Vodík (Hydrogenium) H

• Objev: 1766 – Henry Cavendish
• Nejjednodušší atom, elektronová konfigurace 1s¹
• A skupina, oxidační čísla I, -I
• 3 izotopy:
  protium, lehký vodík, nejběžnější (99,98%)
  deuterium, těžký vodík, moderátor jaderných reakcí
  tritium, radioaktivní
• Nejrozšířenější prvek ve vesmíru, 9. nejrozšířenější na Zemi

Výskyt

• Volný H₂ – v plynných obalech hvězd, vzácně v sopečných plynech a v zemním plynu
• Vázaný – nejvíce ve vodě, v organických sloučeninách (biogenní prvek)

Vlastnosti

• Bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, 14x lehčí než vzduch, nekov
• Stabilní el. konf. 1s² tvoří 2 způsoby:
  Vznikem polární nebo nepolární kovalentní vazby (HCl, H₂)
  2. přijetím e^– od atomu s malou elektronegativitou → H^– (např. NaH),
  nebo odštěpením e^– → H⁺ (nestabilní, váže se na H₃O⁺ nebo NH₄⁺)
• Ve sloučeninách s prvky o velké elektronegativitě (O, F, N) tvoří vodíkové můstky

Reaktivita

• Reaguje téměř se všemi prvky (kromě vzácných plynů a některých přechodných kovů)
• Molekulový vodík H₂ má pevnou vazbu a proto reaguje až za vyšších teplot nebo v přítomnosti katalyzátorů:
• Reakce vodíku jsou exotermické, často je doprovází hoření
• H má silné redukční účinky (používá se při výrobě kovů)
• Atomární vodík (nascentní vodík, vodík ve stavu zrodu) – velmi reaktivní už za nízkých teplot, silné redukční činidlo

Laboratorní příprava vodíku

1. Reakcí méně ušlechtilých kovů s kyselinami nebo hydroxidy
   Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑
   Zn + 2NaOH + 2H₂O → Na₂[Zn(OH)₄] + H₂↑
2. Elektrolýzou vody (s malým množstvím kyseliny nebo hydroxidu pro zvýšení vodivosti)
   2H₂O → H₃O⁺ + OH^–
   2H₃O⁺ → 2H₂O + H₂↑ (děj na katodě)
3. Reakcí s¹ nebo s² prvků s vodou
   2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑
4. Reakcí méně ušlechtilých kovů (Fe) s vodní parou
   3Fe + 4H₂O(g) → Fe₃O₄ + 4H₂↑

Průmyslová výroba vodíku

1. Termický rozklad methanu
   
2. Reakce methanu s vodní parou (parní reformování)
3. Reakce vodní páry s rozžhaveným koksem (zplyňování uhlí)

vodní plyn

Velmi čistý vodík použitelný v potravinářství

 

 

1. Elektrolýzou vody nebo vodného 8NaCl (při výrobě NaOH)

Použití vodíku

• Pro výrobu NH₃ (→ dusíkatá hnojiva, HNO₃)
• V organických výrobách (výroba methanolu, hydrogenace – např. ztužování tuků)
• V metalurgii – výroba kovů z jejich oxidů (vodík je významné redukční činidlo)
• Sváření (kyslíkovodíkový plamen)
• Raketové palivo, palivové články
  (přeprava vodíku – tlakové lahve označené červeně)

Sloučeniny vodíku

• H tvoří nejvíce sloučenin
• Anorganické – hydridy; hydroxidy, kyseliny, voda (ox. č. I)
• Organické – uhlovodíky a jejich deriváty

Hydridy = binární sloučeniny vodíku

• Iontové
• Kovalentní
• Kovové
• Hydridové komplexy

Iontové hydridy = vodík + alkalický kov nebo kov alkalických zemin (NaH, CaH₂, …)

• Pevné látky s vysokou t_t
• Iontová krystalová struktura – H^– hydridový anion
• Reakcí s vodou vzniká vodík (NaH + H₂O → NaOH + H₂)
• Silná redukční činidla

