Kvapalina

Vodík(lat. Hydrogenium; označené symbolom H) - prvý prvok periodickej tabuľky prvkov. Široko rozšírený v prírode. Katión (a jadro) najhojnejšieho izotopu vodíka, 1 H, je protón. Vlastnosti 1H jadra umožňujú široké použitie NMR spektroskopie pri analýze organických látok.

Tri izotopy vodíka majú svoje vlastné názvy: 1 H - protium (H), 2 H - deutérium (D) a 3 H - trícium (rádioaktívne) (T).

Jednoduchá látka vodík - H 2 - ľahký bezfarebný plyn. Je zmiešaný so vzduchom alebo kyslíkom horľavý a výbušný. Netoxický Rozpustime to v etanole a množstve kovov: železo, nikel, paládium, platina.

História

Uvoľňovanie horľavého plynu počas interakcie kyselín a kovov sa pozorovalo v 16. a 17. storočí na úsvite formovania chémie ako vedy. Michail Vasilievič Lomonosov tiež priamo poukázal na jeho oddelenie, ale už si definitívne uvedomil, že nejde o phlogiston. Anglický fyzik a chemik Henry Cavendish skúmal tento plyn v roku 1766 a nazval ho „horľavý vzduch“. Pri horení „horľavý vzduch“ produkoval vodu, ale Cavendishovo dodržiavanie teórie flogistónov mu bránilo vyvodiť správne závery. Francúzsky chemik Antoine Lavoisier v spolupráci s inžinierom J. Meunierom pomocou špeciálnych plynomerov v roku 1783 syntetizovali vodu a potom ju analyzovali a rozložili vodnú paru rozžeraveným železom. Tak zistil, že „horľavý vzduch“ je súčasťou vody a dá sa z nej získať.

pôvod mena

Lavoisier dal vodíku názov hydrogène - „zrodenie vody“. Ruský názov „vodík“ navrhol chemik MF Soloviev v roku 1824 - analogicky s „kyslíkom“ Slobodosova.

Prevalencia

Vodík je najhojnejším prvkom vo vesmíre. Tvorí asi 92% všetkých atómov (8% sú atómy hélia, podiel všetkých ostatných prvkov dohromady je menej ako 0,1%). Vodík je teda hlavnou zložkou hviezd a medzihviezdneho plynu. V podmienkach hviezdnych teplôt (napríklad povrchová teplota Slnka je ~ 6000 ° C) existuje vodík vo forme plazmy; v medzihviezdnom priestore tento prvok existuje vo forme jednotlivých molekúl, atómov a iónov a môže sa vytvárať molekulárne oblaky, ktoré sa významne líšia veľkosťou, hustotou a teplotou.

Zemská kôra a živé organizmy

Hmotnostný zlomok vodíka v zemskej kôre je 1% - ide o desiaty najpočetnejší prvok. Jeho úloha v prírode však nie je určená hmotnosťou, ale počtom atómov, ktorých podiel medzi ostatnými prvkami je 17% (druhé miesto za kyslíkom, ktorých podiel atómov je ~ 52%). Preto je význam vodíka v chemických procesoch prebiehajúcich na Zemi takmer taký veľký ako kyslík. Na rozdiel od kyslíka, ktorý na Zemi existuje vo viazanom aj vo voľnom stave, je prakticky všetok vodík na Zemi vo forme zlúčenín; v atmosfére je obsiahnuté iba veľmi malé množstvo vodíka vo forme jednoduchej látky (0,00005% obj.).

Vodík je súčasťou takmer všetkých organických látok a je prítomný vo všetkých živých bunkách. V živých bunkách predstavuje vodík takmer 50% počtu atómov.

Príjem

Priemyselné metódy získavania jednoduchých látok závisia od formy, v ktorej sa v prírode nachádza zodpovedajúci prvok, to znamená, aké môžu byť suroviny na jeho výrobu. Kyslík, ktorý je k dispozícii vo voľnom stave, sa teda získava fyzikálnou metódou - separáciou z kvapalného vzduchu. Takmer všetok vodík je vo forme zlúčenín, preto sa na jeho získanie používajú chemické metódy. Môžu sa použiť najmä rozkladné reakcie. Jednou z metód výroby vodíka je reakcia rozkladu vody elektrickým prúdom.

Hlavnou priemyselnou metódou výroby vodíka je reakcia metánu s vodou, ktorá je súčasťou zemného plynu. Vykonáva sa pri vysokej teplote (je ľahké sa ubezpečiť, že pri prechode metánu ani vo vriacej vode nedôjde k žiadnej reakcii):

CH4 + 2H20 = C02 + 4H2 - 165 kJ

V laboratóriu na získanie jednoduchých látok nie je potrebné používať prírodné suroviny, ale vyberať tie východiskové látky, z ktorých je ľahšie izolovať požadovanú látku. Napríklad v laboratóriu sa kyslík nezískava zo vzduchu. To isté platí pre výrobu vodíka. Jednou z laboratórnych metód na výrobu vodíka, ktorá sa niekedy používa v priemysle, je rozklad vody elektrickým prúdom.

Vodík sa zvyčajne vyrába v laboratóriu interakciou zinku s kyselinou chlorovodíkovou.

V priemysle

1. Elektrolýza vodných roztokov solí:

2NaCl + 2H20 → H2 + 2NaOH + Cl2

2. Prechod vodnej pary na rozžeravený koks pri teplote asi 1 000 ° C:

H20 + C? H2 + CO

3. Zo zemného plynu.

Konverzia v pare:

CH 4 + H 2 O? CO + 3H 2 (1 000 ° C)

Katalytická oxidácia kyslíkom:

2CH 4 + O 2? 2CO + 4H2

4. Krakovanie a reformácia uhľovodíkov v procese rafinácie ropy.

V laboratóriu

1.Pôsobenie zriedených kyselín na kovy. Na uskutočnenie takejto reakcie sa najčastejšie používa zinok a zriedená kyselina chlorovodíková:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

2.Interakcia vápnika s vodou:

Ca + 2H20 → Ca (OH) 2 + H2

3.Hydrolýza hydridov:

NaH + H20 → NaOH + H2

4.Pôsobenie zásad na zinok alebo hliník:

2Al + 2NaOH + 6H20 → 2Na + 3H2

Zn + 2KOH + 2H20 → K2 + H2

5.Elektrolýzou. Počas elektrolýzy vodných roztokov zásad alebo kyselín sa na katóde uvoľňuje vodík, napríklad:

2H30 + + 2e - → H2 + 2H20

Fyzikálne vlastnosti

Vodík môže existovať v dvoch formách (modifikáciách) - vo forme orto- a para-vodíka. Molekula ortohydrogénu o-H2 (teplota topenia -259,10 ° C, teplota varu -252,56 ° C), nukleárne spiny sú smerované rovnakým spôsobom (paralelne) a parahydrogen p-H2 (teplota topenia -259,32 ° C, teplota varu -252,89 ° C) - oproti sebe (antiparalelne). Rovnovážna zmes o-H2 a p-H 2 pri danej teplote sa volá rovnovážny vodík e-H 2.

Modifikácie vodíka sa dajú oddeliť adsorpciou na aktívnom uhlí pri teplote kvapalného dusíka. Pri veľmi nízkych teplotách sa rovnováha medzi ortohydrogénom a parahydrogénom takmer úplne posúva smerom k poslednému. Pri 80 K je pomer foriem približne 1: 1. Po zahriatí sa desorbovaný parahydrogén prevedie na ortohydrogén, kým sa nevytvorí rovnováha zmesi pri teplote miestnosti (orto-pair: 75:25). Bez katalyzátora prebieha transformácia pomaly (v podmienkach medzihviezdneho média - s charakteristickými časmi až kozmologickými), čo umožňuje študovať vlastnosti jednotlivých modifikácií.

Vodík je najľahší plyn; je 14,5-krát ľahší ako vzduch. Je zrejmé, že čím menšia je hmotnosť molekúl, tým vyššia je ich rýchlosť pri rovnakej teplote. Ako najľahšie sa molekuly vodíka pohybujú rýchlejšie ako molekuly iného plynu a môžu tak rýchlejšie prenášať teplo z jedného tela do druhého. Z toho vyplýva, že vodík má najvyššiu tepelnú vodivosť spomedzi plynných látok. Jeho tepelná vodivosť je asi sedemkrát vyššia ako tepelná vodivosť vzduchu.

Molekula vodíka je dvojatómová - Н 2. Za normálnych podmienok je to bezfarebný plyn bez zápachu a chuti. Hustota 0,08987 g / l (n.u.), bod varu -252,76 ° C, špecifické spaľovacie teplo 120,9 × 106 J / kg, málo rozpustný vo vode - 18,8 ml / l. Vodík je ľahko rozpustný v mnohých kovoch (Ni, Pt, Pd atď.), Najmä v paládiu (850 objemov na 1 objem Pd). Rozpustnosť vodíka v kovoch je spojená s jeho schopnosťou difundovať cez ne; difúzia cez uhlíkatú zliatinu (napríklad oceľ) je niekedy sprevádzaná deštrukciou zliatiny v dôsledku interakcie vodíka s uhlíkom (tzv. dekarbonizácia). Prakticky nerozpustný v striebre.

