interakcia s vodou vo forme alkálií; c) pasívny, neaktívny; b) pri interakcii s kovmi tvoria soli; d) typické kovy; 2. Kov, ktorý možno použiť na výrobu vodíka (reakciou s vodou v n.a.): a) Zn; b) Mg; c) Au; d) Hg; e) K; 3. Oxidy a hydroxidy, ktoré sú schopné reagovať s kyselinami aj zásadami nazývame: a) amfotérne b) kyslé c) zásadité 4. Zľava doprava v periódach kovové vlastnosti: a) zväčšiť b) zoslabiť c) zostať nezmenené 5. Prvok vedľajšej podskupiny VII. skupiny: a) chlór b) fosfor c) mangán d) francium 6. Náboj atómového jadra je určený: a) periódou Obr. číslo b) číslom skupiny c) poradovým číslom 7. To isté v štruktúre atómov prvkov s poradovými číslami 17 a 35: a) celkový počet elektrónov; c) počet elektronických úrovní; d) počet elektrónov v poslednej energetickej hladine; b) počet neutrónov; 8. Prvok s elektrónovým vzorcom 1s22s2p63s2p4: a) uhlík; b) síru; c) chlór; d) sodík; 9. Atóm uhlíka má elektrónový vzorec: a) 1s22s22p3 b) 1s22s2 c) 1s22s22p2 10. Ktorý atóm prvku má nasledujúcu štruktúru poslednej energetickej hladiny ... 3s23p5: a) fosfor; b) fluór; c) chlór; d) horčík; 11. Počet nepárových elektrónov v elektrónovom obale prvku č. 19: a) 1; b) 2; na 3; d) 4; 12. Poradové číslo prvku, ktorého atómy sú schopné tvoriť najvyšší oxid typu RO3: a) č. 11 (sodík); b) č. 14 (kremík); c) č. 16 (síra); 13. Prvok s elektronickým vzorcom 1s22s22p63s23p5 tvorí prchavý vodíková väzba typ: a) RH4; b) RH3; c) H2R; d) HR; 14. Objem 3 mol vodíka pri normálnych podmienkach: a) 22,4 l; b) 44,8 l; c) 67,2 l; d) 89,6 l; e) 112 1; 15. Prvok štvrtej periódy, nachádzajúci sa v sekundárna podskupina; oxid a hydroxid majú amfotérny charakter. Tento prvok tvorí oxid typu RO a hydroxid R(OH)2. a) horčík b) vápnik c) zinok d) uhlík 16. Maximálna valencia kremíka: a) IV b) V c) VI d) VII 17. Minimálna valencia selénu (č. 34): a) I b) II c ) III d ) IV 18. Molekulová hmotnosť soľ získaná interakciou dvoch vyššie oxidy prvky s konfiguráciou atómu v nich 1s22s22p63s23p64s1 a 1s22s22p3 sa rovná: a) 85; b) 111; c) 63; d) 101; e) 164; 19. Produkt „X“, ktorý sa získa ako výsledok premien: Al soľ Al (OH) 3 X a) Al Cl3 b) Al H3 c) Na Al O2 d) Al e) Al2O3 20. Súčet koeficientov v reakčnej rovnici, ktorej schéma H2S + O2 → SO2 + H2O a) 5; b) 6; na 7; d) 8; e) 9; 21. Molárna hmota oxid horečnatý (v g/mol): a) 24; b) 36; c) 40; d) 80; e) 82; 22. Počet mólov oxidu železitého (III), tvoriacich 800 g tejto zlúčeniny: a) 1; b) 2; na 3; d) 4; e) 5; 23. Pri spaľovaní 8 g metánu CH4 sa uvoľnilo 401 kJ tepla. Vypočítajte tepelný účinok (Q) chemickej reakcie CH4 (g) + 2O2 (g) = CO2 (g) + 2H2O (g) + Q: a) + 401 kJ; b) + 802 kJ; c) - 802 kJ; d) + 1604 kJ; e) - 1604 kJ; 24. Za normálnych podmienok zaberá 128 g kyslíka objem: a) 11,2 litra; b) 22,4 l; c) 44,8 l; d) 67,2 l; e) 89,6 l; 25. Hmotnostný zlomok vodík v zlúčenine SiH4 je: a) 30 %; b) 12,5 %; c) 40 %; d) 60 %; e) 65 %; 26. Hmotnostný podiel kyslíka v zlúčenine EO2 je 50 %. Názov prvku E v zlúčenine: a) dusík; b) titán; c) síru; d) selén; e) uhlík; 27. Počet mólov oxidu železitého (III) interagujúcich so 44,8 litrami vodíka (n.o.): a) 0,67 mol; b) 2 mol; c) 0,3 mol; d) 0,4 mol; e) 5 mol; 28. Hmotnosť kyseliny chlorovodíkovej potrebné na získanie 44,8 litrov vodíka (n.o.) (Mg + 2HCl = MgCl2 + H2): a) 146 g; b) 73 g; c) 292 g; d) 219 g; e) 20 g; 29. Hmotnosť soli obsiahnutá v 400 g 80 % roztoku chloridu sodného: a) 146 g; b) 320 g; c) 210 g; d) 32 g; e) 200 g; 30. Hmotnosť soli, ktorá vzniká interakciou hydroxidu draselného s 300 g 65 % roztoku kyseliny ortofosforečnej: a) 422 g; b) 196 g; c) 360 g; d) 435 g; e) 200 g;
AT periodický systém vodík sa nachádza v dvoch skupinách prvkov, ktoré sú svojimi vlastnosťami absolútne opačné. Táto funkcia ho robí úplne jedinečným. Vodík nie je len prvok alebo látka, ale aj a neoddeliteľnou súčasťou veľa zložité spojenia, organogénne a biogénny prvok. Preto podrobnejšie zvážime jeho vlastnosti a vlastnosti.
Uvoľňovanie horľavého plynu pri interakcii kovov a kyselín bolo pozorované už v 16. storočí, teda pri formovaní chémie ako vedy. Slávny anglický vedec Henry Cavendish študoval látku od roku 1766 a dal jej názov „horľavý vzduch“. Pri horení tento plyn produkoval vodu. Bohužiaľ, vedcovo priľnutie k teórii flogistónu (hypotetická „hyperjemná hmota“) mu bránilo dospieť k správnym záverom.
Francúzsky chemik a prírodovedec A. Lavoisier spolu s inžinierom J. Meunierom a pomocou špeciálnych plynomerov v roku 1783 vykonali syntézu vody a následne jej rozbor rozkladom vodnej pary rozžeraveným železom. Vedci tak mohli dospieť k správnym záverom. Zistili, že „horľavý vzduch“ nie je len súčasťou vody, ale dá sa z nej aj získať.
V roku 1787 Lavoisier navrhol, že skúmaný plyn bol jednoduchá látka a v súlade s tým sa týka počtu primárnych chemických prvkov. Nazval ho vodík (z gréckych slov hydor – voda + gennao – rodím), teda „rodiť vodu“.
Ruský názov "vodík" navrhol v roku 1824 chemik M. Solovyov. Stanovenie zloženia vody znamenalo koniec „flogistónovej teórie“. Na prelome 18. a 19. storočia sa zistilo, že atóm vodíka je veľmi ľahký (v porovnaní s atómami iných prvkov) a jeho hmotnosť bola braná ako hlavná jednotka na porovnávanie atómových hmotností, čím sa získala hodnota rovnajúca sa 1.
Fyzikálne vlastnosti
Vodík je najľahší zo všetkých látok, ktoré veda pozná (je 14,4-krát ľahší ako vzduch), jeho hustota je 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Tento materiál sa topí (tuhne) a vrie (skvapalňuje) pri -259,1 °C a -252,8 °C (len hélium má nižšiu teplotu varu a teplotu topenia).
Kritická teplota vodíka je extrémne nízka (-240 °C). Z tohto dôvodu je jeho skvapalňovanie pomerne komplikovaný a nákladný proces. Kritický tlak látky je 12,8 kgf / cm² a kritická hustota je 0,0312 g / cm³. Zo všetkých plynov má vodík najvyššiu tepelnú vodivosť: pri 1 atm a 0 ° C je to 0,174 W / (mxK).
Špecifická tepelná kapacita látky za rovnakých podmienok je 14,208 kJ / (kgxK) alebo 3,394 cal / (gh ° C). Tento prvok je mierne rozpustný vo vode (asi 0,0182 ml / g pri 1 atm a 20 ° C), ale dobre - vo väčšine kovov (Ni, Pt, Pa a ďalšie), najmä v paládiu (asi 850 objemov na objem Pd ) .
Posledná uvedená vlastnosť je spojená s jej schopnosťou difúzie, zatiaľ čo difúzia cez uhlíkovú zliatinu (napríklad oceľ) môže byť sprevádzaná deštrukciou zliatiny v dôsledku interakcie vodíka s uhlíkom (tento proces sa nazýva dekarbonizácia). AT tekutom stave látka je veľmi ľahká (hustota - 0,0708 g / cm³ pri t ° \u003d -253 ° C) a tekutá (viskozita - 13,8 spoise za rovnakých podmienok).
