ALKALIJSKI METALI Alkalijski metali su elementi prve skupine (litij, natrij, kalij, rubidij, cezij i francij). Elementi su sbloka, a elektronska konfiguracija valentne ljuske je ns1, gdje je n 2-7. Grade pozitivne ione i katione (M+). Imaju najniže vrijednosti elektronske elektronske konfiguracije, pa im je oksidacijski broj u
spojevima uvijek pozitivan. pozitivan. Metalna veza među atomima je slaba jer u vezi sudjeluje od svakog atoma samo po jedan elektron. Jakost metalne veze smanjuje se u skupini jer je valentni elektron sve udaljeniji od jezgre. Svi alkalijski metali kristalizira ju u kubičnom sustavu, sustavu, a jedinična ćelija im je volumno volumno centrirana kocka.
Tališta su im niska, a gustoća mala. Male su i tvrdoće, a na prerezu imaju srebrnometalni sjaj koji se na zraku brzo gubi jer su to kemijski najreaktivniji metali. Zbog toga se čuvaju u petroleju, a cezij se čuva u vakuumu. Engleski kemičar Humphry Davy je otkrio natrij i kalij, te neke zemnoalkalijske metale.
NATRIJ FIZIKALNA I KEMIJSKA SVOJSTVA NATRIJA Natrij je jedan od najrasprostranjenijih elemenata u prirodi. Na svježem prerezu je natrij srebrnastog sjaja, ali se stajanjem na zraku izgled površine brzo mijenja. Ima i malu tvrdoću, zbog čega se lako reže nožem. Na svježem prerezu, reakcijom s kisikom, ugljikovim di oksidom i vodenom parom iz zraka nastaje natrijev hidrogenkarbonat (NaHCO3).
Zbog nepostojanosti na zraku, on se čuva u petroleju, a zbog velike reaktivnosti u prirodi ga nema u elementarnom stanju. Najviše ga ima u morskoj i kamenoj sol. Postupnim zagrijavanjem natrij se zapali . On se gasi pijeskom, suhom kuhinjskom soli ili željeznom piljevinom jer reagira s vodom i ugljikovim dioksidom dioksidom iz aparata za gašenje požara. o Talište natrija je 98 C, pa se zagrijavanjem lako rastali i oblikuje se u kuglicu. Na njezinoj površini nastaje opna natrijevog oksida. Izgaranjem natrija nastaje žuti plamen i natrijev peroksid (Na 2O2) svijetložute boje. Dodatkom vode nastaje burna egzotermna egzotermna reakcija. Nastaje bazična otopina. 2Na2O2 + 2H2O
4Na+ + 4OH- + O2
Alkalijski metali boje plamen karakterističnim bojama jer se njihovi valentni elektroni lako pobuđuju i prelaze na više energetske razine u atomu. Pri povratku u osnovno stanje emitiraju primljenu energiju djelomično kao svjetlosno zračenje u vidljivom dij elu spektra. Spektroskopskom Spektroskopskom je analizom para natrija ustvrđeno ustvrđeno da u vidljivom vidljivom dijelu spektra spektra ima samo dvije vrlo vrlo bliske žute crte, tzv. natrijev dublet. Natrij u dodiru s vodom reagira burno, a razvijeni se plin zapali. Tada vodik, koji se zbog egzotermnosti reakcije zapali. 2Na + 2H2O 2Na+ + 2OH- + H2
nastaju natrijeva lužina i
Natrij je jače redukcijsko sredstvo, pa istiskuje vodik iz vode. DOBIVANJE NATRIJA Uglavnom se dobiva elektrolizom taljevine natrijevog klorida. Elektroliza se provodi u Downsovoj ćeliji. Budući da je talište visoko, dodaje se kalcijev klorid čime se ono snižava, pa se uštedi mnogo
energije. Ćelija se sastoji od kotla načinjenog od vatrostalnih opeka, u koji s donje strane ulazi grafitna anoda. Željezna katoda u obliku valjka prstenasto okružuje anodu, koja je od ozgo prekrivena zvonom od željez nog lima kroz koji se odvodi nastali plinoviti klor. Dobiveni tekući natrij se odvaja u posebni spremnik. 2Na+ + 2Cl
-
2Na + Cl2
Natri j j
se primjenjuje pri pri izradi jakih svjetlećih svjetlećih tijela i u proizvodnji proizvodnji indiga, natrijevog natrijevog peroksida i kao sredstvo za sušenje nekih organskih otapala.