Kvapalný vodík existuje vo veľmi úzkom teplotnom rozmedzí od -252,76 do -259,2 ° C. Je to bezfarebná kvapalina, veľmi ľahká (hustota pri -253 ° C 0,0708 g / cm3) a tekutá (viskozita pri -253 ° C 13,8 cpoise). Kritické parametre vodíka sú veľmi nízke: teplota je -240,2 ° C a tlak 12,8 atm. To vysvetľuje ťažkosti pri skvapalňovaní vodíka. V kvapalnom stave rovnovážny vodík pozostáva z 99,79% para-H2, 0,21% orto-H2.

Tuhý vodík, teplota topenia -259,2 ° C, hustota 0,0807 g / cm 3 (pri -262 ° C) - snehová hmota, kryštály šesťuholníkového systému, vesmírna skupina P6 / mmc, parametre bunky a=3,75 c= 6.12. Pri vysokom tlaku sa vodík transformuje do kovového stavu.

Izotopy

Vodík sa vyskytuje vo forme troch izotopov, ktoré majú jednotlivé názvy: 1 H - protium (H), 2 H - deutérium (D), 3 H - trícium (rádioaktívne) (T).

Protium a deutérium sú stabilné izotopy s hmotnostnými číslami 1 a 2. Ich obsah v prírode je 99,9885 ± 0,0070% a 0,0115 ± 0,0070%. Tento pomer sa môže mierne líšiť v závislosti od zdroja a spôsobu výroby vodíka.

Izotop vodíka 3H (trícium) je nestabilný. Jeho polčas je 12,32 rokov. Trícium sa v prírode nachádza vo veľmi malom množstve.

Literatúra poskytuje aj údaje o izotopoch vodíka s hmotnostnými číslami 4–7 a polčasmi 10–22–10–23 s.

Prírodný vodík pozostáva z molekúl H 2 a HD (deuterid vodíka) v pomere 3 200: 1. Obsah čistého vodíka deutéria D 2 je ešte menší. Pomer koncentrácií HD a D2 je približne 6400: 1.

Zo všetkých izotopov chemických prvkov sa fyzikálne a chemické vlastnosti izotopov vodíka navzájom líšia najviac. Je to spôsobené najväčšou relatívnou zmenou atómových hmotností.

	Teplota topenie, K	Teplota vriaci, K	Triple bod, K / kPa	Kritické bod, K / kPa	Hustota kvapalina / plyn, kg / m³

Deutérium a trícium majú tiež orto a para modifikácie: p-D 2, o-D 2, p-T 2, o-T 2. Heteroizotopový vodík (HD, HT, DT) nemá žiadne orto a para modifikácie.

Chemické vlastnosti

Frakcia disociovaných molekúl vodíka

Molekuly vodíka H 2 sú dosť silné a na to, aby vodík mohol reagovať, je potrebné vynaložiť veľa energie:

H2 = 2H - 432 kJ

Preto pri bežných teplotách vodík reaguje iba s veľmi aktívnymi kovmi, napríklad s vápnikom, za vzniku hydridu vápenatého:

Ca + H2 = CaH2

a s jediným nekovovým - fluórom, tvoriacim fluorovodík:

U väčšiny kovov a nekovov reaguje vodík pri zvýšených teplotách alebo pod inými vplyvmi, napríklad pri osvetlení:

О 2 + 2Н 2 = 2Н 2 О

Môže „brať“ kyslík z niektorých oxidov, napríklad:

CuO + H2 = Cu + H20

Písaná rovnica odráža redukčné vlastnosti vodíka.

N2 + 3H2 → 2NH3

Tvorí halogenovodíky s halogénmi:

F 2 + H 2 → 2 HF, reakcia prebieha výbuchom v tme a pri akejkoľvek teplote,

Cl2 + H2 → 2HCl, reakcia prebieha výbuchom, iba na svetle.

Reaguje so sadzami pri silnom zahriatí:

C + 2H2 → CH4

Interakcia s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín

Pri interakcii s aktívnymi kovmi vytvára vodík hydridy:

2Na + H2 → 2NaH

Ca + H2 → CaH2

Mg + H2 → MgH2

Hydridy- slané, tuhé látky, ľahko hydrolyzovateľné:

CaH2 + 2H20 → Ca (OH) 2 + 2H2

Interakcia s oxidmi kovov (zvyčajne d-prvkami)

Oxidy sa redukujú na kovy:

CuO + H2 → Cu + H20

Fe203 + 3H2 → 2Fe + 3H20

WO 3 + 3H2 → W + 3H20

Hydrogenácia organických zlúčenín

Molekulárny vodík sa široko používa v organickej syntéze na redukciu organických zlúčenín. Tieto procesy sa nazývajú hydrogenačné reakcie... Tieto reakcie sa uskutočňujú v prítomnosti katalyzátora pri zvýšenom tlaku a teplote. Katalyzátor môže byť buď homogénny (napríklad Wilkinsonov katalyzátor) alebo heterogénny (napríklad Raneyov nikel, paládium na uhlí).

Takže najmä pri katalytickej hydrogenácii nenasýtených zlúčenín, ako sú alkény a alkíny, vznikajú nasýtené zlúčeniny - alkány.

Vodíková geochémia

Voľný vodík H 2 je v suchozemských plynoch pomerne zriedkavý, ale vo forme vody hrá mimoriadne dôležitú úlohu v geochemických procesoch.

Vodík môže byť obsiahnutý v mineráloch vo forme amónneho iónu, hydroxylového iónu a kryštalickej vody.

V atmosfére sa neustále vytvára vodík v dôsledku rozkladu vody slnečným žiarením. S malou hmotnosťou majú molekuly vodíka vysokú rýchlosť difúzneho pohybu (je blízka druhej kozmickej rýchlosti) a padajúc do horných vrstiev atmosféry môžu lietať do vesmíru.

Vlastnosti liečby

Pri zmiešaní so vzduchom vytvára vodík výbušnú zmes - takzvaný výbušný plyn. Tento plyn je najviac výbušný, ak je objemový pomer vodíka a kyslíka 2: 1 alebo vodíka a vzduchu približne 2: 5, pretože vzduch obsahuje asi 21% kyslíka. Vodík je tiež nebezpečný pre požiar. Kvapalný vodík môže pri kontakte s pokožkou spôsobiť vážne omrzliny.

Výbušné koncentrácie vodíka s kyslíkom sa vyskytujú od 4% do 96% objemových. Pri zmiešaní so vzduchom od 4% do 75 (74)% objemových.

Ekonomika

Cena vodíka pri veľkoobchodných dodávkach kolíše v rozmedzí od 2 do 5 dolárov za kg.

Aplikácia

Atómový vodík sa používa na atómové zváranie vodíkom.

Chemický priemysel

• Pri výrobe amoniaku, metanolu, mydla a plastov
• Pri výrobe margarínu z kvapalných rastlinných olejov
• Registrovaný ako prídavná látka v potravinách E949(baliaci plyn)

Potravinársky priemysel

Letecký priemysel

Vodík je veľmi ľahký a vždy stúpa vo vzduchu. Kedysi boli vzducholode a balóny naplnené vodíkom. Ale v 30. rokoch. XX storočia došlo k niekoľkým katastrofám, počas ktorých vzducholode explodovali a zhoreli. V dnešnej dobe sú vzducholode plné hélia, a to aj napriek jeho výrazne vyšším nákladom.

Palivo

Ako pohonná látka sa používa vodík.

V súčasnosti prebiehajú výskumy týkajúce sa používania vodíka ako paliva pre osobné a nákladné automobily. Vodíkové motory neznečisťujú životné prostredie a vylučujú iba vodné pary.

Vodíkové kyslíkové palivové články využívajú vodík na priamu premenu energie chemickej reakcie na elektrickú energiu.

„Kvapalný vodík“(„LH“) je kvapalný agregovaný stav vodíka s nízkou špecifickou hmotnosťou 0,07 g / cm³ a ​​kryogénnymi vlastnosťami s bodom tuhnutia 14,01 K (–259,14 ° C) a bodom varu 20,28 K (–252,87 ° C). C). Je to bezfarebná kvapalina bez zápachu, ktorá sa po zmiešaní so vzduchom klasifikuje ako výbušnina s rozsahom horľavosti 4 - 75%. Rotačný pomer izomérov v kvapalnom vodíku je: 99,79% - parahydrogen; 0,21% - ortohydrogén. Koeficient rozťažnosti vodíka pri zmene stavu agregácie na plynný je 848: 1 pri 20 ° C.

Rovnako ako u každého iného plynu vedie skvapalnenie vodíka k zmenšeniu jeho objemu. Po skvapalnení sa „LH“ skladuje v tepelne izolovaných nádobách pod tlakom. Kvapalný vodík (rus. Kvapalný vodík, LH2, ĽH 2) sa aktívne používa v priemysle ako forma skladovania plynu a v kozmickom priemysle ako raketové palivo.