V mnohých zlúčeninách tento prvok vykazuje valenciu +1 (oxidačný stav), podobne ako sodík a iné alkalické kovy. Zvyčajne sa považuje za analóg týchto kovov. Preto vedie skupinu I systému Mendelejev. V hydridoch kovov sa prejavuje vodíkový ión záporný náboj(oxidačný stav je -1), to znamená, že Na + H- má štruktúru podobnú chloridu Na + Cl-. V súlade s týmto a niektorými ďalšími skutočnosťami (blízkosť fyzikálnych vlastností prvku „H“ a halogénov, schopnosť nahradiť ho halogénmi v organických zlúčeninách) je vodík klasifikovaný ako VII skupina Mendelejevove systémy.
Za normálnych podmienok má molekulárny vodík nízku aktivitu a priamo sa kombinuje iba s najaktívnejšími nekovmi (s fluórom a chlórom, s druhým - na svetle). Pri zahrievaní zasa interaguje s mnohými chemickými prvkami.
Atómový vodík má zvýšenú chemickú aktivitu (v porovnaní s molekulárnym vodíkom). S kyslíkom tvorí vodu podľa vzorca:
Н₂ + ½О₂ = Н₂О,
uvoľňuje 285,937 kJ/mol tepla alebo 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm). Za normálnych teplotných podmienok reakcia prebieha pomerne pomaly a pri t ° >= 550 ° С je nekontrolovaná. Výbušné limity zmesi vodík + kyslík sú 4 – 94 % H2 a zmesi vodík + vzduch sú 4 – 74 % H2 (zmes dvoch objemov H2 a jedného objemu O2 sa nazýva výbušný plyn).
Tento prvok sa používa na redukciu väčšiny kovov, pretože berie kyslík z oxidov:
Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H₂О,
CuO + H2 = Cu + H2O atď.
S rôznymi halogénmi tvorí vodík halogenovodík, napríklad:
H2 + Cl2 = 2 HCl.
Pri reakcii s fluórom však vodík exploduje (to sa stáva aj v tme, pri -252 ° C), reaguje s brómom a chlórom iba pri zahrievaní alebo osvetlení as jódom iba pri zahrievaní. Pri interakcii s dusíkom sa tvorí amoniak, ale iba na katalyzátore, s zvýšené tlaky a teplota:
ZN2 + N2 = 2NH3.
Pri zahrievaní vodík aktívne reaguje so sírou:
H2 + S = H2S (sírovodík),
a oveľa ťažšie - s telúrom alebo selénom. Vodík reaguje s čistým uhlíkom bez katalyzátora, ale s vysoké teploty:
2H2 + C (amorfný) = CH4 (metán).
Táto látka priamo reaguje s niektorými kovmi (alkálie, alkalické zeminy a iné), pričom vytvára hydridy, napr.
H₂ + 2Li = 2LiH.
dôležité praktickú hodnotu majú interakcie vodíka a oxidu uhoľnatého (II). V tomto prípade v závislosti od tlaku, teploty a katalyzátora vznikajú rôzne organické zlúčeniny: HCHO, CH3OH atď. Nenasýtené uhľovodíky sa počas reakcie menia na nasýtené, napr.
С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.
Vodík a jeho zlúčeniny zohrávajú v chémii výnimočnú úlohu. Podmieňuje kyslé vlastnosti tzv. protické kyseliny majú tendenciu vytvárať vodíkové väzby s rôznymi prvkami, ktoré majú významný vplyv na vlastnosti mnohých anorganických a organických zlúčenín.
Získavanie vodíka
Hlavnými druhmi surovín na priemyselnú výrobu tohto prvku sú rafinérske plyny, prírodné horľavé a koksárenské plyny. Získava sa aj z vody elektrolýzou (na miestach s cenovo dostupnou elektrinou). Jedna z najdôležitejších metód na výrobu materiálu z zemný plyn uvažuje sa o katalytickej interakcii uhľovodíkov, najmä metánu, s vodnou parou (tzv. konverzia). Napríklad:
CH4 + H20 = CO + ZH2.
Neúplná oxidácia uhľovodíkov kyslíkom:
CH4 + ½02 \u003d CO + 2H2.
Syntetizovaný oxid uhoľnatý (II) prechádza konverziou:
CO + H20 = CO2 + H2.
Vodík vyrobený zo zemného plynu je najlacnejší.
Používa sa na elektrolýzu vody D.C., ktorý prechádza cez roztok NaOH alebo KOH (kyseliny sa nepoužívajú, aby sa zabránilo korózii zariadenia). AT laboratórne podmienky materiál sa získava elektrolýzou vody alebo reakciou medzi kyselinou chlorovodíkovou a zinkom. Častejšie sa však používa hotový továrenský materiál vo valcoch.
Z rafinérskych plynov a koksárenského plynu sa tento prvok izoluje odstránením všetkých ostatných zložiek plynnej zmesi, pretože sa pri hlbokom chladení ľahšie skvapalňujú.
Priemyselne sa tento materiál začal získavať späť v r koniec XVIII storočí. Potom sa používal na plnenie balónov. V súčasnosti je vodík široko používaný v priemysle, hlavne v chemickom priemysle, na výrobu amoniaku.
Masovými spotrebiteľmi látky sú výrobcovia metylových a iných alkoholov, syntetického benzínu a mnohých ďalších produktov. Získavajú sa syntézou z oxidu uhoľnatého (II) a vodíka. Vodík sa používa na hydrogenáciu ťažkých a tuhých kvapalných palív, tukov a pod., na syntézu HCl, hydrorafináciu ropných produktov, ako aj na rezanie / zváranie kovov. Základné prvky pre jadrová energia sú jeho izotopy – trícium a deutérium.
Biologická úloha vodíka
Asi 10% hmotnosti živých organizmov (v priemere) pripadá na tento prvok. Je súčasťou vody a najdôležitejších skupín prírodných zlúčenín, vrátane bielkovín, nukleových kyselín, lipidov, sacharidov. Na čo slúži?
Táto látka hrá rozhodujúcu úlohu: pri zachovaní priestorová štruktúra proteíny (kvartérne), pri realizácii princípu komplementarity nukleových kyselín (t.j. pri realizácii a skladovaní genetická informácia), vo všeobecnosti v „rozpoznaní“ na molekulárnej úrovni.
Vodíkový ión H+ sa zúčastňuje dôležitých dynamických reakcií/procesov v organizme. Vrátane: pri biologickej oxidácii, ktorá poskytuje živým bunkám energiu, pri biosyntetických reakciách, pri fotosyntéze v rastlinách, pri bakteriálnej fotosyntéze a fixácii dusíka, pri udržiavaní acidobázickej rovnováhy a homeostázy v procesoch membránového transportu. Spolu s uhlíkom a kyslíkom tvorí funkčný a štrukturálny základ javov života.
Vodík je najjednoduchší zo všetkých prvkov a tiež najrozšírenejší v prírode. Starší žiaci už vedia, že reakcie kovov ako horčík a zinok so zriedenými anorganickými kyselinami vedú k tvorbe vodíka. Svoje vedia aj o teste vodíkového plynu s charakteristickým „puknutím“. Vodík je zahrnutý vo vzorcoch najjednoduchších zlúčenín, s ktorými sa začína štúdium chémie v škole, ako je napríklad vodný metán kyselina sírová amoniak a etanol
Vodík je najrozšírenejším prvkom vo vesmíre. Autor: existujúce odhady vodík predstavuje viac ako 90 % atómov a približne 75 % hmotnosti vesmíru. Medzi prvkami, ktoré existujú na Zemi, je vodík deviatym najrozšírenejším. Tvorí 0,76 % hmotnosti Zeme a vyskytuje sa takmer v rovnakom množstve rôznych zlúčenín ako uhlík. Najdôležitejšou zlúčeninou vodíka v prírode je voda. Vodík sa nachádza aj v organických zlúčeninách, ako je uhlie a ropa.
Vodík nie je len jedným z najbežnejších prvkov, je tiež úplne odlišný od všetkých ostatných prvkov v množstve svojich chemických a fyzikálnych vlastností. Okrem toho tvorí špeciálnu sériu zlúčenín. Je to jediný prvok, pre ktorý je pomenovaný jedinečný typ chemickej väzby (pozri časť 2.1). Existujú také koncepty ako vodíková bomba (pozri časť 1.3), vodíková baktéria a dokonca aj vodíková energia (pozri nižšie).
Vodíkové baktérie sú schopné vytvárať energiu oxidáciou vodíka na vodu. Túto energiu potrebujú vodíkové baktérie na absorbovanie oxidu uhličitého. Za určitých podmienok sú tiež schopné oxidovať určité organické zlúčeniny.
Vodík je jediný prvok, ktorý je horľavý plyn. Preto ho flámsky chemik J. B. Van Helmont (1579-1644), ktorý ako prvý izoloval vodík, nazval „horľavým plynom“. V laboratórnych podmienkach vodík získal najprv pôsobením kyseliny na železo T. Mayern, neskôr (v roku 1672) R. Boyle. V roku 1766 vodík starostlivo študoval anglický chemik a fyzik G. Cavendish, ktorý ho nazval „horľavý vzduch“. Názov „vodík“ zaviedol Lavoisier, ktorý vytvoril latinský výraz „vodík“ z gréckych slov „hydro“ (voda) a „gény“ (rodenie).
