Alkalické kovy a kovy skupiny mědi
ALKALICKÉ KOVY
– prvky I. A skupiny (krom H)
– z chemického hlediska typické kovy
– nejreaktivnější ze všech prvků, reagují přímo se vzdušným kyslíkem, s halogeny, sírou a vodíkem
– mimo lithia reagují s vodou bouřlivě až explosivně
Lithium 3Li, Sodík 11Na, Draslík 19K, Rubidium 37Rb, Cesium 66Cs
Elektronová konfigurace: ns1 |
|
Oxidační čísla: +I
- Vlastnosti
- fyzikální – měkké, stříbrolesklé kovy (na vzduchu lesk ztrácejí > oxidace)
– nejobjemnější, ale nejméně kompaktní
– nízké hustoty a nízké teploty tání
– na vzduchu snadno oxidují, jsou samovznítitelné, čisté kovy je nutno uchovávat pod petrolejem
– Li, Na a K mají menší hustotu než voda
-kationty charakteristicky barví plamen: Li – karmínová červeň
Na – žluě
Cs – modro-fialově
K, Rb – červeno-fialově
- chemické – snadno pozbývají valenční e > tvoří kationty a iontové sloučeniny
– silné redukční vlastnosti
– velice reaktivní, reagují s halogenama na halogenidy, s vodíkem na hydridy a se sírou na sulfidy
4Li + O2 2Li2O
2Na + O2 Na2O2
> hořením ostatních kovů vznikají superoxidy
– reakce s vodou je bouřlivá
2Na + 2H2O 2NaOH + H2
- Charakteristické reakce
- Li – reakce se vzdušným dusíkem za vzniku nitridu (za běžné teploty)
6 Li + N2 → 2 Li3N
- Na – reakce s amoniakem vede ke vzniku amidů a vodíku
2 Na + 2 NH3 → NaNH2 + 3 H2
– s vodíkem reagují za mírného zahřátí
2 Na + H2 → 2 NaH
– s halogenidy reagují bouřlivě
2 Na + Cl2 → 2 NaCl
– z halogenidů jiných kovů vyredukují příslušný kov
3 Na + AlCl3 → Al + 3 NaCl
- Výskyt
– pouze ve vázané formě, Na a K – 6. a 7. nejrozšířenější prvek zemské kůry
- Li – křemičitany (lepidolit – Li2O · Al2O3 · 4 SiO2)
- Na – halit (NaCl)
– čilský ledek (NaNO3)
– kryolit (Na3AlF6)
– soda (Na2CO3 x 10 H2O)
– Glauberova sůl (Na2SO4 x 10 H2O)
- K – sylvín (KCl)
– karnalit (KCl · MgCl2 · 6 H2O)
– kainit (KCl · MgSO4 · 3 H2O)
- Rb – vzácný kov, doprovází sloučeniny draslíku (příměs karnalytu)
- Cs – vzácný kov, doprovází sloučeniny draslíku (příměs karnalytu)
- Příprava —
- Výroba
– elektrolýzou tavenin solí
- Na – elektrolýzou taveniny chloridu sodného (> pro snížení teploty tání se přidává chlorid vápenatý)
– Na+ – redukce na katodě
– Cl– – oxidace na anodě
- K – elektrolýzou chloridu a uhličitanu draselného
- Použití
– všechny – do slitin
– Li – výroba lithných mýdel
– Na – syntézy org. i anorg. látek
– výroba sodíkových lamp
– Rb, Cs – osvětlovací tělesa, televizní technika, konstrukce fotočlánků
– slitina sodíku a draslíku slouží k chlazení atomových reaktorů
- Sloučeniny
KYSLÍKATÉ SLOUČENINY
- Oxidy – připravují se reakcí peroxidů nebo hyperoxidů s elementárním kovem
KO2 + 3 K → 2 K2O
– oxid lithný lze připravit rozkladem Li2CO3
Li2CO3 → Li2O + CO2
– M2O2 – peroxidy, MO2 – superoxidy
- Hydroxidy – jsou kromě LiOH silné zásady
– jsou bezbarvé nebo bíle, hygroskopické, silně leptavé
– připravují se elektrolýzou vodných roztoků
– rozpustné ve vodě (krom LiF)
– NaOH, KOH – výroba mýdel, sody
– čištění ropných produktů
– výroba elektrolýzou vodného roztoku NaCl: Cl–, H3O+, OH–, Na+ (to po ellýze v zbyde)
A (C): 2Cl– – 2e– → Cl2 > na anodě odevzdá 2e
K (Fe): H3O+ + 2 e → H2O + H2 > na katodě přijme 2e
po odpaření vody zůstane NaOH
- Soli – lze připravit klasicky neutralizací
