Kovy I Obecn charakteristika a kovy s 1

Kovy I Obecná charakteristika, a kovy s 1 a s 2

Charakteristika kovů l l l Kovový charakter prvku je dán hodnotou jeho ionizační energie. Typickými kovy jsou proto kovy alkalické (Li 5, 4 až Cs 3, 9 e. V), z nichž je nejkovovější cesium (francium)[1]. Kovový charakter prvků se obecně prohlubuje v periodické tabulce v jednotlivých skupinách směrem dolů. Převážná většina prvků vykazuje vlastnosti kovů. Uvažujeme-li prvních 100 prvků v periodickém systému, kovů je 74, nekovů je podstatně méně (17) a devět prvků tvoří skupinu polokovů (B 8, 3, Si 8, 1, As 10, Te 9, 0 e. V, ke kterým se počítají ještě Ge 8, 1, Sn 7, 3, Sb 8, 6, Bi 8 a Po 8, 4 e. V). Nejrozšířenějším kovovým prvkem v zemské kůře je hliník (8 hmotn. %), železo (5 hmotn. %) a vápník (3 hmotn. %). Vůbec nejrozšířenějšími jsou nekovy kyslík (50 hmotn. %) a křemík (26% hmotn. %). Pro srovnání lze uvést vzácné zlato a platinové kovy, které jsou zastoupeny pouze asi 10 -7 hmotnostními procenty. [1] Typickými nekovy jsou vzácné plyny (He 24, 6 až Rn 10, 7 e. V), vodík (H 13, 6 e. V) a halogeny (F 17, 4 až I 10, 5 e. V).

Obecné metody přípravy a výroby kovů Metody přípravy a výroby kovů lze rozdělit do tří skupin. Jsou to redukční pochody, tepelné rozklady a elektrolýza. l Mezi redukční pochody patří např. redukce halogenidu nebo oxidu kovu vodíkem, např. 2 Ag. Cl + H 2 → 2 Ag + 2 HCl WO 3 + 3 H 2 → W + 3 H 2 O nebo redukce oxidu uhlíkem nebo hliníkem Fe 2 O 3 + 2 Al → 2 Fe + Al 2 O 3 (aluminotermie) Technologicky významným pochodem je pražně-redukční, za přítomnosti redukující látky uhlíku. Tento proces se uplatňuje při výrobě olova z galenitu Pb. S + 3/2 O 2 → Pb. O + SO 2 Pb. O + C → Pb + CO Pb. O + CO → Pb + CO 2 l

Obecné metody přípravy a výroby kovů Mezi důležité tepelné rozklady patří rozklady např. oxidů Hg. O → Hg(l) + ½ O 2 l Elektrolýzou lze získávat kovy buď z vodných roztoků jednoduchých solí a komplexních sloučenin, nebo z tavenin. Na katodě dochází k redukčním dějům, tj. k vylučování kovu. Některé kovy se na katodě z vodného roztoku nevylučují. Jsou to alkalické kovy, kovy alkalických zemin, Al, Zr aj. (viz elektrochemickou řadu napětí kovůčím mají kovy nižší redox potenciál, tím se snáze oxidují na kationty, čím jej mají vyšší tím snáze se jeho kationty redukují na kov). V těchto případech dochází na povrchu katody přednostně k redukci protonů na elementární vodík. Při použití rtuti jako katody lze však některé z neušlechtilých kovů vyredukovat (např. alkalické kovy) v podobě amalgámu (vylučovaný kov se okamžitě rozpouští ve rtuti). Elektrolýza tavenin se uskutečňuje při vyšších teplotách. Z tavenin lze pak získávat i neušlechtilé kovy, např. alkalické kovy, kovy alkalických zemin a některé l