Antoine Laurent Lavoisier (1743-1794)
Za zakladateľa sa považuje Lavoisier moderná chémia. Jeho najdôležitejší príspevok k chémii spočíva v zvrhnutí chybná teória flogistón. Podľa tejto teórie sa všetky horľavé látky skladajú z dvoch zložiek – flogistónu a vodného kameňa. Pri horení horľavá látka stráca flogistón a mení sa na vodný kameň („popol“ alebo „vápno“). Lavoisier experimentálne ukázal, že kyslík zo vzduchu sa zúčastňuje spaľovacieho procesu. Stanovil tiež úlohu kyslíka pri dýchaní a po prvýkrát začal rozlišovať medzi prvkami a zlúčeninami.
Antoine Lavoisier (z obrazu Talstrupa).
Štruktúra atómu vodíka
Atóm vodíka má najjednoduchšiu štruktúru: pozostáva z jadra, ktorým je jeden protón, a tiež jedného elektrónu, ktorý sa nachádza v ls-orbitáli obklopujúcom jadro (pozri časť 1.2). Táto jednoduchá štruktúra je zodpovedná za mnohé jedinečné vlastnosti vodíka. Po prvé, atóm vodíka má iba valenciu elektrónový obal. Preto jeho jediný elektrón nie je chránený pred pôsobením náboja jadra vnútornými elektrónmi. Po druhé, tento vonkajší obal potrebuje iba získať alebo stratiť jeden elektrón, aby sa dosiahol stabilný elektronická konfigurácia. Napokon, keďže atóm vodíka pozostáva len z jedného elektrónu a jedného protónu, je veľmi malý. Jeho kovalentný polomer (0,029 nm) a van der Waalsov polomer (0,12 nm) majú najmenšie hodnoty spomedzi všetkých prvkov (pozri časť 2.2). Tieto vlastnosti vysvetľujú mnohé charakteristické vlastnosti vodík a jeho špeciálne postavenie v periodickej tabuľke.
Pozícia v periodickej tabuľke
Pretože atóm vodíka, ktorý stráca svoj jediný elektrón, tvorí jednotlivo nabitý kladný ión, je tento prvok umiestnený na vrchole skupiny 1 v periodickej tabuľke. Avšak, aj keď vodík za určitých podmienok môže získať
Tabuľka 12.1. Ionizačné energie vodíka, lítia a sodíka
Tabuľka 12.2. Elektrónová afinita vodíka, fluóru a chlóru
Tabuľka 12.3. Priemerné väzbové entalpie v molekulách vodíka, fluóru a chlóru
kovové vlastnosti (pozri obr. 2.15), za normálnych podmienok zisťuje len nekovové vlastnosti. Porovnanie jeho ionizačnej energie s ionizačnou energiou lítia a sodíka (tabuľka 12.1) ukazuje, že vodík je veľmi odlišný od ostatných prvkov alkalických kovov I. skupiny.
Atóm vodíka je tiež schopný, aj keď s ťažkosťami, pripojiť elektrón a vytvoriť ión.Vďaka tejto vlastnosti by sa zdalo, že môže byť umiestnený na vrchole skupiny VII spolu s halogénmi. Vodík však nie je p-prvok a porovnanie jeho elektrónovej afinity (pozri časť 2.1) s elektrónovou afinitou fluóru a chlóru (tabuľka 12.2) ukazuje, že nepatrí do skupiny VII.
Poznamenávame tiež, že hoci vodík, podobne ako halogény, tvorí dvojatómové molekuly, väzba v molekule vodíka je oveľa silnejšia ako v molekulách fluóru alebo chlóru. Dá sa to overiť porovnaním ich väzbových entalpií (pozri časť 5.3), ktoré sú uvedené v tabuľke. 12.3.
V periodickom systéme má svoje špecifické postavenie, ktoré odráža vlastnosti, ktoré vykazuje a hovorí o jeho elektronickej štruktúre. Medzi všetkými je však jeden špeciálny atóm, ktorý zaberá dve bunky naraz. Nachádza sa v dvoch skupinách prvkov, ktoré sú svojimi prejavovanými vlastnosťami úplne opačné. Toto je vodík. Tieto vlastnosti ho robia jedinečným.
Vodík nie je len prvok, ale aj jednoduchá látka, ako aj neoddeliteľná súčasť mnohých komplexných zlúčenín, biogénny a organogénny prvok. Preto podrobnejšie zvážime jeho charakteristiky a vlastnosti.
Vodík ako chemický prvok
Vodík je prvkom prvej skupiny hlavná podskupina, ako aj siedma skupina hlavnej podskupiny v prvom malom období. Toto obdobie pozostáva iba z dvoch atómov: hélia a prvku, ktorý uvažujeme. Opíšme hlavné znaky polohy vodíka v periodickom systéme.
- Poradové číslo vodíka je 1, počet elektrónov je rovnaký, respektíve počet protónov je rovnaký. Atómová hmotnosť je 1,00795. Existujú tri izotopy tohto prvku s hmotnostnými číslami 1, 2, 3. Vlastnosti každého z nich sú však veľmi odlišné, pretože zvýšenie hmotnosti aj o jeden pre vodík je okamžite dvojnásobné.
- Skutočnosť, že na vonkajšej strane obsahuje iba jeden elektrón, umožňuje úspešne prejavovať oxidačné aj obnovovacie vlastnosti. Navyše po darovaní elektrónu zostáva voľným orbitálom, ktorý sa podieľa na tvorbe chemických väzieb podľa mechanizmu donor-akceptor.
- Vodík je silné redukčné činidlo. Preto je prvá skupina hlavnej podskupiny považovaná za jej hlavné miesto, kde vedie najaktívnejšie kovy - alkálie.
- Pri interakcii so silnými redukčnými činidlami, ako sú napríklad kovy, však môže ísť aj o oxidačné činidlo, ktoré prijíma elektrón. Tieto zlúčeniny sa nazývajú hydridy. Na tomto základe vedie podskupinu halogénov, s ktorými je to podobné.
- Vďaka svojej veľmi malej atómovej hmotnosti je vodík považovaný za najľahší prvok. Navyše, jeho hustota je tiež veľmi nízka, takže je tiež meradlom ľahkosti.
Je teda zrejmé, že atóm vodíka je na rozdiel od všetkých ostatných prvkov úplne jedinečný. V dôsledku toho sú jeho vlastnosti tiež špeciálne a veľmi dôležité sú vytvorené jednoduché a zložité látky. Zvážme ich ďalej.
jednoduchá látka
Ak hovoríte o daný prvok ako molekula treba povedať, že je dvojatómová. To znamená, že vodík (jednoduchá látka) je plyn. Jeho empirický vzorec bude napísaný ako H 2 a grafický - cez jeden sigma väzba H-H. Mechanizmus tvorby väzby medzi atómami je kovalentný nepolárny.
- Parné reformovanie metánu.
- Splyňovanie uhlia - proces zahŕňa ohrev uhlia na 1000 0 C, výsledkom čoho je vznik vodíka a uhlia s vysokým obsahom uhlíka.
- Elektrolýza. Táto metóda možno použiť len pre vodné roztoky rôznych solí, pretože taveniny nevedú k vypúšťaniu vody na katóde.
Laboratórne metódy výroby vodíka:
- Hydrolýza hydridov kovov.
- Pôsobenie zriedených kyselín na aktívne kovy a stredná aktivita.
- Interakcia alkalických a kovy alkalických zemín s vodou.
Na zber výsledného vodíka je potrebné držať skúmavku otočenú hore dnom. Tento plyn sa predsa nedá zbierať tak, ako napríklad oxid uhličitý. Toto je vodík, je oveľa ľahší ako vzduch. Rýchlo prchá a pri zmiešaní so vzduchom vo veľkých množstvách exploduje. Preto musí byť trubica prevrátená. Po jeho naplnení ho treba uzavrieť gumenou zátkou.
Ak chcete skontrolovať čistotu zozbieraného vodíka, mali by ste priniesť zapálenú zápalku na krk. Ak je bavlna hluchá a tichá, potom je plyn čistý, s minimálnymi nečistotami vzduchu. Ak je hlasný a píska, je špinavý, s veľkým podielom cudzích zložiek.
Oblasti použitia
Pri spaľovaní vodíka sa uvoľňuje veľké množstvo energie (tepla), že tento plyn sa považuje za najziskovejšie palivo. Navyše je šetrný k životnému prostrediu. Jeho využitie v tejto oblasti je však v súčasnosti obmedzené. Je to spôsobené nedomyslenými a neriešenými problémami syntézy čistého vodíka, ktorý by bol vhodný na použitie ako palivo v reaktoroch, motoroch a prenosných zariadeniach, ako aj v kotloch na vykurovanie domácností.
Koniec koncov, metódy na získanie tohto plynu sú dosť drahé, takže najprv je potrebné vyvinúť špeciálnu metódu syntézy. Taký, ktorý vám umožní získať produkt vo veľkom objeme a s minimálnymi nákladmi.
Existuje niekoľko hlavných oblastí, v ktorých sa plyn, ktorý uvažujeme, používa.
