Vodík a jeho sloučeniny, voda

Vodík

Ø      hydrogenium (z řec. hydór - voda, gennao - tvořím), el. konfigurace 1s1, nejmenší hmotnost a nejmenší poloměr, devátý nejrozšířenější prvek na Zemi

Ø      jsou známy tři izotopy vodíku, lišící se počtem neutronů v jádře: 1H lehký vodík (protium), 2H (D) těžký vodík (deuterium), 3H (T) radioaktivní tritium

Vlastnosti vodíku

Ø      typický nekov s elektronegativitou 2,2 a velkou ionizační  energii, atomy vodíku jsou za běžných podmínek nestálé - stabilnější konfigurace 1s2

Ø      za normálních podmínek bezbarvý plyn (asi 14krát lehčí než vzduch) bez chuti a zápachu, skládá se z dvouatomových molekul H2 -atomy vodíku jsou vázány nepolární kovalentní vazbou

Ø      slučuje se téměř se všemi prvky kromě vzácných plynů a některých přechodných kovů

Ø      působí ve většině případů redukčně, oxidačně působí pouze na alkalické kovy

Ø      molekulový vodík není příliš reaktivní, s většinou prvků tedy reaguje za zvýšené teploty nebo po iniciaci jiskrou, plamenem, ozářením nebo v přítomnosti katalyzátorů

Ø      na vzduchu hoří čistý vodík bezbarvým horkým plamenem, produktem hoření je voda

Příprava vodíku

Ø      elektrolýzou okyselené vody se na katodě vylučuje vodík:  2 H3O+ + 2 e-                2 H2O + H2

Ø      reakcí s-prvků s vodou: 2 Na + 2 H2O              2 NaOH + H2

Ø      reakcí neušlechtilých kovů s vodní párou: 3 Fe + 4 H2O             Fe3O4 + 4 H2

Ø      reakcí neušlechtilých kovů s vodnými roztoky silných kyselin a hydroxidů:               Zn + 2 HCl                  ZnCl2 + H2

Výroba vodíku

Ø      rozkladem nasycených uhlovodíků, např. termickým štěpením metanu:                            CH4 1200°C        C + 2 H2, nebo jeho reakcí s vodní párou: CH4 + H2O             CO + 3 H2

Ø      reakce vodní páry s rozžhaveným koksem - konverze vodního plynu - vodní pára se vhání na rozžhavený koks - vzniká vodní plyn (CO + H2), konverzí vzniká CO2 + H2, CO2 je těžší než vzduch - dojde k oddělení CO2 a H2: C + H2O           Co + H2,                 CO + H2O        CO2 + H2

Použití vodíku

Ø      vodík je významné redukční činidlo, používá se hlavně k syntéze amoniaku (výroba dusíkatých hnojiv) a v organické syntéze - výroba methanolu a jako paliv, ke sváření a taven kovů, ztužování tuků

Sloučeniny vodíku

Ø      vodík tvoří nejvíce sloučenin ze všech prvků - anorganické sloučeniny (hydridy, kyseliny, hydroxidy, soli) a především organické sloučeniny (uhlovodíky a jejich deriváty, přírodní látky) - je to biogenní prvek, ox. č. vodíku je I, jen v iontových hydridech je -I

Hydridy

Ø      binární sloučeniny vodíku

Ø      Iontové (solné) hydridy - sloučeniny vodíku s alkalickými kovy a kovy alkalických zemin (např. NaH, CaH2) - pevné látky s vysokou teplotou tání, používají se jako mimořádně silná redukční činidla, při reakci s vodou vzniká vodík:                    H- + H2O            H2 + OH-, používají se jako silná redukční činidla

Ø      Kovalentní hydridy - sloučeniny vodíku s p1 až p5-prvky (např. diboran B2H6, fosfan PH3, sulfan H2S) - jsou za normálních podmínek plynné, těkavé látky

Ø      Kovové hydridy - tvoří je vodík s mnoha přechodnými prvky (d a f-prvky), včetně lanthanoidů a aktinoidů (např. TiH1,7, LaH2,87, UH3), zachovávají si vzhled a vodivost

Ø      Hydridové komplexy - obsahují ionty H- vázané koordinační vazbou na ionty kovů, např. (tetra)hydridoboritan sodný Na[BH4], jsou poměrně stálé, slouží jako redukční činidla

Voda, fyzikální vlastnosti vody

Ø      pokrývá téměř  povrchu Země -97,2 % slaná mořská voda, 2,7 % sladká voda

Ø      bezbarvá kapalina bez chuti a zápachu, teplota tání 0°C, teplota varu100°C, při přechodu do pevného stavu vzrůstá objem o 10 % a led plave na vodě - má menší hustotu než kapalná voda

Ø      molekuly vody jsou lomené, kovalentní vazba O-H je silně polární, dva volné elektronové páry na kyslíku a polarita vazeb způsobuje, že molekuly vody jsou polární (mají dipólový moment)

Ø      izolované molekuly H2O jsou jen ve vodní páře, v kapalné vodě se jednotlivé molekuly sdružují prostřednictvím vodíkových vazeb - příčina anomálních změn hustoty vody s teplotou (největší hustota při 4°C) a poměrně vysoké teploty tání a varu

Ø      v ledu se každá molekula H2O pravidelně váže s dalšími čtyřmi molekulami vodíkovými vazbami a vytvářejí se mohutné struktury podobné včelí plástvi - proto má led menší hustotu a větší objem než kapalná voda

