Alkalické kovy jsou měkké, lehké a stříbrolesklé kovy (cesium je nazlátlé), které lze krájet nožem. V Mohsově stupnici tvrdosti mají hodnoty menší než 1 (jsou tedy měkčí než mastek). Nejtvrdší ze všech alkalických kovů je lithium. Všechny dobře vedou elektrický proud i teplo, lithium, sodík a draslík jsou lehčí než voda a plovou na ní, ale rubidium, cesium a francium jsou těžší a klesají tedy ke dnu. V parách alkalických kovů se kromě jednoatomových částic můžeme setkat i s dvouatomovými molekulami, které mají barvu. V kapalném amoniaku se rozpouští za vzniku temně modrého roztoku. Kationty alkalických kovů barví plamen různými barvami (Li – karmínová/červená; Na – světlá oranžová/žlutá; K – fialová). Elementární kovy lze dlouhodobě uchovávat pod vrstvou alifatických uhlovodíků jako petrolej nebo nafta, s nimiž nereaguje.
Alkalické kovy mají také velmi nízkou teplotu tání, u lithia je asi 180 °C, u ostatních dokonce pod 100 °C:
Kov
Teplota tání [°C]
Atomové číslo
Hustota [kg/m3]
lithium
180,54
3
534
sodík
97,72
11
968
draslík
63,38
19
890
rubidium
39,31
37
1532
cesium
28,44
55
1930
francium
27
87
?
Reaktivita
Alkalické kovy jsou velmi reaktivní. Mají nejnižší ionizační potenciál v příslušné periodě, ale hodnota jejich druhého ionizačního potenciálu je velmi vysoká. Ve valenční vrstvě elektronového obalu mají jeden elektron, takže snadno tvoří kationty s jedním kladným nábojem. Reaktivita alkalických kovů stoupá s protonovým číslem prvku – lithium je nejméně reaktivní a francium je nejreaktivnější. Reagují přímo s halogeny za vzniku iontovýchsolí a s vodou za vzniku silných hydroxidů.
Alkalické kovy jsou známé bouřlivou reakcí s vodou, tato reaktivita se zvyšuje se stoupajícím protonovým číslem prvku. Při reakci vzniká hydroxid, uvolňuje se plynný vodík a velké množství tepla.
2 K + 2 H2O → 2 KOH + H2
V kapalnémamoniaku se alkalické kovy rozpouštějí za vzniku tmavě modrých, paramagnetických roztoků obsahujících solvatovaný elektron.
Kromě těchto dvou základních reakcí reagují alkalické kovy také s kyslíkem za vzniku oxidů, peroxidů nebo hyperoxidů, za mírného zahřátí s vodíkem a dusíkem. I když je lithium nejméně reaktivní, tak jako jediné reaguje s dusíkem za normální teploty a při zahřátí také dokonce s uhlíkem a křemíkem.
Výskyt v přírodě
Díky vysoké reaktivitě se alkalické kovy volně v přírodě nevyskytují. Velmi hojně se však vyskytují ve formě svých sloučenin. Sodík a draslík dokonce patří mezi deset nejhojněji se vyskytujících prvků na zemi. Velké množství alkalických kovů se nachází v mořské vodě, v podobě svých iontových sloučenin – solí (nejvíce je zastoupena sůl NaCl neboli chlorid sodný a sylvín KCl neboli chlorid draselný). Odtud se také získávají. Tyto rozpuštěné minerály se také nacházejí v oblastech, kde dříve bylo moře, ale při vrásnění se postupně moře vysušilo a minerály zkrystalizovaly. Proto se zejména ve střední Evropě (v okolí Salcburku) vyskytují velká podzemní naleziště kamenné soli. V poměrně velkém množství se také vyskytují ledky, zejména na chilském pobřeží, které vznikly mineralizací rostlinných zbytků.
Získávání a výroba
Všechny alkalické kovy se získávají především z mořské vody. Pouze lithium se ve větším množství získává ze svých minerálů. U ostatních alkalických kovů se nejdříve odpaří mořská voda a nechají se zkrystalizovat minerály rozpuštěné ve vodě. Jednotlivé sloučeniny alkalických kovů se oddělí a poté se elektrolýzou získávají jejich taveniny nebo se rovnou elektrolyzují a jednotlivé kovy se separují (oddělí) na základě různých teplot tání a varu.
Využití
Alkalické kovy se dají použít především jako dobrá redukovadla v organické chemii nebo analytické chemii, ale vzhledem k jejich vysoké reaktivitě se k těmto reakcím nepoužívají ve velkém. Z čistých kovů má největší využití lithium, které je nejméně reaktivní a na vzduchu nejstálejší. U ostatních alkalických kovů jsou významné především jejich sloučeniny.
Odkazy
Literatura
EARNSHAW, Alan a GREENWOOD, Norman Neill. Chemie prvků. Sv. 1. Přeložil kol. překladatelů po ved. Františka Jursíka. 1. vyd. Praha: Informatorium, 1993. 793 s. ISBN 80-85427-38-9.
GREENWOOD, Norman Neill a EARNSHAW, Alan. Chemistry of the elements. 2nd ed. Oxford: Butterworth-Heinemann, 2002. 1341 s. ISBN 0-7506-3365-4.
HOLINKA, Jiří. Chemie – studijní text: komplexní příprava k přijímacím zkouškám na VŠ. 1. vyd. Třebíč: Radek Veselý, 2003. 152 s. Přijímačky na VŠ. ISBN 80-86376-31-1.
REMY, Heinrich. Anorganická chemie. 1. díl. Překlad Stanislav Škramovský. 2. vyd. Praha: Státní nakladatelství technické literatury, 1972. 934 s. Řada chemické literatury.
