Vypracovala: Mgr. Zuzana Szocsová
|
Názov prvku
|
Latinský názov prvku
|
Značka prvku
|
Elektrónová konfigurácia prvku
|
Relatívna atómová hmotnosť
|
Elektronegativita
|
|
Vodík
|
Hydrogenium
|
H
|
1s1
|
1,0079
|
2,2
|
Charakteristika vodíka
Vodík sa nachádza v 1.A skupine a v prvej perióde PSP. Nachádza sa na pozícii číslo jeden v PSP, lebo má v atómovom jadre len jeden protón. Zo všetkých prvkov má najmenšiu relatívnu atómovú hmotnosť, najjednoduchšiu štruktúru a najmenší polomer. V jadre atómu vodíka sa nachádza jeden protón, ktorý je nábojovo kompenzovaný jedným valenčným elektrónom.
Elektrónový obal
Elektrónový obal atómu vodíka je tvorený jednou vrstvou, na ktorej je umiestnený jeden elektrón.
Elektrónová konfigurácia vodíka je 1H: 1s1
Výskyt H2 v prírode
Vodík je najrozšírenejší prvok vo vesmíre a tretí najrozšírenejší na Zemi. Vo vesmíre sa vyskytuje voľný aj viazaný. Na Zemi sa voľný vodík pri bežných podmienkach nevyskytuje a je viazaný v zlúčeninách. Najväčšie množstvo vodíka sa nachádza vo vode, ale vyskytuje sa aj v organických a anorganických zlúčeninách. Je významný biogénny prvok. Vyskytuje sa aj na povrchu Slnka, kde prebiehajú zložité jadrové reakcie. Počas nich sa navzájom zlučujú izotopy vodíka a vzniká hélium, pričom sa uvoľňuje veľké množstvo energie.
V zemskom plyne sa vyskytuje v podobe dvojatómových molekúl H2. Vodík je súčasťou všetkých organických molekúl, je to biogénny prvok. Vyskytuje sa aj v anorganických zlúčeninách, ako napríklad vo vode H2O, v kyselinách (HCl, H2SO4), v hydroxidoch NaOH, KOH a podobne.
Fyzikálne vlastnosti vodíka
- pri normálnych podmienkach číry, bezfarebný plyn, bez chuti a zápachu
- tvorí dvojatómovú molekulu H2
- pri veľmi nízkych teplotách je kvapalný
- teplota topenia vodíka je -259.2°C
- teplota varu vodíka je –252,8 °C
- V tuhom skupenstve sa podobá ľadu. Molekuly má zostavené do 6-uhoľníkov, ktoré vytvárajú platničky poukladané nad sebou, výsledkom čoho je hexagonálna kryštalická štruktúra.
- Vodík je najľahší z plynov (ľahší ako vzduch, jeho hustota je 14–krát menšia ako hustota vzduchu), a preto sa používa ako náplň do balónov.
- Vo vode sa nerozpúšťa, dobre sa rozpúšťa v kovoch (Paladium).
Chemické vlastnosti vodíka
- Vodík sa v zlúčeninách vyskytuje s oxidačnými číslami +I, -I
- Pre atóm vodíka je najtypickejšia kovalentná väzba, buď polárna kovalentná väzba alebo nepolárna kovalentná väzba.
- Má redukčné vlastnosti, ktoré vyplývajú z jeho postavenia v PSP. Je schopný vyredukovať so zlúčenín kovy, čo sa využíva pri výrobe niektorých kovov.
