Vodík, voda a kyslík

 Vodík

1. Úvod

– elektronová konfigurace – 1s¹ => elementární (atomární) vodík je extrémně reaktivní, v normálních

podmínkách neexistuje

– 1 p⁺, 1 n⁰

– páruje se:

1. H₂
2. H₂^+IO, H₂S, HCl – s atomy s vyšší elektronegativitou
3. Na^+IH^-I, CaH₂ = hydridy

– vazba – ΔX = 0 – 0,4

– elektron je rovnoměrně rozmístěn

– kovalentní až polární vazba, případě hydridů iontová vazba

2. Výskyt a reaktivita

– výskyt – není volný na Zemi, je makrobiogenní, tvoří základ veškeré živé hmoty (91% všech prvků)

– nejrozšířenější ve vesmíru (plynný obal Slunce, stálice, mlhovina)

– vázaný (sloučeniny) – voda + org. sloučeniny (alkoholy, karboxyly, plasty, bílkoviny)

– volný v sopečných plynech (H₂), tvoří 2 atomovou molekulu

– 3 izotopy – ₁¹H = protium – lehký, 99,9%

– ₁²H = deuterium – značka D, vyskytuje se ve formě D₂O

                                    – ₁³H = tritium – značka T, výskyt v horní vrstvě atmosféry

– v atmosféře vzniká jadernou reakcí: ¹⁴N + n -> ³H + ¹²C

– reaktivita a reakce – i reaktivita H₂ je stále velká, slučuje se s mnoha prvky přímo

1. H₂⁰ + X₂ -> 2 H^IX

H₂ + F₂ -> 2 HF                 => explozivně

1. 2 H₂⁰ + O₂⁰ -> 2 H₂^IO^-II – iniciace – zážeh, jiskra, přítomnosti kyslíku vodík hoří
2. 3 H₂⁰ + N₂ -> 2 NH₃^I – jiná teplota a tlak + katalyzátor
3. CO + 3 H₂ -> CH₃OH = hydrogenace – vznik org. látek z anorganických

– řetězová reakce – reakce H₂ a O₂ s X – řetězový mechanismus – iniciace ->

propagace -> terminace

– vlastnosti – redukční činidlo (způsobuje redukci, sám se oxiduje)

Cu^IIO (s) + H₂⁰ (g) –t–> Cu⁰ (s) + H₂^IO (g)

– plyn, lehčí než vzduch, bezbarvý

– Tv = -252,8 °C, Tt = -259,2 °C

– je to nekov, proto má na rozdíl od ostatních prvků I. skupiny vyšší hodnotu elektroneg.

– vytváří vodíkové můstky – důležité (voda, BK, NK)

3. Příprava

– laboratorní – často se připravuje reakcí zředěné H₂SO₄ se Zn: Zn + H₂SO₄ -> ZnSO₄ + H₂

– reakce amfoterních kovů s roztoky hydroxidů alkalických kovů

Zn + 2 NaOH + 2 H₂O  à  Na₂[Zn(OH)₄] + H₂

                                                                                                                      tetrahydroxozimečnatan sodný

2 Al + 2 NaOH + 6 H₂O  à  2 Na[Al(OH)₄] + 3H₂

                                                                                                                       tetrahydroxohlinatan sodný

– elektrolýza vody – rozklad roztoku nebo taveniny elektrolytu průchodem el. proudu

– elektrolyt – vede el. proud (roztok, tavenina), obsahuje volné ionty

– látky, které jsou schopny vést el. proud – polární, iontové

– slaný roztok vede el. proud, cukerný ne – látka se rozpustí, ale nemá volné

ionty = neelektrolyt

– katoda^– => přitahuje (+), katodická redukce

– anoda⁺ => přitahuje (–), anodická oxidace

– fungování – vysvětluje tzv. iontová teorie:

1. elektrolyt se skládá z kationtů (+) a aniontů (–)
2. ionty se můžou pohybovat pouze v případě rozpuštění

nebo roztavení látky

1. kationty se pohybují ke katodě (kov, vodík)
2. anionty se pohybují k anodě (nekovy)
3. elektrolyty vedou proud na základě přenosu elektronů mezi ionty a elektrodami během elektrolýzy

roztok NaCl:

K^–: Na⁺, 2 H⁺ + 2 e^– –red.–> H₂ (odchází)

A⁺: Cl^–, OH^–: 2 Cl^– –ox. –> Cl² (odchází) + 2 e^–

Na⁺ + OH^– -> NaOH

– kovy mají různou ochotu se oxidovat a redukovat = Beketova řada kovů

Zn + HCl -> ZnCl₂ + H₂

 

– Kippův přístroj:

 

 

 

 

– průmyslová výroba – levná, bezpečná, rychlá

1. reakce vodní páry s roztaveným koksem:
2. H₂O + C –t–> CO + H₂

CO + H₂ = vodní plyn – používá se jako palivo

1. CO + H₂O (pára) –t–> CO₂ + H₂

CO – působí jako redukční činidlo

2. methan a vodní pára:

CH₄ + H₂O –t–> CO + 3 H₂

– velmi čistý vodík se vyrábí elektrolýzou okyselené vody

4. Využití a sloučeniny vodíku

• významné redukční činidlo – výroba kovů
• palivo – ke svařování (lahve s červeným pruhem – vodík)

– pohonná hmota (rakety, auta) – existuje možnost pohlcení H₂ do krystalové mřížky kovů

                                                                       = intersticiální polohy

• vznik NH₃ – 3 H₂ + N₂ –p, t, kat. –> 2 NH₃ = Haber-Boschova reakce
• potravinářství – ztužování tuků

CH₃(CH₂)₇CH=CH(CH₂)₇COOH + H₂ –t,p,Ni-> CH₃(CH₂)₇CH₂–CH₂(CH₂)₇COOH

– zanikají dvojné vazby na mastných kyselinách

– tuky jsou skladnější a déle vydrží

– sloučeniny – binární, kyseliny, hydroxidy, uhlovodíky

                      – binární = hydridy:

1. iontové hydridy – NaH – alkalické kovy a kovy alk. zemin, málo stabilní

– barevné krystalické látky

2 Na + H₂ -> 2 NaH     Ca + H₂ -> CaH₂

– elementární H reaguje jako oxidační činidlo

– reakce s vodou: CaH₂ + H₂O -> Ca(OH)₂ + 2 H₂

1. kovové hydridy – křehké, pevné látky kovového vzhledu

– tvoří je prvky Cr, triády železa a Palladia

– vodivé nebo polovodivé vlastnosti

1. hydridy přechodného typu – charakter berthollidů

– vazebné poměry jsou přechodem mezi

vazbami iontovými a kovovými

– tvoří je prvky podskupin Se, Ti a V a některé

                                                    lanthanoidy a aktinoidy

1. molekulové hydridy – tvoří je nekovy a polokovy IV. až VII. skupiny

– pevnost vazeb i termická stabilita klesá s

rostoucím atomovým číslem

– v periodách roste zleva doprava (HI, HCl, HBr)

1. polymerní hydridy – sloučeniny s el. deficitními vazbami

– tvoří je prvky 2. a 3. skupiny (Br, Mg, Zn, Cd, B, …)

– hydridy plynné nebo kapalné (B, Ga)

– ostatní jsou pevné

– kovalentní – p prvky, vlastnosti závidí na polaritě

vazby

– slabě polární s vodou reagují málo

– polární s vodou reagují

– kovové – s přechodnými kovy

                                  – intersticiální = vmezeřené

– H₂ je schopný se vmezeřit do

krystalické mřížky

– bezpečnější skladování H₂

Voda

– všechna skupenství, polární molekula

– ¾ povrchu je voda, 97% slaná

– hustota při 4°C = 1 g/cm³

– bezbarvá kapalina, bez zápachu, v silných vrstvách modrá

– Tt = 0°C, Tv = 100°C => kvůli vodíkovým můstkům

 

