7. VODÍK, KYSLÍK, VODA
Níže je uveden pouze náhled materiálu. Kliknutím na tlačítko 'Stáhnout soubor' stáhnete kompletní formátovaný materiál ve formátu DOC.
Příklady jsou NaH- hydryd sodný, CaH2- hydryd vápenatý
Iontové hydrydy prudce reagují s vodou. Při této reakci se uvolňuje molekulový vodík:
Kovalentní hydrydy
Jsou to binární sloučeniny vodíku s p1 až p5 prvky. Často vznikají přímou syntézou prvků. Za normálních podmínek to jsou obvykle plyny, výjimku tvoří voda (je kapalná díky vodíkovým můstkům).
- polární kovalentní hydrydy obvykle reagují s vodou za uvolnění protonu. S vodou reagují kysele a ejich vodné roztoky jsou bezkyslíkaté kyseliny (=sloučeniny vodíku s nekovy 6. a 7. A skupiny). Výjimkou je amfoterní (= látka, která se umí chovat jako kyselina i jako zásada) voda a NH3.
- nepolární kovalentní hydrydy s vodou nereagují. Příklady: SiH4 (silan), AsH3 (arsan), BH3 (boran) nebo PH3 (fosfan).
Kovové (intersticiální) hydrydy
Jsou hydrydy přechodných kovů (d-prvky). Patří sem i hydrydy lanthanoidů a aktinoidů (f-prvky). Vznikají pohlcováním plynného vodíku do krystalové struktury kovu, mají kovový charakter (elektrická vodivost…) a proměnlivé složení. Používají se při katalycké hydrogenaci.
Hydrydové komplexy
Obsahují ionty H- vázané koordinační vazbou na ionty kovů. Jsou poměrně stálé a používají se jako redukční činidla v organické chemii. Příklady jsou Na(BH4) tetrahydridoboritan sodný a LI(AlH4) tetrahydrydohlinitan lithný.
Využití vodíku:
Vodík se dodává v ocelových láhvích s červeným pruhem. Má redukční účinky, takže slouží k vyredukování kovů z jejich sloučenin. Slouží mimo jiné i ke sváření a tavení kovů a v chemickém průmyslu se využívá například k syntéze organických (methanol¨) ale i anorganických (amoniak) sloučenin. Využívá se jako alternativní palivo zejména v dopravě a v minulosti sloužil ke konstrukci termonukleárních bomb, které jsou založeny na principu slučování (fúzi) vodíkových jader v heliu. Další využití je například výroba amoniaku:
Kyslík
Je to prvek 2. periody a 16. skupiny psp a patří mezi chalkogeny.
Elektronová konfigurace kyslíku:
Má dva volné páry, takže se váže dvěma elektrony- je buď jednovazný, nebo maximálně dvojvazný (nemá d orbital, neexcituje). Stabilní konfigurace získá buď tím, že přijme dva elektrony a vzniká anion oxidový 02- nebo vytvoří dvě jednoduché vazby (H2O) nebo jednu dvojnou (Co2)
Po floru má druhou nejvyšší elektronegativitou, tedy kladného oxidačního čísla může nabýt jen ve vazbě s flourem. Nejčastěji nabývá oxidačního číslo –II (přijme 2 elektrony pro dosáhnutí stabilní el. konfigurace) nebo –I (peroxidy). Patří tedy mezi nejsilnější oxidační činidla.
Při reakcích s kyslíkem (oxidace) se teplo uvolňuje (=reakce exotermické). Oxidace probíhá za normální teploty pomalu (dýchání, koroze), za vyšší teploty se rychlost oxidace zvyšuje. Velmi prudká oxidace, při které se uvolňuje teplo a světlo se nazývá hoření-