Príklad:
CuO + H2→ Cu + H2O (vodík sám seba oxiduje)
CuO – čierny prášok
PbO + H2 → Pb + H2O
Fe2O3 + 3H2 → 2Fe + 3H2O
Atómy vodíka získavajú stabilnejšiu elektrónovú konfiguráciu 1 s2 nasledujúcimi spôsobmi:
-
Vytvorením nepolárnej molekuly H2 (nepolárnou kovalentnou väzbou)
-
Vytvorením polárnej molekuly, napríklad HCl (polárnou kovalentnou väzbou)
-
Vytvorením vodíkového katiónu H+ - odštiepi sa jeden elektrón z elektrónového obalu. H+ nie je schopný samostatnej existencie a okamžite sa viaže s l molekulou ktorá obsahuje voľný elektrónový pár, napríklad:
H+ + H2O → H3O+
H3O+ - oxóniový katión
H+ + NH3 → NH4+
NH4+ - amónny katión
4. vodík príjme elektrón od atómu s nízkou elektronegativitou a vznikne hydridový anión
H-, napríklad NaH – hydrid sodný
Vodíkové väzby
Vodík okrem kovalentných väzieb vytvára aj vodíkové väzby (vodíkové mostíky). Vodíkové väzby patria medzi najsilnejšie medzimolekulové interakcie. Vznikajú v zlúčeninách, kde sa vodík viaže s prvkom so silnou elektronegativitou. Napríklad HF, NH3, H2O. Vytvárajú sa medzi vodíkom a voľným elektrónovým párom atómu so silnou elektronegativitou. Týmto atómom môže byť O, F, N.
Vodíkové väzby sú prítomné napríklad medzi molekulami vody H2O
Prítomnosť vodíkových väzieb spôsobuje, že látky majú výrazne vyššie teploty topenia a teploty varu ako ostatné hydridy. Napríklad prítomnosť vodíkových väzieb vo vode spôsobuje, že voda je za bežných podmienok kvapalina a H2S je plyn.
Vodíkové mostíky sú asi 10-krát slabšie ako klasické kovalentné väzby.
Reakcie vodíka
Reakcie vodíka bývajú sprevádzané uvoľňovaním tepla - ide o exotermickú reakciu a niekedy aj svetelným efektom – horením.
1. s halogénmi (F, Cl)
F:
Reakcia s fluórom F, ktorá je sprevádzaná výbuchom.
H2 + F2→ 2HF
Cl:
Reakcia prebieha pri slnečnom svetle alebo keď zmes zapálime. Touto reakciou sa priemyselne vyrába HCl a rozpustením vo vode sa vyrába kyselina chlorovodíková.
H2 + Cl2→ 2 HCl
2. s kyslíkom (O2)
Zmes plynov reaguje v pomere 2:1 za vzniku vody, reakcia prebieha prudko a výbušne.
2H2 + O2→ 2H2O
3. so sírou (S)
Vodík a síra reagujú za vzniku sulfánu H2S. H2S je plynná látka so silným charakteristickým zápachom. (Sulfán sa nachádza aj vo varenom vajíčku). Používa sa v analytickej chémii na dokazovanie prítomnosti kovov rozpustením ich solí.
H2 + S → H2S
4. s dusíkom (N2)
Reakcia nie je jednoduchá, N2 je inertný plyn, prebieha pri komplikovaných podmienkach (vysoký tlak, teplota). Produktom reakcie je – amoniak. Amoniak sa používa na výrobu kyseliny dusičnej, dusíkatých hnojív, výbušnín.
3H2 + N2→ 2NH3
5. s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín (Li, Na, Ca)
Reakciou s alkalickými kovmi vytvárajú tuhé hydridy. V hydridoch má vodík oxidačné číslo –I.
H2 + 2Na → 2NaH hydrid sodný
Izotopy vodíka
Izotopy vodíka sú atómy vodíka, ktoré sa zhodujú v protónovom čísle, ale v nukleónovom čísle sa líšia - v atómovom jadre majú jeden protón a líšia sa počtom neutrónov v jadre.
-
Prócium – v jadre - 1 protón, 0 neutrónov (99,984%)
- v elektrónovom obale - 1 elektrón.
-
Deutérium – ťažký vodík. V jadre – 1 protón, 1 neutrón (1,56.10-2 %)
- V elektrónovom obale – 1 elektrón. Na 6500 atómov pripadá jeden atóm deutéria. Vytvára molekuly tzv. ťažkej vody
-
Trícium – v jadre – 1 protón, 2 neutróny (10-6 %)
- V elektrónovom obale – 1 elektrón
- trícium je rádioaktívne, polčas rozpadu je 12,46 rokov.
