Vodík a jeho zlúčeniny

Vodík je prvý a najjednoduchší prvok periodickej tabuľky. Atóm jeho najrozšírenejšieho izotopu (prócia) tvorí jeden protón a jeden elektrón v konfigurácii 1s¹. V periodickej tabuľke stojí v 1. skupine, nepatrí však medzi alkalické kovy. S nimi má spoločný jeden valenčný elektrón. V niektorých vlastnostiach sa podobá skôr halogénom: do konfigurácie vzácneho plynu (hélia) mu chýba jeden elektrón, tvorí anión H⁻ a stále dvojatómové molekuly.

Od alkalických kovov sa vodík odlišuje veľkou ionizačnou energiou (1 312 kJ/mol), preto na rozdiel od kovov netvorí samostatné katióny. Vodík je preto nekov a jeho postavenie v periodickej tabuľke je výnimočné.

Vodík sa môže viazať tromi spôsobmi:

• kovalentná väzba – atóm vodíka zdieľa svoj elektrón s iným atómom. Takto je vodík viazaný v molekule H₂ a vo väčšine svojich zlúčenín.
• katión H⁺ – z polárnej kovalentnej väzby, napríklad v molekulách kyselín, sa vodík môže odštiepiť ako protón. Voľný protón sa nevyskytuje, vo vodných roztokoch sa viaže na molekulu vody a vzniká oxóniový katión H₃O⁺.
• anión H⁻ – atóm vodíka prijme elektrón a získa konfiguráciu hélia. Hydridový anión vzniká len v zlúčeninách s alkalickými kovmi a s vápnikom, stronciom a báriom, ktoré majú veľmi malú elektronegativitu.

V zlúčeninách s elektronegatívnejšími prvkami, napríklad s kyslíkom, dusíkom alebo chlórom, má vodík oxidačné číslo I. V zlúčeninách s menej elektronegatívnymi prvkami, najmä v hydridoch kovov, má oxidačné číslo −I.

Vlastnosti a izotopy vodíka link

Vodík tvorí dvojatómové molekuly H₂. Za bežných podmienok je to bezfarebný plyn bez chuti a zápachu. Je to najľahší plyn, asi 14,4-krát ľahší ako vzduch. Vo vode sa rozpúšťa len málo. Niektoré kovy, najmä paládium, ho pohlcujú vo veľkom množstve.

Vodík je horľavý. Jeho zmes s kyslíkom v objemovom pomere 2 : 1 sa nazýva traskavý plyn a po zapálení vybuchuje. Výbušné sú aj zmesi vodíka so vzduchom, preto treba pri práci s vodíkom vylúčiť otvorený oheň a iskry.

Vodík sa dokazuje skúškou horľavosti: skúmavka s vodíkom pri priblížení k plameňu charakteristicky „štekne“. Vzniká voda, ktorá orosí steny suchej skúmavky.

Vodík má tri prirodzene sa vyskytujúce izotopy. Sú to jediné izotopy, ktoré majú vlastné názvy a značky:

Trícium vzniká v ovzduší pôsobením kozmického žiarenia. Ťažká voda D₂O sa používa v niektorých jadrových reaktoroch ako moderátor – spomaľuje neutróny uvoľnené pri štiepení jadier uránu, aby vyvolali štiepenie ďalších jadier. Deutérium a trícium sú palivom pri jadrovej syntéze (fúzii), pri ktorej sa ľahké jadrá zlučujú na ťažšie a uvoľňuje sa veľké množstvo energie. Zlúčeniny, v ktorých je bežný vodík nahradený deutériom alebo tríciom, sa používajú ako značkované zlúčeniny pri skúmaní priebehu chemických reakcií a látkovej premeny v organizmoch.

Reaktivita vodíka link

Väzba v molekule H₂ je pevná, jej väzbová energia je 436 kJ/mol. Molekulový vodík je preto za bežných podmienok málo reaktívny. S väčšinou prvkov reaguje až pri vyššej teplote, po ožiarení alebo za prítomnosti katalyzátora.

