Prvky 1A Skupiny - Študentský Materiál PDF

PRVKY I. A SKUPINY Vodík H2 (Hydrogenium) Najrozšírenejší prvok vo vesmíre (2/3 vesmírnej hmoty), 3. najrozšírenejší na Zemi (0,88% hm.) Vo voľnej prírode sa atómy vodíka nenachádzajú, pri zrode atómového vodíka sa okamžite spája do molekuly H2 Má najjednoduchšiu štruktúru, najmenšiu hm...

PRVKY I. A SKUPINY Vodík H2 (Hydrogenium) Najrozšírenejší prvok vo vesmíre (2/3 vesmírnej hmoty), 3. najrozšírenejší na Zemi (0,88% hm.) Vo voľnej prírode sa atómy vodíka nenachádzajú, pri zrode atómového vodíka sa okamžite spája do molekuly H2 Má najjednoduchšiu štruktúru, najmenšiu hmotnosť a najmenší polomer Zaraďuje sa do I. (ns1) aj do VII. Skupiny periodickej sústavy (1s2), lebo má vlastnosti prvkov prvej aj Antoine Lavoisier (1783) siedmej skupiny. Latinský názov pochádza z gréčtiny (Hydór = voda, gennaó = vytváram) (Lavoisier) Fyzikálne vlastnosti vodíka Atómová relatívna 1,00794 Číry bezfarebný plyn bez chuti a zápachu, hmotnosť netoxický, nekov Skupenstvo Plynné (g) Najľahší plyn vôbec (14,5 krát ľahší ako Oxiačné čísla -I, O, I vzduch) Elektronegativita 2,2 (Podľa Molekulárny vodík je pomerne stabilný a Paulinga) vďaka vysokej energii väzieb je takisto málo Elektrónová 1s1 reaktívny konfigurácia Pohybuje sa obrovskou rýchlosťou 1800 Teplota topenia -259,14 m.s-1 (°C) Tepelná vodivosť je 7 x väčšia ako vzduchu Teplota varu (°C) -252,84 Molekuly sú extrémne malé a preto ľahko prechádzajú poréznymi látkami.  Izotopy vodíka Prócium (ľahký vodík) Klasický vodík, ktorý je najviac rozšírený vo vesmíre a na zemi (99,98%). Súčasť vody, základ jadrovej fúzie Štruktúra atómu: 1p, 1e. Deutérium (ťažký vodík) Nepodlieha rádioaktívnej premene, bežne sa vyskytuje v prírode. Jadro deutéria sa volá deuterón - je súčasťou molekuly ťažkej vody D2O. Má významné využitie v jadrovom priemysle. Je veľmi účinným moderátorom (látkou spomaľujúcou rýchlosť neutrónov). Štruktúra atómu: 1 p, 1 n, 1 e Trícium Jadro trícia je nestabilné a rozpadá sa Vzniká účinkom kozmického žiarenia na atóm deutéria, alebo výbuchom vodíkovej bomby. Používa sa napríklad na značkovanie organických látok pri výskumoch, zdroj energie v niektorých experimentálnych fúznych reaktoroch. Štruktúra atómu: 1 p, 2 n, 1 e Chemické vlastnosti vodíka Chemické vlastnosti sú podmienené stavbou atómu a postavením v periodickej tabuľke. Pri zlučovaní vodíka sa elektrónový obal mení dvojako: Pribraním jedného elektrónu, nadobudne elektrónový obal konfiguráciu najbližšieho vzácneho plynu hélia, čím sa mení na anión H− H + e- → H- Stratou jediného elektrónu sa atóm vodíka mení na protón H+. Katión vodíka H+ sa vo vodných roztokoch viaže na voľný elektrónový pár kyslíka a tým sa vytvorí hydroxóniový katión H3O+ H+ + H2O → H3O+ Reaktivita sa zvyšuje na povrchu kovov (Ni, Pd, Pt) Elementárny vodík prechádza na molekulový vodík H2 Reakcie vodíka Pri obyčajnej teplote sa vodík zlučuje s HF, a to aj v tme. S chlórom tvorí HCl iba na slnečnom svetle pomocou ultrafialového žiarenia, alebo keď sa zmes zapáli. V zmesi so vzduchom alebo O2 sa zlučuje po zapálení na vodu. 2 H2 + O2 → 2 H2O Reakcia prebieha veľmi prudko, výbušne. Teplota kyslíkového plameňa je veľmi vysoká (až 2 800- 3100 °C) (traskavý plyn). Preto sa používa na zváranie a rezanie kovov. Pri vyšších teplotách a za prítomnosti katalyzátorov sa vodík zlučuje s dusíkom na amoniak. 3 H2 + N2 → 2 NH3 Slúži na výrobu kyseliny dusičnej a dusíkatých hnojív. Reakcie vodíka S alkalickými kovmi a s kovmi alkalických zemín sa vodík zlučuje na tuhé hydridy, v ktorých vodík je aniónom H−, napríklad NaH alebo CaH2. S väčšinou prvkov sa zlučuje až pri zvýšenej teplote, alebo za prítomnosti katalyzátorov. H2 + Cl2 → 2 HCl N2 + 3 H2 → 2 NH3 H2 + S → H2S Reakcie vodíka bývajú sprevádzané uvoľňovaním tepla (exotermická reakcia) a niekedy aj svetelným efektom – horením. Významné sú redukčné vlastnosti vodíka, ktoré sa využívajú pri výrobe niektorých kovov z iných oxidov: CuO + H2 → Cu + H2O WO3 + 3 H2 → W + 3 H2O Naproti tomu atomárny vodík (tzv. vodík v stave zrodu) je veľmi reaktívny a reaguje s celým radom látok už pri nízkych teplotách.  Laboratórna príprava Reakciou neušľachtilých kovov s kyselinami alebo hydroxidmi v tzv. Kippovom prístroji Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 Zn + 2 NaOH + 2 H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2 Elektrolýzou vody, ktorá obsahuje malé množstvo H2SO4 alebo NaOH na zvýšenie vodivosti. Elektrolýza sa uskutočňuje v Hoffmanovom prístroji, kde sa vodík vylučuje na katóde. 2 H3O+ + 2e− → 2 H2O + H2 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 Priemyselná výroba Termický rozklad metánu pri veľmi vysokej teplote (1200 °C) CH4 → C + 2 H2 Reakciou vodného plynu s vodnou parou za prítomnosti katalyzátorov a pri teplote 300 °C môžeme získať veľmi čistý vodík, ktorý sa používa napríklad k stužovaniu: CO + H2 + H2O(g) → CO2 + 2 H2 Reakcia vodnej pary s horúcim koksom za teploty 1000 °C : C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g) Využitie Výroba rôznych chemických zlúčenín (NH3, HNO3, CH3OH, rôzne dusíkaté hnojivá), výroba niektorých kovov (redukciou z iných oxidov), alebo stužovanie tukov. Zváranie a rezanie kovov (kyslíkovo-vodíkovým plameňom). Hydrokrakovanie (konverzia ťažkých ropných uhľovodíkov na ľahké). Tekutý vodík sa používa ako raketové palivo, ale môže byť zdrojom energie i pre iné zariadenia. Vodík sa prepravuje a uchováva v tlakových fľašiach s ľavotočivým závitom označených červeným pruhom. Hydridy Binárne zlúčeniny vodíka s iným prvkom Vlastnosti závisia od charakteru prvku 1. Iónové (soľotvorné) hydridy (NaH, CaH2). Tieto hydridy vznikajú väzbou vodíka s prvkami alkalických kovov alebo kovov alkalických zemín. Majú iónovú povahu a často reagujú s vodou za vzniku hydroxidov a uvoľňovania vodíka. 2. Kovalentné (molekulové) hydridy (B2H5, PH3, NH3, H2S). Sú to hydridy, kde vodík tvorí kovalentné väzby s nekovmi alebo polokovmi. Tieto zlúčeniny majú molekulovú štruktúru a ich vlastnosti závisia od polarizácie väzieb. 3. Kovové. Tieto hydridy sú charakteristické pre prechodné kovy alebo niektoré ťažké kovy. Ich štruktúra môže byť kovová alebo polymérna, čo ovplyvňuje ich vodivosť a ďalšie fyzikálne vlastnosti. 