Karbenium (methenium)
Pořadí stability terciárního (III), sekundárního (II) a primárního (I) alkylkarbeniového iontu
Solved] why is transition state in S N 2 reaction sp 2 hybrid instead of sp 3 explain briefly
logically if possible??? | Course Hero

Sloučeniny se sírou
Sirouhlík CS2
 = toxická těkavá kapalina, využívá se při výrobě viskózy, celofánu, kaučuku apod.
a jako rozpouštědlo.
Zobrazit zdrojový obrázek
•Thiomočovina
• = činidlo v organické syntéze
•
•Thiofosgen
• = činidlo v organické syntéze
•
•Kyselina thiouhličitá
Thiourea.png Strukturní vzorec Thiocarbonic-acid-2D.png

•Kyselina thiokyanatá (rhodanovodíková)  HSCN
• - bezbarvá, olejovitá kapalina
• - silná kyselina, s vodou se mísí v každém poměru
•
•
•
•soli thiokyanatany (rhodanidy)
• - rhodanidy i rhodanokomplexy většinou dobře rozpustné ve vodě
•Příprava:
• 8 CN− + S8 → 8 SCN−
•CN− + S2O32− → SCN− + SO32−
•
•- analyticky známý je komplex  [Fe(SCN)6]3-
• vykazující intenzivní purpurové zbarvení
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/f/f6/Aqueous_ferric_thiocyanate_%28Fe%28SCN%29n%29_h
ydrate_mix.jpg Skeletal formula of thiocyanic acid with the explicit hydrogen added

Franklinexpeditioncans
   V roce 1845 vypluly z Anglie lodě Erebus a Terror pod velením sira Johna Franklina hledat
Severozápadní průjezd. K pobřeží Severní Ameriky dorazilo 129 mužů se zásobami na 3 roky. Část
jídla byla v plechových konzervách, uzavřených olovnatou pájkou. Novinkou bylo destilační zařízení
sloužící výrobě sladké vody, kde část potrubí byla vyrobena z olova. Franklinovi muži přezimovali
na Beecheyho ostrově, kde zemřeli a byli pohřbeni tři členové posádky. Obě lodi se v září 1846
zasekly v ledovém příkrovu u Ostrova krále Viléma, zde expedice přezimovala dvě zimy. Zemřela zde
velká část posádky, včetně Johna Franklina. Podle svědectví Eskymáků se zbytek mužů vydal na jih,
všichni však postupně zahynuli. Později byly nalezeny kosterní pozůstatky se stopami řezání
(kanibalismus).
   V nalezených pozůstatcích byla zjištěna zvýšená hladina olova, svědčící o chronické otravě,
zřejmě z destilačního zařízení či méně pravděpodobně z konzerv (stejné konzervy byly v té době
užívány i na jiných lodích bez problémů).
The Lost Franklin Expedition | Explorers Podcast Map of Franklin Expedition in Arctic
Franklinova expedice
Franklin Expedition remains still elude searchers in Arctic | The Star

Triely



•B - nekov; Al, Ga, In, Tl - kovy
•
•- elektronová konfigurace: ns2np1,
• oxidační číslo: BIII; AlIII,  GaIII,I, InIII,I a TlIII,I
•
-k chemickým vazbám využívají elektrony s2p1 (tři hybridní orbitaly sp2)
-
•- s atomovým číslem roste iontový podíl vazby
•
Boron - Wikipedia Chemical Elements - Aluminium Gallium - Assignment Point Thallium - Wikipedia
B, Al, Ga, In, Tl

•- B a Al tvoří kovalentní sloučeniny, které jsou elektronově deficitní Þ chovají se jako Lewisova
kyselina, mají tendenci doplnit sextet elektronů na oktet tvorbou komplex. aniontu, např.:
• BF3 + F- ® [BF4]-
•
•- naproti tomu Tl se chová jako alkalický kov (typicky iontová vazba)
• - stálost mocenství +III podél skupiny klesá a roste stálost +I
• (u Tl je +I velmi stálé – vliv relativistického efektu)
•
Periodic Table Of Elements Boron Family - About Elements

Periodic Table Boron Family - Periodic Table Timeline



Bor se vyskytuje v třech modifikacích, základem jejich struktury je ikosaedr B12. Atomy boru jsou v
ikosaedru pospojované se sousedy 5 delokalizovanými vazbami. Jednotlivé modifikace se liší
uspořádáním ikosaedrů v krystalické struktuře, případne i přítomností i jiných seskupení (B6, B10),
nebo i přítomností jednotlivých atomů boru.
Krystalický bor je mimořádně tvrdý a má vysoké teploty tání a varu. Má šedčernou baru a kovový
lesk.
Amorfní bor je hnědá práškovitá tuhá látka, jejíž hustota je nižší než hustota krystalické formy.
Zobrazit zdrojový obrázek
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/9/9f/Brown-boron.jpg/330px-Brown-boron.jpg Bor
(β-rhombohedral)
Bor

hybridizace boru
Srovnání boru a ostatními prvky III. A skupiny
Bor je jediný nekov ve skupině a na rozdíl od ostatních prvků této skupiny nevodič.
Body tání a varu boru jsou mnohem vyšší než u ostatních prvků této skupiny.
Vyskytuje se jako jediný ve dvou modifikacích (krystalický a amorfní).
Bor tvoří pouze kovalentní sloučeniny, ostatní prvky ze skupiny tvoří též sloučeniny iontové.
Oxosloučeniny boru jsou kyselé, u ostatních prvků amfoterní či bazické.
Trihalogenidy boru se vyskytují i jako monomery, u ostatních prvků jen jako dimery.

Nekovy s vysokým bodem tání, nevodiče.
Hodnoty elektronegativit boru B (2,0) a křemíku Si (1,8).
Oba prvky mají téměř shodné hodnoty ionizačního potenciálu B3+ (3/41 = 0,073) a Si4+ (4/54 = 0,074)
Oba prvky lze připravit z oxidů redukcí hořčíkem
B2O3 + 3 Mg = 2 B + 3 MgO
SiO2 + 2 Mg = Si + 2 MgO
V přírodě se nevyskytují jako volné, lze je najít ve formě oxosloučenin - boritanů, resp.
křemičitanů.
Oba prvky existují ve 2 alotropických formách (krystalické a amorfní).
Oba prvky tvoří těkavé hydridy, B2H6 a SiH4, a kyselé hydroxysloučeniny B(OH)3 a Si(OH)4.
Diagonální podobnost boru a křemíku

•Bor má vysoký bod tání (2300 0C), na vzduchu je stálý. Ve sloučeninách je vázán výlučně
kovalentními vazbami.
•
•Podobnost spíše s Si, než s Al (diagonální podobnost mezi B a Si v periodické tabulce),  kyselina
boritá je podobná  kys. křemičité; B(OH)3 je kyselina, ale Al(OH)3 převážně zásaditý s částečně
amfoterním chováním.
• Ve sloučeninách vystupuje bor většinou v oxidačním stavu III, vzácně též I a II. Ze sloučenin
jednomocného boru jsou známy např. nestabilní fluorid borný BF a chlorid borný BCl, dvojmocný bor
je znám ve formě nestabilního oxidu bornatého BO a jodidu bornatého B2I4.
•
•Bor se vyznačuje vysokou chemickou odolností a to i proti silným okysličovadlům, nereaguje ani s
kyselinou fluorovodíkovou, ale oxiduje se horkou kyselinou dusičnou a sírovou a při teplotě přes
600°C reaguje s vodní párou:
•B + 3HNO3 → H3BO3 + 3NO2
2B + 3H2SO4 → 2H3BO3 + 3SO2
2B + 3H2O → B2O3 + 3H2
•Amorfní bor reaguje s roztoky i taveninami hydroxidů alkalických kovů:
•2B + 2NaOH + 6H2O → 2Na[B(OH)4] + 3H2
2B + 6NaOH → 2Na3BO3 + 3H2

  Za laboratorní teploty bor reaguje přímo pouze s fluorem, s ostatními halogeny se slučuje až při
teplotách nad 400 °C. Se sírou se slučuje na sulfid boritý B2S3 při teplotách nad 600 °C, za
zvláštních podmínek vytváří také sulfid zajímavého složení B8S16. S fosforem reaguje při teplotě
1000 °C za vzniku fosfidu BP, teprve při teplotě 2000°C reaguje s uhlíkem.
  Díky své vysoké afinitě ke kyslíku a k dalším elektronegativním prvkům, je bor, za vhodných
podmínek, schopen vytěsňovat kovy z oxidů, chloridů a sulfidů.
  S řadou přechodných kovů reaguje za tvorby boridů se zajímavými vzorci, např. Cr5B3, Re7B3,
Pd5B2 nebo Ru11B8.
  Krystalický bor, se pro svou vysokou tvrdost používá jako složka brusných směsí a jako přísada
ocelí zlepšuje jejich kalitelnost.
   Bor je také důležitým legujícím prvkem při přípravě řady slitin hliníku. Jeho přídavkem se
podstatně zjemňuje struktura slitin a zvyšuje schopnost hliníku zachytávat neutrony, přídavek boru
současně zvyšuje elektrickou vodivost čistého hliníku.

Využití boru v jaderné energetice je založeno na velkém účinném průřezu izotopu 10B vůči tepelným
neutronům a je výhodné i proto, že produkty reakce jsou stálé neradioaktivní Li a He. Proto se
využívá bor, podobně jako beryllium, k výrobě řídicích tyčí v reaktorech a neutronových zrcadel
v jaderných reaktorech. Bor je jeden z mála prvků, které přicházejí v úvahu jako palivo pro
jadernou fúzi.
Bor a jeho sloučeniny barví plamen intenzivně zeleně. Tento jev se uplatňuje při přípravě směsí pro
pyrotechnické účely a v analytické chemii slouží jako důkaz přítomnosti boru.
  Významné místo patří sloučeninám boru ve sklářském a keramickém průmyslu. Tzv. borosilikátová
skla se vyznačují vysokou tepelnou odolností a pod označením Pyrex (v Česku Simax) slouží k výrobě
chemického i kuchyňského nádobí. V keramice nalézá bor uplatnění především jako složka  emailů a
glazur.
 Uplatňuje se při výrobě mýdel a detergentů, a žáruvzdorných materiálů.
Směs neodymu, železa a boru je využívána pro výrobu permanentních NdFeB magnetů.

K minerálům boru patří např.  borax Na2B4O7·10H2O, pro průmyslovou těžbu má dnes v celosvětovém
měřítku rozhodující význam colemanit Ca2B6O11·5H2O.
Výroba amorfního boru se provádí metalotermickou redukcí oxidu boritého B2O3 kovovým sodíkem,
hořčíkem nebo hliníkem:
B2O3 + 6Na → 2B + 3Na2O
B2O3 + 3Mg → 2B + 3MgO
B2O3 + 2Al → 2B + Al2O3
Surový amorfní bor se zbavuje nečistot varem se zředěnou kyselinou chlorovodíkovou nebo promýváním
kyselinou fluorovodíkovou.
Výroba krystalického boru se provádí redukcí bromidu boritého BBr3 vodíkem při teplotě přes 1200°C
nebo redukcí chloridu boritého BCl3 zinkem za teploty 900°C.
2BBr3 + 3H2 → 2B + 6HBr
2BCl3 + 3Zn → 2B + 3ZnCl2

Velmi čistý bor je možné připravit termickým rozkladem jodidu boritého BI3 při teplotě 1000 °C na
elektricky žhaveném wolframovém vlákně (van Arkelova a de Boerova metoda)
2BI3 → 2B + 3I2
nebo redukcí chloridu boritého vodíkem působením vysokofrekvenčního elektrického výboje
(Hackspillova metoda).
   Mezi další způsoby výroby boru patří termický rozklad boranů a tavná elektrolýza fluoroboritanů.

Boromycin.png
Boromycin
 = polyether-macrolidové antibiotikum. Bylo izolováno z bakterií Streptomyces antibioticus.
Účinkuje proti většině Gram-pozitivních bakterií, proti Gram-negativním bakteriím  je neúčinné.
Boromycin poškozuje cytoplazmatickou membránu, což vede ke ztrátě K+ iontů z buňky a k její
následné smrti.
Zobrazit zdrojový obrázek

   je na čerstvém řezu stříbřitě bílý, lesklý a velice lehký kov, s vysokou odrazivostí světla
(zrcadla) i UV záření.
  Na vzduchu se povrch hliníku poměrně rychle pokrývá vrstvou oxidu Al2O3 - vůči čisté vodě odolný,
roztoky solí odstraňují ochrannou vrstvu Þ rychlá koroze; odolnost hliníku vůči korozi se zvyšuje
zesílením vrstvičky Al2O3 na povrchu kovu a to buď chemicky (v roztoku chromanu), nebo častěji
elektrolyticky (eloxování).
  Ve sloučeninách se hliník nejčastěji vyskytuje v ox. stavu III, sloučeniny jednomocného a
dvojmocného hliníku jsou méně obvyklé: nestabilní chlorid hlinný AlCl je meziproduktem při chemické
rafinaci hliníku, oxid hlinatý AlO, dvojmocný hliník se vyskytuje v řadě organických sloučenin.
  Hliník je prvek s amfoterním charakterem. S kyselinami tvoří hlinité soli Al3+, se silnými
zásadami reaguje hliník za vzniku tetrahydroxohlinitanů [Al(OH)4]-:
2Al + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2
2AL + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Al(OH)4] + 3H2
Hliník

Reakce hliníku s kyselinou dusičnou probíhají bez vývoje vodíku, se zředěnou kyselinou vzniká oxid
dusný, reakcí hliníku s velmi zředěnou kyselinou dusičnou vzniká dusičnan amonný:
8Al + 30HNO3 → 8Al(NO3)3 + 3N2O + 15H2O
8Al + 30HNO3 → 8Al(NO3)3 + 3NH4NO3 + 9H2O
S halogeny se slučuje přímo, reakce jsou silně exotermní, s kapalným bromem reaguje práškový hliník
prudce za vývoje plamene.
Se selenem a tellurem reaguje explozivně za vzniku selenidu Al2Se3 a telluridu Al2Te3.
S dusíkem se slučuje na nitrid AlN až za teplot 800-1200°C, s amoniakem reaguje za tvorby nitridu
až při teplotě nad 600°C,
Přímá reakce hliníku se sírou probíhá za vzniku snadno hydrolyzujícího sulfidu hlinitého Al2S3 již
od teploty 150°C.
Již za mírně zvýšené teploty okolo 70 – 100 °C reaguje s peroxidy a hyperoxidy alkalických kovů za
vzniku alkalických hlinitanů:
3Na2O2 + 2Al → 2NaAlO2 + 2Na2O
NaO2 + Al → NaAlO2

•Vodné roztoky hlinitých solí jsou bezbarvé, nerozpustné hlinité sloučeniny jsou bílé látky. Jednou
z mála známých barevných sloučenin hliníku je světle žlutý karbid Al4C3.
•
•Hliník je nejrozšířenější kov a je třetí nejrozšířenější prvek zemské kůry. V přírodě se v ryzí
formě obvykle nevyskytuje, sloučeniny hliníku jsou rozptýleny v zemské kůře.
•Mezi nejdůležitější minerály hliníku patří orthorombický boehmit Al2O3·H2O a monoklinický gibbsit
Al2O3·3H2O (hlavní složky bauxitu), kryolit Na3AlF6 a korund Al2O3.
•
•Hlavní surovinou pro výrobu hliníku je bauxit, hornina obsahující Al2O3 ·2H2O a hydroxidy hliníku
•  autochtonní bauxit, méně kvalitní, primární zvětralinový materiál vázaný na matečnou horninu.
•  alochtonní bauxit, kvalitnější sekundární sedimentární materiál, tvořený sedimentárními vrstvami
z materiálu připlaveného ze značné dálky. Vyšší kvalita sekundárního bauxitu je způsobena vymytím
nežádoucích příměsí SiO2 a Fe2O3 během transportu a následné sedimentace.
•
•

 1)  Výroba hliníku se od roku 1886 provádí elektrolytickým rozkladem oxidu hlinitého rozpuštěného
v roztaveném kryolitu - Hallův-Héroultův postup.
Čistý oxid hlinitý pro elektrolýzu se připravuje různými metodami, které se volí podle poměru
hmotnosti oxidu hlinitého k hmotnosti oxidu křemičitého.
  Poměrně univerzální je alkalická spékací metoda, která spočívá ve vypalování bauxitu, vápence a
sody v rotační peci. Vypálené slínky se vylouží vodou, vzniklý hlinitan sodný Na[Al(OH)4] se
rozkládá oxidem uhličitým na hydrát hlinitý, ten se po odfiltrování kalcinuje za vzniku oxidu
hlinitého.
   Pro bauxity s nízkým obsahem křemene se používá mokrý, Bayerův způsob přípravy oxidu hlinitého,
který spočívá v rozkladu mletého, žíhaného bauxitu hydroxidem sodným za zvýšeného tlaku a teploty
v autoklávech různé konstrukce. Vzniklý roztok hlinitanu sodného se filtrací zbaví nečistot
(Fe(OH)2, hydratovaný SiO2), podrobí hydrolýze a rozkladu pomocí oxidu uhličitého, následně se
kalcinuje na oxid hlinitý. Vedlejším produktem Bayerova způsobu je soda, která se kaustifikuje
vápnem za vzniku hydroxidu sodného, ten se vrací zpět na začátek procesu.

  Méně používaný je kyselý způsob přípravy oxidu hlinitého, při kterém se na rudu působí roztokem
minerálních kyselin. Hliník přechází do roztoku jako hlinitá sůl příslušné kyseliny. Soli se
podrobí hydrolýze, vzniklý hydroxid hlinitý se kalcinuje za vzniku oxidu hlinitého.

  Buchnerův způsob přípravy oxidu hlinitého spočívá v loužení rudy kyselinou dusičnou v autoklávu.
Vzniklý dusičnan hlinitý se čistí frakční krystalizací, následnou kalcinací vzniká oxid hlinitý a
kyselina dusičná, která se vraci do procesu.

  Goldschmidtův způsob využívá loužení rudy kyselinou siřičitou.

  Haglundův způsob spočívá v tavení rudy, pyritu a uhlí v elektrické peci, hliník přechází do
strusky ve formě oxidu a sulfidu, struska plave na slitině železa a křemíku. Následuje rozklad
strusky kyselinou chlorovodíkovou, sulfid hlinitý se rozkládá za vývoje sirovodíku, zbytkem je
čistý oxid hlinitý.
Důležitým vedlejším produktem všech způsobů přípravy oxidu hlinitého je gallitan sodný NaGaO2, ze
kterého se získává gallium.

2) Kromě elektrolytického způsobu je také možná karbotermická výroba hliníku z oxidu hlinitého.
Karbotermická redukce se provádí koksem v šachtové nebo elektrické obloukové peci za teplot přes
2000°C. Dvoustupňový průběh redukce popisují rovnice:
2Al2O3 + 9C → Al4C3 + 6CO
Al4C3 + Al2O3 → 6Al + 3CO
Další možností je tzv. Tóthův proces, který je založen na redukci chloridu hlinitého manganem.
Vstupní surovinou není bauxit, ale kaolín a jíly se zvýšeným obsahem hliníku. Suroviny se po
kalcinaci podrobí chloraci, vzniklý chlorid se redukuje manganem při teplotě 260°C.
Rafinace
Surový elektrolytický hliník dosahuje čistoty 99,5%, pro zvláštní účely se dále elektrolyticky nebo
chemicky rafinuje až na čistotu 99,999%.
  Při elektrolytické rafinaci se jako elektrolyt používá tavenina chloridu barnatého a fluoridu
hlinitého, surový hliník se slévá s mědí pro dosažení vyšší hustoty, rafinovaný hliník plave na
povrchu elektrolytu.

