Nekovy Vodk Kyslk Vodk Nejleh a nejjednoduho prvek

Nekovy Vodík, Kyslík

Vodík Nejlehčí a nejjednoduššího prvek Přispěl podstatnou měrou k chápání současného pojmu Přispěl podstatnou měrou k chápání současného atomu, molekuly, stavby atomů a molekul a k hypotéze, že všechny prvky vznikly z vodíku, resp. z jeho základních částic (protonů, neutronů a elektronů). Ø Přírodní vodík obsahuje zejména molekulový izotop 1 H 2, ale také izotopy 2 H 2, 3 H 2 , 1 H, 2 H, 3 H, Ø Elementární vodík se nachází ve vyšších sférách zemské atmosféry, v plynech provázejících ropu apod. . Ø Vodík je příbuzný alkalickým kovům (ns 1) i halogenům (ns 2 np 5), u kterých chybí jediný elektron do oktetového stavu. Do chemického chování vodíku se tedy promítají protikladné vlastnosti elektropozitivních i elektronegativních prvků. Ø Ø

Vodík Ø Fyzikální vlastnosti Ø Vodík v přírodě je směsí 3 nuklidů: lehkého vodíku 1 H (protium tvoří 99, 986 mol. %), Ø těžkého vodíku 2 H (D, deuterium 0, 014 mol. %) a Ø nejtěžšího vodíku 3 H (T, tritium 10 -5 mol. %, radioaktivní (β-), poločas rozpadu τ1/2 = 12, 35 let).

Vodík: Příprava Vodík v laboratoři může vznikat například těmito reakcemi: Ø 1. Reakcí některých kovů s vodou: 2 Na + 2 H 2 O→ 2 Na. OH + H 2 2. Reakcí zředěných kyselin se zinkem: Zn + H 2 SO 4 → Zn. SO 4 + H 2 Ø 3. Elektrolýzou vody Ø

Průmyslová výroba vodíku Ø Termickým rozkladem methanu při 200 o C CH C + 2 H 4 2 Ø Reakcí vodní páry s rozžhaveným koksem C(s) + H 2 O(g) CO (g) + H 2 (g) Ø Vedlejší produkt při elektrolýze vodného roztoku Na. Cl

Vazba atomu vodíku ve sloučeninách Ø Vodíkový atom ve sloučeninách je vázán buď kovalentní vazbou typu σ s jistým polárním charakterem, nebo tzv. vodíkovým můstkem. 1. Kovalentní vazba typu σ vzniká překrytím orbitalu 1 s atomu vodíku se symetricky vhodným orbitalem vazebného partnera, tj. oba orbitaly mají stejnou symetrii vůči ose vznikající chemické vazby. 2. Vodíková vazba V důsledku vysoké elektronegativity např. fluoru dojde k přesunu elektronového páru od atomu vodíku k atomu fluoru, a proto se "značně odhalí jádro atomu vodíku", které pak může přijmout část elektronové hustoty nevazebného elektronového páru atomu sousední molekuly a vytvořit tak vodíkový můstek vodíková vazba. Ø Energie vodíkové vazby je mírou její pevnosti (max. 0, 5 e. V; je asi 10 krát slabší než běžná vazba kovalentní. Ø Vodíková vazba se neomezuje pouze na molekuly HF, resp H 2 O. Existuje i stálý ion HF tj. [F–H. . . F]-, a [H 9 O 4]+ tj. [H 3 O + (H 2 O)3 a podmiňuje vzrůst teplot varu např. u halogenovodíků HF až HI. Ø

Chemické vlastnosti vodíku 1. Elementární vodík při laboratorní teplotě není příliš reaktivní. Explozivně však reaguje s fluorem a chlorem: X 2 + H 2 → 2 HX (X = F, Cl). Ø 2. S těžšími halogeny reaguje pomaleji a reakce je vratná: X 2 + H 2 ↔ 2 HX (X = Br, I). Ø 3. S kyslíkem tvoří třaskavý plyn, který po iniciaci vybuchuje: 2 H 2 + O 2 → 2 H 2 O. Ø 4. Na roztavené vysoce elektropozitivní kovy M (Li až Cs, Ca až Ba) působí oxidačně a poskytuje iontové hydridy: 2 M + H 2 → M+H-. Ø 5. Veškeré ostatní reakce vodíku jsou redukční: Mo. O 3 + 3 H 2 → Mo + 3 H 2 O, Pb. S + H 2 → Pb + H 2 S, 2 Ag. Cl + H 2 → 2 Ag + 2 HCl. Ø

Kyslík Obecná charakteristika Ø Ø Ø V letech 1773– 1774 Carl W. Scheele[1] a Joseph Priestley[2] objevili kyslík, připravili jej a studovali jeho vlastnosti. V roce 1800 byla voda elektrolyticky rozložena na vodík a kyslík a zpětně explozí provedena její syntéza. Po roce 1920 bylo dokázáno, že molekula vody, doposud pokládána za lineární, je lomená. Původně byla stupnice atomových hmotností založena na kyslíku, od roku 1961 se používá jednotná stupnice založená na uhlíku 12 C = 12, 0000. [1] Scheele Carl Wilhelm (1742 -1786), švédský chemik, objevil také kyselinu šťavelovou a vinnou. Ø [2] Priestley Joseph (1733 -1804), zabýval se studiem plynů, připravil také dusík.