– většina solí kovů alkalických zemin má silně iontový charakter, dobře se rozpouští ve vodě a chovají se jako silné elektrolyty
– sůl alkalického kovu s aniontem silné kyseliny se získá i vytěsňováním slabší kyseliny
K2CO3 + H2SO4 → K2SO4 + H2O + CO2
NaOH + HBr → NaBr + H2O
Li2O + 2 HClO4 → 2 LiClO4 + H2O
KOH + CO2 → KHCO3
- Sulfidy – lze připravit přímou syntézou
– jsou rozpustné ve vodě, v důsledku hydrolýzy mají silně zásaditý charakter
- Uhličitany – M2CO3
– Na2CO3 – soda
– vyrábí se ze solanky Solvayovým způsobem
NaCl + H2O + NH3 + CO2 NaHCO3 + NH4Cl
2 NaHCO3 p N2CO3 + H2O + CO2
2 NH4Cl + Ca(OH)2 2NH3 + CaCl2 + 2H2O ( > regenerace amoniaku)
– z vodných roztoků krystalizuje jako krystalová soda (Na2CO3 · 10 H2O), která na vzduchu ztrácí svou vodu – větrá
– používá se k výrobě skla, pracích prostředků, výrobě dalších solí
– NaHCO3 – užívací soda (hydrogenuhličitan)
– je ve vodě rozpustná jen omezeně
– používá se při zvýšené kyselosti žaludečních šťáv a jako součást kypřících prášků
– K2CO3 – potaš
– je bílý prášek, který se vyrábí reakcí KOH s CO2
2 KOH + CO2 → K2CO3 + H2O
– používá se pro výrobu skla, v papírenském průmyslu, v energetice k odstranění kotelního kamene
- Sírany – podvojné sírany se jmenují kamence
– KCr(SO4) x 12 H2O – dekahydrát síranu draselno-chromitého
– Na2SO4 x 10 H2O – Glauberova sůl, užívá se k výrobě papíru a v textilním průmyslu
– Na2SO4 – bezbarvá látka, bezvodý vzniká rakcí:
2 NaCl + H2SO4 → 2 HCl + Na2SO4
- Dusičnany – bezbarvé, ve vodě rozpustné krystalické látky
– NaNO3 – čilský ledek
– vzniká absorpcí NO2 v NaOH
2 NaOH + NO2 → NaNO3 + NaNO2 + H2O
– KNO3 – vyrábí se konverzí dusičnanu sodného chloridem draselným
NaNO3 + KCl → KNO3 + NaCl
– KCl a K2SO4 – používají se jako průmyslová hnojiva
- Dusitany – toxické látky, využívají se v organické chemii
BEZKYSLÍKATÉ SLOUČENINY
- Hydridy – iontové tuhé látky krystalické podoby
– nejvýznamnější je LiH – užívá se k výrobě LiAlH4
- Halogenidy – jsou bílé, krystalické látky, s iontovým charakterem
– mají vysoké body tání a varu, ve vodě dobře rozpustné (až na LiF)
– KI – iodid draselný
– užívá se v lékařství jako Lugolův roztok
– NaCl – chlorid sodný
– potravinářský a chemický průmysl
– KCl – chlorid draselný
– součást hnojiv
KOVY SKUPINY MĚDI
– kovy I.B skupiny
– měď, stříbro a zlato
– všechno to jsou ušlechtilé kovy, přičemž ušlechtilost směrem ke zlatu stoupá
– atomy mají ve valenční sféře jeden elektron, stejně jako atomy I. A skupiny, ale na rozdíl od nich je jejich (n-1) vrstva tvořena d-orbitaly, tudíž mohou mít kromě oxidačního čísla I také vyšší oxidační čísla
– oproti prvkům I. A jsou málo reaktivní, z kyselin nevytěsňují vodík
– mají vyšší teploty tání, vyšší hustotu a menší atomové poloměry
– atomy jsou v běžných oxidačních stavech vysoce komplexotvorné
– všechny mají energeticky výhodnější konfiguraci, která neodpovídá postavení v tabulce
Měď 29Cu
Elektronová konfigurace: [Ar] 3d10 |
|
4s1 |
|
Oxidační čísla: +I, +II¨
Zlato79Au
Elektronová konfigurace: [Xe] 5d10 |
|
6s1 |
|
Oxidační čísla: +I, +III
Stříbro47Ag
Elektronová konfigurace: [Kr] 4d10 |
|
5s1 |
|
Oxidační čísla: +I
- Vlastnosti
Cu
- fyzikální – červenavý kov, je velmi dobrý vodič elektřiny a tepla
- chemické – nereaguje s vodou