S kyslíkom reaguje vodík po zapálení a uvoľňuje sa veľké množstvo tepla. Vzniká voda:

\( \ce{2 H2(g) + O2(g) -> 2 H2O(g)} \quad \Delta H = -483{,}6 \, \text{kJ/mol} \)

S halogénmi tvorí halogenovodíky. S fluórom reaguje výbušne aj v tme a chlade, s chlórom po osvetlení alebo zahriatí:

\( \ce{H2 + Cl2 ->[h\nu] 2 HCl} \)

S dusíkom reaguje len pri vysokom tlaku, vysokej teplote a za prítomnosti katalyzátora. Táto vratná reakcia je základom priemyselnej výroby amoniaku:

\( \ce{N2 + 3 H2 <=> 2 NH3} \)

Pri zahrievaní s alkalickými kovmi a s vápnikom, stronciom a báriom tvorí iónové hydridy. Vodík tu vystupuje ako oxidovadlo – prijíma od kovu elektrón:

\( \ce{2 Na + H2 ->[t] 2 NaH} \)

Pri vyššej teplote je vodík redukovadlo – odoberá kyslík oxidom niektorých kovov a sám sa oxiduje na vodu. Z čierneho oxidu meďnatého tak vzniká červenohnedá meď:

\( \ce{CuO + H2 ->[t] Cu + H2O} \)

Redukciou vodíkom sa vyrábajú napríklad volfrám a molybdén. Uhlík sa pri výrobe volfrámu nepoužíva, lebo by kov znečistil karbidom volfrámu:

\( \ce{WO3 + 3 H2 ->[t] W + 3 H2O} \)

Výskyt a výroba vodíka link

Vodík je najrozšírenejší prvok vo vesmíre – atómy vodíka tvoria viac ako 90 % všetkých atómov a vodík je hlavnou zložkou hviezd. Na Zemi sa voľný vodík vyskytuje len v nepatrnom množstve. Viazaný je najmä vo vode, ďalej v zemnom plyne, rope, uhlí a vo všetkých organických látkach. Patrí medzi biogénne prvky.

Priemyselne sa vodík vyrába najmä reakciou metánu s vodnou parou pri vysokej teplote za prítomnosti katalyzátora. Takto vznikajú asi dve tretiny vodíka na svete:

\( \ce{CH4 + H2O ->[\text{kat.}, t] CO + 3 H2} \)

Oxid uhoľnatý potom reaguje s ďalšou vodnou parou a vzniká ďalší vodík:

\( \ce{CO + H2O ->[\text{kat.}, t] CO2 + H2} \)

Druhou najdôležitejšou surovinou je uhlie. Reakciou vodnej pary s rozžeraveným koksom vzniká vodný plyn, zmes oxidu uhoľnatého a vodíka:

\( \ce{C + H2O ->[t] CO + H2} \)

Veľmi čistý vodík poskytuje elektrolýza vody:

\( \ce{2 H2O ->[\text{elektrolýza}] 2 H2 + O2} \)

Elektrolýza je energeticky náročná, preto sa ňou vyrába len malá časť vodíka. Vodík vyrobený elektrolýzou s využitím elektriny z obnoviteľných zdrojov sa nazýva zelený vodík, lebo pri jeho výrobe nevzniká oxid uhličitý. Vodík vzniká aj ako vedľajší produkt pri elektrolýze soľanky, pri ktorej sa vyrába chlór a hydroxid sodný.

Príprava vodíka v laboratóriu link

V laboratóriu sa vodík najčastejšie pripravuje reakciou neušľachtilého kovu, napríklad zinku, so zriedenou neoxidujúcou kyselinou, napríklad chlorovodíkovou alebo sírovou. Reagujú kovy, ktoré sú v rade napätia vľavo od vodíka:

\( \ce{Zn + 2 HCl -> ZnCl2 + H2} \)

Na takúto prípravu sa hodí Kippov prístroj, v ktorom sa vývoj plynu dá kedykoľvek zastaviť a znova spustiť.

Vodík vzniká aj reakciou alkalického kovu s vodou. Reakcia je prudká, preto sa robí len s malým kúskom kovu:

\( \ce{2 Na + 2 H2O -> 2 NaOH + H2} \)

Amfotérne kovy, napríklad hliník alebo zinok, uvoľňujú vodík aj z roztokov hydroxidov. Hliník pritom tvorí tetrahydroxidohlinitan sodný (v učebniciach tetrahydroxohlinitan):

\( \ce{2 Al + 2 NaOH + 6 H2O -> 2 Na[Al(OH)4] + 3 H2} \)

Vodík sa zachytáva do skúmavky nad vodným uzáverom, lebo je vo vode málo rozpustný. Môže sa zachytávať aj do skúmavky obrátenej dnom nahor, z ktorej vytlačí vzduch, lebo je ľahší ako vzduch.