4. Hydridokomplexy (Li[AlH4], Na[BH4]). Tieto zlúčeniny obsahujú komplexné ióny s vodíkovými ligandmi. Sú často používané ako redukčné činidlá v chemickom priemysle. Biologický význam vodíka Zložka vody: základ biochemických procesov, transport živín, vysoká tepelná kapacita, povrchové napätie, rozpúšťadlo Bunkový metabolizmus: prenos elektrónov v rámci dýchacieho reťazca, tvorba ATP- hlavného zdroja energie pre bunky Antioxidant: viaže voľné radikály Regulácia pH: ovplyvňovanie funkcie enzýmov a iných biochemických procesov Účasť na tvorbe organických molekúl: Uhľovodíky, sacharidy, lipidy, aminokyseliny  Alkalické kovy Prvky 1. skupiny periodickej tabuľky prvkov, okrem vodíka, patriace do s-bloku PSP. Majú 1 valenčný elektrón, ktorý veľmi ľahko strácajú a tvoria katióny M+. Sú veľmi reaktívne a vo voľnej prírode sa nenachádzajú v základnej forme. Majú nízku hustotu a sú mäkké. Dobre vedú elektrický prúd a teplo. Reagujú s vodou za vzniku alkálií - zásad.  Trendy v I. A Skupine Elektronegativita: Znižuje sa smerom nadol v skupine (Li: 0,98, Na: 0,93, K: 0,82, Rb: 0,82, Cs: 0,79) Atómový polomer: Zväčšuje sa smerom nadol v skupine Iónizačná energia: Energia potrebná na odstránenie valenčného elektrónu sa zmenšuje smerom nadol Elektrónová afinita: Aj keď alkalické kovy veľmi nechcú prijímať elektróny, hodnota sa znižuje smerom nadol Reaktivita s vodou: Zvyšuje smerom nadol v skupine Základné reakcie alkalických kovov S vodou: S kyslíkom: 2M+2H2O→2MOH+H2↑ 4M+O2→2M2O Lítium: Lítium: 2Li+2H2O→2LiOH+H2↑ 4Li+O2→2Li2O Sodík: Sodík: 2Na+2H2O→2NaOH+H2↑ 2Na+O2→Na2O2 Draslík: Draslík: 2K+2H2O→2KOH+H2↑ K+O2→KO2 Rubídium: Rubídium: 2Rb+2H2O→2RbOH+H2↑ Rb+O2→RbO2 Cézium: Cézium: 2Cs+2H2O→2CsOH+H2↑ Cs+O2→CsO2 Sodík Na (Natrium) Sodík (lat. natrium) je najbežnejším prvkom z radu alkalických kovov, výdatne zastúpený v zemskej kôre, morskej vode aj v živých organizmoch. Mäkký, ľahký, striebornolesklý kov, ktorý rýchlo reaguje s kyslíkom aj vodou, preto sa s ním v prírode stretávame iba vo forme zlúčenín. Reakcia sodíka s vodou je natoľko exotermická, že unikajúci vodík reakčným teplom zvyčajne samovoľne explozívne vzplanie. Elementárny kovový sodík možno dlhodobo skladovať napr. prekrytý vrstvou alifatických uhľovodíkov ako petrolej alebo nafta, s ktorými nereaguje. Obsahuje na valenčnej vrstve 1 e-, ktorý je slabo pútaný jadrom a ľahko sa uvoľňuje, vzniká Na+ Sodík intenzívne farbí plameň na žlto. Humphry Davy (1807) Výskyt Kamenná soľ (Halit): NaCl Čílsky liadok: NaNO3 Kryolit: Na3[AlF6] Bórax Glauberova soľ: Na2SO4. 10 H2O Albit (Živec sodný): NaAlSi₃O₈ Zlúčeniny s H2 vzniká NaH, ktorý je silným RČ. 2 Na + H2 → 2 NaH s O2 vzniká Na2O2, ktorý je OČ. 2 Na + O2 → Na2O2 s H2O vzniká veľmi silná zásada, NaOH. Chlorid sodný (NaCl), známy ako kamenná soľ, alebo kuchynská soľ Sóda, alebo uhličitan sodný (Na2CO3), sa používa prevažne pri výrobe skla, v textilnom a papierenskom priemysle. Vyrába sa zo soľanky tzv. Solvayovým spôsobom. Vzniká NaHCO3, ktorý sa ďalej v špeciálnych peciach pri teplote 150°C rozkladá. NaCl + H2O + NH3 + CO2 → NaHCO3 + NH4Cl 2 NaHCO3 → Na2CO3 + CO2 + H2O Jedlá