vodík, kyslík

• VODÍK   (Z = 1, Ar = 1,0079 , Tt =- 259,2 °C, Tv = 252,6 °C, X (elektroneg.)= 2,2 , Ox.číslo = -1, 0, 1)

  • Výskyt: – VOLNÝ– vzduch – zemní plyn, vesmír (dvou molekulový H2)
  • VÁZANÝ a. všech Organických sloučenin – biogenní prvek – CH4,..

  b. Anorganických sloučenin H2O, HNO3, OH-, NH3,..
• • Laboratorní příprava:

  1. Neušlechtilý kov + neoxidující kyselina

  Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2

  1. Elektrolýza vody (na katodě)

  K: 2H+ + 2e -> H2

  1. Reakce s1 a s2 prvků s vodou

  2Na + 2H2O -> 2NaOH + H2
• Vodík

  Stabilní, nereaktivní, lehčí než vzduch
• Je hořlavý a s O2 (vzduchem) je výbušný = třaskavý plyn
• Bezbarvý plyn

  Bez chuti a zápachu
• Redukční vlastnosti

  • CuO + H2 -> Cu + H2O - sám se oxiduje
• Chemické vlastnosti

  • Reaguje téměř se všemi prvky (kromě vzácných plynů)
  • Vytváří polární a nepolární (kovalentní) vazby (H2, HCl,..)
  • Získá 1e od prvku s nižší elektronegativitou (NaH-> anion hydridový H-)
  • Odštěpí 1e, který se váže na jiné částice (H2O + H+, NH3 + H+)
  • Vytváření vodíkových můstků (vodíkové vazby), při spojení s atomy prvků s vysokou elektronegativitou (F, N, O)
• Izotopy vodíku

  • 1H lehký vodík, protium, tvoří asi 99,9 % všech přírodních atomů vodíku
  • 2H těžký vodík, deuterium
  • 3H radioaktivní vodík, tritium
• • Průmyslová výroba:

  1. Z alkanů
  2. Termickým rozkladem: CH4 -> C + 2H2
  3. S vodní párou: CH4 + H2O -> 3H2 + CO
  4. Přehánění vodní páry přes koks (reakce vodní páry s rozžhaveným koksem)

  C + H2O -> CO + H2  -vodní plyn

  c) Odpadní produkt při elektrolýze vodného roztoku NaCl
• • Využití vodíku
  • Palivo budoucnosti (TOMAKAK), ztužování tuků, redukční činidlo, svařování
  • Dodává se v ocelových lahvích s červeným pruhem
  • V chemickém průmyslu např. k syntéze organických i anorganických sloučenin
  • V minulosti ke konstrukci termonukleárních bomb (založené na principu slučování vodíkových jader v helium – velký tlak a teploty uvnitř hvězd
• HYDRIDY - rozdělení

  • = Dvouprvkové sloučeniny vodíku
  • Vznikají často přímou syntézou prvků

  1. Iontové (vodík + s1, s2 prvek)

  • S alkalickými kovy a kovy alkalických zemin (NaH, KH, CaH2)
  • H- + H2O -> H2 + OH- (NaH + H2O -> H2 + NaOH)
  • Pevné látky, většinou dobře rozpustné ve vodě, vysoká teplota tání

  1. Kovalentní (vodík + p1-p5 prvek)

  • Většinou plynné těkavé látky (H2S)

  1. S nepolární vazbou -> nerozpustné ve vodě (CH4, PH3)
  2. S polární vazbou -> rozpustné ve vodě (HCl, NH3)
• HYDRIDY - rozdělení (pokračování)

  1. Kovové (vodík + prvky přechodnými i vnitřně přechodnými (Ti, Zn))

  • Křehké, pevné, vodivé (UH3)

  1. Hydridové komplexy (Li[AlH4])

  • Používají se jako redukční činidla
• KYSLÍK  (Z = 8, Ar = 16, Tt = -218 °C, Tv = -183 °C, X = 3,44 , Ox.číslo = -1, -2)

  • Výskyt: – volný – vzduch (21 %) = atmosféra O2 nebo Ozon O3
  •  Vázaný – H2O, minerály a horniny (křemičitany, hlinitany), součást sacharidů, aminokyselin
  • Biogenní prvek (v živých organismech) - nezbytný k dýchání
  • V zemské kůře (49,5 %) = nejrozšířenější prvek na Zemi
• • Vlastnosti kyslíku: 
  • Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, těžší než vzduch 
  • Tři izotopy:
  • 16O (tvoří asi všech 99,9 % přírodních atomů kyslíku)
  • 17O  
  • 18O
  • VI. skupina (chalkogeny)
  • O: 1s2 2s2 2p4 – značně nestabilní elektronová konfigurace -> snaží se získat stabilnější elektronovou konfiguraci Ne (1s2 2s2 2p6)
• vlastnosti kyslíku

  1. V oxidech (O-II): O + 2e -> O-II
  2. Vytvoření dvou jednoduchých vazeb anebo jedné dvojné (H2O, CO2)
  3. Vytvoření jedné jednoduché vazby a přijaté 1 elektronu (v hydroxidech OH-)

  • Velice reaktivní – exotermické r. (slučuje se téměř se všemi prvky PT)
  • Oxidační činidlo
  • Rozpouští se ve vodě omezeně (čím je voda teplejší, tím méně kyslíků se v ní rozpustí, více kyslíků se rozpustí ve sladké, něž slané vodě)
  • Oxidace: 

  1. Pomalá – koroze, dýchání
  2. Rychlejší – exotermní reakce
  3. Hoření – velmi prudká oxidace (Q>O, tepelný a světelný efekt)
• • Laboratorní příprava: kyslíku

  1. Tepelný rozklad některých sloučenin

  HgO, KClO3, KMnO4,..