NAJVAŽNIJI SPOJEVI NATRIJA NATRIJEV KLORID Natrijev klorid je u prirodi dosta rasprostranjen. Nalazi se u morskoj vodi, slanim jezerima i ivorima. U Zemljinoj kori se nalazi u naslagama kao kamena sol ili halit. *NASTAJANJE NATRIJEVOG KLORIDA:
Erlenmeyerovu tikvicu napunimo klorom i začepimo vatom natopljenom natrijevom lužinom koja reagira s klorom i sprečava njegov odlazak u atmosferu. Natrij zagrijavamo do taljenja i stavimo ga u klor gdje gori svijetlim plamenom, plamenom, a nakon reakcije ostane bijeli prah.
Natrijev klorid kristalizira u kubičnom sastavu. Sastavljen je od plošno centriranih struktura natrijevih i kloridnih iona. Koordinacijski broj je 6, a prostorni raspored iona je oktaedarski.
Privlačne sile među njima su jake pa je talište visoko. Dobro se otapa u polarnim otapalima kao što su voda i etanol. Entalpija otapanja natrijevog klorida je vrlo mala, pa na njegovu topljivost ne
utječe promjena temperature. Vodena otopina natrijevod klorida je neutralna, ali zobg klora djeluje korozivno. Rabimo ga kao kuhinjsku sol i neophodan je u prehrani jer je odnos koncentracije natrijevih i kloridnih iona u organizmu veoma važan. Natrijevi ioni se nalaze van stanice, a kloridni u stanici. Udjelom od 0,9
%
se priprema fiziološka otopina koja se rabi za infuziju. Velike se količine rabe zimi jer snižava ledište. Ako se u jednom kilogramu vode otopi 1 mol soli (58,5 g) ledište se smanji za 3,7 oC. Veliku primjenu ima i u industriji kože, sapuna, porculana i stakla. NATRIJEV HIDROKSID
NaOH je bijela neprozirna kristalna tvar koja se proizvodi u obliku listića ili granula. Vrlo je higroskopan. Ako ga stavimo na staklo, navlaži se od vode koju upija iz zraka. Upija i ugljikov dioksid, pri čemu nastane natrijev karbonat. 2NaOH + CO2
Na2CO3 + H2O
NaOH se dobro otapa u vodi uz oslobađanje topline, pri čemu nastane jaka natrijeva lužina. NaOH
Na+ + OH-
staklenim bocama s uvrušenim čepom jer reagira sa silicijevim dioksidom iz stakla, pri čemu nastaje natrijev silikat, pa se čepovi ''zapeku'' i ne mogu se izvaditi. Pohranjuje se u
SiO2 + 2NaOH
Na2SiO3 + H2O natrija, natrijevog oksida ili peroksida s vodom,
Natrijeva lužina se laboratorijski dobiva reakcijom dok se industrijski proizvodi elektrolizom zasićene otopine kuhinjske soli. U prostor oko katode
doda se jedna do dvije kapi fenolftaleina, a u anodni prostor jedna do dvije kapi tinte. Elektrode se spoje s izvorom električne struje. Na anodi, oksidacijom kloridnih iona, nastaje žutozeleni plin klor, a na katodi, redukcijom vode, bezbojni plin vodik. Dodatkom fenolftaleina u katodnom prostoru otopina se oboji crvenoljubičasto od prisutnih hidroksidnih iona (OH -), a u anodnom prostoru izblijedi boja tinte zbog oksidacijskog djelovanja razvijenog klora. K(-): 2H2O + 2e- H2 + 2OHA(+): 2Cl- Cl2 + 2e2Cl- + 2H2O H2 + 2OH- + Cl2 2Na+ + 2Cl- + 2H2O H2 + Cl2 + 2Na+ + 2OH-
Produkti elektrolize su natrijeva lužina, vodik i klor. Pri industrijskom dobivanju plinovi se odvode u spremnike, a u katodnom prostoru zaostaje
natrijeva lužina, iz koje se isparavanjem vode dobije natrijev hidroksid. On se rabi u industriji sapuna, papira, boja, umjetne svile, za čišćenje masti i ulja... NATRIJEV KARBONAT Soda (Na2CO3)
nastaje nautralizacijom natrijeve lužine ugljikovim dioksidom.