 

 

 

 

 

– led – několik polymorfních modifikací

– obyčejný led při 0 °C krystalizuje v šesterečné soustavě

– velké dutiny <- vzájemná orientace molekul -> plave na vodě

– při sníženém p a t -80 – -140 – soustava krychlová

– amorfní – kondenzace vodní páry (-110°C)

– chem. vlastnosti – může se chovat jako rozpouštědlo (polární látky)

Na + H₂O -> NaOH + H₂

– reakce vody s alkalickými kovy je bouřlivá – důkaz pomocí indikátoru – fenolftalein

– binární sloučenina – hydrid

– je produktem neutralizace

– reakce s vodou se nazývá hydrolýza

– hydratace = obalení molekul vodou (třeba čistící účinky mýdel)

– pokovování – ochrana proti korozi

– nanesení tenké vrstvy kovu, který s vodou nereaguje (Ni, Zn, Cr)

– vznikne kompaktní (celistvá) vrstva (ZnO, CrO, NiO)

– ušlechtilé kovy s vodou nereagují

Fe + H₂O –O₂-> Fe₂O₃*Fe(OH)₃ = rez

2 Zn + O₂ -> 2 ZnO

Ag + H₂O -> O

– hydráty = krystalické látky s vázanou molekulou vody

– modrá skalice: CuSO₄*5 H₂O

– zelená skalice: FeSO₄*7 H₂O

– bílá skalice: ZnSO₄*7 H₂O

– sádrovec: CaSO₄*2 H₂o -> sádra: CaSO₄* ½ H₂O (hemihydrát)

– soda: Na₂CO₃*10 H₂O

– krystalohydráty – v krystalech solí vázáno určité množství rozpouštědla, z něhož sůl krystalizovala

– krystalová voda – ovlivnění fyzikálních i chemických vlastností (barva,rozpustnost)

–> rozpouštění sádry a sádrovce

– aquakomplexy – komplexní sloučeniny, donor-akceptorové vazby

– [Cu(H₂O₄)]²⁺

– hygroskopické látky – pohlcují vlhkost

– čistota vody – organické (sinice), anorganické (ionty), mechanické (listy, hlína)

– odstranění nečistot – filtrace, destilace, sedimentace

– filtrace – zbavování mechanických nečistot – pískové filtry

– destilace – úplně čistá voda

– chlorování – ochrana proti organickému znečištění

Cl₂ + H₂O -> HCl + HClO

HClO -> HCl + O = aktivní kyslík

– aktivní kyslík ničí zárodky

– tvrdost vody:

1. přechodná: Ca(HCO₃)₂ – rozpustný

CO₃^-2 – nerozpustný

Ca(HCO₃)₂ –t=var-> CaCO₃ = vodní kámen, nerozpustný, ocet rozpustí

1. trvalá – způsobena sírany (vápenatý, hořečnatý)

– nejdou odstranit varem

CaSO₄ + Na₂CO₃ –t-> Na₂SO₄ + CaCO₃ (usazuje se)

– používá se soda

– Na₂SO₄ snižuje pH vody

=> změkčování vody

1. vznik krápníků:

CaCO₃ + H₂O + CO₂ <-> Ca(HCO₃)₂ (roztok)

– roztok Ca(HCO₃)₂ vznikne sloučením vody a CO₂

– tento roztok teče průrvami, voda se vypařuje, CO₂ jde do vzduchu

– zbyde pouze CaCO₃ = krápník

– tepelní znečištění vody – odpadní vody jsou moc teplé => vysoký odpar

– ve vodě při určité teplotě je nějaké množství O₂, v teplé je ho méně

– ryby hynou, sinice přibývají, rostliny stíní

– hnojení dusíkatými hnojivy – hnojivo steče do vody a rostliny, sinice a řasy více rostou => ubírají

světlo, méně kyslíku => ryby hynou

– těžké kovy – Cd, Hg, Pb

– díky haváriím v mořích, usazují se v tucích

– denaturují nevratně BK

– jsou kumulativní = nevyloučí se

– ryby je spolykají, kovy zůstanou v játrech, my je sníme -> játra => otrava

Kyslík

1. Úvod

– el. konfigurace: O: 2s²2 p⁴

=> kyslík je dvojvazný, excitace neexistuje

– 3 izotopy: ₈¹⁶O – převažuje

                     ₈¹⁷O

                     ₈¹⁸O

– sloučeniny:

• O₂
• XO^-II, OF₂ (O má kladné oxidační číslo)

 

– výskyt – nejrozšířenější prvek na Zemi, v atmosféře 21% ve formě plynu

– v zemské kůře – horniny a minerály (oxidy, soli, sírany, …)

– biogenní prvek – je nezbytný pro život

– v atmosféře i ve formě ozonu: O₃,  IO=O=OI

2. Vlastnosti, příprava, využití

– vlastnosti – hodně reaktivní, bez chuti, zápachu, barvy

– ve vodě se ,,rozpouští“ – vstřebává se – důležité pro život ve vodě

– může se stlačením zkapalnit (modrý)

– významné oxidační činidlo – sám se redukuje, oxiduje většinu prvků

– oxidace spojena s únikem tepla = exotermní reakce

– Tv = -183 °C, Tt = -218,8 °C

– oxidace:

1. koroze – oxidace kovů: Fe + O₂ –H₂O-> Fe₂O₃*Fe(OH)₃ = rez

Al + O₂ -> Al₂O₃     vrstva proti korozi, nepropustí vodu

2. dýchání – výměna plynů – O₂ za CO₂ (odpadní látka MTB), O₂ se váže na hemoglobin
3. hoření – rychlá oxidace

– příprava – tepelný rozklad některých oxidů

2 HgO –t-> 2 Hg + O₂               NO₂ –UV-> NO + O* (radikál)

– tepelný rozklad kyslíkatých solí

2 KClO₃ –kat-> 2 KCl + 3 O₂     2 KNO₃ -> 2 KNO₂ + O₂    2 KMnO₄ -> K₂MnO₄ + MnO₂ + O₂

– katalytický rozklad vodného roztoku H₂O₂

2 H₂O₂ –MnO₂(burel)-> 2 H₂O + O₂

                            – elektrolýza zředěného roztoku H₂SO₄

– výroba:

1. frakční destilace zkapalněného vzduchu – nejprve se odstraní nečistoty a prach, potom vodní

pára (vysuší se), odstraní se CO₂ -> destilace (200°C)

2. elektrolýza vody: H₂O -> H⁺ + OH^–

K^–: 2 H⁺ + 2 e^– -> H₂⁰ (odchází)

A⁺: 4 OH^– -> O₂⁰ (odchází) + 2 H₂O + 4 e^–

– využití – lahve s modrým pruhem

– sváření, řezání kovů, dýchací přístroje

– palivo – kapalný kyslík

– výroba anorganických látek

– oxidační činidlo

– modifikace kyslíku – O₃ = ozon – nestabilní, reaktivní, jedovatý, bezbarvý, plyn

O₃ -> O₂ + O

– vzniká při elektrickém výboji – bouřka, UV záření

– kapalný – modrý, pevný – černo-fialový

– ozonová vrstva chrání živé org. před UV zářením

– se vzduchem v určitém poměru výbušný

– využití – sterilizace, dezinfekce, bělení

– vlastnosti – ve větší koncentraci je škodlivý

– bakteriocidní účinky – ničí bakterie

3. Sloučeniny
4. H₂O
5. oxidy – binární sloučeniny kyslíku a jiného prvku, kdy O má ox. číslo –II

– může bát i +II – OF₂ – difluorid kyslíku

– dělení podle vazeb:

1. iontové – K₂O, Na₂O

– rozpustné ve vodě, v pevném skupenství nevodiče, křehké

– vysoké Tt a Tv

1. kovalentní – NO₂, CO₂, SiO₂, MnO₂

– rozpustné v nepolárních rozpouštědlech

– nevodiče, existují 3 skupenství

– u některých polymerní struktura (=síť molekul) – prostorové sítě

– reakce s vodou, kyselinami, hydroxidy:

1. kyselinotvorné oxidy – s vodou poskytuje příslušnou kyselinu

– nekovy (p-prvky) + kovy, ox. číslo < 5

SO₂ + H₂O -> H₂SO₃

CO₂ + H₂O <-> H₂CO₃ (nestálá)

1. zásadotvorné oxidy – s prvky a alkalické kovy, NaO

Na + OH -> NaOH

1. amfoterní oxidy – jsou obojetné (kyselé i zásadité)

– záleží, co mají k sobě do reakce

– Zn, Al a jejich oxidy

Al₂O₃ + H₂SO₄ -> Al₂(SO₄)₃ + H₂O

tetrahydroxod hlinitan – Na[Al(OH)₄] <=  Al₂O₃ + NaOH -> NaAlO₂ + H₂O

– oxidy, které nejsou rozpustné ve vodě, definujeme jako kyselé, jestliže reagují se zásadou

SiO₂ + H₂O ->O

SiO₂ + NaOH -> Na₂SiO₃

– ve vodě nerozpustné oxidy definujeme jako zásadité, jestliže reagují s kyselinou  

(CaO) MgO + H₂SO₄ -> (Ca) MgSO₄ + H₂O

– netečné oxidy – nereagují s ničím

– CO, N₂O = rajský plyn

KOH + NaOH -> O

Al₂O₃ + H₂O -> O

MgO + HCl -> MgCl₂ + H₂O

CaO + H₂O -> Ca(OH)₂

SiO₂ + NaOH -> Na₂SiO₃ + H₂O

SO₂ + H₂O -> H₂SO₃

3. peroxidy: H₂O₂ – H-(O-O)^-II-H

– atomy H v různých rovinách – není planární

– bezbarvá kapalina, nestálý            2 H₂O₂ –MnO₂(burel)-> 2 H₂O + O₂

– má oxidační i redukční schopnosti – ale není významně silný – KMnO₄ silnější

– využití – dezinfekce (3% roztok), odbarvování (10% roztok), ox. činidlo (30%)

– polární rozpouštědlo

– příprava: BaO₂ (peroxid barnatý) + H₂SO₄ -> BaSO₄ + H₂O₂

BaSO₄ se filtruje – vznik zředěného peroxidu

– vodný roztok je kyselinou

– soli – peroxidy (O₂)^-II, hydrogenperoxidy (HO₂)^–

– termicky nestabilní, ještě před dosažení bodu varu se explozivně rozkládá

– Tv = 152,1 °C

– rozklad na vodu a kyslík probíhá pomalu (lze zrychlit katalyzátorem)

– oxidační účinky: 2 I^– + H₂O₂ + 2 H₃O⁺ -> I₂ + 4 H₂O

S^-2 + 4 H₂O₂ -> SO₄^2- + 4 H₂O

– ve styku s některými silnými oxidačními činidly může působit jako red. činidlo:

Ag₂O + H₂O₂ -> 2 Ag + H₂O + O₂

– peroxidy kovů – alk. kovy a kovy alk. zemin – spalováním alk. kovů v kyslíku:

2 M + O₂ -> M₂O₂

– peroxidický anion O₂^2– – extrémně silná báze: O₂^2- + 2 H₂O -> H₂O₂ + 2 OH^–

4. hyperoxidy – M´O₂, M´- alkalické kovy a koly alkalických zemin

– (O₂)^-1 = superoxidy

– O₂^– – vázaný s kationtem kovu, silná báze, vznik spalováním

– příprava – přímé slučování kovu s kyslíkem (KO₂, RbO₂, CsO₃)

– vznik NaO₂ za zvýšené teploty a tlaku: Na₂O₂ + O₂-> NaO₂

– ochotně reagují s vodou: 2 O₂^– + 2 H₂O -> 2 OH^– + H₂O₂ + O₂