Začať zvažovať chemické a fyzikálne vlastnosti vodík, treba poznamenať, že v bežnom stave je tento chemický prvok v plynnej forme. Bezfarebný plynný vodík je bez zápachu a chuti. Prvýkrát bol tento chemický prvok nazvaný vodík po tom, čo vedec A. Lavoisier uskutočnil experimenty s vodou, podľa ktorých výsledkov svetová veda zistila, že voda je viaczložková kvapalina, ktorej súčasťou je aj vodík. K tejto udalosti došlo v roku 1787, no už dávno pred týmto dátumom bol vodík známy vedcom pod názvom „horľavý plyn“.
Vodík v prírode
Podľa vedcov sa vodík nachádza v zemská kôra a vo vode (približne 11,2 % celkovej vody). Tento plyn je súčasťou mnohých minerálov, ktoré ľudstvo ťaží z útrob zeme po stáročia. Vlastnosti vodíka sú čiastočne charakteristické pre ropu, zemné plyny a íl, pre živočíšne a rastlinné organizmy. Ale v čistej forme, to znamená, že nie je kombinovaný s inými chemickými prvkami periodickej tabuľky, tento plyn je v prírode mimoriadne vzácny. Tento plyn môže pri sopečných erupciách uniknúť na zemský povrch. Voľný vodík je v atmosfére prítomný v stopových množstvách.
Chemické vlastnosti vodíka
Pretože chemické vlastnosti vodíka nie sú jednotné, patrí tento chemický prvok do skupiny I Mendelejevovho systému aj do skupiny VII systému. Ako zástupca prvej skupiny je vodík v skutočnosti alkalický kov, ktorý má oxidačný stav +1 vo väčšine zlúčenín, v ktorých je zahrnutý. Rovnaká valencia je charakteristická pre sodík a iné alkalické kovy. Vzhľadom na tieto chemické vlastnosti sa vodík považuje za prvok podobný týmto kovom.
Ak hovoríme o hydridoch kovov, potom má vodíkový ión zápornú valenciu - jeho oxidačný stav je -1. Na + H- sa vytvára rovnakým spôsobom ako chlorid Na + Cl-. Táto skutočnosť je dôvodom priradenia vodíka do skupiny VII Mendelejevovho systému. Vodík, ktorý je v stave molekuly, za predpokladu, že je v bežnom prostredí, je neaktívny a môže sa spájať iba s nekovmi, ktoré sú preň aktívnejšie. Medzi takéto kovy patrí fluór, v prítomnosti svetla sa vodík spája s chlórom. Ak sa vodík zahrieva, stáva sa aktívnejším a reaguje s mnohými prvkami periodického systému Mendelejeva.
Atómový vodík vykazuje aktívnejšie chemické vlastnosti ako molekulárny vodík. Molekuly kyslíka tvoria vodu - H2 + 1/2O2 = H2O. Pri interakcii vodíka s halogénmi vznikajú halogenovodíky H2 + Cl2 = 2HCl a vodík vstupuje do tejto reakcie v neprítomnosti svetla a pri dostatočne vysokých negatívnych teplotách - až - 252 ° C. Chemické vlastnosti vodík umožňuje jeho použitie na redukciu mnohých kovov, pretože keď vodík reaguje, absorbuje kyslík z oxidov kovov, napríklad CuO + H2 = Cu + H2O. Vodík sa podieľa na tvorbe amoniaku, pričom pri reakcii interaguje s dusíkom 3H2 + N2 = 2NH3, ale za podmienky, že sa použije katalyzátor a zvýši sa teplota a tlak.
Energetická reakcia nastáva, keď vodík interaguje so sírou v reakcii H2 + S = H2S, čo vedie k vzniku sírovodíka. Interakcia vodíka s telúrom a selénom je o niečo menej aktívna. Ak tam nie je katalyzátor, tak reaguje s čistým uhlíkom, vodíkom len za podmienky, že vznikajú vysoké teploty. 2H2 + C (amorfný) = CH4 (metán). V procese aktivity vodíka s niektorými alkalickými a inými kovmi sa získajú hydridy, napríklad H2 + 2Li = 2LiH.
Fyzikálne vlastnosti vodíka
Vodík je veľmi ľahká chemikália. Vedci prinajmenšom tvrdia, že v súčasnosti neexistuje ľahšia látka ako vodík. Jeho hmotnosť je 14,4-krát ľahšia ako vzduch, jeho hustota je 0,0899 g/l pri 0°C. Pri teplotách -259,1 ° C je vodík schopný topiť - to je veľmi kritická teplota, ktorá nie je typická pre transformáciu väčšiny chemických zlúčenín z jedného stavu do druhého. Len taký prvok, akým je hélium, v tomto smere prevyšuje fyzikálne vlastnosti vodíka. Skvapalňovanie vodíka je náročné, pretože jeho kritická teplota je (-240°C). Vodík je plyn, ktorý produkuje najviac tepla zo všetkých, ktoré ľudstvo pozná. Všetky vyššie opísané vlastnosti sú najvýznamnejšími fyzikálnymi vlastnosťami vodíka, ktoré človek využíva na špecifické účely. Tieto vlastnosti sú tiež najdôležitejšie pre modernú vedu.
Vodík H je najbežnejším prvkom vo vesmíre (asi 75% hmotnosti), na Zemi je to deviaty najbežnejší prvok. Najdôležitejšou prírodnou zlúčeninou vodíka je voda.
Vodík je na prvom mieste v periodickej tabuľke (Z = 1). Má najjednoduchšiu štruktúru atómu: jadro atómu je 1 protón, obklopené elektrónovým oblakom pozostávajúcim z 1 elektrónu.
Za určitých podmienok vodík vykazuje kovové vlastnosti (daruje elektrón), v iných - nekovový (prijíma elektrón).
V prírode sa nachádzajú izotopy vodíka: 1H - protium (jadro pozostáva z jedného protónu), 2H - deutérium (D - jadro pozostáva z jedného protónu a jedného neutrónu), 3H - trícium (T - jadro sa skladá z jedného protónu a dvoch neutróny).
Jednoduchá látka vodík
Molekula vodíka pozostáva z dvoch atómov spojených nepolárnou kovalentnou väzbou.
fyzikálne vlastnosti. Vodík je bezfarebný, netoxický plyn bez zápachu a chuti. Molekula vodíka nie je polárna. Preto sú sily medzimolekulovej interakcie v plynnom vodíku malé. To sa prejavuje v nízke teploty varu (-252,6 0С) a topenia (-259,2 0С).
Vodík je ľahší ako vzduch, D (vo vzduchu) = 0,069; mierne rozpustný vo vode (2 objemy H2 sa rozpustia v 100 objemoch H2O). Preto sa vodík, keď sa vyrába v laboratóriu, môže zbierať metódami vytláčania vzduchu alebo vody.
Získavanie vodíka
V laboratóriu:
1. Pôsobenie zriedených kyselín na kovy:
Zn +2HCl -> ZnCl2+H2
2. Interakcia alkalických a sh-z kovy s vodou:
Ca + 2H20 -> Ca (OH)2 + H2
3. Hydrolýza hydridov: hydridy kovov sa vodou ľahko rozložia za vzniku zodpovedajúcej alkálie a vodíka:
NaH + H20 → NaOH + H2
CaH2 + 2H20 \u003d Ca (OH)2 + 2H2
4. Pôsobenie alkálií na zinok alebo hliník alebo kremík:
2Al + 2NaOH + 6H20 -> 2Na + 3H 2
Zn + 2KOH + 2H20 → K2 + H2
Si + 2NaOH + H20 → Na2Si03 + 2H 2
5. Elektrolýza vody. Na zvýšenie elektrickej vodivosti vody sa do vody pridáva elektrolyt, napríklad NaOH, H2SO4 alebo Na2S04. Na katóde sa tvoria 2 objemy vodíka, na anóde - 1 objem kyslíka.
2H20 -> 2H2+02
Priemyselná výroba vodíka
1. Konverzia metánu parou, Ni 800 °C (najlacnejšia):
CH4 + H20 → CO + 3 H2
CO + H20 → CO2 + H2
Spolu:
CH4 + 2 H20 -> 4 H2 + C02
2. Vodná para cez horúci koks pri 1000 o C:
C + H20 → CO + H2
CO + H20 → CO2 + H2
Výsledný oxid uhoľnatý (IV) je absorbovaný vodou, týmto spôsobom sa získa 50 % priemyselného vodíka.
3. Zahriatím metánu na 350 °C v prítomnosti železného alebo niklového katalyzátora:
CH4 -> C + 2H 2
4. Elektrolýza vodných roztokov KCl alebo NaCl ako vedľajší produkt:
2H20 + 2NaCl -> Cl2 + H2 + 2NaOH
Chemické vlastnosti vodíka
- V zlúčeninách je vodík vždy monovalentný. Má oxidačný stav +1, ale v hydridoch kovov je -1.
- Molekula vodíka pozostáva z dvoch atómov. Vznik väzby medzi nimi sa vysvetľuje vytvorením zovšeobecneného páru elektrónov H: H alebo H 2
- Vďaka tomuto zovšeobecneniu elektrónov je molekula H 2 energeticky stabilnejšia ako jej jednotlivé atómy. Na rozbitie molekuly na atómy v 1 mole vodíka je potrebné vynaložiť energiu 436 kJ: H 2 \u003d 2H, ∆H ° \u003d 436 kJ / mol
- To vysvetľuje relatívne nízku aktivitu molekulárneho vodíka pri bežnej teplote.
- S mnohými nekovmi tvorí vodík plynné zlúčeniny ako RN 4, RN 3, RN 2, RN.
1) Vytvára halogenovodíky s halogénmi:
H2 + Cl2 -> 2HCl.
Zároveň exploduje s fluórom, s chlórom a brómom reaguje len pri osvetlení alebo zahriatí a s jódom iba pri zahriatí.
2) S kyslíkom:
2H2 + 02 -> 2H20
s uvoľňovaním tepla. Pri bežných teplotách reakcia prebieha pomaly, nad 550 ° C - s výbuchom. Zmes 2 objemov H 2 a 1 objemu O 2 sa nazýva výbušný plyn.
3) Pri zahrievaní prudko reaguje so sírou (oveľa ťažšie so selénom a telúrom):
H 2 + S → H 2 S (sírovodík),
4) S dusíkom s tvorbou amoniaku len na katalyzátore a pri zvýšených teplotách a tlakoch:
ZN2 + N2 -> 2NH3
5) S uhlíkom pri vysokých teplotách:
2H2 + C → CH4 (metán)
6) Vytvára hydridy s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín (vodík je oxidačné činidlo):
H2 + 2Li -> 2LiH
v hydridoch kovov je vodíkový ión negatívne nabitý (oxidačný stav -1), to znamená, že hydrid Na + H - je vytvorený ako chlorid Na + Cl -
S komplexnými látkami:
7) S oxidmi kovov (používané na obnovu kovov):
CuO + H2 -> Cu + H20
Fe304 + 4H2 -> 3Fe + 4H20
8) s oxidom uhoľnatým (II):
CO + 2H2 -> CH30H
Syntéza - plyn (zmes vodíka a oxidu uhoľnatého) má veľký praktický význam, pretože v závislosti od teploty, tlaku a katalyzátora vznikajú rôzne organické zlúčeniny, napríklad HCHO, CH 3 OH a iné.
9) Nenasýtené uhľovodíky reagujú s vodíkom a menia sa na nasýtené:
CnH2n + H2 -> CnH2n+2.
V periodickom systéme sa vodík 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 mnohé komplexné zlúčeniny, organogénne a biogénne prvky. 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. Žiaľ, 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 uskutočnili 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 je jednoduchá látka, a preto je jednou z hlavných chemické prvky. Nazval to 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 (iba 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. Vodík má spomedzi všetkých plynov 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). V kvapalnom stave je látka veľmi ľahká (hustota - 0,0708 g / cm³ pri t ° \u003d -253 ° C) a tekutá (viskozita - 13,8 ° C 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 má vodíkový ión negatívny 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 zaradený do skupiny VII Mendelejevovho systému.
Za normálnych podmienok má molekulárny vodík nízku aktivitu a priamo sa kombinuje iba s najaktívnejšími nekovmi (s fluórom a chlórom, s druhým - na svetle). Na druhej strane pri zahrievaní 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 dosť pomaly a pri t ° >= 550 ° С je nekontrolovaná. Výbušné limity zmesi vodíka + kyslíka sú 4 – 94 % H2 a zmesí vodík + vzduch 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), s brómom a chlórom reaguje len pri zahrievaní alebo osvetlení a s 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 pri vysokých teplotách:
2H2 + C (amorfný) = CH4 (metán).
Táto látka priamo reaguje s niektorými kovmi (alkálie, alkalické zeminy a iné), pričom vytvára hydridy, napr.
H₂ + 2Li = 2LiH.
Nemalý praktický význam 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. Určuje 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). Jednou z najdôležitejších metód výroby materiálu zo zemného plynu je katalytická interakcia 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.
Na elektrolýzu vody sa používa jednosmerný prúd, ktorý prechádza cez roztok NaOH alebo KOH (nepoužívajú sa kyseliny, aby nedochádzalo ku korózii zariadenia). V laboratórnych podmienkach sa materiál získava elektrolýzou vody alebo ako výsledok reakcie 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 pevných kvapalných palív, tukov a pod., na syntézu HCl, hydrorafináciu ropných produktov, ako aj pri rezaní / zváraní kovov. Najdôležitejšími prvkami pre jadrovú energetiku sú jej izotopy – trícium a deutérium.
Biologická úloha vodíka
Na tento prvok pripadá asi 10% hmotnosti živých organizmov (v priemere). Je súčasťou vody a najdôležitejších skupín prírodných zlúčenín, vrátane bielkovín, nukleových kyselín, lipidov, sacharidov. Na čo slúži?
Tento materiál zohráva rozhodujúcu úlohu: pri udržiavaní priestorovej štruktúry proteínov (kvartérne), pri implementácii princípu komplementarity nukleových kyselín (t. j. pri implementácii a ukladaní genetickej informácie), vo všeobecnosti pri „rozpoznaní“ na molekulárnej úrovni. 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, pri procesoch membránového transportu. Spolu s uhlíkom a kyslíkom tvorí funkčný a štrukturálny základ javov života.
- Označenie - H (vodík);
- Latinský názov - Hydrogenium;
- Obdobie - I;
- skupina - 1 (la);
- Atómová hmotnosť - 1,00794;
- Atómové číslo - 1;
- Polomer atómu = 53 pm;
- Kovalentný polomer = 32 pm;
- Distribúcia elektrónov - 1s 1;
- teplota topenia = -259,14 °C;
- teplota varu = -252,87 °C;
- Elektronegativita (podľa Paulinga / podľa Alpreda a Rochova) \u003d 2,02 / -;
- Oxidačný stav: +1; 0; - jeden;
- Hustota (n.a.) \u003d 0,0000899 g/cm3;
- Molárny objem = 14,1 cm3/mol.
Binárne zlúčeniny vodíka s kyslíkom:
Vodík ("zrodenie vody") objavil anglický vedec G. Cavendish v roku 1766. Toto je najjednoduchší prvok v prírode - atóm vodíka má jadro a jeden elektrón, pravdepodobne z tohto dôvodu je vodík najbežnejším prvkom vo vesmíre (viac ako polovica hmotnosti väčšiny hviezd).
O vodíku môžeme povedať, že "cievka je malá, ale drahá." Napriek svojej "jednoduchosti" vodík dáva energiu všetkým živým bytostiam na Zemi - existuje nepretržitá termonukleárna reakcia počas ktorého sa zo štyroch atómov vodíka vytvorí jeden atóm hélia, tento proces sprevádzané uvoľnením obrovského množstva energie (podrobnejšie v časti Jadrová fúzia).
V zemskej kôre je hmotnostný zlomok vodíka iba 0,15%. Medzitým prevažná väčšina (95 %) všetkých chemikálií známych na Zemi obsahuje jeden alebo viac atómov vodíka.
V zlúčeninách s nekovmi (HCl, H 2 O, CH 4 ...) odovzdáva vodík svoj jediný elektrón viac elektronegatívnym prvkom, pričom vykazuje oxidačný stav +1 (častejšie), tvoriace len Kovalentné väzby(pozri Kovalentná väzba).
V zlúčeninách s kovmi (NaH, CaH 2 ...), vodík naopak prijme svoj jediný s-orbital o jeden elektrón viac, čím sa snaží doplniť svoju elektrónovú vrstvu, pričom vykazuje oxidačný stav -1 (menej často) , tvoriace častejšie iónovú väzbu (pozri iónovú väzbu), keďže rozdiel v elektronegativite atómu vodíka a atómu kovu môže byť dosť veľký.
H2
V plynnom stave je vodík vo forme dvojatómových molekúl, ktoré tvoria nepolárnu kovalentnú väzbu.
Molekuly vodíka majú:
- veľká mobilita;
- veľká sila;
- nízka polarizácia;
- malá veľkosť a hmotnosť.
Vlastnosti plynného vodíka:
- najľahší plyn v prírode, bez farby a zápachu;
- slabo rozpustný vo vode a organických rozpúšťadlách;
- v malých množstvách sa rozpúšťa v tekutých a pevných kovoch (najmä v platine a paládiu);
- ťažko skvapalniteľné (kvôli nízkej polarizácii);
- má najvyššiu tepelnú vodivosť zo všetkých známych plynov;
- pri zahrievaní reaguje s mnohými nekovmi, pričom vykazuje vlastnosti redukčného činidla;
- pri izbovej teplote reaguje s fluórom (dochádza k výbuchu): H 2 + F 2 = 2HF;
- reaguje s kovmi za vzniku hydridov, pričom vykazuje oxidačné vlastnosti: H 2 + Ca = CaH 2;
V zlúčeninách vodík vykazuje svoje redukčné vlastnosti oveľa silnejšie ako oxidačné. Vodík je po uhlí, hliníku a vápniku najsilnejším redukčným činidlom. Redukčné vlastnosti vodíka sú široko používané v priemysle na získavanie kovov a nekovov (jednoduchých látok) z oxidov a galidov.
Fe203 + 3H2 \u003d 2Fe + 3H20
Reakcie vodíka s jednoduchými látkami
Vodík prijíma elektrón, ktorý hrá úlohu redukčné činidlo, v reakciách:
- s kyslík(pri zapálení alebo v prítomnosti katalyzátora) v pomere 2:1 (vodík:kyslík) vzniká výbušný detonačný plyn: 2H 2 0 + O 2 \u003d 2H 2 + 1 O + 572 kJ
- s sivá(pri zahriatí na 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
- s chlór(pri zapálení alebo ožiarení UV lúčmi): H 2 0 + Cl 2 \u003d 2H + 1 Cl
- s fluór: H20 + F2 \u003d 2H + 1 F
- s dusíka(pri zahrievaní v prítomnosti katalyzátorov alebo pri vysoký tlak 3H20+N2↔2NH3+1
Vodík daruje elektrón, ktorý hrá úlohu oxidačné činidlo, v reakciách s zásadité a alkalickej zeminy kovov za vzniku hydridov kovov – soli podobné iónové zlúčeniny obsahujúce hydridové ióny H – sú nestabilné kryštalické látky bielej farby.
Ca + H 2 \u003d CaH 2 -1 2Na + H 2 0 \u003d 2NaH -1
Je nezvyčajné, aby vodík vykazoval oxidačný stav -1. Pri reakcii s vodou sa hydridy rozkladajú a redukujú vodu na vodík. Reakcia hydridu vápenatého s vodou je nasledovná:
CaH2-1 + 2H2+10 \u003d 2H20 + Ca (OH)2
Reakcie vodíka s komplexnými látkami
- pri vysokej teplote vodík redukuje mnohé oxidy kovov: ZnO + H2 \u003d Zn + H2O
- metylalkohol sa získava ako výsledok reakcie vodíka s oxidom uhoľnatým (II): 2H 2 + CO → CH 3 OH
- pri hydrogenačných reakciách vodík reaguje s mnohými organickými látkami.
Podrobnejšie sú rovnice chemických reakcií vodíka a jeho zlúčenín zvažované na stránke "Vodík a jeho zlúčeniny - rovnice chemických reakcií zahŕňajúcich vodík".
Aplikácia vodíka
- v jadrovej energetike sa využívajú izotopy vodíka - deutérium a trícium;
- v chemickom priemysle sa vodík používa na syntézu mnohých organickej hmoty amoniak, chlorovodík;
- v potravinárskom priemysle sa vodík používa pri výrobe tuhých tukov hydrogenáciou rastlinných olejov;
- na zváranie a rezanie kovov sa používa vysoká teplota spaľovania vodíka v kyslíku (2600 ° C);
- pri výrobe niektorých kovov sa ako redukčné činidlo používa vodík (pozri vyššie);
- keďže vodík je ľahký plyn, používa sa v letectve ako náplň do balónov, balónov, vzducholodí;
- Ako palivo sa používa vodík zmiešaný s CO.
AT nedávne časy vedci venujú veľkú pozornosť hľadaniu alternatívnych zdrojov obnoviteľnej energie. Jednou z perspektívnych oblastí je „vodíková“ energetika, v ktorej sa ako palivo využíva vodík, ktorého produktom spaľovania je obyčajná voda.
Spôsoby výroby vodíka
Priemyselné metódy výroby vodíka:
- konverzia metánu (katalytická redukcia vodnej pary) vodnou parou pri vysokej teplote (800°C) na niklovom katalyzátore: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2;
- konverzia oxidu uhoľnatého parou (t=500°C) na katalyzátore Fe203: CO + H20 = CO2 + H2;
- tepelný rozklad metánu: CH 4 \u003d C + 2H 2;
- splyňovanie tuhé palivá(t=1000 °C): C + H20 = CO + H2;
- elektrolýza vody (veľmi nákladná metóda, pri ktorej sa získava veľmi čistý vodík): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.
Laboratórne metódy výroby vodíka:
- pôsobenie na kovy (zvyčajne zinok) pomocou kyseliny chlorovodíkovej alebo zriedenej kyseliny sírovej: Zn + 2HCl \u003d ZCl2 + H2; Zn + H2S04 \u003d ZnS04 + H2;
- interakcia vodnej pary s horúcimi železnými hoblinami: 4H20 + 3Fe \u003d Fe304 + 4H2.
DEFINÍCIA
Vodík- prvý prvok Periodický systém chemické prvky D.I. Mendelejev. Symbol je N.
Atómová hmotnosť - 1:00 hod. Molekula vodíka je dvojatómová - H2.
Elektrónová konfigurácia atómu vodíka je 1 s 1. Vodík patrí do rodiny s-prvkov. Vo svojich zlúčeninách vykazuje oxidačné stavy -1, 0, +1. Prírodný vodík pozostáva z dvoch stabilných izotopov – protium 1H (99,98 %) a deutéria 2H (D) (0,015 %) – a rádioaktívneho izotopu trícia 3H (T) (stopové množstvá, polčas rozpadu – 12,5 roka).
Chemické vlastnosti vodíka
Za normálnych podmienok vykazuje molekulárny vodík relatívne nízku reaktivitu, čo sa vysvetľuje vysokou silou väzby v molekule. Pri zahrievaní interaguje s takmer všetkými jednoduchými látkami tvorenými prvkami hlavných podskupín (okrem vzácnych plynov B, Si, P, Al). Pri chemických reakciách môže pôsobiť ako redukčné činidlo (častejšie) aj ako oxidačné činidlo (menej často).
Prejavuje sa vodík vlastnosti redukčného činidla(H20-2e → 2H+) v nasledujúcich reakciách:
1. Reakcie interakcie s jednoduchými látkami - nekovmi. Vodík reaguje s halogénmi, navyše reakcia interakcie s fluórom za normálnych podmienok, v tme, s výbuchom, s chlórom - pri osvetlení (alebo UV žiarení) reťazovým mechanizmom, s brómom a jódom iba pri zahrievaní; kyslík(zmes kyslíka a vodíka v objemovom pomere 2:1 sa nazýva „výbušný plyn“), sivá, dusíka a uhlíka:
H2 + Hal 2 \u003d 2HHal;
2H2+02 \u003d 2H20 + Q (t);
H2 + S \u003d H2S (t \u003d 150 - 300 °C);
3H2 + N2↔2NH3 (t = 500 °C, p, kat = Fe, Pt);
2H2 + C↔CH4 (t, p, kat).
2. Reakcie interakcie s komplexnými látkami. Vodík reaguje s oxidmi nízkoaktívnych kovov a je schopný redukovať iba kovy, ktoré sú v rade aktivít napravo od zinku:
CuO + H2 \u003d Cu + H20 (t);
Fe203 + 3H2 \u003d 2Fe + 3H20 (t);
W03 + 3H2 \u003d W + 3H20 (t).
Vodík reaguje s oxidmi nekovov:
H2 + C02 ↔ CO + H20 (t);
2H2 + CO↔CH30H (t = 300 °C, p = 250 - 300 atm., kat = ZnO, Cr203).
Vodík vstupuje do hydrogenačných reakcií s organickými zlúčeninami triedy cykloalkánov, alkénov, arénov, aldehydov a ketónov atď. Všetky tieto reakcie prebiehajú pri zahrievaní, pod tlakom, ako katalyzátory sa používa platina alebo nikel:
CH2 \u003d CH2 + H2 ↔ CH3-CH3;
C6H6 + 3H2 ↔ C6H12;
C3H6 + H2↔ C3H8;
CH3CHO + H2↔CH3-CH2-OH;
CH3-CO-CH3 + H2↔CH3-CH(OH)-CH3.
Vodík ako oxidačné činidlo(H 2 + 2e → 2H -) pôsobí pri reakciách s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín. V tomto prípade vznikajú hydridy - kryštalické iónové zlúčeniny, v ktorých vodík vykazuje oxidačný stav -1.
2Na + H2↔2NaH (t, p).
Ca + H2 ↔ CaH2 (t, p).
Fyzikálne vlastnosti vodíka
Vodík je ľahký bezfarebný plyn, bez zápachu, hustota pri n.o. - 0,09 g / l, 14,5-krát ľahší ako vzduch, t bal = -252,8C, tpl = -259,2C. Vodík je slabo rozpustný vo vode a organických rozpúšťadlách, je vysoko rozpustný v niektorých kovoch: nikel, paládium, platina.
Podľa modernej kozmochémie je vodík najrozšírenejším prvkom vo vesmíre. Hlavnou formou existencie vodíka vo vesmíre sú jednotlivé atómy. Vodík je 9. najrozšírenejší prvok na Zemi. Hlavné množstvo vodíka na Zemi je vo viazanom stave – v zložení vody, ropy, zemného plynu, uhlia atď. Vo forme jednoduchej látky sa vodík nachádza zriedkavo - v zložení sopečných plynov.
Získavanie vodíka
Existujú laboratórne a priemyselné metódy výroby vodíka. Laboratórne metódy zahŕňajú interakciu kovov s kyselinami (1), ako aj interakciu hliníka s vodnými roztokmi zásad (2). Medzi priemyselnými metódami výroby vodíka hrá dôležitú úlohu elektrolýza vodných roztokov alkálií a solí (3) a konverzia metánu (4):
Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (1);
2Al + 2NaOH + 6H20 = 2Na +3 H2 (2);
2NaCl + 2H20 = H2 + Cl2 + 2NaOH (3);
CH4 + H20 ↔ CO + H2 (4).
Príklady riešenia problémov
PRÍKLAD 1
| Cvičenie | Pri interakcii 23,8 g kovového cínu s nadbytkom kyseliny chlorovodíkovej sa uvoľnil vodík v množstve dostatočnom na získanie 12,8 g kovovej medi.. Určte stupeň oxidácie cínu vo výslednej zlúčenine. |
| rozhodnutie | Na základe elektronická štruktúra atóm cínu (...5s 2 5p 2) môžeme usúdiť, že cín sa vyznačuje dvoma oxidačnými stavmi - +2, +4. Na základe toho zostavíme rovnice možných reakcií: Sn + 2HCl = H2 + SnCl2 (1); Sn + 4HCl = 2H2 + SnCl4 (2); CuO + H2 \u003d Cu + H20 (3). Nájdite množstvo medenej látky: v (Cu) \u003d m (Cu) / M (Cu) \u003d 12,8 / 64 \u003d 0,2 mol. Podľa rovnice 3 množstvo vodíkovej látky: v (H 2) \u003d v (Cu) \u003d 0,2 mol. Keď poznáme hmotnosť cínu, zistíme jeho látkové množstvo: v (Sn) \u003d m (Sn) / M (Sn) \u003d 23,8 / 119 \u003d 0,2 mol. Porovnajme množstvá látok cínu a vodíka podľa rovníc 1 a 2 a podľa stavu úlohy: vi (Sn): vi (H2) = 1:1 (rovnica 1); v2(Sn): v2(H2) = 1:2 (rovnica 2); v(Sn): v(H2) = 0,2:0,2 = 1:1 (problémový stav). Preto cín reaguje s kyselinou chlorovodíkovou podľa rovnice 1 a oxidačný stav cínu je +2. |
| Odpoveď | Oxidačný stav cínu je +2. |
PRÍKLAD 2
| Cvičenie | Plyn uvoľnený pôsobením 2,0 g zinku na 18,7 ml 14,6 % kyseliny chlorovodíkovej (hustota roztoku 1,07 g/ml) sa viedol zahrievaním cez 4,0 g oxidu meďnatého. Aká je hmotnosť výslednej tuhej zmesi? |
| rozhodnutie | Keď zinok pôsobí na kyselina chlorovodíková vodík sa uvoľňuje: Zn + 2HCl \u003d ZnCl2 + H2 (1), ktorý po zahriatí redukuje oxid meďnatý (II) na meď (2): CuO + H2 \u003d Cu + H20. Nájdite množstvo látok v prvej reakcii: m (p-ra HCl) = 18,7. 1,07 = 20,0 g; m(HCI) = 20,0. 0,146 = 2,92 g; v (HCl) \u003d 2,92 / 36,5 \u003d 0,08 mol; v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 mol. Zinku je nedostatok, takže množstvo uvoľneného vodíka je: v (H 2) \u003d v (Zn) \u003d 0,031 mol. V druhej reakcii je nedostatok vodíka, pretože: v (CuO) \u003d 4,0 / 80 \u003d 0,05 mol. V dôsledku reakcie sa 0,031 mol CuO zmení na 0,031 mol Cu a strata hmotnosti bude: m (СuО) - m (Сu) \u003d 0,031 × 80 - 0,031 × 64 \u003d 0,50 g. Hmotnosť tuhej zmesi CuO s Cu po prechode vodíka bude: 4,0-0,5 = 3,5 g |
| Odpoveď | Hmotnosť tuhej zmesi CuO s Cu je 3,5 g. |
