Maturitní otázka č. 10 – Vodík, Kyslík, Voda

Vodík

• Obecná charakteristika:
  • První člen PSP, nejjednodušší elektronová konfigurace ($1s^1$), nejlehčí prvek.
  • Nejrozšířenější plyn ve vesmíru.
• Výskyt:
  • Volný:
    • Dvouatomová molekula $H_2$ (nepolární kovalentní vazba).
    • V atmosféře vzácný (únik do vesmíru), hojný ve vesmíru (stálice, sluneční atmosféra).
  • Vázaný:
    • Anorganické sloučeniny (voda, kyseliny).
    • Organické sloučeniny (uhlovodíky).
• Izotopy:
  • Lehký vodík (protium): $^1_1H$.
  • Těžký vodík (deuterium): $^2_1H$.
  • Radioaktivní vodík (tritium): $^3_1H$.
• Vlastnosti:
  • Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu.
  • Lehčí než vzduch, tvoří dvouatomové molekuly ($H_2$).
  • Redukční činidlo: $CuO(s) + H<em>2(g) \rightarrow Cu(s) + H</em>2O(g)$.
  • Nekov, vysoká elektronegativita (2,2), tvoří vodíkové můstky (s O, F, N).
  • Ve směsi s kyslíkem výbušný, hoří modrým plamenem.
  • Uchovává se v tlakových lahvích s červeným pruhem.
  • Biogenní prvek.
  • Nestálý, snaha slučovat se pro stabilnější elektronovou konfiguraci.
• Reakce:
  1. Kovalentní vazba: $H<em>2 + Cl</em>2 \rightarrow 2HCl$.
     • S atomy s velkou elektronegativitou vznikají vodíkové můstky.
  2. Přijetí elektronu: $H_2 + 2Na \rightarrow 2NaH$ (vznik hydridového aniontu $H^{-}$$).
  3. Odštěpení elektronu: vznik kationtu $H^{+}$$, váže se koordinačně kovalentní vazbou.
     • $H^+ + H<em>2O \rightarrow H</em>3O^+$ (oxoniový kation).
     • $H^+ + NH<em>3 \rightarrow NH</em>4^+$ (amonný kation).
• Příprava:
  • Elektrolýza vody (na katodě): $2 H<em>2O \rightarrow H</em>3O^+ + OH^-$.
    • Anoda (+): $4 OH^- \rightarrow O<em>2 + 2 H</em>2O + 4 e^-$.
    • Katoda (-): $4 H<em>3O^+ + 4 e^- \rightarrow 2 H</em>2O + 2 H_2$.
  • Reakce neušlechtilých kovů s vodou: $2Na + 2H<em>2O \rightarrow NaOH + H</em>2$, $3Fe + 4H<em>2O \rightarrow Fe</em>3O<em>4 + 4H</em>2$.
  • Reakce neušlechtilého kovu a hydroxidu: vznik komplexů.
    • $Zn + 2H<em>2O + 2NaOH \rightarrow H</em>2 + Na<em>2[Zn(OH)</em>4]$.
    • $2Al + 2NaOH + 6H<em>2O \rightarrow 3H</em>2 + 2Na[Al(OH)_4]$.
  • Reakce málo ušlechtilých kovů s vodnými roztoky silných kyselin a hydroxidů.
    • $Zn + 2HCl \rightarrow ZnCl<em>2 + H</em>2$.
    • $Zn + 2NaOH + 2H<em>2O \rightarrow Na</em>2[Zn(OH)<em>4] + H</em>2$.
  • Rozklad iontových hydridů vodou: $CaH<em>2 + 2H</em>2O \rightarrow Ca(OH)<em>2 + 2H</em>2$.
  • Tepelný rozklad hydridů přechodných kovů: $2UH<em>3 \rightarrow 2U + 3H</em>2$.
• Výroba:
  • Rozklad nasycených uhlovodíků (z ropy a zemního plynu).