Využitie vodíka link

Väčšina vyrobeného vodíka sa spotrebuje v chemickom priemysle a v rafinériách ropy:

• výroba amoniaku – syntézou z dusíka a vodíka. Amoniak je surovinou na výrobu dusíkatých hnojív.
• spracovanie ropy – vodíkom sa z ropných produktov odstraňuje síra (hydrorafinácia) a ich ťažké zložky sa štiepia na ľahšie (hydrokrakovanie)
• výroba metanolu – z oxidu uhoľnatého a vodíka
• hydrogenácia – katalytická adícia vodíka na násobné väzby, napríklad pri stužovaní tukov, keď sa kvapalné rastlinné oleje menia na tuhé tuky

Vodík je aj redukovadlo pri výrobe volfrámu a molybdénu a pri priamej redukcii železnej rudy na železo. Kvapalný vodík spolu s kvapalným kyslíkom slúži ako raketové palivo. Ako palivo je vodík výhodný, lebo pri jeho horení vzniká len voda. Ťažko sa však skladuje – ako plyn zaberá veľký objem a skvapalňuje sa až pri -253 °C.

Vodíkový palivový článok link

Palivový článok premieňa chemickú energiu paliva priamo na elektrickú energiu. Vo vodíkovom palivovom článku sa k jednej elektróde privádza vodík a k druhej kyslík zo vzduchu. Elektródy oddeľuje elektrolyt. Vodík sa na anóde oxiduje a kyslík sa na katóde redukuje. Elektróny pritom prechádzajú z anódy na katódu vonkajším obvodom ako elektrický prúd. Palivový článok je druh galvanického článku, do ktorého sa látky reagujúce na elektródach privádzajú nepretržite.

Celkovo prebieha rovnaká reakcia ako pri horení vodíka. Energia sa však neuvoľňuje len ako teplo, veľká časť z nej sa uvoľní ako elektrická energia:

\( \ce{2 H2 + O2 -> 2 H2O} \)

Produktom je len voda. Palivové články poháňajú autobusy a autá na vodík a boli zdrojom elektriny aj na kozmických lodiach.

Zlúčeniny vodíka link

Vodík tvorí zlúčeniny s väčšinou prvkov. Jeho dvojprvkové zlúčeniny sa súhrnne nazývajú hydridy. Podľa typu väzby sa delia na:

1. iónové hydridy – zlúčeniny s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín
2. kovalentné hydridy – zlúčeniny s nekovmi a polokovmi, napríklad voda, amoniak a metán
3. kovové hydridy – zlúčeniny s prechodnými kovmi

Osobitnú skupinu tvoria komplexné hydridy. Najvýznamnejšou zlúčeninou vodíka je voda.

Iónové hydridy link

Iónové hydridy tvorí vodík s najmenej elektronegatívnymi kovmi – s alkalickými kovmi a s vápnikom, stronciom a báriom. Príkladmi sú hydrid sodný NaH a hydrid vápenatý CaH₂. Obsahujú hydridový anión H⁻, vodík v nich má oxidačné číslo −I. Sú to biele kryštalické látky podobné soliam.

Hydridový anión ľahko odovzdáva elektróny, preto sú iónové hydridy silné redukovadlá. S vodou búrlivo reagujú za vzniku vodíka a hydroxidu:

\( \ce{CaH2 + 2 H2O -> Ca(OH)2 + 2 H2} \)

Kovalentné hydridy link

Kovalentné hydridy tvorí vodík s nekovmi a polokovmi. Sú zložené z molekúl, napríklad voda H₂O, amoniak NH₃, metán CH₄, sulfán H₂S a halogenovodíky, napríklad chlorovodík HCl. Vodík v nich má väčšinou oxidačné číslo I. Za bežných podmienok sú to väčšinou plyny, voda je kvapalina.