História

Prvé zdokumentované použitie umelého chladenia v roku 1756 uskutočnil anglický vedec William Cullen, Gaspard Monge ako prvý získal tekutý stav oxidu síry v roku 1784, Michael Faraday ako prvý získal skvapalnený amoniak, americký vynálezca Oliver Evans ako prvý vyvinul chladiaci kompresor v roku 1805, Jacob Perkins ako prvý patentoval chladiaci stroj v roku 1834 a John Gorey ako prvý patentoval klimatizáciu v USA v roku 1851. Werner Siemens navrhol koncepciu regeneratívneho chladenia v roku 1857, Karl Linde patentoval zariadenie na výrobu kvapalného vzduchu pomocou kaskádového Joule-Thomsonovho expanzného efektu a regeneratívneho chladenia v roku 1876. V roku 1885 poľský fyzik a chemik Zygmund Wrobblewski zverejnil kritickú teplotu vodíka 33 K a kritický tlak 13,3 atm. a bod varu pri 23 K. Vodík prvýkrát skvapalnil James Dewar v roku 1898 pomocou regeneratívneho chladenia a jeho vynálezu, Dewarovej nádoby. Prvú syntézu stabilného izoméru kvapalného vodíka - parahydrogénu - uskutočnili Paul Hartek a Karl Bonhoeffer v roku 1929.

Odstreďujte izoméry vodíka

Vodík pri izbovej teplote pozostáva hlavne z spinového izoméru, ortohydrogénu. Po výrobe je kvapalný vodík v metastabilnom stave a musí sa premeniť na parahydrogénnu formu, aby sa zabránilo výbušnej exotermickej reakcii, ku ktorej dochádza pri zmene pri nízkych teplotách. Konverzia na parahydrogénovú fázu sa zvyčajne uskutočňuje pomocou katalyzátorov, ako je oxid železitý, oxid chrómu, aktívne uhlie, azbest potiahnutý platinou, kovy vzácnych zemín alebo pomocou prísad uránu alebo niklu.

Využitie

Kvapalný vodík sa môže používať ako forma skladovania paliva pre spaľovacie motory a palivové články. S použitím tejto agregovanej formy vodíka boli vytvorené rôzne ponorky (projekty 212A a 214, Nemecko) a koncepty prepravy vodíka (pozri napríklad „DeepC“ alebo „BMW H2R“). Z dôvodu blízkosti štruktúr môžu tvorcovia zariadení v „ZhV“ používať alebo upravovať systémy iba pomocou skvapalneného zemného plynu („LNG“). Kvôli nižšej objemovej hustote energie však spaľovanie vyžaduje väčšie množstvo vodíka ako zemný plyn. Ak sa v piestových motoroch použije namiesto „CNG“ kvapalný vodík, zvyčajne je potrebný objemnejší palivový systém. Pri priamom vstrekovaní znižujú zvýšené straty nasávania plniace valce.

Kvapalný vodík sa tiež používa na chladenie neutrónov v experimentoch s rozptylom neutrónov. Hmotnosti neutrónu a jadra vodíka sú si prakticky rovnaké, preto je výmena energie pri elastickej kolízii najefektívnejšia.

Výhody

Výhodou použitia vodíka sú „nulové emisie“ jeho použitia. Produktom jeho interakcie so vzduchom je voda.

Prekážky

Jeden liter "ZhV" váži iba 0,07 kg. To znamená, že jeho špecifická hmotnosť je 70,99 g / l pri 20 K. Kvapalný vodík vyžaduje technológiu kryogénneho skladovania, ako sú špeciálne tepelne izolované nádoby, a vyžaduje špeciálnu manipuláciu, ktorá je typická pre všetky kryogénne materiály. Z tohto hľadiska je blízky tekutému kyslíku, vyžaduje si však väčšiu opatrnosť z dôvodu nebezpečenstva požiaru. Aj pri tepelne izolovaných nádobách je ťažké udržiavať ich na nízkej teplote potrebnej na udržanie kvapaliny (obvykle sa odparuje rýchlosťou 1% za deň). Pri manipulácii s ním musíte tiež dodržiavať obvyklé bezpečnostné opatrenia pri práci s vodíkom - je dostatočne chladný na to, aby skvapalnil vzduch, ktorý je výbušný.

Raketové palivo

Kvapalný vodík je bežnou súčasťou raketových palív, ktorá sa používa na tryskové zrýchlenie nosných rakiet a kozmických lodí. Vo väčšine raketových motorov na kvapalný palivo poháňaných vodíkom sa najskôr používa na regeneratívne ochladenie trysky a iných častí motora, potom sa zmieša s oxidačným prostriedkom a spáli sa na vytvorenie ťahu. Použité moderné motory H 2 / O 2 spotrebúvajú obohatenú palivovú zmes, ktorá vedie k určitému nespálenému vodíku vo výfukových plynoch. Okrem zvýšenia špecifického impulzu motora znížením molekulovej hmotnosti ďalej znižuje eróziu trysky a spaľovacej komory.

Takéto prekážky pri používaní „LH“ v iných oblastiach, ako napríklad kryogénna povaha a nízka hustota, sú v tomto prípade tiež limitujúcim faktorom. Pre rok 2009 existuje iba jedna nosná raketa (LV „Delta-4“), ktorá je úplne vodíkovou raketou. „ZhV“ sa v zásade používa buď na horných stupňoch rakiet, alebo na blokoch, ktoré vykonávajú významnú časť prác na vypustenie užitočného zaťaženia do vesmíru vo vákuu. Ako jedno z opatrení na zvýšenie hustoty tohto typu paliva existujú návrhy na použitie kašovitého vodíka, to znamená polozmrazenej formy „ZhV“.

Vodík je chemický prvok so symbolom H a atómovým číslom 1. So štandardnou atómovou hmotnosťou približne 1,008 je vodík najľahším prvkom periodickej tabuľky. Jeho monoatomická forma (H) je najrozšírenejšou chemickou látkou vo vesmíre a predstavuje približne 75% celkovej hmotnosti baryónu. Hviezdy sú väčšinou zložené z vodíka v plazmatickom stave. Najbežnejší izotop vodíka, ktorý sa nazýva protium (tento názov sa používa zriedka, symbol 1H), má jeden protón a nemá neutróny. Všadeprítomný výskyt atómového vodíka sa prvýkrát objavil v ére rekombinácie. Pri štandardných teplotách a tlakoch je vodík bezfarebný, bez zápachu, bez chuti, netoxický, nekovový a horľavý dvojatómový plyn s molekulárnym vzorcom H2. Pretože vodík ľahko vytvára kovalentné väzby s väčšinou nekovových prvkov, väčšina vodíka na Zemi existuje v molekulárnych formách, ako je voda alebo organické zlúčeniny. Vodík hrá obzvlášť dôležitú úlohu v acidobázických reakciách, pretože väčšina reakcií na báze kyselín zahŕňa výmenu protónov medzi rozpustnými molekulami. V iónových zlúčeninách môže mať vodík formu záporného náboja (t. J. Aniónu), ktorý je známy ako hydrid, alebo ako kladne nabitý (t. J. Katiónový) typ, označený symbolom H +. O vodíkovom katióne sa hovorí, že sa skladá z jednoduchého protónu, ale v skutočnosti sú vodíkové katióny v iónových zlúčeninách vždy zložitejšie. Ako jediný neutrálny atóm, pre ktorý je možné Schrödingerovu rovnicu analyticky vyriešiť, vodík (konkrétne štúdium energie a väzby jeho atómu) hral kľúčovú úlohu vo vývoji kvantovej mechaniky. Plynný vodík sa začal umelo vyrábať začiatkom 16. storočia reakciou kyselín s kovmi. V rokoch 1766-81. Henry Cavendish ako prvý rozpoznal, že plynný vodík je samostatná látka a že pri spaľovaní produkuje vodu, a preto dostal aj tento názov: v gréčtine znamená vodík „producent vody“. Priemyselná výroba vodíka je spojená hlavne s premenou pary zemného plynu a menej často s energeticky náročnejšími metódami, ako je napríklad elektrolýza vody. Väčšina vodíka sa používa blízko miesta, kde sa vyrába, pričom dvoma najbežnejšími spôsobmi použitia je spracovanie fosílnych palív (napr. Hydrokrakovanie) a výroba amoniaku, hlavne pre trh s hnojivami. Vodík je predmetom metalurgie, pretože môže spôsobiť krehkosť mnohých kovov, čo sťažuje návrh potrubí a skladovacích nádrží.