Kovalentní hydridy = vodík + p¹ až p⁵ prvky

• Diboran B₂H₆, fosfan PH₃, sulfan H₂S (další viz názvosloví)
• Plynné těkavé látky (kromě vody)
• Slabě polární kovalentní vazba – CH₄, PH₃ (nereagují s vodou)
• Silně polární kovalentní vazba – HCl (reagují s vodou – disociace)

Kovové hydridy = vodík + přechodné kovy (i lanthanoidy a aktinoidy)

• Nejsou sloučeniny v pravém slova smyslu
• Plynný vodík se pohlcuje do krystalové struktury kovu = intersticiální (vmezeřené) sloučeniny, např. TiH_1,7
• Jejich přesná struktura není zcela známa

Hydridové komplexy = H^– vázaný koordinační vazbou na ionty kovů

• Na[BH₄]

Kyslík (Oxygenium) O

• Objeven 1774
• Elektronová konfigurace [He]2s² 2p⁴ → 6 val. e^–, 2 nespárované
• A skupina, elektronegativita 3,4 → ox. č. –II
• Nejrozšířenější prvek na Zemi
• 3 izotopy:

Výskyt

• Volný – v atmosféře (21%) jako O₂ (O=O) nebo jako O₃ (ozón)
  ozónová vrstva – 25-30 km nad povrchem, ochrana proti UV záření, její zeslabení → vzrůst kožních nádorů
• Vázaný – v anorganických sloučeninách: horniny, minerály, voda
  v organických sloučeninách (biogenní prvek)

Vlastnosti

• Plyn bez barvy, chuti a zápachu, zkapalněný lehce namodralý
• Nekov, těžší než vzduch
• Stabilní el. konf. získá 3 způsoby:
  Přijetím 2e^– → O^-2
  2. Vytvořením jedné dvojné nebo dvou jednoduchých kovalentních vazeb
  3. Kombinací 1. a 2. → vznik OH^–

Reaktivita

• Reaguje se všemi prvky → oxidace, vznik oxidů (jedno z nejsilnějších ox. činidel)
• Pomalá oxidace – dýchání, zvětrávání, koroze
• Rychlá oxidace – hoření (plamen = světelné efekty vznikající hořením plynů a par)
• V malém množství rozpustný ve vodě → život ve vodě (rozpustnost klesá s ↑t)
• Ozón O₃: O₂ + O O₃
  vzniká tam, kde se O₂ štěpí na atomární O (např. účinkem el. Vý
• boje – blesku, UV zářením), je nestálý a jedovatý

Laboratorní příprava kyslíku

• Tepelným rozkladem některých sloučenin

historicky 1. příprava

Průmyslová výroba kyslíku

• Frakční destilace zkapalněného vzduchu – vzduch se stlačuje a ochlazuje na -200°C
• Dalšími produkty jsou dusík a vzácné plyny
• Jedna z největších výrob ve světě

Použití kyslíku

• V hutnictví – k pražení rud
• K řezání a svařování kovů (kyslíkovodíkový a kyslíkoacetylénový plamen)
• Do dýchacích přístrojů
• Kapalný – raketové palivo

 

Sloučeniny kyslíku

• Anorganické – oxidy, peroxidy, voda, hydroxidy, kyseliny, soli
• Organické – kyslíkaté deriváty

Oxidy = binární sloučeniny kyslíku

• Rozdělení podle typu vazby: iontové a kovalentní (ty dále molekulové a atomové)
• Rozdělení podle chemické reakce: kyselinotvorné, zásadotvorné, amfoterní

Rozdělení oxidů podle typu vazby:

• Iontové oxidy – O + s-prvky nebo lanthanoidy
  • Iontová vazba
  • Vysoká t_t
  • Příklady: Li₂O, Na₂O, CaO, …
• Kovalentní oxidy – kovalentní vazba
  • Molekulové oxidy – O + nekov
    • V (s) jsou v uzlových bodech krystalové mřížky molekuly oxidu (CO₂, SO₂, SO₃)
    • Těkavé, za normálních podmínek často (g) nebo (l)
  • Atomové oxidy – O + kovy střední části tabulky
    • V krystalové mřížce jsou v uzlových bodech vázány atomy spojené kovalentní vazbou (TiO₂, Al₂O₃, SiO₂)
    • Málo těkavé, často tvrdé

