Zhrnutie na Chémia s-prvkov a biologický transport

## Úvod Anorganická chémia sa zaoberá vlastnosťami a reakciami anorganických látok, najmä prvkov a ich zlúčenín. V tomto materiáli sa zameriame na s‑prvky periodickej tabuľky, konkrétne na alkalické kovy (s¹) a kovy alkalických zemín (s²). Rozdelíme si informácie na vlastnosti, reakcie, príklady a praktické využitie. > **Definícia:** Alkalické kovy sú prvky skupiny s¹ s valenčnou konfiguráciou $ns^1$, veľmi reaktívne a tvoria iónové zlúčeniny. Kovy alkalických zemín sú prvky skupiny s² s valenčnou konfiguráciou $ns^2$, tiež reaktívne, väčšinou vykazujú oxidačné číslo +II. ## Alkalické kovy (s¹ prvky) ### Základné vlastnosti - Elektrónová konfigurácia valenčnej vrstvy: $ns^1$. - Veľmi nízka ionizačná energia a nízka elektronegativita. - Typické kationty: M$^+$. - Vyskytujú sa len vo forme zlúčenín v prírode. - Veľmi reaktívne, uchovávajú sa v petroleji. > **Definícia:** Alkalické kovy sú veľmi silné redukčné činidlá, ľahko odovzdávajú svoj valentný elektrón a tvoria iónové väzby. ### Fyzikálne vlastnosti - Mäkké, striebrolesklé na čerstvom reze (okrem K má modrofialový lesk). - Nižšia hustota ako voda u niektorých (plávajú na vode). - Tepota topenia klesá so zvyšujúcim sa atómovým číslom; napríklad Cs sa topí približne pri $19\,^\circ\mathrm{C}$. - Farbiace vlastnosti plameňa: Li – karmínovočervené, Na – žlté, K – fialové, Rb – tmavočervené, Cs – bledomodré. ### Chemické reakcie (vybrané príklady) 1) Reakcia s kyselinami (vznik soli a vodíka): $$\ce{2 Na + 2 HCl -> 2 NaCl + H2}\$$ 2) Tvorba hydridov pri reakcii s vodíkom na miernom zahriatí: $$\ce{2 Na + H2 -> 2 NaH}$$ 3) Reakcie s kyslíkom – vznik oxidu, peroxidu, superoxidu alebo ozonidu v závislosti od prvku: $$\ce{4 Li + O2 -> 2 Li2O}$$ $$\ce{2 Na + O2 -> Na2O2}$$ $$\ce{K + O2 -> K(O2)}$$ $$\ce{K + O2 -> KO3}$$ 4) Reakcia s dusíkom (len Li pri vyšších teplotách): $$\ce{6 Li + N2 -> 2 Li3N}$$ 5) Reakcia s halogénmi (búrlivá, tvorba iónových halogenidov): $$\ce{2 Na + Cl2 -> 2 NaCl}$$ 6) Redukcia halogenidov iných kovov: $$\ce{AlCl3 + 3 Na -> Al + 3 NaCl}$$ 7) Reakcia s vodou (silné zásady a vodík): $$\ce{2 M + 2 H2O -> 2 M^+ + 2 OH^- + H2}$$ Príklad: $$\ce{2 Na + 2 H2O -> 2 NaOH + H2}$$ 8) Redukčné reakcie s inými zlúčeninami: alkoholáty, amidy, acetylidy. ### Výroba - Elektrolýzou tavenín halogenidov alebo hydroxidov. Pri výrobe sodíka z taveniny NaCl sa na katóde vylučuje kov: $$\ce{NaCl -> Na^{+} + Cl^{-}}$$ $$\ce{2 Na^{+} + 2 e^{-} -> 2 Na}\$$ $$\ce{2 Cl^{-} - 2 e^{-} -> Cl2}$$ ### Praktické použitie a bezpečnosť - Použitie v zliatinách, chemickom priemysle (výroba NaOH, soli), plameňové skúšky pri analýze prvkov. - Veľmi reaktívne voči vlhkosti a kyslíku, nebezpečenstvo požiaru a výbuchu pri kontakte s vodou. Did you know that alkalické kovy sa uchovávajú v petroleji práve kvôli ich extrémnej reaktivite s vlhkosťou a vzdušným kyslíkom? ## Kovy alkalických zemín (s² prvky) ### Základné vlastnosti - Elektrónová konfigurácia valenčnej vrstvy: $ns^2$. - Typické oxidačné číslo: +II (tvoria kationty M$^{2+}$). - Viac kovový charakter, ale menej reaktívne než s¹ prvky. - Tvoria silné zásady pri rozpúšťaní vo vode (hydroxidy), s výnimkou Be a Mg, ktoré sú menej reaktívne. > **Definícia:** Kovy alkalických zemín sú prvky, ktoré tvoria hlavne iónové zlúčeniny s oxidačným číslom +II a sú dobrými redukčnými činidlami. ### Fyzikálne a chemické vlastnosti - Tvrdšie než alkalické kovy, svetlosivé, striebrolesklé. - Nižšia reaktivita v porovnaní s alkalickými kovmi. - Farbiace vlastnosti plameňa: Ca – tehlovočervené, Sr – karmínovočervené, Ba – smaragdovozelené. ### Vybrané reakcie a príklady - Reakcia s kyslíkom (tvoria oxidy, niekedy peroxidy u Sr a Ba): $$\ce{2 Ca + O2 -> 2 CaO}$$ - Reakcia s vodíkom (tvorba iónových hydridov): $$\ce{Ca + H2 -> CaH2}$$ - Reakcia s vodou (tvorba hydroxidov a uvoľnenie vodíka): $$\ce{Ca + 2 H2O -> Ca(OH)2 + H2}$$ Príklady využitia v priemysle: palené vápno (CaO) v stavebníctve a metalurgii. Proces hasenia vápna: $$\ce{CaO + H2O -