Elektrochemická řada napětí kovů Tabulka některých standardních elektrod při 25 o C Elektroda E o /V Li +/ Li -3, 045 H + /H 2 0 K +/ K -2, 925 Cu 2+/Cu 0, 339 Na+ / Na -2, 713 Cu +/ Cu 0, 520 Al 3+/Al -1, 662 Hg 2+ /Hg 0, 798 Zn 2+/Zn -0, 736 Ag +/Ag 0, 799 Fe 2+ /Fe -0, 440 Au 3+ /Au 1, 420 Ni 2+ /Ni -0, 250 Pb 2+/ Pb -0, 126

Přehled chemických vlastností kovů Ze závislosti na jejich postavení v periodickém systému l Diagonální podobnost Podle pravidla diagonální podobnosti platí, že první prvek hlavní podskupiny má vlastnosti spíše druhého prvku následující podskupiny než druhého prvku vlastní podskupiny. Toto platí nejenom pro kovy Li/Mg, Be/Al, ale též pro nekovy B/Si: 3 Li 4 Be 5 B 11 Na 12 Mg 13 Al 14 Si l Bazicita oxidů a hydroxidů v periodické tabulce roste zprava doleva a shora dolů. -Pro bazicitu oxidů skupiny 2 B tedy platí Zn. O < Cd. O < Hg. O. -Bazicita oxidů téhož kovového prvku v různých oxidačních stavech klesá s růstem oxidačního čísla Cr. O > Cr 2 O 3 > Cr. O 3 Mn. O > Mn. O 2 > Mn 2 O 7 Rozdíly v zásaditosti oxidů a hydroxidů přechodných kovů nejsou výrazné. l Stabilita : Oxid v nižším oxidačním stupni je většinou stabilnější (Pb. O je stálejší než Pb. O 2).

Alkalické kovy - s 1 prvky l l Výskyt v přírodě a výroba Na kamenná sůl (halit) Na. Cl, soda Na 2 CO 3∙ 10 H 2 O, mirabilit (Glauberova sůl) Na 2 SO 4∙ 10 H 2 O, borax Na 2 B 4 O 7∙ 10 H 2 O, mořská voda (obsahuje průměrně 2, 7 hmotn. %, tj. asi 30 kg. m-3 Na. Cl), chilský ledek Na. NO 3, l K sylvín KCl, sylvinit (KCl + Na. Cl), karnalit KCl∙Mg. Cl 2∙ 6 H 2 O

Výroba alkalických kovů l l l Lithium a sodík se vyrábějí tavnou elektrolýzou směsi Li. Cl, resp. Na. Cl s některými dalšími halogenidy (KCl, Ca. Cl 2). Na grafitové anodě vzniká chlor, na železné katodě kapalné lithium, resp. sodík. Průmyslová výroba draslíku je založena na redukci roztaveného KCl kovovým sodíkem nad teplotou 600 °C. Francium bylo objeveno v roce 1939 ve formě izotopu Fr s krátkým poločasem rozpadu jako produkt radioaktivního rozpadu aktiniové řady

Fyzikální a chemické vlastnosti s 1 l l Prvky skupiny 1 A jsou měkké, nízkotající, stříbrobílé kovy. Jejich krystaly patří k těsnému kubickému uspořádání. Lithium má ze všech pevných látek kromě vodíku (0, 076 g. cm-3 při bodu tání 13, 96 K) nejmenší hustotu, 0, 53 g. cm-3 (20 °C). Všechny alkalické kovy zbarvují charakteristicky plamen v důsledku přímé excitace vnějšího elektronu. Zbarvení plamene: karmínové(Li), žluté(Na), fialové(K) červ. fial. (Rb), modré (Ce)

Alkalické kovy Vlastnosti Z řady alkalických kovů je pouze lithium stálé na vzduchu, ostatní kovy se musí uchovávat pod petrolejem, protože na vzduchu reagují s kyslíkem a se vzdušnou vlhkostí. Lithium nereaguje s kyslíkem pod teplotou 100 °C a se studenou vodou reaguje jenom zvolna. l Všechny alkalické kovy reagují s vodou za vzniku hydroxidu a vodíku 2 M + 2 H 2 O → 2 MOH + H 2 l Cesium reaguje již explozivně. l Hydroxidy jsou velmi dobře rozpustné ve vodě a reagují s amfoterními oxidy za vzniku hlinitanů a zinečnatanů. Atakují křemičitanová skla. Snadno absorbují CO 2 a H 2 S za tvorby příslušných hydrogensolí nebo solí. l

