Ve vesmíru je vodík nejrozšířenějším prvkem. To však na Zemi neplatí, tady je až desátý v pořadí (asi \( 0,14 \% \) hmotnostních). Tvoří dvouatomové molekuly \( \mathrm{H}_{2} \). Je to bezbarvý plyn bez chuti a zápachu, takže pokud bude unikat, nemusíš si toho ani všimnout. Po iniciaci jiskrou tvoří s kyslíkem v určitém poměru výbušnou směs, proto je třeba dát si při práci s ním velký pozor. Vodík hoři téměř bezbarvým plamenem. Je typickým nekovem a redukčním činidlem.

Když se podíváš do periodické tabulky, tak zjistíš, že vodík se v ní nachází hned na prvním místě. Je tedy nejjednodušším, nejlehčím a nejmenším prvkem. V atomovém jádře má jeden proton a kolem něj obíhá v obalu jediný elektron (elektronová konfigurace: \( 1 \mathrm{~s}^{1} \)). Ve chvíli, kdy je tomuto atomu vodíku odebrán elektron, pak zůstane pouze proton z jádra, který se značí jako \( \mathrm{H}^{+} \). Prakticky není proton schopný samostatné existence a ve vodných roztocích tvoří s vodou oxoniový kation \( \mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+} \) (někdy označováno jako hydratovaný proton). Je to také úplně ten stejný kation, který je při acidobazických reakcích vyměňován mezi kyselinou a zásadou. Když už jsme u vodíku jako takového, existují tři jeho izotopy, které se liší počtem neutronů v jádře. Mezi jednotlivými izotopy se s přibývajícím neutronem mění jejich hmotnost a vlastnosti. Pro lepší představu si je můžeš porovnat na obrázku.

Izotopy vodíku jsou zajímavé svým použitím. Jestliže jsou ve vodě nahrazeny atomy vodíku \( { }_{1}^{1} \mathrm{H} \) za atomy deuteria \( { }_{1}^{2} \mathrm{H} \) (či \( D \)), vzniká těžká voda \( \mathrm{D}_{2} \mathrm{O} \) používaná jako zpomalovač - odborně moderátor - neutronů v některých typech jaderných reaktorů. \( \mathrm{D}_{2} \mathrm{O} \) je ve stopovém množství přítomná ve vodě, ze které se získává destilací. Radioaktivní tritium \( { }_{1}^{3} \mathrm{H} \) (či \( T \)) je zase součástí termonukleární zbraně. Tak ne aby tě teď, když to víš, napadlo si ji doma vyrábět.

Jednou z důležitých vlastností vodíku ve sloučeninách je schopnost tvořit vazbu vodíkovými můstky (vodíkovou vazbu) mezi molekulami. Jde o slabou vazebnou interakci. Tyhle můstky vznikají mezi vodíkem s parciálním kladným nábojem \( \delta+ \) a elektronegativním prvkem (\( \mathrm{F},\mathrm{O},\mathrm{N} \)) v důsledku přítomnosti nevazebných elektronových párů na elektronegativním atomu. V principu se jedná o přitahování dvou opačně nabitých částic menší silou, než která působí při vzniku vazby chemické (např. kovalentní, iontové). Zjednodušeně nejde o sdílení elektronového páru jako u běžné kovalentní vazby, jakou znáš. To však neznamená, že by byla méněcenná. Možná naopak, protože právě díky těmhle můstkům není voda za běžných podmínek plynná, ale kapalná.

Výskyt vodíku

Přírodními zdroji volného vodíku jsou zemní plyn a sopečné plyny. Největší množství vodíku jsou ale v atmosférách hvězd a planet. Jako vázaný se vyskytuje ve vodě, v kyselinách a zásadách, organických i anorganických sloučeninách. Jelikož patří mezi makrobiogenní prvky, tak jej najdeš v každém živém organismu včetně svého těla. Makrobiogenní znamená, že jsou nezbytné pro život, jaký na téhle planetě známe.

Jak se dá získat?

Než začnu, je potřeba rozlišovat mezi přípravou a výrobou. Připravovat budeš látky v laboratoři pro své použití. Takovým postupem připravíš jen několik gramů, mililitrů apod. Naopak výrobou je myšlený průmyslový postup, kdy vzniká často několik tun požadované látky. Při průmyslové výrobě je tak nejdůležitějším kritériem pro výběr postupu bezpečnost, ekonomická stránka věci a dostupnost výchozích surovin. V neposlední řadě musíme myslet na naše životní prostředí a množství vzniklého odpadu.

