Vodík, voda, roztoky | Biologie-chemie.cz

Otázka: Vodík, voda, roztoky

Předmět: Chemie

Přidal(a): lenno

Vodík (hydrogenium)

nejrozšířenější prvek ve vesmíru
nejjednodušší atom (konfigurace 1s) => ₁H: 1s¹ => nepřechodný prvek; s¹-prvek
volný vodík v horních vrstvách atmosféry a sopečných plynech.
vázaný ve sloučeninách (voda; organické sloučeniny)
tvoří základ veškeré živé hmoty (biogenní prvek)
přírodní vodík je směsí tří izotopů:
- lehký vodík – protium ¹₁H
- těžký vodík – deuterium ²₁H (v přírodě značka D, vyskytuje se ve formě D₂O)
- tritium ³₁H (značka T, výskyt v horní vrstvě atmosféry, kde vzniká jadernou reakcí: ¹⁴N + n -> ³H + ¹²C
nejčastěji se připravuje reakcí zředěné silné kyseliny (H₂SO₄ nebo HCl) se zinkem
- Zn + H₂SO₄ -> ZnSO₄+ H₂
další způsob přípravy: z reakce amfoterních kovů s roztoky hydroxidů alkalických kovů
- Zn + 2NaOH + 2H₂O -> Na₂[Zn(OH)₄] + H₂
  - tetrahydroxidozimečnatan sodný

průmyslová výroba: přeháněním vodní páry přes rozžhavený koks
- První fáze – vznik směsi oxidu uhelnatého a vodíku:
  - H₂O + C -> CO + H₂
- Druhá fáze – reakce oxidu uhelnatého s dalším podílem vodní páry:
  - CO + H₂O -> CO₂+ H₂
- Třetí fáze – odstranění CO₂ roztokem hydroxidu draselného
  - CO₂ + 2KOH -> K₂CO₃ + H₂O

Jiný způsob prům. výroby: reakce methanu s vodní párou, kterou je nutno provádět při vysoké teplotě (1100 °C) a za přítomnosti katalyzátoru: CH₄ + H₂O -> CO + 3H₂
Velmi čistý vodík se vyrábí elektrolýzou okyselené vody

Vlastnosti vodíku:

bezbarvý plyn, lehčí než vzduch, málo rozpustný v kapalných rozpouštědlech
ve formě dvouatomových molekul H₂ (divodík)
nekov, a proto má na rozdíl od ostatních prvků I. skupiny podstatně vyšší hodnotu elektronegativity
Energie vazby H – H je vysoká, E_V= 435,88 kJ.mol^-1 => relativně malá reaktivita vodíku při laboratorní teplotě. S většinou prvků vodík reaguje za teploty nad 2000 K (asi 1727 °C) nebo za zvýšené teploty v přítomnosti katalyzátoru (Ni, Pt, Pd).
Ve sloučeninách se atomy vodíku snaží získat elektr. konfiguraci vzácného plynu:
- a) přijetím elektronu od atomu s nízkou hodnotou elektronegativity:
  - H(g) + e^– -> H^–(g)
  - Vzniká tzv. hydridový anion H^–.
- b) vytvořením kovalentních vazeb; vazby nepolární (H₂) nebo polární (HCl).
- c) ztrátou valenčního elektronu, vzniká kation H⁺ (tzv. hydron, proton).

- - Kation H⁺ je nestabilní (částice s velmi malým poloměrem) a ihned se váže s látkou obsahující volný elektronový pár, např.
  - H⁺ + H₂O -> H₃O⁺ oxoniový kation (oxonium),
  - H⁺ + NH₃ -> NH₄⁺ amonný kation (amonium).
ve sloučeninách jednovazný. Oxidační číslo vodíku ve sloučeninách je I a –I.
ve většině chem. reakcí – redukční činidlo

Chemické reakce vodíku:

Reaguje se všemi halogeny: H₂ + X₂-> 2HX (kde X = F, Cl, Br, I)
V přítomnosti kyslíku vodík hoří: 2H₂(g) + O₂(g) -> 2H₂O(l)
=> reakce je výrazně exotermní; tj. směs vodíku a kyslíku je výbušná (tzv. třaskavý plyn)

Redukcí plynným vodíkem lze připravit řadu kovů a jejich oxidů:
- CuO + H₂ -> Cu + H₂O
- WO₃ + 3H₂-> W + 3H₂O
Hydrogenace: vznik organických látek z látek anorganických
- CO + 2 H₂ -> CH₃OH (methylalkohol)

Sloučeniny vodíku: binární (dvouprvkové) sloučeniny = hydridy

Vlastnosti určuje povaha vazby vodíku s dalším prvkem. Podle charakteru vazby rozlišujeme:

Iontové hydridy: sloučeniny vodíku s nejelektropozitivnějšími kovy (alkalické kovy nebo kovy alkalických zemin)
- Př: 2Na + H₂ -> 2NaH (hydrid sodný)
  - Ca + H₂-> Ca H₂(hydrid vápenatý)
- Jedná se o bílé, krystalické látky s vysokou teplotou tání, v iontové krystalové struktuře mají vázány anionty H^– a kationty kovu. Taveniny iontových hydridů vedou elektrický proud. Jsou velmi reaktivní, RbH a CsH jsou samozápalné i v suchém vzduchu. Při jejich reakci s vodou vzniká vodík (reakce může být explozivní), např. NaH + H₂O -> H₂ + NaOH.
- NaH se používá jako mimořádně silné redukční činidlo. LiH slouží jako přenosný zdroj vodíku.
kovalentní hydridy
- (BeH₂, MgH₂, sloučeniny prvků 13. – 17. skupiny PSP)
- názvosloví:
- BeH₂ hydrid beryllnatý, MgH₂ hydrid hořečnatý
- jednoslovné názvy složené z kmene mezinárodního názvu prvku a přípony –an.
- Ve vzorcích se značka vodíku píše vpravo od značky prvku, výjimkou jsou hydridy prvků 16. a 17.skupiny PSP, kdy se značka vodíku ve vzorci zapisuje vlevo; např. NaH, NH₃, H₂O, HF.
- např. PH₃ – mezinárodní název phosphorus Þ fosfan
- Jejich vlastnosti závisí na polaritě vazeb. S výjimkou vody jsou za normálních podmínek plynné, těkavé látky. Hydridy se slabě polární vazbou, např. CH₄, PH₃, s vodou nereagují. Hydridy se silně polární kovalentní vazbou reagují s vodou za uvolnění kationtu vodíku, vzniká oxoniový kation,
- např. HCl + H₂O -> H₃O⁺ + Cl^–.
Kovové hydridy:
- křehké, pevné látky, kovového vzhledu, tvoří jej prvky podskupiny chromu, triády železa a palladium
- Hydridy přechodného typu: tvoří prvky podskupin skandia, titanu, vanadu a některých lanthanoidů a aktinoidů, většinou mají charakter berthollidů – mají proměnlivé chem. složení

Využití:

syntéza metanolu, výroba léčiv, NH₃ (80%), HCl, dusíkatých hnojiv
v elektrárnách – chlazení generátorů, motorů
katalytické hydrogenaci nenasycených rostlinných olejů, tj. ke ztužování kapalných tuků
palivo pro spalovací motory a palivové články
- v metalurgii (ke sváření, řezání, tavení a získávání kovů)

Voda

výskyt ve třech skupenstvích-pára, voda, led. pokrývá téměř 2/3 povrchu země, v atmosféře, v půdě, v organismech – cca 72 % lidského těla)
druhy: dešťová, pramenitá, mořská, destilovaná, minerální (nad 1 g rozp. látek v 1litru)
vlastnosti: bezbarvá kapalina bez chuti a zápachu, dle t_ta t_v utvořena Celsiova stupnice, led má o 10% větší objem (krystalická struktura) => menší hustota, jsou to lomené (105°) molekuly se silně polární kovalentní vazbou, mezi molekulami vodíkové můstky-ty jsou příčinou anomálie vody: -max. hustota při 4 °C, -vysoká teplota tání a varu, -dobrá tepelná vodivost
vlastnosti: jedna z nejstálejších sloučenin
vlastnosti peroxidu vodíku: bezbarvá kapalina s kovovou chutí, která se rozpouští v jakémkoliv poměru pomocí vody, alkoholu a etheru; vodné roztoky peroxidu jsou výbušné
bouřlivě reaguje s alkalickými kovy a kovy alkalických zemin: 2Na+2H₂O–>2NaOH+H₂.
za vysokých teplot reaguje vodní pára s kovy za vzniku vodíku a oxidu: 3Fe+4H₂O–> Fe₃O₄+H₂.
acidobazické vlastnosti-vznik hydroxoniového: -kationtu: 2H₂O–>H₃O⁺+OH^–, -aniontu: H₂O–>H⁺+OH^–.
autoprotolýza vody=disociace vody-podléhá jí 1 z 555mil. molekul H₂O–>H⁺+OH^–; H⁺+H₂O—>H₃O⁺.
konc molekul H₃O⁺a OH^{– je} 1:1
s kyselinotvornými oxidy reaguje za vzniku kyselin (SO₃), se zásadotvornými za vzniku hydroxidů (Na₂O), je vedlejším produktem mnoha reakcí, např. neutralizace.
voda jako rozpouštědlo: voda je častým prostředím mnoha chem. reakcí, je rozpouštědlem mnoha pevných, kapalných i plynných látek-vznikají vodné roztoky
tvrdost vody: přechodná – způsobena hydrogenuhličitany-odstraní se varem:
Ca (HCO₃)₂[Mg (HCO₃)₂] –100 °C–> Ca [Mg]CO₃+CO₂+H₂O
trvalá-způsobena sírany, odstraňuje se chemicky(iontoměniči): CaSO₄+Na₂CO₄–> Na₂SO₄+Ca
Hydráty
- látky, které mají ve svých molekulách obsaženou vodu; v anorganické chemii se jedná především o soli, u nichž je voda zabudována do krystalů; vlastnosti hydrátů solí se liší od jejich bezvodých solí
- jmenují se podle počtu molekul.. mono, di, tri, tetra, penta, hexa, hepta, okta, nona, deka atd..