- Chemické syntézy. Na základe hydrogenácie sa získavajú mydlá, margaríny a plasty. Za účasti vodíka sa syntetizuje metanol a amoniak, ako aj ďalšie zlúčeniny.
- AT Potravinársky priemysel- ako prísada E949.
- Letecký priemysel (výroba rakiet, výroba lietadiel).
- Energetický priemysel.
- Meteorológia.
- Palivo ekologického typu.
Je zrejmé, že vodík je rovnako dôležitý ako v prírode zastúpený. Ešte väčšiu úlohu zohrávajú rôzne zlúčeniny ním tvorené.
Zlúčeniny vodíka
Ide o zložité látky obsahujúce atómy vodíka. Existuje niekoľko hlavných typov takýchto látok.
- Halogenidy vodíka. Všeobecný vzorec je HHal. Zvláštny význam medzi nimi je chlorovodík. Je to plyn, ktorý sa rozpúšťa vo vode za vzniku roztoku kyseliny chlorovodíkovej. Táto kyselina je široko používaná takmer vo všetkých chemických syntézach. A to organických aj anorganických. Chlorovodík je zlúčenina, ktorá má empirický vzorec HCL a je jednou z najväčších z hľadiska ročnej produkcie u nás. Halogenidy tiež zahŕňajú jodovodík, fluorovodík a bromovodík. Všetky tvoria zodpovedajúce kyseliny.
- Prchavé Takmer všetky sú dosť jedovaté plyny. Napríklad sírovodík, metán, silán, fosfín a iné. Sú však veľmi horľavé.
- Hydridy sú zlúčeniny s kovmi. Patria do triedy solí.
- Hydroxidy: zásady, kyseliny a amfotérne zlúčeniny. Ich zloženie nevyhnutne zahŕňa atómy vodíka, jeden alebo viac. Príklad: NaOH, K2, H2SO4 a iné.
- Hydroxid vodíka. Táto zlúčenina je známejšia ako voda. Iný názov pre oxid vodíka. Empirický vzorec vyzerá takto - H2O.
- Peroxid vodíka. Toto je najsilnejšie oxidačné činidlo, ktorého vzorec je H202.
- Početné organické zlúčeniny: uhľovodíky, bielkoviny, tuky, lipidy, vitamíny, hormóny, éterické oleje a iné.
Je zrejmé, že rozmanitosť zlúčenín prvku, ktorý uvažujeme, je veľmi veľká. To opäť potvrdzuje jeho vysoký význam pre prírodu a človeka, ako aj pre všetky živé bytosti.
je najlepšie rozpúšťadlo
Ako bolo uvedené vyššie, bežný názov pre túto látku je voda. Pozostáva z dvoch atómov vodíka a jedného kyslíka spojených kovalentne polárne väzby. Molekula vody je dipól, čo vysvetľuje mnohé z jej vlastností. Najmä skutočnosť, že ide o univerzálne rozpúšťadlo.
Presne o vodné prostredie prebiehajú takmer všetky chemické procesy. Vnútorné reakcie plastov a energetický metabolizmus v živých organizmoch sa vykonávajú aj pomocou oxidu vodíka.
Voda je považovaná za najdôležitejšiu látku na planéte. Je známe, že bez nej nemôže žiť žiadny živý organizmus. Na Zemi môže existovať v troch stavoch agregácie:
- kvapalina;
- plyn (para);
- pevné (ľad).
V závislosti od izotopu vodíka, ktorý je súčasťou molekuly, existujú tri druhy vody.
- Svetlo alebo protium. Izotop s hmotnostným číslom 1. Vzorec je H 2 O. Toto je obvyklá forma, ktorú používajú všetky organizmy.
- Deutérium alebo ťažké, jeho vzorec je D 2 O. Obsahuje izotop 2 H.
- Super ťažké alebo trícium. Vzorec vyzerá ako T3O, izotop je 3H.
Zásoby čerstvej protium vody na planéte sú veľmi dôležité. V mnohých krajinách už chýba. Vyvíjajú sa metódy úpravy slanej vody s cieľom získať pitnú vodu.
Peroxid vodíka je univerzálny liek
Táto zlúčenina, ako je uvedené vyššie, je vynikajúcim oxidačným činidlom. Pri silných predstaviteľoch sa však môže správať aj ako reduktor. Okrem toho má výrazný baktericídny účinok.
Ďalším názvom tejto zlúčeniny je peroxid. V tejto forme sa používa v medicíne. 3% roztok kryštalického hydrátu príslušnej zlúčeniny je liečivo, ktoré sa používa na ošetrenie malých rán s cieľom ich dekontaminácie. Je však dokázané, že v tomto prípade sa hojenie rán časom zvyšuje.
Peroxid vodíka sa tiež používa v raketovom palive, v priemysle na dezinfekciu a bielenie, ako penidlo na výrobu vhodných materiálov (napríklad peny). Okrem toho peroxid pomáha čistiť akvária, bieliť vlasy a bieliť zuby. Zároveň však poškodzuje tkanivá, preto ho odborníci na tento účel neodporúčajú.
Vodík je chemický prvok so symbolom H a atómové číslo 1. So štandardnou atómovou hmotnosťou okolo 1,008 je vodík najľahším prvkom v periodickej tabuľke. Jeho monatomická forma (H) je najrozšírenejšou chemikáliou vo vesmíre a predstavuje približne 75 % celkovej hmotnosti baryónu. Hviezdy sú väčšinou zložené z vodíka v plazmovom stave. Najbežnejší izotop vodíka, nazývaný protium (tento názov sa používa zriedka, symbol 1H), má jeden protón a žiadne neutróny. Rozšírený výskyt atómového vodíka sa prvýkrát objavil v ére rekombinácie. Pri štandardných teplotách a tlakoch je vodík bezfarebný, bez zápachu, chuti, netoxický, nekovový, horľavý dvojatómový plyn s molekulovým vzorcom H2. Pretože vodík sa ľahko tvorí Kovalentné väzby s väčšinou nekovových prvkov, väčšina vodíka na Zemi existuje v molekulárnych formách, ako je voda alebo organické zlúčeniny. Hrá najmä vodík dôležitá úloha v acidobázických reakciách, pretože väčšina reakcií na báze kyseliny zahŕňa výmenu protónov medzi rozpustnými molekulami. V iónových zlúčeninách môže mať vodík formu negatívneho náboja (t.j. aniónu) a je známy ako hydrid alebo ako kladne nabitý (t.j. katión) druh, označený symbolom H+. Vodíkový katión je opísaný ako tvorený jednoduchým protónom, ale skutočné vodíkové katióny v iónových zlúčeninách sú vždy zložitejšie. Ako jediný neutrálny atóm, pre ktorý možno Schrödingerovu rovnicu analyticky vyriešiť, zohral vodík (konkrétne štúdium energie a väzby jeho atómu) kľúčovú úlohu vo vývoji kvantovej mechaniky. Plynný vodík sa prvýkrát umelo vyrábal začiatkom 16. storočia reakciou kyselín s kovmi. V rokoch 1766-81. Henry Cavendish bol prvý, kto rozpoznal, že plynný vodík je diskrétna látka a že pri spaľovaní vzniká voda, preto jeho názov: vodík v gréčtine znamená „výrobca vody“. priemyselná produkcia vodík sa spája najmä s parnou konverziou zemného plynu a menej často s energeticky náročnejšími metódami, ako je elektrolýza vody. Väčšina z vodík sa používa v blízkosti miesta, kde sa vyrába, pričom dve najbežnejšie použitia sú spracovanie fosílnych palív (napr. hydrokrakovanie) a výroba amoniaku, najmä pre trh s hnojivami. Vodík je problémom v metalurgii, pretože môže skrehnúť mnohé kovy, čo sťažuje navrhovanie potrubí a skladovacích nádrží.
Vlastnosti
Spaľovanie
Plynný vodík (dihydrogén alebo molekulárny vodík) je horľavý plyn, ktorý bude horieť na vzduchu vo veľmi širokom rozsahu koncentrácií od 4 % do 75 % objemu. Entalpia spaľovania je 286 kJ/mol:
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + 572 kJ (286 kJ/mol)
Plynný vodík tvorí so vzduchom výbušné zmesi v koncentráciách od 4-74 % a s chlórom v koncentráciách do 5,95 %. Výbušné reakcie môžu vyvolať iskry, teplo, príp slnečné svetlo. Teplota samovznietenia vodíka, teplota samovznietenia vo vzduchu, je 500 °C (932 °F). Čisté vodíkovo-kyslíkové plamene vyžarujú ultrafialové žiarenie a s vysokým obsahom kyslíka sú voľným okom takmer neviditeľné, o čom svedčí slabý oblak hlavného motora vesmírna loď v porovnaní s dobre viditeľným oblakom raketoplánu na tuhé palivo, ktorý používa kompozit chloristanu amónneho. Na zistenie úniku horiaceho vodíka môže byť potrebný detektor plameňa; takéto úniky môžu byť veľmi nebezpečné. Vodíkový plameň za iných podmienok je modrý a pripomína modrý plameň zemného plynu. Smrť vzducholode "Hindenburg" je smutná slávny príklad spaľovanie vodíka a o prípade sa stále diskutuje. Viditeľný oranžový plameň pri tomto incidente bol spôsobený vystavením zmesi vodíka a kyslíka v kombinácii so zlúčeninami uhlíka z kože vzducholode. H2 reaguje s každým oxidačným prvkom. Vodík môže pri izbovej teplote spontánne reagovať s chlórom a fluórom za vzniku zodpovedajúcich halogenovodíkov, chlorovodíka a fluorovodíka, čo sú tiež potenciálne nebezpečné kyseliny.
