Vodík, kyslík, voda a peroxid vodíku

chemie

 

   Otázka: Vodík, kyslík, voda a peroxid vodíku

   Předmět: Chemie

   Přidal(a): natt

 

 

VODÍK: H

  • Z=1, X=2,2, 1s1

 

Charakteristika

  • První člen PSP s nejmenší relativní atomovou hmotností
  • č: -I, +I

 

Typy vazeb:

  • Jednoduché: kovalentní – polár HCl, nepolár H2
  • KKV (oxoniový kationt)
  • vodíkové můstky (podmínky: nevazeb pár, malý poloměr, vysoké X (O,F,N))
  • (iontové netvoří)

 

Izotopy: 4

  • Protium 11H – lehký vodík – stabilní
  • Deuterium 21H – těžký vodí  – těžká voda v jaderných reaktorech (D2O), stabilní
  • Tritium
    • 31H – radioaktivní, nestabilní
    • 41H – připraven uměle, nestabilní

 

Výskyt

  • Volně – H2atmosféra (jen vzácně, utíká do vesmíru, protože je lehký), nejhojnější prvek ve vesmíru
  • Vázaný
    • Organické slouč. – biogenní prvek (nezbytný pro život, součástí všech org. slouč.) – ,lipidy
    • Anorganické sloučeniny – voda, kyseliny, hydroxidy, hydráty,…

 

Fyzikální vlastnosti

  • Plyn bez barvy, chuti a zápachu
  • Hořlavý (s kyslíkem vytváří výbušnou směs)
  • Lehčí než vzduch

 

Chemické vlastnosti

  • RČ: CuO + H2 → Cu + H2O (beketova řada)
  • Reaktivita: reaguje téměř se všemi prvky (H2 je stabilnější proto reaguje za dodání en)
    • H2 + Cl2 → 2HCl
    • 3H2 + N2 → 2NH3
    • 2H2 + O2 → 2H2O (exergonický děj, dýchací řetězec)

 

Příprava

  • Elektrolýza vody  2 H2O  →  H+  +  O–II  -> 2H2 + O2
    • A ­+:  O–II  —– ->  O20
    • K – :  H­+ ——- ->  H20
  • Reakce neušlechtilých kovů s vodnými roztoky kyselin nebo hydroxidů
    •  Zn0 + HICl → ZnIICl2 + H20
  • Reakce I.A nebo II.A skupinou s vodou
    • 2Na + 2H2O → 2Na (OH) + H2
    • NaH + H2O → NaOH + H2
    • Ca + 2H2O → Ca(OH)2 + H2

 

Výroba

  • Rozklad nasycených uhlovodíků: termické štěpení methanu CH4 → C + 2H2  
  • Elektrolýza roztoku NaCl:
    • NaCl -> Na + Cl
    • Kred: Na+II  -2e  -> Na0
    • Aox: Cl-I +2e  ->    Cl0

 

Použití

  • Ocelové lahve s červeným pruhem
  • Ztužování tuků
  • Raketové palivo – vysoce výhřevný, neznečišťuje ovzduší
  • Vyredukování kovů z jejich sloučenin = metalurgie
  • Sváření a tavení kovů
  • Chem průmysl: syntéza org i anorg sloučenin

 

SloučeninyHYDRIDY – dvouprvkové sloučeniny vodíku

  • Iontové –  H s prvky z I,II.A skup.    NaH + H2O -> H2 + NaOH  (při jejich reakci s vodou vzniká vodík)
  • Kovalentní  p-prvky
  • Kovové –  d/f-prvky

 

 

KYSLÍK: O

  • Z=8,  X= 3,5

 

Charakteristika

  • nejrozšířenější prvek na Zemi

 

Elektronová konfigurace: [2He] 2s2 2p(patří mezi p prvky, 6 valenč. El) 

  • + 1el -> O-I (NaOH)
  • + 2el -> O2– (CaO)

 

Ox.č.:

  • -II, -I

 

Vazby: nejčastěji dvojvazný

  • Kovalentní – polár (H2O) nepolár (CO2, O2)
  • KKV
  • Vodíkové můstky

 

Izotopy:

  • 168O (nejstabilnější), 17O, 18O

 

Alotropické modifikace

  • různé strukturní vzorce, různé fyzikální vlastnosti (diamant, grafit)
  • O2
  • O3
    • reaktivní, ve stratosféře slouží k absorbování UV záření
    • jedovatý plyn modré barvy, silné OČ
    • vzniká rozkladem O2 na radikály a ty reagují s plynným kyslíkem za vzniku ozonu
      • O2 -> O  +  O
      • O + O2 -> O3
      • Freony rozkládají ozon na O2 a atomární kyslík

 

Výskyt

  • Volný: O2 21%  atmosféry nebo jako ozon O3
  • Vázaný
    • org. slouč: biogenní prvek, deriváty uhlovodíků, sacharidy, AMK
    • anorg. slouč: voda, minerály, horniny

 

Fyzikální vlastnosti

  • Plyn bez barvy, chuti, zápachu
  • Těžší než vzduch
  • Omezeně rozpustný ve vodě
  • Kapalný a tuhý kyslík má namodralou barvu
  • O3 jedovatý plyn modré barvy, silné OČ

 

Chemické vlastnosti

  • O2 je reaktivní, reakce jsou exotermické
  • O vzniká pouze při chem. reakcích, je vysoce reaktivní
  • Oxidační činidlo
  • Oxidace
    • pomalé – dýchání, rezavění
    • rychlé – hoření, exotermní (světelné, tepelné záření)
    • Dokonalé spal.: CH4 + 2O2 → CO2 + 2H2O
    • Nedokonalé spal.: CH4 + O2 → CO + 2H2O
  • Za vhodných podmínek tvoří s kyslíkem výbušnou směs (třaskavý plyn H2, O2 = 2:1)

