Z celého periodického systému väčšina prvkov predstavuje skupinu kovov. amfotérne, prechodné, rádioaktívne - je ich veľa. Všetky kovy hrajú obrovskú úlohu nielen v prírode a biologickom živote človeka, ale aj v rôznych priemyselných odvetviach. Niet divu, že 20. storočie sa nazývalo „železné“.

Kovy: všeobecná charakteristika

Všetky kovy majú spoločné chemické a fyzikálne vlastnosti, vďaka ktorým je ľahké ich odlíšiť od nekovov. Takže napríklad štruktúra kryštálovej mriežky im umožňuje:

• vodiče elektrického prúdu;
• dobré tepelné vodiče;
• kujné a plastové;
• silné a lesklé.

Samozrejme, sú medzi nimi rozdiely. Niektoré kovy žiaria striebornou farbou, iné matnejšou bielou a ďalšie zasa červenou a žltou vo všeobecnosti. Rozdiely sú aj z hľadiska tepelnej a elektrickej vodivosti. Napriek tomu sú tieto parametre spoločné pre všetky kovy, zatiaľ čo nekovy majú viac rozdielov ako podobností.

Chemickou povahou sú všetky kovy redukčnými činidlami. V závislosti od reakčných podmienok a konkrétnych látok môžu pôsobiť aj ako oxidačné činidlá, ale len zriedka. Schopný vytvárať množstvo látok. Chemické zlúčeniny kovov sa v prírode nachádzajú vo veľkých množstvách v zložení rúd alebo minerálov, minerálov a iných hornín. Stupeň je vždy kladný, môže byť konštantný (hliník, sodík, vápnik) alebo premenlivý (chróm, železo, meď, mangán).

Mnohé z nich sú široko používané ako stavebné materiály a používajú sa v rôznych odvetviach vedy a techniky.

Chemické zlúčeniny kovov

Spomedzi nich treba spomenúť niekoľko hlavných tried látok, ktoré sú produktmi interakcie kovov s inými prvkami a látkami.

1. Oxidy, hydridy, nitridy, silicidy, fosfidy, ozonidy, karbidy, sulfidy a iné - binárne zlúčeniny s nekovmi, patria najčastejšie do triedy solí (okrem oxidov).
2. Hydroxidy - všeobecný vzorec je Me + x (OH) x.
3. Soľ. Zlúčeniny kovov s kyslými zvyškami. Môže byť iný:

• stredný;
• kyslý;
• dvojitý;
• základné;
• komplexný.

4. Zlúčeniny kovov s organickými látkami - organokovové štruktúry.

5. Zlúčeniny kovov medzi sebou - zliatiny, ktoré sa získavajú rôznymi spôsobmi.

Možnosti kovového spojenia

Látky, ktoré môžu súčasne obsahovať dva alebo viac rôznych kovov, sa delia na:

• zliatiny;
• podvojné soli;
• komplexné zlúčeniny;
• intermetalické látky.

Spôsoby vzájomného spájania kovov sa tiež líšia. Napríklad na získanie zliatin sa používa metóda tavenia, miešania a tuhnutia výsledného produktu.

Intermetalické zlúčeniny vznikajú v dôsledku priamych chemických reakcií medzi kovmi, ktoré sa často vyskytujú pri výbuchu (napríklad zinok a nikel). Takéto procesy vyžadujú špeciálne podmienky: veľmi vysokú teplotu, tlak, vákuum, nedostatok kyslíka a iné.

Soda, soľ, žieravina sú všetky zlúčeniny alkalických kovov, ktoré sa nachádzajú v prírode. Existujú v čistej forme, tvoria usadeniny alebo sú súčasťou produktov spaľovania určitých látok. Niekedy sa získavajú v laboratóriu. Ale tieto látky sú vždy dôležité a cenné, pretože obklopujú človeka a formujú jeho život.

Zlúčeniny alkalických kovov a ich použitie nie sú obmedzené na sodík. Bežné a obľúbené v sektoroch hospodárstva sú aj soli, ako napríklad:

• chlorid draselný;
• (dusičnan draselný);
• uhličitan draselný;
• sulfát.

Všetky z nich sú cenné minerálne hnojivá používané v poľnohospodárstve.

Kovy alkalických zemín - zlúčeniny a ich aplikácie

Táto kategória zahŕňa prvky druhej skupiny hlavnej podskupiny systému chemických prvkov. Ich permanentný oxidačný stav je +2. Ide o aktívne redukčné činidlá, ktoré ľahko vstupujú do chemických reakcií s väčšinou zlúčenín a jednoduchých látok. Ukážte všetky typické vlastnosti kovov: lesk, ťažnosť, tepelnú a elektrickú vodivosť.

Najdôležitejšie a najbežnejšie z nich sú horčík a vápnik. Berýlium je amfotérne, zatiaľ čo bárium a rádium sú vzácne prvky. Všetky sú schopné vytvárať nasledujúce typy spojení:

• intermetalické;
• oxidy;
• hydridy;
• binárne soli (zlúčeniny s nekovmi);
• hydroxidy;
• soli (dvojité, komplexné, kyslé, zásadité, stredné).

Zvážte najdôležitejšie zlúčeniny z praktického hľadiska a ich aplikácie.

Horčíkové a vápenaté soli

Takéto zlúčeniny kovov alkalických zemín ako soli sú dôležité pre živé organizmy. Koniec koncov, vápenaté soli sú zdrojom tohto prvku v tele. A bez nej je nemožná normálna tvorba kostry, zubov, rohov zvierat, kopýt, srsti a srsti atď.

Najbežnejšou soľou vápnika alkalických zemín je teda uhličitan. Jeho ďalšie názvy sú:

• mramor;
• vápenec;
• dolomit.

Používa sa nielen ako dodávateľ vápenatých iónov do živého organizmu, ale aj ako stavebný materiál, surovina pre chemický priemysel, v kozmetickom priemysle, sklárstve a pod.

Dôležité sú aj zlúčeniny kovov alkalických zemín, ako sú sírany. V röntgenovej diagnostike sa používa napríklad síran bárnatý (lekársky názov „barytová kaša“). Síran vápenatý vo forme kryštalického hydrátu je sadra nachádzajúca sa v prírode. Používa sa v medicíne, stavebníctve, pri razení odliatkov.

Fosfor z kovov alkalických zemín

Tieto látky sú známe už od stredoveku. Predtým sa nazývali fosfory. Tento názov sa vyskytuje dodnes. Svojou povahou sú tieto zlúčeniny sulfidy horčíka, stroncia, bária, vápnika.

S určitým spracovaním sú schopné vykazovať fosforeskujúce vlastnosti a žiara je veľmi krásna, od červenej po jasne fialovú. Používa sa pri výrobe dopravných značiek, pracovných odevov a iných vecí.

Komplexné zlúčeniny

Látky, ktoré obsahujú dva alebo viac rôznych prvkov kovovej povahy, sú komplexné zlúčeniny kovov. Najčastejšie sú to tekutiny s krásnymi a viacfarebnými farbami. Používa sa v analytickej chémii na kvalitatívne stanovenie iónov.

Takéto látky sú schopné tvoriť nielen alkalické kovy a kovy alkalických zemín, ale aj všetky ostatné. Existujú hydroxokomplexy, aquakomplexy a iné.

alkalických kovov- ide o prvky 1. skupiny periodickej tabuľky chemických prvkov (podľa zastaranej klasifikácie - prvky hlavnej podskupiny I. skupiny): lítium Li, sodík nie, draslík K, rubídium rb, cezeň cs, francium Fr, a ununenniy Uue. Pri rozpustení alkalických kovov vo vode vznikajú rozpustné hydroxidy, tzv alkálie.