sóda, alebo tiež NaHCO3, sa používa ako súčasť kypriacich práškov do pečiva a k neutralizácii poleptania kyselinou. Výroba Kovový sodík sa priemyselne vyrába elektrolýzou roztaveného chloridu sodného. Materiálom katódy je zvyčajne železo, anóda je grafitová. Ďalším produktom tejto elektrolýzy je plynný chlór, ktorý sa používa na chemickú syntézu. Na+ + e- → Na 2 Cl-→ Cl2 + 2 e-  Biologický význam sodíka Extracelulárny katión: Reguluje osmotický tlak a objem mimobunkových tekutín. Udržiavanie rovnováhy tekutín a elektrolytov: Regulácia osmotického tlaku v bunkách a medzi nimi, čo ovplyvňuje distribúciu vody v organizme. Spolu s draslíkom pomáha udržiavať rovnováhu tekutín v tele. Prenos nervových impulzov: Prenos elektrických signálov medzi nervovými bunkami. Svalová kontrakcia: Podieľa sa na prenosoch signálov, ktoré spúšťajú kontrakciu svalových vlákien. Udržiavanie acidobázickej rovnováhy: Regulácia pH v krvi a iných telesných tekutinách. Absorpcia živín: Kľúčový pri transporte živín cez bunkové membrány, napríklad glukózy a aminokyselín. Nedostatok sodíka (hyponatriémii) môže spôsobiť svalovú slabosť, kŕče, únavu či zmätok, zatiaľ čo nadmerný príjem je spojený so zvýšeným rizikom hypertenzie. Draslík K (Kalium) Významne zastúpený v zemskej kôre (2,6%), morskej vode (380 mg/l) i živých organizmoch (0,2 – 0,4 % T. H.). Mäkký, ľahký a striebrolesklý kov, ktorý veľmi rýchlo, až explozívne reaguje s kyslíkom i vodou a v prírode sa s ním preto stretávame iba vo forme zlúčenín. Reakcia draslíku s vodou je natoľko exotermická, že unikajúci vodík reakčným teplom samovoľne explozívne vzplanie. Elementárny kovový draslík je možné dlhodobo uchovávať bez prístupu vzduchu alebo vodných pár. Prekrýva sa vrstvou alifatických uhľovodíkov ako petrolej nebo nafta, s ktorými nereaguje. Farbí plameň intenzívne do fialova. Humphry Davy (1807) Výskyt Sylvín (KCl) Sylvinit (KCl. NaCl) Karnalit (KCl·MgCl₂·6H₂O) Kainit (KCl·MgSO₄·11H₂O) Schönit (KCl·MgSO₄·3H₂O) Langbeinit (K₂Mg₂(SO₄)₃) Ortoklas (KAlSi₃O₈) Živec draselný  Zlúčeniny Reakciou draslíku s kyslíkom vzniká silné oxidačné činidlo KO2 K + O2 → KO2 KO2 sa využíva na regeneráciu kyslíka a pohlcovanie CO2 v uzavretých systémoch (dýchacie prístroje, ponorky, vesmírne lode) Reakcia draslíka s vodou vedie k vzniku mimoriadne silne zásaditej zlúčeniny, hydroxidu draselného - KOH. Je to bezfarebná, silne leptavá látka, ktorá rozpúšťa i sklo a porcelán. Využíva sa napr. pri výrobe mydla, liečiv, elektrolyt v alkalických batériách, čistiace prostriedky, regulácia pH, neutralizácia kyselín. Uhličitan draselný, starším názvom potaš, K2CO3 sa používa prevažne pri výrobe skla, v textilnom a papierenskom priemysle, výroba skla, draselného mydla, regulátor kyslosti v potravinárstve, hnojivá. Dusičnan draselný KNO3, (draselný liadok) je veľmi účinným draselným hnojivom a zároveň nachádza využitie v pyrotechnike ako silné oxidačné činidlo, konzervant pri výrobe mäsových výrobkov, výroba strelného prachu a pyrotechniky. Výroba Elektrolýza roztoku hydroxidu draselného (KOH) Reakcia oxidu draselného (K₂O) s vodíkom (H₂) Priemyselne sa vyrába