Úrovne energie elektrónov
Energetická hladina základného stavu elektrónu v atóme vodíka je -13,6 eV, čo je ekvivalentné ultrafialovému fotónu s vlnovou dĺžkou asi 91 nm. Energetické hladiny vodíka sa dajú pomerne presne vypočítať pomocou Bohrovho modelu atómu, ktorý konceptualizuje elektrón ako „orbitálny“ protón, podobný zemskej dráhe okolo Slnka. Atómový elektrón a protón však drží pohromade elektromagnetická sila, zatiaľ čo planéty a nebeské objekty drží pohromade gravitácia. Kvôli diskretizácii moment hybnosti, predpokladaný v ranej kvantovej mechanike Bohrom, elektrón v Bohrovom modeli môže zaberať iba určité prípustné vzdialenosti od protónu a následne iba určité prípustné energie. Presnejší popis atómu vodíka pochádza z čisto kvantovej mechanickej úpravy, ktorá využíva Schrödingerovu rovnicu, Diracovu rovnicu alebo dokonca Feynmanov integrovaný obvod na výpočet distribúcie hustoty pravdepodobnosti elektrónu okolo protónu. Najkomplexnejšie metódy spracovania umožňujú získať malé efekty špeciálnej teórie relativity a vákuovej polarizácie. Pri kvantovom obrábaní nemá elektrón v základnom atóme vodíka vôbec žiadny krútiaci moment, čo ilustruje, ako sa „planetárna dráha“ líši od pohybu elektrónu.
Elementárne molekulárne formy
Existujú dva rôzne spinové izoméry dvojatómové molekuly vodík, ktoré sa líšia relatívnou rotáciou svojich jadier. V ortovodíkovej forme sú spiny dvoch protónov paralelné a tvoria tripletový stav s kvantovým číslom molekulového spinu 1 (1/2 + 1/2); v paravodíkovej forme sú spiny antiparalelné a tvoria singlet s molekulárnym spinovým kvantovým číslom 0 (1/2 1/2). Pri štandardnej teplote a tlaku obsahuje plynný vodík asi 25 % para formy a 75 % orto formy, známej aj ako „normálna forma“. Rovnovážny pomer ortovodíka k paravodíku závisí od teploty, ale keďže orto forma je excitovaný stav a má vyššiu energiu ako para forma, je nestabilná a nedá sa vyčistiť. Vo veľmi nízke teploty, rovnovážny stav pozostáva takmer výlučne z para formy. Tepelné vlastnosti kvapalnej a plynnej fázy čistého paravodíka sa výrazne líšia od vlastností normálnej formy v dôsledku rozdielov v rotačných tepelných kapacitách, ktoré sú podrobnejšie diskutované pri vodíkových spinových izoméroch. Rozdiel orto/pár sa vyskytuje aj v iných molekulách alebo funkčných skupinách obsahujúcich vodík, ako je voda a metylén, ale to má malý význam pre ich tepelné vlastnosti. Nekatalyzovaná interkonverzia medzi para a orto H2 sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou; teda rýchlo kondenzovaný H2 obsahuje veľké množstvá vysokoenergetická ortogonálna forma, ktorá sa veľmi pomaly premieňa na para formu. Pomer orto/para v kondenzovanom H2 je dôležitým faktorom pri príprave a skladovaní kvapalného vodíka: premena z orto na paru je exotermická a vytvára dostatok tepla na odparenie časti kvapalného vodíka, čo vedie k strate skvapalneného materiálu. Pri chladení vodíka sa používajú katalyzátory na orto-para konverziu, ako je oxid železa, aktívne uhlie, platinovaný azbest, kovy vzácnych zemín, zlúčeniny uránu, oxid chrómu alebo niektoré zlúčeniny niklu.
Fázy
Plynný vodík
kvapalný vodík
kalový vodík
pevný vodík
kovový vodík
Spojenia
Kovalentné a organické zlúčeniny
Zatiaľ čo H2 nie je za štandardných podmienok veľmi reaktívny, tvorí zlúčeniny s väčšinou prvkov. Vodík môže vytvárať zlúčeniny s prvkami, ktoré sú elektronegatívnejšie, ako sú halogény (napr. F, Cl, Br, I) alebo kyslík; v týchto zlúčeninách má vodík čiastočný kladný náboj. Keď je naviazaný na fluór, kyslík alebo dusík, vodík sa môže zúčastniť vo forme nekovalentnej väzby stredná pevnosť s vodíkom iných podobných molekúl, jav nazývaný vodíková väzba, ktorý je rozhodujúci pre stabilitu mnohých biologických molekúl. Vodík tiež vytvára zlúčeniny s menej elektronegatívnymi prvkami, ako sú kovy a metaloidy, kde preberá čiastočný záporný náboj. Tieto zlúčeniny sú často známe ako hydridy. Vodík tvorí s uhlíkom širokú škálu zlúčenín nazývaných uhľovodíky a ešte väčší počet zlúčenín s heteroatómami, ktoré vďaka svojim všeobecné spojenie so živými bytosťami sa nazývajú organické zlúčeniny. Štúdium ich vlastností je organická chémia a ich štúdium v kontexte živých organizmov je známe ako biochémia. Podľa niektorých definícií musia „organické“ zlúčeniny obsahovať iba uhlík. Väčšina však obsahuje aj vodík a keďže je to väzba uhlík-vodík, ktorá dáva tejto triede zlúčenín veľa z ich špecifických chemických charakteristík, v niektorých definíciách slova „organický“ v chémii sa vyžadujú väzby uhlík-vodík. Sú známe milióny uhľovodíkov, ktoré sú zvyčajne tvorené zložitými syntetickými cestami, ktoré zriedkavo zahŕňajú elementárny vodík.
hydridy
Vodíkové zlúčeniny sa často nazývajú hydridy. Výraz "hydrid" naznačuje, že atóm H získal negatívny alebo aniónový charakter, označovaný ako H-, a používa sa, keď vodík tvorí zlúčeninu s elektropozitívnejším prvkom. Existenciu hydridového aniónu, ktorý navrhol Gilbert N. Lewis v roku 1916 pre hydridy obsahujúce soľ skupiny 1 a 2, demonštroval Moers v roku 1920 elektrolýzou roztaveného hydridu lítneho (LiH), pričom sa vytvorilo stechiometrické množstvo vodíka na anódu. Pre hydridy iné ako kovy 1. a 2. skupiny je tento výraz zavádzajúci vzhľadom na nízku elektronegativitu vodíka. Výnimkou v hydridoch skupiny 2 je BeH2, ktorý je polymérny. V lítiumalumíniumhydride nesie anión AlH-4 hydridové centrá pevne pripojené k Al(III). Hoci sa hydridy môžu tvoriť takmer vo všetkých prvkoch hlavnej skupiny, počet a kombinácia možných zlúčenín sa značne líši; napríklad je známych viac ako 100 binárnych hydridov bóranu a iba jeden binárny hydrid hlinitý. Binárny hydrid india ešte nebol identifikovaný, hoci existujú veľké komplexy. V anorganickej chémii môžu hydridy slúžiť aj ako mostíkové ligandy, ktoré spájajú dve kovové centrá v koordinačnom komplexe. Táto funkcia je charakteristická najmä pre prvky skupiny 13, najmä v boránoch (hydridoch bóru) a komplexoch hliníka, ako aj v klastrovaných karboránoch.