Chemické vlastnosti alkalických kovov

Vzhľadom na vysokú chemickú aktivitu alkalických kovov voči vode, kyslíku a niekedy aj dusíku (Li, Cs) sú uložené pod vrstvou petroleja. Na uskutočnenie reakcie s alkalickým kovom sa kúsok požadovanej veľkosti opatrne odreže skalpelom pod vrstvou petroleja, povrch kovu sa dôkladne očistí od produktov jeho interakcie so vzduchom v argónovej atmosfére a iba potom sa vzorka umiestni do reakčnej nádoby.

1. Interakcia s vodou. Dôležitou vlastnosťou alkalických kovov je ich vysoká aktivita voči vode. Lítium reaguje najpokojnejšie (bez výbuchu) s vodou:

Pri podobnej reakcii sodík horí žltým plameňom a dochádza k malému výbuchu. Draslík je ešte aktívnejší: v tomto prípade je výbuch oveľa silnejší a plameň je sfarbený do fialova.

2. Interakcia s kyslíkom. Produkty spaľovania alkalických kovov vo vzduchu majú rôzne zloženie v závislosti od aktivity kovu.

· Len lítium horí na vzduchu za vzniku oxidu stechiometrického zloženia:

· Pri horení sodík Peroxid Na202 sa tvorí hlavne s malou prímesou superoxidu Na02:

V produktoch spaľovania draslík, rubídium a cezeň obsahuje hlavne superoxidy:

Na získanie oxidov sodíka a draslíka sa zmesi hydroxidu, peroxidu alebo superoxidu zahrievajú s nadbytkom kovu v neprítomnosti kyslíka:

Pre kyslíkaté zlúčeniny alkalických kovov je charakteristická nasledujúca zákonitosť: so zväčšujúcim sa polomerom katiónu alkalického kovu sa zvyšuje stabilita kyslíkatých zlúčenín obsahujúcich peroxidový ión O 2 2− a superoxidový ión O 2 −.

Ťažké alkalické kovy sa vyznačujú tvorbou pomerne stabilných ozonidy zloženie EO 3 . Všetky zlúčeniny kyslíka majú rôzne farby, ktorých intenzita sa prehlbuje v sérii od Li po Cs:

Oxidy alkalických kovov majú všetky vlastnosti zásaditých oxidov: reagujú s vodou, kyslými oxidmi a kyselinami:

Peroxidy a superoxidy vykazujú vlastnosti silných oxidačné činidlá:

Peroxidy a superoxidy intenzívne interagujú s vodou a tvoria hydroxidy:

3. Interakcia s inými látkami. Alkalické kovy reagujú s mnohými nekovmi. Pri zahrievaní sa spájajú s vodíkom za vzniku hydridov, s halogénmi, sírou, dusíkom, fosforom, uhlíkom a kremíkom za vzniku, resp. halogenidy, sulfidy, nitridy, fosfidy, karbidy a silicídy:

Pri zahrievaní sú alkalické kovy schopné reagovať s inými kovmi a vytvárať intermetalické látky. Alkalické kovy reagujú aktívne (výbuchom) s kyselinami.

Alkalické kovy sa rozpúšťajú v kvapalnom amoniaku a jeho derivátoch - amínoch a amidoch:

Alkalický kov po rozpustení v kvapalnom amoniaku stráca elektrón, ktorý je solvatovaný molekulami amoniaku a dáva roztoku modrú farbu. Výsledné amidy sa vodou ľahko rozložia za vzniku alkálií a amoniaku:

Alkalické kovy interagujú s organickými látkami, alkoholmi (za vzniku alkoholátov) a karboxylovými kyselinami (za vzniku solí):

4. Kvalitatívne stanovenie alkalických kovov. Pretože ionizačné potenciály alkalických kovov sú malé, keď sa kov alebo jeho zlúčeniny zahrievajú v plameni, atóm sa ionizuje, čím sa plameň zafarbí do určitej farby:

Farbenie plameňa alkalickými kovmi
a ich zlúčeniny

kovy alkalických zemín.

kovy alkalických zemín- chemické prvky skupiny II periodickej tabuľky prvkov: berýlium, horčík, vápnik, stroncium, bárium a rádium.

Fyzikálne vlastnosti

Všetky kovy alkalických zemín sú sivé, pevné látky pri izbovej teplote. Na rozdiel od alkalických kovov sú oveľa tvrdšie a väčšinou sa nerežú nožom (výnimkou je stroncium). Hustota kovov alkalických zemín s poradovým číslom sa zvyšuje, hoci nárast je zreteľne pozorovaný len od vápnika, ktorý má spomedzi nich najnižšiu hustotu (ρ = 1,55 g / cm³), najťažšie je rádium, ktorého hustota sa približne rovná hustota železa.

Chemické vlastnosti

Kovy alkalických zemín majú elektronickú konfiguráciu vonkajšej energetickej hladiny ns² a sú to s-prvky spolu s alkalickými kovmi. Kovy alkalických zemín, ktoré majú dva valenčné elektróny, ich ľahko darujú a vo všetkých zlúčeninách majú oxidačný stav +2 (veľmi zriedka +1).

Chemická aktivita kovov alkalických zemín sa zvyšuje so zvyšujúcim sa sériovým číslom. Berýlium v ​​kompaktnej forme nereaguje ani s kyslíkom, ani s halogénmi, a to ani pri rozžeravených teplotách (do 600 °C je potrebná ešte vyššia teplota na reakciu s kyslíkom a inými chalkogénmi, výnimkou je fluór). Horčík je pri izbovej teplote a vyšších (do 650 °C) teplotách chránený oxidovým filmom a ďalej neoxiduje. Vápnik oxiduje pomaly a pri izbovej teplote do hĺbky (v prítomnosti vodnej pary) a miernym zahriatím v kyslíku vyhorí, ale na suchom vzduchu pri izbovej teplote je stabilný. Stroncium, bárium a rádium rýchlo oxidujú na vzduchu za vzniku zmesi oxidov a nitridov, takže sú rovnako ako alkalické kovy (a vápnik) uložené pod vrstvou petroleja.

Oxidy a hydroxidy kovov alkalických zemín majú tendenciu zvyšovať základné vlastnosti so zvyšujúcim sa poradovým číslom: Be (OH) 2 - amfotérny, vo vode nerozpustný hydroxid, ale rozpustný v kyselinách (a vykazuje kyslé vlastnosti aj v prítomnosti silných zásad), Mg (OH) 2 - slabá zásada, nerozpustná vo vode, Ca (OH) 2 - silná, ale málo rozpustná vo vodnej zásade, Sr (OH) 2 - rozpustnejšia vo vode ako hydroxid vápenatý, silná zásada (alkálie) pri vysokých teplotách zavr. do bodu varu voda (100 ° C), Ba (OH) 2 - silná zásada (alkálie), ktorá nemá nižšiu pevnosť ako KOH alebo NaOH, a Ra (OH) 2 - jedna z najsilnejších zásad, veľmi žieravá látka

Byť v prírode

Všetky kovy alkalických zemín sa nachádzajú (v rôznych množstvách) v prírode. Kvôli ich vysokej chemickej aktivite sa všetky nenachádzajú vo voľnom stave. Najbežnejším kovom alkalických zemín je vápnik, ktorého množstvo je 3,38 % (z hmotnosti zemskej kôry). Horčík je o niečo nižší ako jeho množstvo, ktorého množstvo je 2,35% (hmotnosti zemskej kôry). V prírode je bežné aj bárium a stroncium, ktoré tvoria 0,05 % a 0,034 % hmotnosti zemskej kôry. Berýlium je vzácny prvok, ktorého množstvo predstavuje 6·10 −4 % hmotnosti zemskej kôry. Čo sa týka rádia, ktoré je rádioaktívne, je najvzácnejšie zo všetkých kovov alkalických zemín, no v malých množstvách sa vždy nachádza v uránových rudách. Odtiaľ sa dá oddeliť najmä chemickými prostriedkami. Jeho obsah je 1 10 −10 % (hmotnosti zemskej kôry)

hliník.

hliník- prvok hlavnej podskupiny tretej skupiny tretej periódy periodickej sústavy chemických prvkov D. I. Mendelejeva, s atómovým číslom 13. Označuje sa symbolom. Al(lat. hliník). Patrí do skupiny ľahkých kovov. Najbežnejší kov a tretí najbežnejší chemický prvok v zemskej kôre (po kyslíku a kremíku).

jednoduchá látka hliník- ľahký, paramagnetický strieborno-biely kov, ľahko tvarovateľný, odlievaný, opracovateľný. Hliník má vysokú tepelnú a elektrickú vodivosť, odolnosť voči korózii vďaka rýchlej tvorbe silných oxidových filmov, ktoré chránia povrch pred ďalšou interakciou.