s minerálov obsahujúcich draslík (sylvinit, karnalit) Metalotermickou redukciou KCl sodíkom: KCl + Na → K + NaCl Biologický význam draslíka Intracelulárny katión: Pomáha udržiavať osmotickú rovnováhu. Vylučuje sa obličkami Ovplyvňuje acidobázickú rovnováhu, osmotický tlak a zadržiavanie vody Metabolizmus bielkovín, sacharidov, aktivácia ATP a enzýmov Regulácia krvného tlaku a pH Optimálny pomer Na:K je 1:2: udržiavanie krvného tlaku, funkcia nervov a svalov, osmotická rovnováha organizmu V rastlinách draslík zvyšuje schopnosť koreňov absorbovať vodu a živiny Sodno-draselná pumpa organizmu Zabezpečuje aktívny transport Na⁺ a K⁺ iónov. Transport 3 Na⁺ iónov z bunky a 2 K⁺ iónov dovnútra bunky. Tento proces je energeticky náročný a vyžaduje ATP Udržovanie iónovej rovnováhy Regulácia elektrického potenciálu Absorpcia živín, vylučovanie odpadových látok Klinický význam: narušenie vedie k hypertenzii, srdcovým ochoreniam alebo ochoreniam nervového systému Lítium Li (Lithium) gr. lithos = kameň je chemický prvok v PSP, ktorý má protónové číslo 3. Diagonálna podobnosť s Mg V zemskej kôre sa Li vyskytuje v množstve 20 - 60 mg/kg, morská voda vykazuje priemerný obsah lítia 0,18 mg/l. Veľmi ľahký a mäkký kov, ktorý rýchlo reaguje s O2 aj s vodou, a preto sa s ním v prírode stretávame iba vo forme zlúčenín. Najmenej reaktívny prvok v skupine. Elementárne kovové lítium možno dlhodobo skladovať napr. prekryté vrstvou alifatických uhľovodíkov, s ktorými nereaguje. Sfarbuje plameň karmínovo červene. Johan August Arfwedson (1817)  Výskyt a zlúčeniny V prírode sa lítium vyskytuje v neveľkom množstve ako prímes rôznych hornín, najznámejšie minerály sú aluminosilikáty lepidolit a spodumen. Soli lítia sú zastúpené aj v morskej vode a niektorých minerálnych vodách. S O2 vytvára Li2O, ktorý s vodou vytvára silne alkalicky reagujúci LiOH. Reakcia kovového lítia s vodou je pomerne búrlivá a exotermická, okrem spomenutého hydroxidu litného pri nej dochádza k uvoľneniu plynného H2 LiCl a LiBr majú silno hygroskopické vlastnosti a používajú sa ako náplň exsikátorov. Naopak LiF je zlúčenina iba veľmi slabo rozpustná vo vode. S N2 a za zvýšenej teploty reaguje lítium veľmi dobre za vzniku Li3N. S H2 lítium vytvára stály LiH. Oveľa používanejšou zlúčeninou je však borohydrid lítny LiBH4, ktorý pri styku s kyselinami uvoľňuje vodík a nachádza tak využitie ako veľmi účinné redukčné činidlo.  Výroba a využitie Kovové lítium sa najjednoduchšie pripravuje elektrolýzou roztaveného chloridu lítneho. K: Li+ + e- → Li A: Cl- → ½ Cl2 (g) + 2 e- Elementárne lítium sa uplatňuje v jadrovej energetike, kde v niektorých typoch reaktorov roztavené lítium slúži na odvod tepla z reaktoru Lítiové články a akumulátory sú k veľmi perspektívnym prostriedkom pre dlhodobejšie uchovanie elektrickej energie Rozpustné soli lítia (uhličitan, octan, síran) sa používajú v psychiatrii ako účinná látka liekov, tlmiacich mánie a stabilizujúcich patologické nálady Prísada na výrobu špeciálnych skiel a keramiky, predovšetkým na použitie v jadrovej energetike, ale aj na konštrukciu hvezdárskych teleskopov (Lítium-aluminosilikáty, Li2CO3 ) Slabé hygroskopické vlastnosti a nízka relatívna hm. LiOH sa využíva na pohlcovanie CO2 z vydýchaného vzduchu v ponorkách a kozmických lodiach Zliatiny Li s Al, Cd, Cu a Mn sú veľmi ľahké a súčasne mechanicky odolné a používajú sa pri konštrukcii leteckých súčiastok. Rubídium Rb (Rubidium) Lat. rubidus = tmavočervený Vyznačuje sa veľkou reaktivitou a mimoriadne nízkym redox-potenciálom. Mäkký, ľahký a striebrolesklý kov, ktorý mimoriadne rýchlo, až eplozívne, reaguje s O2 i H2O a v prírode sa s ním preto stretávame iba vo forme zlúčenín. Elementárne kovové rubídium je možné dlhodobo uchovávať pod vrstvou alifatických uhľovodíkov, s ktorými nereaguje. Objav rubídia prispel k rozvoju spektroskopie Farbí plameň na svetlofialovo. Robert W. Bunsen a Gustav R. Kirchhoff (1861)  Výskyt, výroba, využitie V prírode stretávame iba so zlúčeninami rubídia a to len s mocenstvom Rb+. V mineráloch sprevádza Rb ostatné alkalické kovy. Najvýznamnejší výskyt je v minerále lepidolit, čo je hlinito-kremičitan lítno- draselný. V tomto minerále sa obsah rubídia pohybuje okolo hodnoty 1,5% Elementárne rubídium sa vyrába elektrolýzou roztaveného RbCl na železnej katóde. Na grafitovej anóde pritom vzniká plynný Cl2 Vzhľadom k svojej mimoriadnej nestálosti a reaktivite má kovové rubídium len minimálne praktické využitie. Katalyzátor pri chemických syntézach, výroba rubídiových laserov Perspektívnym médiom pre iónové motory, ako pohonné jednotky kozmických lodí Pridáva sa do zmesí zábavnej pyrotechniky a farbia vzniknuté svetelné efekty do fialova. Rb + O2 → RbO2 RbOH, ktorý je na rozdiel od analogických zlúčenín Na a K málo rozpustný vo vode. Cézium Cs (Caesium) Mäkký, ľahký a striebrolesklý kov, ktorý mimoriadne rýchlo reaguje s O2 a i H2O a v prírode sa nachádza len vo forme zlúčenín. Elementárne kovové Cs je možné dlhodobo uchovávať pod vrstvou nafty Spolu s Fr a Ga je Cs jedným z mála kovov, ktoré sa nachádzajú v tekutom stave takmer pri izbovej teplote. Reaguje explozívne v studenej vode a reaguje aj s ľadom pri teplotách nad −116°C. CsOH je silne zásaditý a rýchlo leptá povrch skla. Cézium farbí plameň do fialova. Využitie: Atómové hodiny (133Cs), nukleárna technológia, optické aplikácie, medicína 137Cs Robert W. Bunsen a Gustav R. Kirchhoff (1860)  Francium Fr (Francium) Nestabilný, vysoko rádioaktívny prvok patriaci medzi alkalické kovy. V prírode sa vyskytuje v uránovej a tóriovej rude. Bolo posledným prvkom, ktorý bol objavený v prírode. Je najťažším alkalickým kovom a vzniká dôsledkom rozpadu Ac. Umelo môže byť vyrobené bombardovaním tória protónmi. Vyskytuje v uránovej rude, jeho výskyt je nesmierne vzácny. Predpokladá sa, že v zemskej kôre sa nachádza len 340 až 550 gramov Fr. Druhý najvzácnejšie prirodzene sa vyskytujúci prvok na Zemi (po At) Najnestabilnejší z prvých 101 prvkov a má najvyššiu pomernú hmotnosť zo všetkých prvkov. Fr je tiež najmenej elektronegatívnym prvkom (druhým v poradí je Cs). Je známych 34 izotopov Fr a 11 metastabilných stavov. Najstabilnejším je izotop 223Fr s polčasom rozpadu 22 minút Marguerite Perey (1939) Ďakujem za pozornosť