P – prócium
D – deutérium
T – trícium
Príprava vodíka
1. Elektrolýzou vody. Pri elektrolýze vody sa vodík vylučuje na katóde:
2H+ + 2e-→H2
2. Reakciou neušľachtilých kovov s vodnými roztokmi kyselín:
Mg + H2SO4 → MgSO4 + H2
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
3. Reakciou alkalických kovov alebo kovov alkalických zemí s vodou:
2 Na + 2H2O→2 NaOH + H2
Výroba vodíka
- Rozkladom nasýtených uhľovodíkov:
Termickým rozkladom metánu: CH4→ C + 2H2 (pri teplote 1200°C)
Reakciou metánu s vodnou parou: CH4 + H2O→CO + 3H2 (pri teplote 800°C)
- Reakciou vodnej pary s rozžeraveným koksom:
C + H2O→CO + H2
- Elektrolýzou vodného roztoku NaCl
Použitie vodíka
- pri syntéze organických a anorganických zlúčenín
- pri výrobe amoniaku NH3
- pri výrobe metanolu CH3OH:
CO + H2 → CH3OH
- pri tavení, rezaní a zváraní kovov
- kvapalný vodík sa v raketovej technike používa ako palivo
- dodáva sa v oceľových fľašiach s červeným pruhom
- pri vyredukovaní kovov z ich zlúčenín
- na stužovanie tukov
Elektrolýza vody
Len malá časť molekúl vody je rozštiepená na ióny, a preto sa do vody pridáva malé množstvo H2SO4 (kyseliny sírovej), ktorá zvyšuje vodivosť. Vzniká tak silný elektrolyt, pretože kyselina sírová sa vo vode rozštiepi na 100%.
Pri elektrolýze sa používajú elektródy z platiny, ktorá s kyselinou sírovou nereaguje.
Disociáciou molekuly kyseliny sírovej v roztoku vznikajú kladné ióny vodíka H+ a záporné ióny SO42−. Katióny vodíka sa pohybujú k zápornej elektróde, od ktorej prijímajú elektrón a zlučujú sa do molekúl vodíka H2. Anióny SO42− sa pohybujú ku kladnej elektróde, ktorej odovzdávajú svoje prebytočné elektróny a elektricky neutrálna molekula SO4 okamžite reaguje s vodou - vzniká nová molekula H2SO4. Pri tejto reakcii sa uvoľňujú molekuly kyslíka O2. Pri zápornej elektróde sa teda vylučuje z roztoku vodík, pri kladnej elektróde sa vylučuje kyslík. Pritom v elektrolyte zostáva rovnaký počet molekúl kyseliny sírovej H2SO4, zatiaľ čo sa znižuje počet molekúl vody H2O, koncentrácia roztoku sa zvyšuje.
Disociáciou molekuly kyseliny sírovej v roztoku vznikajú kladné ióny vodíka H+ a záporné ióny SO42−. Katióny vodíka sa pohybujú k zápornej elektróde, od ktorej prijímajú elektrón a zlučujú sa do molekúl vodíka H2. Anióny SO42− sa pohybujú ku kladnej elektróde, ktorej odovzdávajú svoje prebytočné elektróny a elektricky neutrálna molekula SO4 okamžite reaguje s vodou - vzniká nová molekula H2SO4. Pri tejto reakcii sa uvoľňujú molekuly kyslíka O2. Pri zápornej elektróde sa teda vylučuje z roztoku vodík, pri kladnej elektróde sa vylučuje kyslík. Pritom v elektrolyte zostáva rovnaký počet molekúl kyseliny sírovej H2SO4, zatiaľ čo sa znižuje počet molekúl vody H2O, koncentrácia roztoku sa zvyšuje.
Rozštiepenie vody (vo veľmi malom množstve): 2H2O → H3O+ + 2OH-
Rozštiepenie kyseliny sírovej: H2SO4 →2H+ + SO42-
Rozštiepenie kyseliny sírovej: H2SO4 →2H+ + SO42-
Roztok teda obsahuje 4 druhy iónov: H3O+, H+, OH- a SO42-, ktoré sa budú pohybovať k opačne nabitým elektródam.
