VODÍK, KYSLÍK, OZON, VODA, SLOUČENINY

VODÍK Hydrogenium Vodík patří do 1. skupiny periodické tabulky. Mezi alkalické kovy ho ale nezařazujeme – liší se svými vlastnostmi Typický nekov Objeven 1799 – H. Cavendish Relativní atomová hmotnost 1,00794 Elektronová konfigurace 1s1 Nejlehčí a nejjednodušší chemický prvek Nejrozšířenější prvek ve vesmíru, 9. nejrozšířenější prvek na Zemi Biogenní prvek Elektronegativita 2,15

Fyzikálně-chemické vlastnosti Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu Lehčí než vzduch (za normálních podmínek má nejmenší hustotu ze všech plynů) Hořlavý, ale hoření nepodporuje Třaskavý plyn = prudce výbušná směs vodíku s kyslíkem Velmi málo rozpustný ve vodě Teplota tání: −259,125 °C Teplota varu: −252,882 °C Požár vzducholodi Hindenburg, plněné vodíkem, příčinou exploze byla elektrická jiskra

Fyzikálně-chemické vlastnosti Slučuje se téměř se všemi prvky (kromě vzácných plynů) - zejména s C, O, S, N, které tvoří základní stavební jednotky života na Zemi Reaktivnější je za zvýšené teploty (nebo za přítomnosti katalyzátoru) – hlavně s kyslíkem nebo halogeny se slučuje velmi bouřlivě H2 + Cl2 2 HCl 2 H2 + O2 2 H2O 3 H2 + N2 2 NH3 H2 + S H2S Za normální teploty stabilní – dvouatomové molekuly (kovalentní vazba), pouze s F se slučuje. Stabilní: Hydridový anion H- (NaH)… přijme elektron od atomu s malou elektronegativitou Kation H+… odštěpením elektronu: H+ + H2O H30+

Vodíkové můstky (vazby) zvláštní typ chemické vazby – slabá vazebná interakce silnější než většina ostatních mezimolekulárních sil, ale je slabší (asi 10x) než iontová nebo kovalentní vazba vznikají mezi atomem vodíku a nevazebným elektronovým párem silně elektronegativního atomu: pouze 3 prvky v dostatečné míře odčerpají elektronovou hustotu od atomu vodíku: O, N, F silně ovlivní fyzikálně-chemické vlastnosti (zvyšuje teplotu varu a tání, hustotu, viskozitu).

Izotopy vodíku Vodík (protium) 1H Deuterium 2H, chemická značka D 1 proton, 1 elektron 99,9% všech přírodních atomů vodíku nejjednodušší atom ve vesmíru a tvoří jeho převažující část Deuterium 2H, chemická značka D 1 proton, 1 neutron, 1 elektron, jádro se označuje jako deuteron stabilní izotop, který nepodléhá radioaktivní přeměně od běžného vodíku se liší především atomovou hmotností (2,01363) výskyt: v přírodě se běžně vyskytuje (7000x méně) využití: deuterium je využíváno také jako účinný stopovač biochemických reakcí, zpomaluje rychlost neuronů, od 2. sv. v. k přípravě plutonia a uranu s kyslíkem tvoří tzv. těžkou vodu D2O - v jaderném průmyslu

Tritium 3H, chemická značka T 1 proton, 2 neurony, 1 elektron relativní atomová hmotnost je 3,016049 jádro tritia je nestabilní a rozpadá se s poločasem rozpadu 12,4 roku za vyzáření pouze málo energetického beta záření s kyslíkem tvoří tritiovou vodu T2O, tzv. trojnásob těžká voda výskyt: horní vrstvy atmosféry, vzniká kolizí kosmického záření s jádrem atomu deuteria, jedním z meziproduktů jaderné fúze (slučování jader), která je energetickým zdrojem hvězd využití: výroba svítících ručiček hodinek, tritiové barvy, jako jedna složka náplně termonukleární bomby, nejničivější lidmi vyrobené zbraně uměle je získáváno v jaderných reaktorech při výrobě plutonia z přírodního uranu

Laboratorní příprava Průmyslová výroba 2 H+ + 2 e- H2 … elektrolýza vody (na katodě) Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2 … reakce neušlechtilých kovů s vodnými roztoky kyselin 2 Na + 2 H2O 2 NaOH + H2 … reakcí alkalických kovů / kovů alkalických zemin s vodou Průmyslová výroba CH4 C + 2 H2 … (1 200°C… termické štěpení methanu) CH4 + 2 H2O CO + 3 H2 … (800°C, vodní pára) C + H2O CO + H2* … (1 000 °C, rozžhavený koks, vodní pára) Jako vedlejší produkt elektrolýzy vodného roztoku NaCl * Směs CO a H2 se nazývá vodní plyn

Výskyt v přírodě 9. nejrozšířenější prvek na Zemi Biogenní prvek – organické sloučeniny, podstatná složek zemního plynu, v ložiscích uhlí, součást ropy, nejvíce zastoupena ve vodě Elementární vodík je na Zemi přítomen jen vzácně - v blízkosti sopek v sopečných plynech Plynný vodík se vyskytuje ve formě dvouatomových molekul H2 Nejrozšířenější prvek ve vesmíru základní stavební prvkem celého vesmíru vyskytuje se jak ve všech svítících hvězdách, tak v mezigalaktickém prostoru a mezihvězdném prostoru je přítomen z převážné části jako atomární vodík H

Využití Hydrogenační činidlo (k sycení násobných vazeb org. molekul) Redukčních vlastností – metalurgie (k získávání kovů z jejich rud: wolfram, molybden) – vysoká cena vodíku, riziko možného výbuchu Svařování nebo řezání kyslíko-vodíkovým plamenem - hoření vodíku s kyslíkem je silně exotermní a vyvíjí teploty přes 3 000 °C. Toho se běžně využívá při svařování Zdroj energie - pravděpodobně budoucnost energetiky i dopravy, při spalování vodíku vzniká vedle značného energetického zisku ekologicky naprosto nezávadná voda Palivové články - v tomto energet. zařízení dochází k přímé přeměně energie chemické reakce vodíku s kyslíkem na elektrickou energii Izotopy vodíku pokládány za hlavní energetický zdroj při využití řízené termonukleární reakce Mimořádně nízké hustoty plynného vodíku se využívalo v počátcích letectví k plnění vzducholodí a balónů. V chemickém průmyslu: syntéza organ. a anorgan. sloučenin

Anorganické sloučeniny Kyslíkaté kyseliny HaAbOc Hydroxidy M(OH)n Hydráty solí CuSO4·5 H2O FeSO4 · 7 H2O ZnSO4 · 7 H2O Hydridy - dvouprvkové slouč. vodíku s jiným prvkem Iontové hydridy - sloučeniny vodíku s alkalickými kovy a kovy alkalických zemin: LiH - hydrid lithný KH - hydrid draselný RbH - hydrid rubidný CsH - hydrid cesný CaH2 – hydrid vápenatý BeH2 - hydrid berylnatý MgH2 – hydrid hořečnatý SrH2 - hydrid strontnatý BaH2 - hydrid barnatý Halogenvodíky: HF - fluorovodík, fluoran (nejslabší kyselina z halogenvodíků) HCl – chlorovodík, chloran HBr – bromovodík, broman HI - jodovodík, jodam (nejsilnější kyselina z halogenvodíků)

Anorganické sloučeniny Kovalentní hydridy - křehké pevné látky kovového vzhledu: BH3 - boran AlH3 - alan GaH3 - gallan InH3 - indan TlH3 - thalan CH4 – karban, methan SiH4 - silan GeH4 - german SnH4 - stannan PbH4 – plumban NH3 – azan, amoniak, čpavek PH3 - fosfan AsH3 - arsan SbH3 - stiban BiH3 - bismutan H2O – voda H2O2 – peroxid vodíku H2S - sulfan, sirovodík (bezbarvý plyn, nakyslá chuť, zápach po zkažených vejcích, extrémně jedovatý - 0,015% ve vzduchu dokáže usmrtit člověka) SeH2 - selan TeH2 - telan PoH2 - polan AtH - astatan

KYSLÍK Oxygenium Kyslík patří do 16. skupiny periodické tabulky Autorem jeho českého a slovenského názvu je Jan Svatopluk Presl Relativní atomová hmotnost 15,9994 Elektronová konfigurace [2He] 2s22p4 Nejrozšířenější prvek na zemi (49,4 hmotnostních %), důležitá složka zemské atmosféry (21%), nezbytný pro život na Zemi Do ovzduší se neustále uvolňuje fotosyntézou Biogenní prvek Elektronegativita 3,44

Fyzikálně-chemické vlastnosti Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu Těžší než vzduch Omezeně rozpustný ve vodě Kapalný a tuhý kyslík má namodralou barvu Silné oxidační činidlo Hoření = slučování kyslíku s ostatními prvky – exotermní reakce (uvolnění velkého množství tepelné a světelné energie), produkty hoření se nazývají oxidy Molekulový kyslík je velmi reaktivní Atomární je nestálý, vysoce reaktivní Ve sloučeninách je většinou dvojvazný Teplota tání: −218,8 °C Teplota varu: −183 °C

Laboratorní příprava Průmyslová výroba 2 KClO3 2 KCl + 3 O2 … (katalyzátor MnO2) 2 KNO3 2 KNO2 + O2 2 KMnO4 K2MnO4 + MnO2 + O2 … tepelný rozklad kyslíkatých sloučenin 4 OH- - 4e- 2 H2O + O2 … elektrolýza vody, na anodě 2 MnO2 + 2 H2SO4 2 MnSO4 + 2 H2O + O2 2 HgO 2 Hg + O2 2 Ag2O 4 Ag + O2 … tepelný rozklad oxidů 2 H2O2 2 H2O + O2 … katalytický rozklad peroxidu vodíku Průmyslová výroba Elektrolýza vody Frakční destilací zkapalněného vzduchu

Výskyt v přírodě Volný Vázaný v atmosféře ve formě dvouatomových molekul: 21 objemových % tříatomové molekuly: ozon O3 směs tří izotopů: 16O,17O,18O; (99,9 % všech přírodních atomů kyslíku tvoří izotop 16O) Vázaný Voda (2/3 zem. povrchu) je hmotnostně složena z 90 % kyslíku. V zemské kůře je kyslík přítomen téměř ve všech horninách (majoritní prvek) - 46 – 50 hmotnostních %. Ve vesmíru je zastoupení kyslíku podstatně nižší (na 1 000 atomů vodíku zde připadá pouze jeden atom kyslíku) Ve sloučeninách Anorganické: oxidy, kyseliny, soli,hydroxidy,… Organické: sacharidy,aminokyseliny,…

Využití Sváření, tavení a řezání kovů – kyslíko-vodíkový plamen (hořením O a H lze dosáhnout teploty 3 000 °C) – např. platinové kovy V hutnictví při výrobě železa (oceli) Náplň palivových článků, okysličovadlo u raketových motorů při letech kosmických lodí, pohon motorů a turbín Výroba elektrické energie - spalování fosilních paliv v tepelných elektrárnách (často v kombinaci s výrobou technologického tepla) Dýchací přístroje – v lékařství (při operacích a traumatických stavech pro podporu dýchání), pro horníky, horolezce, letce,… Negativní jev: koroze kovů způsobená nežádoucí oxidací

Uchovávání a skladování Ve zkapalněném stavu se uchovává ve speciálních Dewarových nádobách Plynný v ocelových tlakových lahvích s modrým pruhem. Přízemní ozón Tzv. suchý smog Opakem životu prospěšného ozonu ve stratosféře je přízemní ozon - těsně nad zemským povrchem Nebezpečný - dráždění a nemoci dýchacích cest, riziko astmatických záchvatů, podráždění očí a bolesti hlavy. V důsledku oxidů dusíku a plynných uhlovodíků ve vzduchu.

Anorganické sloučeniny Převážně O-II Výjimečně O-I (peroxidy), O+I (sloučeniny s F - fluoridy), O1/2- (superoxidy) Oxidy O-II Hydroxidy –OH Kyseliny Soli: uhličitany (CO3)2- křemičitany (SiO3)2- sírany (SO4)2- dusičnany (NO3)- fosforečnany (PO4)3- Základní biogenní prvek Hydroxy sloučeniny –OH Alkoholy C-OH Fenoly –OH , aromatické jádro Ethery C-O-C Karbonylové sloučeniny Aldehydy HC=O Ketony C-CO-C Karboxylové kyseliny R-COOH Estery R-CO-OR Peroxidy C-O-O-C Heterocyklické sloučeniny

Ozon O3 = trikyslík - alotropní modifikace kyslíku. Vlastnosti Jedovatý plyn (pro člověka a některé živočichy karcinogenní) Za normálních podmínek – namodralý plyn > ochlazováním se mění na tmavě modrou kapalinu > tmavě modrá pevná látka Molekula ozónu je lomená a úhel, který svírají vazby mezi atomy kyslíku, je 116,8°. Silné oxidační účinky Velmi reaktivní, nestabilní > rozpadá se 2O3 → 3O2

Vznik ozonu vzniká působením elektrických výbojů nebo krátkovlnného ultrafialového záření na molekuly obyčejného kyslíku dodaná energie rozštěpí dvouatomovou molekulu dikyslíku na dva atomy, tedy na dva vysoce reaktivní jednoatomové radikály radikály se okamžitě spojí s další molekulou dikyslíku za vzniku ozonu (trikyslíku) O2 → 2 O O2 + O → O3

Výskyt Využití Ozonová vrstva (25-30 km nad povrchem) Ozonová vrstva vytváří obal chránící Zemi před účinky UV záření Využití oxidační činidlo - příprava některých peroxidických slouč. v průmyslu: bělení (např. textilních látek), čištění vody dezinfekce (povrchová konzervace potravinářských výrobků) v zemědělství: povrchovému ošetření zeleniny a ovoce medicína: léčba ekzémů, kožních defektů, stomatologie (ozonoterapie k léčení zubního kazu)

Voda H2O Spolu se vzduchem (zemskou atmosférou) tvoří základní podmínky pro existenci života na Zemi. Nejrozšířenější a nejvýznamnější sloučenina H a O Patří mezi nejstálejší sloučeniny V přírodě se vyskytuje ve třech skupenstvích: Pevné – led Kapalné – voda Plynné – vodní pára

Vlastnosti Mimořádné chemické a fyzikální vlastnosti jsou důsledkem geometrie molekuly - chemické vazby mezi atomy svírají úhel přibližně 105°. Za normální teploty a tlaku: bezbarvá, čirá kapalina, bez zápachu. Vodíkové můstky mezi molekulami. Anomálie vody: Hustota – největší hustotu má tekutá voda při 3,95 °C, při této teplotě má nejmenší objem. Voda o teplotě kolem 4 °C se hromadí na dně oceánu a vodních nádrží. To má důsledky na: v hloubkách voda nemrzne – důležité pro vodní organismy, zvětrávání – voda při mrazu zvětšuje svůj objem a „trhá“ horniny Teplota tání: 0 °C Teplota varu: 100 °C

Tvrdost vody Způsobují ji některé rozpustné soli vápníku a hořčíku - kationty: PŘECHODNÁ TVRDOST Způsobena hydrogenuhličitany Odstraní se povařením (rozpustný hydrogenuhličitan se mění na nerozpustný uhličitan) Ca(HCO3)2 → CaCO3 + H2O + CO2 Mg(HCO3)2 → MgCO3 + H2O + CO2 TRVALÁ TVRDOST Způsoběna hlavně sírany Neodstraníme ji převařením, ale přidáním uhličitanu sodného (rozpustný síran se změní na nerozpustný uhličitan) CaSO4 + Na2CO3 → CaCO3 + Na2SO4