Vlastnosti

Spaľovanie

Plynný vodík (dihydrogén alebo molekulárny vodík) je horľavý plyn, ktorý bude horieť na vzduchu vo veľmi širokom rozmedzí koncentrácií od 4% do 75% objemových. Entalpia horenia je 286 kJ / mol:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + 572 kJ (286 kJ / mol)

Plynný vodík vytvára výbušné zmesi so vzduchom v koncentráciách od 4 do 74% a s chlórom v koncentráciách do 5,95%. Výbušné reakcie môžu byť vyvolané iskrami, teplom alebo slnečným žiarením. Teplota samovznietenia vodíka, teplota samovznietenia na vzduchu, je 500 ° C (932 ° F). Plamene čistého vodíka a kyslíka emitujú ultrafialové žiarenie a s vysokou kyslíkovou zmesou sú takmer neviditeľné voľným okom, o čom svedčí slabý oblak hlavného motora raketoplánu v porovnaní s vysoko viditeľným oblakom raketového zosilňovača tuhých látok, ktorý využíva kompozit chloristanu amónneho. Na detekciu úniku horiaceho vodíka môže byť potrebný detektor plameňa; takéto netesnosti môžu byť veľmi nebezpečné. Vodíkový plameň je za iných podmienok modrý a pripomína modrý plameň zemného plynu. Potopenie vzducholode Hindenburg je notoricky známym príkladom spaľovania vodíka a o prípade sa stále vedú diskusie. Viditeľný oranžový plameň bol pri tejto udalosti 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 elektrónovej energie

Energetická úroveň základného stavu elektrónu v atóme vodíka je -13,6 eV, čo sa rovná ultrafialovému fotónu s vlnovou dĺžkou asi 91 nm. Energetické hladiny vodíka možno pomerne presne vypočítať pomocou Bohrovho modelu atómu, ktorý konceptualizuje elektrón ako „obiehajúci“ protón, podobne ako obežná dráha Zeme okolo Slnka. Atómový elektrón a protón sú však držané pohromade elektromagnetickou silou, zatiaľ čo planéty a nebeské objekty sú držané pohromade gravitáciou. Kvôli diskretizácii momentu hybnosti postulovanej v časnej kvantovej mechanike Bohrom môže elektrón v Bohrovom modeli zaberať iba určité povolené vzdialenosti od protónu, a teda iba určité prípustné energie. Presnejší popis atómu vodíka pochádza z čisto kvantového mechanického spracovania, ktoré na výpočet hustoty pravdepodobnosti elektrónu okolo protónu využíva Schrödingerovu rovnicu, Diracovu rovnicu alebo dokonca Feynmanov integrovaný obvod. Najsofistikovanejšie 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 obežná dráha“ líši od pohybu elektrónu.

Elementárne molekulárne formy

Existujú dva rôzne spinové izoméry dvojatómových molekúl vodíka, ktoré sa líšia relatívnym spinom svojich jadier. V ortohydrogénovej forme sú rotácie dvoch protónov rovnobežné a tvoria tripletový stav s kvantovým počtom molekúl 1 (1/2 + 1/2); vo forme parahydrogénu sú rotácie antiparalelné a tvoria singlet s molekulárnym spinovým kvantovým číslom 0 (1/2 1/2). Pri štandardnej teplote a tlaku obsahuje plynný vodík asi 25% paraformy a 75% ortoformy, tiež známe ako „normálna forma“. Rovnovážny pomer ortohydrogénu k parahydrogénu závisí od teploty, ale pretože ortoforma je excitovaný stav a má vyššiu energiu ako paraforma, je nestabilná a nemožno ju vyčistiť. Pri veľmi nízkych teplotách sa rovnovážny stav skladá takmer výlučne z paraformy. Tepelné vlastnosti kvapalnej a plynnej fázy čistého parahydrogénu sa významne líšia od vlastností normálnej formy v dôsledku rozdielov v tepelných kapacitách rotácie, o ktorých sa podrobnejšie diskutuje v odstredivých izoméroch vodíka. Rozdiel v orto-páre sa vyskytuje aj v iných molekulách alebo funkčných skupinách obsahujúcich vodík, ako je voda a metylén, čo však nemá malý vplyv na ich tepelné vlastnosti. Nekatalyzovaná premena medzi parou a orto H2 sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou; teda rýchlo kondenzovaná H2 obsahuje veľké množstvo vysokoenergetickej ortogonálnej formy, ktorá sa veľmi pomaly prevádza na para formu. Pomer orto / pár v kondenzovanej H2 je dôležitým faktorom pri príprave a skladovaní kvapalného vodíka: premena z orto na paru je exotermická a poskytuje dostatok tepla na odparenie časti vodíkovej kvapaliny, čo má za následok stratu skvapalneného materiálu. Na chladenie vodíkom sa používajú orto-para konverzné katalyzátory, ako je oxid železitý, aktívne uhlie, platinovaný azbest, kovy vzácnych zemín, zlúčeniny uránu, oxid chrómu alebo niektoré zlúčeniny niklu.

Fázy

Plynný vodík

Kvapalný vodík

Sliz vodík

Tuhý vodík

Kovový vodík

Pripojenia

Kovalentné a organické zlúčeniny

Aj keď H2 nie je za štandardných podmienok veľmi reaktívny, vytvára 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 vodík preberá čiastočný kladný náboj. Keď je vodík viazaný s fluórom, kyslíkom alebo dusíkom, môže sa podieľať vo forme stredne silnej nekovalentnej väzby s inými podobnými molekulami, čo je 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 negatívny náboj. Tieto zlúčeniny sú často známe ako hydridy. Vodík vytvára s uhlíkom obrovské množstvo zlúčenín nazývaných uhľovodíky a ešte väčšiu škálu zlúčenín s heteroatómami, ktoré sa pre svoju spoločnú väzbu so živými vecami nazývajú organické zlúčeniny. Organická chémia sa zaoberá ich vlastnosťami a ich štúdium v ​​kontexte živých organizmov je známe ako biochémia. Podľa niektorých definícií musia „organické“ zlúčeniny obsahovať iba uhlík. Väčšina z nich však obsahuje aj vodík, a pretože práve väzba uhlík-vodík dáva tejto triede zlúčenín väčšinu ich špecifických chemických vlastností, sú väzby uhlík-vodík v niektorých definíciách slova „organický“ v chémii vyžadované. Milióny uhľovodíkov sú známe a sú zvyčajne tvorené zložitými syntetickými cestami, ktoré zriedka zahŕňajú elementárny vodík.

Hydridy

Vodíkové zlúčeniny sa často označujú ako hydridy. Termín „hydrid“ znamená, že atóm H získal negatívny alebo aniónový charakter, označený ako H-, a je používaný, keď vodík tvorí zlúčeninu s elektropozitívnejším prvkom. Existenciu hydridového aniónu, ktorý navrhol Gilbert N. Lewis v roku 1916 pre hydridy obsahujúce skupiny 1 a 2 obsahujúce soli, preukázal Moers v roku 1920 elektrolýzou roztaveného hydridu lítneho (LiH), pri ktorom sa na jednu anódu vytvorilo stechiometrické množstvo vodíka. . Pre hydridy iné ako kovy skupiny 1 a 2 je tento termín 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 spojené s Al (III). Aj keď sa hydridy môžu tvoriť takmer vo všetkých prvkoch základnej skupiny, počet a kombinácia možných zlúčenín sa veľmi líši; napríklad je známych viac ako 100 binárnych hydridov bóru a iba jeden binárny hydrid hlinitý. Binárny hydrid india zatiaľ nebol identifikovaný, aj keď existujú veľké komplexy. V anorganickej chémii môžu hydridy slúžiť aj ako premosťovacie ligandy, ktoré viažu dve centrá kovov v koordinačnom komplexe. Táto funkcia je charakteristická najmä pre prvky skupiny 13, najmä v boránoch (hydridoch bóru) a hliníku, ako aj v zoskupených karboránoch.

Protóny a kyseliny

Oxidácia vodíka odstraňuje jeho elektrón a dáva H +, ktorý neobsahuje elektróny a jadro, ktoré sa obvykle skladá z jedného protónu. Preto sa H + často označuje ako protón. Tento názor je ústredný v diskusii o kyselinách. Podľa Bronsted-Lowryho teórie sú kyseliny donory protónov a zásady akceptory protónov. Nahý protón, H +, nemôže existovať v roztoku alebo v iónových kryštáloch kvôli svojej neodolateľnej príťažlivosti pre ďalšie atómy alebo molekuly s elektrónmi. Okrem vysokých teplôt spojených s plazmou nemôžu byť také protóny odstránené z elektrónových mračien atómov a molekúl a zostanú k nim pripojené. Avšak termín „protón“ sa niekedy metaforicky používa na označenie kladne nabitého alebo katiónového vodíka pripojeného k iným druhom týmto spôsobom, a ako taký sa označuje ako „H +“ bez toho, aby to znamenalo, že jednotlivé protóny existujú voľne ako druhy. . Aby sa zabránilo výskytu holého „solvátovaného protónu“ v roztoku, predpokladá sa, že kyslé vodné roztoky obsahujú menej nepravdepodobné fiktívne látky nazývané „hydróniový ión“ (H 3 O +). Avšak aj v tomto prípade sú takéto solvatované katióny vodíka realistickejšie vnímané ako organizované zhluky, ktoré tvoria druhy blízke H 9 O + 4. Ďalšie oxóniové ióny sa nachádzajú, keď je voda v kyslom roztoku s inými rozpúšťadlami. Aj keď je na Zemi exotický, jedným z najhojnejších iónov vo vesmíre je H + 3, známy ako protónovaný molekulárny vodík alebo trihydrogénový katión.