Vlastnosti kovalentných hydridov závisia od polarity väzby medzi vodíkom a druhým prvkom. Metán s takmer nepolárnymi väzbami s vodou nereaguje. Polárne hydridy s vodou reagujú. Chlorovodík jej odovzdáva protón, preto je jeho roztok kyslý:

\( \ce{HCl + H2O -> H3O+ + Cl-} \)

Amoniak naopak protón od vody prijíma, preto je jeho roztok zásaditý:

\( \ce{NH3 + H2O <=> NH4+ + OH-} \)

Molekuly vody, amoniaku a fluorovodíka sa navzájom viažu vodíkovými väzbami. Preto majú tieto látky vyššie teploty topenia a varu ako hydridy s podobnými molekulami, ktoré vodíkové väzby netvoria.

Kovové a komplexné hydridy link

Kovové hydridy tvorí vodík s mnohými prechodnými kovmi, napríklad s titánom, zirkóniom alebo paládiom. Atómy vodíka sa v nich umiestňujú do medzier kryštálovej mriežky kovu. Ich zloženie je premenlivé, majú kovový vzhľad a vedú elektrický prúd. Niektoré kovy a zliatiny pohlcujú veľké množstvo vodíka a pri zahriatí ho opäť uvoľnia, preto sa skúmajú ako zásobníky vodíka.

Komplexné hydridy obsahujú hydridové anióny H⁻ viazané na centrálny atóm, napríklad tetrahydridohlinitan lítny Li[AlH₄] a tetrahydridoboritan sodný Na[BH₄]. Sú to silné redukovadlá, ktoré sa používajú najmä v organickej chémii.

Voda link

Voda H₂O je najrozšírenejšia a najvýznamnejšia zlúčenina vodíka. Pokrýva asi 71 % povrchu Zeme, väčšinu z nej tvorí slaná voda morí a oceánov. Na Zemi sa voda prirodzene vyskytuje vo všetkých troch skupenstvách. Je základnou podmienkou života.

Stavba molekuly a fyzikálne vlastnosti vody link

Molekula vody má zalomený tvar s väzbovým uhlom asi 104,5°. Atóm kyslíka má okrem dvoch väzieb aj dva voľné elektrónové páry. Kyslík je oveľa elektronegatívnejší ako vodík, preto sú väzby O–H polárne a celá molekula je silne polárna.

Polárne molekuly vody sa navzájom viažu vodíkovými väzbami. Preto je voda za bežných podmienok kvapalina, hoci podobný sulfán H₂S je plyn. Čistá voda sa pri normálnom tlaku topí pri 0 °C a vrie pri 100 °C.

Anomália vody spočíva v tom, že ľad má menšiu hustotu ako kvapalná voda. V ľade je každá molekula viazaná vodíkovými väzbami so štyrmi susednými molekulami. Vytvárajú pravidelnú štruktúru s veľkými medzerami. Pri topení sa časť vodíkových väzieb poruší a molekuly sa k sebe priblížia, preto hustota rastie. Najväčšiu hustotu má voda pri teplote 3,98 °C. Pri vyššej teplote už prevažuje vplyv tepelného pohybu molekúl a hustota klesá. Ľad preto pláva na hladine a vodné nádrže zamŕzajú od povrchu, takže živočíchy a rastliny v nich môžu prezimovať.

Voda je výborné rozpúšťadlo polárnych a iónových látok. Pri rozpúšťaní iónových zlúčenín, napríklad chloridu sodného, sa ióny uvoľňujú z kryštálu a obklopujú sa polárnymi molekulami vody. Tento dej sa nazýva hydratácia. Vápenaté a horečnaté soli rozpustené vo vode spôsobujú jej tvrdosť.

Chemické vlastnosti vody link

Voda je amfotérna látka – voči kyselinám sa správa ako zásada a protón od nich prijíma, voči zásadám ako kyselina a protón im odovzdáva. Protón si môžu odovzdať aj dve molekuly vody navzájom. Tento dej sa nazýva autoprotolýza vody:

\( \ce{H2O + H2O <=> H3O+ + OH-} \)

Voda sa zúčastňuje mnohých chemických reakcií. S neušľachtilými kovmi reaguje za vzniku vodíka, s oxidmi kovov tvorí hydroxidy a s oxidmi nekovov kyseliny. Pri hydrolýze štiepi molekuly iných látok. Vzniká pri neutralizácii a pri horení látok, ktoré obsahujú vodík.