  Při chemické rafinaci se na roztavený surový hliník při teplotě 1200 °C působí parami chloridu
hlinitého za vzniku chloridu hlinného AlCl.  Vzniklý subchlorid se po ochlazení na 700°C rozkládá
zpět na chlorid hlinitý a čistý tekutý hliník, chlorid hlinitý se recykluje. Tento postup se nazývá
subchloridová metoda rafinace hliníku. Další chemickou metodou rafinace hliníku je zavádění chloru
do taveniny, většina přítomných příměsí přechází na chloridy, které se usazují na povrchu taveniny.
  Mezi další metody rafinace hliníku patří např. vakuový způsob, k odstranění vodíku se používá
probublávání argonem a dalšími inertními plyny.
  Na velmi vysokou čistotu se hliník rafinuje speciálními postupy mezi které patří např. zonální
rafinace, frakční krystalizace nebo elektrolýza z roztoku organických rozpouštědel -
Na[Al(C2H5)3F]·Al(C2H5)3.

  Hliník se používá čistý nebo ve formě slitin jako konstrukční materiál. Slitiny hliníku mají
všestranné použití, jsou lehké a pevné.
 Hlavním legujícím prvkem hliníkových slitin je Si, který zvyšuje pevnost a slévárenské vlastnosti
a v kombinaci s hořčíkem umožňuje vytvrzování. Nejdůležitější slitiny hliníku jsou magnalium (10-35
% Mg), duraluminium (Cu, Mg, Mn, Si), silumin (13 -25 % Si), hydronalium (Mg) nebo pental (Mg, Si).
Mezi nejpevnější slitiny hliníku patří slitiny se Zn, Mg, Ti, Cr a Cu.
  Praktické využití hliníku i jeho slitin je velmi rozmanité. Největší množství, více než 40 %
celosvětové produkce hliníku se spotřebovává na výrobu plechovek na nápoje, 24 % hliníku spotřebuje
automobilový průmysl, 12 % hliníku najde uplatnění v elektrotechnice (el. vodiče), 8 % se využívá
ve stavebnictví, 3% vyrobeného hliníku se vyžívají v leteckém průmyslu nebo k výrobě hliníkového
nádobí.
  Jako potravinářské barvivo E 173 se hliník využívá k barvení dortů a cukrovinek.

Hliník se využívá v tzv. aluminotermickém (termitovém) procesu, který má široké použití při výrobě
kovů:
  směs příslušného oxidu a práškového hliníku se zapálí, za vysoké teploty proběhne redukce oxidu
hliníkem, např.:
3 Mn3O4 + 8 Al → 4 Al2O3 + 9 Mn
Cr2O3 + 2 Al → Al2O3 + 2 Cr
Nejznámějším příkladem je termit, což je směs práškového hliníku a oxidu železitého v poměru 1:3.
2 Al + Fe2O3 → 2 Fe + Al2O3
8 Al + 3 Fe3O4 → 9 Fe + 4 Al2O3
Je využívána pro svařování kolejnic.
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/9/97/Thermite_skillet.jpg
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/0/0a/Thermite_mix.jpg

Organokovové sloučeniny hliníku
Organohlinitý hydrid (C4H9)2AlH je hydrogenační a redukční činidlo v řadě organických syntéz.
Triethylaluminium (C2H5)3Al používané jako katalyzátor polymerace alkenů (Zieglerův-Nattův
katalyzátor).
Triethylalkoholát hlinitý (C2H5O)3Al je katalyzátorem při přípravě esterů karboxylových kyselin z
aldehydů (Tiščenkova reakce).
Dioctan hlinitý HOAl(C2H3O2)2 se připravuje reakcí hlinitanu sodného (NaAlO2) s kyselinou octovou.
Používá v lékařství (Burowův roztok) na obklady otoků - působí chladivě a pomáhá otoky vstřebávat.

Gallium
= bílý lesklý kov; velmi nízký bod tání 29,78 0C; chemicky podobný Al; ve sloučeninách vystupuje
gallium nejčastěji jako trojmocné, vlastnosti gallitých sloučenin se podobají vlastnostem sloučenin
hlinitých (např. oxid gallitý je stejně jako oxid hlinitý amfoterní). Sloučeniny gallia v dalších
oxidačních stavech nejsou příliš rozšířené, je znám např. nestabilní oxid gallný Ga2O, který se
chová jako extrémně silné redukční činidlo. Oxid gallný nelze získat přímou reakcí z prvků,
připravuje se reakcí oxidu gallitého s galliem při teplotě 500°C:
Ga2O3 + 4Ga → 3Ga2O
Zajímavostí jsou sloučeniny gallnaté, které se sice elektrochemicky jeví jako dvoumocné, ale ve
skutečnosti se pravděpodobně jedná o směs Ga+ a Ga3+.
   Velká objemová roztažnost během fázového přechodu: při tuhnutí gallium zvětšuje svůj objem o
více než 3% a nesmí se proto, z bezpečnostních důvodů, uchovávat ve skleněných ani kovových
nádobách.
   Na vzduchu je gallium stálé, má amfoterní vlastnosti, za tepla se dobře rozpouští v běžných
minerálních kyselinách za vzniku gallité soli
2Ga + 6HCl → 2GaCl3 + 3H2
Ga + 6HNO3 → Ga(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O

Reaguje s hydroxidy alkalických kovů za vzniku tetrahydroxogallitanů nebo
diaquatetrahydroxogallitanů:
2Ga + 2NaOH + 6H2O → 2Na[Ga(OH)4] + 3H2
2Ga + 2KOH + 10H2O → 2K[Ga(OH)4(H2O)2] + 3H2
Gallium ochotně reaguje s vodným roztokem amoniaku nebo uhličitanů alkalických kovů:
2Ga + 2(NH3·H2O) + 6H2O → 2NH4[Ga(OH)4] + 3H2
2Ga + 2Na2CO3 + 8H2O → 2Na[Ga(OH)4] + 3H2 + 2NaHCO3
S horkou vodou reaguje za vzniku hydroxidu gallitého a vývoje vodíku:
2Ga + 6H2O → 2Ga(OH)3 + 3H2
  Již za běžných teplot gallium prudce reaguje s fluorem, chlorem a bromem za vzniku fluoridu
galllitého GaF3, chloridu gallitého GaCl3 a bromidu gallitého GaBr3, pouze s jodem se na jodid
gallitý GaI3 slučuje až po zahřátí.
  Se sírou reaguje až za teploty 1200°C za vzniku sulfidu gallitého Ga2S3.
  S dusíkem přímo nereaguje, nitrid gallitý GaN lze získat reakcí s amoniakem při teplotách přes
1200°C:
2Ga + 2NH3 → 2GaN + 3H2
  S vodíkem tvoří těkavý hydrid gallan GaH3, který je stabilní pouze při teplotách pod -30°C
a velmi nestabilní digallan Ga2H6, naopak vysokopolymerní hydrid [GaH3]x je stabilní.

Velmi nestabilní jsou i hydridogallitany těžkých kovů, zejména hydridogallitan stříbrný AgGaH4 nebo
thallitý Tl(GaH4)3, naopak hydridogallitany alkalických kovů jsou stálé.
Gallium společně s indiem patří mezi jediné dva kovy, které netvoří karbidy.
V přírodě se gallium vyskytuje velmi vzácně, téměř vždy doprovází hliník, bývá izomorfní příměsí
zinku ve sfaleritu a ve stopových množstvích je obsaženo v uhlí.
Výroba galia
  se v minulosti nejčastěji prováděla kyselým loužením odpadních produktů po sulfidickém pražení
rud zinku, dnes se gallium ve formě gallitanu sodného NaGaO2 získává extrakcí eterem z odpadních
produktů při výrobě hliníku.
Kovové gallium se z roztoku galitanu sodného získává elektrolýzou v alkalickém prostředí, katodou
je kapalné gallium, anoda je grafitová. Na velmi vysokou čistotu se gallium čistí zonální rafinací,
podobným způsobem jako křemík.

Gallium se používá k pokovování vysoce kvalitních zrcadel, k výrobě polovodičů, ferritů a
speciálních slitin s velmi nízkou teplotou tání.
  Slitina gallia s indiem taje již při 16°C. Slitina galistan (Ga, In, Sn) má teplotu tání -20°C a
používá se jako náhrada rtuti v teploměrech.
  Slitina gallia s cínem a bismutem se používá na zubní plomby.
  Intermetalické sloučeniny gallia s plutoniem PuGa, Pu3Ga a Pu6Ga se používají k legování
plutonia. Přídavek gallia zlepšuje jeho mechanické vlastnosti, zejména tvářitelnost
a obrobitelnost, nutnou k výrobě jaderných zbraní.
  Radioaktivní izotopy gallia 67Ga a 68Ga se využívají v medicíně jako radiofarmaka.
Tenkovrstvý fotovoltaický článek CIGS (Copper Indium Gallium DiSelenide): mezi hlavní výhody článku
CIGS patří zejména jeho citlivost na červenou složku světla. CIGS dokonaleji využívá energii
difuzního světla, které převládá při zatažené obloze nebo mlze. Tenkovrstvý fotoelektrický článek
CIGS je účinnější při malém osvitu a v těchto podmínkách překonává účinnost klasických FV modulů z
křemíku. Výhod článku CIGS využívají pokročilé trubicové fotovoltaické panely druhé generace.

Maltolát gallitý Ga(C6H5O3)3 je účinné chemoterapeutikum (protizánětlivé účinky). Kosmetický
pleťový krém obsahující gallium maltolát se prodává pod názvem Gallixa.
Zobrazit zdrojový obrázek
Organokovové sloučeniny gallia
Obsah obrázku hygienické potřeby, hrníček, stůl, jídlo Popis byl vytvořen automaticky

Indium
stříbrobílý lesklý kov, měkký (lze krájet nožem), na vzduchu je poměrně stálé, jen velmi pomalu se
pokrývá vrstvou žlutozeleného oxidu inditého In2O3.
   Ve sloučeninách se vyskytuje nejčastěji v oxidačním stupni III, sloučeniny india v ox. stupních
I a II jsou značně nestálé a rozkládají se za vzniku indité soli a elementárního india
- ochotně se slučuje s halogeny, s chlorem dokonce za vývoje plamene
- po zahřátí se přímo slučuje se sírou, selenem a tellurem.
- s uhlíkem se přímo neslučuje a netvoří karbidy, podobné chování má z kovů pouze gallium
-
Indium se snadno rozpouští ve zředěné kyselině sírové za vzniku síranu inditého a vývoje vodíku:
2In + 3H2SO4 → In2(SO4)3 + 3H2
Reakce india s kyselinou dusičnou probíhá bez vývoje vodíku:
In + 4HNO3 → In(NO3)3 + NO + 2H2O
V alkalickém prostředí vytváří trojmocné indium inditany [InO2]- a hydroxoinditany [In(OH)4]-,
v kyselém prostředí vytváří inditý kation In3+.

Indium se koncentruje se jako příměs v sulfidech těžkých kovů. Pro průmyslovou výrobu má praktický
význam jeho výskyt ve formě pevných roztoků ve sfaleritu.
   Výroba india se provádí z odpadních produktů po destilační rafinaci zinku (elektrolýzou chloridu
inditého InCl3), méně z odpadních produktů po rafinaci cínu a olova. Obvyklým způsobem získávání
india je elektrolýza nebo loužení kyselinou sírovou. Z výluhu se indium získává srážením pomocí
oxidu zinečnatého, sraženina je po promytí roztokem hydroxidu sodného opět rozpuštěna v kyselině
sírové. Z roztoku je indium odděleno cementací hliníkem nebo zinkem jako indiová houba nebo
vysráženo pomocí sulfanu:
In2(SO4)3 + 2Al → 2In + Al2(SO4)3
In2(SO4)3 + 3Zn → 2In + 3ZnSO4
Surové indium se po přetavení rafinuje elektrolyticky, elektrolytem je roztok chloridu inditého.
Produktem je indium o čistotě až 99,97%.
 Starší metoda výroby kovového india spočívala v redukci oxidu inditého plynným amoniakem při
teplotě 250°C:
In2O3 + 2NH3 → 2In + 3H2O + N2

  Indium se ve slitině s bismutem používá na zubní plomby.
  Během 2. světové války se používalo k pokovování ložisek pro letecké motory.
  Indiem se pokovují nejkvalitnější zrcadla pro náročné použití.
  Slitiny india s olovem nebo zlatem dobře smáčejí sklo a zachovávají si mechanické vlastnosti i za
velmi nízkých teplot, slouží k výrobě těsnění skleněných průzorů pro vysoké vakuum a nízké teploty
(urychlovače částic, kosmické lodě).
V současnosti se indium ve formě fosfidu InP a pevného roztoku směsného oxidu In2O3·SnO2 (ITO -
Indium Tin Oxide) stále více využívá k výrobě tenkovrstvých fotoelektrických článků CIGS pro
trubicové fotovoltaické panely, LED diody, LCD displeje, dotykové obrazovky a dalších polovodičové
součástky.
Radioaktivní izotop 115In se používá jako součást detektoru neutrin.

Thallium
  je stříbřitě bílý, lesklý a velmi měkký kov. Patří mezi supravodiče I. typu. Na vzduchu se povrch
kovu samovolně pokrývá tmavě šedou vrstvou oxidu thallného Tl2O a oxidu thallitéhoTl2O3, ze kterých
působením vzdušné vlhkosti postupně vzniká žlutý hydroxid thallný TlOH.
   Ve sloučeninách vystupuje thallium převážně v oxidačním stupni I, chemické vlastnosti thalných
sloučenin se nejvíce podobají vlastnostem a chování sloučenin alkalických kovů. Sloučeniny
trojmocného thallia se snadno redukují, jsou nestálé, používají se jako silná oxidační činidla.
- s halogeny ochotně reaguje již za normální teploty,
- s křemíkem, fosforem, sírou, selenem a tellurem se slučuje až po zahřátí.
- s uhlíkem se slučuje na karbid TlC až při teplotě okolo 2400°C.
Kompaktní kovové thallium se dobře rozpouští ve zředěné i koncentrované kyselině dusičné, méně
ochotně ve zředěné i koncentrované kyselině sírové:
3Tl + 4HNO3 → 3TlNO3 + NO + 2H2O
Tl + 6HNO3 → Tl(NO3)3 + 3NO2 + 3H2O
2Tl + H2SO4 → Tl2SO4 + H2
2Tl + 6H2SO4 → Tl2(SO4)3 + 3SO2 + 6H2O

Kovové thallium reaguje s koncentrovanou kyselinou chlorovodíkovou sycenou chlorem za vzniku
kyseliny tetrachlorothallité:
2Tl + 2HCl + 3Cl2 → 2H[TlCl4]
Práškové thallium reaguje i s hydroxidy, jeho reakce s koncentrovanou kyselinou dusičnou probíhá
odlišně od kovového thallia:
Tl + 2NaOH + H2O → Na2TlO3 + 2H2
Tl + 4HNO3 → TlO(OH)2 + 4NO2 + H2O
Za laboratorní teploty reaguje s koncentrovaným roztokem peroxidu vodíku, při teplotě přes 800°C
reaguje s vodní párou:
2Tl + 3H2O2 → Tl2O3 + 3H2O
Tl + 2H2O → TlO2 + 2H2
Oxid thallný reaguje s vodou na silně zásaditý hydroxid (podobnost s alk. kovy)
Tl2O + H2O ® 2 TlOH
zahříváním Tl2O3 vzniká Tl2O
Velice zvolna se Tl rozpouští v ethanolu. Thallium tvoří četné, většinou dobře rozpustné a toxické
sloučeniny. Sloučeniny jednomocného thallia zbarvují plamen intenzivní zelenou barvou.
Přídavek 8,5% thallia ke rtuti snižuje její teplotu tání až na -60°C (teploměry pro měření nízkých
teplot).

Surovinou pro výrobu thalia jsou odpadní prachy z výroby olova a zinku. Odpadní prach se nejprve
louží kyselinou sírovou, získaný výluh se neutralizuje oxidem zinečnatým a ochladí se, tím dojde
k vyloučení chloridu TlCl·CdCl2. Podvojný chlorid se promývá horkou vodou. Chlorid kademnatý se
přitom rozpustí a zbývající sraženina chloridu thallného se s přídavkem sody a kyanidu sodného taví
na surový kov.
Surové thallium se rafinuje rozpouštěním v kyselině sírové a cementuje zinkem. Výsledným produktem
je čisté houbovité thallium, které se podle potřeby briketuje a přetavuje na kovové thallium. V
současnosti se se při izolaci thallia stále častěji používají organická extrakční činidla a měniče
iontů.
  V technické praxi se používají speciální slitiny thallia, např. slitiny odolávající silným
minerálním kyselinám. Thallium se používá k výrobě polovodičů a supravodičů.
  Radionuklid 201Tl se připravuje v cyklotronu a využívá se v medicíně např. k zátěžové scintigrafi
při vyšetření ischemie myokardu.

Hydridy
• Hydridy boru
•- borany typu BnHn+4 nebo BnHn+6 (B2H6, B4H10, B5H9, B6H10, B10H14) jsou těkavé, samozápalné a
snadno hydrolyzují (podobně jako hydridy Si)
•- diboran B2H6 je plyn, borany se středně velkými molekulami jsou kapaliny, těžší jsou tuhé látky
•- borany jsou sloučeniny elektronově deficitní - tzn. atomy boru a vodíku v jejich molekulách mají
méně valenčních elektronů (bor 3 a vodík 1) než valenčních at. orbitalů (bor 4 a vodík 1)
•- v boranech- B tvoří též komplexní hydridy typu [BH4]-, široce používaná reduk. činidla
•
•
•
Výsledek obrázku pro tetraborane

Třístředová dvouelektronová vazba
Výsledek obrázku pro borane Výsledek obrázku pro borane
sp2
sp3
2
Diboran B2H6 se používá při výrobě polovodičů jako dopant typu p.
Hydridoboritan lithný LiBH4 je důležitým redukčním činidlem v organické chemii

Boridy
  jsou sloučeniny boru s kovy. Existuje široká škála boridů s různou stechiometrií a krystalickou
strukturou. Jsou to mimořádně elektricky i tepelně vodivé, tvrdé, žáruvzdorné, chemicky netečné a
netěkavé materiály s vysokými teplotami tání.
   Příkladem mohou být mimořádně vodivé diboridy Zr, Hf, Nb a Ta, které tají vesměs až nad
3 000 °C. TiB2 má tepelnou a elektrickou vodivost 5x vyšší než kovový Ti, borid zirkonia
ZrB2 dokonce 10x vyšší. Borid hořečnatý Mg3B2 patří mezi velmi perspektivní materiály z hlediska
vývoje supravodičů. Má vysokou hodnotu kritické teploty. Boridy fosforu a arsenu jsou slibné
vysokoteplotní polovodiče.
   Boridy TiB2, ZrB2 a CrB2 našly uplatnění jako materiál na lopatky turbín, vnitřní povrchy
spalovacích komor a raketových trysek. Schopnosti odolávat roztaveným kovům se využívá při výrobě
vysokoteplotních reakčních nádob. Nacházejí se i v jaderných elektrárnách jako neutronové štíty a
kontrolní tyče v reaktorech.


