Vodík

Vodík byl objeven v roce 1776 vědcem Hanrym Cavendishem

Uchovává se v bombách s červeným pruhem

Vlastnosti:

Elektronová konfigurace je 1s¹. Jeho jediný elektron je zároveň valenčním elektronem

Nachází se v 1. skupině periodické tabulky. Jedním valenčním elektronem odpovídá konfiguraci Alkalických kovů, ale jeho chemické a fyzikální vlastnosti jsou odlišné. K úplnému zaplnění val. vrstvy mu schází 1e^- a tím se podobá halogenům. Problém je v tom, že vodík vytváří anionty H^I- velmi vzácně (vznikají hydridy), ale u halogenů to není nic neobvyklého. Zařazení do periodické tabulky je velmi obtížné.

Teplota tání je -259,2 °C , teplota varu je 252,6 °C

Elektronegativita je 2,2

Nejlehčí   plyn bez barvy, chuti a zápachu

Biogenní prvek

Atomární vodík ₁H (singletový) je velmi nestálí

6 -67 % směs s kyslíkem je třaskavá, hoří namodralým plamenem

Tvoří vodíkové můstky s N. O. F

Výskyt:

Vyskytuje se ve 3 známých izotopech: ₁¹H (protium), ₁²H (deuterium) – těžká voda, chlazení v reaktorech, ₁³H (tritium) je radioaktivní

Volný: v atmosféře, v atmosféře hvězd, sopečné plyny, zemní plyn

Vázaný: ve sloučeninách H₂O,H₂O₂, HCl, H₂S, CaH₂ i organických látkách (např.: uhlovodíky)

Výroba vodíku:

1) Průmyslově

a)      Elektrolýzou vody s ´´kapkou´´ H₂SO₄:

H₂O → 2H⁺ + O^II-

Na katodu (záporná) jde 2H⁺ (kladný). Zde získá (pro každý atom 1e^-) 2e^- → 2H → H₂

Na anodu (kladná) jde O^II- , kde odštěpí 2e^- → O +O → O₂

b)     Z uhlovodíků:

CH₄ →(t=1200°C)→ C + 2H₂O – termický rozklad metanu

C₆H₁₂(cyklohexan)→t→ C₆H₆(benzen) + 3H₂

CH₄ + H₂O(ve formě vodní páry) →( t=1000°C) → CO + 3H₂

c)      Z vodního plynu:

C (koks) + H₂O (ve formě vodní páry) → CO + H₂

CO + H₂O → CO₂ + H₂

2) Laboratorní příprava vodíku:

a)      Reakcí neušlechtilého kovu s kyselinou

Zn +2 HCl → H₂ + ZnCl2

b)     Reakcí prvků I. A II. Skupiny

2Na + H₂O → H₂ + 2NaOH

c)      Hydrolýzou hydridů prků I. a II. Skupiny

Ca H₂ + 2H₂O →2H₂ + Ca(OH)₂

d)     Reakcí vodní páry se železem

3Fe + 4H₂O (vodní pára) → 4H₂ + Fe₃O₄ (směs Fe₂O₃ * FeO )

Použití vodíku:

Redukční činidlo

Výroba základních chemikálií (NH₃, HCl, H₂S…)

Výroba některých kovů ( Mo, W, Ag, Cu…)

Ke sváření a řezání kovů

Raketové palivo

Výroba dusíkatých hnojiv

Ztužování tuků

Stabilizace elektronové konfigurace:

a)      Sdílením 1 el. S jiným atomem:

H + H → H₂ - mezi atomy vzniká sigma vazba

H + Cl → HCl

b)     Odštěpením 1e^-

H - 1e^- → H⁺ (kationt vodíku) ten se dál váže s H₂O a vzniká oxoniový kationt H₃O⁺ nebo se váže se čpavkem NH₃ a vzniká amonný kationt NH₄⁺

c)      Přijetím 1e^-

H + 1e^- → H^- aniont vodíku → tvorba hydridů ( NaH, CaH₂)

Molekula H₂ je velmi stabilní proto téměř všechny reakce vodíku s dalšími prvky jsou endotermní:

N₂ + 3H₂   +t → 2NH₃

S + H₂ +t → H₂S

Reaguje s Halogeny:

F₂ + H₂ → 2HF (tato reakce probíhá i při teplotě -252°C, protože F je nejelektornegativnější prvek.

Cl₂ + H₂   +t→ 2HCl

Br₂ + H₂ +t → 2HBr

I₂ + H₂ +t → 2HI

Redukční účinky vodíku:

Uplatňují se například při získávání čistých kovů: CuO + H₂ → H₂O + Cu

2AgCl + H₂ → 2HCl + 2Ag Sloučeniny: Hydridy ( iontové – NaH, CaH₂, kovalentní – H₂S, H₂o…, kovové, hydridové komplexy )

Voda H₂O

Kyslík je elektronegativnější – přitahuje elektrony

Voda má lomenou strukturu

Nejstálejší sloučenina

3 skupenství (led, voda, pára)

Nejrozšířenější chem. Sloučenina

Nezbytná pro život

Rozpouští iontové sloučeniny a nepolární sloučeniny

Vodíkové můstky způsobují kapalnost vody

Anomálie vody: největší hustotu má voda při 4°C

Tvrdost vody může být přechodná, nebo trvalá

Přechodná tvrdost: je způsobena uhličitanovými ionty, které reagují s vodou za vzniku hydrogenuhličitanů – vápenatého, hořečnatého. Přechodná tvrdost se dá odstranit varem

CaCO₃ + H₂O → Ca(HCO₃)₂ +t°C →CaCO₃ + H₂O

Trvalá tvrdost se nedá odstranit varem, ale dá se změkčit například sodou. Je způsobena SO₄^II- : síran vápenatý CuSO₄, síran hořečnatý Mg SO₄

Peroxid vodíku – H₂O₂

Obsahuje kyslík v O^I- formě

Bezbarvá kapalina

3% roztok se používá jako desinfekce

Používá se k bělení textilu, odbarvování vlasů, desinfekce (promiňte, že se opakujuJ

a)      Oxidační účinky

PbS + 4H₂O₂ → PbSO₄ + 4H₂O (redukce) – oxidační činidlo

b)     Redukční účinky

AgO + H₂O₂ → 2Ag + H₂O + O₂ (oxidace) – redukční činidlo O^I- → O^o

FINISH/FINE