Hliník prvýkrát získal dánsky fyzik Hans Oersted v roku 1825 pôsobením amalgámu draselného na chlorid hlinitý, po ktorom nasledovala destilácia ortuti.Modernú metódu získavania nezávisle od seba vyvinuli Američan Charles Hall a Francúz Paul Héroux v roku 1886. Spočíva v rozpustení oxidu hlinitého Al 2 O 3 v tavenine kryolitu Na 3 AlF 6 s následnou elektrolýzou pomocou spotrebných koksových alebo grafitových elektród. Tento spôsob získavania si vyžaduje veľké množstvo elektriny, a preto bol dopyt až v 20. storočí.

Na výrobu 1000 kg surového hliníka je potrebných 1920 kg oxidu hlinitého, 65 kg kryolitu, 35 kg fluoridu hlinitého, 600 kg anódovej hmoty a 17 000 kWh jednosmernej elektriny.

Alkalické kovy ľahko reagujú s nekovmi:

2K + I2 = 2KI

2Na + H2 = 2NaH

6Li + N 2 = 2Li 3 N (reakcia je už pri izbovej teplote)

2Na + S = Na2S

2Na + 2C = Na2C2

Pri reakciách s kyslíkom prejavuje každý alkalický kov svoju vlastnú individualitu: pri spaľovaní na vzduchu tvorí lítium oxid, sodík peroxid a draslík superoxid.

4Li + 02 = 2Li20

2Na + O2 \u003d Na202

K + O2 = KO2

Získanie oxidu sodného:

10Na + 2NaN03 \u003d 6Na20 + N2

2Na + Na202 \u003d 2Na20

2Na + 2NaOH \u003d 2Na20 + H2

Interakcia s vodou vedie k tvorbe alkálií a vodíka.

2Na + 2H20 \u003d 2NaOH + H2

Interakcia s kyselinami:

2Na + 2HCl \u003d 2NaCl + H 2

8Na + 5H2S04 (konc.) = 4Na2S04 + H2S + 4H20

2Li + 3H2S04 (konc.) = 2LiHS04 + S02 + 2H20

8Na + 10HNO3 \u003d 8NaN03 + NH4NO3 + 3H20

Pri interakcii s amoniakom sa tvoria amidy a vodík:

2Li + 2NH3 = 2LiNH2 + H2

Interakcia s organickými zlúčeninami:

H ─ C ≡ C ─ H + 2Na → Na ─ C≡C ─ Na + H 2

2CH3Cl + 2Na -> C2H6 + 2NaCl

2C6H5OH + 2Na → 2C6H5ONa + H2

2CH3OH + 2Na → 2CH3ONa + H2

2CH3COOH + 2Na → 2CH3COOONa + H2

Kvalitatívnou reakciou na alkalické kovy je zafarbenie plameňa ich katiónmi. Li + ión farbí plameň karmínovočerveno, Na + ión žlto, K + fialovo

Zlúčeniny alkalických kovov

Oxidy.

Oxidy alkalických kovov sú typické zásadité oxidy. Reagujú s kyslými a amfotérnymi oxidmi, kyselinami, vodou.

3Na20 + P205 \u003d 2Na3P04

Na20 + Al203 \u003d 2NaAl02

Na20 + 2HCl \u003d 2NaCl + H20

Na20 + 2H+ = 2Na + + H20

Na20 + H20 \u003d 2NaOH

Peroxidy.

2Na 2 O 2 + CO 2 \u003d 2Na 2 CO 3 + O 2

Na202 + CO \u003d Na2C03

Na202 + S02 \u003d Na2S04

2Na20 + O2 \u003d 2Na202

Na20 + NO + NO2 \u003d 2NaNO2

2Na202 \u003d 2Na20 + O2

Na202 + 2H20 (studený) = 2NaOH + H202

2Na202 + 2H20 (gor.) \u003d 4NaOH + O2

Na202 + 2HCl \u003d 2NaCl + H202

2Na202 + 2H2SO4 (holiaci strojček. Hor.) \u003d 2Na2S04 + 2H20 + O2

2Na202 + S = Na2S03 + Na20

5Na202 + 8H2S04 + 2KMn04 \u003d 5O2 + 2MnS04 + 8H20 + 5Na2S04 + K2S04

Na202 + 2H2S04 + 2NaI \u003d I2 + 2Na2S04 + 2H20

Na202 + 2H2S04 + 2FeS04 = Fe2(S04)3 + Na2S04 + 2H20

3Na202 + 2Na3 \u003d 2Na2CrO4 + 8NaOH + 2H20

Zásady (zásady).

2NaOH (nadbytok) + C02 = Na2C03 + H20

NaOH + C02 (nadbytok) = NaHC03

S02 + 2NaOH (nadbytok) = Na2S03 + H20

Si02 + 2NaOH Na2Si03 + H20

2NaOH + Al203 2NaAl02 + H20

2NaOH + Al203 + 3H20 \u003d 2Na

NaOH + Al(OH)3 = Na

2NaOH + 2Al + 6H20 \u003d 2Na + 3H2

2KOH + 2N02 + O2 = 2KN03 + H20

KOH + KHCO3 \u003d K2CO3 + H20

2NaOH + Si + H20 \u003d Na2Si03 + H2

3KOH + P4 + 3H20 \u003d 3KH2PO2 + PH3

2KOH (studený) + Cl2 = KClO + KCl + H20

6KOH (horúce) + 3Cl2 = KCl03 + 5KCl + 3H20

6NaOH + 3S \u003d 2Na2S + Na2S03 + 3H20

2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2

NaHC03 + HNO3 \u003d NaN03 + CO2 + H20

NaI → Na + + I –

na katóde: 2H20 + 2e -> H2 + 2OH - 1

na anóde: 2I – – 2e → I 2 1

2H20 + 2I - H2 + 2OH - + I 2

2H20 + 2NaI H2 + 2NaOH + I2

2NaCl 2Na + Cl2

na katóde na anóde

2Na2HP04Na4P207 + H20

KNO3 + 4Mg + 6H20 \u003d NH3 + 4Mg (OH)2 + KOH

4KClO 3 KCl + 3 KClO 4

2KClO 3 2KCl + 302

KClO3 + 6HCl \u003d KCl + 3Cl2 + 3H20

Na2S203 + S \u003d Na2S203

Na2S203 + H2S04 = Na2S04 + S↓ + SO2 + H20

2NaI + Br2 = 2NaBr + I2

2NaBr + Cl2 = 2NaCl + Br2

I A skupina.