  • Průmyslová výroba: 

  1. Elektrolýza vody (na anodě) - finančně nákladné na spotřebu vody
  2. Frakční destilace zkapalněného vzduchu

  • Využití:
  • V lékařství (dýchací přístroje), palivo (v palivových článcích), sváření a řezání kovů (kyslík s acetylenem)
  • Dodává se v ocelových lahvích s modrým pruhem
• • OZÓN:
  • Alotropická modifikace kyslíku
  • Vzniká účinkem UV zářením nebo elektrických výbojů např. blesk při bouřce (O2 -> O  +  O (reaktívní a nestabilní), -> slučují se opět s O2 za vniku ozonu: O2 + O  -> O3)
  • Význam: ozonizace vody, pohlcuje UV záření, má silné oxidační účinky, ve vyšší koncentraci je škodlivý, použití v organických syntézách
• OXIDY

  • Dvouprvkové sloučeniny kyslíku s elektropozitivnějšími prvky
  • Dělení podle struktury

  1. Molekulové (SO3, SO2, Cl2O7)

  • = kyslík + prvek o vysoké elektronegativitě

  1. Atomové (Al2O3, FeO)

  • = kyslík + prvek ze střední části PT

  1. Iontové 

  • = kyslík + s1, s2 prvek
  • Iontová vazba
• oxidy

  • Dělení podle rozpustnosti ve vodě a podle reakce s kyselinami a zásadami, podle chemických vlastností

  1. Kyselinotvorné = molekulové oxidy nebo oxidy prvků s ox.č.>5

  • SO2 + H2O -> H2SO3, SiO2 + NaOH -> Na2SiO3 + H2O

  1. Zásadotvorné = iontové oxidy nebo oxidy prvků s ox.č.<4

  • CaO + H2O -> Ca(OH)2, HgO + H2SO4 -> HgSO4 + H2O

  1. Amfoterní = atomové oxidy nebo oxidy s nízkými ox.čísly (1, 2)
  2. Netečné – nereagují s vodou s kyselinami ani se zásadami (N2O, CO)
• VODA

  • Nejrozšířenější a nejvýznamnější sloučenina vodíku s kyslíkem
  • Zaujímá 2/3 zemského povrchu
  • Je nezbytnou podmínkou života, složkou organismů i neživé přírody
  • Tři skupenství: l, g, s (kapalná voda – vodní můstky -> trojrozměrná síťovaná struktura -> vyšší teplota varu
  • Nejpoužívanější rozpouštědlo – polární, nebo i reaktant -> příprava H+ a OH-, hydrolýza solí, hydratace
  • Transport látek a živin v organismu
  • Acidobazické vlastnosti
  • Hydrolýza solí
• voda -

  • V přírodě: solná nebo vázaná (hydráty solí - krystalově vzácná) X jediná “čistá” voda je destilovaná a ta se v přírodě nevyskytuje
  • Tvrdost vody

  1. Přechodná – způsobena hydrogen uhličitany

  (Ca(HCO3)2, Hg(HCO3)2) - lze odstranit varem

  1. Trvalá - způsobena především sírany

  (CaSO4, HgSO4) - lze odstranit sodou (NaCO3), ne varem!
• voda -

  • Dělení podle čistoty: pitná, užitečná, odpadní; mořská, minerální, destilovaná
  • Rozpouštědlo

  1. Rozpouštění iontových sloučenin -> elektrolyt

  NaCl -> Na+ + Cl-

  1. Rozpouštění nepolárních sloučenin (glukóza), jednotlivé molekuly jsou obklopeny velkým množstvím molekul vody, ale neštěpí se na ionty

  • Voda může být:

  1. Reaktantem reakce H2O + SO2 -> H2SO3
  2. Produktem reakce, např. při neutralizace
  3. Reakčním prostředím (některé látky spolu reagují pouze ve vodném roztoku)
• PEROXID VODÍKU

  H-O-O-H –peroxo-skupina (H2O2), Peroxidy (-I)

  2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 -> 5O2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O

  • Bezbarvá olejovitá kapalina v bezvodém stavu výbušná, rozpustná ve vodě, velice slabá kyselina
  • Rozklad: 2H2O2 -> 2H2O + O2 (nestálý)
  • Urychluje rozklad – krev, burel MnO2
  • Zpomaluje rozklad – H2SO4
• peroxid vodíku

  • Vytváří dvě řady solí

  1. Peroxidy: M2O2 (Na2O2 peroxid sodný)
  2. Hydrogenperoxidy: MHO2 (NaHO2 hydrogenperoxid sodný)

  • Oxidační i redukční účinky

  1. Oxidační: PbS + H2O2 -> PbSO4 + H2O
  2. Redukční: Ag2O + H2O2 -> Ag + H2O + O2

  • Laboratorní příprava: BaO2 + H2SO4 -> H2O2 + BaSO4
  • Využití: desinfekce v lékařství (3 % roztok), má bělící účinky (vlasy)