Protóny a kyseliny
Oxidáciou vodíka sa odstráni jeho elektrón a vznikne H+, ktorý neobsahuje žiadne elektróny ani jadro, ktoré zvyčajne pozostáva z jedného protónu. To je dôvod, prečo sa H+ často označuje ako protón. Tento pohľad je ústredným bodom diskusie o kyselinách. Podľa Bronsted-Lowryho teórie sú kyseliny donory protónov a zásady akceptory protónov. Holý protón, H+, nemôže existovať v roztoku alebo v iónových kryštáloch kvôli jeho neodolateľná príťažlivosť na iné atómy alebo molekuly s elektrónmi. Okrem vysokých teplôt spojených s plazmou sa takéto protóny nedajú odstrániť z elektrónových oblakov atómov a molekúl a zostanú k nim pripojené. Avšak výraz "protón" sa niekedy používa metaforicky na označenie kladne nabitého alebo katiónového vodíka pripojeného k iným druhom týmto spôsobom a ako taký je označený ako "H+" bez akéhokoľvek významu, že akékoľvek jednotlivé protóny voľne existujú ako druh. Aby sa predišlo vzhľadu nahého "solvatovaného protónu" v roztoku, niekedy sa verí, že kyslý vodné roztoky obsahujú menej nepravdepodobný fiktívny druh nazývaný „hydroniový ión“ (H 3 O+). Avšak aj v tomto prípade sú takéto solvatované vodíkové katióny reálnejšie vnímané ako organizované zhluky, ktoré tvoria druhy blízke H 9O+4. Iné oxóniové ióny sa nachádzajú, keď je voda v kyslom roztoku s inými rozpúšťadlami. Napriek tomu, že je na Zemi exotický, jeden z najbežnejších iónov vo vesmíre je H+3, známy ako protónovaný molekulárny vodík alebo trivodíkový katión.
izotopy
Vodík má tri prirodzene sa vyskytujúce izotopy, označené 1H, 2H a 3H. Iné vysoko nestabilné jadrá (4H až 7H) boli syntetizované v laboratóriu, ale neboli pozorované v prírode. 1H je najbežnejší izotop vodíka s množstvom viac ako 99,98%. Keďže jadro tohto izotopu pozostáva iba z jedného protónu, dostal popisný, ale zriedkavo používaný formálny názov protium. 2H, iné stabilný izotop vodík je známy ako deutérium a v jadre obsahuje jeden protón a jeden neutrón. Predpokladá sa, že všetko deutérium vo vesmíre bolo vyrobené počas veľký tresk a odvtedy existuje. Deutérium nie je rádioaktívny prvok a nepredstavuje významné riziko toxicity. Voda obohatená o molekuly, ktoré namiesto normálneho vodíka obsahujú deutérium, sa nazýva ťažká voda. Deutérium a jeho zlúčeniny sa používajú ako nerádioaktívna značka v chemických experimentoch a v rozpúšťadlách pre 1H-NMR spektroskopiu. Ťažká voda sa používa ako moderátor neutrónov a chladivo pre jadrové reaktory. Deutérium je tiež potenciálne palivo pre komerčné účely jadrovej fúzie. 3H je známy ako trícium a v jadre obsahuje jeden protón a dva neutróny. Je rádioaktívny, rozpadom beta sa rozpadá na hélium-3 s polčasom rozpadu 12,32 roka. Je tak rádioaktívny, že sa dá použiť do svietiacej farby, vďaka čomu je užitočný napríklad pri výrobe hodiniek so svietiacimi ciferníkmi. Sklo zabraňuje úniku malého množstva žiarenia. Vzniká malé množstvo trícia prirodzene pri interakcii kozmického žiarenia s atmosférickými plynmi; trícium sa tiež uvoľnilo počas testovania jadrových zbraní. Používa sa pri reakciách jadrovej fúzie ako indikátor izotopovej geochémie a v špecializovaných samonapájacích osvetľovacích zariadeniach. Trícium sa tiež používa v experimentoch s chemickým a biologickým označovaním ako rádioaktívna značka. Vodík je jediný prvok, ktorý má rôzne mená pre svoje izotopy, ktoré sú dnes široko používané. Počas skoré učenie rádioaktivita, rôzne ťažké rádioaktívne izotopy boli uvedené vlastné mená, ale takéto názvy sa už nepoužívajú, s výnimkou deutéria a trícia. Symboly D a T (namiesto 2H a 3H) sa niekedy používajú pre deutérium a trícium, ale zodpovedajúci symbol pre protium P sa už používa pre fosfor, a preto nie je dostupný pre prótum. Vo svojich usmerneniach pre názvoslovie medzinárodná úniaČistá a aplikovaná chémia umožňuje použiť ktorýkoľvek zo symbolov z D, T, 2H a 3H, hoci 2H a 3H sú výhodné. Exotický atóm miónia (symbol Mu), pozostávajúci z antimiónu a elektrónu, sa tiež niekedy považuje za ľahký rádioizotop vodíka kvôli rozdielu hmotnosti medzi antimiónom a elektrónom, ktorý bol objavený v roku 1960. Počas životnosti miónu, 2,2 μs, môže miónium vstúpiť do zlúčenín ako je chlorid muónny (MuCl) alebo muonid sodný (NaMu), podobne ako chlorovodík a hydrid sodný.
Príbeh
Objav a použitie
V roku 1671 Robert Boyle objavil a opísal reakciu medzi železné piliny a zriedené kyseliny, čo vedie k plynnému vodíku. V roku 1766 Henry Cavendish ako prvý rozpoznal plynný vodík ako diskrétnu látku a nazval ho „horľavým vzduchom“ kvôli reakcii kov-kyselina. Navrhol, že „horľavý vzduch“ je v skutočnosti identický s hypotetickou látkou nazývanou „flogistón“ a v roku 1781 opäť zistil, že plyn pri spaľovaní produkuje vodu. Predpokladá sa, že to bol on, kto objavil vodík ako prvok. V roku 1783 Antoine Lavoisier dal prvku názov vodík (z gréckeho ὑδρο-hydro znamená „voda“ a gény -γενής znamená „stvoriteľ“), keď spolu s Laplaceom reprodukovali Cavendishove údaje, že voda vznikla pri spaľovaní vodíka. Lavoisier vyrábal vodík pre svoje experimenty so zachovaním masy reakciou prúdu pary s kovovým železom cez žiarovku zahrievanú v ohni. Anaeróbna oxidácia železa protónmi vody pri vysokej teplote môže byť schematicky znázornená súborom nasledujúcich reakcií:
Fe + H2O → FeO + H2
2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2
3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2
Mnohé kovy, ako napríklad zirkónium, podliehajú podobnej reakcii s vodou za vzniku vodíka. Vodík prvýkrát skvapalnil James Dewar v roku 1898 pomocou regeneračného chladenia a jeho vynálezu, vákuovej banky. Nasledujúci rok vyrobil pevný vodík. Deutérium objavil v decembri 1931 Harold Uray a trícium pripravili v roku 1934 Ernest Rutherford, Mark Oliphant a Paul Harteck. Ťažkú vodu, ktorá sa namiesto obyčajného vodíka skladá z deutéria, objavila Yureyho skupina v roku 1932. François Isaac de Rivaz postavil prvý motor „Rivaz“, spaľovací motor poháňaný vodíkom a kyslíkom, v roku 1806. Edward Daniel Clark vynašiel vodíkovú plynovú trubicu v roku 1819. Döbereinerova oceľ (prvý plnohodnotný zapaľovač) bola vynájdená v roku 1823. Prvý vodíkový balón vynašiel Jacques Charles v roku 1783. Vodík umožnil vzostup prvej spoľahlivej formy leteckej dopravy po vynáleze prvej vzducholode na vodík v roku 1852 Henrim Giffardom. Nemecký gróf Ferdinand von Zeppelin propagoval myšlienku pevných vzducholodí zdvíhaných do vzduchu vodíkom, ktoré sa neskôr nazývali Zeppeliny; prvý z nich letel prvýkrát v roku 1900. Pravidelné lety sa začali v roku 1910 a do vypuknutia 1. svetovej vojny v auguste 1914 prepravili bez väčších incidentov 35 000 pasažierov. Počas vojny sa vodíkové vzducholode používali ako pozorovacie plošiny a bombardéry. Prvý transatlantický let bez medzipristátia uskutočnila britská vzducholoď R34 v roku 1919. Pravidelná osobná doprava bola obnovená v 20. rokoch 20. storočia a objavenie zásob hélia v USA malo zlepšiť bezpečnosť letectva, ale americká vláda odmietla predávať plyn na tento účel, a tak bol H2 použitý vo vzducholode Hindenburg, ktorá bola zničená v r. Milánsky požiar v New Jersey 6. mája 1937. Incident bol vysielaný naživo v rádiu a natáčaný na video. Všeobecne sa predpokladalo, že príčinou vznietenia bol únik vodíka, avšak následné štúdie naznačujú, že poťah hliníkovej tkaniny sa zapálil statickou elektrinou. Ale v tom čase už bola povesť vodíka ako zdvíhacieho plynu poškodená. V tom istom roku bol prvý vodíkom chladený turbogenerátor s plynným vodíkom ako chladivom v rotore a statore uvedený do prevádzky v roku 1937 v Daytone, Ohio, spoločnosťou Dayton Power & Light Co.; kvôli tepelnej vodivosti plynného vodíka je to dnes najbežnejší plyn na použitie v tejto oblasti. Nikel-vodíková batéria bola prvýkrát použitá v roku 1977 na palube amerického navigačného technologického satelitu 2 (NTS-2). ISS, Mars Odyssey a Mars Global Surveyor sú vybavené niklovo-vodíkovými batériami. V tmavej časti svojej obežnej dráhy vesmírny ďalekohľad Hubbleov teleskop je poháňaný aj niklovo-vodíkovými batériami, ktoré boli nakoniec vymenené v máji 2009, viac ako 19 rokov po štarte a 13 rokov po ich skonštruovaní.
