemie.

• Sodík a Draslík: V roce 1807 anglický chemik Sir Humphry Davy jako první izoloval čistý draslík a o několik dní později i sodík pomocí elektrolýzy jejich roztavených hydroxidů (KOH a NaOH). Pojmenoval je potassium a sodium.
• Lithium: Bylo objeveno v roce 1817 švédským chemikem Johanem Augustem Arfwedsonem v minerálu petalitu. Název pochází z řeckého slova lithos (kámen), protože bylo objeveno v nerostu. Čistý kov izolovali Humphry Davy a William Thomas Brande až v roce 1818.
• Rubidium a Cesium: Objevili je v roce 1860 (cesium) a 1861 (rubidium) němečtí vědci Robert Bunsen a Gustav Kirchhoff pomocí jimi vyvinuté metody spektrální analýzy. Cesium bylo pojmenováno podle modrých čar ve svém spektru (latinsky caesius - nebesky modrý) a rubidium podle červených čar (latinsky rubidus - tmavě červený).
• Francium: Jako poslední přírodní prvek bylo objeveno v roce 1939 francouzskou fyzičkou Marguerite Perey v Institutu Curie v Paříži. Identifikovala ho jako produkt radioaktivního rozpadu aktinia-227 a pojmenovala ho na počest své vlasti, Francie.

⚛️ Fyzikální a chemické vlastnosti

🔬 Fyzikální vlastnosti

Alkalické kovy sdílejí řadu charakteristických fyzikálních vlastností, které se systematicky mění s rostoucím protonovým číslem.

• Vzhled a tvrdost: Jsou to stříbřitě bílé, lesklé a velmi měkké kovy. Lze je snadno krájet nožem. Tvrdost klesá s rostoucím protonovým číslem; cesium je měkké jako vosk.
• Hustota: Mají velmi nízkou hustotu. Lithium, sodík a draslík mají dokonce nižší hustotu než voda, a proto na ní plavou (zatímco s ní bouřlivě reagují).
• Teploty tání a varu: Mají nejnižší teploty tání a varu ze všech kovů. Tyto hodnoty klesají s rostoucím protonovým číslem, protože vazebné síly v kovové mřížce slábnou s rostoucí velikostí atomů. Cesium taje již při 28,5 °C, tedy mírně nad pokojovou teplotou.
• Vodivost: Jsou vynikajícími vodiči elektrického proudu a tepla.
• Barvení plamene: Jejich soli charakteristicky barví plamen. Tato vlastnost se využívá v analytické chemii a v pyrotechnice.
  • Barvy plamene:**
• Lithium: karmínově červená
• Sodík: intenzivně žlutá
• Draslík: fialová (často překrytá žlutou od sodíkových nečistot, pozoruje se přes kobaltové sklo)
• Rubidium: červenofialová
• Cesium: modrofialová

🧪 Chemické vlastnosti

Chemické vlastnosti alkalických kovů jsou dány jejich snahou ztratit jediný valenční elektron a dosáhnout tak stabilní elektronové konfigurace předchozího vzácného plynu.

• Reaktivita: Jsou to nejreaktivnější kovy. Reaktivita dramaticky stoupá od lithia k cesiu. Kvůli reaktivitě se musí uchovávat pod inertní látkou, jako je petrolej nebo minerální olej, aby se zabránilo kontaktu se vzdušným kyslíkem a vlhkostí.
• Redukční činidla: Jsou mimořádně silnými redukčními činidly.
• Reakce s vodou: Všechny alkalické kovy bouřlivě reagují s vodou za vzniku hydroxidu a vývoje plynného vodíku. Reakce je silně exotermní.