Chemické vlastnosti vody

Ø      chemicky patří voda mezi nejstálejší sloučeniny

Ø      bouřlivě reaguje za běžné teploty s vysoce reaktivními alkalickými kovy a kovy alkalických zemin: 2 Na(s) + 2 H2O(l)              2 Na+(aq) + 2 OH-(aq) + H2(g)

Ø      za vysokých teplot vzniká reakcí vodní páry s některými kovy vodík a odpovídající oxid: 3 Fe(s) + 4 H2O(g)     Fe3O4(s) + 4 H2(g)

Ø      přijme-li mol. vody proton, vzniká hydroxoniový kation H3O+: H2O + H+    H3O+

Ø      uvolní-li se proton, vzniká hydroxidový anion OH-: H2O            OH- + H+

Ø      disociaci kapalné vody (protolýzu) vyjadřuje rovnice: 2 H2O     H3O+ + OH-

Ø      s kyselinotvornými oxidy reaguje za vzniku kyselin: SO3(g) + H2O(l)         H2SO4(l)

Ø      se zásadotvornými oxidy vznikají hydroxidy: CaO + 2 H2O       Ca(OH)2

Ø      je produktem reakce při neutralizaci solí hydroxidem: HCl + NaOH         NaCl + H2O

Hydráty

Ø      mnohé krystalické látky, zejména anorganické soli a minerály (např. sádrovec CaSO4.2 H2O obsahují ve svých strukturách vázané molekuly vody - takové sloučeniny se nazývají hydráty

Ø      obvykle vznikají krystalizací příslušných solí z vodných roztoků (CuSO4 . 5 H2O) nebo pohlcováním vzdušné vlhkosti bezvodou solí, např.:                                   CaCl2(s) + 6 H2O(g)                     CaCl2 . 6 H2O(s)

Čistota vody a její význam

Ø      v přírodě není voda nikdy čistá - vždy obsahuje určité množství rozpuštěných látek, plynů a nerozpuštěných pevných látek, v mořské vodě jsou rozpuštěné hlavně sodné a hořečnaté soli

Ø      čistá voda se získává destilací nebo pomocí ionexů

Ø      ionexy - přírodní křemičitany nebo syntetické pryskyřice, které mají schopnost zachycovat z roztoků kationty nebo anionty a uvolňovat do rozt. ionty H3O+ nebo OH-

Ø      nezávadná pitná voda se získává působením chlóru nebo ozónu, popř. UV záření na předem vyčištěnou vodu

Ø      tvrdost vody může být přechodná nebo trvalá - způsobují ji především některé rozpustné vápenaté a hořečnaté soli

Ø      přechodnou tvrdost způsobují hydrogenuhličitany, např. Ca(HCO3), které lze odstranit převařením

Ø      trvalou tvrdost způsobují zejména sírany, které lze odstranit přidáním uhličitanu sodného -vzniknou nerozpustné uhličitany - vápenatý, hořečnatý, popř. železnatý

Ø      ke změkčování vody se používají také ionexy a detergenty

 

Reakce vodíku

Zdroj: http://www.jergym.hiedu.cz/~canovm/anorgrov/rovnice/h.html

 

       Laboratorní příprava vodíku (typové příklady)

01.  Vodík lze připravit reakcí sodíku s vodou.
2Na + 2H2O --› H2 + 2NaOH

02.  Vodík vznikne reakcí europia s vodou.
2Eu + (3+x)H2O --› 3H2 + Eu2O3.xH2O

03.  Vodík vzniká při rozpouští zinku v kyselině sírové.
Zn + H2SO4 --› ZnSO4 + H2

04.  Vodík se uvolňuje při reakci hliníku s alkalickým hydroxidem.
2Al + 2OH-1 + 6H2O --› 2[Al(OH)4]-1+ 3H2

05.  Vodík lze připravit rozkladem hydridu vápenatého vodou.
CaH2 + 2H2O --› Ca(OH)2 + 2H2

06.  Vodík lze připravit elektrolytickým rozkladem vody.
2H2O --H2SO4--› 2H2 + O2

 

       Průmyslová výroba vodíku

07.  Termické štěpení methanu.
CH4 --› 2H2 + C

08.  Krakování methanu.
2CH4 --› 3H2 + C2H2

09.  Katalyzovaná oxidace methanu vodní parou.
CH4 + H2O --Ni(Al2O3--› 3H2 + CO

10.  Konverze vodního plynu.
CO + H2O --Fe2O3(Cr2O3)--› H2 + CO2

11.  Hydroformylační proces - př. dehydrogenace z cyklohexanu na benzen.
C6H12 --Pt--› 3H2 + C6H6

 

       Reakce vodíku (typové příklady)

12.  Syntéza amoniaku
3H2 + N2 --› 2NH3

13.  Vodík katalyticky "sytí" dvojnou vazbu u ethylenu..
H2 + C2H4 --Pt--› C2H6

14.  Vodík hydrogenuje oxid uhelnatý na methanol.
2H2 + CO --› CH3OH

15.  Vodík redukuje oxid wolframový.
3H2 + WO3 --› W + 3H2O

16.  Vodík se slučuje s fluorem na fluorovodík.
H2 + F2 --› 2HF

17.  Vodík se slučuje s lithiem na hydrid lithný.
H2 + 2Li --› 2LiH