1. Elektrické výboje prechádzali po povrchu roztoku hydroxidu sodného naliateho do banky, pričom vzduch v banke zhnedol, čo po chvíli zmizne. Výsledný roztok sa opatrne odparil a zistilo sa, že pevný zvyšok je zmesou dvoch solí. Pri zahrievaní tejto zmesi sa uvoľňuje plyn a zostáva len jedna látka. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

2. Látka uvoľnená na katóde pri elektrolýze taveniny chloridu sodného bola spálená v kyslíku. Výsledný produkt sa umiestnil do plynomeru naplneného oxidom uhličitým. Výsledná látka sa pridala k roztoku chloridu amónneho a roztok sa zahrieval. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

3) Kyselina dusičná sa neutralizovala sódou bikarbónou, neutrálny roztok sa opatrne odparil a zvyšok sa kalcinoval. Výsledná látka sa zaviedla do roztoku manganistanu draselného okysleného kyselinou sírovou a roztok sa stal bezfarebným. Reakčný produkt obsahujúci dusík sa umiestnil do roztoku hydroxidu sodného a pridal sa zinkový prach a uvoľnil sa plyn so štipľavým zápachom. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

4) Látka získaná na anóde pri elektrolýze roztoku jodidu sodného inertnými elektródami bola uvedená do reakcie s draslíkom. Reakčný produkt sa zahrial s koncentrovanou kyselinou sírovou a uvoľnený plyn sa nechal prejsť cez horúci roztok chrómanu draselného. Napíšte rovnice opísaných reakcií

5) Látka získaná na katóde pri elektrolýze taveniny chloridu sodného bola spálená v kyslíku. Na získaný produkt sa postupne pôsobí oxidom siričitým a roztokom hydroxidu bárnatého. Napíšte rovnice opísaných reakcií

6) Biely fosfor sa rozpúšťa v roztoku žieravého potaše za uvoľňovania plynu s cesnakovým zápachom, ktorý sa na vzduchu samovoľne vznieti. Tuhý produkt spaľovacej reakcie zreagoval s lúhom sodným v takom pomere, že výsledná biela látka obsahuje jeden atóm vodíka; keď sa posledne uvedená látka kalcinuje, vytvorí sa pyrofosforečnan sodný. Napíšte rovnice opísaných reakcií

7) Neznámy kov bol spálený v kyslíku. Produkt reakcie interaguje s oxidom uhličitým, tvoria dve látky: pevnú látku, ktorá interaguje s roztokom kyseliny chlorovodíkovej za uvoľňovania oxidu uhličitého, a plynnú jednoduchú látku, ktorá podporuje horenie. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

8) Hnedý plyn prechádzal nadbytkom roztoku hydroxidu draselného v prítomnosti veľkého nadbytku vzduchu. Do výsledného roztoku sa pridali hobliny horčíka a zahriali sa, kyselina dusičná sa neutralizovala uvoľneným plynom. Výsledný roztok sa opatrne odparil, tuhý reakčný produkt sa kalcinoval. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

9) Pri tepelnom rozklade soli A za prítomnosti oxidu manganičitého vznikla binárna soľ B a plyn, ktorý podporuje horenie a je súčasťou vzduchu; keď sa táto soľ zahrieva bez katalyzátora, vytvorí sa soľ B a soľ kyseliny s vyšším obsahom kyslíka. Pri interakcii soli A s kyselinou chlorovodíkovou sa uvoľňuje žltozelený plyn (jednoduchá látka) a vzniká soľ B. Soľ B sfarbuje plameň do fialova a pri interakcii s roztokom dusičnanu strieborného vzniká biela zrazenina. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

10) Do zohriatej koncentrovanej kyseliny sírovej sa pridali medené hobliny a uvoľnený plyn sa nechal prechádzať cez roztok hydroxidu sodného (nadbytok). Reakčný produkt sa izoloval, rozpustil vo vode a zahrial so sírou, ktorá sa rozpustila v dôsledku reakcie. K výslednému roztoku sa pridala zriedená kyselina sírová. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

11) Kuchynská soľ bola spracovaná s koncentrovanou kyselinou sírovou. Výsledná soľ sa nechala reagovať s hydroxidom sodným. Výsledný produkt sa kalcinoval s prebytkom uhlia. Výsledný plyn reagoval v prítomnosti katalyzátora s chlórom. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

12) Sodík reagoval s vodíkom. Reakčný produkt sa rozpustil vo vode a vytvoril sa plyn, ktorý reagoval s chlórom a výsledný roztok po zahriatí reagoval s chlórom za vzniku zmesi dvoch solí. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

13) Sodík sa spálil v nadbytku kyslíka, vzniknutá kryštalická látka sa vložila do sklenenej skúmavky a cez ňu prechádzal oxid uhličitý. Plyn vychádzajúci z trubice sa zhromaždil a spálil v atmosfére fosforu. Výsledná látka sa neutralizovala nadbytkom roztoku hydroxidu sodného. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

14) K roztoku získanému ako výsledok interakcie peroxidu sodného s vodou počas zahrievania sa pridával roztok kyseliny chlorovodíkovej až do ukončenia reakcie. Výsledný soľný roztok sa podrobil elektrolýze s inertnými elektródami. Plyn vytvorený ako výsledok elektrolýzy na anóde prechádzal cez suspenziu hydroxidu vápenatého. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

15) Oxid siričitý prechádzal cez roztok hydroxidu sodného, ​​kým sa nevytvorila priemerná soľ. K výslednému roztoku sa pridal vodný roztok manganistanu draselného. Vzniknutá zrazenina sa oddelí a pôsobí sa na ňu kyselinou chlorovodíkovou. Uvolnený plyn sa nechal prejsť studeným roztokom hydroxidu draselného. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

16) Zmes oxidu kremičitého (IV) a kovového horčíka sa kalcinovala. Jednoduchá látka získaná ako výsledok reakcie bola ošetrená koncentrovaným roztokom hydroxidu sodného. Uvolnený plyn sa nechal prejsť cez zahriaty sodík. Výsledná látka sa umiestnila do vody. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

17) Na reakčný produkt lítia s dusíkom sa pôsobí vodou. Výsledný plyn prechádzal cez roztok kyseliny sírovej, kým neustali chemické reakcie. Na výsledný roztok sa pôsobí roztokom chloridu bárnatého. Roztok sa prefiltroval a filtrát sa zmiešal s roztokom dusičnanu sodného a zahrieval sa. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

18) Sodík sa zahrieval vo vodíkovej atmosfére. Keď sa k výslednej látke pridala voda, pozoroval sa vývoj plynu a tvorba číreho roztoku. Cez tento roztok prechádzal hnedý plyn, ktorý sa získal ako výsledok interakcie medi s koncentrovaným roztokom kyseliny dusičnej. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

19) Hydrogenuhličitan sodný bol kalcinovaný. Výsledná soľ sa rozpustila vo vode a zmiešala s roztokom hliníka, čím sa vytvorila zrazenina a uvoľnil sa bezfarebný plyn. Na zrazeninu sa pôsobí nadbytkom roztoku kyseliny dusičnej a plyn sa vedie cez roztok kremičitanu draselného. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

20) Sodík bol fúzovaný so sírou. Výsledná zlúčenina sa nechala reagovať s kyselinou chlorovodíkovou, uvoľnený plyn úplne zreagoval s oxidom síry (IV). Na výslednú látku sa pôsobí koncentrovanou kyselinou dusičnou. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

21) Sodík bol spálený v prebytku kyslíka. Výsledná látka bola ošetrená vodou. Výsledná zmes sa povarila a potom sa do horúceho roztoku pridal chlór. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

22) Draslík sa zahrieval v dusíkovej atmosfére. Na výslednú látku sa pôsobilo prebytkom kyseliny chlorovodíkovej, potom sa k výslednej zmesi solí pridala suspenzia hydroxidu vápenatého a zmes sa zahrievala. Vzniknutý plyn prechádzal cez horúci oxid meďnatý Napíšte rovnice pre opísané reakcie.

