Prvky a ich zlúčeniny dôležité v bežnom živote, ich vlastnosti, použitie a vplyv na živé organizmy a životné prostredie

Prvky a ich zlúčeniny dôležité v bežnom živote, ich vlastnosti, použitie a vplyv na živé organizmy a životné prostredie

9.1. PRVKY SKUPINY „s“

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.

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. 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.

Fyzikálne vlastnosti vodíka:

• Pri normálnych podmienkach číry, bezfarebný plyn, bez chuti a zápachu
• Tvorí dvojatómovú molekulu H₂
• Pri veľmi nízkych teplotách je kvapalný 
• V tuhom skupenstve sa podobá ľadu. Molekuly má zostavené do 6-uhoľníkov, ktoré vytvárajú platničky poukladané nad sebou, výsledkom čoho je hexagonálna kryštalická štruktúra.

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)

PbO + H₂ → Pb + H₂O

Fe₂O₃ + 3H₂ → 2Fe + 3H₂O

Atómy vodíka získavajú stabilnejšiu elektrónovú konfiguráciu 1 s² nasledujúcimi spôsobmi:

1. Vytvorením nepolárnej molekuly H₂ (nepolárnou kovalentnou väzbou)
2. Vytvorením polárnej molekuly, napríklad HCl (polárnou kovalentnou väzbou)
3. 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

1. 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.

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.

1.Prócium – v jadre - 1 protón, 0 neutrónov (99,984%)

- v elektrónovom obale - 1 elektrón.

2.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

3.Trícium – v jadre – 1 protón, 2 neutróny (10^-6 %)

- V elektrónovom obale – 1 elektrón

 - trícium je rádioaktívne, polčas rozpadu je 12,46 rokov.

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.

Rozštiepenie vody (vo veľmi malom množstve): 2H₂O → H₃O⁺ + 2OH^-
Rozštiepenie kyseliny sírovej: H₂SO₄ →2H⁺ + SO₄^2-

Roztok teda obsahuje 4 druhy iónov: H₃O⁺, H⁺, OH^- a SO₄^2-, ktoré sa budú pohybovať k opačne nabitým elektródam.

Dej na katóde:

1. H₃O⁺+ e^-→ H₂O + H
   H + H → H₂

1. 2H₂O + 2e^-→ 2OH^-+ H₂

1. H⁺+ e^- → H
   H + H → H₂
   H₂sa uvoľňuje vo forme plynu

Dej na anóde:

1. 4OH^-- 4e^-→ 4OH
   4OH → 2H₂O + O₂

1. SO₄^2-- 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 jeM_mH_n.

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

Jeho reakciou s vodou vzniká hydroxid sodný NaOH a vodík.
NaH + H₂O → NaOH + H₂

1. 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^-

1. 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

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.

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.

PRVKY s¹ a s²

Prvky s zahŕňajú prvky I.A a II.A skupiny

Samostatnú skupinu tvorí vodík. Prvky I.A skupiny nazývame aj alkalické kovy. Patria sem:
Li - lítium,

Na - sodík,

K - draslík,

Rb - rubídium
Cs – Cézium

Fr – francium

Alkalické kovy majú vo valenčnej sfére jeden elektrón v orbitale s a preto ich voláme s¹ prvky, elektrónová konfigurácia valenčnej sféry je ns¹( n je číslo periódy)

Prvky II.A skupiny nazývame aj kovy alkalických zemín.Patria sem:

Be – berílium

Mg – horčík

Ca – vápnik

Sr – stroncium

Ba – bárium

Ra – radón

Kovy alkalických zemín majú vo valenčnej sfére dva elektróny v s orbitale, preto ich nazývame aj s² prvky, elektrónová konfigurácia valenčnej sféry je ns² 

FYZIKÁLNE A CHEMICKÉ VLASTNOSTI S PRVKOV

s¹ - prvky

- majú veľké atómové polomery (rastú priamo úmerne protónovému číslu Z)

- do väzby poskytujú svoj jediný valenčný elektrón

- sú veľmi reaktívne

- sú to veľmi mäkké kovy, dajú sa krájať nožom

- strierbolesklé kovy

- majú nízku teplotu topenia - klesá od Li po Cs

- majú malú hustotu ( Li, Na, K majú menšiu hustotu ako voda)

- reakcie sú búrlivé až výbušné , preto sa alkalické kovy uskladňujú v petroleji (nereaktívne prostredie)

s² - prvky

- majú menšie atómové polomery ako s¹ prvky

- majú dva valenčné elektróny, ktoré poskytujú do väzby a ťažšie sa odtrhnú z elektrónového obalu, a preto sú s² prvky menej reaktívne ako s¹ prvky

- sú tvrdšie ako alkalické kovy

- majú vyššiu teplotu topenia ako alkalické kovy

- sú krehké

- prvky s sú najreaktívnejšie kovy, pretože valenčné elektróny sa štiepia pomerne jednoducho a ľahko.

- ionizačná energia týchto prvkov je veľmi malá, ľahko odovzdávajú valenčné elektróny čím nadobúdajú konfiguráciu najbližšieho vzácneho plynu a tvoria tak ióny.

Alkalické kovy : M → M⁺ + e^-

Kovy alkalických zemín : M → M²⁺ + e^-

- sú silné redukovadlá, veľmi dobre reagujú s vodou, kyslíkom, halogénmi.

- katióny s prvkov charakteristicky sfarbujú plameň:

K - fialová

Na - žltá

Li - karmínovočervená

Mg - oslnivá

Ca - tehlovočervená

Sr - karmínovočervená

Ba - zelená

VÝSKYT

Ca, Na, K, Li sú veľmi rozšírené v zemskej kôre (najrozšírenejšie), ostatné s prvky sa vyskytujú v malých množstvách. Zastúpenie Ra a Fr je veľmi vzácne.

Prvky s sú veľmi reaktívne a v prírode sa nachádzajú v podobe zlúčenín. Keďže veľká časť alkalických kovov je rozpustná vo vode, prvky s¹ sa vyskytujú v jazerách ,v moriach, v minerálnych vodách a v soľných ložiskách. Katióny Na, Ca a K sú dôležitou súčasťou ľudských, rastlinných aj živočíšnych tiel – biogénny význam.

Kovy alkalických zemín sú vo vode rozpustné v menšej miere ako alkalické kovy, a vyskytujú sa v prírode v podobe minerálov a hornín. Mg je významný biogénny prvok, je súčasťou chlorofylu.

PRÍPRAVA

Priemyselne sa vyrába najmä Na, Mg hlavne elektrolýzou ich roztavených chloridov.

Elektrolýza NaCl - chloridu sodného sa realizuje v elektrolyzéry. Anódu tvorí grafit a katóda je zo železa. Anóda aj katóda sú napojené na zdroj jednosmerného napätia. Katióny sodíka ( majú kladný elementárny náboj) sa pohybujú ku záporne nabitej katóde. Na katóde dochádza k ich redukcii - prijímajú elektrón a tvoria atóm sodíka.

Na + e^- → Na

Chloridové anióny( majú záporný elementárny náboj) sa pohybujú ku kladne nabitej anóde, kde dochádza k ich oxidácii, t.j. chloridové anióny prijímajú elektrón a vzniká atóm chlóru. Atóm chlóru je veľmi reaktívny a tvoria sa molekuly chlóru.

Cl^- + e^- → Cl

Cl + Cl → Cl₂

POUŽITIE

Na, Mg sa používajú pri organických syntézach a pri výrobe zliatin. Dôležitou súčasťou zliatin je aj Li - spôsobuje ich tvrdosť a odolnosť. Na sa používa na výrobu peroxidu. Cs sa používa pri výrobe fotočlánkov.

ZLÚČENINY

Prvky s¹

V zlúčeninách tvoria jednomocné katióny. Majú oxidačné číslo +I. Katión alkalických kovov sú bezfarebné. Vytvárajú iónové zlúčeniny a sú všetky okrem Li₂CO₃ rozpustné vo vode.