Úloha v kvantovej teórii
Kvôli svojej jednoduchej atómovej štruktúre iba protónu a elektrónu bol atóm vodíka spolu so spektrom svetla, ktoré z neho vytvára alebo absorbuje, ústredným bodom vývoja teórie atómovej štruktúry. Okrem toho štúdium zodpovedajúcej jednoduchosti molekuly vodíka a zodpovedajúceho katiónu H + 2 viedlo k pochopeniu povahy chemickej väzby, ktorá čoskoro nasledovala po fyzikálnom spracovaní atómu vodíka v kvantovej mechanike v polovici roku 2020. Jeden z prvých kvantové efekty ktoré boli explicitne pozorované (ale v tom čase nepochopené) bolo Maxwellovo pozorovanie zahŕňajúce vodík pol storočia predtým, ako existovala úplná kvantová mechanická teória. Maxwell si to všimol špecifické teplo H2 ireverzibilne odchádza z dvojatómového plynu pod izbovú teplotu a začína sa čoraz viac podobať špecifickej tepelnej kapacite jednoatómového plynu pri kryogénnych teplotách. Podľa kvantovej teórie toto správanie vyplýva z rozmiestnenia (kvantovaných) rotačných energetických hladín, ktoré sú obzvlášť široko rozmiestnené v H2 kvôli jeho nízkej hmotnosti. Tieto široko rozmiestnené úrovne zabraňujú rovnomernému rozdeleniu tepelnej energie na rotačný pohyb vo vodíku pri nízkych teplotách. Rozsievkové plyny, ktoré sú zložené z ťažších atómov, nemajú tak široko rozmiestnené hladiny a nevykazujú rovnaký účinok. Antivodík je antimateriálový analóg vodíka. Pozostáva z antiprotónu s pozitrónom. Antivodík je jediný typ atóm antihmoty, ktorý bol získaný v roku 2015.
Byť v prírode
Vodík je najrozšírenejší chemický prvok vo vesmíre, ktorý tvorí 75 % hmotnosti normálnej hmoty a viac ako 90 % počtu atómov. (Väčšina hmoty vesmíru však nie je v tejto forme chemický prvok, ale predpokladá sa, že má zatiaľ neobjavené masové formy, ako napr temná hmota a temnej energie.) Tento prvok sa nachádza vo veľkom množstve vo hviezdach a plynových obrov. Molekulové oblaky H2 sú spojené s tvorbou hviezd. Vodík hrá zásadnú úlohu pri zapínaní hviezd prostredníctvom protón-protónovej reakcie a jadrovej fúzie cyklu CNO. Na celom svete sa vodík vyskytuje hlavne v atómových a plazmových stavoch s vlastnosťami celkom odlišnými od vlastností molekulárneho vodíka. Ako plazma, elektrón a protón vodíka nie sú navzájom viazané, čo má za následok veľmi vysoká elektrická vodivosť a vysoká emisivita (generovanie svetla zo Slnka a iných hviezd). Nabité častice sú silne ovplyvnené magnetickým a elektrické polia. Napríklad v slnečnom vetre interagujú s magnetosférou Zeme a vytvárajú Birkelandské prúdy a polárnu žiaru. Vodík je v medzihviezdnom prostredí v neutrálnom atómovom stave. Predpokladá sa, že veľké množstvo neutrálneho vodíka, ktoré sa nachádza v nestálych systémoch Liman-alfa, dominuje kozmologickej baryónovej hustote vesmíru až po červený posun z = 4. Za normálnych podmienok na Zemi existuje elementárny vodík ako dvojatómový plyn H2. Plynný vodík je však v zemskej atmosfére veľmi vzácny (1 ppm objemovo) vďaka svojej nízkej hmotnosti, ktorá mu umožňuje ľahšie vzdorovať zemskej gravitácii ako ťažšie plyny. Vodík je však tretím najrozšírenejším prvkom na zemskom povrchu, existuje predovšetkým vo forme chemických zlúčenín, ako sú uhľovodíky a voda. Plynný vodík je produkovaný niektorými baktériami a riasami a je prirodzenou súčasťou flauty, rovnako ako metán, ktorý je čoraz významnejším zdrojom vodíka. Molekulová forma nazývaná protónovaný molekulárny vodík (H+3) sa nachádza v medzihviezdnom prostredí, kde vzniká ionizáciou molekulárneho vodíka z kozmického žiarenia. Tento nabitý ión bol tiež pozorovaný v horná atmosféra planéta Jupiter. Ión je relatívne stabilný v prostredí vďaka svojej nízkej teplote a hustote. H+3 je jedným z najrozšírenejších iónov vo vesmíre a hrá významnú úlohu v chémii medzihviezdneho média. Neutrálny trojatómový vodík H3 môže existovať iba v excitovanej forme a je nestabilný. Naproti tomu kladný molekulárny vodíkový ión (H+2) je vzácnou molekulou vo vesmíre.
Výroba vodíka
H2 sa vyrába v chemických a biologických laboratóriách, často ako vedľajší produkt iných reakcií; v priemysle na hydrogenáciu nenasýtených substrátov; a v prírode ako prostriedok na vytesňovanie redukčných ekvivalentov v biochemických reakciách.
Parné reformovanie
Vodík sa dá získať viacerými spôsobmi, no najhospodárnejšie dôležité procesy zahŕňajú odstraňovanie vodíka z uhľovodíkov, keďže asi 95 % produkcie vodíka v roku 2000 pochádzalo z parného reformovania. Komerčne sa veľké objemy vodíka zvyčajne vyrábajú parným reformovaním zemného plynu. Pri vysokých teplotách (1000-1400 K, 700-1100 °C alebo 1300-2000 °F) para (para) reaguje s metánom za vzniku oxidu uhoľnatého a H2.
CH4 + H2O → CO + 3 H2
Táto reakcia prebieha najlepšie pri nízkych tlakoch, ale napriek tomu sa môže uskutočniť pri vysoké tlaky(2,0 MPa, 20 atm alebo 600 palcov ortuti). Je to preto, že vysokotlakový H2 je najobľúbenejší produkt a tlakové čistiace systémy prehriatím fungujú lepšie pri vyšších tlakoch. Zmes produktov je známa ako „syntézny plyn“, pretože sa často používa priamo na výrobu metanolu a príbuzných zlúčenín. Uhľovodíky iné ako metán možno použiť na výrobu syntézneho plynu s rôznymi pomermi produktov. Jednou z mnohých komplikácií tejto vysoko optimalizovanej technológie je tvorba koksu alebo uhlíka:
CH4 -> C + 2 H2
Preto sa pri reformovaní parou zvyčajne používa nadbytok H2O. Ďalší vodík sa môže získať z pary pomocou oxidu uhoľnatého pomocou reakcie na zmenu vodného plynu, najmä použitím katalyzátora na báze oxidu železa. Táto reakcia je tiež bežným priemyselným zdrojom oxidu uhličitého:
CO + H2O → CO2 + H2
Iné dôležité metódy pre H2 zahŕňajú čiastočnú oxidáciu uhľovodíkov:
2 CH4 + 02 → 2 CO + 4 H2
A uhoľná reakcia, ktorá môže slúžiť ako predohra k posunovej reakcii opísanej vyššie:
C + H2O → CO + H2
Niekedy sa vodík vyrába a spotrebúva v rovnakom priemyselnom procese bez separácie. V Haberovom procese výroby čpavku vzniká vodík zo zemného plynu. Elektrolýza soľného roztoku na výrobu chlóru tiež produkuje vodík ako vedľajší produkt.
kyselina kovová
V laboratóriu sa H2 zvyčajne vyrába reakciou zriedených neoxidačných kyselín s určitými reaktívnymi kovmi, ako je zinok, pomocou prístroja Kipp.
Zn + 2 H + → Zn2 + + H2
Hliník môže tiež produkovať H2, ak je ošetrený zásadami:
2 Al + 6 H2O + 2 OH- → 2 Al (OH) -4 + 3 H2
Elektrolýza vody je jednoduchý spôsob výroby vodíka. Vodou preteká nízkonapäťový prúd a a plynný kyslík pričom na katóde vzniká plynný vodík. Typicky je katóda vyrobená z platiny alebo iného inertného kovu pri výrobe vodíka na skladovanie. Ak však má byť plyn spaľovaný in situ, je žiaduca prítomnosť kyslíka na podporu horenia, a preto budú obe elektródy vyrobené z inertných kovov. (Napríklad železo oxiduje a tým znižuje množstvo uvoľneného kyslíka). Teoretická maximálna účinnosť (použitá elektrická energia vo vzťahu k energetickej hodnote vyrobeného vodíka) je v rozmedzí 80-94%.
2 H2O (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)
Na výrobu vodíka možno použiť zliatinu hliníka a gália vo forme granúl pridaných do vody. Tento proces tiež produkuje oxid hlinitý, ale drahé gálium, ktoré zabraňuje tvorbe oxidovej kože na peletách, je možné znova použiť. To má dôležité potenciálne dôsledky pre ekonomiku vodíka, pretože vodík sa môže vyrábať lokálne a nie je potrebné ho prepravovať.
Termochemické vlastnosti
Existuje viac ako 200 termochemických cyklov, ktoré možno použiť na oddelenie vody, asi tucet z týchto cyklov, ako je cyklus oxidu železa, cyklus oxidu céru (IV), cyklus oxidu céru (III), oxid zinku a zinku. Cyklus síry a jódu, cyklus medi a hybridný cyklus chlóru a síry sú predmetom výskumu a testovania na výrobu vodíka a kyslíka z vody a tepla bez použitia elektriny. Množstvo laboratórií (vrátane laboratórií vo Francúzsku, Nemecku, Grécku, Japonsku a USA) vyvíja termochemické metódy na výrobu vodíka z solárna energia a vodou.