23) Draslík bol spálený v atmosfére chlóru, výsledná soľ bola ošetrená prebytkom vodného roztoku dusičnanu strieborného. Vzniknutá zrazenina sa odfiltruje, filtrát sa odparí a opatrne sa zahrieva. Na výslednú soľ sa pôsobí vodným roztokom brómu. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

24) Lítium reagovalo s vodíkom. Reakčný produkt sa rozpustil vo vode a vytvoril sa plyn, ktorý reagoval s brómom a výsledný roztok po zahriatí reagoval s chlórom za vzniku zmesi dvoch solí. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

25) Sodík bol spálený na vzduchu. Výsledná pevná látka absorbuje oxid uhličitý, pričom uvoľňuje kyslík a soľ. Posledná soľ sa rozpustila v kyseline chlorovodíkovej a do výsledného roztoku sa pridal roztok dusičnanu strieborného. V dôsledku toho sa vytvorila biela zrazenina. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

26) Kyslík bol vystavený elektrickému výboju v ozonátore. Výsledný plyn prešiel cez vodný roztok jodidu draselného a uvoľnil sa nový plyn bez farby a zápachu, ktorý podporoval spaľovanie a dýchanie. Sodík sa spaľoval v atmosfére posledného plynu a výsledná tuhá látka reagovala s oxidom uhličitým. Napíšte rovnice opísaných reakcií.

I A skupina.

1. N2 + O2 2 NO

2NO + O2 \u003d 2NO 2

2N02 + 2NaOH \u003d NaN03 + NaN02 + H20

2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2

2. 2NaCl 2Na + Cl2

na katóde na anóde

2Na + O2 \u003d Na202

2Na202 + 2CO2 \u003d 2Na2CO3 + O2

Na2C03 + 2NH4Cl \u003d 2NaCl + CO2 + 2NH3 + H20

3. NaHC03 + HNO3 \u003d NaN03 + CO2 + H20

2NaNO 3 2NaNO 2 + O 2

5NaN02 + 2KMnO4 + 3H2S04 = 5NaNO3 + 2MnS04 + K2S04 + 3H20

NaN03 + 4Zn + 7NaOH + 6H20 = 4Na2 + NH3

4. 2H20 + 2NaI H2 + 2NaOH + I2

2K + I2 = 2KI

8KI + 5H2S04 (konc.) = 4K2S04 + H2S + 4I2 + 4H20

3H2S + 2K2Cr04 + 2H20 = 2Cr(OH)3↓ + 3S↓ + 4KOH

5. 2NaCl 2Na + Cl2

na katóde na anóde

2Na + O2 \u003d Na202

Na202 + S02 \u003d Na2S04

Na2S04 + Ba(OH)2 = BaS04↓ + 2NaOH

6. P4 + 3KOH + 3H20 \u003d 3KH2PO2 + PH3

2PH3 + 402 = P205 + 3H20

P2O5 + 4NaOH \u003d 2Na2HP04 + H20

„Lítium je najľahší kov; má špecifickú hmotnosť 0,59, v dôsledku čoho pláva aj na oleji; topí sa asi pri 185 °, ale neprchá v horúcom ohni. Farbou pripomína sodík a podobne ako sodík má žltý odtieň.

D. I. Mendelejev. Základy chémie.

Keď v roku 1817 25-ročný švédsky chemik Johan August Arfvedson (1792-1841) izoloval z minerálu petalitu (bol to hydroxid lítny) novú „horľavú zásadu dovtedy neznámej povahy“, jeho učiteľ, slávny švédsky chemik Jens Jakob Berzelius (1779-1848) navrhol nazvať ho litiónom, z gréčtiny. litos - kameň.

Táto zásada, na rozdiel od už známeho sodíka a draslíka, bola prvýkrát objavená v „kráľovstve“ kameňov. V roku 1818 anglický chemik Humphrey Davy (1778-1829) získal z lítia nový kov, ktorý nazval lítium. Rovnaký grécky koreň je v slovách „litosféra“, „litografia“ (odtlačok z kamennej formy) atď.

Lítium je najľahšia z pevných látok: jeho hustota je len 0,53 g/cm3 (polovičná hustota vody). Lítium sa získava elektrolýzou taveniny chloridu lítneho. Vzácnou vlastnosťou kovového lítia je reakcia s dusíkom za normálnych podmienok za vzniku nitridu lítneho.

Lítium sa čoraz viac používa pri výrobe lítium-iónových batérií. V dôsledku toho dosiahla svetová produkcia lítia v roku 2012 37 tisíc ton - päťkrát viac ako v roku 2005.

Zlúčeniny lítia sa používajú v sklárskom a keramickom priemysle. Hydroxid lítny je absorbérom prebytočného oxidu uhličitého v kabínach kozmických lodí a ponoriek. Uhličitan lítny sa používa v psychiatrii na liečbu určitých porúch. Priemerný človek obsahuje menej ako 1 mg lítia.

Sodík

„Výroba kovového sodíka je jedným z najdôležitejších objavov v chémii, nielen preto, že sa tým rozšírila a stala správnejšia koncepcia jednoduchých telies, ale najmä preto, že chemické vlastnosti sú viditeľné v sodíku, len slabo vyjadrené v iných známych kovy.”

D. I. Mendelejev. Základy chémie.

Ruský názov „sodík“ (je aj vo švédčine a nemčine) pochádza zo slova „natron“: tak starí Egypťania nazývali suchú sódu, ktorá sa používala v procese mumifikácie. V XVIII storočí bol názov "natron" priradený "minerálnej zásade" - lúhu. Teraz sa sodné vápno nazýva zmesou lúhu sodného a oxidu vápenatého (v angličtine sodné vápno) a sodíka v angličtine (a v mnohých ďalších jazykoch - sodík). Slovo "sóda" pochádza z latinského názvu rastliny hodgepodge (sodanum). Ide o pobrežnú morskú rastlinu, ktorej popol sa v staroveku používal na výrobu skla. Tento popol obsahuje uhličitan sodný, ktorý sa nazýva sóda. A teraz je sóda najdôležitejšou zložkou vsádzky na výrobu väčšiny skla, vrátane okenného skla.

Halit je hlavným minerálom sodíka

Prvým, kto videl, ako kovový sodík vyzerá, bol G. Davy, ktorý nový kov izoloval elektrolýzou. Navrhol aj názov nového prvku – sodík.

Sodík je veľmi aktívny kov, ktorý na vzduchu rýchlo oxiduje a pokryje sa hustou kôrou produktov reakcie s kyslíkom a vodnou parou. Známa je skúsenosť z prednášky: ak sa malý kúsok sodíka hodí do vody, začne s ňou reagovať a uvoľňuje vodík. Pri reakcii sa uvoľňuje veľa tepla, ktoré roztaví sodík a jeho guľa sa pohybuje po povrchu. Voda ochladzuje sodík a zabraňuje vzplanutiu vodíka, ale ak je kus sodíka veľký, je možný požiar a dokonca aj výbuch.

Kovový sodík sa široko používa v rôznych syntézach ako redukčné činidlo a tiež ako sušidlo pre nevodné kvapaliny. Nachádza sa vo vysokokapacitných sodíkovo-sírových batériách. Zliatina sodíka a draslíka s nízkou teplotou topenia, kvapalná pri izbovej teplote, funguje ako chladivo, ktoré odvádza prebytočnú tepelnú energiu z jadrových reaktorov. Každý pozná žltú farbu plameňa v prítomnosti sodíka: takto sa zafarbí plameň plynového horáka, ak sa doň dostane najmenšia kvapka slanej polievky. V úsporných plynových výbojkách, ktoré osvetľujú ulice, žiaria sodné výpary žltou farbou.

Po stáročia bola soľ jediným spôsobom konzervovania potravín. Bez kuchynskej soli by neboli možné námorné plavby na veľké vzdialenosti, expedície okolo sveta a veľké geografické objavy. História Ruska pozná veľké povstanie nazývané Soľné nepokoje, ktoré sa začalo v roku 1648 a prehnalo sa krajinou. Jedným z dôvodov povstania bolo zvýšenie dane zo soli.

Kedysi sa vyrábali státisíce ton sodíka ročne: vyrábalo sa z neho tetraetylolovo, ktoré zvyšuje oktánové číslo benzínu. Zákaz olovnatého benzínu v mnohých krajinách viedol k poklesu produkcie sodíka. Teraz je svetová produkcia sodíka asi 100 tisíc ton ročne.

