Jdi na obsah Jdi na menu
 

Vodík, kyslík, voda

7. Vodík, kyslík, voda

 

            Vodík

H2

Vodík se nachází v první skupině a první periodě- je první člen PSP a patří mezi s1 prvky. Řadíme ho mezi nekovy.

Vodík je nejrozšířenější prvek ve vesmíru (a devátý nejrozšířenější prvek na Zemi). Vyskytuje se hlavně ve formě sloučenin, na Zemi se volný vodík vyskytuje jen vzácně (sopečné plyny, zemní plyn). Je to důležitý biogenní prvek (= prvek nezbytný pro život).

Známe tři izotopy (=atomy se stejným počtem protonů, ale s různým počtem neutronů):

Stabilní izotopy:   H lehký vodík (protium), který tvoří asi 99,9% všech přírodních atomů vodíku,  H těžký vodík (deuterium) a radioaktivní izotop  H (tritium), který se v přírode nevyskytuje.

 

Základní elektronovou konfiguraci má: 1s1

Stabilita: 1s2

  • je to H- (aniont)
  • tvoří hydrydy s s1 a s2 prvky
  • důkaz vodíku elektrolýzou taveniny (Na+H-)

z 2H- vzniká H20

             

               1s0

  • je to H+ (kationt)
  • reaguje s p prvky (HCl, H2O, NH3)

 

Chemické vlastnosti vodíku:

Je to bezbarvý plyn, bez chuti. Vodík je nejlehčí plyn. Je hořlavý a jeho směs s kyslíkem (vzduchem) je silně výbušná. Má redukční vlastnosti:

 

 

Atomy vodíku jsou za normálních podmínek nestálé. Stabilní elektronovou konfiguraci nejbližšího vzácného plynu helia (1s2) mohou získat:

  1. tvorbou kovalentní vazby s jiným atomem nekovu, např. HCl, CH4 (methan)
  2. tvorbou iontové vazby, při které přijme elektron s malou elektronegativitou a vznik hydrydový anion H-, např. NaH (hydryd sodný), CaH2 (hydryd vápenatý)
  3. odštěpením elektronu a tvorbou kationu H+, který je nestálý a váže se ihned koordinačně kovalentní vazbou) na molekulu s volným elektronovým párem, např. NH4+,H3O+ (oxoniový ion)

Vodík polárně vázaný na F,O nebo N se může vázat se sousedními molekulami pomocí vodíkových můstků (vodíkových vazeb). Tato vazba je nejsilnější nevazebnou interakcí. Vodíkové můstky zvyšují teplotu varu a mají vliv na rozpustnost látek.

Molekulový vodík není příliš reaktivní. S většinou prvků reaguje až za vyšší teploty, po iniciaci světlem nebo za přítomnosti katalyzátoru.

 

 

 

Atomový vodík je mnohem reaktivnější než molekulový vodík a má silné redukční účinky.

Příprava vodíku:

  1. reakce kyseliny s neušlechtilými kovy (Li,K,Ca,Na… – Beketova řada kovů- neušlechtilé kovy- vlevo od vodíku reagují s kyselinami)

Zn + 2HCl   ZnCl2 + H2

  1. elektrolýza vody (vodík se vylučuje na katodě)

 

 

 

  1. reakce vodní páry s koksem

 

     

Výroba vodíku:

      

  1. ze zemního plynu katalyzovanou reakcí s vodní párou (vodní plyn)

 

 

  1. termickým štěpením metanu

 

 

Důkaz vodíku:

Třaskavá reakce vodíku s kyslíkem (zkumavku s vodíkem přiblížíme k plameni)

 

Hydrydy:

Hydrydy jsou sloučeniny vodíku. Podle charakteru vazby mezi vodíkem a jiným prvkem rozlišujeme tyto typy hydrydů:

  1. Iontové hydrydy

Obsahují hydrydový anion H-. Jsou tu sloučeniny s s1 a s2 prvky. Jsou to pevné látky s iontovou krystalovou strukturou a vysokým bodem tání. Jsou to silná redukční činidla.

Příklady jsou NaH- hydryd sodný, CaH2- hydryd vápenatý

Iontové hydrydy prudce reagují s vodou. Při této reakci se uvolňuje molekulový vodík:

 

 

 

  1. Kovalentní hydrydy

Jsou to binární sloučeniny vodíku s p1 až p5 prvky. Často vznikají přímou syntézou prvků. Za normálních podmínek to jsou obvykle plyny, výjimku tvoří voda (je kapalná díky vodíkovým můstkům).