Uhličitany - s vodou reagujú ako zásady za vzniku hydrogén uhličitanov a hydroxidu.

K₂CO₃ - potaš, používa sa pri výrobe skla a mydla.

Na₂CO₃- sóda, používa sa na zmäkčovanie vody, pri výrobe skla a mydla.

Dusičnany - bezfarebné a vo vode nerozpustné látky.

NaNO₃ – čílsky liadok, dusičnan sodný, používa sa ako priemyselné hnojivo.

KNO₃ - dusičnan draselný, používa sa ako hnojivo a na výrobu výbušnín.

Sírany - bezfarebné a vo vode nerozpustné látky.

K₂SO₄ - síran didraselný, používa sa ako hnojivo

Halogenidy - sú bezfarebné kryštalické látky, ktoré majú iónový charakter.

NaCl - chlorid sodný, používa sa ako kuchynská soľ v potravinárstve a domácnostiach, má konzervačné účinky

KCl - chlorid draselný (silvýn)

Priemyselne najrozšírenejšie sú NaOH - hydroxid sodný a Na₂CO₃ - uhličitan sodný.

Hydroxid sodný sa vyrába elektrolýzou soľanky (vodný roztok NaCl)

Elektrolýza prebieha nasledovne:

Dej na katóde :

2Na⁺ + 2e^- → 2Na

2Na + 2H₂O → 2NaOH + H₂

H₂ sa v podobe plynu uvoľňuje

Dej na anóde :

2Cl^- - 2e^- → Cl₂

Produkty elektrolýzy soľanky sú Cl₂ - plynný chlór, NaOH - hydroxid sodný, H₂ - plynný vodík

Prvky s²

V zlúčeninách vystupujú s oxidačným číslom + II, pretože do väzby poskytujú dva elektróny. Väčšina zlúčenín kovov alkalických zemín je nerozpustná vo vode. Kovy alkalických zemín tvoria rôzne horniny a minerály napríklad CaCO₃ - vápenec, ktorý vytvára pohoria. Mramor je kryštalická forma vápenca, je leštiteľný a využíva sa v stavebnom priemysle.

Oxidy - biele látky, ktoré majú vysokú teplotu topenia, reagujú s vodou za vzniku hydroxidov.

CaO - oxid vápenatý (pálené vápno) sa vyrába tepelným rozkladom ( pri teplote asi 900 až 1000 °C) CaCO₃ vo vápenkách.

CaCO₃ → CaO + CO₂

CaO - používa sa hlavne v sklárskom priemysle, metalurgii, alebo ako hnojivo a tiež v stavebnom priemysle. Pri reakcii s vodou sa uvoľňuje teplo a vzniká hydroxid vápenatý Ca(OH)₂ ( hasené vápno)

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

Hasené vápno sa používa pri príprave malty v stavebníctve. Malta na vzduchu tvrdne. Podstatou toho tvrdnutia je, že hydroxid vápenatý viaže CO2 - oxid uhličitý so vzduchu. Toto prebieha za vzniku CaCO₃ a prítomná voda sa vyparí.

Uhličitany - sú vo vode nerozpustné, tuhé.

CaCO₃ - uhličitan vápenetý (vápenec)

MgCO₃ - uhličitan horečnatý (magnezit)

Ca(OH)₂ + CO₂ → CaCO₃ + H₂O

Ca(HCO₃)₂ - hydrogén uhličitan draselný, spôsobuje prechodnú tvrdosť vody

CaMg(CO₃)₂ – dolomit

Sírany - vo vode nerozpustné.

CaSO₄ - síran vápenatý, spôsobuje trvalú tvrdosť vody

CaSO₄ . 2 H₂O - sadrovec. Po jeho zahriatí sa stráca časť kryštalickej vody a vyniká sadra CaSO₄.1/2 H₂O - Sadra sa po zmiešaní s vodou hydratuje pričom tvrdne a zväčšuje svoj objem .

BaSO₄ - baryt

Dusičnany

Ca(NO₃ ) - liadok vápenatý (dusičnan vápenatý)