Izotopy

Vodík má tri prirodzene sa vyskytujúce izotopy, označené 1H, 2H a 3H. Ďalšie vysoko nestabilné jadrá (od 4H do 7H) boli syntetizované v laboratóriu, ale v prírode neboli pozorované. 1H je najhojnejším izotopom vodíka s prevalenciou viac ako 99,98%. Pretože jadro tohto izotopu pozostáva iba z jedného protónu, dostal pomenovanie protium popisné, ale zriedka používané. 2H, ďalší stabilný izotop vodíka, je známy ako deutérium a v jadre obsahuje jeden protón a jeden neutrón. Predpokladá sa, že všetko deutérium vo vesmíre bolo vyrobené počas Veľkého tresku a existuje od tej doby až doteraz. Deutérium nie je rádioaktívny prvok a nepredstavuje významné nebezpečenstvo 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 pokusoch a v rozpúšťadlách pre 1H-NMR spektroskopiu. Ťažká voda sa používa ako moderátor neutrónov a ako chladivo pre jadrové reaktory. Deutérium je tiež potenciálnym palivom pre komerčnú jadrovú fúziu. 3H je známy ako trícium a obsahuje vo svojom jadre jeden protón a dva neutróny. Je rádioaktívny, rozpadá sa na hélium-3 prostredníctvom beta rozpadu s polčasom rozpadu 12,32 rokov. Je tak rádioaktívny, že sa dá použiť v svetelnej farbe, čo je užitočné napríklad pri výrobe hodiniek so svetelným ciferníkom. Sklo zabraňuje úniku malého množstva žiarenia. Malé množstvo trícia sa prirodzene vytvára interakciou kozmických lúčov s atmosférickými plynmi; trícium bolo tiež vydané pri testoch jadrových zbraní. Používa sa pri reakciách jadrovej fúzie ako indikátor izochopovej geochémie a v špecializovaných svetelných zariadeniach s vlastným napájaním. Trícium sa tiež používalo v experimentoch s chemickým a biologickým značením ako rádioaktívna značka. Vodík je jediný prvok, ktorý má rôzne názvy pre svoje izotopy, ktoré sa dnes bežne používajú. Počas raného štúdia rádioaktivity dostali rôzne ťažké rádioaktívne izotopy svoje vlastné mená, ale tieto 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 pre protium nie je k dispozícii. Vo svojich pokynoch pre nomenklatúru umožňuje Medzinárodná únia pre čistú a aplikovanú chémiu použitie akýchkoľvek znakov od D, T, 2H a 3H, aj keď sú uprednostňované 2H a 3H. Exotický atóm miónia (symbol Mu), ktorý sa skladá z anti-miónu a elektrónu, sa tiež niekedy považuje za ľahký rádioizotop vodíka kvôli hromadnému rozdielu medzi anti-miónom a elektrónom, ktorý bol objavený v roku 1960. Počas životnosti miónu, 2,2 μs, môže muónium vstupovať do zlúčenín, ako je chlorid muonný (MuCl) alebo muonid sodný (NaMu), podobne ako chlorovodík, respektíve hydrid sodný.

História

Objav a použitie

V roku 1671 Robert Boyle objavil a opísal reakciu medzi železnými pilinami a zriedenými kyselinami, ktorá vedie k produkcii plynného vodíka. V roku 1766 Henry Cavendish ako prvý rozpoznal plynný vodík ako samostatnú látku a kvôli svojej reakcii kov-kyselina tento plyn nazval „horľavý vzduch“. Naznačil, že „horľavý vzduch“ je v skutočnosti identický s hypotetickou látkou zvanou „flogiston“, a v roku 1781 opäť objavil, že plyn pri spaľovaní vytvára vodu. Predpokladá sa, že to bol on, kto objavil vodík ako prvok. V roku 1783 dal Antoine Lavoisier tomuto prvku názov vodík (z gréckeho ὑδρο-hydro znamená voda a -γενής gény, čo znamená tvorca), keď spolu s Laplaceom reprodukovali údaje Cavendisha, že pri spaľovaní vodíka vzniká voda. Lavoisier vyrábal vodík pre svoje experimenty s hromadnou konzerváciou reakciou prúdu pary s kovovým železom cez žiarovku ohrievanú v ohni. Anaeróbnu oxidáciu železa protónmi vody pri vysokých teplotách možno schematicky znázorniť pomocou sady nasledujúcich reakcií:

Fe + H2O → FeO + H2

2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2

3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Mnoho kovov, napríklad zirkónium, prechádza podobnou reakciou s vodou za vzniku vodíka. Vodík prvýkrát skvapalnil James Dewar v roku 1898 pomocou regeneračného chladenia a svojho vynálezu, vákuovej banky. V nasledujúcom roku vyrobil tuhý vodík. Deutérium objavili v decembri 1931 Harold Urey a trícium pripravili v roku 1934 Ernest Rutherford, Mark Oliphant a Paul Harteck. Ťažkú vodu, ktorá sa namiesto obyčajného vodíka skladá z deutéria, objavila Yureyova skupina v roku 1932. François Isaac de Rivaz skonštruoval prvý motor Rivaz, spaľovací motor poháňaný vodíkom a kyslíkom, v roku 1806. V roku 1819 vynašiel Edward Daniel Clarke rúrku na vodíkový plyn. Doebereiner Flame (prvý plnohodnotný zapaľovač) bol vynájdený v roku 1823. Prvý vodíkový valec vynašiel Jacques Charles v roku 1783. Vodík poskytol vzostup prvej spoľahlivej formy leteckej dopravy po vynájdení prvej vzducholode na vodíkový pohon Henriho Giffarda v roku 1852. Nemecký gróf Ferdinand von Zeppelin presadzoval myšlienku tuhých vzducholodí dvíhaných do vzduchu vodíkom, ktoré sa neskôr volali Zeppelin; prvý z nich vzlietol prvýkrát v roku 1900. Pravidelne plánované lety sa začali v roku 1910 a do vypuknutia prvej svetovej vojny v auguste 1914 prepravili bez väčšieho incidentu 35 000 cestujúcich. Počas vojny sa vodíkové vzducholode používali ako pozorovacie plošiny a bombardéry. Prvý nepretržitý transatlantický let uskutočnila britská vzducholoď R34 v roku 1919. Pravidelná osobná doprava bola obnovená v 20. rokoch 20. storočia a objavenie zásob hélia v USA malo zvýšiť bezpečnosť letov, americká vláda však odmietla na tento účel predať plyn, preto sa vo vzducholode Hindenburg, ktorá bola zničená v r. požiar v Miláne v New Jersey 6. mája 1937. Incident bol vysielaný v priamom prenose v rádiu a natáčaný. Široko sa špekulovalo, že vznietenie bolo spôsobené únikom vodíka, ale následný výskum naznačuje, že hliníkový textilný obal by sa mohol vznietiť statickou elektrinou. Ale do tejto doby bola reputácia vodíka ako zdvíhacieho plynu už poškodená. V tom istom roku vstúpil do prevádzky prvý vodíkom chladený turbínový generátor s plynným vodíkom ako chladivom v rotore a statore v roku 1937 v Daytone v štáte Ohio spoločnosťou Dayton Power & Light Co; Vzhľadom na tepelnú vodivosť plynného vodíka je dnes v tejto oblasti najbežnejším plynom. Nikel-vodíková batéria bola prvýkrát použitá v roku 1977 na palube americkej navigačnej technológie Satellite-2 (NTS-2). ISS, Mars Odyssey a Mars Global Surveyor sú poháňané nikel-vodíkovými batériami. V tmavšej časti svojej dráhy je Hubblov vesmírny ďalekohľad poháňaný tiež nikel-vodíkovými batériami, ktoré boli nakoniec vymenené v máji 2009, viac ako 19 rokov po štarte a 13 rokov po ich dizajne.