Vlastnosti alkalických kovů l l l Všechny alkalické kovy s výjimkou lithia (netvoří hyperoxid ani ozonid) tvoří velký počet binárních sloučenin s kyslíkem. Jsou to zejména oxidy M 2 O, peroxidy M 2 O 2, hyperoxidy MO 2. Hořením lithia na vzduchu vzniká oxid Li 2 O a malé množství peroxidu Li 2 O 2, hořením sodíku peroxid Na 2 O 2 a malé množství oxidu Na 2 O. Ostatní alkalické kovy poskytují hyperoxidy MO 2.

Sloučeniny alkalických kovů Uhličitan lithný Li 2 CO 3 je málo rozpustný a jeho rozpustnost s teplotou klesá. Těžší alkalické kovy tvoří skupinu hydratovaných uhličitanů, hydrogenuhličitanů, seskviuhličitanů a jejich vzájemné kombinace, např. sodu Na 2 CO 3∙ 10 H 2 O, U hydrogenuhličitanu sodného Na. HCO 3 je důležitý jeho rozklad při teplotách 50 -100 °C 2 Na. HCO 3 → Na 2 CO 3 + H 2 O + CO 2 Hydrogenuhličitany alkalických kovů mají menší rozpustnost než příslušné uhličitany. l Solvayův, tj. amoniakový způsob výroby sody spočívá v tvorbě málo rozpustného hydrogenuhličitanu sodného Na. HCO 3 ve vodném roztoku. Do téměř nasyceného roztoku Na. Cl se zavádí nejprve NH 3 a potom CO 2 Na. Cl + H 2 O + NH 3 + CO 2 → Na. HCO 3 + NH 4 Cl Vzniklý Na. HCO 3 se odfiltruje a zahříváním (kalcinací) se převede v Na 2 CO 3 (kalcinovanou sodu). l

Sloučeniny alkalických kovů l l l Uhličitan draselný K 2 CO 3, potaš, je snadno rozpustný ve vodě. Při obyčejné teplotě je stálý dihydrát K 2 CO 3∙ 2 H 2 O. Dusičnany lze připravit přímou reakcí zředěné kyseliny dusičné s příslušným hydroxidem nebo uhličitanem. Li. NO 3 se používá do červených světlic a v pyrotechnice. V Chile jsou velká naleziště ledku sodného Na. NO 3. Dusitany jsou velmi dobře rozpustné ve vodě. Jsou toxické. Používají se při výrobě azobarviv.

s 2 -prvky: beryllium, hořčík a kovy alkalických zemin (Ca, Sr a Ba) Charakteristika l l l Vlastnosti vyplývají z elektronové konfigurace, v porovnání s s 1 jsou méně reaktivní. Be vytváří převážně kovalentní vazby a svými vlastnostmi se podobá Al – je amfoterní. Mg tvoří přechod mezi chováním Be a alkalickými zeminami (Ca, Sr, Ba, Ra). Některé sloučeniny mají kovalentní charakter. Se stoupajícím Z ve skupině stoupá zásaditý charakter oxidů a hydroxidů a naopak klesá rozpustnost síranů a uhličitanů Vyrábějí se až na Ba elektrolýzou roztavených halogenidů (většinou chloridů).