Na+ + OH- + CO2 NaHCO3 2Na+ + 2OH- + CO2 2Na+ + CO32- + H2O Uparavanjem otopine natrijeva karbonata nastaje bijeli prah, dobro vidljiv u vodi. Vodena je otopina zbog hidrolize lužnata. Kristalizacijom iz otopine nastaju veliki prozirni kristali – kristalna soda. On se proizvodi i raznim industrijskim procesima. Jedan od njih je amonijačni Solvayev postupak. U postupku se uvode amonijak i ugljikov dioksid. Reakcijom u vodenoj otopini nastaju NH 4+, Na+, HCO3- i Cl- ioni, koji bi mogli dati 4 vrste soli. Hlađenjem otopine istaloži se najslabije topljiva sol – natrijev hidrogenkarbonat koji se odvaja od otopine filtracijom, a zatim se zagrijavanjem u
rotacijskoj peći dobije natrijev karbonat. Taj proces je vrlo ekonomičan jer se troše jeftine sirovine, a amonijak i dio ugljikovog dioksida vraćaju se ponovno u proces. A monijak se regenerira iz otopine amonijevog klorida reakcijom s vapnencom. 2NH4+ + 2Cl- + CaO 2NH3 + Ca2+ + 2Cl- + H2O
Soda ima veliku primjenu u industriji stakla, sapuna, papira, tekstila te se rabi za omekšavanje vode.
NATRIJEV HIDROGENKARBONAT Soda bikarbona bijeli je prah slabo topljiv u vodi. Osim Solvayevim postupkom soda bikarbona se
dobiva i uvođenjem ugljikovog dioksida u vodenu otopinu sode. 2Na2CO3 + CO2 + H2O
2NaHCO 3
Ona se rabi u proizvodnji praška za pecivo, u kozmetici, u proizvodnji pjenušavih pića gdje se njenom reakcijom s limunskom kiselinom razvija ugljikov dioksid koji je otopljen u tim pjenušavim pićima. NaHCO3 + H2O
Na+ + CO2 + 2H2O
ZEMNOALKALIJSKI METALI Pripadaju s-bloku (berilij, magnezij, kalcij, stroncij, barij i radij). Elektronska konfiguracija valentne ljuske je ns 2. Srebrnasta su sjaja koji gube na zraku, ali sporije od alkalijskih metala jer su manje
reaktivniji. Dobri su vodiči topline i elektriciteta te se mogu kovati. Metalna veza kod njih je jača jer od u njoj atomi sudjeluju s dva valentna elektrona. Berilij i magnezij kristaliziraju u heksagonskom, a ostali
u kubičnom sustavu. Jedinična ćelija kalcija i stroncija je plošno, a barija prostorno centrirana kocka. Oni su laki metali, ali imaju veću gustoću. Gustoća, tališe i vrelište nepravilno rastu čemu su uzr ok razlike njihovih kristalnih struktura i jakost metalne veze. Oni boje plamen, te se zbog velike reaktivnosti ne nalaze u prirodi u elementarnom stanju. U spojevima uglavnom dolaze kao bezbojni kationi čiji je oksidacijski broj II. Z anjih je karakteristična ionska veza, a izuzetak je samo berilij koji se povezuje kovalentnom vezom. To je
posljedica malog polumjera i jake privlačne veze između jezgre i valentnih elektrona.