Voda sa viaže aj v kryštáloch niektorých solí. Takéto zlúčeniny sa nazývajú kryštalohydráty, napríklad pentahydrát síranu meďnatého CuSO₄·5H₂O, známy ako modrá skalica. Zahrievaním z nich voda uniká – modrá skalica sa mení na biely bezvodý síran meďnatý CuSO₄.

Význam vody pre organizmy link

Voda plní v organizmoch viacero úloh:

• stavba tela – telo dospelého človeka tvorí až zo 60 % voda. Je hlavnou zložkou krvi, lymfy a tekutín vo vnútri buniek aj mimo nich.
• reakčné prostredie – vo vodných roztokoch prebiehajú biochemické reakcie, trávenie aj vstrebávanie živín
• transport – voda rozvádza po tele živiny, kyslík a odpadové látky, ktoré sa vylučujú močom
• udržiavanie telesnej teploty – voda má veľkú tepelnú kapacitu a pri potení odvádza teplo odparovaním

Pri nedostatku tekutín hrozí dehydratácia. Dospelý človek potrebuje denne prijať asi 2 až 2,5 litra vody vrátane vody v potrave.

Druhy vôd link

Prírodná voda nie je čistá látka – vždy obsahuje rozpustené plyny a soli. Vody sa delia podľa viacerých kritérií:

• podľa pôvodu – atmosférická voda (vodná para a zrážky), povrchová voda (morská voda a voda riek a jazier) a podzemná (podpovrchová) voda
• podľa obsahu solí – mäkká voda obsahuje málo vápenatých a horečnatých solí, napríklad dažďová voda, tvrdá voda veľa. Minerálna voda je podzemná voda s vyšším obsahom rozpustených solí ako pitná voda, často aj s oxidom uhličitým.
• podľa použitia – pitná voda je určená na pitie a varenie a musí spĺňať prísne hygienické limity. Úžitková voda nie je vhodná na pitie, ale dá sa použiť na umývanie, pranie či polievanie. Prevádzková voda slúži na špeciálne účely v priemysle a v laboratóriách. Použitá voda sa stáva odpadovou vodou.

Destilovaná voda je zbavená takmer všetkých rozpustených látok. Pripravuje sa destiláciou. Podobne čistá demineralizovaná voda sa pripravuje pomocou iónomeničov. Obe sa používajú v laboratóriu a v priemysle, na pitie nie sú určené.

Znečistenie a čistenie vody link

Vodu znečisťuje priemysel, poľnohospodárstvo, doprava aj domácnosti. Najčastejšími znečisťujúcimi látkami sú dusičnany a fosforečnany z hnojív a odpadových vôd, ropné látky a zlúčeniny ťažkých kovov. Zo sídiel odtekajú splaškové vody s organickými látkami a mikroorganizmami. Ropné látky vytvoria na hladine tenkú vrstvu, ktorá bráni prenikaniu kyslíka do vody.

Obohacovanie vôd o živiny, najmä o dusičnany a fosforečnany, sa nazýva eutrofizácia. Spôsobuje rýchly rast rias a siníc. Riasy a sinice po odumretí klesajú na dno a pri ich rozklade sa spotrebúva kyslík rozpustený vo vode. Bez kyslíka sa začne hnitie, vznikajú toxické látky a ryby a iné živočíchy hynú.

Odpadové vody sa preto pred vypustením do riek čistia v čistiarňach odpadových vôd v troch stupňoch:

• mechanické čistenie – odstránia sa hrubé nečistoty a v nádržiach sa usadí kal
• biologické čistenie – mikroorganizmy rozložia organické látky
• chemické čistenie – zrážaním a neutralizáciou sa odstránia rozpustené nežiaduce látky, napríklad fosforečnany

Pitná voda sa získava z podzemných vrtov alebo upravuje z riečnej vody. Pri úprave sa do vody najprv pridávajú soli hliníka alebo železa, z ktorých vznikajú vločky hydroxidov. Zachytia sa na nich jemné nečistoty – tento krok sa nazýva čírenie. Voda sa potom filtruje cez vrstvy štrku a piesku a nakoniec sa dezinfikuje chlórom alebo ozónom, ktoré zničia mikroorganizmy.