Malá množství \( \mathrm{H}_{2} \) v laborce pohodově připravíš reakcí neušlechtilého kovu (\( \mathrm{Fe},\mathrm{Zn},\ldots \)) s neoxidující kyselinou, kdy vzniká sůl od kyseliny a kovu a vodík.

\( \mathrm{Zn}+2\mathrm{HCl}\longrightarrow{}{\mathrm{ZnCl}}_2+\mathrm{H}_2 \)

Štěkající vodík

Pokud připravíš vodík v laboratoři podle předchozí reakce, je dobré ho taky nějak dokázat. Ale jak, když je vodík plyn bez barvy, chuti i zápachu? Určitě už víš, že vodík ve směsi s kyslíkem tvoří třaskavou směs, pokud tedy zapálíš vodík najímaný ve zkumavce, dá o sobě vědět charakteristickým „štěknutím”. Nevěříš? Přesvědčit se můžeš pokusem, který nalezneš v pracovním sešitě na straně 86 :

Nebo působením hydroxidů alkalických kovů na kovy tvořící amfoterní hydroxidy (třeba \( \left.\mathrm{Al}(\mathrm{OH})_{3}, \mathrm{Zn}(\mathrm{OH})_{2}, \ldots\right) \). Amfoterní jsou látky reagující s kyselinou i zásadou. Vedle vodíku vzniká často komplexní sloučenina, např. reakcí hliníku s hydroxidem sodným vzniká tetrahydroxohlinitan sodný.

\( 2 \mathrm{Al}+2 \mathrm{NaOH}+6 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \longrightarrow 2 \mathrm{Na}\left[\mathrm{Al}(\mathrm{OH})_{4}\right]+3 \mathrm{H}_{2} \)

Reakce hydridu nepřechodného kovu s vodou poskytuje také vodík.

\( \mathrm{CaH}_2+2\mathrm{H}_2\mathrm{O}\longrightarrow{}\mathrm{Ca}{}(\mathrm{OH})_2+2\mathrm{H}_2 \)

Vodík Ize připravit i reakcí alkalických kovů a kovů alkalických zemin s vodou (\( Be \) a \( Mg \) s vodou nereagují). Tahle reakce je ale především s kovy 1. skupiny dost bouřlivá, a proto se moc nepoužívá.

\( 2 \mathrm{Na}+2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \longrightarrow 2 \mathrm{NaOH}+\mathrm{H}_{2} \)

Zajímavou přípravou vodíku je elektrolýza vody. Ještě než začneš, je potřeba do vody přidat kyselinu, hydroxid nebo sůl, která svou disociací zvýší vodivost samotné vody. Roztok umožňující průchod el. proudu se nazývá elektrolyt. Po vloženi elektrod do elektrolytu a zapojení obvodu začne procházet proud a vodík se vylučuje na záporně nabité katodě.

\( \mathbf{K}^{-}: 2 \mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+}+2 \mathrm{e}^{-} \longrightarrow 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}+\mathrm{H}_{2} \)

Mezi výroby vodíku patří reakce vodní páry s železem.

\( 4\mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{g})+3\mathrm{Fe}\longrightarrow{}\mathrm{Fe}{}_3\mathrm{O}_4+4\mathrm{H}_2 \)

Reformováním methanu vodní parou na kovovém katalyzátoru při teplotě přes \( 1000{ }^{\circ} \mathrm{C} \) opět vzniká vodík. Tady asi nemusím vysvětlovat, jak špatně by se tohle provádělo v laborce.

\( \mathrm{CH}_{4}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \xrightarrow{t>1000^{\circ} \mathrm{C}} 3 \mathrm{H}_{2}+\mathrm{CO} \)

Reakcí vodní páry přes rozžhavený koks vzniká směs plynů, které se říká vodní plyn. Vodní plyn se dá použít buď jako palivo, nebo jako meziprodukt k dalším chemickým výrobám.

\( \mathrm{H}_2\mathrm{O}(\mathrm{g})+\mathrm{C}(\mathrm{s})\longrightarrow{}\mathrm{H}_2(\mathrm{~g})+\mathrm{CO}(\mathrm{g}) \)

Jaké je ale jeho využití?

Použití vodíku je dost široké. Především je vodík potřeba při syntéze amoniaku \( \mathrm{NH}_{3} \) z plynného vodíku a dusíku. Tomuhle postupu se říká Haberův-Boschův proces a je to jeden z nejdůležitějších průmyslových procesů, na které lidstvo za posledních sto let přišlo. Amoniak je totiž meziproduktem k výrobě průmyslových hnojiv, díky kterým máme všichni dostatek jídla. V potravinářství se používá vodík k hydrogenacím (ztužování) nenasycených tuků (rostlinných olejů) k výrobě margarínu. Vodík se dál používá k výrobě organických sloučenin. Jeho redukčních vlastností se dá využít v průmyslu při získávání kovů zpracováním jejich rud. Dále se zkapalněný používá jako raketové palivo. Při svařování kovů kyslíko-vodíkovým plamenem anebo jako chladivo alternátorů v elektrárnách.