KALCIJ
Najčešće se nalazi u mineralima. Fosforit – Ca3(PO4)2, apatit – Ca3Cl(PO4)3, fluorit – CaF2, dolomit – CaCO3 x MgCO3.
FIZIKALNA I KEMIJSKA SVOJSTVA KALCIJA Postojaniji je na zraku jer se na površini stvara zaštitni sloj oksida i zbog toga se ne čuva u petroleju. Zbog velike reaktivnosti reagira s mnogim nemetalima (kisik, vodik, klor...). Jedan je od
najvažnijih biogenih elemenata jer ulazi u sastav stanice te ga najviše ima u kostima i zubima. On istiskuje vodik iz vode. Ca + 2H2O
Ca2+ + 2OH- + H2
DOBIVANJE KALCIJA Kalcij se dobiva elektrolizom taljevine kalcijevog klorida.
SPOJEVI KALCIJA KALCIJEV KARBONAT
CaCO3 se u prirodi nalazi u obliku kalcita i aragonita. Kalcit kristalizira iz vruće otopine u heksagonskom sustavu, a aragonit iz hladne otopine u rompskom sustavu. O uvjetima kristalizacije
ovisi koji će mineral nastati. Vapnenac, mramor i kreda su građene od kristalića kalcita. VAPNENAC
Glavni je sastojak sedimentnih stijena nastalih od naslaga ljuštura mikroskopski sitnih praživotinja. Na mnogim mjestima u svijetu postoje veličanstvene spilje koje su nastali reakcijom vezanom za topljivost kalcijevog karbonata u vodi. On je netopljiv u čistoj vodi, ali se otapa u vodi s otopljenim mineralnim tvarima. Uz oslobađanje topline nastaje topljiv kalcijev hidrogenkarbonat. Povišenjem temperature oslobađa se ugljikov dioksid i v odena para te ponovno nastaje netopljiv kalcijev karbonat. Tako na tlu nastaju stalagmiti, a sa stropa se spuštaju stalaktiti. Ta se reakcija događa i pri uparavanju vode ili kuhanju vode, pri čemu nastaje kamenac. Može se otopiti dodavanjem kiselina koje reagiraju s kalcijevim karbonatom uz oslobađanje ugljikovog dioksida. CaCO3 + 2HCl
CaCl2 + CO2 + H2O
CaCO3
CaO + CO2
On je i važna industrijska sirovina s velikom primjenom u građevinarstvu. Termičkom razgradnjom na temperaturi od oko 1000 oC nastaje živo vapno uz oslobađanje ugljikovog dioksida. Dodatkom vode živom vapnu nastaje gašeno vapno. CaO + H2O
Ca(OH)2
Iz gašenog vapna dobiva se žbuka – smjesa gašenog vapna, pijeska i vode. Gašeno vapno reagira s ugljikovim dioksidom iz zraka i postupno otvrdne jer nastaje netopljiv kalcijev karbonat. Ca(OH)2 + CO2 CaCO3 + H2O
GIPS (SADRA) To je kalcijev sulfat dihidrat koji je gotovo netopljiv u vodi. Javlja se kao mineral sadra ili kao zrnata bijela sadra – alabaster. Grijanjem do 130 st. prirodni gips gubi oko ¾ vode i prelazi u pečeni gips. Dodatkom vode pečenom gipsu nastaje kašasta masa koja vrlo brzo prelazi u p rirodni
gips uz neznatno povećanje volumena pa se rabi u medicinu, kiparstvu, arhitekturi...