$\mathrm{2}\mathrm{M}\mathrm{(}\mathrm{s}\mathrm{)}\mathrm{+}\mathrm{2}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{O}\mathrm{(}\mathrm{l}\mathrm{)}\mathrm{⟶}\mathrm{2}\mathrm{M}\mathrm{O}\mathrm{H}\mathrm{(}\mathrm{a}\mathrm{q}\mathrm{)}\mathrm{+}{\mathrm{H}}_{\mathrm{2}}\mathrm{(}\mathrm{g}\mathrm{)}$ (kde M je alkalický kov)

• • Průběh reakce s vodou:**
• **Lithium:** Reaguje svižně, šumí a uvolňuje vodík.
• **Sodík:** Reaguje velmi rychle, taví se na kuličku, která se pohybuje po hladině, a uvolněný vodík se může vznítit.
• **Draslík:** Reaguje okamžitě a tak bouřlivě, že se uvolněný vodík vždy vznítí a hoří fialovým plamenem.
• **Rubidium a Cesium:** Reagují explozivně, rozstřikují hořící kov a mohou rozbít nádobu.
• Reakce s kyslíkem: Na vzduchu rychle oxidují a ztrácejí lesk. Produkt reakce závisí na konkrétním kovu:
• Lithium tvoří převážně oxid lithný (Li₂O).
• Sodík tvoří hlavně peroxid sodný (Na₂O₂).
• Draslík, rubidium a cesium tvoří superoxidy (KO₂, RbO₂, CsO₂).
• Reakce s halogeny: Reagují velmi ochotně se všemi halogeny za vzniku iontových solí, halogenidů (např. chlorid sodný, NaCl).
• Reakce s vodíkem: Za vyšších teplot reagují s vodíkem za vzniku iontových hydridů (např. hydrid sodný, NaH).

🌍 Výskyt v přírodě

Alkalické kovy se kvůli své vysoké reaktivitě nacházejí v přírodě výhradně ve formě sloučenin (solí).

• Sodík a Draslík jsou velmi rozšířené. Sodík je 6. a draslík 7. nejrozšířenějším prvkem v zemské kůře. Hlavním zdrojem sodíku je chlorid sodný (NaCl) rozpuštěný v mořské vodě nebo v pevném stavu jako minerál halit (sůl kamenná). Draslík se nachází v minerálech jako sylvín (KCl) a karnalit.
• Lithium je méně běžné, vyskytuje se v minerálech jako spodumen a lepidolit.
• Rubidium a Cesium jsou vzácné a obvykle doprovázejí draselné minerály. Hlavním zdrojem cesia je minerál pollucit.
• Francium je extrémně vzácné a radioaktivní. V přírodě se vyskytuje jen v nepatrných stopových množstvích v uranových rudách jako produkt rozpadu aktinia. Odhaduje se, že v celé zemské kůře je v daný okamžik přítomno jen několik desítek gramů francia.

⚙️ Výroba

Čisté alkalické kovy se vyrábějí především elektrolýzou jejich roztavených solí, nejčastěji chloridů. Elektrolýza vodných roztoků není možná, protože na katodě by se přednostně vylučoval vodík.

• Výroba sodíku: Probíhá v tzv. Downsově článku elektrolýzou taveniny chloridu sodného (NaCl) s přídavkem chloridu vápenatého (CaCl₂) pro snížení teploty tání.
• Výroba lithia: Získává se elektrolýzou taveniny směsi chloridu lithného (LiCl) a chloridu draselného (KCl).

💡 Využití a sloučeniny

Alkalické kovy a jejich sloučeniny mají široké uplatnění v průmyslu, technice i biologii.

• Lithium:
  • Kov:** Výroba lehkých a pevných slitin s hliníkem a hořčíkem pro letecký průmysl. Klíčová složka v lithiových a lithium-iontových bateriích.
  • Sloučeniny:** Uhličitan lithný (Li₂CO₃) se používá jako psychofarmakum k léčbě bipolární poruchy.

• Sodík:
  • Kov:** Jako chladicí médium v některých typech jaderných reaktorů. Používá se v sodíkových výbojkách pro veřejné osvětlení. Silné redukční činidlo v organické syntéze.
  • Sloučeniny:** Chlorid sodný (NaCl) je kuchyňská sůl. Hydroxid sodný (NaOH) je silná zásada používaná při výrobě mýdel, papíru a textilu. Uhličitan sodný (Na₂CO₃, soda) se používá ve sklářství a výrobě detergentů. Hydrogenuhličitan sodný (NaHCO₃) je jedlá soda.

• Draslík:
  • Kov:** Má menší využití než sodík, používá se ve slitině NaK jako chladivo.
  • Sloučeniny:** Jsou životně důležité. Draselné soli (hlavně KCl, K₂SO₄, KNO₃) jsou klíčovou složkou průmyslových hnojiv. Hydroxid draselný (KOH) se používá k výrobě tekutých mýdel. Dusičnan draselný (KNO₃) je součástí černého střelného prachu.

• Rubidium a Cesium:

Mají specializované využití. Díky snadné fotoemisi elektronů se používají ve fotonásobičích a fotočláncích. Cesium je klíčové pro konstrukci nejpřesnějších atomových hodin, které definují základní jednotku času, sekundu.

• Francium:

Kvůli své nestabilitě a vzácnosti nemá žádné komerční využití. Jeho vlastnosti jsou předmětem vědeckého výzkumu.

☣️ Biologický význam

Ionty sodíku (Na⁺) a draslíku (K⁺) jsou naprosto nezbytné pro život všech živočichů. Jsou to hlavní elektrolyty v těle.

• Sodno-draselná pumpa: Tento enzym aktivně udržuje rozdílné koncentrace Na⁺ a K⁺ iontů uvnitř a vně buněk, což je klíčové pro vznik nervových vzruchů, stahy svalů a transport látek přes buněčnou membránu.
• Sodík (Na⁺): Hlavní kation v extracelulární tekutině, důležitý pro udržení osmotického tlaku a objemu tělesných tekutin.
• Draslík (K⁺): Hlavní kation v intracelulární tekutině, nezbytný pro správnou funkci srdce a nervové soustavy.

Ostatní alkalické kovy nemají známý pozitivní biologický význam. Lithium se využívá v medicíně, ale ve vyšších dávkách je toxické. Rubidium a cesium mohou v těle nahrazovat draslík, ale jejich dlouhodobý vliv není plně prozkoumán. Francium je jako silný radioaktivní zářič pro živé organismy extrémně nebezpečné.

👨‍🏫 Pro laiky

Představte si alkalické kovy jako skupinu velmi štědrých, ale netrpělivých lidí. Každý z nich má u sebe jeden dárek (jeden elektron), kterého se chce co nejrychleji zbavit, aby se cítil "kompletní" a stabilní.

• Proč jsou tak měkké a lehké? Protože jejich atomy jsou v kovu drženy pohromadě jen slabými vazbami. Jsou to "samotářské" atomy, které se nespojují příliš pevně.
• Proč tak bouřlivě reagují s vodou? Voda je plná "zájemců" o jejich dárek. Jakmile alkalický kov potká vodu, okamžitě a s obrovskou energií jí svůj dárek předá. Tato energie se uvolní jako teplo, které zapálí vznikající vodík, což vede k ohni nebo explozi.
• Proč se v přírodě nevyskytují samotné? Protože jsou tak reaktivní, že se už dávno spojily s jinými prvky (jako je chlor nebo kyslík) a vytvořily stabilní sloučeniny, jako je například kuchyňská sůl. V přírodě je nikdy nenajdete v jejich čisté, lesklé kovové podobě.
• Proč barví plamen? Když jejich sloučeninu zahřejete v plameni, jejich "dárky" (elektrony) na chvíli poskočí vzrušením na vyšší energetickou úroveň. Když se vracejí zpět, uvolní energii ve formě světla o specifické barvě – pro každý kov jiné.

Šablona:Aktualizováno