Anaeróbna korózia
V anaeróbnych podmienkach sa zliatiny železa a ocele pomaly oxidujú protónmi vody, pričom sa redukujú na molekulárny vodík (H2). Anaeróbna korózia železa vedie najskôr k tvorbe hydroxidu železa (zelená hrdza) a možno ju opísať nasledovnou reakciou: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. Na druhej strane, v anaeróbnych podmienkach môže byť hydroxid železitý (Fe (OH) 2) oxidovaný protónmi vody za vzniku magnetitu a molekulárneho vodíka. Tento proces je opísaný Shikorrovou reakciou: 3 Fe (OH) 2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2 hydroxid železitý → horčík + voda + vodík. Dobre vykryštalizovaný magnetit (Fe3O4) je termodynamicky stabilnejší ako hydroxid železitý (Fe(OH)2). K tomuto procesu dochádza počas anaeróbnej korózie železa a ocele v anoxickej podzemnej vode a pri regenerácii pôdy pod hladinou podzemnej vody.
Geologický pôvod: serpentinizačná reakcia
Pri nedostatku kyslíka (O2) v hĺbke geologické pomery, prevládajúci ďaleko od zemskej atmosféry, vodík (H2) vzniká v procese serpentinizácie anaeróbnou oxidáciou vodnými protónmi (H+) kremičitanu železa (Fe2 +) prítomného v kryštálovej mriežke fayalitu (Fe2SiO4, olivín-železný minerál) . Zodpovedajúca reakcia vedúca k vzniku magnetitu (Fe3O4), kremeňa (SiO2) a vodíka (H2): 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 fayalit + voda → magnetit + kremeň + vodík. Táto reakcia sa veľmi podobá Shikorrovej reakcii pozorovanej pri anaeróbnej oxidácii hydroxidu železa v kontakte s vodou.
Tvorba v transformátoroch
Zo všetkých nebezpečných plynov produkovaných v výkonových transformátoroch je vodík najbežnejší a vzniká pri väčšine porúch; tvorba vodíka je teda skorým znakom vážne problémy v životný cyklus transformátor.
Aplikácie
Spotreba v rôznych procesoch
Veľké množstvá H2 sú potrebné v ropnom a chemickom priemysle. Najväčšie využitie H2 je na spracovanie („zušľachťovanie“) fosílnych palív a na výrobu amoniaku. V petrochemických závodoch sa H2 používa pri hydrodealkylácii, hydrodesulfurizácii a hydrokrakovaní. H2 má niekoľko ďalších dôležitých využití. H2 sa používa ako hydrogenačné činidlo, najmä na zvýšenie úrovne nasýtenia nenasýtených tukov a olejov (nachádzajú sa v produktoch, ako je margarín), a pri výrobe metanolu. Je tiež zdrojom vodíka pri výrobe kyseliny chlorovodíkovej. H2 sa tiež používa ako redukčné činidlo pre kovové rudy. Vodík je vysoko rozpustný v mnohých kovoch vzácnych zemín a prechodných kovoch a je rozpustný v nanokryštalických aj amorfných kovoch. Rozpustnosť vodíka v kovoch závisí od lokálnych deformácií alebo nečistôt v kryštálovej mriežke. To môže byť užitočné, keď sa vodík čistí prechodom cez horúce paládiové kotúče, ale vysoká rozpustnosť plynu je metalurgický problém, ktorý krehne mnohé kovy, čo komplikuje konštrukciu potrubí a skladovacích nádrží. Okrem toho, že sa H2 používa ako činidlo, má širokú škálu aplikácií vo fyzike a inžinierstve. Používa sa ako ochranný plyn pri metódach zvárania, ako je atómové vodíkové zváranie. H2 sa používa ako chladivo rotorov v elektrických generátoroch v elektrárňach, pretože má najviac vysoká tepelná vodivosť medzi všetkými plynmi. Kvapalný H2 sa používa v kryogénnom výskume, vrátane výskumu supravodivosti. Pretože H2 je ľahší ako vzduch a má len niečo málo cez 1/14 hustoty vzduchu, bol kedysi široko používaný ako zdvíhací plyn v balóny a vzducholode. V novších aplikáciách sa vodík používa čistý alebo zmiešaný s dusíkom (niekedy nazývaný formovací plyn) ako sledovací plyn na okamžitú detekciu úniku. Vodík sa používa v automobilovom, chemickom, energetickom, leteckom a telekomunikačnom priemysle. Vodík je povolený potravinový doplnok(E 949), ktorý umožňuje testovanie tesnosti produkty na jedenie, okrem iných antioxidačných vlastností. Špecifické využitie majú aj vzácne izotopy vodíka. Deutérium (vodík-2) sa používa v aplikáciách jadrového štiepenia ako moderátor pomalé neutróny a pri reakciách jadrovej fúzie. Zlúčeniny deutéria sa používajú v oblasti chémie a biológie pri štúdiu izotopových účinkov reakcie. Trícium (vodík-3), produkované v jadrových reaktoroch, sa používa pri výrobe vodíkových bômb, ako izotopový marker v biologických vedách a ako zdroj žiarenia vo svietiacich farbách. Teplota trojitý bod určujúci je rovnovážny vodík pevný bod v teplotná stupnica ITS-90 pri 13,8033 Kelvina.
Chladiace médium
Vodík sa bežne používa v elektrárňach ako chladivo v generátoroch vďaka množstvu priaznivých vlastností, ktoré sú priamym výsledkom jeho ľahkých dvojatómových molekúl. Patrí medzi ne nízka hustota, nízka viskozita a najvyššia merná tepelná kapacita a tepelná vodivosť akéhokoľvek plynu.
Nosič energie
Vodík nie je energetickým zdrojom, s výnimkou hypotetického kontextu komerčných fúznych elektrární využívajúcich deutérium alebo trícium, čo je technológia, ktorá v súčasnosti nie je ani zďaleka vyspelá. Energia Slnka pochádza z jadrovej fúzie vodíka, ale tento proces je na Zemi ťažko dosiahnuteľný. Elementárny vodík zo solárnych, biologických alebo elektrických zdrojov si vyžaduje viac energie na jeho výrobu, než na jeho spálenie, takže v týchto prípadoch vodík funguje ako nosič energie, podobne ako batéria. Vodík možno získať z fosílnych zdrojov (ako je metán), ale tieto zdroje sú vyčerpateľné. Hustota energie na jednotku objemu kvapalného vodíka aj stlačeného plynného vodíka pri akomkoľvek prakticky dosiahnuteľnom tlaku je výrazne nižšia ako pri konvenčných zdrojoch energie, hoci hustota energie na jednotku hmotnosti paliva je vyššia. Elementárny vodík bol však široko diskutovaný v energetickom kontexte ako možný budúci nosič energie v celej ekonomike. Napríklad sekvestrácia CO2 nasledovaná zachytávaním a ukladaním uhlíka by sa mohla uskutočniť v mieste výroby H2 z fosílnych palív. Vodík používaný v doprave bude spaľovať relatívne čisto, s určitými emisiami NOx, ale bez emisií uhlíka. Náklady na infraštruktúru spojené s úplnou konverziou na vodíkové hospodárstvo však budú značné. palivové články dokáže premieňať vodík a kyslík priamo na elektrinu efektívnejšie ako spaľovacie motory.
polovodičový priemysel
Vodík sa používa na nasýtenie visiacich väzieb amorfného kremíka a amorfného uhlíka, čo pomáha stabilizovať vlastnosti materiálu. Je tiež potenciálnym donorom elektrónov v rôznych oxidových materiáloch vrátane ZnO, SnO2, CdO, MgO, ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO3 a SrZrO3.
biologické reakcie
H2 je produktom niektorých typov anaeróbneho metabolizmu a je produkovaný niekoľkými mikroorganizmami, zvyčajne prostredníctvom reakcií katalyzovaných enzýmami obsahujúcimi železo alebo nikel nazývanými hydrogenázy. Tieto enzýmy katalyzujú reverzibilnú redoxnú reakciu medzi H2 a jeho dvoma protónovými a dvoma elektrónovými zložkami. K tvorbe plynného vodíka dochádza prenosom redukčných ekvivalentov produkovaných fermentáciou pyruvátu do vody. Prirodzený cyklus výroby a spotreby vodíka organizmami sa nazýva vodíkový cyklus. Štiepenie vody, proces, pri ktorom sa voda rozkladá na jej základné protóny, elektróny a kyslík, sa vyskytuje pri svetelných reakciách vo všetkých fotosyntetických organizmoch. Niektoré takéto organizmy, vrátane rias Chlamydomonas Reinhardtii a cyanobaktérií, vyvinuli druhú fázu temných reakcií, v ktorých sa protóny a elektróny redukujú na plyn H2 špecializovanými hydrogenázami v chloroplastoch. Uskutočnili sa pokusy o genetickú modifikáciu hydráz siníc, aby sa efektívne syntetizoval plyn H2 aj v prítomnosti kyslíka. Vynaložilo sa aj úsilie s použitím geneticky modifikovaných rias v bioreaktore.