Rozdělení oxidů podle chemických reakcí:

• Kyselinotvorné oxidy
  • Molekulové oxidy a oxidy kovů s ox. č. > V (z pravé části PSP)

reagují s vodou za vzniku kyselin:          SO₃ + H₂O → H₂SO₄ (ve formě mlhy)

CO₂ + H₂O → H₂CO₃ (slabá reakce)

P₄O₁₀ + 6H₂O → 4H₃PO₄

Výjimka: CO a N₂O s vodou nereagují

Pokud oxid není ve vodě rozpustný, reaguje se zásadou na sůl:

                                                                             SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O

• Zásadotvorné oxidy
  • Iontové oxidy a oxidy kovů s ox. č. < IV (levá část PSP)

reagují s vodou za vzniku hydroxidů:   CaO + H₂O → Ca(OH)₂

                                                                             obdobně Li₂O, Na₂O, BaO, …

Pokud oxid ve vodě nerozpustný, reaguje s kyselinou za vzniku soli

• Amfoterní oxidy
  • Oxidy kovů s atomovou strukturou a menšími ox. čísly (střed PSP)

s kyselinami reagují jako zásady:           ZnO + 2HCl → ZnCl₂ + H2O

                                                                             Al₂O₃ + 3H₂SO₄ → Al₂(SO₄)₃ + 3H₂O

se zásadami reagují jako kyseliny:         ZnO + 2NaOH + H₂O→ Na₂[Zn(OH)₄]

                                                                              Al₂O₃ + 2KOH + 3H₂O → 2K[Al(OH)₄]

Voda H₂O

• Nejrozšířenější sloučenina vodíku

Výskyt

• ¾ zemského povrchu (>97% slaná voda, < % sladká – ledovce, řeky, jezera, podzemní)
• V atmosféře, půdě, živých organismech (50 – 70 % lidského těla tvoří voda)

Molekula

• Lomená, vazebný úhel 104°
• Polární vazba O – H
• Polární molekula – dipól δ^– u kyslíku, δ⁺ u vodíků → vodíkové můstky = slabé vazebné interakce způsobující odlišné vlastnosti vody od např. H₂S (kapalné skupenství za normálních podmínek, povrchové napětí, dobrá tepelná vodivost)

Skupenství

• 3, t_t = 0°C; t_v = 100°C → základ Celsiovy teplotní stupnice (platí za p_n)
• Vodní pára – obsahuje samostatné molekuly H₂O
• Kapalná voda – vodíkové můstky
• Led
  • Pravidelná struktura se 6člennými kruhy, na 1 molekulu vody se váží 4 další
  • Vodíkové můstky
  • Má o 10% větší objem než stejná hmotnost vody → menší ρ, led plave na vodě
  • Největší ρ vody = 1g.cm^-3 je při 4,08°C, proto voda nezamrzá ode dna, ale umožňuje život ve vodě

Vlastnosti vody

• Velmi stabilní látka
• Reaguje s alkalickými kovy a kovy alkalických zemin (s s¹ prudčeji než s s²) za běžné teploty:

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂↑

• A s některými přechodnými kovy za vysokých teplot (jako pára):

3Fe + 4H₂O(g) → Fe₃O₄ + 4H₂↑

• Acidobazické vlastnosti vody
• Z hlediska pH reaguje neutrálně: 2H₂O H₃O⁺                     +             OH^–

oxoniový kation               hydroxidový anion

• Má amfoterní charakter:
  • S kyselinotvornými oxidy se chová jako zásada
  • Se zásadotvornými oxidy reaguje jako kyselina (reakce viz u oxidů)
• Jako produkt vzniká při neutralizaci

Voda jako rozpouštědlo

• Polární rozpouštědlo – má polární molekulu → rozpouští mnoho anorganických látek s polárními a iontovými vazbami (ve všech skupenstvích) – ty se ve vodě štěpí (disociují) na hydratované ionty (obklopené molekulami vody)
• Mluvíme o elektrolytické disociaci a vzniklý roztok je elektrolyt