    • Termické štěpení metanu: $CH<em>4(g) \rightarrow C(s) + 2H</em>2(g)$.
    • Krakování: $2CH<em>4 \rightarrow CH=HC + 3H</em>2$.
  • Oxidace metanu vodní párou (parní reformování): $CH<em>4(g) + H</em>2O(g) \rightarrow CO(g) + 3H_2(g)$.
  • Reakce vodní páry s rozžhaveným koksem (zplyňování uhlí): $C(s) + H<em>2O(g) \rightarrow CO(g) + H</em>2(g)$.
    • Reakce s vodou: $CO(g) + H<em>2(g) + H</em>2O(g) \rightarrow CO<em>2(g) + 2H</em>2(g)$.
  • Rozklad sodíkového amalgámu: $Na(Hg)<em>x + H</em>2O \rightarrow H_2 + NaOH + 2x Hg$.
  • Termický rozklad amoniaku: $2 NH<em>3 \rightarrow 3 H</em>2 + N_2$.
  • Elektrolýza vodného roztoku chloridu sodného (vedlejší produkt).
  • Frakční zkapalnění produktů suché destilace uhlí.
• Sloučeniny:
  • Nejvíce sloučenin ze všech prvků.
  • Anorganické (hydridy, kyseliny, hydroxidy, soli).
  • Organické (uhlovodíky, deriváty, přírodní látky).
• Oxidační číslo vodíku: I.
• Hydridy:
  • Binární sloučeniny vodíku s prvkem o nižší elektronegativitě.
  1. Iontové (solné) hydridy:
     • S alkalickými kovy a kovy alkalických zemin (kromě Fr a Ra).
     • Oxidační číslo vodíku: -I.
     • Obecné vzorce: $XH^{-I}$, $XH_2^{-I}$.
     • Pevné látky s vysokou teplotou tání.
     • Při elektrolýze tavenin se na anodě vylučuje vodík.
     • Silná redukční činidla.
     • Reakce s vodou: $H^- + H<em>2O \rightarrow OH^- + H</em>2$.
     • Vznik (oxidace): $H_2 + 2 Na \rightarrow 2 NaH$.
  2. Kovalentní hydridy:
     • Polymerní: s prvky 13. skupiny + Be, Mg, Zn, Cd.
     • Molekulové: s prvky 14., 15., 16. a 17. skupiny (kromě vzácných plynů) + Be, Mg, Zn, Cd.
     • Obecné vzorce: $XH<em>3^{-I}$, $XH</em>4^{-I}$, $H_2IX$, $HIX$.
     • Triviální názvy: fluorovodík, chlorovodík, bromovodík, jodovodík.
     • Vesměs plynné, těkavé látky (kromě vody).
     • Slabě polární vazba – nereagují s vodou.
     • Silně polární vazba – reagují s vodou za vzniku oxoniového kationtu (např. $HCl + H<em>2O \rightarrow H</em>3O^+ + Cl^-$.
  3. Hydridy přechodného typu:
     • S prvky 3., 4. a 5. skupiny + lanthanoidy a aktinoidy.
     • Nestechiometrické.
  4. Kovové hydridy:
     • S některými přechodnými kovy.
     • Vznikají pohlcením vodíku do krystalové mřížky kovu.
     • Proměnlivé složení, kovový vzhled, elektricky vodivé/polovodivé.
     • Používají se při katalytické hydrogenaci.
• Využití:
  • Redukční činidlo (výroba kovů).
  • Chemický průmysl: syntéza amoniaku, organické syntézy, výroba methanolu ($CO(g) + 2H<em>2(g) \rightarrow CH</em>3OH(g)$), odstraňování síry z ropy a uhlí, hydrogenace (ztužování rostlinných tuků – adice na dvojné vazby: $H<em>2 + H</em>2C=CH<em>2 \rightarrow H</em>3C-CH_3$).
  • Vysoce výhřevné palivo.
  • Metalurgie: získávání těžko vyredukovatelných kovů.
