Latinsky: HYDROGENIUM

1
VODÍK

• Latinsky HYDROGENIUM
• Znacka H
• Skupina I.A
• Perioda 1
• Prot.císlo 1
• Elektr.konfig. 1s1
• Teplota tání -259,14C
• Teplota varu -252,87C
• Skupenství(20C) PLYNNÉ
• Oxid.císla ve slouceninách -I,I

2
Stabilizace

• Kovalentní vazba H2, HCl
• Hydridový aniont NaH
• Kation vodíku
• H H2O H30 energie
• H mustky

3
VÝSKYT

•  Vodík je nejrozšírenejší prvek v celém vesmíru a
  tretí nejrozšírenejší prvek na Zemi.
• Vyskytuje se volne i vázaný ve slouceninách.
• Volný vodík se nalézá se napr. v plynném obalu
  hvezd.
• Na Zemi se volný vodík za bežných podmínek
  nevyskytuje, a proto je zde vázán jenom ve
  slouceninách.
• Nejvetší množství vodíku je vázáno ve vode,
  která pokrývá vetšinu zemského povrchu, ale je
  vázán i v ruzných organických i anorganických
  slouceninách.
• Je to také významný biogenní prvek.   
• V prírode se vyskytuje jako smes trí
  izotopuprotium (lehký vodík) - 11H deuterium
  (težký vodík) - 21H nebo také 21D - obsahuje v
  jádre jeden neutron tritium - 31H oznacovaný
  také jako 31T - v jádre má dva neutrony

4
VLASTNOSTI

•    Je to bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, který
  je lehcí než vzduch. Molekulový vodík je pomerne
  stabilní a díky vysoké hodnote vazebné energie
  také málo reaktivní. S vetšinou prvku se proto
  slucuje až za zvýšené teploty nebo za prítomnosti
  katalyzátoru
• Horí, ale horení nepodporuje
• H2 Cl2 -gt 2 HCl
• N2 3 H2 -gt 2 NH3
• H2 S -gt H2S
• 2 H2 O2 -gt 2 H2O uvolnení energie (
  výbušná smes se vzduchem)
•    Reakce vodíku bývají provázeny uvolnováním
  tepla (exotermní reakce) a nekdy také svetelným
  efektem - horením. Významné jsou redukcní
  vlastnosti vodíku, které se využívají k výrobe
  nekterých kovu z jejich oxidu
• CuO H2 -gt Cu H2O
• WO3 3 H2 -gt W 3 H2O
•    Naproti tomu atomový vodík (tzv. vodík ve
  stavu zrodu) je velmi reaktivní a reaguje s celou
  radou látek již za nízkých teplot. Je to také
  jako molekulový vodík silné redukcní cinidlo, ale
  existuje velmi krátkou dobu a slucuje se na vodík
  molekulový.
•   Jinak je to typický nekov, který tvorí
  vodíkové mustky s dusíkem, kyslíkem a fluorem.

5
LABORATORNÍ PRÍPRAVA

•   V laboratori se muže vodík pripravovat reakcí
  neušlechtilých kovu s kyselinami nebo hydroxidy v
  tzv. Kippove prístroji
• Zn 2 HCl -gt ZnCl2 H2
• Zn 2 NaOH 2 H2O -gt Na2Zn(OH)4 H2
•    Dále mužeme vodík získat elektrolýzou vody,
  která obsahuje malé množství H2SO4 nebo NaOH pro
  zvýšení vodivosti. Elektrolýza se provádí v
  Hoffmanove prístroji, kde se vodík vylucuje na
  katode
• 2 H3O 2 e- -gt 2 H2O H2
•    Další výrobní metodou je reakce s1 a s2 prvku
  s vodou
• 2 Na 2 H2O -gt 2 NaOH H2
•    Posledním významnejším postupem je reakce
  vodní páry se železem
• 3 Fe 4 H2O -gt Fe3O4 4 H2

6
PRUMYSLOVÁ VÝROBA

• Prumyslove se muže vodík stejne jako v laboratori
  vyrábet nekolika ruznými metodami. První metodou
  je termický rozklad methanu za velmi vysoké
  teploty (1200C)
• CH4 -gt C 2 H2
•  Reakcí vodního plynu s vodní párou za
  prítomnosti katalyzátoru a pri teplote 300C
  mužeme získat velmi cistý vodík, který se používá
  napr. ke ztužování tuku
• CO H2 H2O(g) -gt CO2 2 H2
•  Dalším výrobním postupem je reakce vodní páry s
  rozžhaveným koksem za teploty 1000C
• C(s) H2O(g) -gt CO(g) H2(g)
•  Vodík vzniká také jako vedlejší produkt pri
  výrobe hydroxidu sodného (NaOH) - elektrolýza
  vodného roztoku NaCl
• 2 NaHgn 2 H2O -gt 2 NaOH H2 2nHg

7
POUŽITÍ

•  Vodík má radu významných použití mezi než patrí
  napríklad výroba ruzných chemických sloucenin
  (amoniak - NH3, kyselina dusicná - HNO3,
  methylalkohol - CH3OH, ruzná dusíkatá hnojiva,
  atd.), výroba nekterých kovu (redukcí z jejich
  oxidu) nebo ztužování tuku.
• Dríve se používal také ke svarování a rezání
  kovu (kyslíkovodíkový plamen).
• Kapalný vodík se používá jako raketové palivo,
  ale muže být zdrojem energie i pro jiná zarízení.
  
