Vodík •- nejlehčí a nejjednodušší plynný chemický prvek, tvořící převážnou část hmoty ve vesmíru (přes 90 at. %). Plynný vodík se v našem prostředí vyskytuje ve formě dvouatomových molekul H2, je však známo, že v mezihvězdném prostoru je přítomen z převážné části jako atomární vodík H. •- v zemské kůře třetí nejrozšířenější prvek (po O a Si): 15 at. % , resp. 0.9 hmotnostních % ; většina vodíku v přírodě je vázána v molekulách vody. • •- vodík vytváří sloučeniny téměř se všemi prvky periodické tabulky (s výjimkou vzácných plynů), zejména pak s uhlíkem, kyslíkem, sírou a dusíkem, které tvoří základní stavební jednotky života na Zemi. • •- vodík je schopen tvořit zvláštní typ chemické vazby, nazývaný vodíková vazba nebo také vodíkový můstek, kde vázaný atom vodíku vykazuje afinitu i k dalším atomům, s nimiž není poután klasickou chemickou vazbou. Mimořádně silná je vodíková vazba s atomy kyslíku, což vysvětluje anomální fyzikální vlastnosti vody (vysoký bod varu a tání atd.). Vodík •První prvek periodického systému; • el. konfigurace: 1s1 •nejednoznačné zařazení, nejčastěji zařazován do 1. nebo 7. hlavní podskupiny • • H· = chybí 1 elektron do konfigurace nejbližšího vzácného plynu • H2 • H+ = proton • H- •- oxidační číslo: +I a -I, • •- typická tvorba kovalentní vazby jako u prvků ze středu 2. periody • •- vysoká ionizační energie: + 13.6 eV (1312 kJ / mol) srovnatelná s nejelektronegativnějšímí prvky (důsledek nepatrného rozměru atomu) Þ kovalentní vazby • •- izotopy: (lehký) vodík 1H; deuterium (těžký vodík) 2H či D; tritium 3H či T (radioaktivní). Atomární vodík (1s1) = vodíkový radikál. Chybí 1 elektron do konfigurace nejbližšího vzácného plynu, samostatně je přítomen v mezihvězdném prostoru . Výsledek obrázku pro hydrogen radicals reaction H2 - obtížně štěpitelný na atomy H (ΔH = +430.53 KJ/mol) - pouze vlivem elektrického výboje nebo krátkovlnným zářením - rychlá rekombinační reakce za uvolnění velkého množství tepla Odštěpuje se při radiálových reakcích uhlovodíků Svařování atomárním vodíkem = proces obloukového svařování, kdy elektrický oblouk hoří mezi dvěma wolframovými elektrodami v atmosféře vodíku. Proud vodíku prochází elektrickým obloukem, který disociuje molekuly H2 na atomy díky absorpci velkého množství energie z oblouku: H2 → H· + H· ΔH = +430.53 KJ/mol V okamžiku kdy atomy vodíku dopadnou na relativně chladný podklad (např. svarový kov), dojde k jejich rekombinaci : H· + H· → H2 ΔH = -430.53 KJ/mol Teplota plamene dosahuje 3400 - 4000 °C. Dosahovaná teplota je postačující pro tavení wolframu a jiných těžkotavitelných prvků. Vodík také působí mj. jako ochranná atmosféra, která chrání roztavený kov před kontaminací nežádoucími prvky, zejména uhlíkem, dusíkem a kyslíkem. Molekuly H2 vyhoří také, ale za uvolnění nižšího objemu tepla. Vodíkové křehnutí = proces, kdy se kovy, zejména ocel, stávají křehkými následkem difuze vodíku do krystalové mřížky kovu, například při svařování (tzv. fish eye vada). Při svařování dojde k difuzi vodíku do svaru (ať nedostatečnou ochranou atmosférou svaru, nebo špatným technologickým postupem) a jeho uvěznění v mřížce kovu. Po čase dojde k rekombinaci vodíku a vodík se změní z 2 H na H2, a tím zvětší svůj objem, takže vzniknou vnitřní napětí. Při zatížení svaru pak dojde k jeho prasknutí. Vodík „ve stavu zrodu“ ("in statu nascendi") = vysoce reaktivní, s velmi silnými redukčními vlastnostmi. Nejedná se o atomání vodík, zvýšená aktivita souvisí spíše s kinetickými efekty. Výsledek obrázku pro hydrogen embrittlement Vodíkový kation H+ (1s0) •Vzniká ztrátou valenčního elektronu (podobně vznikají kationty alkalických kovů) •Vznik H+ je přes vysokou ionizační energii možný, zejména v prostředí, které je schopno solvatovat protony a tím kompenzovat energii potřebnou k roztržení vazby a ionizaci - proto H+ existuje ve vodě pouze jako hydratovaný . • • • SouvisejÃcà obrázek Výsledek obrázku pro H3O Výsledek obrázku pro