  • Svařování a tavení kovů (s O2).

Kyslík

• Obecná charakteristika:
  • První člen VI.A skupiny (chalkogeny).
  • Nejrozšířenější prvek na Zemi.
• Výskyt:
  • Volný:
    • Dvouatomová molekula $O_2$ (dvojná kovalentní vazba).
    • Atmosféra (21%).
    • Tříatomová molekula $O_3$ (ozon).
• Ozon:
  • Vzniká ve vyšších vrstvách atmosféry: $O<em>2 + O \rightarrow O</em>3$.
  • Jedovatý bezbarvý plyn (modrý kapalina, černofialový pevný).
  • Nutno dodat energii (blesk, UV záření).
  • Ve výšce 25 km vytváří ozónovou vrstvu (pohlcuje UV záření).
  • Nestálý plyn, silné oxidační účinky, usmrcuje mikroorganismy (nervový jed).
  • Rozštěpuje freony (ztenčování ozónové vrstvy).
• Atomární kyslík:
  • Vysoce reaktivní, vzniká jen při chemických reakcích.
• Vázaný:
  • Anorganické sloučeniny (voda, minerály, horniny).
  • Organické sloučeniny.
  • Biogenní prvek.
• Vlastnosti:
  • Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu.
  • Obtížně zkapalnitelný (namodralá barva).
  • Typický nekov, druhý nejelektronegativnější prvek (3,5).
  • Nestálý, snaha slučovat se pro stabilnější elektronovou konfiguraci.
• Reakce:
  1. Přijetím dvou elektronů: vznik oxidového aniontu $O^{2-}$.
  2. Vytvořením dvou jednoduchých nebo jedné dvojné kovalentní vazby.
     • $H<em>2 + O</em>2 \rightarrow 2H_2O$.
  3. Přijetím jednoho elektronu (součást aniontu $OH^-$$) a vytvořením jednoduché vazby (např. v NaOH).
  • Reaguje téměř se všemi prvky (kromě vzácných plynů).
  • Silné oxidační činidlo (schopnost odebírat elektrony).
  • Mírně rozpustný ve vodě (umožňuje život ve vodě).
  • Přepravuje se v ocelových lahvích s modrým pruhem.
• Oxidace:
  • Reakce látek s kyslíkem.
  • Pomalá za běžných teplot (dýchání, rezavění) – uvolňuje se teplo.
  • Rychlá za vyšších teplot (reakce v zemské kůře, průmyslové výroby) – uvolňuje se značné teplo (exotermická reakce).
• Hoření:
  • Prudká reakce látek s kyslíkem (světelné a tepelné záření).
  • Procesy vážou velké množství vzdušného kyslíku.
  • Doplňuje se činností zelených rostlin (fotosyntéza).
• Příprava:
  • Tepelný rozklad kyslíkatých látek (snadno uvolňují kyslík: $PbO<em>2$, $KMnO</em>4$, $KClO_3$).
    • $2KClO<em>3 \rightarrow 3O</em>2 + 2KCl$ (chlorečnan draselný).
  • Elektrolýza vody: $2H<em>2O \rightarrow 2H</em>2 + O_2$.
• Výroba:
  • Frakční destilace kapalného vzduchu.
    • Vzduch se stlačí a ochladí na –200 °C.
    • Oddělují se prvky podle teploty varu.
    • Produkty: kyslík, dusík, argon, vzácné plyny.
• Sloučeniny:
  • S většinou prvků se slučuje přímo (normální/zvýšená teplota).
• Oxidační číslo kyslíku: –II (obvykle).
  • Fluorid kyslíku ($OF_2$) … II.
  • Peroxidy … –I.
  • Superoxidy … –½.
• Oxidy:
  • Binární sloučeniny kyslíku s jiným prvkem.
  • Kyslík má vyšší elektronegativitu a oxidační číslo –II.
  • Tvoří oxidy téměř se všemi prvky (s některými i více druhů).