• Vodík se prepravuje a uchovává v ocelových
  lahvích oznacených cerveným pruhem.

8
SLOUCENINY

• H2O - vodanejbežnejší a nejrozšírenejší chemická
  sloucenina
• hydridy - binární (dvouprvkové) slouceniny
  vodíku

9
KYSLÍK

• Latinsky OXYGENIUM
• Znacka O
• Skupina VI.A
• Perioda 2
• Proton.císlo 8
• Elektr.konfig. 2s22p4
• Teplota tání -218,35C
• Teplota varu -182,95C
• Skupenství(20C) PLYNNÉ
• Oxid.císla ve slouceninách -II

10
Stabilizace

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

11
VÝSKYT

• Kyslík je nejrozšírenejším prvkem na Zemi.
• Je soucástí atmosféry (21 objemových procent
  vzduchu), hydrosféry, litosféry (minerály a
  horniny) a biosféry - je to významný biogenní
  prvek.
• Volne se kyslík vyskytuje v atmosfére ve forme
  dvouatomových (O2 - dikyslík) a tríatomových (O3
  - ozón, trikyslík) molekul.
• Ozón tvorí tzv. ozónovou vrstvu, která je asi
  25-30 km nad zemským povrchem a která chrání živé
  organizmy pred škodlivými ultrafialovými paprsky.

12
VLASTNOSTI

• Je to vysoce reaktivní a bezbarvý plyn, bez chuti
  a zápachu. V malém množství se rozpouští ve vode
  (3,08 cm3 ve 100 cm3 vody). S rostoucí teplotou,
  ale rozpustnost klesá. Kyslík je velmi reaktivní,
  a proto se prímo slucuje s vetšinou prvku za
  vzniku oxidu
• 2 Hg O2 -gt 2 HgO
• 4 Fe 3 O2 -gt 2 Fe2O3
• S O2 -gt SO2
• Tyto reakce jsou silne exotermní, což znamená, že
  pri nich dochází k uvolnování velkého množství
  tepla. Vetšina reakcí je provázena také
  uvolnováním svetla. Oxidacní císlo kyslíku v
  oxidech je vždy -II. Oxidy mužeme delit podle
  ruzných hledisek, ale nejcasteji se delí podle
  svého chemického chování
• kyselinotvorné oxidy - napr. oxid uhlicitý - CO2,
  oxid dusicitý - NO2, ale i oxid chromový - CrO3,
  apod.
• zásadotvorné oxidy - oxidy elektropozitivních
  prvku (oxid sodný - Na2O, oxid vápenatý - CaO,
  aj.)
• amfoterní oxidy - oxidy kovu s nižšími oxidacními
  císly reagují s kyselinami i se zásadami (napr.
  oxid zinecnatý - ZnO)
• neutrální oxidy - nereagují s kyselinami ani se
  zásadami (napr. oxid uhelnatý - CO), oxid dusnatý
  - NO)
•    Ale mužeme je delit i podle jejich struktury
• iontové oxidy - predevším oxidy kovu (napr. oxid
  vápenatý - CaO)
• molekulové oxidy - složené z jednotlivých
  molekul prevážne oxidy nekovu
• polymerní oxidy - tvorí obrovské celky o velkém
  poctu atomu (napr. oxid kremicitý - SiO2)
•    Tríatomový kyslík neboli ozón je lehce
  namodralý plyn, který je silne bakteriocidní
  (používá se k dezinfekci H2O - tzv. ozonizace
  pitné vody). Pohlcuje škodlivé UV zárení, ale ve
  vetším množství je zdraví škodlivý. Má silné
  oxidacní úcinky
• PbS 2 O3 -gt PbSO4 O2

13
LABORATORNÍ PRÍPRAVA PRUMYSLOVÁ
VÝROBA

• V laboratori se kyslík pripravuje tepelným
  rozkladem nekterých kyslíkatých sloucenin
• 2 HgO -gt 2 Hg O2
• 2 BaO2 -gt 2 BaO O2
• 2 KClO3 -gt 2 KCl 3 O2

• Prumyslove se kyslík vyrábí frakcní destilací
  zkapalneného vzduchu nebo elektrolýzou vody.

14
POUŽITÍ

• Kyslík má celou radu nejruznejších použití.
• Používá se napríklad ke svarování a rezání kovu
  (tzv. kyslíkoacetylénový plamen - až 3000C), v
  hutnictví pri pražení rud, dále do dýchacích
  prístroju a kapalný kyslík se využívá jako
  raketové palivo.
• Také se využívá k výrobe ruzných chemických
  sloucenin (napr. formaldehyd, acetaldehyd,
  kyselina dusicná - HNO3, atd.).
• Kyslík se skladuje a prepravuje stlacený v
  ocelových lahvích oznacených modrým pruhem.

15
SLOUCENINY

• H2O - vodanejbežnejší a nejrozšírenejší chemická
  sloucenina
• KO2 - superoxid draselnýoxidacní císlo kyslíku
  je -1/2
• OF2 - fluorid kyslíkuoxidacní císlo kyslíku je
  II
• 1. oxidy

16

• 2. peroxidy a hydrogenperoxidy
• H2O2 - peroxid vodíkuSirupovitá, bezbarvá
  kapalina,
• 2 H2O2 2 H2O O2 Energie
• Redoxní úcinky
• KI H2O2 H2SO4 I2K2SO4H2O
• H2O2KMnO4H2SO4 K2SO4MnSO4H2OO2