Úloha v kvantovej teórii

Vďaka svojej jednoduchej atómovej štruktúre, pozostávajúcej iba z protónu a elektrónu, bol atóm vodíka spolu so spektrom svetla, ktoré z neho bolo vytvorené alebo absorbované, ústredným bodom vývoja teórie atómovej štruktúry. Štúdia zodpovedajúcej jednoduchosti molekuly vodíka a zodpovedajúceho katiónu H + 2 viedla navyše k pochopeniu podstaty chemickej väzby, ktorá čoskoro po fyzickej úprave atómu vodíka v kvantovej mechanike nasledovala v polovici roku 2020. Jedným z prvých kvantových efektov, ktoré boli jasne pozorované (ale vtedy ešte neboli pochopené), bolo Maxwellove pozorovanie vodíka pol storočia pred objavením sa celej kvantovo-mechanickej teórie. Maxwell poznamenal, že špecifické teplo H2 nenávratne odchádza z dvojatómového plynu pod teplotu miestnosti a začína sa čoraz viac podobať špecifickému teplu monatomického plynu pri kryogénnych teplotách. Podľa kvantovej teórie toto správanie vyplýva zo vzdialenosti (kvantovaných) úrovní energie rotácie, ktoré sú kvôli svojej nízkej hmotnosti v H2 obzvlášť vzdialené. Tieto široko umiestnené úrovne zabraňujú rovnakému rozdeleniu tepelnej energie na rotačný pohyb vo vodíku pri nízkych teplotách. Diatomové plyny, ktoré sú tvorené ťažšími atómami, nemajú tak ďaleko od seba vzdialené hladiny a nevykazujú rovnaký účinok. Antihydrogen je antimateriálny analóg vodíka. Skladá sa z antiprotónu s pozitrónom. Antihydrogen je jediný typ atómu antihmoty, ktorý bol vyrobený od roku 2015.

Byť v prírode

Vodík je najpočetnejším chemickým prvkom vo vesmíre a predstavuje 75% hmotnosti normálnej hmoty a viac ako 90% počtu atómov. (Väčšina hmoty vesmíru však nie je vo forme tohto chemického prvku, ale predpokladá sa, že má zatiaľ neobjavené formy hmoty, ako je tmavá hmota a temná energia.) Tento prvok sa nachádza vo veľkom množstve v hviezdy a plynoví obri. Molekulárne oblaky H2 sú spojené s tvorbou hviezd. Vodík hrá zásadnú úlohu pri zapínaní hviezd prostredníctvom protónovo-protónovej reakcie a jadrovej fúzie cyklu CNO. Vodík sa na celom svete nachádza hlavne v atómových a plazmatických stavoch s vlastnosťami úplne odlišnými od vlastností molekulárneho vodíka. Ako plazma nie sú vodíkový elektrón a protón navzájom spojené, čo vedie k veľmi vysokej elektrickej vodivosti a vysokej emisivite (generovanie svetla zo slnka a iných hviezd). Nabité častice sú silne ovplyvňované magnetickým a elektrickým poľom. 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 nachádzajúce sa v tlmených systémoch Lyman-alfa dominuje kozmologickej baryónovej hustote vesmíru až do červeného posunu z = 4. Za normálnych podmienok na Zemi existuje elementárny vodík ako dvojatómový plyn H2. Plynný vodík je však v zemskej atmosfére veľmi zriedkavý (1 ppm objemu) kvôli svojej nízkej hmotnosti, čo uľahčuje prekonanie gravitácie Zeme ako ťažšie plyny. Vodík je však tretím najpočetnejším prvkom na povrchu Zeme a existuje hlavne 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 dôležitejším zdrojom vodíka. Molekulárna forma nazývaná protónovaný molekulárny vodík (H + 3) sa nachádza v medzihviezdnom prostredí, kde sa vytvára ionizáciou molekulárneho vodíka z kozmických lúčov. Tento nabitý ión bol tiež pozorovaný v horných vrstvách atmosféry planéty Jupiter. Ión je v prostredí relatívne stabilný vďaka svojej nízkej teplote a hustote. H + 3 je jedným z najhojnejších iónov vo vesmíre a hrá významnú úlohu v chémii medzihviezdneho média. Neutrálny triatomický vodík H3 môže existovať iba v excitovanej forme a je nestabilný. Naproti tomu pozitívny molekulárny ión vodíka (H + 2) je vzácna molekula 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 vytesňovania redukčných ekvivalentov v biochemických reakciách.

Reforma parou

Vodík sa dá vyrobiť niekoľkými spôsobmi, ale ekonomicky najdôležitejšie procesy zahŕňajú odstránenie vodíka z uhľovodíkov, pretože asi 95% výroby vodíka v roku 2000 pochádzalo z parného reformovania. Komerčne sa veľké objemy vodíka zvyčajne vyrábajú parným reformovaním zemného plynu. Pri vysokých teplotách (1 000 - 1 400 K, 700 - 1 100 ° C alebo 1 300 - 2 000 ° F) para (vodná para) reaguje s metánom za vzniku oxidu uhoľnatého a H2.

CH4 + H20 → CO + 3 H2

Táto reakcia funguje najlepšie pri nízkych tlakoch, ale napriek tomu ju možno uskutočniť pri vysokých tlakoch (2,0 MPa, 20 atm alebo 600 palcov ortuti). Je to preto, lebo vysoký tlak H2 je najpopulárnejším produktom a tlakové prehrievacie čistiace systémy pracujú lepšie pri vyšších tlakoch. Produktová zmes je známa ako „syngas“, pretože sa často používa priamo na výrobu metanolu a príbuzných zlúčenín. Uhľovodíky iné ako metán sa môžu použiť na výrobu syntetického plynu s rôznymi pomermi produktov. Jednou z mnohých komplikácií tejto vysoko optimalizovanej technológie je tvorba koksu alebo uhlíka:

CH4 → C + 2 H2

V dôsledku toho sa pri parnom reformovaní zvyčajne používa prebytok H20. Ďalší vodík je možné spätne získavať z pary pomocou oxidu uhoľnatého pomocou reakcie vytesňovania vodného plynu, najmä pomocou katalyzátora na báze oxidu železa. Táto reakcia je tiež bežným priemyselným zdrojom oxidu uhličitého:

CO + H2O → CO2 + H2

Medzi ďalšie dôležité metódy pre H2 patrí čiastočná oxidácia uhľovodíkov:

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

A reakcia uhlia, ktorá môže slúžiť ako predzvesť šmykovej reakcie opísanej vyššie:

C + H2O → CO + H2

Vodík sa niekedy vyrába a spotrebúva v rovnakom priemyselnom procese bez separácie. V Haberovom procese výroby amoniaku sa vodík vyrába zo zemného plynu. Elektrolýza soľanky na výrobu chlóru tiež produkuje vodík ako vedľajší produkt.

Kyselina kovová

V laboratóriu sa H2 zvyčajne vyrába reakciou zriedených neoxidujúcich kyselín s niektorými reaktívnymi kovmi, ako je zinok, pomocou Kippovho prístroja.

Zn + 2H + → 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 na anóde sa vytvára plynný kyslík, zatiaľ čo na katóde sa vytvára plynný vodík. Typicky je katóda vyrobená z platiny alebo iného inertného kovu pri výrobe vodíka na skladovanie. Ak sa má však plyn spaľovať in situ, je na podporu spaľovania potrebný kyslík, a preto budú obe elektródy vyrobené z inertných kovov. (Napríklad železo sa oxiduje, a preto znižuje množstvo uvoľneného kyslíka.) Teoretická maximálna účinnosť (elektrina použitá vo vzťahu k energetickej hodnote vyrobeného vodíka) sa pohybuje v rozmedzí 80 - 94%.

2 H2O (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)

Na výrobu vodíka sa môže použiť zliatina hliníka a gália vo forme granúl pridávaných do vody. Týmto spôsobom sa tiež vyrába oxid hlinitý, ale drahé gálium, ktoré zabraňuje tvorbe oxidovej šupky na granulách, sa môže znovu použiť. To má dôležité potenciálne dôsledky pre vodíkovú ekonomiku, pretože vodík sa môže vyrábať lokálne a nemusí sa prepravovať.

Termochemické vlastnosti

Existuje viac ako 200 termochemických cyklov, ktoré možno použiť na oddelenie vody, asi tucet z týchto cyklov, napríklad cyklus oxidu železitého, cyklus oxidu ceričitého, oxid ceričitý, oxid zinočnatý, zinok, cyklus jódom sírou, meď. chlór a hybridný sírový cyklus sú vo fázach výskumu a testovania na výrobu vodíka a kyslíka z vody a tepla bez použitia elektriny. Mnoho laboratórií (vrátane laboratórií vo Francúzsku, Nemecku, Grécku, Japonsku a USA) vyvíja termochemické metódy výroby vodíka zo slnečnej energie a vody.

Anaeróbna korózia

Za anaeróbnych podmienok sú železné a oceľové zliatiny pomaly oxidované protónmi vody, pričom sú redukované v molekulárnom vodíku (H2). Anaeróbna korózia železa vedie najskôr k tvorbe hydroxidu železa (zelená hrdza) a je možné ju popísať nasledujúcou reakciou: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. Na druhej strane za anaeróbnych podmienok môže byť hydroxid železa (Fe (OH) 2) oxidovaný vodnými protónmi 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 kryštalizovaný magnetit (Fe3O4) je termodynamicky stabilnejší ako hydroxid železitý (Fe (OH) 2). Tento proces nastáva pri anaeróbnej korózii železa a ocele v anoxických podzemných vodách a pri obnove pôd pod hladinou podzemnej vody.