Hydrid hlinitý (alan) (AlH3)n  bezbarvá pyrophorická pevná látka, redukční  činidlo v organické
syntéze.
Hydrid gallinitý (gallan) (GaH3)n
Hydrid inditý (indan) (InH3)n
Reakce s hydridem lithným v etheru dává tetahydridohlinitan lithný:
AlH3 + LiH → LiAlH4
Obdobně existují komplexní hydridy LiGaH4 a LilnH4
Hydid thallitý (thallan) TlH3 – dosud nebyl izolován a charakterizován.
Unit cell spacefill model of aluminium hydride Wireframe model of lithium aluminium hydride
Aluminium-hydride-unit-cell-3D-balls.png

Halogenidy
•Bor
•
•- fluorid je plyn, chlorid a bromid jsou kapaliny, jodid je tuhá látka
•- od fluoridu k jodidu vzrůstá rychlost hydrolýzy (jodid se hydrolyzuje explozivně)
• BX3 + 3H2O ® H3BO3 + 3HX
•BX3 – jsou Lewisovy kyseliny, ochotně tvoří komplexní anionty, slučují se snadno s donory el. párů
(vodou, alkoholy, ethery, amoniakem apod.) za vzniku adičních sloučenin (sp2 → sp3), např:
• BX3 + NH3 ® BX3 . NH3
•BF3 - bezbarvý plyn, nejsilnější Lewisova kyselina, s F- tvoří pevné tetraedrické BF4- anionty,
soli velmi silné kys. tetrafluoroborité HBF4
• - kyselina vzniká hydrolýzou BF3:
• 4 BF3 + 6 H2O = 3 H3O+ + 3 BF4- + B(OH)3
•K[BF4] ve vodě velmi málo rozpustný, slouží
• ke stanovení draslíku.
•
BF3.svg

•Halogenidy Al, Ga, In a Tl
•
-tvoří i při teplotách blízkých bodu varu dimerní molekuly M2X6, s tvarem tetraedrů spojených
hranou (snaha po doplnění elektronových oktetů, změna
•     sp2 → sp3)
-
-vodou se hydrolyzují (analogie k B), hydrolýzu lze potlačit okyselením
-
-v roztocích s nadbytkem halogenidů vytvářejí komplexní anionty, např. AlF3 tvoří s fluoridy alk.
kovů fluorohlinitany AlF4-, AlF52- a AlF63-
-
-pouze Tl tvoří stálé halogenidy typu TlIX
-
•- fluoridy jsou nejméně těkavé a nejméně rozpustné, kromě TlF - dobře rozpustný.
Chlorid boritý BCl3 a dichlorid boritý B2Cl4 nacházejí využití v organických syntézách.
STRUCTURE AND BONDING - Form 2 Chemistry Notes

Kryolit Na3[AlF6] – minerál, používaný při výrobě hliníku z bauxitu, glazur a optických skel.
Chlorid gallitý GaCl3 se používá jako katalyzátor
řady organických reakcí.
Fluorid inditý InF3 se používá k výrobě neoxidových skel a katalyzuje některé organické reakce.
Chlorid inditý InCl3 jako silná Lewisova kyselina nalézá využití v organické chemii. Jodid indný
InI slouží jako luminofor v halogenidových výbojkách.
Bromid thallný TlBr se používá k výrobě fotografických materiálů citlivých k infračervenému světlu.
Jodid thallný TlI slouží jako luminofor v halogenidových výbojkách.
Chlorohydrát hliníku = skupina solí obecného vzorce AlnCl(3n-m)(OH)m. Je aktivní složkou komerčních
antiperspirantů. Nejčastěji se v deodorantech a antiperspirantech používá Al2Cl(OH)5. Jako
koagulant při úpravě vod odstraňuje organickou složku a koloidní částice.
WebElements Periodic Table » Gallium » digallium hexachloride

Oxosloučeniny
•Bor
•Oxid boritý B2O3
•- bezbarvá, oxidoredukčně stálá, hygroskopická látka, vzniká hořením boru v kyslíku:
•4B + 3O2 ® 2B2O3
•- ten je kyselinotvorným anhydridem H3BO3 :
•B2O3 + 3H2O ® 2 H3BO3
•
•Kyselina boritá H3BO3 (orthoboritá, trihydrogenboritá, trioxoboritá)
•  - krystalická bílá látka, ve vodě málo rozpustná.
•
Nalezený obrázek pro boric acid Boric-acid-unit-cell-3D-balls.png Boric-acid-layer-3D-balls.png

Zahřátím nad 100 °C se kyselina trihydrogenboritá dehydratuje na kyselinu hydrogenboritou
(metaboritou) (HBO2)n
3 B(OH)3 → (BOH)3O3 + 3 H2O
známou ve třech krystalových modifikacích (orthorhombické, monoklinické a kubické) lišících se
svými stavebními jednotkami, hustotou i koordinačními čísly atomů boru (3, 3 i 4, 4).
       orthorhombická                                           monoklinická
(BOH)3O3 → B3O4(OH)(H2O)
Obě kyseliny borité jsou velmi slabé jednosytné, Lewisovy kyseliny:
B(OH)3 + H2O ® [B(OH)4]- + H3O+
Dalším zahříváním přechází kyselina metaboritá na oxid boritý.
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/3/33/Orthorhombic_metaboric_acid.png/1920px-Or
thorhombic_metaboric_acid.png

- zředěné vodné roztoky kyseliny borité (obvykle 2 až 3% roztok) se používají v očním lékařství pod
označením borová voda nebo umělé slzy.
-kyselina boritá slouží jako konzervant E 284 ke konzervaci kaviáru
-
-kyselina boritá i její soli odpuzují nepříjemný hmyz jako mravence, šváby apod. a slouží proto
jako součást insekticidů.
- kyselina boritá se dávkuje do chladiva primárního okruhu tlakovodních jaderných reaktorů (bor
velmi dobře absorbuje neutrony), kde slouží k řízení výkonu jaderného reaktoru. Promícháváním
chladiva v reaktoru se koncentrace kyseliny borité vyrovnává v celém objemu a tedy i v celém objemu
stejnou měrou reguluje štěpnou řetězovou reakci. Proto se regulace H3BO3 používá během normálního
provozu k regulaci výkonu reaktoru.
H3BO3 se  přírodě vyskytuje jako minerál sassolit.
Vytváří soli – boritany, ve kterých vystupuje vždy pouze jako jednosytná kyselina. Trioxoboritany
(orthoboritany) lze připravit pouze tavením.

V rostlinách je bor biogenním prvkem. Je přijímán z vody v půdě ve formě elektroneutrální kyseliny
borité (H3BO3). Bor se váže na cis-hydroxylové (diolové) skupiny pektinu rhamnogalakturonanu II,
což je polysacharid důležitý pro stavbu buněčné stěny rostlin. Pravděpodobně ovlivňuje vlastnosti
buněčné stěny a především její pružnost a s tím související schopnost růst.
boraty 0152 boraty150 boraty tab151 natron mummification
Kyselina boritá obsažená v natronu užívaném v Egyptě v období Staré říše při balzamování nebožtíků
podobně reagovala s proteiny v tělech.

Základními stavebními jednotkami boritanů jsou trigonálně planární skupiny BO3 a tetraedrické
jednotky BO4, které se prostřednictvím kyslíkových atomů spojují v polymerní řetězce nebo cykly -
struktura a zákonitosti jejich výstavby jsou podobné jako u křemičitanů (viz diagonální podobnost v
periodické tabulce). Základními stavebními jednotkami boritanů jsou trigonálně planární skupiny
BO3 a tetraedrické jednotky BO4, které se prostřednictvím kyslíkových atomů spojují v polymerní
řetězce nebo cykly.
Zobrazit zdrojový obrázek

Soli kyseliny borité s alkalickými kovy nacházejí uplatnění při impregnaci dřeva proti plísním,
houbám a hnilobám. Ošetření dřeva kyselinou boritou zároveň snižuje jeho hořlavost a tím možnost
vzniku požáru v budovách.
Borax
- tetraboritan disodný, dříve uváděný vzorec Na2B4O7 . 10 H2O, podle struktury oktahydrát
tetrahydroxo-pentaoxotetraboritanu disodného
Na2B4O5(OH)4 .8 H2O
- v přírodě vzácný (minerál borax)
Ball-and-stick model of the unit cell of borax decahydrate
Bezvodý borax se velmi často uplatňuje v metalurgii, kde jeho tavenina překrývá roztavený kov a
funguje jako ochranný prvek proti oxidaci zpracovávané slitiny, dále se využívá při pájení kovů a
slitin (mosazi, Cu, bronzu) plamenem, při výrobě smaltovaného nádobí (jako ochranný prvek proti
oxidaci zpracovávané slitiny) a speciálních optických skel.

V analytické chemii je směs boraxu s uhličitanem sodným univerzálním tavidlem, používaným pro
rozklady geologických a dalších obtížně rozpustných vzorků.
Boraxová perlička - tavenina boraxu se zkoumanou látkou v očku Pt - drátku, charakteristické
zabarvení perličky podle kovu; např.:  Cu - zelenomodré;  Co - modré; Mn - fialové apod.
NaBO2·H2O2·3H2O, peroxotrihydrát tetraboritanu sodného, se využívá jako oxidační činidlo s bělícími
účinky v textilním průmyslu, ve vodném roztoku uvolňuje peroxid vodíku H2O2
Perborate unit in the "monohydrate"
Těkavý trimethylester kyseliny orthoborité B(OCH3)3 se tvoří se tvoří působením methanolu
v přítomnosti koncentrované kyseliny sírové na kyselinu orthoboritou jeho hoření provázené zeleným
zbarvením plamene se využívá k důkazu boru.
videoklip rovnice

Electrolytic Treatment of Wastewater in the Oil Industry ...
Hliník
Hydroxid hlinitý (Al(OH)3) je nejstabilnější sloučeninou hliníku za standardních podmínek. Hydroxid
hlinitý je amfoterní. V silně kyselém prostředí tvoří kationty Al(OH)2+, v zásaditém prostředí
vzniká tetrahydroxohlinitanový aniont [Al(OH)4]-. Toto jsou dva nejčastější ionty ve zředěném
roztoku. V koncentrovanějších roztocích vznikají polymerní ionty.
  Získá se srážením hlinitých solí amoniakem:
Al2Cl6 + 6NH4OH ® 2Al(OH)3 + 6NH4Cl
Al(OH)3 stáním či teplotou přechází v AlO(OH):
Al(OH)3 ® AlO(OH) + H2O
a tepelnou dehydratací dále až na Al2O3

Aluminum hydrolysis reactions and solubility constants for ...

Hydroxid hlinitý se používá ako adjuvans ve vakcínách a jako antacidum a také jako stabilizátor
glazur, zejména pro výpal v pecích na dřevo.
Ve vodárenství se využívá k čiření vody (jedna z operací při výrobě pitné vody).
the amphoteric nature of aluminium and chromium hydroxides Hydrolysis - Simple English Wikipedia,
the free encyclopedia

•
•Oxid hlinitý Al2O3
•
•  bílá prášková látka, ve vodě je nerozpustná, ale bobtná za vzniku hydroxidu hlinitého. Oxid
hlinitý má amfoterní povahu, působením kyselin se rozpouští za vzniku solí hlinitých a působením
zásad tvoří hlinitany. Má vysokou teplotu tání a varu a velmi vysokou tvrdost.
•  Krystaluje v několika modifikacích bezvodých a několika modifikacích hydratovaných, např.
šesterečná (korundová), tvrdá, velmi odolná vůči hydrataci a působení kyselin a krychlová, snadno
přijímá H2O a rozpouští se v kyselinách.
•   Má vysokou adsorpční schopnost, té se využívá např. v chromatografii (Alumina).
•
•  Korund je nejčastěji přirozeně se vyskytující krystalická forma oxidu hlinitého. Mnohem méně
běžné rubíny a safíry jsou drahokamy (vděčí za své charakteristické barvy stopám iontů barevných
kovů ve své struktuře).
•V přírodě se dále vyskytují také hydratované podoby oxidu hlinitého: v podobě monohydrátu Al2O3•
H2O (nerosty boehmit a diaspor, které se od sebe liší krystalovou modifikací) a trihydrátu Al2O3•3
H2O (gibbsit).

  Jelikož je oxid hlinitý chemicky inertní, relativně netoxický a bílý, tak se využívá využívá jako
plnivo do plastických hmot, porcelánu, zubních cementů, barev a do opalovacích krémů.
  Jako katalyzátor se využívá v široké škále reakcí ve všemožných odvětví průmyslu. Například se
využívá v Clausově procesu výroby síry ze sirovodíku. Dále se používá v organické syntéze k
dehydrataci alkoholů na alkeny a na některé Ziegler-Nattovy polymerizace.
  Velmi často se využívá jako abrazivum - v Mohsově stupnici má oxid hlinitý tvrdost 9 z 10,  patří
tedy k nejtvrdším materiálům:  smirkový papír, v přípravcích na opravu poškrábaných CD/DVD disků,
v zubních pastách.  V různých aplikacích nahrazuje o hodně dražší diamantyA jako ochranný prvek se
používá v leštidlech na parkety, kterým má tak zaručit větší odolnost.
Lze ho využít ve filtrech na odstraňování vzdušné vlhkosti ze vzduchu. Oxid hlinitý má vynikající
sorpční vlastnosti a v chemických laboratořích se využívá pro chromatografii. Ve zdravotnictví se
využívá jako materiál pro výrobu umělých kyčelních kloubů.
   Při výrobě cementu je sledovanou veličinou poměr obsahu Al2O3 k obsahu Fe2O3, který se nazývá
aluminátový modul cementu. Ten podstatným způsobem ovlivňuje vlastnosti cementu, zejména množství
hydratačního tepla, vznikajícího během procesu tvrdnutí betonu.

•Aluminosilikáty
•
•= podvojné hlinitokřemičitany, hlavní složka kaolínu a jílovitých minerálů a živce (hlínu tvoří
znečistěné produkty větrání živců).
•
•
•
Andalusit, kyanit, a sillimanit jsou aluminosilikátové minerály o složení Al2SiO5 resp.
(Al2O3.SiO2). Jsou použíány jako indexové minerály v metamorfovaných horninách.
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/3/37/Al2SiO5_phase_diagram.svg/315px-Al2SiO5_p
hase_diagram.svg.png
Al2Si2O5(OH)4, (Al2O3·2SiO2·2H2O) - minerál kaolinit. Jemný bílý prášek, používá se jako plnivo do
plastů a papíru a jako pigment.
Zeolity jsou krystalické hydratované alumosilikáty alkalických kovů a kovů alkalických zemin.
Jejich prostorové uspořádání atomů vytváří kanálky a dutiny konstantních rozměrů. V těchto
kanálcích se mohou zachytávat látky tuhého, kapalného a plynného skupenství.
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/5/58/Zeolite-ZSM-5-3D-vdW.png/330px-Zeolite-ZS
M-5-3D-vdW.png

 Zeolity můžeme rozdělit do dvou skupin: zeolity vytvořené uměle a přírodní zeolity. Díky efektivní
výrobě průmyslových zeolitů, mají oproti těm přírodním téměř nulový výskyt nečistot v mřížkách.
Použití
  - Zeolity bývají jednou ze základních složek bezfosfátových pracích prášků.
  - Použití zeolitu jako sorbentu, molekulárního síta a katalyzátoru (umožňuje dehydrataci, výměnu
iontů a absorpci molekul různé velikosti, aniž by došlo k jejich narušení).
  - Zeolity se používají jako solární termokolektory a v adsorpčních chladicích zařízeních. Zde se
využívá jejich vysokého zahřívání při adsorpci a schopnost hydratace a dehydratace při zachování
strukturální stability. Tato hygroskopická vlastnost spojená s inherentní exotermní reakcí
(způsobující zahřátí) při přechodu z dehydratované do hydratované formy předurčuje přírodní zeolity
k využití odpadového tepla a tepelné sluneční energie.
  - Zeolit se používá jako filtrační medium pro čištění zahradních jezírek, rybníků a akvárií.
Pórovitá struktura zeolitu poskytuje optimální povrch pro kolonizaci biologicky užitečných
nitrifikačních bakterií.

  - Přípravky pro zastavení krvácení: při kontaktu s krví v ráně a jejím okolí vychytávají z krve
molekuly vody, zatímco větší struktury zůstanou v ráně a tím podpoří přirozené stavění krvácení.
   - V kyslíkových koncentrátorech, kde jsou umělé zeolity schopné za určitého tlaku odfiltrovat
dusík ze vzduchu, takže prošlá směs má výrazně vyšší podíl kyslíku. Filtr je ovšem následně nutné
regenerovat
Topaz = křemičitan hlinitý s obsahem fluoru, Al2{SiO4(F,OH)2}, abrazivum (brusné prášky a pasty);
ozdobný a drahý kámen
Smíšené oxidy spinelového typu MIIAl2O4
  - vznikají společným tavením oxidů obou prvků
   - vzdorují vodě a kyselinám
Spinel MgAl2O4 = červený drahý kámen. Velké spinely zdobí čelenku a lilie svatováclavské koruny
Karla IV.
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/f/fc/CopyCrownBohemia.jpg

Kamenec draselno-hlinitý KAl(SO4)2 · 12H2O (alum) vzniká zvětráváním žulových skal v teplém a
vlhkém prostředí. Využívá se především jako antiperspirant, pro zastavení drobného krvácení a také
k vyčiňování kůží a kožešin.
Coagulation
Síran hlinitý se jako potravinářské plnivo E 520 používá ke zpevňování konzervované zeleniny a masa
a jako koagulační a flotační činidlo při čištění odpadních vod.
IHA STYPTIC PEN TYPE TRADITIONAL SHAVING CUT BLOOD STOPPER AFTER SHAVE ALUM Free Post Shipping from
Turkey|Waxing| - AliExpress
Bez kamence se červené krvinky navzájem odpuzují a srážení krve trvá déle. Neutralizace nábojů na
povrchu červených krvinek působením kamence vede k jejich snadnější a rychlejší koagulaci.

Oxid inditý In2O3 se používá k přípravě antistatických vrstev a k výrobě polovodičů. Je žlutý a
nerozpouští se v roztocích hydroxidů.
Oxid thallitý Tl2O3 je hnědá látka, rozpustná v kyselinách na soli thallité, snadno se redukují na
stálejší soli thallné
Oxid thallný  Tl2O černá hygroskopická látka, vznikající tepel. rozkladem žlutého TlOH, v
kyselinách se rozpouští na thallné soli. se používá k výrobě speciálních skel s vysokým indexem
lomu.
Kyslíkaté sloučeniny ostatních trielů

Zobrazit zdrojový obrázek
B8S16
Sirné sloučeniny
B2S3structure.jpg
Sulfid boritý B2S3 je polymerní materiál , složka “high-tech” skel a činidlo pro přípravu
organosirných sloučenin.

Nitrid boritý BN je málo reaktivní, velmi stálá látka, isoelektronová s uhlíkem. Hexagonální
modifikace má strukturu podobnou grafitu, jednotlivé vrstvy uloženy tak, že atomy boru se nacházejí
pod atomy dusíku z vyšší vrstvy. Na rozdíl od grafitu je BN bezbarvý, poměrně nereaktivní a je to
elektrický izolant. Zahříváním hexagonálního BN na teplotu 1 800 °C při tlaku 8 500 GPa v
přítomnosti alkalických kovů získáme kubickou (krychlovou) modifikaci. Při nižší teplotě vzniká
wurtzitová modifikace BN. Kubická forma BN (tzv. „borazon“) patří spolu s diamantem k nejtvrdším
známým látkám. V současné době jsou k dispozici technologické procesy pro pokrytí kovových povrchů
tímto nitridem a kovoobráběcí nástroje s tímto povlakem jsou výrazně tvrdší a dlouhodobě odolnější.
Sloučeniny s dusíkem

Obsah obrázku objekt, hodiny, červená, metr Popis byl vytvořen automaticky
Borazan je bezbarvá pevná látka, strukturně analogická ethanu, slouží jako činidlo v organické
syntéze.
Obsah obrázku kreslení Popis byl vytvořen automaticky
Borazol (borazin, cyklotriborazan) B3H6N3 = bezbarvá kapalina aromatického zápachu. Fyzikálními
vlastnostmi i strukturou je příbuzný izoelektronovému benzenu (anorganický benzen).

Sloučeniny s uhlíkem
Velmi tvrdým materiálem je také karbid boru B4C, používaný jako brusivo a leštič kovů. Dále ho lze
najít v obložení brzd a spojek, je materiálem v neprůstřelných vestách a v ochranných štítech
bojových letadel.
Karborany = sloučeniny boru, uhlíku a vodíku odvozené náhradou skupiny BH polyedrického boranu
skupinou CH. Karborany mohou mít velmi složité prostorové struktury, oproti boranům jsou stálejší.
Gallium a indium jsou jediné 2 kovy, které netvoří karbidy.

Nejdůležitější sloučeniny gallia jsou arsenid galitý GaAs, nitrid galitý GaN, fosfid galitý GaP a
antimonid galitý GaSb, které se používají k výrobě LED diod a mnoha dalších elektronických
součástek. Arsenid inditý InAs a antimonid inditý InSb se používají k výrobě fotodiod.
Dusičnan galitý Ga(NO3)3 je hlavní součástí léků k léčbě cystické fibrózy.
Dusičnan inditý In(NO3)3 se používá v pyrotechnice - barví plamen intenzivně modře.
Fosforečnan gallitý GaPO4 má piezoelektrické vlastnosti a slouží k výrobě snímačů tlaku.
Uhličitan thallný Tl2CO3 se používal jako fungicid,
Sulfid thallný Tl2S se používal ke konstrukci fotonásobičů v přístrojích pro noční vidění,
Azid thallný TlN3 se experimentálně používal v pyrotechnice.