Dej na katóde:
1. H3O+ + e-→ H2O + H
H + H → H2
2. 2H2O + 2e- → 2OH- + H2
3. H+ + e- → H
H + H → H2
H2 sa uvoľňuje vo forme plynu
H + H → H2
H2 sa uvoľňuje vo forme plynu
Dej na anóde:
1. 4OH- - 4e- → 4OH
4OH → 2H2O + O2
2. SO42- - 2e- → SO4
2SO4 + 2H2O → 2H2SO4 + O2
Na anóde sa vyvíja kyslík O2
Zlúčeniny vodíka
Hydridy
Hydridy – dvojprvkové (binárne) zlúčeniny vodíka s kovmi aj nekovmi. Vlastnosti hydridov sú založené na ich vnútornej stavbe a charaktere väzby medzi H a viazaným prvkom. Všeobecný vzorec hydridov je MmHn.
1. Iónové hydridy (soľotvorné) – obsahujú hydridový anión H- spojený s príslušným kovovým katiónom (alkalický kov, kov alkalických zemín) iónovou väzbou. Sú to pevné látky s vysokou teplotou topenia. Sú to bezfarebné kryštalické látky.
Napríklad: NaH – hydrid sodný, CaH2 – hydrid vápenatý
Napríklad: NaH – hydrid sodný, CaH2 – hydrid vápenatý
Jeho reakciou s vodou vzniká hydroxid sodný NaOH a vodík.
NaH + H2O → NaOH + H2
NaH + H2O → NaOH + H2
2. Kovalentné hydridy (molekulové) – medzi vodíkom a viazaným atómom je kovalentná väzba. Okrem vody sú všetky kovalentné hydridy pri bežných podmienkach plynné prchavé látky, ako napríklad H2S - sulfán.
Hydridy so slabo polárnou kovalentnou väzbou (CH4, PH3) nereagujú s vodou. Hydridy so silne polárnou kovalentnou väzbou (HCl, HF, H2S) s vodou reagujú. Pri reakcii sa uvoľňuje oxóniový katión H3O+.
HCl + H2O → H3O+ + Cl-
3. Kovové hydridy – vytvára ich vodík s prechodnými a vnútorne prechodnými prvkami, napríklad: UH3. Kovové hydridy sú pevné, krehké a vodivé.
Voda H2O
Najrozšírenejšia a zároveň najvýznamnejšia zlúčenina vodíka. Nachádza sa v atmosfére, v litosfére, v hydrosfére. Je súčasťou minerálov a hornín. Vyskytuje sa v troch skupenstvách: ľad, kvapalná voda, para. Je súčasťou organizmov (svaly, krv, kosti,...) a v ľudskom tele vytvára vhodné prostredie na priebeh biochemických reakcií. V chémii sa používa ako rozpúšťadlo, veľký význam má pre rôzne odvetvia priemyslu (chemický, poľnohospodárstvo...).
Štruktúra
Od štruktúry molekuly vody závisia jej chemické aj fyzikálne vlastnosti. Vyplývajú tiež aj z charakteru väzieb v molekule a z prítomnosti voľných elektrónových párov kyslíka.
Pri bežných podmienkach je bezfarebná, bez chuti a zápachu.
Molekula vody je lomená molekula – uhol medzi väzbami je 104,8°C. Väzba medzi kyslíkom a vodíkom je polárna kovalentná väzba (rozdiel elektronegativít je 1,3). Väzbové elektróny sú priťahované k elektronegatívnejšiemu atómu – ku kyslíku. Z tohto dôvodu sa okolo kyslíka vytvára záporný čiastkový náboj a v okolí vodíkov je kladný čiastkový náboj. Molekula vody má svoj kladný aj záporný pól. Veličina, ktorá popisuje nerovnomerné rozloženie elektrického náboja, sa nazýva dipólový moment.