Geologický pôvod: serpentinizačná reakcia

Pri nedostatku kyslíka (O2) v hlbokých geologických podmienkach prevládajúcich ďaleko od zemskej atmosféry vzniká vodík (H2) počas serpentinizácie anaeróbnou oxidáciou kremičitanu železa (Fe2 +) protónmi vody (H +) prítomnými v kryštálovej mriežke fayalitu (Fe2SiO4, minimálny olivín - žľaza). Zodpovedajúca reakcia vedúca k tvorbe magnetitu (Fe3O4), kremeňa (SiO2) a vodíka (H2): 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 fayalit + voda → magnetit + kremeň + vodík. Táto reakcia je veľmi podobná Schikorrovej reakcii pozorovanej počas anaeróbnej oxidácie hydroxidu železa pri kontakte s vodou.

Tvorba v transformátoroch

Zo všetkých nebezpečných plynov produkovaných v silových transformátoroch je vodík najhojnejší a vytvára sa vo väčšine poruchových stavov; teda tvorba vodíka je skorým znakom vážnych problémov v životnom cykle transformátora.

Aplikácie

Spotreba v rôznych procesoch

Veľké množstvo H2 je potrebné v ropnom a chemickom priemysle. H2 sa väčšinou používa na spracovanie („modernizáciu“) fosílnych palív a na výrobu amoniaku. V petrochemických zariadeniach sa H2 používa na hydrodealkyláciu, hydrodesulfurizáciu a hydrokrakovanie. H2 má niekoľko ďalších dôležitých použití. H2 sa používa ako hydrogenačné činidlo, najmä na zvýšenie úrovne nasýtenia nenasýtených tukov a olejov (nachádzajúcich sa v výrobkoch, ako je margarín), a na výrobu metanolu. Je tiež zdrojom vodíka pri výrobe kyseliny chlorovodíkovej. H2 sa tiež používa ako redukčné činidlo pre kovové rudy. Vodík je vysoko rozpustná látka 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 disky, ale vysoká rozpustnosť plynu je metalurgickým problémom, ktorý prispieva k skrehnutiu mnohých kovov, čo komplikuje konštrukciu potrubí a skladovacích nádrží. Okrem toho, že sa H2 používa ako činidlo, má širokú škálu aplikácií vo fyzike a technológii. Používa sa ako ochranný plyn pri zváraní, ako je napríklad atómové zváranie vodíkom. H2 sa používa ako chladivo rotora v elektrických generátoroch v elektrárňach, pretože má najvyššiu tepelnú vodivosť zo všetkých plynov. Kvapalná H2 sa používa pri kryogénnom výskume vrátane výskumu supravodivosti. Pretože H2 je ľahší ako vzduch, s niečo málo cez 1/14 hustoty vzduchu sa kedysi bežne používal ako výťahový plyn v balónoch a vzducholodiach. V novších aplikáciách sa vodík používa čistý alebo zmiešaný s dusíkom (niekedy nazývaným formovací plyn) ako indikátorový plyn na okamžitú detekciu úniku. Vodík sa používa v automobilovom, chemickom, energetickom, leteckom a telekomunikačnom priemysle. Vodík je schválená prísada do potravín (E 949), ktorá okrem iných antioxidačných vlastností umožňuje testovanie tesnosti potravinárskych výrobkov. Vzácne izotopy vodíka majú tiež špecifické použitie. Deutérium (vodík-2) sa používa v aplikáciách štiepenia jadra ako moderátor pomalých neutrónov a v reakciách jadrovej fúzie. Zlúčeniny deutéria sa používajú v oblasti chémie a biológie na štúdium izotopových účinkov reakcie. Trícium (vodík-3), ktoré sa vyrába v jadrových reaktoroch, sa používa pri výrobe vodíkových bômb ako izotopový marker v biologických vedách a ako zdroj žiarenia v žiarivých farbách. Trojitý bod rovnovážneho vodíka je definujúci pevný bod v teplotnej stupnici ITS-90 pri 13,8033 Kelvina.

Chladiace médium

Vodík sa v elektrárňach bežne používa ako chladivo v generátoroch kvôli množstvu prospešných vlastností, ktoré sú priamym výsledkom jeho ľahkých dvojatómových molekúl. Medzi ne patrí nízka hustota, nízka viskozita a najvyššia špecifická tepelná a tepelná vodivosť všetkých plynov.

Nosič energie

Vodík nie je energetickým zdrojom, s výnimkou hypotetického kontextu komerčných fúznych elektrární využívajúcich deutérium alebo trícium, a táto technológia nie je v súčasnosti ani zďaleka vyvinutá. Energia Slnka pochádza z jadrovej fúzie vodíka, ale tento proces je na Zemi ťažké dosiahnuť. Elementárny vodík zo solárnych, biologických alebo elektrických zdrojov vyžaduje na jeho výrobu viac energie, ako sa spotrebuje pri jej spaľovaní, preto v týchto prípadoch vodík funguje ako nosič energie analogicky s batériou. Vodík je možné získať z fosílnych zdrojov (napríklad metán), ale tieto zdroje sú vyčerpané. Energetická hustota na jednotku objemu kvapalného vodíka aj stlačeného plynného vodíka pri akomkoľvek prakticky dosiahnuteľnom tlaku je výrazne nižšia ako hustota tradičných zdrojov energie, aj keď je hustota energie na jednotku hmotnosti paliva vyššia. O elementárnom vodíku sa však v energetickom kontexte často diskutovalo ako o možnom budúcom nosiči energie pre celú ekonomiku. Napríklad sekvestrácia CO2 nasledovaná zachytávaním a skladovaním uhlíka sa môže uskutočniť v mieste výroby H2 z fosílnych palív. Vodík používaný v doprave bude spaľovať relatívne čisto, s určitými emisiami NOx, ale bez uhlíkových emisií. Náklady na infraštruktúru spojené s úplnou konverziou na vodíkovú ekonomiku však budú značné. Palivové články dokážu 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, HfSiO4 a SrZrO3.

Biologické reakcie

H2 je produktom niekoľkých typov anaeróbneho metabolizmu a je produkovaný niekoľkými mikroorganizmami, zvyčajne reakciami katalyzovanými enzýmami obsahujúcimi železo alebo nikel, nazývanými hydrogenázy. Tieto enzýmy katalyzujú reverzibilnú redoxnú reakciu medzi H2 a jeho zložkami, dvoma protónmi a dvoma elektrónmi. K tvorbe plynného vodíka dochádza prenosom redukčných ekvivalentov vytvorených počas fermentácie pyruvátu do vody. Prirodzený cyklus výroby a spotreby vodíka organizmami sa nazýva vodíkový cyklus. Štiepenie vody, proces, pri ktorom sa voda rozkladá na svoje základné protóny, elektróny a kyslík, nastáva pri svetelných reakciách vo všetkých fotosyntetických organizmoch. Niekoľko takýchto organizmov, vrátane rias Chlamydomonas Reinhardtii a siníc, si vyvinulo druhé štádium temných reakcií, pri ktorých sa protóny a elektróny redukujú špecializovanými hydrogenázami v chloroplastoch na plyn H2. Uskutočnili sa pokusy o genetickú modifikáciu hydin siníc, aby účinne syntetizovali plynný H2 aj za prítomnosti kyslíka. Snahy boli tiež vyvinuté s použitím geneticky modifikovaných rias v bioreaktore.

Zvážte, čo je vodík. Chemické vlastnosti a výroba tohto nekovu sa študujú v škole pomocou anorganickej chémie. Práve tento prvok stojí v čele periodického systému Mendelejeva, a preto si zaslúži podrobný popis.

Okamžité otvorenie položky

Pred zvážením fyzikálnych a chemických vlastností vodíka poďme zistiť, ako sa tento dôležitý prvok našiel.

Chemici, ktorí pracovali v šestnástom a sedemnástom storočí, vo svojich prácach opakovane spomínali horľavý plyn, ktorý sa uvoľňuje pri vystavení kyselinám aktívnym kovom. V druhej polovici osemnásteho storočia sa G. Cavendishovi podarilo tento plyn zozbierať a analyzovať a pomenovať ho „horľavý plyn“.

Fyzikálne a chemické vlastnosti vodíka v tom čase neboli študované. Až na konci osemnásteho storočia sa A. Lavoisierovi podarilo analyzovať, aby sa zistilo, že tento plyn je možné získať analýzou vody. O niečo neskôr začal nový prvok nazývať hydrogén, čo znamená „rodiť vodu“. Vodík vďačí za svoje moderné ruské meno M.F.Solovievovi.

Byť v prírode

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

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

Vodík vo forme plazmy tvorí 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 a má niekoľko izotopových foriem. Je takmer nerozpustný vo vode a má vysokú tepelnú vodivosť. Protium, ktoré má hmotnostné číslo 1, sa považuje za najľahšiu formu. Trícium, ktoré má rádioaktívne vlastnosti, sa v prírode vytvára z atmosférického dusíka, keď je neurónmi vystavené UV lúčom.