  1. Iontové oxidy:
     • Aniont $O^{–2}$ a kation $X^{+n}$ (iontová vazba).
     • Většina s-prvků, lanthanoidy, prvky s malou elektronegativitou.
     • $n = 1$ až 3.
     • Těkavé látky, vysoká teplota tání.
  2. Kovalentní oxidy:
     • Molekulové oxidy: jednotlivé molekuly.
       • Nekovy s vysokou elektronegativitou (např. $CO<em>2$, $NO$, $SO</em>2$), kovy s vyššími oxidačními čísly (např. $Mn<em>2O</em>7$).
       • Těkavé, plynné/kapalné.
     • Polymerní oxidy: polymerní struktura.
       • Kovy střední části PSP, některé nekovy (např. $TiO_2$, $HgO$).
       • Málo těkavé, tvrdé.
  3. Podvojné.
  4. Podle reakce s vodou, kyselinami a hydroxidy:
     • Kyselinotvorné oxidy: molekulové oxidy a oxidy kovů s oxidačním číslem > V.
       • Sloučí se s vodou na kyslíkaté kyseliny: $SO<em>3 + H</em>2O \rightarrow H<em>2SO</em>4$.
     • Zásadotvorné oxidy: iontové oxidy a oxidy kovů s oxidačním číslem < IV.
       • Sloučí se s vodou na hydroxidy: $CaO + H<em>2O \rightarrow Ca(OH)</em>2$ (pálené vápno → hašené vápno).
     • Amfoterní (obojaké) oxidy: vysokomolekulové oxidy s menšími oxidačními čísly.
       • Reagují s kyselinami, zásadami i hydroxidy za vzniku solí.
       • $ZnO + 2HCl \rightarrow ZnCl<em>2 + H</em>2O$ (Zn je kationtem).
       • $ZnO + 2NaOH + H<em>2O \rightarrow Na</em>2[Zn(OH)_4]$ (Zn součástí komplexního aniontu).
     • Netečné oxidy: nereagují s vodou (např. $N<em>2O$, $NO$, $CO$, $ClO</em>2$).
• Peroxidy:
  • Dvouprvkové sloučeniny s dvěma atomy kyslíku spojené kovalentní vazbou.
  • Oxidační číslo kyslíku: –I.
  • Peroxid vodíku ($H<em>2O</em>2$).
  • Ve vodě nerozpustná kapalina, slabá kyselina, silně bazický peroxidový aniont.
  • Nestálý, rozkládá se na vodu a atomární kyslík ($H<em>2O</em>2 \rightarrow H_2O + O$).
  • Oxidační účinky, na oxidační činidla působí redukčně.
  • 3% vodný roztok – bělící a dezinfekční prostředek.
• Superoxidy:
  • Dvouprvkové sloučeniny (kation kovu a superoxidový anion ($O_2^-$$).
  • Oxidační číslo kyslíku: –½.
  • Sloučeniny alkalických kovů (kromě H) I.A skupiny.
  • Silné báze – reakcí s H2O vzniká hydroxid, peroxid vodíku a voda.
• Využití:
  • Plynný kyslík: hutnictví, svařování železa a kovů, sklářství.
  • Stlačený kyslík: lékařství (dýchací přístroje), raketové palivo.
  • Nezbytný pro životní pochody (dýchání).
  • Ozon: dezinfekce pitné vody.

Voda

• Obecná charakteristika:
  • Nejrozšířenější a nejvýznamnější sloučenina na Zemi (pokrývá ⅔ povrchu).
  • Druhá nejčastější látka ve vesmíru (molekulární mračna).
• Výskyt:
  • Slaná voda – moře, oceány.
  • Sladká voda – ledovce, jezera, podzemní voda.
• Vlastnosti:
  • Bezbarvá kapalina, bez chuti a zápachu (namodralá v silné vrstvě).
  • Teplota tání: 0 °C, teplota varu: 100 °C.