Octan thallný CH3COOTl se využívá v mikrobiologii jako selektivní živná půda.
Mravenčan thallný TlCOOH se používá k přípravě roztoků o velmi vysoké hustotě (až 4,3 g·cm-3) a pod
názvem Clericiho roztok se využívá v mineralogii ke stanovení hustoty nerostů.
Síran thallný Tl2SO4 látka bez chuti a zápachu, byl používán jako rodenticid (nyní je zakázán).
Thallium i všechny jeho sloučeniny jsou prudce toxické, účinky se projevují se zpožděním ® byly
proto využívány k trávení hlodavců. Otrava thalliem se projevuje padáním vlasů a erozí nehtů.
Zobrazit zdrojový obrázek Erosion of nails following thallium poisoning: a case ...

Prvky II. hlavní podskupiny



•Be, Mg, Ca, Sr, Ba, Ra
•
•
•
What Are the Properties of the Alkaline Earth Metals? Electronic Configuration of Alkaline Earth
Metals - Study Page

•oxidační čísla:  prvky nabývají pouze ox. čísla II
•
•Všechny prvky jsou kovy, v porovnání s alk. kovy mají vyšší bod tání a varu a vyšší hustotu
•
•Výrazně elektropozitivní charakter, tvoří ochotně ionty Me2+,
•
•
Properties Of Alkaline Earth Metals Increase Going Down ...

Obsah obrázku snímek obrazovky Popis byl vytvořen automaticky
Typ vazby:
Be je typická kovalentní vazba, Mg - jistý podíl kovalence, pro ostatní je typická iontová vazba;
Rozpustnost

•Rozpustnost hydroxidů vzrůstá s rostoucím at. číslem:
• např. Be(OH)2  - 3.10-7M;  Ba(OH)2  - 0.11 M;
•
•Rozpustnost síranů odstupňována opačně, nejméně rozpustný je BaSO4
•
•Reakce s uhlíkem: Ca, Sr, Ba reagují přímo s uhlíkem za vzniku karbidů MeC2  (iontové acetylidy)
•
•Těkavé sloučeniny barví plamen:
•Ca - cihlově červeně, Sr - karmínově
•červeně, Ba - světle zeleně,
•Ra - karmínově červeně

Beryllium
je lesklý, ocelově šedý, velice tvrdý kov. Existují dvě alotropické modifikace beryllia,
hexagonální α-Be přechází při teplotě 1254°C na kubické β-Be. Má amfoterní charakter: rozpouští se
v kyselinách i v alkalických hydroxidech
  Beryllium je na suchém vzduchu stálé, se vzdušným kyslíkem reaguje za vzniku oxidu beryllnatého
BeO až za teploty 900°C, v koncentrované kyselině dusičné se pasivuje vrstvou oxidu a dále se v ní
nerozpouští, ale se zředěnými neoxidujícími kyselinami ochotně reaguje za vývoje vodíku:
Be + 2HCl + 4H2O → [Be(H2O)4]Cl2 + H2
Reakce beryllia se zředěnými oxidujícími kyselinami probíhají bez vývoje vodíku:
3Be + 8HNO3 → 3Be(NO3)2 + 2NO + 4H2O
Reakci s koncentrovanou kyselinou fluorovodíkovou vzniká komplexní kyselina tetrafluoroberyllnatá:
Be + 4HF → H2[BeF4] + H2
Na rozdíl od ostatních kovů druhé skupiny beryllium ochotně reaguje s roztoky alkalických hydroxidů
a jeho sloučeniny snadno hydrolyzují. Těmito vlastnostmi se beryllium odlišuje od ostatních prvků
druhé hlavní poskupiny a více se podobá hliníku:
Be + 2NaOH + 2H2O → Na2[Be(OH)4] + H2

Beryllium - Wikipedia Index of /inorganic/group2
Ve sloučeninách v tuhém stavu vystupuje beryllium nejčastěji jako bezbarvý kation beryllnatý Be2+,
ale v roztocích vystupuje téměř výhradně jako kation tetraaquaberyllnatý [Be(H2O)4]2+, tvoří také
anion beryllnatanový BeO22-.

Which of the following molecules has complete octet class ... Aluminum chloride - American Chemical
Society


Při teplotě 400-500°C reaguje s taveninami alkalických hydroxidů za vzniku alkalických
beryllnatanů:
Be + 2NaOH → Na2BeO2 + H2
S vroucí vodou reaguje za vzniku oxidu a hydroxidu beryllnatého a vývoje vodíku:
2Be + 3H2O → BeO + Be(OH)2 + 2H2
S dusíkem a uhlíkem se přímo slučuje až za vysokých teplot, s acetylenem C2H2 tvoří acetylid
BeC2 již při teplotě 400°C.
S fluorem reaguje již za laboratorní teploty, s chlorem se slučuje při 250°C, s bromem a jodem
probíhá reakce až při teplotě nad 480°C.
Se sírou se přímo slučuje na sulfid beryllnatý BeS až při teplotě nad 1100°C.
S vodíkem se přímo neslučuje, ale tvoří hydrid BeH2, který je nutné připravovat nepřímým způsobem.

•Nalézá se pouze ve sloučeninách. Nejznámějšími minerály beryllia jsou beryl Be3Al2Si6O18 (odrůdy
smaragd a akvamarín) a chrysoberyl BeAl2O4. nejdůležitějším užitkovým minerálem beryllia je
v současnosti bertrandit Be4Si2O7(OH)2.
•
•Výroba beryllia
•Fluoridový způsob se používá zejména při výrobě z berylu. Rudný koncentrát se při teplotě 750°C
taví s hexafluorokřemičitanem sodným Na2[SiF6] a uhličitanem sodným Na2CO3 nebo hydroxidem sodným
NaOH. V současnosti se hexafluorokřemičitan sodný nahrazuje dostupnějším hexaflurohlinitanem sodným
Na3[AlF6]. Beryllium přejde na rozpustný tetrafluroberyllnatan sodný Na2[BeF4]:
•3BeO·Al2O3·6SiO2 + 2Na2[SiF6] + Na2CO3 → 3Na2[BeF4] + 8SiO2 + Al2O3 + CO2
•Tavenina se po vychladnutí rozemele a vyluhuje horkou vodou, z výluhu se přídavkem NaOH vysráží
beryllium ve formě hydroxidu, který se následně působením HF převede na fluorid BeF2:
•Na2[BeF4] + 2NaOH → Be(OH)2 + 4NaF
Be(OH)2 + 2HF → BeF2 + 2H2O
•

V současnosti je běžnější sulfátový způsob výroby beryllia z bertranditu. Na rudný koncentrát se
působí horkou kyselinou sírovou, beryllium přejde do roztoku ve formě síranu beryllnatého BeSO4.
Přídavkem roztoku uhličitanu amonného (NH4)2CO3 se vysráží ostatní příměsi. Po jejich odfiltrování
zůstává v roztoku beryllium ve formě dobře rozpustného dikarbonatoberyllnatanu amonného
(NH4)2[Be(CO3)2], který se zahřátím na teplotu 165 °C převede na nerozpustný hydroxid Be(OH)2.
Hydroxid se dále zpracovává stejným postupem jako v případě fluoridové metody.
Redukce a rafinace
Vlastní výroba kovového beryllia se následně provádí elektrolýzou taveniny směsi fluoridu
berylnatého a sodného v atmosféře argonu, elektrolýza probíhá při teplotě 350°C, na niklové katodě
se vylučuje práškové beryllium, anoda bývá grafitová. Dalším způsobem je redukce BeF2 roztaveným
hořčíkem v elektrické peci při teplotě 950°C. Výroba beryllia je také možná redukci oxidu BeO
uhlíkem v elektrické peci při teplotách přes 1400°C:
BeF2 + Mg → Be + MgF2
2BeO + C → 2Be + CO2
BeO + CO → Be + CO2
Na čistotu 99,98% se surový kov rafinuje destilací za sníženého tlaku, na čistotu až 99,999% se
rafinuje zonálním tavením pomocí vysokofrekvenčního ohřevu obdobně jako křemík nebo germanium.

Praktické využití nalézá beryllium jako součást některých slitin, zejména pro jadernou techniku a
pro výrobu RTG trubic.
Slitina beryllia s cínem a mědí - berylliový bronz, se používá k výrobě nejiskřivého nářadí pro
práce v explozivním prostředí.
Beryllium se používá ke konstrukci jaderných zbraní, kde plní dvojí funkci. Plášť z beryllia okolo
štěpného materiálu slouží jako účinný odrážeč neutronů, berylliový neutronový reflektor umožňuje ve
zbrani použít menší, než teoretické kritické množství štěpného materiálu. Berylliový terčík může
být v kombinaci se silným α-zářičem, obvykle se používá polonium 210, využit jako zdroj neutronů
potřebných k nastartování štěpné reakce. Neutronový iniciátor podstatně ovlivňuje dynamiku řetězové
reakce v celém objemu štěpného materiálu.
Beryllium i jeho sloučeniny jsou vysoce toxické látky
 a řadí se mezi karcinogeny 2. kategorie.
Obsah obrázku text Popis byl vytvořen automaticky

Za zvýšené teploty reaguje s vodou za vzniku hydroxidu hořečnatého a vývoje vodíku:
Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2
Reakce hořčíku s minerálními kyselinami probíhá za vývoje vodíku, reakce hořčíku s kyselinou
dusičnou probíhají bez vzniku vodíku:
Mg + 2HCl → MgCl2 + H2
3Mg + 2H3PO4 → Mg3(PO4)2 + 3H2
3Mg + 8HNO3 → 3Mg(NO3)2 + 2NO + 4H2O
4Mg + 10HNO3 → 4Mg(NO3)2 + N2O + 5H2O
Hořčík
je stříbřitě bílý, lesklý a poměrně měkký kov. Zapálen na vzduchu hořčík shoří intenzivním, oslnivě
bílým plamenem (používal se jako blesk při fotografování) za vzniku oxidu MgO a nitridu Mg3N2.
Průběh hoření hořčíku popisují rovnice:
2Mg + O2 → 2MgO
3Mg + N2 → Mg3N2
Zobrazit zdrojový obrázek

   MRE (Meal, ready to eat)
   = potraviny původně určené do bojového nasazení. Ohřívač se aktivuje přilitím vody, která
reaguje s práškovým hořčíkem (ve slitině s malým množstvím železa, za přítomnosti kuchyňské soli)
uvnitř obalu.
Mg + 2H2O → Mg(OH)2 + H2
Exotermická reakce mezi vodou a hořčíkem umožní
 přivedení  vody k varu,  vzniklá pára dokonale prohřeje
 dávku potravin asi za 10 minut.
Zobrazit zdrojový obrázek

Hořčík reaguje také s koncentrovanými horkými roztoky amonných halogenidů:
Mg + 2NH4Cl → MgCl2 + 2NH3 + H2
Za laboratorní teploty reaguje s vlhkým chlorem, s vodíkem se slučuje na hydrid MgH2 při teplotě
175°C, s dusíkem a amoniakem reaguje za vzniku nitridu Mg3N2 až při teplotě nad 780°C, s křemíkem
tvoří silicid Mg2Si při teplotách nad 650°C
    Vodné roztoky solí hořčíku jsou bezbarvé, mezi barevné výjimky patří rozpustný žlutý chroman
hořečnatý MgCrO4. Nerozpustné sloučeniny hořčíku jsou bílé látky.
V přírodě se elementární hořčík vyskytuje pouze jako dvojmocný kation ve sloučeninách. Mezi
nejdůležitější minerály hořčíku patří magnezit MgCO3, dolomit CaCO3·MgCO3, serpentinit
3MgO·2SiO2·2H2O, spinel MgO·Al2O3, karnalit MgCl2·KCl·6H2O, kieserit MgSO4·H2O, olivín MgSiO4,
azbest H4Mg3Si2O9, mastek Mg3Si4O10(OH)2, pyrop Mg3Al2(SiO4)3, brucit Mg(OH)2 a sepiolit
Mg3[Si4O10]·Mg(OH)2·3H2O.

  Hořčík se významnou mírou podílí na složení mořské vody. Spolu s vápníkem je hořčík nejčastější
příčinou tvrdosti přírodních vod.
  Hořčík je důležitý biogenní prvek, jako významná složka chlorofylu se vyskytuje ve všech zelených
rostlinách. Dostatečný obsah hořčíku v potravinách je podmínkou správné funkce lidského organismu.
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/c/cf/Chlorophyll_a_b_d.svg/1920px-Chlorophyll_
a_b_d.svg.png Zobrazit zdrojový obrázek

Výroba hořčíku
Hořčík se vyrábí zejména tavnou elektrolýzou MgCl2, méně často termickými způsoby z MgO.
Chlorid hořečnatý potřebný pro elektrolytickou výrobu hořčíku se připravuje rozdílnými způsoby
podle druhu vstupní suroviny.
  Pokud se jako surovina používá dolomit CaCO3·MgCO3, provádí se nejčastěji norský postup, který
spočívá v pálení dolomitu za vzniku oxidů MgO a CaO, následuje hydratace oxidů za vzniku hydroxidů
Mg(OH)2 a Ca(OH)2, nerozpustný hydroxid hořečnatý se po odfiltrování kalcinuje za vzniku MgO, který
se chloruje za přítomnosti uhlíku za vzniku MgCl2.
  Jestliže se jako vstupní surovina používá serpentinit 3MgO·2SiO2·2H2O, provádí se kanadský
postup, který spočívá v louhování suroviny kyselinou chlorovodíkovou, vzniklý chlorid hořečnatý z
roztoku vykrystalizuje, po opětovném rozpuštění se provádí čištění pomocí iontoměničů, následuje
další krystalizace a sušení.
   Pokud se k přípravě chloridu hořečnatého používá mořská voda, nejprve se z ní působením
vápenného mléka vysráží hydroxid hořečnatý Mg(OH)2 a ten se působením kyseliny chlorovodíkové
převede na chlorid hořečnatý MgCl2.
   Nejjednodušší je využití karnalitu MgCl2·KCl·6H2O, který se kalcinací zbaví krystalické vody a
je připraven k elektrolýze.

Vlastní výroba hořčíku se provádí elektrolýzou taveniny bezvodého chloridu hořečnatého s přídavkem
NaCl a KCl (snížení teploty tání, zvýšení elektrické vodivosti), CaCl2 (zvýšení hustoty
elektrolytu) a CaF2 (rychlejší spojování kapek hořčíku).
Surový hořčík se rafinuje přetavováním pod vrstvou solné taveniny nebo v atmosféře inertních plynů.
Rafinace hořčíku na vysokou čistotu se provádí sublimací ve velmi zředěné atmosféře argonu.
Méně rozšířené, a dnes téměř nepoužívané způsoby výroby hořčíku jsou karbotermický, karbidotermický
a silikotermický způsob výroby hořčíku redukcí MgO, je možná také aluminotermická výroba z MgCl2.
Karbotermická a karbidotermická výroba hořčíku se prováděla v elektrické obloukové peci redukcí
oxidu hořečnatého karbidem vápenatým nebo uhlím při teplotě 1200 °C. Silikotermický způsob výroby
hořčíku se provádí redukcí páleného dolomitu křemíkem nebo ferrosiliciem v ocelolitinových
retortách zahřívaných až na teplotu 2000 °C.

Praktické využití
  V minulosti se práškový hořčík ve směsi s vhodnými okysličovadly používal jako zdroj intenzivního
světla pro fotografické blesky.
  Největší uplatnění dnes nalézá hořčík jako součást lehkých slitin a jako redukční činidlo pro
výrobu dalších kovů (titan, zirkonium, niob, hafnium) Krollovým postupem.
  Jako součást Grignardova činidla nalézá hořčík uplatnění ve velké řadě organických syntéz.
Slitiny hořčíku
Větší praktický význam než čistý kov, mají pro technickou praxi slitiny hořčíku. Mezi
nejdůležitější a nejstarší hořčíkové slitiny patří dural (Mg+Al+Cu+Mn), elektron (Mg+Al+Zn+Mn) a
magnalium (Mg+Al).

Moderní slitiny hořčíku obsahují příměsi i dalších prvků, označování hořčíkových slitin písmennými
kódy:
hořčíková slitina s označením AE42 obsahuje kromě 4% hliníku také cca 2,5% neodymu, komerčně
úspěšná slitina ZE41 obsahuje 4,2 % zinku a 1,2 % neodymu. Další technicky využívané hořčíkové
slitiny jsou AZ91, AM20, AM50, AM60, AS21, ZC63, EZ33, QE22, WE54. Hořčík se také používá k výrobě
biodegradovatelných lékařských implantátů (slitiny Mg-Ca nebo Mg-Zn-Ca).
Hořčíkové kompozity
Progresivním konstrukčním materiálem jsou hořčíkové kompozity, které se vyrábějí vkládáním výztuže
ve tvaru částic nebo vláken různé délky do hořčíkové matrice - "Metal Matrix Composites" – MMCs.
Jako výztuž se nejčastěji používá oxid hlinitý, uhlíková vlákna, karbid křemíku SiC a karbid boru
B4C. Hořčíkové kompozity se vyrábějí metodami práškové metalurgie, difuzním spojováním výztuže s
matricí nebo infiltrací vláken výztuže roztaveným kovem.

Vápník
je šedobílý, na čerstvém řezu lesklý, měkký, neušlechtilý kov. Na vzduchu se oxiduje, po zahřátí
hoří:
2 Ca  +  O2  ® 2 CaO
Snadno se rozpouští ve zředěných minerálních kyselinách:
Ca + 2HCl → CaCl2 + H2
4Ca + 10HNO3 → 4Ca(NO3)2 + N2O + 5H2O
Prudce reaguje s vodou za vzniku hydroxidu a vývoje vodíku, při teplotě nad 200°C reaguje s vodní
párou za vzniku oxidu a hydridu:
Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2
2Ca + H2O → CaO + CaH2
S fluorem reaguje již za laboratorní teploty, s ostatními halogeny se přímo slučuje až při
teplotách nad 200°C. S kyslíkem reaguje při teplotě nad 300°C, s uhlíkem se slučuje při teplotě nad
550°C.
  S amoniakem reaguje již při teplotě -40°C za vzniku hexaaminvápenatého komplexu, pokud je reakce
vápníku s amoniakem katalyzována železem nebo platinou vzniká amid:
Ca + 6NH3 → [Ca(NH3)6]
Ca + 2NH3 → Ca(NH2)2 + H2

Ve sloučeninách se vyskytuje výhradně v oxidačním stupni II. Vytváří také komplexní sloučeniny ve
kterých má koordinační číslo 6. Vodné roztoky solí vápníku jsou bezbarvé, nerozpustné sloučeniny
vápníku jsou bílé, mezi barevné výjimky patří žlutý chroman vápenatý CaCrO4, modrý boritan vápenatý
Ca3(BO3)2 nebo černý silicid vápenatý CaSi2.
V přírodě se elementární vápník nevyskytuje, ale v zemské kůře je v množství 3,25 % hmot. rozptýlen
ve svých sloučeninách. Vápník je třetí nejrozšířenější kov a pátý nejrozšířenější prvek v přírodě.
Nejdůležitějšími užitkovými nerosty vápníku jsou minerály kalcit (vápenec) a aragonit CaCO3,
dolomit CaCO3·MgCO3, anhydrit CaSO4·0.5H2O a sádrovec CaSO4·2H2O, apatit Ca5(PO4)3(F,Cl,OH)
a fluorit (kazivec) CaF2.
K velice vzácným minerálům vápníku patří sulfid oldhamit CaS, který se výjimečně nalézá v některých
meteoritech.
  V kostech a zubech živočichů se nachází hydroxyapatit (Ca5(PO4)3OH)
CaCO3, je základní stavební materiál korálů, ramenonožců, schránek měkkýšů  a skořápek vajec plazů
a ptáků.
   V množství 0,16 % hmot. se vápník nachází také v mořské vodě a spolu s hořčíkem způsobuje
tvrdost vody.
   Obrovský praktický význam mají sloučeniny vápníku zejména pro výrobu stavebních materiálů
(cement, sádra, vápno).