H3O H+ + H2O = H3O+ DH = -1075 kJ/mol Hydridový anion H- (1s2) Existuje iontových hydridech, zaujímá konfiguraci nejbližšího vzácného plynu. Vodík má poměně nízkou elektronovou afinitu (72.77 kJ/mol) and jako silná Lewisova báze reaguje exotermicky s protonem H− + H+ → H2; ΔH = −1676 kJ/mol Nízká elektronová afinita a energie H–H vazby (∆HBE = 436 kJ/mol) ukazuje, že hydridový ion je silné reduční činidlo H2 + 2e− ⇌ 2H−; Eo = −2.25 V 11.2.2 Addition of Hydrides to Aldehydes and Ketones - Chemistry LibreTexts H2 • Vodík je bezbarvý, lehký plyn, obtížně zkapalnitelný, bez chuti a zápachu. Je hořlavý, hoří namodralým plamenem, ale hoření nepodporuje. Je 14,38× lehčí než vzduch a vede teplo sedmkrát lépe než vzduch. • Vodík je za normální teploty stabilní, za pokojové teploty se slučuje pouze s fluorem. Je značně reaktivnější při zahřátí, především s kyslíkem a halogeny se slučuje velmi bouřlivě, i když pro spuštění této reakce je nutná inicializace (např. jiskra, která zapálí kyslíko-vodíkový plamen). • Vodík je velmi málo rozpustný ve vodě, ale některé kovy ho pohlcují (nejlépe palladium nebo platina), které poté fungují jako katalyzátory chemických reakcí. Je to způsobeno tím, že má vodík velmi malé molekuly, které jsou schopny procházet různými materiály. •Elementární vodík je na Zemi přítomen jen vzácně, nejvíce se vyskytuje v blízkosti sopek v sopečných plynech. V zemské atmosféře se vyskytuje jen ve vyšších vrstvách a díky své mimořádně nízké hmotnosti postupně z atmosféry vyprchává. Je jednou z podstatných složek zemního plynu, vyskytuje se i v ložiscích uhlí. • • Spinové izomery vodíku Výsledek obrázku pro ortho para hydrogen https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/7/7a/Ortho-para_H2_energies.jpg/800px-Ortho-pa ra_H2_energies.jpg https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/4/41/Ortho-para_H2_Cvs.jpg/800px-Ortho-para_H2 _Cvs.jpg Molekulový vodík existuje ve 2 izomerních formách: ortho-vodík a para-vodík¯ (dle spinu jader), za laboratorní teploty cca 75% orthovodíku a 25% paravodíku. Příprava •Zn + 2 HCl ® ZnCl2 + H2 (nejpohodlnější) • •2 Al + 2 NaOH + 6 H2O ® 2 Na[Al(OH)4] + 3 H2 • •2 Na + 2 H2O ® 2 NaOH + H2 •(vzhledem k bouřlivému průběhu je třeba •užít Na amalgam místo kovového Na) • •CaH2 + 2 H2O ® Ca(OH)2 + H2 Výroba 1) Redukce vodní páry koksem za červeného žáru (Boschův proces): C + H2O ® CO + H2 (T = 1000 0C) - vzniklý vodní plyn se nechá reagovat s vodní párou za katalýzy Fe2O3 CO + H2 + H2O ® CO2 + 2 H2 (T = 500 0C) - CO2 se odstraňuje vypíráním vodou •2) Výroba z ropných produktů: • •a) parním reformováním • CH4 + H2O ® CO + 3H2 • CxHy + xH2O ® xCO2 + (x + y/2) H2 • •-katalýza Ni/Al2O3, T = 900 0C, p = 3 MPa • •b) tepelným štěpením • 2 CH4 ® C + 2H2 (T = 1200 0C) c) katalytickou (Pt) dehydrogenací - např. při konverzi ethylbenzenu na styren Výsledek obrázku pro ethylbenzene styrene •3) vedlejší produkt při výrobě NaOH elektrolýzou vodného roztoku NaCl • Katoda (Fe): 2 H2O + 2 e- ® 2 OH- + H2 • Anoda (C): 2 Cl- - 2 e- ® Cl2 • •4) Tepelné štěpení NH3 • 2 NH3 ® N2 + H2 (T = 900 0C) • •5) Elektrolýza vody • (pouze jako vedlejší produkt - drahé) 13 https://www.researchgate.net/profile/Hamid_Naseem/publication/273125977/figure/fig1/AS:669401565126 666@1536609178415/The-fundamental-of-water-electrolysis-process_W640.jpg https://www.researchgate.net/profile/Hamid_Naseem/publication/273125977/figure/fig3/AS:669401565106 185@1536609178439/Fundamental-of-PEM-electrolysis_W640.jpg Biotechnologická příprava vodíku Fotobiologické štěpení vody pomocí řas Fermentace resp. fotofermentace biomasy pomocí anaeobních bakterií Enzymatický rozklad celulózy Biokatalytická elektrolýza Další metody fotokatalytický, temický nebo radiolytický rozklad vody, ferrosilikonová metoda, … Schéma bioprodukce vodÃku pomocà dvoustupÅ�ové fermentace Design „flat-plate“ fotobioreaktoru; prototyp sluneÄ�nÃho kolektoru Výsledek obrázku pro hydrogen content nature - komerčně se H2 dodává v tlakových lahvích (15 MPa) označených červeným pruhem http://chemistry.elmhurst.edu/vchembook/images/558hydrogenation.gif Průmyslové využití H2 •Syntéza methanolu: • CO + 2 H2 ® CH3OH • •Syntéza amoniaku z prvků (Haber – Boschův proces) • N2 + 3 H2 ® 2 NH3 • •Hydrogenace (např. ztužování tuků) • • •Hydrokrakování těžkých ropných frakcí • • •Svařování a řezání kovů ztužený tuk Výsledek obrázku pro hydrogen usage Vodík je plyn mnohem lehčí než vzduch, proto se dříve používal k plnění vzducholodí. 6. května 1937 došlo ale k havárii. Vzducholoď Hindenburg během několika vteřin shořela a zahynulo 36 lidí. Dnes se používá k plnění vzducholodí helium. vzducholoÄ� Hindenburg Vodík se používá k plnění meteorologických balonů, které vynáší přístroje do vyšších vrstev atmosféry. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/en/0/00/Liquid_Hydrogen_pour.jpg Kapalný vodík Aby byl vodík v přítomen tekuté formě (70.99 g/L při 20 K) za atmosférického tlaku musí být ochlazen na 20.28 K (−252.87 °C). Uchovává se v tlakových tepelně izolovaných nádobách. Za pokojové teploty je plynný vodí tvořen hlavně v ortho formou, která ve zkapalněné formě podléhá pomalé exotermické přeměně na para isomer. Uvolňované teplo způsobuje var kapalného vodíku a tím i jeho ztráty. Z tohoto důvodu se před zkapalněním provádí přeměna ortho na para formu katalyzovaná např. Fe2O3, aktivní uhlí, REE, slučeniny uranu, niklu a chromu). Kapalný vodík slouží jako palivo do raketových motorů. Při hoření vodíku se uvolňuje obrovské množství tepla, které slouží k pohonu. Kapalný vodík Při hoření vodíku vzniká pouze voda, která nijak nezatěžuje životní prostředí. Výsledek obrázku pro hydrogen oxygen rocket „Kovový“ vodík = fáze vodíku vznikající při vysokých tlacích a při hustotách okolo 5×103 g.cm−3, chovající se jako elektrický vodič. Ve sluneční soustavě se vyskytuje v nitru Jupiteru a Saturnu (v důsledku gravitačního stlačení), kde generuje jejich magnetická pole . https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/f/f7/Jupiter_interior.png An external file that holds a picture, illustration, etc. Object name is zpq9990847280001.jpg Reakce vodíku •- vodík se slučuje s mnohými prvky, ve sloučeninách vodíku převažuje kovalentní charakter vazeb. • •- přímo se slučuje se všemi halogeny, • např.: H2 +F2 ® 2HF •(zejména u lehkých halogenů je průběh často explozivní, radikálová reakce) • •- směs s kyslíkem tvoří třaskavý plyn: • 2H2 + O2 ® 2 H2O • •- s dusíkem se slučuje za vysokého tlaku a teploty: • N2 + 3H2 = 2 NH3 •(Haber -Boschova metoda výroby amoniaku) •- roztavené vysoce elektropozitivní kovy (Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba) tvoří s vodíkem iontové hydridy: • 2 Na + H2 ® 2 NaH •(jediný případ oxidačního působení vodíku) • • H- velmi silná zásada: • H- + H2O = H2 + OH- • •- vůči většině látek (s výjimkou alkalických kovů a kovů alkalických zemin) vystupuje vodík jako redukční činidlo (mimořádně reaktivní je atomární H); např.: • PbO + H2 = Pb + H2O • Ag2S + H2 = 2 Ag + H2S • •- významná je schopnost adice H2 na nenasycené vazby - hydrogenace nenasycených uhlovodíků, resp. mastných kyselin (ztužování tuků) • Hydridy = binární sloučeniny prvků s vodíkem; Výsledek obrázku pro ionic hydrides Hydridy SouvisejÃcà obrázek Výsledek obrázku pro metal hydrides 1.Iontové hydridy • •(kation kovu a anion H-) • Li, Na, K, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba • •- bezbarvé, krystalické látky, silná redukční činidla. • •- některé se samovolně zapalují na vlhkém vzduchu v důsledku silně exotermické reakce: • H- + H2O = H2 + OH- https://raptormanreports.files.wordpress.com/2016/12/dooms11.png?w=940 Hydridový ion je silnější báze než OH-. NaH + H2O → H2 (g) + NaOH ΔH = −83.6 kJ/mol, ΔG = −109.0 kJ/mol (NaH se explozivně rozkládá vodou, RbH a CsH jsou samozápalné i na suchém vzduchu) •2. Kovalentní hydridy • •- u sloučenin vodíku se všemi nekovy a polokovy •- atomy vázané polárními kovalentními vazbami v přesně definovaných molekulách; tvoří je halogeny, chalkogeny, prvky 5. a 4. hlavní podskupiny • •- vodíku přísluší kladné oxidační číslo +I SouvisejÃcà obrázek Výsledek obrázku pro phosphane Výsledek obrázku pro borane PH3 BH3 •3. Kovové hydridy • -vznikají exotermní adsorpcí vodíku příslušným kovem. • -vodík je zabudován v krystalické mřížce kovů v nestechiometrickém poměru, který závisí na tlaku vodíku a teplotě. • •- tyto hydridy tvoří přechodné prvky, lanthanoidy a aktinoidy • •- nejvíce vodíku pohltí Pd (900 násobek obj.) a Pt. • •- vesměs netěkavé látky kov. vlastností • -velmi významné v heterogenní katalýze • (zejm. katalytická hydrogenace) Výsledek obrázku pro metal hydrides Nickel–metal hydride battery •4. Polymerní hydridy • -přechodný, iontově kovalentní charakter vazby, •polymerní molekuly •- tyto hydridy tvoří Be, Mg, B, Al a Ga •- většinou tuhé látky s3mn.mnimgs.com BeH2 pubs.rsc.org MgH2 Výsledek obrázku pro tetraborane Třístředová dvouelektronová vazba Výsledek obrázku pro borane Výsledek obrázku pro borane sp2 sp3 2 Třístředová dvouelektronová vazba je chemická vazba s deficitem elektronů, kde tři atomy sdílejí dva elektrony. Tato vazba je poměrně běžná u sloučenin boru, např. můstková vazba B-H-B v boranech. Polymerní hydridy Výsledek obrázku pro tetrasilane Výsledek obrázku pro tetrasilane Výsledek obrázku pro hydrocarbons Výsledek obrázku pro hydrazin Výsledek obrázku pro difosfan Výsledek obrázku pro h2o2 Výsledek obrázku pro h2S2 https://qph.fs.quoracdn.net/main-qimg-011c782e328e7ef16371fa3615db3ed7 Sodium-borohydride.png 5. Komplexní hydridy: - typ [XH4]- (X= B, Al, Ga), H- koordinované na ionty kovů -nejběžnější jsou hydridové komplexy B a Al, např.: Na[BH4], Li[AlH4] -většinou rozpustné v org.rozpouštědlech -krystalické nebo kapalné látky - -silná redukční činidla -bouřlivá reakce s vodou: [XH4]- + 4 H2O ® 4H2 + X(OH)3 + OH- Diisobutylaluminium hydride DIBAH.png Výsledek obrázku pro carbonyl hydride ion https://www.meta-synthesis.com/webbook/02_mge/MGEH2.png Výsledek obrázku pro alh4 Výsledek obrázku pro nabh4 Výsledek obrázku pro digallane S řadou prvků vodík netvoří binární sloučeniny, tyto prvky s velice nízkou afinitou k vodíku jsou v periodické tabulce někdy označovány jako vodíková mezera. Mezi typické prvky vodíkové mezery patří např. mangan, železo, kobalt, stříbro a zlato. Výsledek obrázku pro hydride gap Deuterium 2H = stabilní izotop, nepodléhá radioaktivní přeměně. V přírodě připadá na jeden atom deuteria cca 6 000 atomů normálního vodíku. Ve spojení s kyslíkem tvoří deuterium tzv. těžkou vodu, D2O. Tato sloučenina má významné využití v jaderném průmyslu. Je velmi účinným moderátorem, tedy látkou zpomalující rychlost neutronů. Této vlastnosti se již od druhé světové války využívá v určitém typu jaderných reaktorů k přípravě plutonia z uranu. Deuterium je využíváno také jako účinný stopovač (tracer) biochemických reakcí. Pokud je k výzkumu distribuce určité sloučeniny v organismu použita látka, která má atomy vodíku nahrazeny deuteriem, lze vysledovat její biochemické přeměny analýzou vzniklých metabolitů. Nevýhodou je pomalejší kinetika reakce vlivem těžšího izotopu Deuterovaná léčiva Výsledek obrázku pro deuterated molecules Deuterovaná forma tetrabenazinu, používaná k léčbě tardivní dyskinese a Huntingtonovy chorey. Díky kinetickému izotopovému efektu mohou mít léčiva obsahující deuterium významně pomalejší metabolismus a tím pádem i delší poločas setrvání látky organismu. Výsledek obrázku pro deuterated fatty acid RT001 Doplněk stravy pro léčení neurodegenerativních chorob jako je Friedreichova ataxie a dětská neuroaxonální dystrofie. Tritium 3H - vzniká v přírodě působením kosmického záření. Tvoří asi 10-17 - 10-18 % přírodního vodíku - používá se jako značkovací izotop v medicíně Vlastnost Normální voda (H2O) Těžká voda (D2O) Tritiová voda (T2O) Molární hmotnost 18,0153 g/mol 20,0294 g/mol 22,0315 g/mol Teplota tání 0 °C 3,82 °C 4,48 °C Teplota varu (při normálním tlaku) 100 °C 101,42 °C 101,51 °C Maximální hustota 0,9997 g/cm3 1,1072 g/cm3 1,85 g/cm3 Maximální hustota je při 3,98 °C 11,2 °C Hodnota pKw při 25 °C 14,000 14,869 pH (při 25 °C) 7,00 7,41 Tritium Výsledek obrázku pro tritium boron Poločas rozpadu T1/2 = 12.46 roku Výsledek obrázku pro tritium decay Datování vína a koňaku. Vodíková bomba Výsledek obrázku pro deuterium nuclear bomb Výsledek obrázku pro deuterium nuclear bomb První vodíková bomba: 1. 11. 1952, Marshallovy ostrovy, síla několik megatun TNT. - patří mezi zbraně hromadného ničení. Její účinky jsou mnohem ničivější než účinky atomové bomby. Výsledek obrázku pro tritium bomb V reaktoru vzniká při záchytu neutronů na lehkých prvcích obsažených v jaderném palivu nebo chladivu. V chladivu vzniká přímo záchytem na deuteriu (u současných lehkovodních reaktorů zanedbatelný), nebo reakcí na atomech bóru, který se používá k regulaci výkonu reaktoru ve formě kyseliny borité. Většina tritia se přeměňuje na tzv. tritiovou vodu a stává se součástí normálního koloběhu vody. Jaderná fúze Výsledek obrázku pro tritium bomb Vzácné plyny •konfigurace ns2 np6 - velmi stálá • •velmi vysoké ionizační energie • •málo deformabilní, diamagnetické, monoatomické plyny • •slabé van der Waalsovy síly Þ plyny se obtížně zkapalňují • •všechny vlastnosti se mění monotónně: • - velikost atomů roste se stoupajícím proton. č. • - IE klesá se stoupajícím proton. č. • - body tání a varu se zvyšují se stoupajícím proton. č. • (s velikostí atomů roste polarizibilita a schopnost interakce atomů navzájem, i s jinými atomy Þ zvyšování bodu varu a tání) Vzácné plyny: He, Ne, Ar, Kr, Xe, Rn •málo rozpustné v polárních i nepolárních rozpouštědlech • •malá adsorpční schopnost • •bez chuti, zápachu, bezbarvé • •chemicky netečné (známo pouze několik sloučenin, hlavně u těžších homologů) • • https://s3-us-west-2.amazonaws.com/courses-images/wp-content/uploads/sites/752/2016/09/26194608/nob le-20gases.png Helium Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, chemicky zcela inertní, ve vodě velmi málo rozpustný. Přírodní helium je směsí dvou stabilních izotopů: 0,0001 % 3He a 99,999 % 4He. Uměle byly připraveny radioaktivní izotopy helia s nukleonovými čísly 5 až 10. Helium je jediná látka, která při nízkých teplotách a normálním tlaku zůstává kapalná až k teplotě absolutní nuly. Pevné helium lze získat pouze za zvýšeného tlaku. Helium má ze všech známých látek nejnižší bod varu. Helium a i ostatní vzácné plyny mají malé elektrické průrazné napětí, snadno se ionizují a dobře vedou elektrický proud. Toho se využívá při výrobě výbojek. Helium září intenzivně žlutě. 1s2 Helium tvoří druhou nejvíce zastoupenou složku vesmírné hmoty. Na Zemi je přítomno jen velmi vzácně. Vzniká jako produkt radioaktivního rozpadu některých prvků. V zemské atmosféře se vyskytuje jen ve vyšších vrstvách a díky své mimořádně nízké hmotnosti postupně z atmosféry vyprchává do meziplanetárního prostoru. V atmosféře Země (do výšky 200 km) tvoří 0,000524 objemových procent (tj. 5,24 ppm). Helium V menším množství až 9 % se nachází v zemním plynu, z něhož se také získává vymrazováním. Vzácně vyvěrá helium i trhlinami v zemi, nejznámější oblasti těchto vývěrů leží ve Skalistých horách v USA a v Kanadě. Předpokládá se, že veškeré toto helium je produktem jaderného rozpadu prvků v zemské kůře (částice alfa jsou jádry atomů helia). Od roku 1917 se v Severní Americe získává helium z ložisek zemního plynu (zemní plyn z oblasti Texasu, Kansasu a Oklahomy obsahuje až 7 % helia). Od methanu a ostatních plynů se odděluje frakční destilací. Další možnost je zahřívání minerálů, ve kterých se helium vyskytuje (cleveit, monazit a thorianit), na teplotou cca 1 200 °C. Celkové zásoby zemního plynu s obsahem helia se v USA odhadují na 4 miliardy m3, v Alžírsku na 1,8 a v Rusku na 1,7 miliardy m3. Výsledek obrázku pro helium usa qatar SouvisejÃcà obrázek Kapalné helium https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/8/82/F%C3%A1zov%C3%BD_diagram.GIF Kapalné helium se vyskytuje ve dvou formách – helium I při teplotách 2,1768–4,21 K a helium II při teplotách nižších než 2,1768 K (za normálního tlaku) (tzv. lambda bod). Obě formy helia se nemohou vyskytovat v jedné nádobě současně vedle sebe: nad lambda teplotou se může vyskytovat pouze helium I a pod lambda teplotou pouze helium II. Helium I se chová jako běžné tekutiny, helium II je supratekuté - nemá prakticky žádné vnitřní tření, teče nesmírně rychle, díky kapilárnímu jevu přetéká stěny nádob, vytéká horním koncem do něj ponořené kapiláry (jev zvaný fontánový efekt). Má také největší tepelnou vodivost ze všech doposud známých látek. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/b/b7/Helium-II-creep.svg/800px-Helium-II-creep .svg.png Vzhledem ke své extrémně nízké hustotě a inertnímu chování se helium používá k plnění balónů a vzducholodí (náhrada hořlavého vodíku). Nevýhodou je vysoká cena. Navíc má atom helia velmi malý průměr, snadno difunduje skrze pevné materiály a dochází tak ke ztrátám. Směsí helia, kyslíku a dusíku se plní tlakové láhve s dýchací směsí (helox), určenou pro potápění do velkých hloubek. Na rozdíl od dusíku totiž ani pod velkým tlakem nezpůsobuje tzv. hloubkové opojení, omezuje vznik otravy kyslíkem a současně zmenšuje riziko kesonové nemoci. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/2/2a/Goodyear-blimp.jpg Pokud člověk nadechne helium, rezonanční frekvence dýchacích cest se změní a to ovlivní zabarvení hlasu. Výsledek obrázku pro helium usage Mimořádně nízká teplota varu předurčuje kapalné helium jako jedno ze základních médií pro kryogenní techniky, především pro výzkum i praktické využití supravodivosti a supratekutosti různých materiálů. Helium se ve směsi s neonem používá k plnění reklamních osvětlovačů, obloukových lamp a doutnavek. Výboj v heliu má intenzivně žlutou barvu. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/1/1f/HeTube.jpg/800px-HeTube.jpg Výsledek obrázku pro He@C60 Sloučeniny helia Výsledek obrázku pro helium clathrate hydráty Adukty s fullerenem He proniká také do struktury silikátů a perovskitů Helium netvoří sloučeniny klasického typu, pouze tzv. klathráty. Neon Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, nereaktivní, naprosto inertní. Přírodní neon je směsí tří stabilních izotopů, největší podíl (90,92%) zaujímá izotop 20Ne. Neon se snadno ionizuje, a v ionizovaném stavu intenzivně září. [He] 2s2 2p6 Je přítomen v zemské atmosféře v koncentraci přibližně 0,001 8 % (Ve 100 litrech vzduchu je přibližně 1,82 ml neonu), je tedy po argonu druhým nejrozšířenějším vzácným plynem v zemské atmosféře a pátým nejrozšířenějším plynem v suchém vzduchu. Je získáván frakční destilací zkapalněného vzduchu nebo frakční adsorpcí na aktivní uhlí, při teplotách kapalného vzduchu. Chemické sloučeniny neonu nejsou známy, ale vytváří hydráty https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/9/91/Ne-water_clathrate.png/800px-Ne-water_cla thrate.png Elektrickým výbojem v prostředí neonu o tlaku několik torrů (okolo 1% atmosférického tlaku) vzniká intenzivní světelné záření oranžově-červené (šarlatové) barvy. Tohoto jevu se využívá pří výrobě výbojek (tzv. neonek). https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/8/88/NeTube.jpg/800px-NeTube.jpg Neonové trubice se používají v různých oblastech elektrotechniky (usměrňovače, pojistky, reduktory napětí…). Kapalný neon se využívá v kryogenní technice jako náhrada dražšího a obtížněji připravitelného kapalného helia. Neon slouží i jako náplň do některých typů laserů. SouvisejÃcà obrázek SouvisejÃcà obrázek Argon Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, velmi málo reaktivní. Je rozpustný ve vodě (rozpustnější než kyslík), lépe se ale rozpouští v nepolárních organických rozpouštědlech. Argon lze adsorbovat na aktivním uhlí. Argon je hojně zastoupen v zemské atmosféře. Tvoří přibližně její 1 % (ve 100 l vzduchu je 934 ml argonu) je proto poměrně snadno získáván frakční destilací zkapalněného vzduchu nebo frakční adsorpcí na aktivní uhlí při teplotě kapalného vzduchu. [Ne] 3s2 3p6 Argon se stejně jako ostatní vzácné plyny snadno ionizuje, a v ionizovaném stavu září. Čistého argonu se používá ve výbojkách, elektrických obloucích a doutnavých trubicích, kde podle koncentrace dokáže vytvořit červenou, fialovou, modrou a bílou barvu. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/2/2f/ArTube.jpg/800px-ArTube.jpg Sloučenina argonu – HArF. Vzniká reakcí argonu s fluorovodíkem při teplotě 8 K. Je stabilní do teploty 40 K. Inertních vlastností argonu se využívá při svařování kovů, kde tvoří ochrannou atmosféru kolem roztaveného kovu (zabraňuje vzniku oxidů a nitridů a tím zhoršování mechanických vlastností svaru). V metalurgii se ochranná atmosféra argonu nasazuje při tavení slitin hliníku, titanu, mědi, platinových kovů a dalších. Růst krystalů superčistého křemíku a germania pro výrobu polovodičových součástek pro výpočetní techniku se uskutečňuje v atmosféře velmi čistého argonu. Argon se ve směsi s dusíkem používá jako ochranná atmosféra žárovek a jako prostředí pro uchovávání potravin. V této směsi se také používá k plnění sáčků (například brambůrek), které jsou takto ochráněny před zvlhnutím a před rozmačkáním. Krypton Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, nereaktivní, téměř inertní. Chemické sloučeniny tvoří pouze vzácně s fluorem a kyslíkem, všechny jsou velmi nestálé a jsou mimořádně silnými oxidačními činidly. KrF2, bílá krystalická látka, silné fluorační činidlo Krypton se na rozdíl od předchozích vzácných plynů rozpouští dobře ve vodě a ještě lépe v nepolárních organických rozpouštědlech. Krypton je možno při velmi nízkých teplotách zachytit na aktivním uhlí. Krypton se stejně jako ostatní vzácné plyny snadno ionizuje, a v ionizovaném stavu září. Krypton nachází uplatnění hlavně v osvětlovací technice, kde se ho využívá k plnění kryptonových žárovek a některých zářivek. Krypton se dá dále použít ve výbojkách, obloukových lampách a doutnavých trubicích. Světlo vzniklé výbojem v kryptonu má zelenavě až světle fialovou barvu, která se jeho ředěním v nádobě vytrácí a při velkém zředění začne vydávat bílé světlo. [Ar] 3d10 4s2 4p6 Krypton se také spolu s některými dalšími inertními plyny používá pro plnění izolačních dvojskel. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/e/e7/KrTube.jpg/800px-KrTube.jpg Vdechování směsi kyslíku s kryptonem i za normálního tlaku během několika minut vyvolává silné narkotické účinky. Krypton je přítomen v zemské atmosféře v koncentraci přibližně 0,0001 %. Je získáván frakční destilací zkapalněného vzduchu. Vzniká také jako jeden z produktů radioaktivního rozpadu uranu a lze jej nalézt v plynných produktech jaderných reaktorů. Další možností získání kryptonu je frakční adsorpce na aktivní uhlí za teplot kapalného vzduchu. Krypton má řadu izotopů, z nich 6 je stabilních a další z nich podléhají radioaktivní přeměně. Určení vzájemného poměru různých izotopů kryptonu může v určitých případech sloužit k datování stáří hornin nebo podzemních vod. Protože izotopy kryptonu vznikají i při výbuchu nukleárních bomb, výzkum zastoupení vybraných izotopů lze použít k posouzení velikosti depozice produktů jaderných zkoušek ve zkoumaných lokalitách. Krypton-83 se používá při zobrazování dýchacích cest magnetickou rezonancí (MRI) Xenon Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, nereaktivní. Je velmi dobře rozpustný ve vodě a ještě lépe rozpustný v nepolárních organických rozpouštědlech. Xenon se stejně jako ostatní vzácné plyny snadno ionizuje, a v ionizovaném stavu září. Toho se využívá v osvětlovací technice. Xenon září fialovou barvou, ale ředěním xenonu ve výbojové trubici barva ztrácí na plnosti a při velkém zředění vydává xenon pouze bílé světlo. Xenon má řadu izotopů, z nich šest je stabilních, tři mají poločas přeměny delší než 10 14 let, a přibližně dvacet nestabilních, podléhajících další radioaktivní přeměně. Určení vzájemného poměru různých izotopů xenonu v horninách slouží ke studiu geologických přeměn zemské kůry. Studium izotopů xenonu vázaného v meteoritech přispívá k pochopení formování našeho sluneční soustavy. Vdechování směsi kyslíku s xenonem i za normálního tlaku během několika minut vyvolává silné narkotické účinky. Ruští sportovci na Zimních olympijských hrách 2014 údajně inhalovali xenon jako doping Xenon je přítomen v zemské atmosféře v koncentraci přibližně 5×10−6 %. Byl nalezen i v některých pramenech minerálních vod, kam se dostává jako produkt rozpadu izotopů uranu a plutonia. Je získáván frakční destilací zkapalněného vzduchu nebo frakční adsorpcí na aktivním uhlí za teplot kapalného vzduchu. Xenon se využívá k výrobě výbojek, obloukových lamp a doutnavých trubic. https://upload.wikimedia.org/wikipedia/commons/thumb/5/59/XeTube.jpg/800px-XeTube.jpg •Sloučeniny Xe • •sloučeniny tvoří pouze vzácně s fluorem, chlorem a kyslíkem, všechny jsou velmi nestálé a jsou mimořádně silnými oxidačními činidly. • •XeF2, XeF4, XeF6 - vznikají přímou reakcí prvků • • XeF6 + 3H2O ® XeO3 + 6HF • XeO3 + OH- ® HXeO4- • • 2HXeO4- + 2OH- ® XeO64- + Xe +O2 + 2H2O • Ba2XeO6 + 2H2SO4 ® 2BaSO4 + XeO4 + 2H2O • •Trioxid xenonu (oxid xenonový) je silně explozivní. • • • • XeF4 Výsledek obrázku pro xenon trioxide Hydráty: Xe • 5.75 H2O Klathráty: Kr a Xe pronikají do dutin v krystalické mřížce melanophlogitu MelanophlogiteItalie2.jpg https://markforeman.files.wordpress.com/2011/10/central-part-of-the-cell-of-the-xenon-water-clathra te.png?w=468&h=433 Radon = nejtěžší přirozeně se vyskytující chemický prvek ve skupině vzácných plynů, je radioaktivní a nemá žádný stabilní izotop. Bezbarvý plyn, bez chuti a zápachu, nereaktivní. Vzniká jako produkt radioaktivního rozpadu radia a uranu a díky své nestálosti postupně zaniká dalším radioaktivním rozpadem. Je známo přibližně dvacet nestabilních izotopů radonu. Radon je velmi dobře rozpustný ve vodě (okolo 51 % svého objemu) a ještě lépe se rozpouští v nepolárních organických rozpouštědlech a při velmi nízkých teplotách jej lze zachytit na aktivním uhlí. Chemické sloučeniny tvoří stejně jako krypton a xenon pouze vzácně s fluorem (RnF2, RnF4) a kyslíkem (RnO3), všechny jsou velmi nestálé a jsou mimořádně silnými oxidačními činidly. V geologii slouží studium obsahu izotopů radonu v podzemních vodách k určení jejich původu a stáří. Medicínské využití radonu je založeno na skutečnosti, že převážná většina jeho izotopů fungují jako alfa zářiče s poměrně krátkým poločasem přeměny (nestabilnější izotop 222Rn má poločas rozpadu 3,82 dne, další izotopy už jen:220Rn 54,5 s a 219Rn 3,92 s). Používají se proto někdy pro krátkodobé lokální ozařování vybraných tkání. Radonová voda (voda obsahující rozpuštěný radon) se používá rovněž v balneologii, například v jáchymovských lázních, kam je dopravována potrubím z bývalého uranového dolu Svornost, Radon Obsah obrázku snímek obrazovky Popis byl vytvořen automaticky Uranová řada Do organismu se 220Rn dostává zejména vdechováním. Jeho atomy snadno pronikají až do plicních sklípků. Ohrožení zdraví má původ v dceřiných produktech, tzn. v produktech rozpadu radonu. Protože ty mají krátký poločas rozpadu, rozpadají se z větší části v plicích. Přitom vyzařují vysoce energetické záření alfa. Dlouhodobější ozařování epitelu plicní tkáně může vést k rakovinnému bujení. Radon Radonová mapa ČR Přirozeným zdrojem radonu je geologické podloží, ve kterém se vyskytuje uran. Je přítomen v horninách buď v uranových minerálech (uraninit apod.) nebo v tzv. horninotvorných minerálech tvořících horniny (např. slída v žulách apod.).