– dlouhodobým působením vzduchu vzniká zelená vrstvička měděnky – CuCO3 · Cu(OH)2
– na suchém vzduchu vzniká Cu2O
– v HCl a zředěné H2SO4 se nerozpouští (neumí vytěsnit H), v koncentrované kyselině sírové a v zředěné i koncentrované kyselině dusičné ano
Cu + 2 H2SO4 (konc.) → CuSO4 + SO2 + 2 H2O
3 Cu + 8 HNO3 (zřeď.) → 3 Cu(NO3)2 + 2 NO + 4 H2O
Cu + 4 HNO3 (konc.) → Cu(NO3)2 + 2 NO2 + 2 H2O
Ag
- fyzikální – stříbrný ušlechtilý kov
– nejlepší vodič tepla a akcí
- chemické – nerozpouští se v neoxidujících kyselinách a zředěné H2SO4
– s koncentrovanou H2SO4 reaguje velmi pomalou
– dobře se rozpouští v HNO3
2 Ag + 2 H2SO4 (konc.) → Ag2SO4 + SO2 + 2 H2O
3 Ag + 4 HNO3 → 3 AgNO3 + NO + 2 H2O
– roztokům i taveninám alkalických hydroxidů a dusičnanů odolává
– působením H2S černá, neboť vzniká Ag2S
Au
- fyzikální – žlutý, lesklý, poměrně měkký, velmi kujný a tažný kov
– nejušlechtilejší kov, který je velmi stálý
- chemické – málo reaktivní, na vzduchu stálý
– rozpouští se v lučavce královské (1 díl HNO3 + 3 díly HCl), při reakci vzniká chlorid nitrosylu a chlor ve
stavu zrodu
HNO3 + 3 HCl → NOCl + 2 Cl + 2 H2O
Au + NOCl + 2 Cl → AuCl3 + NO
- Výskyt
- Cu – v řadě minerálů
Chalkopyrit – CuFeS2 |
Chalkosin – Cu2S |
Kuprit – Cu2O |
Covellin – CuS |
Malachit – CuCO3 · Cu(OH)2 |
Azurit – 2 CuCO3 · Cu(OH)2 |
- Ag – Ag2S – agrentit
- Au – sylvanit
– většinou ryzí
- Výroba
- Cu – pražením sulfiické rudy
2 Cu2S + 3 O2 → 2 Cu2O + 2 SO2
Cu2S + 2 Cu2O → 6 Cu + SO2
- Ag – oxidací roztaveného olova s obsahem stříbra za vzniku PbO (klejtu), zatímco Ag zůstane v elementárním stavu
– druhá možnost je parkesováním, kdy se k roztavenému olovu přidá práškový zinek, do kterého se stříbro extrahuje, a po ochladnutí se zinková pěna zpracovává destilací, těkavější Zn se oddestiluje a zůstane Ag
- Au – v přírodě se nachází v ryzí formě většinou zarostlé v horninách a jejich erozí se dostává do písků řek, odkud se
rýžuje
– amalgamační způsob – vytvoření slitiny s Hg a oddělení destilací
– kyanidový způsob – kyanidem převod na sloučeninu > chemická cesta
- Užití
- Cu – pro svou dobrou vodivost se využívá v elektrotechnice a k výrobě zařízení v pivovarském průmyslu
– tvorba slitin jako je mosaz (Cu + Zn), bronz (Cu + Sn), či alpaka (Cu + Ni)
– ze slititny Cu + Ag se razí pamětní čs. mince
- Ag – galvanické postříbřování, pro výrobu zrcadel
– v elektrotechnice a k ražbě pamětních mincí a plaket
– šperkařství, lékařství
- Au – zubní lékařství
– čisté zlato je velmi měkké, používá se slitin se stříbrem
– čisté (ryzí) zlato je 24 karátové, ale často se používá zlato 14 karátové
– žluté zlato obsahuje slitiny tvořené amalgámem stříbra a mědi
– červené zlato obsahuje měď
– zelené zlato obsahuje stříbro a kadmium
– modré zlato je slitina zlata s ocelí
– tumbagu – slitina zlata a mědi v poměru 4:1
– bílé zlato – slitina niklu a zinku
- Sloučeniny
- Cu
KYSLÍKATÉ
– Cu2O – je červený, ve vodě nerozpustný prášek
– lze ho připravit redukcí měďnatých sloučenin z Fehlingova roztoku některými organickými látkami, například glukózou nebo aldehydy
– v kyselinách se buď rozpouští za vzniku komplexních částic nebo disproporcionuje
Cu2O + 4 HCl → 2 H[CuCl2] + H2O
Cu2O + H2SO4 → CuSO4 + Cu + H2O
– CuO – černý, ve vodě nerozpustný prášek