   Mineralogickou zvláštností jsou přírodní vápenaté sloučeniny organických kyselin,
Acetáty: calclacit Ca[Cl2CH3COO]·10H2O a paceit CaCu(CH3COO)4·6H2O,
Fomiáty: formicait Ca(HCOO)2
Oxaláty: whewellit Ca(C2O4)·H2O, weddelit Ca(C2O4)·2H2O a caoxit Ca(C2O4)·3H2O. Oxaláty whewellit
a weddelit se také vyskytují jako součást ledvinových a močových kamenů.
Na dně Weddelova moře u Anktarktidy byl v roce 1936 v hloubce 2600 m nalezen unikátní minerál
vápníku odvozený od kyseliny citronové earlandit Ca3(C6H5O7)·4H2O.
Vápník je nejdůležitější látkou při tvorbě kostí a zubů, je nutný k přenosu nervových vzruchů,
ovlivňuje srážlivost krve, aktivuje některé hormony a kontroluje rovnováhu kyselin.

Výroba vápníku
    Podobně jako ostatní kovy alkalických zemin, se i vápník vyrábí elektrolýzou taveniny svých
halogenidů. Základní surovinou pro elektrolytickou výrobu vápníku je chlorid vápenatý
CaCl2 získávaný chlorací oxidu vápenatého. Anoda je grafitová, katoda je tekutá ze slitiny vápníku
s mědí, zinkem nebo olovem. Elektrolýza probíhá při teplotě 700°C, slitina se během ní postupně
obohacuje vápníkem a je z elektrolyzéru odváděna.
   Čístý vápník se z obohacené slitiny odděluje destilací při teplotě 1000°C a tlaku 20 kPa. Pro
řadu technických aplikací se vápník ze slitiny neodděluje.
   V menší míře se používá také elektrolýza se železnou katodou.
   Kromě tavné elektrolýzy se provádí aluminotermická výroba vápníku. Brikety slisované z oxidu
vápenatého a práškového hliníku se za normálního tlaku zahřívají na teplotu 1200°C v nerezové
retortě:
6CaO + 2Al → 3Ca + 3CaO·Al2O3
Po ukončení redukce se snížením tlaku na 3Pa oddestiluje čistý vápník.
   Produktem obou výrobních metod je kovový vápník ve formě desek nebo tyčí o čistotě 98-99%.
Kovový vápník nachází využití jako součást některých slitin a jako redukční činidlo pro výrobu kovů
ze skupiny lanthanoidů.

Stroncium
  je šedobílý, lesklý a poměrně měkký kov. Kovové stroncium se na vzduchu rychle pokrývá nažloutlou
vrstvou oxidu strontnatého. Jsou známy tři krystalografické modifikace, práškové stroncium je
pyroforní, na vzduchu hoří.
  Stroncium reaguje s neoxidujícími kyselinami za vzniku strontnaté soli a vývoje vodíku:
Sr + 2HCl → SrCl2 + H2
Se zředěnou kyselinou dusičnou reaguje za vzniku strontnaté soli a vývoje oxidu dusného, s velmi
zředěnou kyselinou vzniká dusičnan amonný:
4Sr + 10HNO3 → 4Sr(NO3)2 + N2O + 5H2O
4Sr + 10HNO3 → 4Sr(NO3)2 + NH4NO3 + 3H2O
Za normální teploty reaguje s vodou za vzniku hydroxidu strontnatého, při teplotě nad 200°C reaguje
s vodní párou za vzniku oxidu a hydridu strontnatého:
Sr + 2H2O → Sr(OH)2 + H2
2Sr + H2O → SrO + SrH2

Stroncium je chemicky značně reaktivní prvek, s řadou ostatních prvků se přímo slučuje.
Ve sloučeninách vystupuje stroncium téměř výhradně jako dvojmocný kation Sr2+, za zvláštních
podmínek může stroncium ve sloučeninách existovat i v oxidačním stupni -II jako stroncidový anion.
Stroncidy jsou velmi nestabilní sloučeniny, které působí jako silná redukční činidla.
Vodné roztoky solí stroncia jsou bezbarvé, nerozpustné sloučeniny stroncia jsou bílé látky, mezi
barevné výjimky patří žlutý chroman strontnatý SrCrO4.
Hlavním zdrojem stroncia pro průmyslovou výrobu je dusičnan strontnatý Sr(NO3)2, který se získává
jako vedlejší produkt při výrobě kombinovaných hnojiv typu NPK rozkladem přírodních fosfátů
kyselinou dusičnou. Z rozložené břečky se dusičnan odděluje krystalizací, konverzí s uhličitanem
amonným se převádí na uhličitan strontnatý, který je základní látkou pro přípravu všech dalších
sloučenin stroncia.
   Výroba kovového stroncia se provádí elektrolýzou tavenin jeho halogenidů nebo aluminotermickou
redukcí oxidu strontnatého:
3SrO + 2Al → 3Sr + Al2O3
¨Kovové stroncium je součástí některých lehkých slitin, přídavek stroncia se používá pro výrobu
ferrito-keramických magnetů.

Zobrazit zdrojový obrázek
Radioaktivní izotop 90Sr (poločas rozpadu 28.8 let) vznikal při zkouškách jaderných zbraní,
zabudovával se do koster lidí a živočichů.
Jako silný zdroj beta záření se využívá v radioterapii a jako trvanlivý a lehký energetický zdroj
pro satelity, automatické meteostanice a navigační bóje.

Stroncium tvoří celkem 28 izotopů s hmotnostními čísly 75 až 102, z toho čtyři (84Sr, 86Sr, 87Sr
a 88Sr) jsou stabilní a jsou součástí přírodního stroncia, ve kterém má nejvyšší podíl (82,6 %)
izotop 88Sr.

Zobrazit zdrojový obrázek Výsledek obrázku pro strontium enamel



Baryum
je šedobílý, lesklý a měkký kov. Baryum je chemicky značně reaktivní prvek s elektropozitivním
charakterem. Zapáleno hoří na vzduchu za vzniku oxidu BaO, peroxidu BaO2 a nitridu Ba3N2, s vodou
bouřlivě reaguje za vzniku hydroxidu Ba(OH)2 a vývoje vodíku.
Dobře se rozpouští ve zředěných minerálních kyselinách:
Ba + 2HCl → BaCl2 + H2
4Ba + 10HNO3 → 4Ba(NO3)2 + N2O + 5H2O
Se všemi halogeny se přímo slučuje při teplotě nad 100°C, se sírou reaguje při teplotě 150°C, s
vodíkem tvoří hydrid při teplotě okolo 300°C, s uhlíkem se slučuje při teplotě nad 500°C. Naopak s
amoniakem reaguje za vzniku hexaaminbarnatého komplexu již za teploty -40°C. Pokud je reakce barya
s amoniakem katalyzována platinou, nevzniká uvedený komplex, ale amid:
Ba + 6NH3 → [Ba(NH3)6]
Ba + 2NH3 → Ba(NH2)2 + H2
Práškové baryum může být pyroforní.
Všechny rozpustné sloučeniny barya jsou jedovaté.
Obsah obrázku text Popis byl vytvořen automaticky

Žlutý chroman barnatý BaCrO4, jedna z mála barevných sloučenin barya. Vodné roztoky solí barya jsou
bezbarvé.
V přírodě se elementární baryum nevyskytuje, jeho výskyt je znám pouze ve sloučeninách, ve kterých
vystupuje výhradně jako dvoumocný kation Ba2+. Nejznámějšími minerály barya jsou baryt BaSO4,
witherit BaCO3 a nitrobaryt Ba(NO3)2, benitoid BaTiSi3O se využívá ve šperkařství jako náhrada
diamantu.
Výroba barya se provádí tavnou elektrolýzou fluoridu nebo chloridu. Nejprve se provede redukce
barytu uhlíkem. Redukce barytu se provádí v elektrické peci při teplotě 950-1100°C a jejím
produktem je rozpustný sulfid barnatý, který se reakcí s kyselinou fluorovodíkovou nebo
chlorovodíkou převede na příslušný halogenid potřebný k tavné elektrolýze:
BaSO4 + 4C → BaS + 4CO
BaS + 2HCl → BaCl2 + H2S
Dalším způsobem výroby barya je redukce oxidu barnatého hliníkem nebo křemíkem:
3BaO + 2Al → 3Ba + Al2O3
3BaO + Si → 2Ba + BaSiO3

  Baryum se používá jako složka některých slitin (slitina barya s niklem se používá na kabely k
zapalovacím svíčkám).
  Páry barya se používají jako redukční činidlo při přípravě protaktinia, neptunia i některých
dalších transuranů.
  Značný význam má baryum, ve formě tzv. YBCO (Yttrium Baryum Copper Oxide) oxidů, při výzkumu a
vývoji supravodičů.

Radium
je bílý, lesklý radioaktivní kov (záření a a b , ionizuje vzduch), chemickými vlastnostmi podobný
baryu, je však ještě reaktivnější: na vzduchu ihned zčerná - tvoří se oxid a nitrid (Ra3N2)
V minerálních kyselinách se rozpouští za vzniku radnaté soli a vývoje vodíku, výjimkou je reakce
radia se zředěnou kyselinou dusičnou, při které se vodík neuvolňuje:
Ra + 2HCl → RaCl2 + H2
4Ra + 10HNO3 → 4Ra(NO3)2 + N2O + 5H2O
Při zahřátí na teplotu 100°C na vzduchu radium hoří za vzniku oxidu radnatého RaO a nitridu
radnatého Ra3N2:
2Ra + O2 → 2RaO
3Ra + N2 → Ra3N2
S vodou reaguje kovové radium prudce za vývoje vodíku a za vzniku hydroxidu radnatého:
Ra + 2H2O → Ra(OH)2 + H2
s vodou reaguje z kovů II. hlavní podskupiny nejbouřlivěji.

Reakce s fluorem a chlorem nastává za vzniku fluoridu radnatého RaF2 a chloridu radnatého RaCl2 již
za laboratorní teploty, se sírou se slučuje na sulfid radnatý RaS při teplotě 150°C.
   Ve sloučeninách vystupuje radium v oxidačním stupni II jako radnatý kation Ra2+. Radnaté soli, s
výjimkou dusičnanu radnatého Ra(NO3)2, jsou velmi málo rozpustné ve vodě, jsou obvykle bezbarvé, s
výjimkou žlutého chromanu radnatého RaCrO4. Na vzduchu modře světélkují a bezbarvý plamen zbarvují
intenzivně karmínově červeně.
  Radium se v přírodě vyskytuje společně s radonem, velmi vzácně jako součást rud uranu, z kterých
se složitým postupem ve velmi malém množství získává, a v důlních vodách uranových dolů. Známým
nerostem radia je radiobaryt (Ba,Ra)SO4.
 Pro objev radia měla zásadní význam těžba uranových rud a výroba uranových barev v Jáchymově.
Právě v odpadu z jáchymovské továrny na uranové barvy objevila M. Curie-Sklodowská v roce 1898 nový
prvek – radium.
Praktické využití nachází radium jako zdroj radioaktivního záření pro léčebné, diagnostické i další
účely.
Marie Sklodowska Curie Quotes. QuotesGram

 V kovové formě bylo radium připraveno až v roce 1910 (M. Curie, A. Debierne) elektrolýzou taveniny
chloridu radnatého RaCl2. Na rtuťové katodě se radium vyloučilo ve formě amalgamu, ze kterého bylo
získáno destilací ve vodíkové atmosféře. Později bylo kovové radium připraveno také termickým
rozkladem azidu Ra(N3)2 a vakuovou redukcí oxidu RaO hliníkem při teplotě 1200°C.
Čisté kovové radium se nevyrábí, pro technické a léčebné využití se používají pouze jeho
sloučeniny. Rudný koncentrát rudy s obsahem radia se oxidačně praží, tím dojde k odstranění síry a
arsenu. Výpražek se rozpustí v kyselině sírové. Působením chloridu barnatého se vysráží radium, v
roztoku zůstane uran. Usazenina se převede varem s uhličitanem sodným ze síranů na uhličitany a
následně kyselinou chlorovodíkovou na chloridy.
Oddělování radia od barya klasickou Curieovou metodou je založeno na frakční krystalizaci, závislé
na rozdílné rozpustnosti chloridů radia a barya. Roztok chloridů se odpařuje, až do vzniku
zárodečných krystalů, po ochlazení se objeví shluky krystalů bohatší na radium. Krystaly se oddělí,
a celý postup se několiksetkrát opakuje, až roztok žádné radium neobsahuje.
  Moderní ruský postup oddělování radia od barya využívá frakční srážení radia chromanem barnatým
BaCrO4.

Radium Girls Of Ingersoll Factory radium-dial
Radiové dívky (radium girls)
Radium girls | Radium girls, History girl, Medical history
- malířky ciferníků speciálních vojenských hodinek. Ciferníky se natíraly materiálem obsahujícím
radium, aby ve tmě svítily. Dělnice při práci nepoužívaly žádné ochranné pomůcky a radioaktivním
účinkům tak byly vystaveny i několik hodin denně. Důsledkem bylo zejména vypadávání zubů, vlasů a
nádorová onemocnění.




Byers's Horrific Death Ended The American Public's Romance With Radium-Infused Products
Vintage: When radium was a trend | Vintage, Trending, Relatable


Eben Byers (1880-1932) byl americký milionář a sportovec. Když si Byers v roce 1927 poranil ruku,
byl mu předepsán přípravek Radithor, což byla destilovaná voda s rozpuštěnou dávkou radia. Během 4
let muž vypil asi 1400 lahviček medikamentu. Po třech letech neustálého užívání začal Byers zevnitř
doslova hnít. Vypadaly mu zuby, musela mu být odstraněna dolní čelist, v mozku a lebce se mu
vytvořily díry a nakonec v roce 1932 zemřel na otravu radiem. Vzhledem k vysoké úrovni radiace v
jeho těle byl Byers pohřben v olověné rakvi. Po exhumaci Byersova těla v roce 1965 odhadl fyzik
Robley Evans z MIT celkový příjem radia u Byerse na přibližně 1000 μCi (37 MBq).
The blessings of radium water made his head disintegrate | by Dale M. Brumfield | Lessons from
History | Medium Radithor Eben Byers

Hydridy kovů alkalických zemin
Hydridy beryllia BeH2 a hořčíku MgH2 mají schopnost polymerovat a tvořit makromolekulární řetězce.
s3mn.mnimgs.com pubs.rsc.org
Hydridy hořčíku MgH2 nebo Mg(AlH4)2 mají značnou perspektivu jako bezpečné zásobníky vodíku.
Hydridy Ca, Sr a Ba – iontové hydridy (kation kovu a anion H-), bezbarvé, krystalické látky, silná
redukční činidla.

Sloučeniny s halogeny
Fluorid beryllnatý BeF2 se používá v biochemii jako inhibitor reakcí proteinů a ve směsi
s fluoridem lithným LiF jako chladivo v experimentálních jaderných reaktorech MSRE (Molten Salt
Reactor Experiment).
Chlorid beryllnatý BeCl2 se používá jako katalyzátor v organické chemii.
Chlorid hořečnatý MgCl2 je základní složkou činidla k důkazu kyseliny fosforečné a jejich solí
(hořečnatá soluce).
Chlorid vápenatý CaCl2 .2 H2O, velmi dobře rozpustný, na dialyzační nebo infuzní roztoky,  bezvodý-
hygroskopický, se používá k sušení plynů jako tzv. chlorkalciový uzávěr k zamezení přístupu
vlhkosti do systemu, 30 % vodný roztok tuhne při – 48 0C.
Bromid vápenatý CaBr2 se používá k přípravě hustých roztoků pro výplachy ropných vrtů.
What is the structure of BeCl2 molecule in gaseous and ... Details for Be

Chlorid strontnatý SrCl2 se používá do zubních past pro citlivé zuby.
Chlorid barnatý BaCl2 a bromid barnatý BaBr2 jsou důležitými látkami pro snížení obsahu radia při
chemickém čištění odpadních důlních vod po těžbě uranu.
Fluorid barnatý BaF2 slouží k výrobě detektorů rentgenového a gama záření.
Chloristan hořečnatý Mg(ClO4)2 je hlavní složkou chemických detektorů sirného yperitu -
S(CH2CH2Cl)2.
Chlorečnan vápenatý Ca(ClO3)2 a chloristan vápenatý Ca(ClO4)2 se omezeně využívají v pyrotechnice
jako silná oxidační činidla.
Bromičnan vápenatý Ca(BrO3)2 se pod označením E 924 používá jako aditivum do mouky (v EU zakázán).
Jodičnan vápenatý Ca(IO3)2 je antiseptikum v kosmetických přípravcích.
Chlornan vápenatý Ca(ClO)2 je součástí "chlorového vápna" které se připravuje zaváděním chloru do
suspenze hydroxidu vápenatého.
Bromid strontnatý SrBr2 a chlorečnan strontnatý Sr(ClO3)2 se využívají v pyrotechnice - barví
plamen intenzivně červeně.
Chlornan barnatý Ba(ClO)2 je bělící činidlo a antiseptikum.

Chlorečnan barnatý Ba(ClO3)2 a chloristan barnatý Ba(ClO4)2 se využívají v pyrotechnice - barví
plamen zeleně, krystalický chloristan barnatý Ba(ClO4)2·3H2O se vyznačuje extrémně dobrou
rozpustností ve vodě (ve 100 g vody se při teplotě 100 °C rozpustí 6785 g této soli).

Bílý nerozpustný hydroxid beryllnatý Be(OH)2 je výchozí látkou pro přípravu většiny ostatních
sloučenin beryllia.
Oxid beryllnatý BeO se používá jako izolant v polovodičových součástkách a je součástí
teplovodivých past. BeO lze připravit žíháním hydroxidu Be(OH)2 ® BeO + H2O nebo uhličitanu BeCO3 ®
BeO + CO2
Be(OH)2 se rozpouští v nadbytku hydroxidu alk. kovu:
     Be(OH)2   +  2 NaOH    ®   Na2[Be(OH)4]
Oxid hořečnatý MgO se používá k výrobě žáruvzdorných materiálů. MgO je tzv. "pálená magnezie„
Přípraví se vyžíháním uhličitanu nebo hydroxidu. Reaguje pomalu s vodou MgO + H2O  ®  Mg(OH)2.
Sloučeniny s kyslíkem
Výroba vápna a cementu
Oxid vápenatý - pálené vápno - vyrábí se žíháním vápence
Výroba vápna a cementu
 CaCO3     ®   CaO  +  CO2
Pálení vápence probíhá při teplotě 900 – 1100 °C
  ΔH = 178 kJ. mol−1

Zobrazit zdrojový obrázek Hašení vápna postup - Stavební materiály
"Hašené vápno" = technický hydroxid vápenatý. Hašení vápna:
CaO + H2O  ® Ca(OH)2
Ca(OH)2 - mírně rozpustný ve vodě - roztok se nazývá "vápenná voda"; silná zásada, hojně využívaná
k alkalizaci v průmyslu, „natronové vápno" - směs hydroxidů sodného a vápenatého.
CaO(s)+ H2O(aq) → Ca(OH)2(s)
ΔH = −65.3 kJ⋅mol−1
Hydroxid hořečnatý se využívá se k omezení kyselosti žaludečních šťáv (antacidum).
Teplo které se uvolňuje při reakci oxidu vápenatého s vodou se také využívá v samoohřívacích
konzervách:




Peroxid vápenatý CaO2 se používá jako hnojivo a jako oxidační činidlo při dekontaminaci vody
znečištěné ropnými produkty.
Oxid strontnatý SrO je součástí glazur a skel.
Peroxid strontnatý SrO2 se používá jako bělidlo, antiseptikum a zejména jako součást značkovací
světelné munice.
Hydroxid barnatý Ba(OH)2 slouží jako katalyzátor při přípravě některých cyklických ketonů (příprava
cyklopentanonu cyklizací kyseliny adipové).
Oxid barnatý BaO se používá ve sklářství k úpravě indexu lomu a jako katalyzátor některých
organických reakcí.
Peroxid barnatý BaO2 se využívá v pyrotechnice - barví plamen zeleně, k výrobě peroxidu vodíku a je
hlavní součástí iniciačních složí pro snadnější zapálení směsi při aluminotermickém svařování.