Výskyt v přírodě a výroba Be beryl Be 3 Al 2[Si 6 O 18] jeho odrůdami jsou drahokamy zelený smaragd a modrý akvamarín l Mg dolomit Mg. Ca(CO 3)2, magnezit Mg. CO 3, epsomit Mg. SO 4∙ 7 H 2 O, karnalit 2 KCl∙Mg. Cl 2∙ 6 H 2 O l Ca kalcit, aragonit Ca. CO 3, sádrovec, alabastr Ca. SO 4∙ 2 H 2 O, anhydrit Ca. SO 4, fluorit (kazivec) Ca. F 2, apatit Ca 5(PO 4)3 F, l Sr, Ba celestin Sr. SO 4, baryt Ba. SO 4, l Ra společně s uranem v uranitu UO 2 a ve smolinci U 3 O 8 (asi 0, 34 g Ra/1000 kg U) l

Fyzikální vlastnosti l l Kovové beryllium je při obyčejné teplotě nereaktivní. Se vzdušným kyslíkem a s halogeny reaguje až nad teplotou 600 °C. Od ostatních kovů této skupiny se odlišuje reakcí s roztokem hydroxidů alkalických kovů, kdy se vyvíjí vodík. Beryllium je tedy amfoterní. Hořčík je elektropozitivnější než amfoterní beryllium a reaguje ochotněji s většinou nekovů. S halogeny tvoří Mg. X 2. Na vzduchu hoří oslnivě jasně na Mg. O a Mg 3 N 2. Alkylhalogenidy a arylhalogenidy reagují s Mg a dávají Grignardova činidla RMg. X.

Vlastnosti l l Stříbrolesklé kovy. Be a Mg se částečně odlišují od kovů alkalických zemin - žíravých ((Ca, Sr, Ba, Ra), které jsou značně reaktivní. Reagují s vodíkem, kyslíkem (Sr, Ba tvoří peroxidy) Za vyšších teplot reagují s dusíkem, sírou a halogeny( Ca 3 N 2, Ca. S, Ca. Cl 2) Poměrně snadno reagují se zředěnými kyselinami

Významné sloučeniny Ve skupině 2 A převládá oxidační číslo (II) l Fluorid vápenatý (minerál kazivec, fluorit) je důležitým zdrojem fluoru, má vysoký bod tání (přes 1400 °C) a malou rozpustnost ve vodě. l Chloridy jsou hygroskopické, mají nižší teploty tání, ochotně tvoří hydráty. Koncentrace Mg. Cl 2 v mořské vodě je po koncentraci Na. Cl (2, 7 %) druhou nejvyšší (0, 30 %). l Oxidy lze získat kalcinací uhličitanů. Be. O a Mg. O jsou vynikajícím vodičem tepla a dobrým elektrickým izolátorem. Pálené vápno Ca. O se vyrábí ve velkém množství a objemem výroby zaujímá mezi průmyslovými chemikáliemi druhé místo. l Síran vápenatý Ca. SO 4 se vyskytuje bezvodý jako anhydrit, ale také jako dihydrát (sádrovec). Kalcinací ztrácí vodu a přes bezvodý síran vzniká za vyšší teploty oxid vápenatý 150 °C ≈200 °C ≈1100 °C Ca. SO 4∙ 2 H 2 O Ca. SO 4∙½H 2 O β-Ca. SO 4 Ca. O + SO 3 l Hemihydrát je známý jako pařížská sádra[1]. l Síran barnatý Ba. SO 4 – kontrastní látka používaná v lékařství.

Významné sloučeniny l l Uhličitany alkalických zemin jsou tuhé, ve vodě nerozpustné látky. Uhličitan vápenatý – je nejrozšířenější sloučenina vápníku. (kalcit – šesterečný, aragonit – kosočtverečný je nestálý a proto vzácný). Hydrogenuhličitan vápenatý je rozpustný ve vodě a podmiňuje tvrdost vody (přechodnou), krasové jevy. Fosforečnan vápenatý (fosforit a apatit) je nerozpustný ve vodě, proto je převáděn na dihydrogenfosforečnan. Pouze v kyselých roztocích je rozpustný hydrogenfosforečnan vápenatý. Slouží jako průmyslová hnojiva.