V úvodu je naznačeno možné využití vodíku jako paliva v automobilech. Funguje to tak, že v palivovém článku dochází na platinových elektrodách k syntéze vody \( \mathrm{z}_{2} \) a \( \mathrm{O}_{2} \). Totožná reakce popisuje explozi vodíku s kyslíkem po iniciaci jiskrou, jenže v palivovém článku jsme schopni tuto reakci kontrolovat a přeměnit tak velké množství energie chemické v energii elektrickou.

\( 2 \mathrm{H}_{2}+\mathrm{O}_{2} \longrightarrow 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}+\text { energie } \)

Vzniká ekologicky přijatelnější produkt oproti klasickému \( \mathrm{CO}_{2} \). Vodíková technologie je ale stále nepoměrně dražší, navíc musíme uvažovat bezpečností rizika. Přesto se na této technologii intenzivně pracuje.

Má nějaké významné sloučeniny?

Ve většině sloučenin je oxidační stav vodíku +I. Přijetím jednoho elektronu do elektronového obalu vodíku se sníží jeho oxidační stav na -I. Typickými sloučeninami, kde se vodík může, ale ne vždy musí vyskytovat jako hydridový anion \( \mathbf{H}^{-} \), jsou hydridy.

Hydridy jsou binární sloučeniny. To znamená, že molekulu tvoří pouze dva prvky, z nichž jeden je vodík. Hydridy tvoři vodík téměř s celou periodickou tabulkou, kromě vzácných plynů. Podle rozdílu elektronegativit \( \Delta\chi \) se mění povaha vazby a jejich chemické vlastnosti, a proto je rozdělujeme na iontové, kovalentní, kovové a hydridové komplexy. Mnoho z nich znáš, ani o tom nevíš, proto ti je teď ještě přiblížím.

Iontové hydridy tvoří vodík a prvky 1. a 2. skupiny (hydrid sodný \( \mathrm{NaH} \), hydrid vápenatý \( \mathrm{CaH}_{2} \)) mají vysoké teploty tání a vodík v nich má oxidační stav -I. Jejich reakcí s vodou se uvolňuje plynný vodík.

\( \mathrm{CaH}_{2}+2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \longrightarrow 2 \mathrm{H}_{2}+\mathrm{Ca}(\mathrm{OH})_{2} \)

Kovalentní hydridy rozhodně znáš (sulfan \( \mathrm{H}_{2} \mathrm{~S} \), voda \( \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \), methan \( \mathrm{CH}_{4} \), fosfan \( \mathrm{PH}_{3} \)) - a takhle by se mohlo pokračovat dál, protože jsou tvořeny se všemi \( p \)-prvky. Tady je vodík \( \mathrm{H}^{+1} \). Dobře známá ti bude také reakce chlorovodíku s vodou; chlorovodík je silně polární hydrid, který ve vodě odštěpuje proton.

\( \mathrm{HCl}+\mathrm{H}_2\mathrm{O}\longrightarrow{}\mathrm{Cl}{}^{-}+\mathrm{H}_3\mathrm{O}^{+} \)

Vodík je tak malý atom, že je schopný pronikat dokonce i do krystalové struktury kovů. Přesně takhle vznikají hydridy kovové. Používají se při katalytické hydrogenaci organických látek.

Poslední skupinou jsou hydridové komplexy s ionty kovů. V nich se objevuje vodík také v oxidačním stavu -I; zde ti činidlo.

Jedním z využití hydridů jsou nikl-metalhydridové baterie (\( NiMH \)), používané v hybridních automobilech. Dnes jsou ale často nahrazovány bateriemi lithium-iontovými.

Mezi hydridy patří také voda, v níž má ale vodík ox. stav +I. Voda a peroxid vodíku jsou nejznámější sloučeniny vodíku a kyslíku. Čti dál a dozvíš se o nich víc.

Voda \( \mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \)

Rozhodně jde o nejvýznamnější sloučeninu vodíku, protože je zcela zásadní pro vznik a existenci rostlinných a živočišných organismů. Naše těla tvoři téměř ze \( 75\% \). Obsah slané vody na Zemi se udává okolo \( 97\% \), zatímco té sladké, pitné jsou pouze \( 3 \% \). Neměli bychom s ní tudíž tolik plýtvat.