 

Příprava

  • Tepelný rozklad kyslíkatých sloučenin
    • 2KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2  (LP – důkaz O2 -> rozžhavená špejle)
  • Elektrolýza vody
    • 2 H2O  →  2 H2 + O2
  • Reakce burelu s kyselinou sírovou
    • 2MnO2 + 2H2SO4 → 2MnSO4 + 2H2O + O2

 

Výroba

  • Frakční destilace zkapalněného vzduchu
  • Elektrolýza vody

 

Použití

  • Ocelové lahve s modrým pruhem
  • Oxidační procesy
  • Sváření a řezání kovů
  • Dýchací přístroje
  • Kapalný kyslík jako raketové palivo
  • Ozon – dezinfekce vzduchu a vody

 

Sloučeniny OXIDY

Podle vazeb:

  • Iontové – I.A, II.A. skup -> iontová vazba  CaO(pálené vápno)
  • Polymerní – s kovy ze středu PSP, kovalentně polární vazba, B2O3
  • Molekulové – s nekovy -> kovalentní vazba  SO2

 

Podle acidobazicity

  • Kyselinotvorné
    • SO2 + H2O  → H2SO3
    • SO3 + Ca(OH)2 → CaSO4 + H2O
  • Zásadotvorné
    • CaO + H2O → Ca(OH)2
    • CaO + HCl → CaCl2 + H2O
  • Amfoterní
    • Al2O3 + 6HCl → 2AlCl3 + 3H2O
    • Al2O3 + NaOH → Na[Al(OH)4]
  • Oxidy netečné – nereagují s vodou ani kys a zásadami (CO, NO)

 

HYPEROXID – vzorec MO2,  obsahují hyperoxidový aniont O2,  KO2 hyperoxid draselný

 

VODA

  • Nejrozšířenější sloučenina vodíku s kyslíkem
  • Nezbytnou podmínkou života a složkou živ. org. i neživé přírody
  • Amfiprotní rozpouštědlo – může se chovat jako zásada i jako kyselina
  • Polární rozpouštědlo – (vazba O-H) rozpouští polární a iontové sloučeniny
  • Vodíkové můstky – vysoké teploty tání a varu
  • 3 skupenství – kapalné, plynné (vodní pára), pevné (led)
  • Hydrolýza
  • Autoprotolýza – H2O + H2O → H3O++ OH
  • Koroze
  • V přírodě se nikdy nevyskytuje čistá, vždy obsahuje nějaké rozpuštěné látky nebo plyny

 

Druhy vody

  • Přírodní (atmosférická, podpovrchová, povrchová)
  • Odpadní (odpadní průmyslové)
  • Užitková (nedezinfikovaná chlorem)
  • Pitná voda – sterilizuje se chlorem nebo ozonem
  • Destilovaná voda – CHČL, připravena destilací využívána v laboratoři

 

Tvrdost – způsobují některé rozpustné soli Ca nebo Mg

  • Přechodná – způsobena hydrogenuhličitany, odstraňuje se vyvařením)
    • Ca(HCO3) → CaCO3 + H2O + CO2 (rozpustný hydrogenuhličitan se mění na nerozpustný uhličitan)
  • Trvalá – způsobena sírany, odstranění přidáním uhličitanu sodného
    • CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3 + Na2SO4 (rozpustný síran se mění na nerozpustný uhličitan)

 

Chemické reakce – patří mezi nejstálejší sloučeniny, reaguje s:

  • Za normální teploty reaguje s I. a II. Skup
  • Za vys tep. (ve formě páry) s některými kovy -> vodík a oxid kovu
  • oxidy -> kyseliny
  • Zásadotvor oxidy -> hydroxidy

 

Hydráty – ve svých molekulách obsaženu vodu, soli, u nichž je voda zabudována do krystalů

Hydrogen soli – obsahují anionty kyselin, ve kterých zůstává jeden nebo více odštěpitelných kationtů vodíku

Hygroskopičnost – schopnost látky snadno pohlcovat a udržovat vzdušnou vlhkost

Hydroskopičnost

Hydrofóbní l. – látky schopné odpuzovat vodu

 

PEROXID VODÍKU H2O2

  • Peroxosloučenina -O-O- (kyslík má oxidační číslo –I)
  • Polární rozpouštědlo
  • 3% roztok je bělící a dezinfekční prostředek
  • Bezbarvá olejovitá kapalina, v bezvodném stavu výbušná
  • S vodou neomezitelně mísitelný

 

  • Rozklad: H2O2 → H2O + O (kat. je krev, světlo, burel)
  • PbS + 4H2O2 → PbSO4 + 4H2O            Oxidační účinky, (oxiduje sulfid na síran)
  • Ag2O + H2O2 → 2Ag + H2O + O2               Se silnými ox. činidly působí jako redukč. Č

 

  • Vytváří dvě řady solí:
    • PEROXIDY: MI2O2 -> Na2O2 peroxid sodný
    • HYDROGENPEROXIDY : MI2HIO2 NaHO2 hydrogenperoxid sodný

 

H2 + O2 → H2O     syntéza vody

H2O + H2SO4→ H3O+ + HSO4–                    acidobazické vlast

H2O2 katalyzátor (kataláza/burel) H2 + O2

NaH +H2O → NaOH + H2      příprava vodíku

H2O2 + H2SO4 + KMnO4 → (změna zabarvení?) MnSO4 + K2SO4 + H2O + O2

H2O2 + KI + HCl → (změna zabarvení?) I2 + HCl + H2O

CuO + H2 → Cu + H2O

Fe + O2 → Fe2O3   syntéza oxidů, existujé téměř od všech prvků





Další podobné materiály na webu: