VODÍK Latinsky: HYDROGENIUM Značka: H Skupina: I.A Perioda: 1 Prot.číslo: 1 Elektr.konfig.: 1s1 Teplota tání: -259,14°C Teplota varu: -252,87°C Skupenství(20°C): PLYNNÉ Oxid.čísla ve sloučeninách: -I,I

Stabilizace Kovalentní vazba H2, HCl Hydridový aniont NaH Kation vodíku H+ + H2O H30+ + energie H můstky

VÝSKYT:  Vodík je nejrozšířenější prvek v celém vesmíru a třetí nejrozšířenější prvek na Zemi. Vyskytuje se volně i vázaný ve sloučeninách. Volný vodík se nalézá se např. v plynném obalu hvězd. Na Zemi se volný vodík za běžných podmínek nevyskytuje, a proto je zde vázán jenom ve sloučeninách. Největší množství vodíku je vázáno ve vodě, která pokrývá většinu zemského povrchu, ale je vázán i v různých organických i anorganických sloučeninách. Je to také významný biogenní prvek.     V přírodě se vyskytuje jako směs tří izotopů: protium (lehký vodík) - 11H deuterium (těžký vodík) - 21H nebo také 21D - obsahuje v jádře jeden neutron tritium - 31H označovaný také jako 31T - v jádře má dva neutrony

VLASTNOSTI:    Je to bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, který je lehčí než vzduch. Molekulový vodík je poměrně stabilní a díky vysoké hodnotě vazebné energie také málo reaktivní. S většinou prvků se proto slučuje až za zvýšené teploty nebo za přítomnosti katalyzátorů: Hoří, ale hoření nepodporuje H2 + Cl2 -> 2 HCl N2 + 3 H2 -> 2 NH3 H2 + S -> H2S 2 H2 + O2 -> 2 H2O + uvolnění energie ( výbušná směs se vzduchem)    Reakce vodíku bývají provázeny uvolňováním tepla (exotermní reakce) a někdy také světelným efektem - hořením. Významné jsou redukční vlastnosti vodíku, které se využívají k výrobě některých kovů z jejich oxidů: CuO + H2 -> Cu + H2O WO3 + 3 H2 -> W + 3 H2O    Naproti tomu atomový vodík (tzv. vodík ve stavu zrodu) je velmi reaktivní a reaguje s celou řadou látek již za nízkých teplot. Je to také jako molekulový vodík silné redukční činidlo, ale existuje velmi krátkou dobu a slučuje se na vodík molekulový.   Jinak je to typický nekov, který tvoří vodíkové můstky s dusíkem, kyslíkem a fluorem.

LABORATORNÍ PŘÍPRAVA:   V laboratoři se může vodík připravovat reakcí neušlechtilých kovů s kyselinami nebo hydroxidy v tzv. Kippově přístroji: Zn + 2 HCl -> ZnCl2 + H2 Zn + 2 NaOH + 2 H2O -> Na2[Zn(OH)4] + H2    Dále můžeme vodík získat elektrolýzou vody, která obsahuje malé množství H2SO4 nebo NaOH pro zvýšení vodivosti. Elektrolýza se provádí v Hoffmanově přístroji, kde se vodík vylučuje na katodě: 2 H3O+ + 2 e- -> 2 H2O + H2    Další výrobní metodou je reakce s1 a s2 prvků s vodou: 2 Na + 2 H2O -> 2 NaOH + H2    Posledním významnějším postupem je reakce vodní páry se železem: 3 Fe + 4 H2O -> Fe3O4 + 4 H2

PRŮMYSLOVÁ VÝROBA: Průmyslově se může vodík stejně jako v laboratoři vyrábět několika různými metodami. První metodou je termický rozklad methanu za velmi vysoké teploty (1200°C): CH4 -> C + 2 H2  Reakcí vodního plynu s vodní párou za přítomnosti katalyzátorů a při teplotě 300°C můžeme získat velmi čistý vodík, který se používá např. ke ztužování tuků: CO + H2 + H2O(g) -> CO2 + 2 H2  Dalším výrobním postupem je reakce vodní páry s rozžhaveným koksem za teploty 1000°C: C(s) + H2O(g) -> CO(g) + H2(g)  Vodík vzniká také jako vedlejší produkt při výrobě hydroxidu sodného (NaOH) - elektrolýza vodného roztoku NaCl: 2 NaHgn + 2 H2O -> 2 NaOH + H2 + 2nHg

POUŽITÍ:  Vodík má řadu významných použití mezi něž patří například výroba různých chemických sloučenin (amoniak - NH3, kyselina dusičná - HNO3, methylalkohol - CH3OH, různá dusíkatá hnojiva, atd.), výroba některých kovů (redukcí z jejich oxidů) nebo ztužování tuků. Dříve se používal také ke svařování a řezání kovů (kyslíkovodíkový plamen). Kapalný vodík se používá jako raketové palivo, ale může být zdrojem energie i pro jiná zařízení. Vodík se přepravuje a uchovává v ocelových lahvích označených červeným pruhem.

SLOUČENINY: H2O - voda nejběžnější a nejrozšířenější chemická sloučenina hydridy - binární (dvouprvkové) sloučeniny vodíku

KYSLÍK Latinsky: OXYGENIUM Značka: O Skupina: VI.A Perioda: 2 Proton.číslo: 8 Elektr.konfig.: 2s22p4 Teplota tání: -218,35°C Teplota varu: -182,95°C Skupenství(20°C): PLYNNÉ Oxid.čísla ve sloučeninách: -II

Stabilizace Kovalentní vazba O2, H2O + 2e- O2- CaO 1x vazba + 1e- OH-

VÝSKYT: Kyslík je nejrozšířenějším prvkem na Zemi. Je součástí atmosféry (21 objemových procent vzduchu), hydrosféry, litosféry (minerály a horniny) a biosféry - je to významný biogenní prvek. Volně se kyslík vyskytuje v atmosféře ve formě dvouatomových (O2 - dikyslík) a tříatomových (O3 - ozón, trikyslík) molekul. Ozón tvoří tzv. ozónovou vrstvu, která je asi 25-30 km nad zemským povrchem a která chrání živé organizmy před škodlivými ultrafialovými paprsky.

VLASTNOSTI: Je to vysoce reaktivní a bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu. V malém množství se rozpouští ve vodě (3,08 cm3 ve 100 cm3 vody). S rostoucí teplotou, ale rozpustnost klesá. Kyslík je velmi reaktivní, a proto se přímo slučuje s většinou prvků za vzniku oxidů: 2 Hg + O2 -> 2 HgO 4 Fe + 3 O2 -> 2 Fe2O3 S + O2 -> SO2 Tyto reakce jsou silně exotermní, což znamená, že při nich dochází k uvolňování velkého množství tepla. Většina reakcí je provázena také uvolňováním světla. Oxidační číslo kyslíku v oxidech je vždy -II. Oxidy můžeme dělit podle různých hledisek, ale nejčastěji se dělí podle svého chemického chování: kyselinotvorné oxidy - např. oxid uhličitý - CO2, oxid dusičitý - NO2, ale i oxid chromový - CrO3, apod. zásadotvorné oxidy - oxidy elektropozitivních prvků (oxid sodný - Na2O, oxid vápenatý - CaO, aj.) amfoterní oxidy - oxidy kovů s nižšími oxidačními čísly; reagují s kyselinami i se zásadami (např. oxid zinečnatý - ZnO) neutrální oxidy - nereagují s kyselinami ani se zásadami (např. oxid uhelnatý - CO), oxid dusnatý - NO)    Ale můžeme je dělit i podle jejich struktury: iontové oxidy - především oxidy kovů (např. oxid vápenatý - CaO) molekulové oxidy - složené z jednotlivých molekul; převážně oxidy nekovů polymerní oxidy - tvoří obrovské celky o velkém počtu atomů (např. oxid křemičitý - SiO2)    Tříatomový kyslík neboli ozón je lehce namodralý plyn, který je silně bakteriocidní (používá se k dezinfekci H2O - tzv. ozonizace pitné vody). Pohlcuje škodlivé UV záření, ale ve větším množství je zdraví škodlivý. Má silné oxidační účinky: PbS + 2 O3 -> PbSO4 + O2

LABORATORNÍ PŘÍPRAVA PRŮMYSLOVÁ VÝROBA V laboratoři se kyslík připravuje tepelným rozkladem některých kyslíkatých sloučenin: 2 HgO -> 2 Hg + O2 2 BaO2 -> 2 BaO + O2 2 KClO3 -> 2 KCl + 3 O2 Průmyslově se kyslík vyrábí frakční destilací zkapalněného vzduchu nebo elektrolýzou vody.

POUŽITÍ: Kyslík má celou řadu nejrůznějších použití. Používá se například ke svařování a řezání kovů (tzv. kyslíkoacetylénový plamen - až 3000°C), v hutnictví při pražení rud, dále do dýchacích přístrojů a kapalný kyslík se využívá jako raketové palivo. Také se využívá k výrobě různých chemických sloučenin (např. formaldehyd, acetaldehyd, kyselina dusičná - HNO3, atd.). Kyslík se skladuje a přepravuje stlačený v ocelových lahvích označených modrým pruhem.

SLOUČENINY: H2O - voda nejběžnější a nejrozšířenější chemická sloučenina KO2 - superoxid draselný oxidační číslo kyslíku je -1/2 OF2 - fluorid kyslíku oxidační číslo kyslíku je II 1. oxidy

2. peroxidy a hydrogenperoxidy H2O2 - peroxid vodíku Sirupovitá, bezbarvá kapalina, 2 H2O2 2 H2O + O2 + Energie Redoxní účinky KI + H2O2 + H2SO4 I2+K2SO4+H2O H2O2+KMnO4+H2SO4 K2SO4+MnSO4+H2O+O2