– vzniká oxidací Cu2O nebo termickým rozkladem Cu(NO3)2 nebo CuCO3
– v kyselinách se snadno rozpouští za vzniku solí, zahříváním vzniká Cu2O
– Cu(OH)2 – světle modrá sraženina
– vzniká Cu2+ + 2 OH– → Cu(OH)2
– působením roztoku NH3 vzniká intenzivně modré zbarvení
Cu(OH)2 + 4 NH3→ [Cu(NH3)4](OH)2
– [Cu(NH3)4](OH)2 – ve vodném roztoku rozpouští celulózu, proto je využíván k výrobě umělého hedvábí
– CuSO4 · 5 H2O – modrá skalice
– pro přípravu se používá CuO, Cu(OH)2 nebo CuCO3 společně s H2SO4
Cu + 2 H2SO4 (konc.) → CuSO4 + SO2 + 2 H2O
3 Cu + 3 H2SO4 (zřeď.) + 2 HNO3 (zřeď.) + 11 H2O → 3 CuSO4 · 5 H2O + 2 NO
– dehydratací vzniká bílý bezvodý CuSO4
– používá k elektrolytickému pokovování a k výrobě insekticidů (Kuprikol)
– CuCl2 · 2 H2O – zelené krystalky, které se ve vodě rozpouští za vzniku modrého roztoku
– reakcí s HCl vzniká žlutý roztok H2[CuCl4]
CuCl2 · 2 H2O + 2 HCl → H2[CuCl4] + 2 H2O
-připravuje se rozpouštěním CuO nebo Cu(OH)2 v HCl
CuO + 2 HCl + H2O → CuCl2 · 2 H2O
– Cu(NO3)2 · 3 H2O – tvoří modré krystalky
– CuCO3 · Cu(OH)2 – modrozelený, vzniká reakcí CuSO4 s Na2CO3
BEZKYSLÍKATÉ – ve vodě nerozpustné
– CuI2 – nestálá látka, snadno propadá vnitřnímu oxidačně-redukčnímu ději
CuI2 → CuI + I2
– stejně tak reagují kyanidy a thiokyanatany
– CuCl2 – bezvodý vzniká chlorací práškové mědi, je tmavě hnědý
– CuS – černý, ve vodě nerozpustný prášek
– vzniká srážením roztoků měďnatých se sulfanem
– vzniká také suchou cestou – zahříváním práškové mědi se sirným květem = práškovitou sírou
– rozpouští se v HNO3
- Ag – Ag2O – hnědá, ve vodě nerozpustná sraženina.
2 Ag+ + 2 OH– → Ag2O ↓ + H2O
– AgNO3 – spolu s AgF a AgCLO4 rozpustnou sloučeninou stříbra
– využívá se k přípravě dalších sloučenin stříbra nebo v lékařství pod názvem „lapis“
– nerozpustné soli – vznikají srážením AgNO3 s příslušným aniontem
Ag+ + Cl– → AgCl↓
– halogenidy – stříbrné jsou citlivé na světlo
– ve fotografickém procesu se využívá fotochemická reakce probíhající hlavně v AgBr
– krystaly o velikosti 1μm jsou rozptýlené v želatině a tvoří fotograficky citlivou vrstvu
– na povrchu krystalků jsou poruchy krystalové struktury, kde dochází k záchytu elektronů uvolněných z halogenidového aniontu při ozáření krystalků
– zachycený elektron zredukuje nejbližší stříbrný iont a současně je oxidován bromidový iont
– krystalky s vyredukovanými atomy stříbra vytvářejí latentní obraz
– atomy stříbra jsou krystalizačními centry, kolem kterých se shlukují další atomy stříbra při vyvolávání, chemické redukci, která probíhá působením vývojek – slabých organických redukčních činidel, jako je například hydrochinon
– ve vhodném okamžiku se redukce přeruší působením slabých kyselin – přerušovací lázně
– nadbytečný AgBr se z emulze odstraní rozpouštěním ve vodném roztoku Na2S2O3
– v procesu ustalování vzniká rozpustný komplex [Ag(S2O3)2]3-
– výsledkem je negativ, kde osvětlená místa zčernala vyredukovaným stříbrem a neosvětlená zůstala bezbarvá
- Au – AuCl3 – vzniká rozpouštěním zlata v lučavce královské nebo působením chloru na Au
– reakcí s HCl vznikají žluté krystalky HAuCl4 · 4 H2O
-slouží k přípravě Cassiova purpuru, jemně rozptýleného koloidního zlata v kyselině cíničnité
– to barví sklo do rubínové červeně.