Dělení vody podle hydrologie a meteorologie: podle vlastností: povrchová podzemní ve formě srážek podle vlastností: měkká – obsahuje málo minerálních látek tvrdá – z podzemních pramenů, obsahuje více minerálních látek destilovaná - chemicky čistá, připravena destilací (zbavena minerálních látek), použití např. při přípravě roztoků, v průmyslu užitková – v průmyslových závodech a v potravinářství dezinfikovaná voda pitná voda – sterilizuje se chlorem, ozonem nebo ozařováním ultrafialovým zářením, je zbavená nečistot, obsahuje vyvážené množství minerálních látek tak, aby neškodily zdraví minerální voda –mnoho minerálních látek, léčivé účinky podle mikrobiologie: pitná odpadní povrchová

Vznik, reakce a sloučeniny vzniká prudkým, explozivním slučováním H a O (bezbarvý plamen), exotermní reakce 2 H2 + O2 → 2 H2O vedlejší produkt při neutralizaci HCl + NaOH → NaCl + H2O 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2 … (za normální teploty reaguje s alkalickými kovy a kovy alkalických zemin) H2O + SO2 → H2S03 … (reaguje s kyselinotvornými oxidy za vzniku kyselin) K2O + H2O → 2 KOH … (reaguje se zásadotvornými oxidy za vzniku hydroxidů) Některé krystalické látky obsahují ve svých strukturách vázané molekuly vody – hydráty: CuSO4 . 5 H2O … pentahydrát CaSO4 . ½ H2O … hemihydrát

Znečištění vody Příprava pitné vody Pětina lidstva nemá přístup k nezávadné vodě > choroby způsobené kontaminovanou vodou a špatnou hygienou Část znečištění životního prostředí pochází ze zemědělství (pesticidy, hnojiva) Příprava pitné vody Získává se úpravou surové vody (podzemní nebo povrchová). Ke shromažďování povrchové vody slouží vodárenská nádrž (přehrada). Odvádí se do úpravny vod. Tam se upravuje (mechanické předčištění, chemické čeření, filtrace přes pískové filtry, odstranění iontů železa a manganu, někdy i částečné odstranění dusičnanů a dusitanů, dezinfekce). Pak směřuje do vodojemů a z nich se vodovody dopravuje k spotřebitelům.

Výskyt vody v přírodě V přírodě se nikdy nevyskytuje čistá, obsahuje určité množství rozpuštěných látek a plynů Hydrologie (rozšířením a pohyb vody na Zemi); hydrosféra 71 % povrchu Země: slaná voda moří a oceánů 97 % (prům. obsahuje 35 g solí v 1 l), sladká voda 3 %

Koloběh vody

Výskyt vody ve vesmíru Ve vesmíru se velké množství vody nachází v molekulárních mračnech v mezihvězdném prostoru, i protoplanetární mlhovina (vznikla z ní Sluneční soustava), obsahovala velké množství vody, jádra komet obsahují desítky procent vody. Plynná, v atmosféře: Merkur (3,4 %), Mars (0,03 %), Jupiter (0,1%), Saturn (0,1 %), Enceladus (měsíc Saturnu) – 100 % Kapalná: Země (71 % povrchu) Europa, Io (měsíce Jupiteru) Zmrzlá voda: Mars (na pólech) Pluto (odhad 30 %)

Význam a využití Lidské tělo (70 %), rostliny (90 %) vody. Už ztráta 20 % tělesné vody je smrtelná. Na dehydrataci člověk umírá asi během 7 dnů. Polární rozpouštědlo (dobře rozpouští iontové a polární sloučeniny – vytváří ve vodě hydratované ionty) Je nejdůležitější surovinou všech průmyslových odvětví, používá se ke chlazení, ohřevu, k výrobě elektrické energie, v potravinářství Vodní toky (řeky) a plochy (oceány, moře, jezera) hrají významnou roli v dopravě. Minerální voda má léčivé účinky.