Reakcie s vodíkom. Vodík - charakteristika, fyzikálne a chemické vlastnosti

Atóm vodíka má elektrónový vzorec vonkajšej (a jedinej) elektronickej úrovne 1 s jeden . Na jednej strane prítomnosťou jedného elektrónu na vonkajšej elektrónovej úrovni je atóm vodíka podobný atómom alkalického kovu. Avšak, rovnako ako halogénom, chýba iba jeden elektrón na vyplnenie vonkajšej elektronickej úrovne, pretože na prvej elektronickej úrovni sa nemôžu nachádzať viac ako 2 elektróny. Ukazuje sa, že vodík môže byť umiestnený súčasne v prvej aj predposlednej (siedmej) skupine periodickej tabuľky, čo sa niekedy robí v rôznych verziách periodického systému:

Z hľadiska vlastností vodíka ako jednoduchej látky má predsa len viac spoločného s halogénmi. Vodík, rovnako ako halogény, je nekov a podobne ako oni tvorí dvojatómové molekuly (H 2).

Za normálnych podmienok je vodík plynná, neaktívna látka. Nízka aktivita vodíka sa vysvetľuje vysokou pevnosťou väzby medzi atómami vodíka v molekule, ktorá si na jej rozbitie vyžaduje buď silné zahrievanie, alebo použitie katalyzátorov, prípadne oboch súčasne.

Interakcia vodíka s jednoduchými látkami

s kovmi

Z kovov vodík reaguje len s alkáliami a alkalickými zeminami! Alkalické kovy sú kovy hlavnej podskupiny I-ta skupina(Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) a pre kovy alkalických zemín hlavnej podskupiny skupiny II, okrem berýlia a horčíka (Ca, Sr, Ba, Ra)

Pri interakcii s aktívnymi kovmi sa prejavuje vodík oxidačné vlastnosti, t.j. znižuje jeho oxidačný stav. V tomto prípade vznikajú hydridy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ktoré majú iónovú štruktúru. Reakcia prebieha pri zahrievaní:

Treba poznamenať, že interakcia s aktívnymi kovmi je jediným prípadom, keď je molekulárny vodík H2 oxidačným činidlom.

s nekovmi

Z nekovov vodík reaguje len s uhlíkom, dusíkom, kyslíkom, sírou, selénom a halogénmi!

Pod uhlíkom treba rozumieť grafit alebo amorfný uhlík, keďže diamant je extrémne inertná alotropická modifikácia uhlíka.

Pri interakcii s nekovmi môže vodík vykonávať iba funkciu redukčného činidla, to znamená, že môže iba zvýšiť svoj oxidačný stav:

Interakcia vodíka s komplexnými látkami

s oxidmi kovov

Vodík nereaguje s oxidmi kovov, ktoré sú v rade aktivít kovov až po hliník (vrátane), avšak pri zahriatí je schopný redukovať mnohé oxidy kovov vpravo od hliníka:

s oxidmi nekovov

Z oxidov nekovov reaguje vodík pri zahrievaní s oxidmi dusíka, halogénmi a uhlíkom. Zo všetkých interakcií vodíka s oxidmi nekovov je potrebné poznamenať najmä jeho reakciu s oxidom uhoľnatým CO.

Zmes CO a H2 má dokonca svoj vlastný názov - „syntézny plyn“, pretože v závislosti od podmienok z nej možno získať také požadované priemyselné produkty, ako je metanol, formaldehyd a dokonca aj syntetické uhľovodíky:

s kyselinami

Vodík nereaguje s anorganickými kyselinami!

Z organických kyselín reaguje vodík len s nenasýtenými kyselinami, ako aj s kyselinami obsahujúcimi funkčné skupiny redukovateľné vodíkom, najmä aldehydové, keto alebo nitroskupiny.

so soľami

V prípade vodných roztokov solí nedochádza k ich interakcii s vodíkom. Pri prechode vodíka cez tuhé soli niektorých kovov strednej a nízkej aktivity je však možná ich čiastočná alebo úplná redukcia, napr.

Chemické vlastnosti halogénov

Halogény sú chemické prvky skupiny VIIA (F, Cl, Br, I, At), ako aj jednoduché látky, ktoré tvoria. V ďalšom texte, pokiaľ nie je uvedené inak, sa halogény budú chápať ako jednoduché látky.

Všetky halogény majú molekulárnu štruktúru, čo spôsobuje nízke teploty topenia a varu týchto látok. Halogénové molekuly sú dvojatómové, t.j. ich vzorec je možné zapísať všeobecný pohľad ako Hal 2.

Treba poznamenať takú špecifickú fyzikálnu vlastnosť jódu, ako je jeho schopnosť sublimácia alebo inými slovami, sublimácia. sublimácia, nazývajú jav, pri ktorom sa látka v pevnom skupenstve pri zahrievaní neroztopí, ale obchádzajúc kvapalnú fázu okamžite prechádza do plynného stavu.

Elektronická štruktúra externé energetická úroveň atóm akéhokoľvek halogénu má tvar ns 2 np 5, kde n je číslo periódy periodickej tabuľky, v ktorej sa halogén nachádza. Ako vidíte, z osemelektrónového vonkajšieho obalu atómov halogénu chýba iba jeden elektrón. Z toho je logické predpokladať prevažne oxidačné vlastnosti voľných halogénov, čo sa potvrdzuje aj v praxi. Ako viete, elektronegativita nekovov klesá pri pohybe nadol v podskupine, a preto aktivita halogénov klesá v sérii:

F2 > Cl2 > Br2 > I2

Interakcia halogénov s jednoduchými látkami

Všetky halogény sú vysoko reaktívne a reagujú s väčšinou jednoduchých látok. Treba si však uvedomiť, že fluór môže vďaka svojej extrémne vysokej reaktivite reagovať aj s tými jednoduchými látkami, s ktorými iné halogény reagovať nedokážu. Medzi takéto jednoduché látky patrí kyslík, uhlík (diamant), dusík, platina, zlato a niektoré vzácne plyny (xenón a kryptón). Tie. vlastne, fluór nereaguje len s niektorými vzácnymi plynmi.

Zvyšné halogény, t.j. chlór, bróm a jód sú tiež účinné látky, ale menej účinné ako fluór. Reagujú takmer so všetkými jednoduchými látkami okrem kyslíka, dusíka, uhlíka vo forme diamantu, platiny, zlata a vzácnych plynov.

Interakcia halogénov s nekovmi

vodík

Všetky halogény reagujú s vodíkom za vzniku halogenovodíky so všeobecným vzorcom HHal. Reakcia fluóru s vodíkom zároveň začína spontánne aj v tme a pokračuje výbuchom v súlade s rovnicou:

Reakcia chlóru s vodíkom môže byť iniciovaná intenzívnym ultrafialové ožarovanie alebo kúrenie. Úniky aj s výbuchom:

Bróm a jód reagujú s vodíkom iba pri zahrievaní a zároveň je reakcia s jódom reverzibilná:

fosfor

Interakcia fluóru s fosforom vedie k oxidácii fosforu na najvyšší oxidačný stav (+5). V tomto prípade dochádza k tvorbe fluoridu fosforečného:

Keď chlór a bróm interagujú s fosforom, je možné získať halogenidy fosforu v oxidačnom stave + 3 aj v oxidačnom stave + 5, čo závisí od pomerov reaktantov:

V prípade bieleho fosforu v atmosfére fluóru, chlóru alebo tekutého brómu sa reakcia spustí spontánne.

Interakcia fosforu s jódom môže viesť k tvorbe iba jodidu fosforitého v dôsledku výrazne nižšej oxidačnej schopnosti ako ostatné halogény:

sivá

Fluór oxiduje síru na najvyšší oxidačný stupeň +6, pričom vzniká hexafluorid sírový:

Chlór a bróm reagujú so sírou a vytvárajú zlúčeniny obsahujúce síru v oxidačných stavoch, ktoré sú pre ňu mimoriadne neobvyklé +1 a +2. Tieto interakcie sú veľmi špecifické a pre absolvovanie skúšky v chémii nie je potrebná schopnosť zapisovať rovnice týchto interakcií. Nasledujúce tri rovnice sú preto uvedené skôr ako návod:

Interakcia halogénov s kovmi

Ako bolo uvedené vyššie, fluór je schopný reagovať so všetkými kovmi, dokonca aj s takými neaktívnymi, ako je platina a zlato:

Zvyšné halogény reagujú so všetkými kovmi okrem platiny a zlata:

Reakcie halogénov s komplexnými látkami

Substitučné reakcie s halogénmi

Aktívnejšie halogény, t.j. ktorých chemické prvky sú umiestnené vyššie v periodickej tabuľke, sú schopné vytesniť menej aktívne halogény z halogenovodíkových kyselín a halogenidov kovov, ktoré tvoria:

Podobne bróm a jód vytláčajú síru z roztokov sulfidov a/alebo sírovodíka:

Chlór je silnejšie oxidačné činidlo a oxiduje sírovodík vo svojom vodnom roztoku nie na síru, ale na kyselinu sírovú:

Interakcia halogénov s vodou

Voda horí vo fluóre modrým plameňom v súlade s reakčnou rovnicou:

Bróm a chlór reagujú s vodou inak ako fluór. Ak fluór pôsobil ako oxidačné činidlo, potom chlór a bróm disproporcionálne vo vode tvoria zmes kyselín. V tomto prípade sú reakcie reverzibilné:

Interakcia jódu s vodou prebieha v takej zanedbateľnej miere, že ju možno zanedbať a považovať ju za neprebiehajúcu vôbec.

Interakcia halogénov s alkalickými roztokmi

Fluór pri interakcii s vodným roztokom zásady opäť pôsobí ako oxidačné činidlo:

Schopnosť napísať túto rovnicu nie je potrebná na úspešné absolvovanie skúšky. Stačí poznať fakt o možnosti takejto interakcie a oxidačnej úlohe fluóru pri tejto reakcii.

Na rozdiel od fluóru sú zvyšné halogény v alkalických roztokoch disproporcionálne, to znamená, že súčasne zvyšujú a znižujú svoj oxidačný stav. Súčasne je v prípade chlóru a brómu v závislosti od teploty možný prietok v dvoch rôznych smeroch. Najmä v chlade prebiehajú reakcie takto:

a pri zahrievaní:

Jód reaguje s alkáliami výlučne podľa druhej možnosti, t.j. s tvorbou jodičnanu, pretože hypojodit je nestabilný nielen pri zahrievaní, ale aj pri bežných teplotách a dokonca aj v chlade.

Vodík je jednoduchá látka H 2 (dihydrogén, diprotium, ľahký vodík).

Stručný charakterizácia vodíka:

Nekovové.
Bezfarebný plyn, ktorý sa ťažko skvapalňuje.
Zle rozpustný vo vode.
Lepšie rozpustný v organických rozpúšťadlách.
Chemicky absorbované kovmi: železo, nikel, platina, paládium.
Silné redukčné činidlo.
Interaguje (pri vysokých teplotách) s nekovmi, kovmi, oxidmi kovov.
Najvyššiu redukčnú schopnosť má atómový vodík H 0 získaný tepelným rozkladom H 2 .
Izotopy vodíka:
- 1H - protium
- 2H - deutérium (D)
- 3H - trícium (T)
Relatívna molekulová hmotnosť = 2,016
Relatívna hustota tuhého vodíka (t=-260 °C) = 0,08667
Relatívna hustota kvapalného vodíka (t=-253°C) = 0,07108
Pretlak (n.o.) = 0,08988 g/l
teplota topenia = -259,19 °C
teplota varu = -252,87 °C
Objemový koeficient rozpustnosti vodíka:
- (t = 0 °C) = 2,15;
- (t = 20 °C) = 1,82;
- (t = 60 °C) = 1,60;

1. Tepelný rozklad vodíka(t=2000-3500°C):
H2↔ 2H 0

2. Interakcia vodíka s nekovy:

H2+F2 = 2HF (t=-250..+20°C)
H 2 + Cl 2 \u003d 2HCl (pri spálení alebo vystavení svetlu pri izbovej teplote):
- Cl 2 \u003d 2 Cl 0
- Cl0 + H2 \u003d HCl + H0
- H0 + Cl2 \u003d HCl + Cl0
H2+Br2 \u003d 2HBr (t \u003d 350-500 °C, platinový katalyzátor)
H 2 + I 2 \u003d 2HI (t \u003d 350-500 ° C, platinový katalyzátor)
H2 + O2 \u003d 2H20:
- H2 + O2 \u003d 2OH 0
- OH0 + H2 \u003d H20 + H0
- H0+02 \u003d OH0+00
- Oo + H2 \u003d OHo + H0
H2+S = H2S (t=150..200 °C)
3H2 +N2 \u003d 2NH3 (t \u003d 500 ° C, železný katalyzátor)
2H 2 + C (koks) \u003d CH 4 (t \u003d 600 ° C, platinový katalyzátor)
H2+2C (koks) = C2H2 (t=1500 až 2000 °C)
H2 + 2C (koks) + N2 \u003d 2HCN (t nad 1800 °C)

3. Interakcia vodíka s komplexné látky:

4H2 + (Fe II Fe2 III) O4 \u003d 3Fe + 4H20 (t viac ako 570 ° C)
H2 + Ag2S04 \u003d 2Ag + H2S04 (t nad 200 °C)
4H2 + 2Na2S04 \u003d Na2S + 4H20 (t \u003d 550-600 °C, katalyzátor Fe203)
3H 2 + 2BCl 3 \u003d 2B + 6HCl (t \u003d 800-1200 °C)
H2 + 2EuCl3 \u003d 2EuCl2 + 2HCl (t \u003d 270 °C)
4H2 + CO2 \u003d CH4 + 2H20 (t \u003d 200 ° C, katalyzátor CuO2)
H2 + CaC2 \u003d Ca + C2H2 (t nad 2200 °C)
H 2 + BaH 2 \u003d Ba (H 2) 2 (t do 0 ° C, roztok)

4. Účasť vodíka v redoxné reakcie:

2H 0 (Zn, zried. HCl) + KNO 3 \u003d KNO 2 + H20
8H0 (Al, konc. KOH) + KN03 = NH3+KOH + 2H20
2H0 (Zn, zried. HCl) + EuCl3 \u003d 2EuCl2 + 2HCl
2H 0 (Al) + NaOH (konc.) + Ag 2 S \u003d 2Ag ↓ + H20 + NaHS
2H0 (Zn, dim. H2S04) + C2N2 \u003d 2HCN

Zlúčeniny vodíka

D 2 - dideutérium:

Ťažký vodík.
Bezfarebný plyn, ktorý sa ťažko skvapalňuje.
Dideutérium je obsiahnuté v prírodnom vodíku 0,012-0,016 % (hmotn.).
V plynnej zmesi didutéria a protia dochádza pri vysokých teplotách k výmene izotopov.
Zle rozpustný v bežnej a ťažkej vode.
S obyčajnou vodou je výmena izotopov zanedbateľná.
Chemické vlastnosti sú podobné ľahkému vodíku, ale dideutérium je menej reaktívne.
Relatívna molekulová hmotnosť = 4,028
Relatívna hustota tekutého dideutéria (t=-253°C) = 0,17
teplota topenia = -254,5 °C
teplota varu = -249,49 °C

T2 - ditritium:

Superťažký vodík.
Bezfarebný rádioaktívny plyn.
Polčas rozpadu je 12,34 roka.
V prírode vzniká ditritium v dôsledku bombardovania 14N jadier neutrónmi z kozmického žiarenia, stopy ditrícia boli nájdené v prírodných vodách.
Ditrícium sa vyrába v jadrovom reaktore bombardovaním lítia pomalými neutrónmi.
Relatívna molekulová hmotnosť = 6,032
teplota topenia = -252,52 °C
teplota varu = -248,12 °C

HD - deuteriovodík:

bezfarebný plyn.
Nerozpúšťa sa vo vode.
Chemické vlastnosti sú podobné H 2 .
Relatívna molekulová hmotnosť = 3,022
Relatívna hustota tuhého deuteriovodíka (t=-257°C) = 0,146
Pretlak (n.o.) = 0,135 g/l
teplota topenia = -256,5 °C
teplota varu = -251,02 °C

Oxidy vodíka

H 2 O - voda:

Bezfarebná kvapalina.
Podľa izotopového zloženia kyslíka sa voda skladá z H 2 16 O s nečistotami H 2 18 O a H 2 17 O
Podľa izotopového zloženia vodíka sa voda skladá z 1 H 2 O s prímesou HDO.
Kvapalná voda podlieha protolýze (H 3 O + a OH -):
- H 3 O + (oxóniový katión) je najsilnejšia kyselina vo vodnom roztoku;
- OH - (hydroxidový ión) je najsilnejšia zásada vo vodnom roztoku;
- Voda je najslabší konjugovaný protolit.
S mnohými látkami tvorí voda kryštalické hydráty.
Voda je chemicky aktívna látka.
Voda je univerzálne kvapalné rozpúšťadlo anorganických zlúčenín.
Relatívna molekulová hmotnosť vody = 18,02
Relatívna hustota pevnej vody (ľadu) (t=0°C) = 0,917
Relatívna hustota kvapalnej vody:
- (t=0 °C) = 0,999841
- (t=20 °C) = 0,998203
- (t=25 °C) = 0,997044
- (t=50 °C) = 0,97180
- (t=100 °C) = 0,95835
hustota (n.o.) = 0,8652 g/l
teplota topenia = 0 °C
bod varu = 100°C
Iónový produkt vody (25 °C) = 1,008 10-14

1. Tepelný rozklad vody:
2H20↔2H2+02 (nad 1000 °C)

D 2 O - oxid deutéria:

Ťažká voda.
Bezfarebná hygroskopická kvapalina.
Viskozita je vyššia ako viskozita vody.
Miešateľný s obyčajnou vodou v neobmedzenom množstve.
Izotopová výmena produkuje poloťažkú vodu HDO.
Rozpúšťacia schopnosť je nižšia ako u obyčajnej vody.
Chemické vlastnosti oxidu deutéria sú podobné vlastnostiam vody, ale všetky reakcie sú pomalšie.
Ťažká voda je prítomná v prírodnej vode (pomer hmotnosti k obyčajnej vode 1:5500).
Oxid deutéria sa získava opakovanou elektrolýzou prírodnej vody, pri ktorej sa ťažká voda hromadí vo zvyšku elektrolytu.
Relatívna molekulová hmotnosť ťažkej vody = 20,03
Relatívna hustota kvapalnej ťažkej vody (t=11,6°C) = 1,1071
Relatívna hustota kvapalnej ťažkej vody (t=25°C) = 1,1042
teplota topenia = 3,813 °C
teplota varu = 101,43 °C

T20 - oxid trícium:

Super ťažká voda.
Bezfarebná kvapalina.
Viskozita je vyššia a rozpúšťacia schopnosť je nižšia ako u obyčajnej a ťažkej vody.
Mieša sa s bežnou a ťažkou vodou v neobmedzenom množstve.
Izotopová výmena s obyčajnou a ťažkou vodou vedie k vzniku HTO, DTO.
Chemické vlastnosti superťažkej vody sú podobné ako u vody, ale všetky reakcie prebiehajú ešte pomalšie ako v ťažkej vode.
Stopy oxidu trícia sa nachádzajú v prírodnej vode a atmosfére.
Superťažká voda sa získava prechodom trícia cez horúci oxid meďnatý CuO.
Relatívna molekulová hmotnosť superťažkej vody = 22,03
teplota topenia = 4,5 °C

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;
Rozdelenie 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 organických látok, amoniaku a chlorovodíka;
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.

Poďme sa pozrieť na to, čo je vodík. Chemické vlastnosti a výroba tohto nekovu sa študujú v rámci anorganickej chémie v škole. Práve tento prvok vedie periodický systém Mendelejeva, a preto si zaslúži podrobný popis.

Stručné informácie o otvorení prvku

Pred pohľadom na fyzické a Chemické vlastnosti vodík, poďme zistiť, ako sa tento dôležitý prvok našiel.

Chemici, ktorí pracovali v šestnástom a sedemnástom storočí, vo svojich spisoch opakovane spomínali horľavý plyn, ktorý sa uvoľňuje, keď sú kyseliny vystavené aktívnym kovom. V druhej polovici osemnásteho storočia sa G. Cavendishovi podarilo tento plyn zhromaždiť a analyzovať, čo mu dalo názov „horľavý plyn“.

Fyzikálne a chemické vlastnosti vodíka v tom čase neboli študované. Až koncom 18. storočia sa A. Lavoisierovi podarilo rozborom zistiť, že tento plyn možno získať rozborom vody. O niečo neskôr začal volať nový prvok vodík, čo v preklade znamená „zrodenie vody“. Za svoje moderné ruské meno vďačí vodík M. F. Solovyovovi.

Byť v prírode

Chemické vlastnosti vodíka možno analyzovať iba na základe jeho hojnosti v prírode. Tento prvok je prítomný v hydro- a litosfére a je tiež súčasťou minerálov: zemný a súvisiaci plyn, rašelina, ropa, uhlie, ropná bridlica. Je ťažké si predstaviť dospelého človeka, ktorý by nevedel, že vodík je neoddeliteľnou súčasťou voda.

Okrem toho sa tento nekov nachádza v živočíšnych organizmoch vo forme nukleových kyselín, bielkovín, sacharidov a tukov. Na našej planéte sa tento prvok nachádza vo voľnej forme pomerne zriedka, možno len v prírodnom a sopečnom plyne.

Vo forme plazmy tvorí vodík asi polovicu hmotnosti hviezd a Slnka a je tiež súčasťou medzihviezdneho plynu. Napríklad vo voľnej forme, ako aj vo forme metánu, amoniaku, je tento nekov prítomný v kométach a dokonca aj na niektorých planétach.

Fyzikálne vlastnosti

Pred zvážením chemických vlastností vodíka si všimneme, že za normálnych podmienok je to plynná látka ľahšia ako vzduch, ktorá má niekoľko izotopových foriem. Je takmer nerozpustný vo vode a má vysokú tepelnú vodivosť. Protium, ktorý má hmotnostné číslo 1, sa považuje za jeho najľahšiu formu. Trícium, ktoré má rádioaktívne vlastnosti, vzniká v prírode z atmosférického dusíka, keď je vystavený neurónom UV žiarenia.

Vlastnosti štruktúry molekuly

Aby sme zvážili chemické vlastnosti vodíka, reakcie, ktoré sú preň charakteristické, zastavme sa na vlastnostiach jeho štruktúry. Táto dvojatómová molekula má kovalentnú nepolárnu chemickú väzbu. Tvorba atómového vodíka je možná, keď aktívne kovy interagujú s roztokmi kyselín. Ale v tejto forme je tento nekov schopný existovať len zanedbateľnú dobu, takmer okamžite sa rekombinuje do molekulárnej formy.

Chemické vlastnosti

Zvážte chemické vlastnosti vodíka. Vo väčšine zlúčenín, ktoré tento chemický prvok tvorí, vykazuje oxidačný stav +1, vďaka čomu je podobný aktívnym (alkalickým) kovom. Hlavné chemické vlastnosti vodíka, ktoré ho charakterizujú ako kov:

interakcia s kyslíkom za vzniku vody;
reakcia s halogénmi sprevádzaná tvorbou halogenovodíka;
produkcia sírovodíka v kombinácii so sírou.

Nižšie je uvedená reakčná rovnica, ktorá charakterizuje chemické vlastnosti vodíka. Upozorňujeme na skutočnosť, že ako nekov (s oxidačným stavom -1) pôsobí iba pri reakcii s aktívnymi kovmi, pričom s nimi vytvára zodpovedajúce hydridy.

Vodík pri bežnej teplote aktívne neinteraguje s inými látkami, takže väčšina reakcií sa uskutočňuje až po predhriatí.

Pozrime sa podrobnejšie na niektoré chemické interakcie prvku, ktorý stojí na čele periodickej tabuľky chemické prvky Mendelejev.

Reakcia tvorby vody je sprevádzaná uvoľnením 285,937 kJ energie. Pri zvýšených teplotách (viac ako 550 stupňov Celzia) je tento proces sprevádzaný silným výbuchom.

Medzi tými chemickými vlastnosťami plynného vodíka, ktoré našli významné uplatnenie v priemysle, je zaujímavá jeho interakcia s oxidmi kovov. Práve katalytickou hydrogenáciou sa v modernom priemysle spracovávajú oxidy kovov, napríklad čistý kov sa izoluje zo železného kameňa (zmiešaný oxid železa). Táto metóda umožňuje efektívne spracovanie kovového odpadu.

Syntéza amoniaku, ktorá zahŕňa interakciu vodíka so vzdušným dusíkom, je tiež žiadaná v modernom chemickom priemysle. Medzi podmienky vzniku tejto chemickej interakcie zaraďujeme tlak a teplotu.

Záver

Práve vodík je za normálnych podmienok neaktívnou chemickou látkou. Keď teplota stúpa, jeho aktivita sa výrazne zvyšuje. Táto látka je žiadaná v organickej syntéze. Napríklad hydrogenáciou možno ketóny redukovať na sekundárne alkoholy a aldehydy možno premeniť na primárne alkoholy. Okrem toho je možné hydrogenáciou premeniť nenasýtené uhľovodíky triedy etylénu a acetylénu na nasýtené zlúčeniny metánového radu. Vodík sa právom považuje za jednoduchú látku žiadanú v modernej chemickej výrobe.

Najrozšírenejším prvkom vo vesmíre je vodík. V hmote hviezd má formu jadier - protónov - a je materiálom pre termonukleárne procesy. Takmer polovicu hmotnosti Slnka tvoria aj molekuly H 2 . Jeho obsah v zemskej kôre dosahuje 0,15% a atómy sú prítomné v zložení ropy, zemného plynu a vody. Spolu s kyslíkom, dusíkom a uhlíkom ide o organogénny prvok, ktorý je súčasťou všetkých živých organizmov na Zemi. V našom článku budeme študovať fyzikálne a chemické vlastnosti vodíka, určíme hlavné oblasti jeho použitia v priemysle a jeho význam v prírode.

Pozícia v periodickom systéme chemických prvkov Mendelejeva

Prvým prvkom, ktorý otvára periodickú tabuľku, je vodík. Jeho atómová hmotnosť je 1,0079. Má dva stabilné (protium a deutérium) a jeden rádioaktívny izotop (trícium). Fyzikálne vlastnosti sú určené miestom nekovu v tabuľke chemických prvkov. Za normálnych podmienok je vodík (jeho vzorec je H 2) plyn, ktorý je takmer 15-krát ľahší ako vzduch. Štruktúra atómu prvku je jedinečná: pozostáva iba z jadra a jedného elektrónu. Molekula látky je dvojatómová, častice v nej sú spojené pomocou kovalentnej nepolárnej väzby. Jeho energetická náročnosť je pomerne vysoká – 431 kJ. To vysvetľuje nízku chemickú aktivitu zlúčeniny za normálnych podmienok. Elektronický vzorec vodíka je: H:H.

Látka má tiež množstvo vlastností, ktoré medzi inými nekovmi nemajú obdobu. Uvažujme o niektorých z nich.

Rozpustnosť a tepelná vodivosť

Kovy najlepšie vedú teplo, no vodík sa im približuje z hľadiska tepelnej vodivosti. Vysvetlenie javu spočíva vo veľmi vysokej rýchlosti tepelného pohybu ľahkých molekúl hmoty, preto sa vo vodíkovej atmosfére ohrievaný objekt ochladzuje 6-krát rýchlejšie ako vo vzduchu. Zlúčenina sa môže dobre rozpúšťať v kovoch, napríklad takmer 900 objemov vodíka môže byť absorbovaných jedným objemom paládia. Kovy môžu vstúpiť z H2 do chemické reakcie, v ktorom sa prejavujú oxidačné vlastnosti vodíka. V tomto prípade sa tvoria hydridy:

2Na + H2 \u003d 2 NaH.

Pri tejto reakcii atómy prvku prijímajú elektróny z kovových častíc a menia sa na anióny s jednotkovým záporným nábojom. Jednoduchá látka H 2 je v tomto prípade oxidačné činidlo, ktoré pre ňu väčšinou nie je typické.

Vodík ako redukčné činidlo

Kovy a vodík spája nielen vysoká tepelná vodivosť, ale aj schopnosť ich atómov v chemických procesoch darovať vlastné elektróny, čiže byť oxidované. Napríklad zásadité oxidy reagujú s vodíkom. Redoxná reakcia končí uvoľnením čistého kovu a tvorbou molekúl vody:

CuO + H2 \u003d Cu + H20.

Interakcia látky s kyslíkom počas zahrievania vedie aj k produkcii molekúl vody. Proces je exotermický a je sprevádzaný uvoľňovaním veľkého množstva tepelnej energie. Ak plynná zmes H 2 a O 2 reaguje v pomere 2: 1, potom sa nazýva, pretože pri zapálení exploduje:

2H2+02 \u003d 2H20.

Voda je a hrá dôležitú úlohu pri formovaní zemskej hydrosféry, klímy a počasia. Zabezpečuje obeh prvkov v prírode, podporuje všetky životné procesy organizmov – obyvateľov našej planéty.

Interakcia s nekovmi

Najdôležitejšie chemické vlastnosti vodíka sú jeho reakcie s nekovovými prvkami. Za normálnych podmienok sú dosť chemicky inertné, takže látka môže reagovať len s halogénmi, napríklad s fluórom alebo chlórom, ktoré sú spomedzi všetkých nekovov najaktívnejšie. Takže zmes fluóru a vodíka exploduje v tme alebo v chlade a s chlórom - pri zahrievaní alebo na svetle. Reakčnými produktmi budú halogenovodíky, ktorých vodné roztoky sú známe ako fluoridové a chloridové kyseliny. C interaguje pri teplote 450-500 stupňov, tlaku 30-100 MPa a v prítomnosti katalyzátora:

N2 + 3H2⇔p, t, kat⇔2NH3.

Uvažované chemické vlastnosti vodíka majú veľký význam pre priemysel. Môžete napríklad získať cenný chemický produkt - amoniak. Je hlavnou surovinou na výrobu dusičnanových kyslých a dusíkatých hnojív: močovina, dusičnan amónny.

organickej hmoty

Medzi uhlíkom a vodíkom dochádza k produkcii najjednoduchšieho uhľovodíka - metánu:

C + 2H2 = CH4.

Látka je najdôležitejšou zložkou prírodnej látky a používa sa ako cenný druh paliva a suroviny pre priemysel organickej syntézy.

V chémii zlúčenín uhlíka je prvok obsiahnutý v obrovskom množstve látok: alkány, alkény, uhľohydráty, alkoholy atď. Je známych veľa reakcií organických zlúčenín s molekulami H2. Súhrnne sa nazývajú hydrogenácia alebo hydrogenácia. Aldehydy sa teda môžu redukovať vodíkom na alkoholy, nenasýtené uhľovodíky - na alkány. Napríklad etylén sa premieňa na etán:

C2H4 + H2 \u003d C2H6.

Veľký praktický význam majú také chemické vlastnosti vodíka, ako je napríklad hydrogenácia tekutých olejov: slnečnice, kukurice a repky. Vedie k tvorbe tuhého tuku – bravčovej masti, ktorá sa používa pri výrobe glycerínu, mydla, stearínu, tvrdého margarínu. Na zlepšenie vzhľad a chuťové vlastnosti potravinárskeho výrobku, mlieka, živočíšnych tukov, cukru, vitamínov.

V našom článku sme študovali vlastnosti vodíka a zistili jeho úlohu v prírode a ľudskom živote.