Vodík

Vodík má mezinárodní název hydrogenium, chemickou značku H, protonové číslo 1, je na prvním místě v periodické tabulce prvků, v 1. periodě, v I. A skupině (v 1. skupině). Tvoří dvouatomové molekuly.

      Obr. 1:  Molekula vodíku

 

Atomy vodíku jsou za běžných podmínek nestálé. Vytvořením chemické vazby mohou získat stabilnější elektronovou konfiguraci 1s² :

• vznikem kovalentní vazby (nepolární např. H₂, polární např. HCl),
• přijetím elektronu od atomu s malou elektronegativitou (vznikne hydridový anion H^–),
• ztrátou elektronu - vznikne proton H⁺ a ten vytvoří koordinačně kovalentní vazbu s látkou s volným elektronovým párem:

H⁺ + H₂O → H₃O⁺

H⁺ + NH₃ → NH₄⁺

Vodík vázaný s kyslíkem, dusíkem a fluorem vytváří vodíkové vazby (vazby H-můstky). Díky těmto vazbám má voda H₂O ve srovnání se sulfanem H₂S vyšší teplotu tání a varu.

Vodík má ve sloučeninách oxidační číslo I, v hydridech –I.

Vodík tvoří tři izotopy: protium - lehký vodík ¹₁H, deuterium - těžký vodík  ²₁D, tritium  ³₁T.

Vodík se v přírodě vyskytuje převážně jako lehký vodík vázaný ve vodě a v organických sloučeninách. Je to nejhojnější prvek ve vesmíru.

 

Příprava a výroba vodíku

Vodík se v laboratoři připravuje:

1. Vytěsněním z kyseliny neušlechtilým kovem:
Zn + 2 HCl → H₂ + ZnCl₂

2. Elektrolýzou vody, do níž přidáme kvůli zvýšení vodivosti NaOH nebo H₂SO₄ (vzniká velmi čistý vodík).

Na katodě probíhá redukce:
2H⁺ + 2e^- → H₂

Na anodě oxidace:

2OH^– – 2e^- → 2OH

4OH → 2H₂O + O₂ 

3. Rozkladem  hydridu alkalického kovu vodou:

NaH + H₂O →  H₂ + NaOH

4. Reakcí sodíku s vodou:

2 Na  + 2 H₂O → 2 NaOH + H₂

 

Průmyslově se vodík vyrábí:

1. Tepelným rozkladem methanu:
CH₄ → C + 2 H₂

2. Konverzí vodního plynu (směs CO + H₂):

Přeháněním vodní páry přes rozžhavený koks se získá vodní plyn:
C + H₂O (g) → CO + H₂

Poté se provede jeho konverze – reakce vodního plynu s vodní párou za přítomnosti katalyzátorů Fe₂O₃ a Cr₂O₃:
CO + H₂ + H₂O (g) → CO₂ + 2 H₂

3. Elektrolýzou vodného roztoku chloridu sodného:
V roztoku NaCl proběhne disociace:

NaCl (aq) → Na⁺ + Cl^–

Na katodě redukce: Na⁺ + e^– → Na

2 Na + 2H₂O → H₂ + 2 NaOH 

Na anodě oxidace: 2 Cl^– – 2 e^– → Cl₂

4. Elektrolýzou vody.

Vlastnosti vodíku

Vodík je bezbarvý plyn, bez zápachu, hořlavý, ve směsi s kyslíkem výbušný, dá se zkapalnit a při vysokém tlaku a nízké teplotě i ztužit. Má menší hustotu než vzduch.

Vodík má redukční účinky:
HgO + H₂ → Hg + H₂O

CuO + H₂ → Cu + H₂O

S většinou prvků reaguje až za zvýšené teploty:
2 H₂ + O₂ → H₂O

H₂ + Cl₂ → 2 HCl

3 H₂ + N₂ ⇆ 2 NH₃

Použití vodíku

Vodík se používá k autogennímu sváření a řezání kovů, v potravinářství ke ztužování tuků hydrogenací. V chemickém průmyslu je surovinou pro výrobu mnoha sloučenin (např. chlorovodíku a kyseliny chlorovodíkové, amoniaku, kyseliny dusičné, alkoholů, syntetického benzínu, …). Dříve se používal jako náplň do vzducholodí.

Ocelové lahve mají levotočivý závit a červený pruh.

Hydridy

Hydridy jsou dvouprvkové  (binární) sloučeniny vodíku. Rozdělují se na iontové, kovalentní s nepolární vazbou, kovalentní s polární vazbou a kovové.

Iontové hydridy jsou sloučeniny vodíku s alkalickými kovy a s kovy alkalických zemin. Obsahují hydridový anion H^–, je v nich iontová vazba. Jsou to pevné látky s vysokým bodem tání. Reagují s vodou:
NaH + H₂O → H₂ + NaOH

H^– + H₂O → H₂ + OH^– .

Kovalentní hydridy jsou sloučeniny vodíku s Be, Mg a p¹ – p⁵ prvky (skupiny III. A až VII. A). Kromě H₂O jsou za normálních podmínek plyny. Mají-li nepolární nebo slabě polární vazbu, nereagují s vodou. Kovalentní hydridy s polární vazbou s vodou reagují:
HCl + H₂O → H₃O⁺ + Cl^–

NH₃ + H₂O → NH₄⁺ + OH^–

Kovové hydridy jsou sloučeniny vodíku s přechodnými prvky. Mají proměnlivé složení a kovový vzhled. Jsou vodivé nebo polovodivé.

 

Zdroje

• BÁRTA, Milan. Chemické prvky kolem nás. 1. vydání. Brno: Edika, 2012. 112s. ISBN 978-80-266-0097-8.
• BENEŠOVÁ, Marika a Hana SATRANOVÁ. Odmaturuj z chemie. 1.vydání. Brno: Didaktis, 2002. 208 s. ISBN 80-86285-56-1.
• DVOŘÁČKOVÁ, Svatava. Rychlokurz chemie. 1. vydání. Olomouc: Rubico, 2000. 238 s. ISBN 80-85839-42-3.
• FLEMR, Vratislav a Bohuslav DUŠEK. Chemie I/Obecná a anorganická. 1. vydání. Praha: SPN, 2001. 120 s. ISBN 80-7235-147-8.
• KOTLÍK, Bohumír a Květoslava RŮŽIČKOVÁ. Chemie I v kostce. 1. vydání. Havlíčkův Brod: Fragment, 1996. 120 stran. ISBN 80-7200-056-X.
• ŠRÁMEK, Vratislav a Ludvík KOSINA. Obecná a anorganická chemie. 1. vydání. Olomouc: FIN, 1996. 262 stran. ISBN 80-7182-003-2.

Obrázky

• Obr. 1: Archiv autora.
• Obr. 2: Pasquarella,Gus. commons.wikimedia.org [online]. [cit. 2014-2-5]. Dostupný na www: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Hindenburg_burning.jpg?uselang=cs.
• Obr. 3: Tomas 1889. commons.wikimedia.org [online]. [cit. 2014-2-5]. Dostupný na www: http://commons.wikimedia.org/wiki/File:Elektrol%C3%BDza.jpeg?uselang=cs.