Síran hořečnatý MgSO4 (Epsomská sůl, hořká sůl) se vyžívá v lékařství a lázeňství (projímavé
účinky), jako potravinářské plnivo E 518 a jako důležitý zdroj hořčíku pro výživu rostlin, zejména
jehličnanů.
Hydrogensiřičitan vápenatý Ca(HSO3)2 znám jen v roztocích, účinná složka sulfitových louhů v
papírenském průmyslu, příprava zaváděním SO2 do suspenze hydroxidu vápenatého:  Ca(OH)2 + 2 SO2  ®
Ca(HSO3)2
Sulfid strontnatý SrS je součástí depilačních prostředků a luminiscenčních barev.
Siřičitan barnatý BaSO3 se používá jako bělidlo papíru.
Síran barnatý BaSO4 je velmi nerozpustný, využívá se jako kontrastní látka při rentgenové
diagnostice zažívacího traktu, jako bílý pigment a plnivo.
Vysoce toxický arseničnan vápenatý Ca3(AsO4)2 se v minulosti velmi hojně používal jako herbicid a
insekticid k ochraně bavlníku, dnes je jeho použití přísně regulováno a využívá se ve velmi omezené
míře k ochraně golfových hřišť.
Sloučeniny se sírou

Photgraph shows a person in the Cave of Crystals with giant white gypsum crystals criss-crossing
behind him. Photo shows a person inside a cave containing large, clear gypsum crystals.
Jeskyně krystalů (Naica, Mexico)
Průsvitné krystaly sádrovce, téměř 12 m dlouhé a 1 m široké, na hnědých vápencových stěnách
jeskyně.
Sádrovcová geoda vyplněná průsvitnými krystaly sádrovce dosahující délky 2 m.
Pulpí (Španělsko)
Hemihydrát síranu vápenatého (sádra) CaSO4 . ½ H2O. Výroba zahřátím sádrovce CaSO4.2 H2O na 160 0C
- částečná dehydratace; tuhnutí sádry je nabírání krystalové vody zpět.

Nitrid beryllnatý Be3N2 se používá jako součást žáruvzdorné keramiky.
Dusitan vápenatý Ca(NO2)2 slouží k přípravě nemrznoucích roztoků.
Dusičnan strontnatý Sr(NO3)2, v pyrotechnice - barví plamen intenzivně červeně.
Azid barnatý Ba(N3)2 se používá k laboratorní přípravě čistého dusíku a jako výchozí látka pro
přípravu dalších azidů.
Dusičnan barnatý Ba(NO3)2  je důležitým analytickým činidlem pro určení některých aniontů a využívá
se v pyrotechnice - barví plamen zeleně.
Fosfid vápenatý Ca3P2 slouží jako rodenticid a má značné využití v pyrotechnice jako součást
samozápalné munice.
Difosforečnan vápenatý Ca2P2O7 slouží jako abrazivo v zubních pastách.
Sloučeniny s dusíkem
Sloučeniny s fosforem

Uhličitan hořečnatý MgCO3, tzv. "bílá magnézie", se používá do zubních past. Přírodní MgCO3 -
magnezit se zpracovává na žáruvzdorné vyzdívky do pecí.
Uhličitan vápenatý CaCO3 se používá v potravinářství jako stabilizátor a barvivo E 170 a jako bílý
malířský pigment mušlová běloba.
CaCO3 - velmi běžný v přírodě: mramor, křída, vápencová pohoří. Transport vápence v krasových
útvarech umožňuje rovnováha ustavující se mezi rozpustným Ca(HCO3)2 a nerozpustným CaCO3:

     CaCO3  + H2O + CO2 ↔ Ca(HCO3)2
Tvrdnutí malty:        Ca(OH)2  + CO2  ®  CaCO3  + H2O
Uhličitan strontnatý SrCO3 se používá jako tavidlo do keramických glazur.
Uhličitan barnatý BaCO3 se používal jako rodenticid a slouží jako katalyzátor při přípravě
některých cyklických ketonů (příprava cyklopentanonu cyklizací kyseliny adipové).
Sloučeniny s uhlíkem

Mezi další používané vápenaté pigmenty patří svatojánská běloba Ca(OH)2·CaCO3, kostní běloba
Ca3(PO4)2·CaCO3 nebo blancophon BaSO4·CaCO3.
Kyanid vápenatý Ca(CN)2 slouží jako insekticid a rodenticid.
Octan vápenatý (CH3COO)2Ca slouží jako léčivo ke snižování krevní hladiny fosfátů.
Octan barnatý (CH3COO)2Ba se používá jako mořidlo při barvení tkanin a jako sušidlo nátěrových
hmot.
Acetylid vápenatý se používal v karbidových lampách a k výrobě hnojiva kyanamidu vápenatého.

Hexaborid vápníku CaB6 se používá jako dezoxidační činidlo v metalurgii barevných kovů.
Boritan vápenatý Ca3(BO3)2 je součástí glazur, zpomalovačů hoření a reaktivních samotěsnících
pojiv.
Boritan barnatý Ba(BO2)2 je používán jako UV stabilizátor PVC a k výrobě optických součástí
pracujících v UV části spektra.
Sloučeniny s borem
Silicid vápenatý CaSi2 má velmi široké využití ve vojenské i průmyslové pyrotechnice (výbušné nýty)
a je hlavní účinnou složkou samoohřívacích konzerv.
Křemičitan vápenatý Ca2SiO4 se používá k výrobě nehořlavých izolací.
Sloučeniny s křemíkem

Manganan barnatý BaMnO4 je modrý pigment manganová modř.
Manganistan vápenatý Ca(MnO4)2 je účinnou složkou bělících zubních past.
Železan barnatý BaFeO4 je důležité oxidační činidlo v organické chemii.
Ferit BaFe se požívá k výrobě permanentních magnetů.
Chroman vápenatý CaCrO4 se používá jako žlutý pigment vápenatá žluť a jako inhibitor koroze.
Chroman strontnatý SrCrO4 slouží jako žlutý pigment stronciová žluť k probarvování PVC a jako
inhibitor koroze nátěrových hmot na slitiny hořčíku, hliníku a zinku.
Chroman barnatý BaCrO4 se používá jako pigment baryová žluť, jako inhibitor koroze a jako
katalyzátor dehydratace alkanů.
Sloučeniny s d-prvky

Titaničitan strontnatý SrTiO3 má velmi vysoký index lomu světla a používá se v optice a jako
náhrada diamantu.
Titaničitan barnatý BaTiO3 vykazuje piezoelektrické vlastnosti a využívá se k výrobě mikrofonů a
jako dielektrikum v kondenzátorech.
Sloučeniny s d-prvky

Prvky I. hlavní podskupiny
 alkalické kovy


Li, Na, K, Rb, Cs, Fr



•Li, Na, K, Rb, Cs, Fr
•
•elektronová konfigurace: vzácný plyn + 1 s elektron:
• Li - (He)2s1,  Na - (Ne)3s1,  K - (Ar)4s1,  Rb - (Kr)5s1,
• Cs - (Xe)6s1, Fr - (Rn)7s1
•
•oxidační čísla: alkalické kovy nabývají pouze ox. čísla I
• podobné fyzikální i chemické vlastnosti (výjimku tvoří Li), typické kovy
•
gcse Group 1 ALKALI METALS lithium sodium potassium ...

•Fyzikální vlastnosti
•    kovový vzhled, šedé, lesklé, měkké (jako vosk) - dají se krájet nožem; hustota Li, Na a K 1je
nižší než 1g/l - plavou na vodě (a samozřejmě s vodou reagují).
Těkavé soli barví plamen:
Li - červeně
Na - žlutě
K, Rb, Cs - modrofialově
The Periodic Table - iGCSE CHEMISTRY REVISION HELP File:Ionization energy of alkali metals and
alkaline earth ...

•Chemické vlastnosti
•- vysoká elektropozitivita - velmi snadno ztrácejí valenční elektron
•- ochotně tvoří ionty  Li + , Na + , K + , Rb + , Cs + , Fr +.
•- chemická reaktivita vysoká, vzrůstá s  atomovým číslem.
•- silná redukční činidla
•Ve sloučeninách vázány výlučně iont. vazbou (s malou odchylkou u Li).
•Sloučeniny  obsahující kationty alk. kovů jsou bezbarvé, není-li barevný anion.
• NH4+ a Tl + chemicky podobné kationtům alkalických kovů
•
•Reakce alkalických kovů s vodou:
•                   M   +  2 H2O   ®  2 MOH   +   H2
•
•V laboratoři uchováváme Na a K
•pod vrstvou petroleje.
Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek

Alkalické kovy, ns1 Lithium, sodík, draslík, rubidium, cesium, francium Alkalické kovy jsou
stříbřité kovy, na čerstvém řezu lesklé, pouze cesium má zlatožlutý. - ppt stáhnout


•Reakce alk. kovů s dikyslíkem vznikají oxidy, peroxidy a superoxidy:
•             4Li   +   O2      ®   2Li2O
•             2Na  +   O2     ®   Na2O2
•                    K   + O2      ®   KO2
•
•Reakce oxidů, peroxidů a superoxidů alk. kovů s vodou:
•              Li2O     +      H2O     ®   2LiOH
•              Na2O2    +   2H2O    ®   2NaOH  +  H2O2
•           2KO2      +   2 H2O     ®   2KOH    +  H2O    +  O2
•
•Reakce hydroxidů alk. kovů s oxidem uhličitým:
•               NaOH  +  CO2  ® NaHCO3
•
•Reakce alkalických kovů s vodíkem :
•               2 Na  +  H2    ®   2 NaH
•
•Ion H- má velmi silné redukční účinky:
•              NaH   +  H2O  ®  NaOH  +  H2

Alkalick kovy ns 1 Lithium sodk draslk rubidium



•Roztoky alk. kovů v amoniaku:
-modré roztoky obsahující kationty
•alkalických kovů (Na+, K+, ...)
•a solvatované elektrony e-solv
Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek
Crown ethery
Tvoří komplexy s ionty alkalických prvků

Obsah obrázku snímek obrazovky Popis byl vytvořen automaticky
Hlavní rozdíly ve vlastnostech alkalických kovů a kovů alkalických zemin


je na řezu stříbrobílý, lesklý, lehký, velmi měkký, neušlechtilý kov.
Na vzduchu je nestálé, rychle se pokrývá vrstvou agresivního a korozivního hydroxidu lithného LiOH
a posléze uhličitanu lithného Li2CO3.
 Zapáleno na vzduchu hoří za vzniku bílého oxidu lithného Li2O a nitridu lithého Li3N. S kyslíkem
hoří za vzniku peroxidu Li2O2. V atmosféře ozonu shoří za vzniku explozivního ozonidu lithného
LiO3. S vodou reaguje za vzniku vodíku:
2Li + 2H2O → 2LiOH + H2
Reakce lithia s minerálními kyselinami probíhá prudce exotermně za vzniku lithné soli a vývoje
vodíku:
2Li + 2HCl → 2LiCl + H2
2Li + 3H2SO4 → 2LiHSO4 + SO2 + 2H2O
3Li + 4HNO3 → 3LiNO3 + NO + 2H2O
S halogeny se slučuje přímo již při laboratorní teplotě, pouze s jodem reaguje až po zahřátí na
teplotu přes 200°C. Za vyšších teplot reaguje s vodíkem za vzniku hydridu lithného LiH, s uhlíkem
tvoří acetylid Li2C2, s křemíkem tvoří silicidy Li6Si2, Li4Si a Li2Si. S kapalným amoniakem reaguje
za vzniku amidu lithého LiNH2, s plynným amoniakem tvoří při teplotě 400°C imid lithný Li2NH.
Lithium

Se sírou se slučuje na sulfid lithný Li2S při teplotě nad 130°C, se selenem a tellurem reaguje za
vzniku selenidu lithnéno Li2Se a telluridu lithného Li2Te již při teplotách hluboko pod bodem
mrazu.
  Lithium se dobře rozpouští v roztocích některých organických látek, např. v ethylaminu, není
rozpustné v uhlovodících. Rozpustnost lithných solí ve vodě je nejnižší ze všech alkalických kovů,
s výjimkou chlorečnanu lithného LiClO3, který je naopak ve vodě velice dobře rozpustný, mezi velmi
špatně rozpustné soli lithia patří fluorid lithný LiF.
Porovnání Li s ostatními prvky 1. hlavní podskupiny:
- při 25 0C reaguje Li s vodou velmi zvolna
- LiH - stálý - může být taven bez rozkladu
- za vysoké teploty dochází k reakcím, které mají obdobu u Mg a Ca, ne však u ostatních alk. kovů
2 LiOH  ® Li2O + H2O
Li2CO3  ®  Li2O + CO2
-odchylky od čistě iont. vazby - lithium je jediný alk. kov  tvořící sloučeniny s významějším
podílem kovalentního charakteru vazby, příkladem sloučeniny organolithné,  důležitá činidla v org.
syntézách; připraví se reakcí Li s halogenderiváty:
 2 Li  +  R-Cl  ®  Li-R + LiCl

Write any four differences between lithium and other class 11 chemistry CBSE Obsah obrázku displej,
podepsat Popis byl vytvořen automaticky
Lithium

Lithné soli jsou ze však solí alkalických kovů obecně nejméně rozpustné ve vodě (Paradox u lithných
solí tvoří chlorečnan lithný, který je nejrozpustnější anorganickou látkou ve vodě – 313,5 g ve
100 ml při 18 °C). Naproti tomu se však lithné soli velmi dobře rozpouští v jiných polárních
rozpouštědlech než voda (například kapalný amoniak nebo líh).
Lithium se výrazně liší svými vlastnostmi od vlastností ostatních alkalických kovů, ale v mnohém se
podobá vlastnostem kovů alkalických zemin (v periodické tabulce je diagonální příbuznost Li a Mg).
In what ways lithium shows similarities to mag-nesium in its chemical behaviour? - CBSE Class 11
Chemistry - Learn CBSE Forum

Pro průmyslovou těžbu mají největší význam ložiska lithia v jezerních sedimentech a solankách v
Chile a USA. Zásoby lithia v celé ČR tvoří 1 % celosvětových zásob (Žíly cinvalditu v kyselých
žulách v okolí Cínovce a Krupky).
Výroba kovového lithia
   Výroba lithia se provádí tavnou elektrolýzou eutektické směsi 55% LiCl a 45% KCl. Elektrolytická
výroba lithia probíhá v otevřených elektrolyzerech při teplotě 420°C, pracuje se s napětím 6,5 V,
proudová hustota dosahuje hodnoty 20 A. Na železné katodě se vylučuje téměř čisté lithium s malou
příměsí draslíku.
    V omezené míře se provádí metalotermická výroba lithia redukcí oxidu lithného křemíkem nebo
redukcí fluoridu lithného hliníkem. Metalotermická výroba probíhá při teplotách okolo 1000°C za
přítomnosti oxidu vápenatého jako struskotvorné přísady:
2Li2O + Si + CaO → 4Li + CaSiO3
6LiF + 2Al + 4CaO → 6Li + Ca(AlO2)2 + 3CaF2

Zpracování rudného koncentrátu
    Hlavní surovinou pro přípravu chloridu lithého nutného k elektrolýze je minerál spodumen
LiAlSi2O6, který se zpracovává řadou postupů. Běžné jsou kyselé způsoby, např. sulfatační postup,
kdy se rudný koncentrát louží v koncentrované kyselině sírové při teplotě 1050-1100°C, lithium
přejde do roztoku jako síran lithný Li2SO4, z roztoku se působením K2CO3 vysráží ve formě špatně
rozpustného Li2CO3, který se rozpuštěním v kyselině chlorovodíkové převede na chlorid lithný LiCl.
Chloridový proces spočívá v působení plynného chloru na koncentrát při teplotě 940°C, zde je
produktem přímo plynný chlorid lithný. Nízkoteplotní chloridový proces využívá rozkladu působením
kyseliny chlorovodíkové při teplotě 100°C.
   Pro zpracování cinvalditu K(Li,Fe,Al)3(AlSi3O10)(OH,F)2 byly vypracovány i alternativní tavné
postupy, sulfátovy používá tavení koncentrátu s K2SO4 při teplotě 850°C. Sádrový proces využivá
tavení koncentrátu se směsí CaSO4 a Ca(OH)2 při teplotě 950°C. Vápencový postup používá k rozkladu
CaCO3 při teplotě 820°C.
   Kromě tavných procesů se využívají i postupy autoklávové, kdy se k rozkladu rudného koncentrátu
požívá roztok NaOH, Na2SO4 nebo Na2CO3. Autoklávový rozklad probíhá za zvýšeného tlaku při
teplotách 250-300°C.

  Lithium jako kov nalézá uplatnění jako součást lehkých slitin, zejména pro leteckou a kosmickou
techniku. Slitiny s obsahem lithia se vyznačují nízkou hustotou, vysokou pevností, značným modulem
pružnosti a velmi vysokou kryogenní odolností.
  Slitiny lithia s hliníkem, kadmiem, mědí a manganem jsou velmi lehké a současně značně mechanicky
odolné a používají se při konstrukci součástí letadel, družic, kosmických lodí a ložiskových kovů.
Slitina lithia s hořčíkem a hliníkem se používá na pancéřové desky, které jsou součástí družic a
raket a má složení 14 % lithia, 1 % hliníku a 85 % hořčíku.
  Některé slitiny lithia, jako např. Weldalit 049 (Al, Li, Cu, Mg, Zr, Ag) jsou snadno svařitelné.
Lithiová slitina Weldalit 049 má stejnou hustotu jako hliník, ale o 5% vyšší modul pružnosti.
   Hořčíko-lithiová slitina LA 141 (85 % Mg, 9 % Li, 3 %Zn, 3 %Al+Ba) má hustotu pouhých 1,4 g/cm3.
Další slitiny lithia se dodávají pod obchodními názvy CP 276, slitina 2090, slitina 8090 apod.
  Nejdéle používanou slitinou lithia je bahnmetall (Pb-Li-Ca-Mg-Na), který se již od dvacátých let
minulého století používá ke konstrukci ložisek železničních vagonů.

 Významnou úlohu sehrálo lithium při vývoji a výrobě termonukleárních zbraní. Pomocí jaderných
reakcí se z lithia připravuje izotop vodíku 3H - tritium, které je palivem pro termonukleární fúzi.
Deuterid lithia LiD zároveň slouží v termonukleární pumě jako stabilní nosič a zásobník deuteria -
druhé látky nutné k uskutečnění termonukleární reakce.
  Elementární lithium se uplatňuje v jaderné energetice, kde v některých typech reaktorů slouží
roztavené lithium k odvodu tepla z reaktoru.
   Lithium je přísadou pro výrobu speciálních skel a keramik, především pro účely jaderné
energetiky, ale i pro konstrukci hvězdářských teleskopů.
   Katalyzátory na bázi lithia se používají při výrobě kaučuku, plastů a farmaceutik.
Lithium-iontový akumulátor. Elektrody akumulátoru obsahují na záporné elektrodě slitinu Li/Si, na
kladné elektrodě je FeSx a jako elektrolyt se používá roztavený LiCl/KCl při 400 °C. Tento
akumulátor je nejběžnější typ, ale vyvíjí se další nové typy. Lithiové akumulátory se využívají
v elektromobilech a automobilech s hybridními motory.