NaCl Na⁺ + Cl^–

• Pokud se rozpouští látky se slabě polárními nebo nepolárními vazbami (např. organické), nedojde ke štěpení na ionty, ale pouze k obalení jejich molekul molekulami vody – solvataci (roztok není elektrolyt)

Hydráty

• Látky obsahující krystalově vázanou vodu

CaSO₄.2H₂O                        sádrovec                             CuSO₄.5H₂O                       modrá skalice

ZnSO₄.7H₂O                        bílá skalice                          FeSO₄.7H₂O                       zelená skalice

KAl(SO₄)₂.12H₂O                               kamenec

• Některé bezvodé soli pohlcují vodu ze vzduchu a tvoří hydráty – hygroskopické látky
  CaCl₂, silikagel (pórovitá forma SiO₂) – pojme vodu v množství 20% své hmotnosti, je bezbarvý a barví se přídavkem CoCl₂ (suchý = modrý, vlhký = červený)
• Použití – sušidla (látky odnímající vzdušnou vlhkost), náplně do exsikátorů

Voda a životní prostředí

Dělení vody podle původu

• Povrchová x             podzemní
• Slaná x             sladká

Dělení vody podle obsahu minerálních látek

• Měkká (až destilovaná) x tvrdá (až minerální)
• Tvrdost vody způsobují ionty Ca²⁺ a Mg²⁺
• Dělíme ji na přechodnou (karbonátovou) – způsobenou (HCO₃)^– především Ca²⁺ a Mg²⁺
  tu lze odstranit povařením – vzniká nerozpustný CaCO₃ (vodní kámen)
  Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ + H₂O + CO₂
  Mg(HCO₃)₂ → MgCO₃ + H₂O + CO₂
• A trvalou (nekarbonátovou) – způsobenou SO₄^2-, Ca²⁺ a Mg²⁺, tu odstraníme např. přidáním sody Na₂CO₃ (opět vznikají nerozpustné uhličitany Ca²⁺ a Mg²⁺)
  CaSO₄ + Na₂CO₃ → CaCO₃ + Na₂SO₄
  MgSO₄ + Na₂CO₃ → MgCO₃ + Na₂SO₄
• Krasové jevy: CaCO₃ + CO₂ + H₂O Ca(HCO₃)₂
• V tvrdé vodě se mýdlo sráží, v měkké vodě pění
• Látky snižující povrchové napětí vody = tenzidy, zlepšují praní a mytí
• Ionexy = měniče iontů, látky schopné zachycovat z roztoku buď kationty (katexy) nebo anionty (anexy), chemicky jsou to buď přírodní křemičitany, nebo syntetické pryskyřice

Dělení vody podle čistoty

Pitná voda

• Zdravotně nezávadná, bez mikrobiologického znečištění
• Úprava: ve vodárnách
• Usazování hrubých nečistot v usazovacích nádržích
• Čiření – přidáním koagulačních činidel (např. Al₂(SO₄)₃) dojde k vyvločkování, vločky na sebe váží nežádoucí látky a ty se pak snáze filtrují
• Filtrace – několikanásobná (hrubá síta, jemná síta, pískové filtry)
• Dezinfekce – odstranění choroboplodných zárodků působením chlóru, ozónu nebo UV zářením

Někdy jsou potřeba i další kroky např. odželezování nebo odmanganování

Užitková voda

• K mytí, oplachování, zalévání, v průmyslu
• Upravuje se stejně jako pitná voda v bodech 1), 2), 3) nedezinfikuje se

Odpadní voda

• Z domácností, průmyslových zařízení
• Čištění: v čistírnách odpadních vod (ČOV)
• Mechanické – lapače písku + česla (hrubá síta – mříže)
• Biologické – odkalovací nádrže → přidání bakterií (aktivovaný kal) → rozklad organických nečistot

vzniká:                 vyčištěná voda – zpět do řeky
biologický kal – hnojivo
bioplyn – palivo

• V případě chemického znečištění je třeba odpadní vodu čistit i chemicky
  (u chemických výrob – odstranění jedovatých látek)
• Nové čističky odstraňují i zbytky pracích prášků (fosforu) a snižují tak eutrofizaci vod (terciární čištění)