  • Při zmrznutí zvětšuje objem (asi o 10%) – led plave.
  • Regelace ledu = tání ledu tlakem a nové zmrazení po odstranění tlaku.
  • Polární rozpouštědlo.
  • Tři skupenství: plynné (vodní pára), kapalné (slaná/sladká voda), pevné (led).
  • Schopna osmózy (pasivní transport rozpouštědla přes membránu).
  • Povrchové napětí (chová se jako elastická blána).
• Molekula vody:
  • Lomená (nevazebné elektronové páry na kyslíku).
  • Dipólový moment $\neq 0$.
  • Vazba O–H je polární ($\Delta X = 3,5 – 2,2 = 1,3$).
  • Izolovaná pouze ve vodní páře.
• Vodíkové můstky:
  • Mezi sousedními molekulami vody (kyslík a vodík).
  • Zapříčiňují anomálie vody (maximální hustota při 4 °C), vysoké teploty tání a varu, dobrou tepelnou vodivost, velké měrné teplo a výparné teplo, velké povrchové napětí.
• Pevné skupenství (led) – „ledová“ struktura (hexagonální).
  • Každá molekula vody se váže s dalšími čtyřmi molekulami (vodíkové můstky).
  • Vznikají objemné útvary (včelí plástve s dutinou uprostřed).
  • Led má menší hustotu a větší objem než kapalná voda.
  • Vnější projev pravidelné struktury – sněhová vločka.
• Acidobazické vlastnosti:
  • Schopnost přijmout/uvolnit proton.
  • Vznik oxoniového kationtu $H_3O^+$ nebo hydroxidového aniontu $OH^-$.
  • $H<em>2O + H^+ \rightarrow H</em>3O^+$.
  • $H_2O \rightarrow OH^- + H^+$.
• Významné reakce:
  • Koroze (reakce s některými kovy) – vznik vodíku a oxidu.
    • $3Fe(s) + 4H<em>2O(g) \rightarrow 2Fe</em>3O<em>4 (s) + 4H</em>2(g)$.
  • Autoprotolýza (disociace) vody: $H<em>2O \rightarrow H</em>3O^+ + OH^-$ ($K_v = 1 \cdot 10^{-14}$ – disociační konstanta).
  • Neutralizace (reakce kyseliny s hydroxidem) – vznik vody a soli: $HCl + NaOH \rightarrow NaCl + H_2O$.
• Tvrdost vody:
  • Přechodná: způsobena hydrogenuhličitany (např. $Ca(HCO<em>3)</em>2$, $Mg(HCO<em>3)</em>2$).
    • Odstraní se povařením: $Ca(HCO<em>3)</em>2 \rightarrow CaCO<em>3 + H</em>2O + CO_2$ (vodní kámen).
  • Trvalá: způsobena sírany ($MgSO<em>4$, $CaSO</em>4$).
    • Odstraní se přidáním uhličitanu sodného (změkčovač vody).
• Funkce vody v živých soustavách:
  • Prostředí pro životní děje.
  • Rozpouštědlo většiny živin.
  • Regulace tělesné teploty.
  • Umožňuje trávicí procesy.