Co se týče chemických vlastností vody, je důležité připomenout autoionizaci vody. To je děj, kdy dochází k ionizaci molekul podle rovnice:

\( 2\mathrm{H}_2\mathrm{O}\longleftrightarrow{}\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}^{+}+\mathrm{OH}^{-} \)

Autoionizace vody se někdy označuje jako autoprotolýza a probíhá vždy, i když v hodně malé míře. Tenhle fakt nám vysvětluje, proč někdy v rovnicích vystupuje voda jako kyselina \( \mathrm{H}_{3} \mathrm{O}^{+} \), jindy zase jako zásada \( \mathrm{OH}^{-} \).

\( \begin{aligned}\mathrm{H}_2\mathrm{O}+\mathrm{NH}_3 & \longleftrightarrow{}{\mathrm{OH}}^{-}+\mathrm{NH}_4^{+}\\ \mathrm{H}_2\mathrm{O}+\mathrm{HCl} & \longleftrightarrow{}\mathrm{H}{}_3\mathrm{O}^{+}+\mathrm{Cl}^{-}\end{aligned} \)

Fyzikální vlastnosti vody jsou do značné míry ovlivněny přítomností vodíkových můstků mezi molekulami vody. Například led je krystalická látka s určitou trojrozměrnou strukturou, kterou ovlivňuje právě vodíkový můstek. Tato struktura je klíčem k paradoxu vody. Led má totiž menší hustotu (větší objem) než kapalná voda, a to je důvod proč led plave na hladině vody. Když voda zamrzá, tak se zvětšuje její objem a mohla by tak mechanicky porušit nějaký materiál, ve kterém by zmrzla. Její fyzikální vlastnosti (teplota tání a varu) jsou základními body Celsiovy stupnice teploty.

Říká ti něco tvrdost vody? Je tím větší, čím větší je obsah rozpuštěných minerálů ve vodě. Přesněji jde o množství rozpuštěných dvojmocných kationtů, především \( \mathrm{Ca}^{2+} \mathrm{a} \mathrm{Mg}^{2+} \). Dělí se na přechodnou a trvalou. Přechodnou tvoří hydrogenuhličitany. Zbavíš se jí jednoduše varem. Hydrogenuhličitan přechází na uhličitan (vodní kámen) za vzniku \( \mathrm{CO}_{2} \) a vody. Vodní kámen ti pak může doma rozbít pračku nebo varnou konvici. Uhličitan Ize potom rozpustit kyselinou, přičemž opět vzniká \( \mathrm{CO}_{2} \).

\( 2 \mathrm{CaHCO}_{3} \xrightarrow{\Delta t} \mathrm{CaCO}_{3}+\mathrm{CO}_{2}+\mathrm{H}_{2} \mathrm{O} \)

Trvalou tvrdost pak tvoří sírany, chloridy, dusičnany a křemičitany, hlavně vápenaté a hořečnaté. Na tuhle už musíš chemicky tak, že ji převedeš na méně rozpustné soli s pomocí sody na praní \( \mathrm{Na}_{2} \mathrm{CO}_{3} \) nebo \( \mathrm{Ca}(\mathrm{OH})_{2} \). Chemik by řekl, že kationty vysrážel. Vznikají totiž málo rozpustné sraženiny, které se snadno zfiltrují.

\( \mathrm{CaSO}_4+\mathrm{Na}_2\mathrm{CO}_3\longrightarrow{}\mathrm{Na}{}_2\mathrm{SO}_4+\mathrm{CaCO}_3 \)

\( \mathrm{MgSO}_4+\mathrm{Ca}(\mathrm{OH})_2\longrightarrow{}{\mathrm{Ca}SO}_4+\mathrm{Mg}(\mathrm{OH})_2 \)

Voda se nevyrábí. To by bylo zbytečné. Pro většinu účelů se různě upravuje, třeba odstraněním tvrdosti vody. To je důležité hlavně pro vodu, která se používá k technickým účelům, jako je chlazení nebo v parních kotlích. Vznikající vodní kámen by se usazoval na stěnách trubek a zhoršoval by vedení tepla. Většinou se ale používá voda destilovaná nebo demineralizovaná voda (demi voda), které jsou zbaveny iontů zcela. Rozdíl je v jejich přípravě. Destilovaná voda se zbaví iontů destilací. K získání čistější, demineralizované vody se používá speciálního způsobu výměny iontů na iontoměničích. Iontoměnič obsahuje hodně velké molekuly přírodních křemičitanů nebo syntetických pryskyřic (\( M \)), jež na svém konci obsahují ionty, které vyměňují kation z neupravené vody za \( \mathrm{H}^{+} \)a anion za \( \mathrm{OH}^{-} \).