Vďaka dipólovému momentu je voda výborným polárnym rozpúšťadlom. Rozpúšťa predovšetkým iónové zlúčeniny, napríklad NaCl. Štruktúra NaCl je veľmi pevná. Molekuly vody sú priťahované k iónom Na+ a Cl- – vytrhnú ich z mriežky a obalia. Tento proces nazývame hydratácia.
Prítomnosť vodíkových väzieb
Medzi molekulami vody existujú vodíkové väzby, ktoré spôsobujú anomálne zmeny hustoty vody v závislosti od teploty. Pri bežných podmienkach by pri relatívnej molekulovej hmotnosti 18g/mol mala mať plynné skupenstvo ako napríklad H2S. Kvôli prítomnosti vodíkových mostíkov to tak nie je. Voda má najvyššiu hustotu pri 4°C. Pri tejto teplote prechádza z kvapalného skupenstva do pevného a vytvára ľad s veľmi pevnou štruktúrou.
Vodíkové väzby spôsobujú aj relatívne vysoké teploty topenia a varu. Vďaka nim voda vrie až pri 100°C.
Peroxid vodíka H2O2
Štruktúra
Zdroj : http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/0/04/Hydrogen-peroxide-3D-balls.png/180px-Hydrogen-peroxide-3D-balls.png
Peroxid vodíka je bezfarebná olejovitá kvapalina, v hrubých vrstvách má modrú farbu. Má veľmi silné oxidačné účinky, ale zriedkavo aj redukčné. Používa sa ako bieliaci a dezinfekčný prostriedok (3% roztok vo vode). Molekula obsahuje dvojicu atómov kyslíka, ktoré sú viazané kovalentnou väzbou. Na každý kyslík je naviazaný jeden atóm vodíka. Atómy kyslíka majú v molekule peroxidu vodíka oxidačné číslo –I.
Katalytickým účinkom niektorých látok sa rozkladá na vodu a kyslík. Katalyzátormi v tomto prípade môžu byť napríklad platina Pt (práškovitá), krv alebo MnO2 – oxid manganičitý.
2 H2O2→ 2 H2O + O2
Keď pôsobí oxidačne, vznikajú oxidové anióny:
O2-II + 2e- → 2O-II
MnSO4 +H2O2 + 2NaOH → MnO2 + 2 H2O + Na2SO4
Keď pôsobí redukčne vzniká molekulový kyslík:
O2-II - 2e- →O2
Ag2O + H2O2→ 2Ag + H2O + O2
Peroxid sa používa na bielenie a dezinfekciu (3% roztok peroxidu vodíka),
Biologický význam vodíka
Vodík patrí medzi makrobiogénne prvky, je nevyhnutnou súčasťou rastlinných a živočíšnych tiel. Má vysoké spaľovacie teplo, a preto je významný z hľadiska energetického hospodárstva živých organizmov. Hydrogenáciou (redukciou) vzrastá voľná energia zlúčenín a dehydrogenáciou (oxidáciou) sa z nich energia uvoľní. Najvýznamnejšou biologickou hydrogenáciou je hydrogenácia CO2 v priebehu fotosyntézy.
Použitá literatúra:
1. Zmaturuj z chémie
2. Chémia pre 1.ročník SŠ
3. Anorganická chémia, Poláček, Kulich, Tomáš, Vollmannová
4. http://www.pise.cz/blog/img/fyzmatik/125390.jpg
5. http://www.fyzikalniulohy.cz/_upload/00161/hoffman.gif
6. http://www.aqua-aurea.sk/images/voda3.jpg
7. http://www.infovek.sk/predmety/biologia/diplomky/biologia_bunky/Obrazky%20diplomovky/molekula_vody.gif
8. http://projektalfa.ic.cz/voda2.jpg
9. http://www.fpv.umb.sk/kat/kch/elektrochem/Elektrochemia/Teoria/2.1_clip_image008.jpg
10. http://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/0/04/Hydrogen-peroxide-3D-balls.png/180px-Hydrogen-peroxide-3D-balls.png