Vodík, kyslík, voda a peroxid vodíku

 

   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 – H₂ – atmosféra (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 (H_{2 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 + H^ICl → Zn^IICl₂ + 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
  • K_red: Na^+II  -2e  -> Na⁰
  • A_ox: 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

 

Sloučeniny – HYDRIDY – 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 2p⁴  (patří mezi p prvky, 6 valenč. El) 

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

 

Ox.č.:

• -II, -I

 

Vazby: nejčastěji dvojvazný

• Kovalentní – polár (H₂O) nepolár (CO_2, 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 + O_{2  (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 MO_2,  obsahují hyperoxidový aniont O₂^–_,  KO_{2 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 + CO_{2 (rozpustný hydrogenuhličitan se mění na nerozpustný uhličitan)}
• Trvalá – způsobena sírany, odstranění přidáním uhličitanu sodného
  • CaSO₄ + Na₂CO₃ → CaCO₃ + Na₂SO_{4 (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: M^I₂O₂ -> Na₂O_{2 peroxid sodný}
  • HYDROGENPEROXIDY : M^I₂H^IO2 NaHO_{2 hydrogenperoxid sodný}

 

H₂ + O₂ → H₂O     _{syntéza vody}

H₂O + H₂SO₄→ H₃O⁺ + HSO₄^–                    _{acidobazické vlast}

H₂O₂ →_{katalyzátor (kataláza/burel)} H₂ + O₂

NaH +H₂O → NaOH + H_{2      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 → Fe₂O_{3   syntéza oxidů, existujé téměř od všech prvků}