       - polární kovalentní hydrydy obvykle reagují s vodou za uvolnění protonu. S vodou reagují kysele a ejich vodné roztoky jsou bezkyslíkaté kyseliny (=sloučeniny vodíku s nekovy 6. a 7. A skupiny). Výjimkou je amfoterní (= látka, která se umí chovat jako kyselina i jako zásada) voda a NH3.

 

 

      - nepolární kovalentní hydrydy s vodou nereagují. Příklady: SiH4 (silan), AsH3 (arsan), BH3 (boran) nebo PH3 (fosfan).

 

 

  1. Kovové (intersticiální) hydrydy

Jsou hydrydy přechodných kovů (d-prvky). Patří sem i hydrydy lanthanoidů a aktinoidů (f-prvky). Vznikají pohlcováním plynného vodíku do krystalové struktury kovu, mají kovový charakter (elektrická vodivost…) a proměnlivé složení. Používají se při katalycké hydrogenaci.

 

  1. Hydrydové komplexy

Obsahují ionty H- vázané koordinační vazbou na ionty kovů. Jsou poměrně stálé a používají se jako redukční činidla v organické chemii. Příklady jsou Na(BH4) tetrahydridoboritan sodný a LI(AlH4) tetrahydrydohlinitan lithný.

 

 

Využití vodíku:

Vodík se dodává v ocelových láhvích s červeným pruhem. Má redukční účinky, takže slouží k vyredukování kovů z jejich sloučenin. Slouží mimo jiné i ke sváření a tavení kovů a v chemickém průmyslu se využívá například k syntéze organických (methanol¨) ale i anorganických (amoniak) sloučenin. Využívá se jako alternativní palivo zejména v dopravě a v minulosti sloužil ke konstrukci termonukleárních bomb, které jsou založeny na principu slučování (fúzi) vodíkových jader v heliu. Další využití je například výroba amoniaku:

 

 

Kyslík

Je to prvek 2. periody a 16. skupiny psp a patří mezi chalkogeny.

Elektronová konfigurace kyslíku:

 

 

Má dva volné páry, takže se váže dvěma elektrony- je buď jednovazný, nebo maximálně dvojvazný (nemá d orbital, neexcituje). Stabilní konfigurace získá buď tím, že přijme dva elektrony a vzniká anion oxidový 02- nebo vytvoří dvě jednoduché vazby (H2O) nebo jednu dvojnou (Co2)

Po floru má druhou nejvyšší elektronegativitou, tedy kladného oxidačního čísla může nabýt jen ve vazbě s flourem. Nejčastěji nabývá oxidačního číslo –II (přijme 2 elektrony pro dosáhnutí stabilní el. konfigurace) nebo –I (peroxidy). Patří tedy mezi nejsilnější oxidační činidla.

Při reakcích s kyslíkem (oxidace) se teplo uvolňuje (=reakce exotermické). Oxidace probíhá za normální teploty pomalu (dýchání, koroze), za vyšší teploty se rychlost oxidace zvyšuje. Velmi prudká oxidace, při které se uvolňuje teplo a světlo se nazývá hoření-

Je to nejrozšířenější prvek na zemi, objemově tvoří 21% atmosféry. Je to důležitý makrobiogenní prvek. Lze ho zkapalnit (cca při -180C) do modré barvy i ztužit.

Kyslík je bezbarvý plyn bez chuti a zápachu. Je těžší než vzduch. Je částečně rozpustný ve vodě- čím vyšší je teplota, tím méně je rozpustný.

Kyslík má dvě alotropické modifikace (=mají výrazné odlišné fyzikální vlastnosti) molekulový kyslík O2 a ozon O3. Ozon vzniká z molekulového kyslíku absorpcí energie. Má charakteristický zápach. Má silně oxidační účinky a je toxický. Má baktericidní účinky a používá se například k dezinfekci vody.

 

 

Příprava kyslíku:

Zahřátí směsí

  1. z manganistanu
  2. z chlorečnanu draselného

 

  1. z roztoku peroxidu vodíku

 

 

Výroba kyslíku:

Na rozdíl na vodíku se nevyrábí chemicky, ale oddělením ze vzduchu = frakční destilace zkapalněného vzduchu. Vzduch se ochladí pod teplotu -196C (teplota varu dusíku)- zkapalní se- postupně se kapaliny ohřívá- uvolňování jednotlivých frakcí.

 

Důkaz kyslíku:

Do zkumavky nalijeme peroxid vodíku (H2O2) a přidejte na špičku malé lžičky pevného burelu (MnO2). 
Ve zkumavce probíhá velmi bouřlivá reakce katalytického rozkladu peroxidu vodíku – pomocí doutnající špejle lze dokázat vznik kyslíku, špejle se rozžhne.

 

Využití kyslíku:

Organismy potřebují kyslík k oxidaci živin (k dýchání). Ve směsi s dusíkem se kyslík používá do dýchacích přístrojů pro potápěče, kosmonauty a piloty. V nemocnicích se tyto přístroje používají při dýchacích potížích a kyslík se také využívá jako desinfekce. Kyslík má také mnohostranné použití v průmyslu (sváření), kapalný kyslík se používá jako raketové palivo v kosmonautice. Stlačený kyslík je dodáván v ocelových tlakových láhvích označených modrým pruhem. V hutnictví se používá při výrobě železa, při sváření a řezání kovů a využívá se i v chemické výrobě (oxidační procesy).

 

 

 

 

Rozdělení oxidů:

Oxidy jsou sloučeniny kyslíku s jinými prvky. Atomy kyslíku nich mají oxidační číslo –II. Oxidy klasifikujeme:

A) podle druhu vazby a struktury:

1) Iontové oxidy

Obsahují anionty O2- vázané iontovou vazbou s kationy kovů. Tvoří je s-prvky, lanthanoidy a některé prvky s malou elektronegativitou. Jsou netěkavé a mají vysoké teploty tání, např. Na2O nebo CaO.

 

2) Kovalentní oxidy, které mají v molekulách kovalentní vazby

- molekulové oxidy tvoří většina nekovů s velkou elektronegativitou. Jsou to těkavé, většinu plynné nebo kapalné. Jsou to například Co, CO2, NO…

- oxidy s atomovou strukturou tvoří kovy ze střední části PSP některé nekovy. Mají polymerní strukturu, jsou málo těkavé. Jsou to například TiO2, Al2O3 nebo SiO2.

 

 

B) podle reakcí s vodou

1) Kyselinotvorné oxidy jsou molekulové oxidy a oxidy kovů s oxidačním číslem větším než 5. V reakci s vodou tvoří kyslíkaté kyseliny. Je to například SO3

2) Zásadotvorné oxidy jsou iontové oxidy a oxidy kovů s oxidačním číslem menším než 4. slučují se s vodou na hydroxidy. Je to například CaO.

3) Amfoterní oxidy jsou oxidy kovů s atomovou strukturou s menšími oxidačními čísly. Je to například ZnO.

 

 

Peroxid vodíku

Peroxid vodíku H2O2 je nejběžnější peroxosloučenina. Peroxid vodíku se chová jako velmi slabá kyselina. Proto 30% roztok se používá k bělení textilu a papíru v průmyslu. 3% roztok peroxidu vodíku se požívá jako desinfekční a bělící prostředek v domácnostech. Atomový kyslík je velice silné oxidační činidlo. Proto má peroxid vodíku obvykle oxidační účinky, ale v některých reakcích může mít peroxid vodíku i účinky redukční. Redukční účinky se projevují při jeho reakci se silnými oxidačními činidly, např. KMnO4, Cl2.

 

 

 

 

 

 

Voda

Voda je nejdůležitější a nejrozšířenější sloučeninou vodíku na Zemi a je univerzálním rozpouštědlem pro polární látky.

Molekula vody je lomená (hybridizace sp3) a vazby P-H jsou silně polární. Polarita vazby a prostorové uspořádání způsobuje, že molekuly vody jsou polární.

 

 

 

Voda má vysoký bod tání a varu. Je to bezbarvá kapalina bez chuti a zápachu. Je to polární rozpouštědlo.

Voda tvoří 50-95% hmotnosti živých organismů, obsah vody v lidském těle je 50-70%. Voda je pro život organismů nezbytná. V organizmech má funkci transportní a termoregulační. Důležitou funkci má také při biochemických reakcích.

Voda v přírodě není úplně čistá, může obsahovat různé rozpuštěné látky. Přítomnost rozpustných vápenatých a hořečnatých solí způsobuje tvrdost vody. Tvrdá voda je nevhodná k praní i k použití v průmyslu.

Přechodná tvrdost je způsobena hydrouhličitany (vápenatým a hořečnatým) a lze ji odstranit povařením.

 

 

Trvalou tvrdost způsobuje hlavně síran vápenatý a hořečnatý (CaSo4 a MgSO4). Můžeme ji odstranit přidáním soli.