Schematic of the configuration of rechargeable Li-ion batteries.... | Download Scientific Diagram
Lithiová baterie, nebo lithiový článek je druh primárního (nenabíjecího) galvanického článku, ve
kterém je anoda tvořena kovovým lithiem, nebo jeho sloučeninami. V závislosti na složení se napětí
článku pohybuje od 1,5 V do 3,7 V. Nejčastěji používaný článek využívá kovového lithia jako anody a
oxidu manganičitého jako katody. Elektrolytem je lithiová sůl rozpuštěná v organickém rozpouštědle.
Malé lithiové baterie se používají v malých elektronických zařízeních jako hodinky, teploměry,
dálková ovládání od aut, kalkulačky a také jako baterie pro záložní napájení hodin v počítačích.
Lithiové články se používají všude tam, kde je potřeba dlouhá životnost, jako jsou například
kardiostimulátory. Používá se vysoce specializovaných lithiových baterií s životností 15 a více
let.
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/4/41/CR2032_in_mainboard.jpg/330px-CR2032_in_m
ainboard.jpg
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/a/a0/Energizer_lithium.jpg/1280px-Energizer_li
thium.jpg

Uhličitan lithný Li2CO3 je jediný nerozpustný uhličitan alkalického kovu. Je v keramickém
a sklářském průmyslu používán pro snižování bodu tání, úpravu viskozity a součinitele tepelné
roztažnosti - sklokeramické varné desky. Uhličitan lithný a oxid lithný Li2O jsou důležitou složkou
transparentních glazur pro redukční výpal keramiky. Významné je využití uhličitanu lithného ke
snižování teploty taveniny a zvyšování průtoku elektrického proudu při elektrolytické výrobě
hliníku. Oxid lithný a hydroxid lithný slouží k přípravě práškovitých fotografických vývojek.
Mimořádně silných hygroskopických vlastností a nízké relativní hmotnosti hydroxidu lithného se
využívá k pohlcování oxidu uhličitého z vydýchaného vzduchu v ponorkách a kosmických lodích.
Roztok bromidu lithného LiBr se používá jako náhrada freonů v chladících zařízeních.
Fosforečnan lithno-železnatý LiFePO4 se využívá k výrobě anod do Li-Ion článků.
Dusičnan lithný LiNO3 a chlorečnan lithný LiClO3 se využívají v pyrotechnice - barví plamen
intenzivně karmínově.

Obsah obrázku interiér, hrníček, stůl, vsedě Popis byl vytvořen automaticky Obsah obrázku láhev,
vsedě, interiér, stůl Popis byl vytvořen automaticky
Soli lithia (uhličitan lithný, orotát lithný) se používají jako profylaktický lék ke kupírování
manické fáze bipolární deprese (maniodepresivní psychózy).
Obsah obrázku snímek obrazovky Popis byl vytvořen automaticky

Krystalický fluorid lithný LiF dokonale propouští UV záření a používá se ke konstrukci
laboratorních a měřících přístrojů pracujících v UV oboru spektra.
Jodid lithný LiI se používá jako detektor neutronů a jako luminofor halogenidových výbojek.
Kyanid lithný LiCN se používá jako laboratorní činidlo.
Hydrid lithný LiH je výchozí látkou pro přípravu hydridů Li[AlH4] a Li[BH4], které jsou důležitými
redukčními činidly v organické chemii a ověřují se jako experimentální zdroje vodíku pro jeho
využití jako paliva v automobilech. Hydrid lithný se používá k přípravě vodíku pro vojenské a
meteorologické účely. Látky jako tetrahydridohlinitan lithný LiAlH4 a organolithná činidla se
používají v organické chemii jako velmi známá redukční činidla.
Křemičitan lithný Li2SiO3 je základní složkou prostředků pro vytvrzování betonových ploch.
Molybdenan lithný Li2MoO4 je inhibitorem koroze.
Titaničitan lithný Li2TiO3 slouží k přípravě bílých glazur a smaltů.
Wolframan lithný Li2WO4 slouží k přípravě hustých vyplachovacích roztoků pro ropné vrty.
Tantaličnan lithný LiTaO3 a niobičnan lithný LiNbO3 mají piezoelektrické vlastnosti a využívájí se
v výrobě detektorů pohybu.

  Stearan lithný se používá k úpravě viskozity maziv a olejů: používá se jako zahušťovadlo a
želatinová látka k převádění olejů na plastická maziva. Tato maziva mají velkou odolnost vůči vodě,
mají dobré nízkoteplotní vlastnosti (−20 °C) a velmi dobrou stálost při vyšších teplotách (>
150 °C). Tato zahušťovadla se připravují z hydroxidu lithného a přírodních tuků (lithná mýdla).
  Fenyllithium C6H5Li je reakčním činidlem při přípravě olefinů z aldehydů a ketonů (Wittigova
reakce).
  Organické soli lithia (citrát a orotát) se používají ve farmaceutickém průmyslu jako součásti
uklidňujících léků tlumících afekt.
   Jantaran lithný – použití v medicíně jako dermatologikum při léčbě seboroické dermatitidy.

Sodík
je stříbrobílý, lesklý, velmi měkký, neušlechtilý kov. Na vzduchu je sodík nestálý a rychle se
pokrývá vrstvou hydroxidu NaOH. S kyslíkem sodík při zahřátí na teplotu 250 °C hoří za vzniku
žlutého peroxidu Na2O2, v atmosféře ozonu shoří za vzniku explozivního červeného ozonidu sodného
NaO3. Páry sodíku mají sytě fialovou barvu. Prudce reaguje s vodou za vzniku hydroxidu sodného a
vývoje vodíku:
2Na + 2H2O → 2NaOH + H2
Podobně jako ostatní alkalické kovy je také sodík vysoce reaktivní chemický prvek, který se přímo
slučuje s řadou dalších prvků. S fluorem a chlorem reaguje již za laboratorní teploty, s ostatními
halogeny se slučuje při teplotě nad 150°C, se sírou, selenem a tellurem se slučuje při teplotě
okolo 130 °C. S červeným fosforem reaguje při teplotě 200°C za vzniku zeleného fosfidu sodného
Na3P. Při teplotě 150 °C reaguje s uhlíkem za tvorby acetylidu Na2C2. Již při teplotě 100 °C
reaguje s dusíkem za vzniku nitridu Na3N, v kapalném amoniaku se rozpouští za vzniku tetraammin
sodného komplexu [Na(NH3)4], s plynným amoniakem reaguje za vzniku amidu sodného NaNH2:
Na + 4NH3 → [Na(NH3)4]
2Na + 2NH3 → 2NaNH2 + H2

Při teplotě 150°C ochotně reaguje se sirovodíkem za vzniku hydrogensulfidu sodného NaHS:
2Na + 2H2S → 2NaHS + H2
Při teplotě okolo 300°C reaguje dokonce i s téměř netečným hexafluoridem síry SF6 za vzniku sulfidu
sodného a fluoridu sodného:
8Na + SF6 → 6NaF + Na2S
S vodíkem se slučuje za vzniku velmi reaktivního hydridu NaH, který se prudce explozivně rozkládá
působením vody.
   Ve sloučeninách vystupuje sodík v oxidačním stavu I, existují i unikátní sloučeniny ve kterých
se vyskytuje v oxidačním stavu -I. Typickým příkladem je inverzní hydrid sodíku H+Na-. Byly
připraveny i sodné soli cyklických etherů (kryptandy), ve kterých vystupuje sodík v oxidačním stavu
-I.
Velká většina sloučenin sodíku je ve vodě dobře rozpustná, vodné roztoky sodných solí bývají
bezbarvé, pokud není jejich zbarvení způsobeno barevným aniontem. Jednou z mála známých barevných
sodných solí je světle žlutý dusitan sodný NaNO2. Ve vodě nejhůře rozpustné sloučeniny sodíku jsou
hexahydroxoantimoničnan sodný Na[Sb(OH)6] a xenoničelan sodný Na4XeO6, zcela nerozpustné jsou
uranan sodný Na2UO4 a diuranan sodný Na2U2O7.

Výskyt sodíku v přírodě je vázán pouze na sloučeniny, kde se vyskytuje vždy ve formě bezbarvého
jednomocného kationu. Průměrný obsah sodíku v zemské kůře činí 2,34 %, sodík je čtvrtý
nejrozšířenější kov a šestý nejrozšířenější prvek na Zemi. V množství 1,06 % je sodík obsažen v
mořské vodě. Nejdůležitějším minerálem sodíku je halit (kamenná sůl) NaCl. Velmi významná je
biologická role sodíku v lidském organismu.
Výroba sodíku se provádí elektrolýzou taveniny chloridu sodného nebo hydroxidu sodného - Castnerův
proces výroby sodíku. Elektrolýza chloridu se provádí při teplotě 600-650°C za přítomnosti fluoridu
sodného, který snižuje teplotu tání chloridu. Na grafitové anodě se vylučuje chlor, tekutý sodík s
vylučuje na železné katodě.
  Kovový sodík se používá jako redukční činidlo při výrobě těžkotavitelných kovů titanu a zirkonia
Krollovým postupem, jako reakční činidlo při přípravě homologů benzenu z jeho halogenderivátů
(Wurtzova-Fittigova reakce) nebo při výrobě kyseliny šťavelové. Redukční mineralizace organických
látek s kovovým sodíkem se používá k důkazu dusíku (Lassaigneův test) nebo síry.
Elementární sodík je využíván při výrobě některých kovů z jejich chloridů jako je titan a
zirkonium. Sodík se také používá jako katalyzátor při výrobě pryže a elastomerů.

  Roztavený kovový sodík slouží jako chladivo v reaktorech ve kterých se vyrábí plutonium. V
určitých typech reaktoru vzniká teplo jaderným rozpadem uranu v primárním okruhu jaderného
reaktoru. Důvodem využití je jednak poměrně nízká teplota tání sodíku a především fakt, že sodík
při styku s vysoce energetickými neutrony nebo γ – paprsky nepodléhá radioaktivní přeměně na
nebezpečné β nebo γ zářiče s dlouhým poločasem rozpadu. V současnosti jediný komerční rychlý
reaktor chlazený sodíkem BN-600 je provozován v Bělojarské jaderné elektrárně v Rusku.
  Roztavený kovový sodík se také často uplatňuje v leteckých motorech jako látka odvádějící teplo.
   Elektrickým výbojem v prostředí sodíkových par o tlaku několika torrů vzniká velmi intenzivní
světelné vyzařování žluté barvy. Tento jev nalézá uplatnění při výrobě sodíkových výbojek, se
kterými se můžeme prakticky setkat ve svítidlech pouličního osvětlení. Neónové lampy s přídavkem Na
jsou zdrojem jasného světla.
   Sodíkem se také vysoušejí kapaliny a transformátorový olej.
   Sodík se používá i na výrobu hydridu sodného a organických solí.

•Hydroxid sodný NaOH je základní průmyslovou i laboratorní chemikálií. Vyrábí se elektrolýzou
vodného roztoku NaCl (solanky); jsou známy základní výrobní postupy:
•    diafragmový - katodový a anodový prostor odděleny; diafragmou na katodě vzniká NaOH na anodě
Cl2.
•   membránový - místo diafragmy se používá membrána
•   amalgamový - katodou je rtuť; elektrolýzou vzniká sodíkový amalgam, který se odvádí a rozkládá
vodou:
•                2 NaHgx  + 2 H2O   ®  2 NaOH + H2  + 2x Hg
•
•NaOH je hygroskopický (pohlcuje vzduš. vlhkost), se vzdušným CO2 reaguje:
•NaOH  +  CO2   ®   NaHCO3
•
•Používá se při výrobě mýdel reakcí s vyššími tzv. mastnými kyselinami.
•
•
•
•
•
•
•Sodná mýdla jsou většinou pevná na rozdíl od draselných, která jsou většinou tekutá.
•Dále se NaOH využívá např. při výrobě léčiv, hedvábí a celulózy a při čištění olejů a uplatňuje se
i v laboratoři.
•
Zobrazit zdrojový obrázek

Uhličitan sodný Na2CO3.10 H2O, krystalická soda, se používá převážně při výrobě skla, v textilním a
papírenském průmyslu, jako součást pracích prášků, při výrobě pigmentů, dalších solí a jako čisticí
prostředek.
   Výroba sody Solvayovou metodou:
                        NH3   +  CO2   +  H2O  ®  NH4HCO3
                        NaCl  +  NH4HCO3   ®  NaHCO3   +  NH4Cl
odfiltrovaný NaHCO3 se rozloží žíháním:
                        2 NaHCO3   ®   Na2CO3   +  H2O  +  CO2
Hydrogenuhličitan sodný NaHCO3, jedlá soda, se používá jako součást kypřících prášků do pečiva, k
neutralizaci poleptání kyselinou či k neutralizaci žaludečních šťáv při překyselení žaludku. Může
se také používat jako náplň do hasicích přístrojů.

Siřičitan sodný Na2SO3 se používá ve fotografickém průmyslu v ustalovací fázi a u výbojek. Ve
farmacii se používá jako antiseptikum a jako konzervační prostředek.
Síran sodný Na2SO4 se používá při výrobě skla, organických rozpouštědel, jako součást pracích
prostředků a v lékařství se používá jako projímadlo. Hydratovaná sůl (Na2SO4 . 10 H2O) se nazývá
Glauberova sůl. Bezvodý slouží jako sušidlo.

•NaHCO3  užívací (jedlá) soda, používá se jako antacidum k potlačení nadměrné kyselosti žaludečních
šťáv:
•
•NaHCO3   + HCl   ®  NaCl  + H2O  +  CO2
•
•Octan sodný je obsažen v tzv. samoohřívacích polštářcích. V polštářku je přesycený roztok octanu
sodného, látky tající a krystalizující při teplotě 54 (58) °C. Nepatrným impulsem dojde k okamžité
změně  skupenství a s tím spojenému uvolnění tepla (264–289 kJ/kg). Ohýbání kovu s členitým
povrchem vede k uvolnění drobných částic, které poslouží jako krystalizační jádra. Ohřátím na
teplotu vyšší než je 54 (58) °C, třeba ve vroucí vodě, se krystaly zase rozpustí a polštářek je
připraven k dalšímu použití.
Samoohřívací polštářek Samoohřívací polštářek - zážeh Samoohřívací polštářek - náběh Samoohřívací
polštářek - výhřev

Azid sodný NaN3 při explozi uvolňuje v krátkém okamžiku velké množství dusíku, díky této vlastnosti
se používá jako hlavní složka iniciačních náloží do airbagů v automobilech.
Oxid sodný Na2O se používá jako tavivo při přípravě keramických glazur.
Peroxid sodný se používá jako součást pracích prášků a k přípravě bělících lázní na hedvábí, vlnu,
umělé hedvábí, slámu, peří, vlasy, štětiny, mořské houby, dřevo, kosti a slonovinu. Také se používá
pro poutání vzdušného oxidu uhličitého v ponorkách a dýchacích přístrojích pro potápěče pod názvem
Oxon. Nalézá také využití jako energetické oxidační činidlo. Využívá se též v pyrotechnice - barví
plamen sytě žlutě.
Sulfid sodný Na2S se používá v koželužství k odchlupování kůží a sloužil jako jedna z výchozích
surovin po výrobu bojové látky yperit.
Amid sodný NaNH2 je základní surovinou po výrobu kyanidu sodného NaCN, který se využívá zejména
k loužení zlata.
Jodid sodný NaI se používá k výrobě luminoforů halogenidových výbojek.
Chlorečnan sodný NaClO3 se dříve používal jako herbicid (Travex).
Dusitan sodný NaNO2 je hlavní součástí detekčních trubiček PT-381/1 a PT-27 k důkazu bojových
chemických látek DM (adamsit) a CR. Používá se také ke konzervaci masa či jiných potravin (E 250),
ačkoliv je podezřelý z karcinogenity.
Dusičnan sodný NaNO3 (chilský ledek) se používá jako hnojivo, v potravinářství jako konzervační
přísada do masných výrobků (E 251) a také v pyrotechnice jako okysličovadlo.

Chlorid sodný NaCl (sůl kamenná, kuchyňská sůl) patří již od dávných dob k běžně využívaným
chemikáliím, především jako nezbytná součást lidské potravy. V běžném životě se tak s kuchyňskou
solí setkáme nejčastěji v kuchyni. V současné době nalézá NaCl řadu průmyslových uplatnění. Získává
se dolováním kamenné soli (halitu) nebo odpařováním vody z mořské vody. ledu  Vodný roztok NaCl
(solanka) se používá jako chladící médium: ke směsi vody a se přidává pevný NaCl. Působením soli
dochází k tání ledu a roztok se ochlazuje.
Solení komunikací
Roztok NaCl má podstatně nižší teplotu tuhnutí než voda, takže osolený led při teplotě okolo 0 °C
má tendenci roztát. Teplota, do které solení prakticky funguje je zhruba –7 °C.
Obsah obrázku exteriér, nákladní auto, oranžová, ulice Popis byl vytvořen automaticky

   Sůl je inhibitorem růstu mikroorganismů, protože zbavuje jejich buňky vody vlivem osmotického
jevu. Koncentrace soli v mase, potřebná pro eliminaci nežádoucích bakterií, by měla být cca 20%. U
uzených potravin může být množství soli nižší.
Obsah soli ve vodě má významný vliv na osmoregulaci živočichů. Sladkovodní ryby nemohou přežít v
mořské vodě a naopak.
Obsah obrázku jídlo, vsedě, stůl, kousek Popis byl vytvořen automaticky

Disodná sůl kyseliny ethylendiamintetraoctové (EDTA) je pod názvem "Komplexon III" (Chelaton 3)
využívána v analytické chemii jako základní činidlo pro komplexometrické (chelatometrické)
stanovení celé řady kovových prvků, tetrasodná sůl stejné kyseliny je pod obchodním názvem "Syntron
B" používána jako chelatační činidlo k úpravě vody a k výrobě pracích a čistících prostředků.
Zobrazit zdrojový obrázek
Organické komplexy sodných sloučenin - crowny a kryptáty.
Zobrazit zdrojový obrázek

Sodná sůl kyseliny dichlorizokyanurové C3Cl2N3NaO3 slouží
jako zdroj aktivního chloru v bazénové chemii.

Cyklohexylsulfanan sodný je pod názvem cyklamát sodný
používaný jako umělé sladidlo.
Sodná sůl kyseliny glutamové je pod názvem glutaman
 sodný využívána jako potravinářský doplněk E 621.
Sorban sodný (E 201) a benzoan sodný (E 211) se přidávají do potravin jako konzervační prostředky.
Sodné alkoholáty (např. ethanolát sodný) se používají jako silná organická redukční činidla.
Mobile Trinkwassergewinnung - Wikipedia Chemical composition of monosodium glutamate Sodium
Benzoate - Description

Draslík
 je stříbřitě bílý, lesklý, velmi měkký neušlechtilý kov. Jako ostatní alkalické kovy, je také
draslík značně reaktivní chemický prvek, s fluorem, chlorem, bromem i jodem reaguje explozivně již
za normální teploty za vzniku draselných halogenidů KX. Se sírou, selenem a tellurem se slučuje při
teplotě 100 °C na chalkogenidy draslíku K2X. Na vlhkém vzduchu se rychle pokrývá vrstvou hydroxidu
draselného KOH.
  Reakce draslíku s vodou probíhá prudce za vzniku vodíku a hydroxidu. Zapálen shoří na oranžový
superperoxid draselný KO2, v atmosféře ozonu shoří za vzniku nestabilního tmavě červeného ozonidu
draselného KO3.
  Při teplotě přes 200 °C reaguje s vodíkem za vzniku hydridu draselného KH. S kapalným amoniakem
reaguje draslík již za velmi nízkých teplot za vzniku tmavě modrého hexaaminkomplexu [K(NH3)6],
s plynným NH3 se při teplotě přes 60 °C slučuje na amid draselný KNH2, s červeným fosforem reaguje
při teplotě okolo 200 °C za vzniku zeleného, snadno hydrolyzujícího fosfidu draselného K3P. Již za
laboratorní teploty ochotně reaguje s oxidem dusičitým NO2 za vzniku dusitanu sodného KNO2.
Roztavený draslík se ochotně slučuje s arsenem a antimonem na arsenid draselný K3As a antimonid
draselný K3Sb.