2 AuCl3 + 3 SnCl2 → 2 Au + 3 SnCl4
– vzniklý chlorid ve vodě hydrolyzuje
SnCl4 + 3 H2O → H2SnO3 + 4 HCl
ORGANOKOVOVÉ SLOUČENINY
– nejčastěji se připravují reakcí halogenderivátů s alkalickými kovy a kovy II. A skupiny
– mohou reagovat jako velmi silné báze nebo jako nukleofily
ALKOHOLÁTY, FENOLÁTY A ESTERY VYŠŠÍCH MASTNÝCH KYSELIN
– účinkem alkalických kovů na alkoholy vznikají soli zvané alkholáty nebo alkoidy, které jsou asi stejně silné báze jako hydroxidy alkalických kovů
2 R–OH + 2 Na → 2 R–O–Na+ + H2
– nadbytkem vody se hydrolyzují zpět na alkoholy
R–O–Na+ + H2O → R–OH + Na+OH–
– fenoly jsou ve srovnání s alkoholy kyselejší, tudíž stačí používat hydroxidy alkalických kovů
Ar–OH + NaOH → Ar–O–Na+ + H2O
– účinkem zásadité hydrolýzy esterů vyšších mastných kyselin vzniká alkohol a soli daných karboxylových kyselin, které s vodou hydrolizují a působením silné anorganické kyseliny se z nich vytěsňuje karboxylová kyselina
RCOOH + NaOH ↔ RCOONa + H2O
RCOONa + HCl → RCOOH + NaCl
BEKETOVOVA ELEKTROCHEMICKÁ ŘADA NAPĚTÍ KOVŮ
– řada elektrochemických potenciálů
– řada, ve které jsou kovy seřazeny podle schopnosti tvořit kationty
– mírou této schopnosti je rozpouštěcí napětí, standardní potenciál vodíku je roven nule
Li Rb K Cs Ba Sr Ca Na Mg Be Al Mn Ti Zn Cr Fe Cd In Tl Co Ni Sn Pb H2 Bi Cu Os Ru Ag Hg Pt Au
-3,02 -2,92 -2,84 -2,71 -2,38 -074 -0,44 -0,27 -0,25 -0,14 -0,13 0 +0,34 +0,79 +1,22 +1,42
– výhradní postavení má vodík – před vodíkem se nacházejí kovy obecné, neušlechtilé (rozpouštějí se ve zředěných neoxidujících kyselinách za vzniku vodíku)
– za vodíkem jsou kovy ušlechtilé (rozpouštějí se v HNO3 a dále za horka v koncentrované H2SO4, zlato v lučavce královské)
– Beketov takto kovy rozdělil na základě zkoumání reakcí kovů mezi sebou a chování kovů při reakci s kyselinami
– kovy umístěné více vlevo jsou schopny vytěsnit ze soli ušlechtilejšího kovu elementární kov a samy se rozpustí na svoji sůl
CuSO4 + Zn → ZnSO4 + Cu
ZnSO4 + Cu → reakce neproběhne
Standardní elektrodový potenciál
– jednotkový poměr daný rovnovážným napětím galvanického článku sestaveného z dané elektrody a standardní vodíkové elektrody
U°=EK° – EA°
– elektrodový potenciál je míra, jak ochotně látka přijímá elektrony
– E° se vždy uvádí pro redukci, neboť dle dohody IUPAC se všechny dílčí reakce zapisují jako redukce:
CuII+ + 2 e– → Cu E°Cu2+/Cu = 0,34 V
ZnII+ + 2 e– → Zn E°Zn2+/Zn = -0,76 V
reakce proběhne spíše v opačném směru, neboť reakce probíhá spontánně ve směru kladného elektrodového potenciálu