Redoxní reakce

• Oxidace = ox. č. se zvyšuje
• Redukce = ox. č. se snižuje
• Oxidační činidlo = oxiduje jiné látky a sebe redukuje (přijímá elektrony od jiných látek) – např. $O<em>2$, halogeny, $H</em>2O<em>2$, $MnO</em>4^-$ , kys. dusičná
• Redukční činidlo = redukuje jiné látky a sebe oxiduje (předává elektrony jiným látkám – např. $H<em>2$, C, CO, alkalické kovy, $SO</em>3^{2-}$
• Podstata redoxních dějů:
• Redoxní reakce = reakce, při kterých dochází k výměně elektronů a v důsledku toho se mění oxidační čísla některých atomů
• Oxidace – poloreakce, při které látka odevzdává své elektrony a tím zvyšuje své oxidační číslo
• Redukce – poloreakce, při které látka přijímá elektrony a tím snižuje své oxidační číslo
• oba tyto děje probíhají zároveň
• Pravidla:
  • U atomů prvku v elementárním stavu se hodnota oxidačního čísla rovná nule
  • U jednoatomových iontů je hodnota oxidačního čísla rovna velikosti náboje
  • Součet hodnot oxidačních čísel všech atomů v elektroneutrální molekule se musí rovnat nule
  • U složených iontů se musí rovnat velikosti náboje iontu
• Zápis redoxních reakcí:
  • Úplný stechiometrický: (příklad)
    1. Zapíšeme vzorce reaktantů a produktů do reakčního schématu
       $HI + H<em>2SO</em>4 \rightarrow I<em>2 + H</em>2S + H_2O$
    2. Určíme oxidační čísla (lze zapsat pouze k těm atomům, které při reakci změnily oxidační číslo)
       $HI^{-I} + H<em>2S^{VI}O</em>4 \rightarrow I<em>2^{0} + H</em>2S^{-II} + H_2O$
    3. Zapíšeme rovnice poloreakcí:
       oxidace: $I^{-I} – 1e^– \rightarrow I^0$
       redukce: $S^{VI} + 8 e^–\rightarrow S^{-II}$
       → reakce, při nichž dochází k přenosu elektronů mezi reakčními složkami
    4. Provedeme bilanci vyměněných elektronů – počet odevzdaných a přijatých elektronů musí být stejný
       • tzn. upravíme soustavu rovnic:
         oxidace: $8 I^{-I} – 8 e^– \rightarrow 8 I^0$
         redukce: $S^{VI} + 8 e^– \rightarrow S^{-II}$
         Z upravené soustavy rovnic poloreakcí je zřejmé, že na redukci jednoho atomu síry z oxidačního čísla VI na –II je potřeba zoxidovat 8 atomů jodu z oxidačního čísla –I na 0.
    5. Doplníme získané koeficienty do reakčního schématu
       $8 HI^{-I} + H<em>2S^{VI}O</em>4 \rightarrow 4 I<em>2^{0} + H</em>2S^{-II} + H_2O$
    6. Provedeme bilanci počtu atomů, které nezměnily oxidační číslo:
       V této rovnici zbývá doplnit počet molekul vody. Nejsnazší bude bilance podle počtu atomů kyslíku:
       $8 HI^{-I} + H<em>2S^{VI}O</em>4 \rightarrow 4 I<em>2^{0} + H</em>2S^{-II} + 4 H_2O$
    7. Zkontrolujeme správnost vyčíslení podle počtu vstupujících a vystupujících atomů vodíku. Vstupuje 10 H a vystupuje také 10 H. Vyčíslení je v pořádku. Tímto jsme reakční schéma upravili na chemickou rovnici.
  • Iontový: (příklad)
    1. Určíme oxidační čísla:
       $Br^{-I} + Cr<em>2O</em>7^{2-} + H^+ \rightarrow Br_2 + Cr$
    2. Zapíšeme rovnici poloreakcí + bilance elektronů:
       oxidace: $Br^- \rightarrow Br^0 1\searrow 6$
       redukce: $2 Cr^{VI} \rightarrow 2 Cr^{III} 6\nearrow 1$
    3. Bilance redoxních dvojic
       $6 Br^- + 1 Cr<em>2O</em>7^{2-} + H^+ \rightarrow 3 Br_2 + 2 Cr^{3+}$
    4. Počet protonů (vodíkových kationtu H+) určíme podle bilance nábojů (součet nábojů na obou stranách rovnice je shodný)
    5. Určení počtu molekul vody (bilance počtu atomů kyslíku a vodíku)
       $6 Br^- + 1 Cr<em>2O</em>7^{2-} + 14 H^+ \rightarrow 3 Br<em>2 + 2 Cr^{3+} + 7 H</em>2O$