Reakce draslíku s neoxidujícími kyselinami probíhá prudce exotermně za vzniku draselné soli a
vývoje vodíku:
2K + 2HCl → 2KCl + H2
Draslík je velmi silné redukční činidlo, při jeho reakci s koncentrovanou kyselinou sírovou dochází
k redukci síry o 8 oxidačních stupňů za vzniku draselné soli a vývoje sirovodíku:
8K + 5H2SO4 → 4K2SO4 + H2S + 4H2O
Při reakci draslíku se zředěnou kyselinou sírovou vzniká vedle draselné soli oxid siřičitý a
elementární síra:
8K + 6H2SO4 → 4K2SO4 + SO2 + S + 6H2O
V laboratoři lze však také připravit sloučeniny (tzv. superbáze), ve kterých může mít draslík
draslidový anion K-. K tomu může dojít, protože draslík tak zaplní s-orbital a vytvoří stabilní
elektronovou konfiguraci. Takovéto sloučeniny jsou však velmi nestabilní, protože draslík má nízkou
ionizační energii, ale velmi vysokou elektronovou afinitu, proto dojde velmi snadno k oxidaci, a
tak tyto sloučeniny patří mezi nejsilnější redukční činidla. Velmi rychle až explozivně reaguje
draslík s kyslíkem na superoxid draselný a vodou na hydroxid draselný

Většina sloučenin draslíku je dobře rozpustná ve vodě, mezi nerozpustné sloučeniny draslíku patří
tetrachloroplatičitan draselný K2[PtCl6], velice omezeně rozpustný je hexabromoplatičitan draselný
K2[PtBr6] a jodistan draselný KIO4. Vodné roztoky draselných solí bývají bezbarvé, pokud není
jejich zbarvení způsobeno barevným aniontem. Jednou z mála známých barevných draselných solí je
světle žlutý dusitan draselný KNO2.
V přírodě se volný draslík nevyskytuje, přítomen je vždy vázaný ve sloučeninách, ve kterých
vystupuje výhradně jako jednomocný kation K+.
Draslík spolu se sodíkem patří mezi biogenní prvky a poměr jejich koncentrací v buněčných
tekutinách je významným faktorem pro zdravý vývoj organizmu. Obvykle je zdůrazňována významná role
draslíku, naopak vysoká konzumace sodných solí je pokládána za zdraví ohrožující. Vyšší koncentrace
draslíku je v lidském těle uvnitř buněk, k uvolňování ven dochází pomocí draslíkových kanálů při
přenosu vzruchu.

Sodno-draselná pumpa (též Na+/K+) je transmembránový protein pracující jako buněčná pumpa.
Spotřebovává ATP, načež několikrát mění svou konformaci (prostorové uspořádání) a přesouvá ionty
sodíku a draslíku přes buněčnou membránu, a to proti koncentračnímu gradientu. Zatímco sodík je
tedy transportován ven z buňky, draslík je naopak pumpován dovnitř.
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/4/4f/Sodium-potassium_pump_and_diffusion.png/1
920px-Sodium-potassium_pump_and_diffusion.png
https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/6/65/Sodium-potassium_pump.svg/1920px-Sodium-p
otassium_pump.svg.png 3b8e.png

  Průměrný obsah draslíku v zemské kůře činí 2,35 % hmot., je však více rozptýlen než Na. Nejvíce
draslíku je obsaženo v křemičitanech a v ložiscích chloridu draselného (sylvín). Další významné
minerály draslíku jsou sylvinit KCl·NaCl, karnalit MgCl2·KCl·6H2O, orthoklas KAlSi3O8 a kainit
KCl·MgSO4·3H2O. Kromě významného podílu draslíku v mořské soli jej nalézáme také téměř ve všech
podzemních minerálních vodách.
  Průmyslová výroba draslíku se provádí termickou redukcí taveniny chloridu draselného KCl kovovým
sodíkem nebo redukcí fluoridu draselného karbidem vápníku - Griesheimerův proces výroby draslíku.
Griesheimerův proces redukce probíhá podle rovnice:
2KF + CaC2 → 2K + CaF2 + 2C
Do roku 1950 se draslík vyráběl podle původní Davyho metody tavnou elektrolýzou KCl nebo KOH, v
omezené míře se draslík připravoval termickým rozkladem vinného kamene (draselná sůl kyseliny
vinné) HOOCCH(OH)CH(OH)COOK.
Volný draslík nemá významné přímé využití (redukční činidlo v organické syntéze a analytické
chemii), velmi důležité jsou však jeho sloučeniny. Perspektivní využití může kapalný draslík najít
jako chladivo v doposud experimentálních jaderných reaktorech moderovaných vodíkem.

•KOH má podobné použití jako u NaOH, ale pro jeho vyšší cenu se používá jen ve specifických
případech, např. při výrobě mýdel reakcí s vyššími tzv. mastnými kyselinami. Draselná mýdla jsou
většinou tekutá, na rozdíl od sodných, která jsou téměř všechna pevná. Hydroxid draselný se také
používá při výrobě léčiv, celulosy, papíru, umělého hedvábí a oxidu hlinitého.
•
•KClO3  podporuje hoření (silné ox. činidlo), ve směsi s org. látkami probíhá prudká (explosivní)
reakce, která může být iniciována zahřátím nebo nárazem
•
•KNO3 draselný ledek (hnojivo), připravuje se konverzí levnějšího ledku chilského:
•NaNO3  +  KCl    ↔   KNO3   +  NaCl
•KNO3 býval v minulosti důležitou surovinou pro přípravu černého střelného prachu.
•
•K2CO3 (potaš), bezvodý či dihydrát, význam při výrobě mýdel, při výrobě skla, v textilním a
papírenském průmyslu, jako součást pracích prášků, při výrobě pigmentů, v barvířství a běličství a
při praní vlny, v chemické analýze ve směsi se sodou k tavení analyzovaných látek. Používá se také
pro přípravu kyanidu draselného.
•
•

Kyanatan draselný KOCN je účinnou složkou selektivního herbicidu Alisan a využívá se ve veterinární
medicíně.
Fulminát draselný KCNO se využívá k výrobě zápalek do perkusních zbraní.
Sulfid draselný K2S se využívá v kožním lékařství.
Pentasulfid didraselný K2S5 se používá k patinování slitin mědi a slouží k výrobě léčiv.
Síran draselný se používá při výrobě skla, kamence draselného a využívá se i jako hnojivo.
Manganistan draselný („hypermangan“) a dichroman draselný = oxidační činidla.
Mezi organické sloučeniny draslíku patří zejména draselné soli organických kyselin a draselné
alkoholáty.
  Vinan sodno-draselný KOOCCH(OH)CH(OH)COONa (Seignettova sůl) je složkou Fehlingova činidla, které
slouží k analytickému důkazu ketonů a aldehydů.
  Acetát draselný CH3COOK je dehydratačním prostředkem při výrobě bezvodého ethanolu a jako
konzervant E 261 se používá v potravinářství.

Sorbate de potassium — Wikipédia
Sorban draselný (E202) se používá se jako konzervant zabraňující šíření plísní a kvasinek v
potravinách.
K dalším draselným sloučeninám patří organické komplexy draselných sloučenin tzv. crowny a
kryptáty.
Zobrazit zdrojový obrázek
Valinomycin = peptid používaný k přenosu iontů K (iontově selektivní elektrody) a jako
antibiotikum.
Zobrazit zdrojový obrázek Zobrazit zdrojový obrázek

Rubidium
je velmi měkký, stříbrobílý neušlechtilý kov. Podobně jako další alkalické kovy je i rubidium
mimořádně reaktivní chemický prvek. Na vzduchu je nestálé, pokrývá se vrstvou hydroxidu.
V atmosféře kyslíku shoří na superoxid rubidný RbO2, v atmosféře ozonu shoří za vzniku nestabilního
červeně zbarveného ozonidu rubidného RbO3.
S vodou reaguje velmi prudce a bouřlivě za vzniku hydroxidu rubidného a vodíku:
2Rb + 2H2O → 2RbOH + H2
Prudce reaguje s kyselinami za vzniku rubidné soli:
2Rb + 2HCl → 2RbCl + H2
8Rb + 6H2SO4 → 4Rb2SO4 + SO2 + S + 6H2O
S vodíkem se při teplotě nad 300°C slučuje za vzniku reaktivního hydridu RbH, který je i na suchém
vzduchu samozápalný. Za laboratorní teploty se explozivně slučuje s halogeny na halogenidy RbX. Se
selenem a tellurem reaguje za vzniku selenidu rubidného Rb2Se a telluridu rubidného Rb2Te již při
teplotě -40°C, ale se sírou se na sulfid rubidný Rb2S slučuje až po zahřátí na teplotu 110°C.

S kapalným amoniakem reaguje již při teplotě -40°C za tvorby tmavě modrého hexaaminrubidného
komplexu, při vyšších teplotách tvoří s plynným amoniakem amid rubidný:
Rb + 6NH3 → [Rb(NH3)6]
2Rb + 2NH3 → 2RbNH2 + H2
Se sirovodíkem rubidium reaguje za vzniku hydrogensulfidu rubidného:
2Rb + 2H2S → 2RbHS + H2
Rubidium je silné redukční činidlo, je možné připravit aurid rubidný RbAu, v němž se ušlechtilý kov
zlato vyskytuje v oxidačním stupni -I, tutéž vlastnost má pouze cesium.
Většina sloučenin rubidia je ve vodě dobře rozpustná, téměř nerozpustný je hexaflurokřemičitan
rubidný Rb2SiF6.
V přírodě se volné rubidium nevyskytuje, je znám pouze jeho výskyt ve sloučeninách, ve kterých
vystupuje výhradně v oxidačním stupni I jako kation Rb+.
Rubidium ve stopových množstvích doprovází ostatní alkalické kovy, např. cesium v polucitu nebo
draslík v karnalitu.
Nejdůležitějším zdrojem pro průmyslovou výrobu rubidia je uhličitan rubidný Rb2CO3, který je hlavní
součástí odpadních produktů po rafinaci lithia.

Výroba rubidia se provádí tavnou elektrolýzou chloridu rubidného RbCl nebo jeho termickou redukcí
vápníkem:
2RbCl → 2Rb + Cl2
2RbCl + Ca → 2Rb + CaCl2
Mezi další způsoby výroby rubidia patří redukce hydroxidu rubidného hořčíkem nebo redukce oxidu
rubidného vápníkem:
2RbOH + Mg → 2Rb + Mg(OH)2
Rb2O + Ca → 2Rb + CaO
Vzhledem ke své mimořádné nestálosti a reaktivitě má kovové rubidium jen minimální praktické
využití.
   Kovové rubidium se používá při výrobě fotočlánků (termoiontové konvertory) díky nízkému
ionizačnímu potenciálu. Zároveň je proto perspektivním médiem pro iontové motory jako pohonné
jednotky kosmických plavidel. Důležité využití nachází rubidium při odstraňování zbytků plynů z
vakuových trubic a  jako součást přesných atomových hodin v satelitech GPS. Stále stoupá význam
rubidia ve výzkumu a vývoji supravodivých materiálů.

Izotop 82Rb se využívá v medicíně v pozitronové emisní tomografii (PET) v kombinaci s CT
angiografií.
Izotop 87Rb s přirozeným výskytem 27,8 % je mírně radioaktivní, rozpadá se s poločasem
4,92×1010 roku za vzniku izotopu 87Sr a uvolnění β-záření. Toho se v geologii využívá k datování
stáří hornin.
Soli rubidia se přidávají do směsí zábavné pyrotechniky a barví vzniklé světelné efekty do fialova.
Oxid rubidný Rb2O se používá jako sklářská přísada pro zvýšení tvrdosti skla.

Cesium
je modrobílý, lesklý, na vzduchu nestálý kov. Ze všech kovů je cesium nejměkčí. Cesium je ze všech
alkalických kovů nejreaktivnější chemický prvek a má silně elektropozitivní charakter. Ve
sloučeninách cesium vystupuje výhradně jako bezbarvý kation Cs+. Naprostá většina sloučenin cesia
je ve vodě dobře rozpustná, výjimku tvoří nerozpustné podvojné halogenidy cesia s železem, mědí,
kadmiem, antimonem, olovem a bismutem, manganistan cesný CsMnO4 a terafluoroboritan cesný CsBF4.
  Na vzduchu se cesium samovolně vznítí a shoří za vzniku superoxidu CsO2, v atmosféře ozonu hoří
za vzniku červeného nestabilního ozonidu cesného CsO3. S vodou i s ledem reaguje cesium velmi
prudce, až explozivně, za vzniku hydroxidu cesného CsOH, který je ze všech hydroxidů alkalických
kovů nejsilnější žíravinou:
2Cs + 2H2O → 2CsOH + H2
S vodíkem se slučuje za vzniku tuhého, prudce reaktivního hydridu CsH, který je i na suchém vzduchu
samozápalný. S halogeny reaguje již za laboratorní teploty, se selenem a tellurem se slučuje i za
teplot hluboko pod bodem mrazu. Se sírou reaguje již za teploty 100°C.

Reakce cesia s kapalným amoniakem probíhá za vzniku hexaamincesného komplexu, s plynným amoniakem
reaguje za vzniku amidu cesného:
Cs + 6NH3 → [Cs(NH3)6]
2Cs + 2NH3 → 2CsNH2 + H2
Cesium je silné redukční činidlo, působením cesia je možné připravit aurid cesný CsAu, sloučeninu,
ve které se ušlechtilý kov zlato vyskytuje v oxidačním stupni -I, stejnou vlastnost má pouze
rubidium.
   Redukční vlastnosti cesia se projevují také v jeho reakci se zředěnou kyselinou sírovou, při
které dochází k vyredukování elementární síry:
8Cs + 6H2SO4 → 4Cs2SO4 + SO2 + S + 6H2O
S galliem, indiem a thoriem tvoří intermetalické sloučeniny, které se vyznačují fotocitlivými
vlastnostmi.
V přírodě se elementární cesium nevyskytuje, ve formě sloučenin ve stopových množstvích doprovází
ostatní alkalické kovy.

   Výroba cesia se provádí tavnou elektrolýzou chloridu nebo hydroxidu cesného. Chlorid cesný
potřebný pro elektrolýzu se připravuje loužením polucitu kyselinou chlorovodíkovou s malým
přídavkem kyselin fluorovodíkové a bromovodíkové. Produktem loužení není čistý chlorid cesný, ale
směs CsSbCl4, Cs2ICl a [CS2(CeCl6)], ze kterých se čistý chlorid cesný připravuje frakční
krystalizací a následnou hydrolýzou. Další možností je alkalické tavení rudy se směsí CaCO3 a
CaCl2 nebo Na2CO3 a NaCl. Produktem alkalického tavení je Cs2CO3, který se reakcí s HCl převádí na
chlorid cesný.
  Dalším způsobem výroby cesia je loužení polucitu v 40% kyselině sírové, cesium přejde do roztoku
ve formě kamence Cs2SO4·Al2(SO4)3·24H2O.
   Posledním způsobem výroby je přímá redukce policitu pomocí sodíku, draslíku, vápníku nebo
zirkonia, redukce probíhá ve vakuu nebo ve velmi zředěné atmosféře argonu při teplotách mezi 640 -
700°C. Produktem je kovové cesium o čistotě přesahující 98%, hlavní znečišťující příměsí je
rubidium.
  Kovové cesium je také možné získat redukcí uhličitanu, hydroxidu nebo hlinitanu roztaveným
hořčíkem ve vodíkové atmosféře nebo redukcí vápníkem ve vakuu. V minulosti se kovové cesium
připravovalo také redukcí chromanu cesného kovovým zirkoniem.

Kromě minerálů je hlavním zdrojem cesia pro jeho výrobu uhličitan cesný Cs2CO3, který společně s
uhličitanem rubidným Rb2CO3 vzniká jako odpadní produkt při rafinaci lithia. Na velmi vysokou
čistotu se surové cesium rafinuje termickým rozkladem azidu cesného CsN3 při teplotě 390°C. Azid
cesný se připravuje reakcí rozpustných solí cesia s azidem barnatým Ba(N3)2.
  Zpočátku nemělo cesium významnější praktické využití, od roku 1920 se začalo využívat při výrobě
elektronek jako getter, tj. látka sloužící k odstraňovaní zbytků kyslíku při evakuaci skleněných
trubic a baněk.
  V současnosti se cesium ve formě intermetalické sloučeniny KCsSb používá k výrobě citlivé vrstvy
fotoelektrických článků do přístrojů pro noční vidění.

  Jeho nízký ionizační potenciál dává možnost jeho uplatnění ve fotočláncích, sloužících pro přímou
přeměnu světelné energie v elektrickou.
   Zároveň je proto perspektivním médiem pro iontové motory, jako pohonné jednotky vesmírných
plavidel, dále ke konstrukci elektronek a fotonek (jako jediný kov vyzařuje elektrony při osvětlení
světlem všech barev)

   Při výrobě katodových trubic, pracujících s nízkotlakou náplní inertního plynu, se užívá cesia
jako getru, tj. látky sloužící k zachycení a odstranění posledních zbytků přimíšených reaktivních
plynů.
   Používá se do přístrojů pro noční vidění, ve fotonásobičích elektronů a v televizních
přijímačích.
  Izotop 133Cs je součástí atomových hodin.
Ty využívají atomové rezonance a jejich
přesnost je taková, že se rozcházejí
maximálně o sekundu za 158 milionů let.
  Radioaktivní izotop 137Cs se využívá v nedestruktivním zkoušení materiálů a výrobků
(defektoskopii), v medicíně při ozařování rakovinných nádorů a při radiační sterilizaci potravin.
Obsah obrázku budova, interiér, stojící, vsedě Popis byl vytvořen automaticky

Zobrazit zdrojový obrázek Nalezený obrázek pro 137cs
137Cs
(poločas cca 30 let)
Byl přítomen v atmosféře následkem havárie jaderné elektrárny v Černobylu na Ukrajině a také po
zkouškách jaderných zbraní na tichomořských ostrovech (USA, Francie).

Cs2O je součástí katalyzátorů některých chemických reakcí (výroba kyseliny akrylové, styrenu,
methanolu, antrachinonu, anhydridu kyseliny ftalové apod.). Cesiem dopované katalyzátory na bázi
oxidů přechodných kovů se používají při oxidaci SO2 na SO3 při výrobě kyseliny sírové.
CsOH, velmi agresivní hydroxid, je hlavní složkou leptacích lázní při výrobě polovodičů a slouží
k odsiřování některých druhů těžké ropy.
  Jeho rozpouštěním v kyselině mravenčí se připravuje mravenčan cesný HCOOCs, který se používá k
přípravě velmi hustých roztoků pro výplachy podmořských ropných vrtů (má hustotu až 2,3 g·cm−3).
Krystalický jodid a bromid cesný se používají na výrobu citlivých vrstev scintilačních přístrojů,
zejména k detekci paprsků γ a Rentgenového záření.
  Síran cesný Cs2SO4 a trifluoracetát cesia CF3COOCs se využívají k úpravě hustoty roztoků při
separaci virů a nukleových kyselin pomocí ultracentrifugy.
Chlorid cesný se používá jako protijed při otravách sloučeninami arsenu.
Jodid cesný CsI slouží jako luminofor v halogenidových výbojkách.
Dusičnan cesný CsNO3 se používá v pyrotechnice - barví plamen modře.

Francium
  je radioaktivní kovový prvek. Nejstabilnější izotop francia 223Fr má poločas rozpadu 21 minut. V
přírodě francium vzniká radioaktivním rozpadem aktinia.
   Za pokojové teploty je francium pevný kov s nejnižší hodnotou elektronegativity. Ve sloučeninách
vystupuje francium pouze jako kation Fr+. Fluorid francia (FrF) je sloučeninou s největším rozdílem
elektronegativity mezi vázanými prvky. Je velmi reaktivní a jeho sloučeniny se svými vlastnostmi
podobají sloučeninám cesia. Téměř všechny soli francia jsou ve vodě rozpustné.
 Francium se dobře rozpouští v minerálních kyselinách za vzniku francné soli příslušné kyseliny
a vodíku, s vodou reaguje za vzniku hydroxidu francného FrOH a vodíku, v atmosféře kyslíku shoří na
hyperoxid francný FrO2 a ochotně reaguje s halogeny.
Praktické využití kovové francium ani sloučeniny francia nemají.