\( \mathrm{M}-\mathrm{OH}^{-}+\mathrm{X}^{-}\longrightarrow{}\mathrm{M}{}-\mathrm{X}^{-}+\mathrm{OH}^{-} \)

\( \mathrm{M}-\mathrm{H}^{+}+\mathrm{Na}^{+}\longrightarrow{}\mathrm{M}{}-\mathrm{Na}^{+}+\mathrm{H}^{+} \)

Takto vzniká destilovaná/demi voda, kterou používáš hlavně v laborce. Ale ona se využívá i jinde: v chladiči auta, v žehličce, při výrobě léčiv apod. Ale bacha, destilovaná voda není určená k pití. Pomalu by došlo k poškození buněk a smrti.

Pitnou vodu musíme také trochu upravit, nejdůležitější je ji zbavit patogenních mikroorganismů. Působením volných radikálů kyslíku při rozkladu ozonu na mikroorganismy se říká ozonizace.

\( \mathrm{O}_3\longrightarrow{}\mathrm{O}{}_2+\mathrm{O} \)

Díky snadné dostupnosti vody je nejčastěji požívaným polárním rozpouštědlem v chemii. Nejvíce vody neproteče našimi kohoutky, ale v jaderných a tepelných elektrárnách, kde je voda potřeba na chlazení. Chladícími věžemi proteče za rok skoro miliarda metrů krychlových vody. Papír, železo, plasty - nic z toho nejde vyrábět, pokud poblíž továrny nebude dostatečný zdroj vody. Zemědělství stojí asi až na čtvrtém místě, co se týče spotřeby vody.

Peroxid vodíku \( \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{2} \)

Peroxid vodíku je kapalný, bezbarvý a bez výrazného zápachu. Je neomezeně mísitelný s vodou, běžně se můžeš dostat k peroxidu o koncentraci od 3 do \( 30 \% \). Dá se ale vyrobit i \( 100\% \). Peroxid vodíku je poměrně nestabilní sloučenina. Na vzduchu se rozkládá pomalu na vodu a kyslík podle rovnice:

\( 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}_{2} \longrightarrow 2 \mathrm{H}_{2} \mathrm{O}+\mathrm{O}_{2} \)

V přítomnosti alkálie, burelu \( \mathrm{MnO}_{2}, \mathrm{Pt} \), nebo dokonce droždí a krve je rychlost jeho rozkladu několikrát vyšší.

Při písemce si dávej pozor, protože peroxid může v chemických rovnicích vystupovat jako redukční i oxidační činidlo. V kyselém prostředí je z peroxidu vodíku velmi silné oxidační činidlo. Je schopný oxidovat jodid \( \mathrm{I}^{-} \) na elementární jod \( \mathrm{I}_{2} \) a \( \mathrm{SO}_{2} \) na \( \mathrm{H}_{2} \mathrm{SO}_{4} \). Oxiduje ale také v alkalickém prostředí \( \mathrm{Cr}^{3+} \) na \( \mathrm{Cr}^{6+} \). Silnější oxidační činidla, než je peroxid sám, jej budou oxidovat na kyslík.

\( 2\mathrm{MnO}_4^{-}+5\mathrm{H}_2\mathrm{O}_2+6\mathrm{H}^{+}\longrightarrow2\mathrm{Mn}^{2+}+8\mathrm{H}_2\mathrm{O}+5\mathrm{O}_2 \)

\( \mathrm{Cl}_2+\mathrm{H}_2\mathrm{O}_2\longrightarrow2\mathrm{HCl}+\mathrm{O}_2 \)

Připravit v laborce se dá reakcí peroxidu barnatého s kyselinou sírovou.

\( \mathrm{BaO}_2+\mathrm{H}_2\mathrm{SO}_4\longrightarrow{}{H}_2\mathrm{O}_2+\mathrm{BaSO}_4 \)

Tříprocentní peroxid vodíku máš nejspíš v lékárničce jako antiseptikum. Silnější peroxid se používá k dezinfekci potravinářských provozů. Důležitou roli hraje také při výrobě papíru a celulózy, kde plní roli bělidla. Speciální aplikaci představuje spolu s hydrazinem \( \mathrm{N}_{2} \mathrm{H}_{4} \) jako raketové palivo.

Pokud si necháš vybělit zuby u zubního technika, tak on určitě použije prostředek hodně podobný peroxidu vodíku. A stejně tak to bude i s prostředky na odbarvení vlasů.

Vodík

Přílohy