Elektrolytická disociace
- štěpení polárních molekul elektrolytu na ionty pod vlivem polárních molekul vody
- elektrolyt – látka, roztok které vede elektrický proud
- roztok – homogenní směs dvou nebo několika čistých látek
- stupně disoace:
  - a > 30% – silné elektrolyty
  - 2% < a < 30% – středně silné elektrolyty
  - a < 2% – slabé elektrolyty

Louhy – rozpustné ve vodě hydroxidy

NaOH disociuje takto:		disociace KOH:
NaOH ⇆ Na⁺ + OH^–		KOH ⇆ K⁺ + OH^–
Na⁺ – sodný kationt OH^– – hydroxidový aniont		K⁺ – draselný kationt OH^– – hydroxidový aniont

disociace Ba(OH)₂

1. Ba(OH)₂ ⇆ BaOH⁺ + OH^–

2. BaOH⁺ ⇆ Ba⁺² + OH^–

zjednodušený zápis:
Ba(OH)₂ ⇆ Ba⁺² + 2OH^–

Ba⁺² – barnatý kationt
OH^– – hydroxidový aniont

Kyseliny

disociace HCl		disociace HNO₃
HCl ⇆ H⁺ + Cl^– H⁺ – kationt vodíku Cl^– – aniont chlorovodíkové kyseliny		HNO₃ ⇆ H⁺ + NO₃^– H⁺ – kationt vodíku NO₃^– – iont kyseliny dusičné

disociace H₂SO₄

1. H₂SO₄ ⇆ H⁺ + HSO₄^–
2. HSO₄^– ⇆ H⁺ + SO₄^-2
zjednodušený zápis:
H₂SO₄ ⇆ 2H⁺ + SO₄^-2
H⁺ – kationt vodíku
SO₄^-2 – síranový aniont

Soli (jednoduché)

disociace BaCl₂		disociace Fe₂(SO₄)₃
BaCl₂ ⇆ Ba⁺² + 2Cl^– Ba⁺² – barnatý kationt Cl^– – aniont chlorovodíkové kyseliny		Fe₂(SO₄)₃ ⇆ 2Fe⁺³ + 3SO₄^-2 Fe⁺³ – železitý kationt SO₄^-2 – síranový aniont

Rozpustnost látek

Rozpustnost je hodnota udávající koncentraci rozpuštěné látky v nasyceném roztoku za daných podmínek (teplota, tlak). Tyto podmínky je třeba vždy uvádět, neboť rozpustnost se s nimi mění. Rozpustnost se udává různými způsoby, například počet gramů látky na 100 g rozpouštědla, počet gramů látky na 100 g roztoku, látková koncentrace.
Pro rozpustnost látek v různých rozpouštědlech platí jednoduché pravidlo:
Iontové látky jsou podle tohoto pravidla většinou dobře rozpustné v polárních rozpouštědlech, kovalentní látky jsou většinou dobře rozpustné v nepolárních rozpouštědlech.

Roztok

homogenní směs dvou nebo několika čistých látek; může být i pevná nebo plynná
složení roztoku je v objemu stejné a má tedy všude stejné vlastnosti
Nasycenost roztoků:
- Nasycený roz. – je roztok, ve kterém se další množství látky již nerozpouští
- Nenasycený roz. – roztok, ve kterém je rozpuštěné látky méně než odpovídá rovnovážnému nasycení roztoku
- Přesycený roz. – roztok, ve kterém je rozpuštěné látky více než odpovídá rovnovážnému nasycení roztoku

Srážecí reakce

působením srážedla na nějakou látku vzniká obtížně rozpustná látka – sraženina
vznik takové sraženiny je popsán součinem rozpustnosti Ks (určuje termodynamickou stabilitu sraženiny)
vyjadřuje rovnováhu mezi málo rozpustnou látkou (sraženinou) a jejím nasyceným roztokem

Součin rozpustnosti

čím menší hodnota Ks (tedy čím vyšší hodnota pKs), tím je sraženina méně rozpustná