Minerál halit (chlorid sodný) tvorí obrovské ložiská kamennej soli. Len v Rusku sú jeho zásoby v desiatkach miliárd ton. Halit zvyčajne obsahuje do 8 % iných solí, najmä horčíka a vápnika. Ročne sa vyťaží viac ako 280 miliónov ton chloridu sodného, ​​ide o jednu z najväčších produkcií. Kedysi sa v Čile vo veľkom ťažil dusičnan sodný, odtiaľ pochádza aj jeho názov – čílsky dusičnan.

Používajú sa aj iné sodné soli, z ktorých je v súčasnosti veľa známych. Jedným z najznámejších je síran sodný. Ak táto soľ obsahuje vodu, nazýva sa Glauberova. Jeho obrovské množstvo vzniká pri vyparovaní vody v zálive Kara-Bogaz-Gol Kaspického mora (Turkménsko), ako aj v niektorých slaných jazerách. V súčasnosti sa roztoky síranu sodného používajú ako akumulátory tepla v zariadeniach, ktoré uchovávajú slnečnú energiu, pri výrobe skla, papiera a látok.

Soľ

Sodík je životne dôležitý prvok. Ióny sodíka sa nachádzajú najmä v extracelulárnej tekutine a podieľajú sa na mechanizme svalových kontrakcií (nedostatok sodíka spôsobuje kŕče), na udržiavaní rovnováhy voda-soľ (ióny sodíka zadržiavajú vodu v tele) a acidobázickej rovnováhy (udržiavanie konštantná hodnota pH krvi). Kyselina chlorovodíková sa vyrába z chloridu sodného v žalúdku, bez ktorého nie je možné stráviť jedlo. Obsah sodíka v organizme priemerného človeka je asi 100 g. Sodík sa do organizmu dostáva najmä vo forme kuchynskej soli, jeho denná dávka je 3 – 6 g. Jednorazová dávka nad 30 g je životu nebezpečná.

Draslík

V arabčine je al-qili popol a tiež niečo kalcinované. Produkt získaný z popola rastlín začali nazývať aj uhličitan draselný. V slnečnicovom popole je draslík viac ako 30%. Bez arabského článku sa toto slovo v ruštine zmenilo na „draslík“. Okrem ruštiny a latinčiny (kalium) sa tento výraz zachoval v mnohých európskych jazykoch: nemčine, holandčine, dánčine, nórčine, švédčine (s latinskou koncovkou -um), gréčtine (κάλιο), ako aj v mnohých Slovanské jazyky: srbčina (kalyum), macedónčina (kalium), slovinčina (kalij).

Draslík je jedným z najrozšírenejších prvkov v zemskej kôre. Jeho hlavnými minerálmi sú sylvín (chlorid draselný), sylvinit (zmes chloridu draselného a sodného) a karnallit (zmes chloridu draselného a horečnatého). Silvín, ako aj dusičnan draselný (potaš, je to tiež indický dusičnan) sa vo veľkom množstve používajú ako potašové hnojivá. Spolu s dusíkom a fosforom je draslík jedným z troch najdôležitejších prvkov výživy rastlín.

Sylvín je jedným z hlavných minerálov draslíka (spolu so sylvinitom a karnalitom).

Anglický názov prvku (draslík), podobne ako ruský názov uhličitanu draselného (potaš), je požičaný z jazykov germánskej skupiny; v angličtine, nemčine a holandčine je popol popol, pot je hrniec, t.j. potaš je „popol z hrnca“. Predtým sa uhličitan draselný získaval odparovaním extraktu z popola v kadiach; vyrábalo sa z neho mydlo. Draselné mydlo je na rozdiel od sodného mydla tekuté. Z arabského názvu pre popol vznikol názov alkálie v mnohých európskych jazykoch: angličtina. a goll. alkálie, nem Alkali, francúzština a ital. alkálie atď. Rovnaký koreň je prítomný v slove "alkaloidy", t. j. "ako alkálie").

Draslík bol prvým prvkom objaveným G. Davym (prvýkrát dostal aj lítium, bárium, vápnik, stroncium, horčík a bór). Davy elektrolyzoval mokrý kúsok hydroxidu draselného. Zároveň sa podľa Davyho „na jeho povrchu objavili malé guľôčky so silným kovovým leskom, ktoré sa navonok nelíšia od ortuti. Niektoré z nich ihneď po ich vytvorení vyhoreli výbuchom a zjavením sa jasného plameňa, zatiaľ čo iné nevyhoreli, ale iba stmavli a ich povrch bol pokrytý bielym filmom. Draslík je veľmi aktívny kov. Jeho malý kúsok, vnesený do vody, exploduje.

Draslík je dôležitý bioprvok, ľudské telo obsahuje od 160 do 250 g draslíka, viac ako sodík. Draselné ióny sa podieľajú na prechode nervových impulzov. Ovocie a zelenina obsahujú veľa draslíka.

Hydroxid draselný sa používa na výrobu mydla. Slúži ako elektrolyt v alkalických batériách - železo-nikel, nikel-metal hydrid. Predtým sa dusičnan draselný (dusičnan draselný) spotreboval vo veľkých množstvách na výrobu čierneho prachu; teraz sa používa ako hnojivo.

Prírodný draslík obsahuje 0,0117 % rádionuklidu s dlhou životnosťou 40K s polčasom rozpadu 1,26 miliardy rokov. To vysvetľuje skutočnosť, že draslík-40 „prežil“ až do súčasnosti od okamihu jeho syntézy v jadrových reakciách vo hviezdach. Od vzniku Zeme pred 4,5 miliardami rokov sa však obsah 40K na planéte v dôsledku jej rozpadu znížil 12,5-krát! Ľudské telo s hmotnosťou 70 kg obsahuje približne 20 mg 40K alebo 3 x 1020 atómov, z ktorých sa každú sekundu rozpadne viac ako 5000 atómov! Je možné, že takéto „vnútorné“ ožiarenie (zvýšené rozpadom uhlíka-14) bolo jednou z príčin mutácií v priebehu evolúcie voľne žijúcich živočíchov. Svetová produkcia draselného kovu je malá: asi 200 ton ročne.

rubídium a cézium

Rubídium a cézium sú prvé chemické prvky objavené pomocou spektrálnej analýzy. Túto metódu vyvinuli nemeckí vedci a priatelia – fyzik Gustav Robert Kirchhoff (1824-1887) a chemik Robert Wilhelm Bunsen (1811-1899), ktorí pôsobili na univerzite v Heidelbergu. Touto mimoriadne citlivou metódou analyzovali všetky látky, s ktorými sa stretli v nádeji, že nájdu niečo nové. A na začiatku 60. rokov 19. storočia. objavil dva nové prvky. Stalo sa tak, keď analyzovali sušinu získanú odparovaním vody z minerálnych prameňov v stredisku Bad Dürkheim, 30 km od Heidelbergu. V spektre tejto látky si okrem už im známych čiar sodíka, draslíka a lítia Kirchhoff a Bunsen všimli dve slabé modré čiary. Uvedomili si, že tieto čiary patria neznámemu chemickému prvku, ktorý je prítomný vo vode vo veľmi malých množstvách. Podľa svetla spektrálnych čiar nový prvok

Kirchhoff a Bunsen pokračovali vo svojom výskume a objavili v hlinitokremičitanovom minerále lepido (lítium sľuda), ktorý im poslali zo Saska, ďalší prvok, v spektre ktorého vynikli tmavočervené čiary. Volalo sa to rubidium: z lat. rubidus - červená. Rovnaký prvok sa našiel v minerálnej vode, odkiaľ sa ho podarilo chemikovi Bunsenovi izolovať. Za zmienku stojí, že na získanie niekoľkých gramov rubídiovej soli bolo potrebné spracovať 44 ton minerálnej vody a vyše 180 kg lepidolitu.

Kryštály cézia sa môžu uchovávať v zapečatenej ampulke.

A tak ako na konci 19. storočia v nemenej titánskej práci o izolácii rádiovej soli bola „kompasom“ pre Marie Curie rádioaktivita, podobným „kompasom“ pre Kirchhoffa a Bunsena bol spektroskop.

Rubídium a cézium sú typické alkalické kovy. To sa potvrdilo, keď chemik Bunsen redukciou soli rubídia získal tento prvok vo forme kovu. Aktívnejšie cézium získal v čistej forme až v roku 1881 švédsky chemik Carl Theodor Setterberg (1853-1941) elektrolýzou roztaveného kyanidu cézneho. Cézium je jedným z najtaviteľnejších kovov. Vo svojej čistej forme má zlatistú farbu. Nie je však ľahké získať čisté cézium: na vzduchu sa okamžite samovoľne zapáli. Čisté rubídium sa topí len pri 39,3 °C, cézium - o 10 stupňov nižšie a vo veľmi horúcom letnom dni sa vzorky týchto kovov v ampulkách stávajú tekutými.

Svetová produkcia kovového rubídia je malá - asi 3 tony ročne. V medicíne sa používa rubídium-87: jeho atómy sú absorbované krvnými bunkami a vyžarovaním rýchlych elektrónov z nich pomocou špeciálneho zariadenia môžete vidieť "úzke miesta" v krvných cievach. Rubídium sa používa v solárnych článkoch.

Gustav Kirchhoff (vľavo) a Robert Bunsen objavili rubídium pomocou spektroskopu. V spektre lepidolitu našli tmavočervené čiary a dali meno novému prvku – rubídium.

Telo človeka v strednom veku obsahuje približne 0,7 g rubídia a cézia - iba 0,04 mg.

Elektronické prechody v atómoch cézia sa využívajú v extrémne presných „atómových hodinách“. Na celom svete je teraz viac ako 70 takýchto najpresnejších hodín - časových štandardov: chyba je menšia ako sekunda za 100 miliónov rokov. Céziové hodiny majú jednotku času - sekundu.

Bolo navrhnuté použiť cézne ióny na urýchlenie rakety pomocou elektrického prúdového motora. V ňom sú ióny urýchlené v silnom elektrostatickom poli a vyvrhnuté cez trysku.

Elektrické raketové motory s nízkym ťahom sú schopné pracovať dlhú dobu a lietať na veľké vzdialenosti.

Francúzsko

Tento prvok objavila (na základe jeho rádioaktivity) v roku 1939 Marguerite Perey (1909-1975), pracovníčka inštitútu rádia v Paríži, a pomenovala ho na počesť svojej vlasti v roku 1946.

Francium je susedom cézia v periodickej tabuľke prvkov. D. I. Mendelejev nazval vtedy neobjavený prvok – ekacesium. Tento posledný a najťažší alkalický kov sa nápadne líši od všetkých ostatných vo svojej skupine. Po prvé, nikto nikdy nevidel a neuvidí ani ten najmenší kúsok Francúzska. Po druhé, francium nemá také fyzikálne vlastnosti, ako je hustota, teplota topenia a teplota varu. Takže výraz „najťažší kov“ možno pripísať iba jeho atómom, ale nie jednoduchej látke. A to všetko preto, že francium je umelo získaný vysoko rádioaktívny prvok, jeho najdlhší izotop 223 Fr má polčas rozpadu iba 22 minút. A aby ste mohli študovať fyzikálne vlastnosti látky, potrebujete ju mať vo forme aspoň najmenšieho kúsku. Ale pre Francúzsko je to nemožné.

Marguerite Perey je prvou ženou zvolenou (v roku 1962) do Francúzskej akadémie vied.

Francium sa získava umelo. A ako sa spája, jeho atómy sa rýchlo rozpadajú. Navyše, čím viac atómov je nahromadených, tým viac sa ich rozpadá za jednotku času. Takže, aby sa jednoducho udržal konštantný počet atómov francia, musia byť syntetizované rýchlosťou, ktorá nie je nižšia ako rýchlosť ich rozpadu. Pri syntéze francia v Dubni ožarovaním uránu silným lúčom protónov vzniklo každú sekundu asi milión atómov tohto prvku. Pri tejto rýchlosti syntézy sa rýchlosť rozpadu vzorky rovná rýchlosti jej tvorby, keď sa počet jej atómov rovná dvom miliardám. Ide o úplne zanedbateľné množstvo látky, nie je to viditeľné ani pod mikroskopom.

Navyše tieto atómy nie sú zostavené do kusu kovu, ale sú rozmiestnené po povrchu uránového terča. Nie je teda prekvapujúce, že na celom svete v každom okamihu nebude viac ako dve alebo tri desiatky gramov francia rozptýlených jednotlivo v rádioaktívnych horninách.

ALKALICKÉ KOVY
PODSKUPINA IA. ALKALICKÉ KOVY
LÍTIUM, SODÍK, DRASLÍK, RUBIDIUM, CÉZIUM, FRANCÚZSKO
Elektrónovú štruktúru alkalických kovov charakterizuje prítomnosť jedného elektrónu na vonkajšom elektrónovom obale, ktorý je relatívne slabo viazaný na jadro. Každý alkalický kov začína nové obdobie v periodickej tabuľke. Alkalický kov je schopný darovať svoj vonkajší elektrón ľahšie ako ktorýkoľvek iný prvok tohto obdobia. Rez alkalického kovu v inertnom médiu má jasný striebristý lesk. Alkalické kovy sa vyznačujú nízkou hustotou, dobrou elektrickou vodivosťou a topia sa pri relatívne nízkych teplotách (tabuľka 2).
Alkalické kovy pre svoju vysokú aktivitu neexistujú v čistej forme, ale vyskytujú sa v prírode len vo forme zlúčenín (okrem francia), napríklad s kyslíkom (íly a kremičitany) alebo s halogénmi (chlorid sodný). Chloridy sú suroviny na získavanie alkalických kovov vo voľnom stave. Morská voda obsahuje ALKALICKÉ KOVY 3% NaCl a stopové množstvá iných solí. Je zrejmé, že jazerá a vnútrozemské moria, ako aj podzemné ložiská soli a soľanky, obsahujú halogenidy alkalických kovov vo väčších koncentráciách ako morská voda. Napríklad obsah soli vo vodách Veľkého soľného jazera (Utah, USA) je 13 827,7 % a v Mŕtvom mori (Izrael) až 31 % v závislosti od plochy vodnej plochy, ktorá sa líši podľa sezóny. Dá sa predpokladať, že nevýznamný obsah KCl v morskej vode v porovnaní s NaCl sa vysvetľuje asimiláciou iónu K+ morskými rastlinami.
Vo voľnej forme sa alkalické kovy získavajú elektrolýzou tavenín solí, ako je NaCl, CaCl2, CaF2 alebo hydroxidy (NaOH), pretože už neexistuje aktívny kov schopný vytesniť alkalický kov z halogenidu. Pri elektrolýze halogenidov je potrebné kov uvoľnený na katóde izolovať, keďže súčasne sa na anóde uvoľňuje plynný halogén, ktorý aktívne reaguje s uvoľneným kovom.
Pozri tiež VÝROBA ALKALI
Keďže alkalické kovy majú na vonkajšej vrstve iba jeden elektrón, každý z nich je vo svojej perióde najaktívnejší, takže Li je najaktívnejší kov v prvej perióde z ôsmich prvkov, Na v druhej perióde a K je najaktívnejší kov v prvej perióde. najaktívnejší kov tretieho obdobia, obsahujúci 18 prvkov (prvé prechodné obdobie). V podskupine alkalických kovov (IA) sa schopnosť darovať elektrón zvyšuje zhora nadol.
Chemické vlastnosti. Všetky alkalické kovy aktívne reagujú s kyslíkom a tvoria oxidy alebo peroxidy, ktoré sa navzájom líšia: Li sa mení na Li2O a ostatné alkalické kovy na zmes M2O2 a MO2, zatiaľ čo Rb a Cs sa vznietia. Všetky alkalické kovy tvoria s vodíkovými soľami, tepelne stabilné pri vysokých teplotách, hydridy zloženia M + H, ktoré sú aktívnymi redukčnými činidlami; hydridy sa rozkladajú vodou za tvorby alkálií a vodíka a uvoľňovania tepla, čo spôsobuje vznietenie plynu a rýchlosť tejto reakcie je pre lítium vyššia ako pre Na a K.
Pozri tiež VODÍK; KYSLÍK.
V kvapalnom amoniaku sa alkalické kovy rozpúšťajú za vzniku modrých roztokov a (na rozdiel od reakcie s vodou) sa môžu opäť izolovať odparením amoniaku alebo pridaním vhodnej soli (napríklad NaCl z jeho roztoku amoniaku). Pri reakcii s plynným amoniakom prebieha reakcia podobne ako reakcia s vodou:

Amidy alkalických kovov majú zásadité vlastnosti podobné hydroxidom. Väčšina zlúčenín alkalických kovov, okrem niektorých zlúčenín lítia, je vysoko rozpustná vo vode. Z hľadiska veľkosti atómu a hustoty náboja je lítium blízke horčíku, takže vlastnosti zlúčenín týchto prvkov sú podobné. Z hľadiska rozpustnosti a tepelnej stability je uhličitan lítny podobný uhličitanom horečnatým a berýlinatým prvkov podskupiny IIA; tieto uhličitany sa rozkladajú pri relatívne nízkych teplotách v dôsledku silnejšej väzby MO. Lítiové soli sú lepšie rozpustné v organických rozpúšťadlách (alkoholy, étery, ropné rozpúšťadlá) ako iné soli alkalických kovov. Lítium (ako horčík) reaguje priamo s dusíkom za vzniku Li3N (horčík tvorí Mg3N2), zatiaľ čo sodík a iné alkalické kovy môžu vytvárať nitridy iba v drsných podmienkach. Kovy podskupiny IA reagujú s uhlíkom, ale interakcia s lítiom prebieha najľahšie (zrejme kvôli jeho malému polomeru) a najmenej ľahko s céziom. Naopak, aktívne alkalické kovy priamo reagujú s CO za vzniku karbonylov (napríklad K(CO)x), zatiaľ čo menej aktívne Li a Na len za určitých podmienok.
Aplikácia. Alkalické kovy sa používajú ako v priemysle, tak aj v chemických laboratóriách, napríklad pri syntézach. Lítium sa používa na výrobu tvrdých ľahkých zliatin, ktoré sa však líšia krehkosťou. Na získanie zliatiny Na4Pb sa spotrebuje veľké množstvo sodíka, z ktorého sa získava tetraetylolovo Pb(C2H5)4 ako antidetonačné benzínové palivo. Lítium, sodík a vápnik sa používajú ako zložky mäkkých ložiskových zliatin. Jediný a teda pohyblivý elektrón na vonkajšej vrstve robí z alkalických kovov vynikajúce vodiče tepla a elektriny. Zliatiny draslíka a sodíka, ktoré zostávajú tekuté v širokom rozsahu teplôt, sa používajú ako kvapalina na výmenu tepla v niektorých typoch jadrových reaktorov a v dôsledku vysokých teplôt v jadrovom reaktore sa používajú na výrobu pary. Kovový sodík vo forme napájacích prípojníc sa používa v elektrochemickej technológii na prenos vysokovýkonných prúdov. Lítiumhydrid LiH je vhodným zdrojom vodíka uvoľneného v dôsledku reakcie hydridu s vodou. Lítiumalumíniumhydrid LiAlH4 a lítiumhydrid sa používajú ako redukčné činidlá v organickej a anorganickej syntéze. Vzhľadom na malý iónový polomer a zodpovedajúcu vysokú hustotu náboja je lítium aktívne v reakciách s vodou, preto sú zlúčeniny lítia vysoko hygroskopické a na sušenie vzduchu počas prevádzky zariadení sa používa chlorid lítny LiCl. Hydroxidy alkalických kovov sú silné zásady, vysoko rozpustné vo vode; používajú sa na vytvorenie zásaditého prostredia. Hydroxid sodný ako najlacnejšia zásada je široko používaný (len v USA sa ho ročne spotrebuje viac ako 2,26 milióna ton).
Lítium. Najľahší kov má dva stabilné izotopy s atómovými hmotnosťami 6 a 7; ťažký izotop je bežnejší, jeho obsah je 92,6 % všetkých atómov lítia. Lítium objavil A. Arfvedson v roku 1817 a izolovali ho R. Bunsen a A. Mathisen v roku 1855. Používa sa pri výrobe termonukleárnych zbraní (vodíková bomba), na zvýšenie tvrdosti zliatin a vo liečivách. Lítiové soli sa používajú na zvýšenie tvrdosti a chemickej odolnosti skla, v technológii alkalických batérií a na viazanie kyslíka pri zváraní.
Sodík. Známy už od staroveku, identifikoval ho H. Davy v roku 1807. Ide o mäkký kov, jeho zlúčeniny ako alkálie (hydroxid sodný NaOH), jedlá sóda (hydrogenuhličitan sodný NaHCO3) a sóda (uhličitan sodný Na2CO3) sú široko používané. Kov sa vo forme pár používa aj v tlmených plynových výbojkách na pouličné osvetlenie.
Draslík. Známy už od staroveku, identifikoval ho aj H. Davy v roku 1807. Známe sú draselné soli: dusičnan draselný (dusičnan draselný KNO3), potaš (uhličitan draselný K2CO3), žieravý potaš (hydroxid draselný KOH) atď. rôzne aplikácie v technológiách teplovýmenných zliatin.
Rubidium bol objavený spektroskopiou R. Bunsenom v roku 1861; obsahuje 27,85 % rádioaktívneho rubídia Rb-87. Rubídium, podobne ako ostatné kovy podskupiny IA, je vysoko reaktívne a musí sa skladovať pod vrstvou oleja alebo petroleja, aby sa zabránilo oxidácii vzdušným kyslíkom. Rubidium nachádza množstvo aplikácií, vrátane fotovoltaickej technológie, rádiových vákuových zariadení a liečiv.
Cézium. Cézne zlúčeniny sú v prírode široko rozšírené, zvyčajne v malých množstvách spolu so zlúčeninami iných alkalických kovov. Minerálny pollucit silikát obsahuje 34 % oxidu cézneho Cs2O. Prvok objavil R. Bunsen spektroskopiou v roku 1860. Hlavnou aplikáciou cézia je výroba fotobuniek a elektronických lámp, jeden z rádioaktívnych izotopov cézia Cs-137 sa používa v radiačnej terapii a vedeckom výskume.
Francúzsko. Posledný člen rodiny alkalických kovov, francium, je taký rádioaktívny, že sa v zemskej kôre nevyskytuje vo viac ako stopových množstvách. Informácie o franciu a jeho zlúčeninách sú založené na štúdiu jeho zanedbateľného množstva, umelo získaného (na vysokoenergetickom urýchľovači) počas a-rozpadu aktínia-227. Najdlhší izotop 22387Fr sa rozpadne za 21 minút na 22388Ra a b-častice. Podľa hrubého odhadu je kovový polomer francia 2,7 . Francium má väčšinu vlastností iných alkalických kovov a je vysoko donor elektrónov. Tvorí rozpustné soli a hydroxidy. Francium vykazuje oxidačný stupeň I vo všetkých zlúčeninách.

Collierova encyklopédia. - Otvorená spoločnosť. 2000 .