Kyslík Fyzikální vlastnosti Ø Ø Ø Elektronová konfigurace atomu kyslíku: Molekulární kyslík O 2 (dikyslík) má sudý počet elektronů. Energeticky nejvýhodnější způsob vazby kyslíku je dosažení elektronové konfigurace 2 s 2 2 p 6 (oktetu), tj. záporný oxidační stav (-II), event. u peroxosloučenin s vazbou O–O oxidační stav (-I) V molekule ozonu O 3 je atom kyslíku koordinován dvěma atomy a tvoří vedle vazby σ i delokalizovanou vazbu π. Tato π-vazba v ozonu je zprostředkována jediným elektronovým párem.

Oxidy Všechny prvky s výjimkou lehkých vzácných plynů (He, Ne, Ar a Kr) tvoří s kyslíkem oxidy. Ø Oxidy vznikají například: Ø 1. reakcí prvků s kyslíkem 4 Li + O 2 → 2 Li 2 O P 4 + 5 O 2 → P 4 O 10 Ø 2. termickým rozkladem Ca. CO 3 → Ca. O + CO 2 Ø 3. dehydratací 2 HIO 3 → I 2 O 5 + H 2 O 2 HCl. O 4 + P 2 O 5 → Cl 2 O 7 + 2 HPO 3 Ø 4. redukcí vyššího oxidu vodíkem nebo oxidem uhelnatý Fe 2 O 3 + CO → 2 Fe. O + CO 2

Oxidy tvoří velmi rozsáhlou skupinu sloučenin se širokým spektrem vlastností. Jejich dělení je tedy vždy do jisté míry zjednodušené. Přesto je lze rozdělit např. podle vazby nebo podle chemických acidobazických vlastností. Rozdělení oxidů podle vazby : iontové látky pevné, málo těkavé, značně bazické Li 2 O, Ca. O kovalentní plynné, kapalné až pevné, acidobazicky indiferentní až kyselé CO, CO 2, P 4 O 10, SO 2, Cl. O 2, Mn 2 O 7 Ø Dělení oxidů podle chemického chování: kyselé oxidy nekovů: CO 2, NO 2, P 4 O 10 oxidy kovů ve vysokém oxidačním stavu Cr. O 3, Mn 2 O 7 amfoterní oxidy méně elektropozitivních prvků: Be. O, Al 2 O 3, Cr 2 O, Zn. O Ø Ø bazické oxidy elektropozitivních prvků (kovů): Na 2 O, Ca. O, Tl 2 O, neutrální nereagují s vodou CO, NO Ø

Peroxid vodíku, peroxidy a Peroxid vodíku H 2 O 2 je nízkomolekulární látka, bezbarvá kapalina podobná vodě (tt = -1 °C, tv = 150 °C). Již pod teplotou varu se rozkládá Ø 2 H 2 O 2 → 2 H 2 O + O 2 Ø Za laboratorní teploty se rozkládá pomalu, ale přítomností např. rozptýlených kovů (Pt) nebo Mn. O 2 se rozklad urychluje. Naopak rozklad lze zpomalit přidáním kyselin (inhibitory : H 2 SO 4, H 3 PO 4). Ø

Peroxidu vodíku Peroxid vodíku má oxidační i redukční vlastnosti: Oxidační: H 2 O 2 + 2 H+ + 2 e- 2 H 2 O E° = +1, 763 V 2 I- + H 2 O 2 + 2 H+ → I 2 + 2 H 2 O Ø Redukční: Cl 2 + H 2 O 2 → 2 HCl + O 2 Ø Ø Z acidobazického hlediska je peroxid vodíku velmi slabá kyselina, jen o málo silnější než voda. H 2 O 2 se distribuuje a používá nejčastěji ve formě asi 30% roztoku ve vodě. Slouží k bělení některých organických látek a přírodních materiálů (vlasů, parket, vlny), k oxidacím a jako antiseptikum. V některých pracích prášcích[1] je ve formě "perborátu" Na. BO 3∙ 4 H 2 O. H 3 BO 3 + Na. OH + H 2 O 2 + H 2 O → Na. BO 3 + 4 H 2 O Ø [1] Persil.