Vlastnosti štruktúry molekuly

Aby sme zvážili chemické vlastnosti vodíka, reakcie, ktoré sú preň charakteristické, poďme sa venovať vlastnostiam jeho štruktúry. Táto dvojatómová molekula má kovalentnú nepolárnu chemickú väzbu. Tvorba atómového vodíka je možná, keď aktívne kovy interagujú s kyslými roztokmi. Ale v tejto forme je tento nekov schopný existovať iba malé časové obdobie, takmer okamžite sa rekombinuje do molekulárnej formy.

Chemické vlastnosti

Zvážte chemické vlastnosti vodíka. Vo väčšine zlúčenín, ktoré tento chemický prvok vytvára, vykazuje oxidačný stav +1, čo ho robí podobným ako aktívne (alkalické) kovy. Hlavné chemické vlastnosti vodíka, ktoré ho charakterizujú ako kov:

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

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

Pri bežných teplotách vodík neaktívne interaguje s inými látkami, takže väčšina reakcií sa uskutočňuje až po predbežnom zahriatí.

Pozrime sa podrobnejšie na niektoré z chemických interakcií prvku, ktorý stojí v čele Mendelejevovej periodickej sústavy chemických prvkov.

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

Medzi chemickými vlastnosťami plynného vodíka, ktoré si našli významné uplatnenie v priemysle, je zaujímavá jeho interakcia s oxidmi kovov. Oxidy kovov sa spracovávajú napríklad katalytickou hydrogenáciou v modernom priemysle, napríklad sa čistý kov izoluje z vodného kameňa (zmesný oxid železa). Táto metóda umožňuje efektívne spracovanie kovového šrotu.

V modernom chemickom priemysle je dopyt aj po syntéze amoniaku, ktorá spočíva vo vzájomnom pôsobení vodíka s dusíkom vo vzduchu. Medzi podmienkami pre vznik tejto chemickej interakcie zaznamenávame tlak a teplotu.

Záver

Je to vodík, ktorý je za normálnych podmienok neaktívnou chemikáliou. So zvyšovaním teploty sa jeho aktivita výrazne zvyšuje. Táto látka je žiadaná v organickej syntéze. Napríklad ketóny môžu byť redukované na sekundárne alkoholy hydrogenáciou a aldehydy môžu byť prevedené na primárne alkoholy. Ďalej je možné pomocou hydrogenácie prevádzať nenasýtené uhľovodíky triedy etylénu a acetylénu na nasýtené zlúčeniny metánovej série. Vodík sa právom považuje za jednoduchú látku v dopyte v modernej chemickej výrobe.

Vodík(lat. Hydrogenium), H, chemický prvok, prvý v sériovom čísle v periodickom systéme Mendelejeva; atómová hmotnosť 1,0079. Za normálnych podmienok je vodík plyn; nemá farbu, vôňu ani chuť.

Distribúcia vodíka v prírode. Vodík je v prírode veľmi rozšírený, jeho obsah v zemskej kôre (litosféra a hydrosféra) je 1% hmotnostné a 16% podľa počtu atómov. Vodík je súčasťou najbežnejšej látky na Zemi - vody (11,19% hmotnostných vodíka) v zložení zlúčenín, ktoré tvoria uhlie, ropu, prírodné plyny, íly, ako aj organizmy zvierat a rastlín (tj. , v zložení bielkovín, nukleových kyselín, tukov, sacharidov a ďalších). Vo voľnom stave je vodík extrémne zriedkavý; v malom množstve je obsiahnutý v sopečných a iných prírodných plynoch. Stopové množstvá voľného vodíka (0,0001% podľa počtu atómov) sú prítomné v atmosfére. V priestore blízkom Zemi vytvára vodík vo forme toku protónov vnútorný („protónový“) radiačný pás Zeme. Vo vesmíre je vodík najhojnejším prvkom. Vo forme plazmy tvorí asi polovicu hmotnosti Slnka a väčšiny hviezd, väčšinu plynov medzihviezdneho média a plynných hmlovín. Vodík je prítomný v atmosfére mnohých planét a v kométach vo forme voľného H2, metánu CH4, amoniaku NH3, vody H20, radikálov ako CH, NH, OH, SiH, PH atď. Vodík vstupuje vo forme protónového toku do zloženia korpuskulárneho žiarenia Slnka a kozmických lúčov.

Izotopy, atóm a molekula vodíka. Obyčajný vodík pozostáva zo zmesi 2 stabilných izotopov: ľahkého vodíka alebo protia (1 H) a ťažkého vodíka alebo deutéria (2 H alebo D). V prírodných zlúčeninách vodíka je v priemere 6800 1 N atómov na 1 atóm 2 H. Rádioaktívny izotop s hmotnostným počtom 3 sa nazýva superťažký vodík alebo trícium (3 H alebo T) s mäkkým β-žiarením a polčas T ½ = 12,262 rokov ... V prírode sa trícium vytvára napríklad z atmosférického dusíka pôsobením neutrónov kozmického žiarenia; v atmosfére je to zanedbateľné (4,10 -15% z celkového počtu atómov vodíka). Bol získaný mimoriadne nestabilný izotop 4H. Hmotnostné počty izotopov 1 H, 2 H, 3 H a 4 H, respektíve 1, 2, 3 a 4, naznačujú, že jadro atómu protia obsahuje iba jeden protón, deutérium - jeden protón a jeden neutrón, trícium - jeden protón a 2 neutróny, 4 H - jeden protón a 3 neutróny. Veľký rozdiel v hmotnostiach izotopov vodíka spôsobuje znateľnejší rozdiel v ich fyzikálnych a chemických vlastnostiach ako v prípade izotopov iných prvkov.

Atóm vodíka má najjednoduchšiu štruktúru spomedzi atómov všetkých ostatných prvkov: skladá sa z jadra a jedného elektrónu. Väzbová energia elektrónu s jadrom (ionizačný potenciál) je 13 595 eV. Neutrálny atóm vodíka môže tiež pripojiť druhý elektrón a vytvárať záporný ión H - zatiaľ čo väzbová energia druhého elektrónu s neutrálnym atómom (elektrónová afinita) je 0,78 eV. Kvantová mechanika umožňuje vypočítať všetky možné energetické hladiny atómu vodíka a poskytnúť tak úplnú interpretáciu jeho atómového spektra. Atóm vodíka sa používa ako model pri kvantovo-mechanických výpočtoch energetických hladín iných, zložitejších atómov.

Molekula Vodík H 2 sa skladá z dvoch atómov spojených kovalentnou chemickou väzbou. Energia disociácie (tj. Rozpad na atómy) je 4 776 eV. Interatomová vzdialenosť v rovnovážnej polohe jadier je 0,7414 Å. Pri vysokých teplotách sa molekulárny vodík disociuje na atómy (stupeň disociácie pri 2 000 ° C je 0,0013, pri 5 000 ° C je 0,95). Atómový vodík vzniká aj pri rôznych chemických reakciách (napríklad pôsobením Zn na kyselinu chlorovodíkovú). Existencia vodíka v atómovom stave však trvá len krátko, atómy sa rekombinujú do molekúl H2.

Fyzikálne vlastnosti vodíka. Vodík je najľahší zo všetkých známych látok (14,4-krát ľahší ako vzduch), hustota 0,0899 g / l pri 0 ° C a 1 atm. Vodík vrie (skvapalňuje) a topí sa (tuhne) pri -252,8 ° C, respektíve -259,1 ° C (iba hélium má nižšie teploty topenia a varu). Kritická teplota vodíka je veľmi nízka (-240 ° C), preto je jeho skvapalňovanie spojené s veľkými ťažkosťami; kritický tlak 12,8 kgf / cm2 (12,8 atm), kritická hustota 0,0312 g / cm3. Vodík má zo všetkých plynov najvyššiu tepelnú vodivosť, ktorá sa rovná 0,174 W / (m · K) pri 0 ° C a 1 atm, tj. 4,16 · 10-4 kal / (s · cm · ° C). Merné teplo vodíka pri 0 ° С a 1 atm Сp 14,208 kJ / (kg · K), čo je 3,394 kal / (g · ° C). Vodík je slabo rozpustný vo vode (0,0182 ml / g pri 20 ° C a 1 atm), ale je dobrý v mnohých kovoch (Ni, Pt, Pa a ďalších), najmä v paládiu (850 objemov na 1 objem Pd). Rozpustnosť vodíka v kovoch je spojená s jeho schopnosťou difundovať cez ne; difúzia cez uhlíkatú zliatinu (napríklad oceľ) je niekedy sprevádzaná deštrukciou zliatiny v dôsledku interakcie vodíka s uhlíkom (tzv. dekarbonizácia). Kvapalný vodík je veľmi ľahký (hustota pri -253 ° C 0,0708 g / cm3) a tekutý (viskozita pri -253 ° C 13,8 cpoise).

Chemické vlastnosti vodíka. Vo väčšine zlúčenín vykazuje vodík valenciu (presnejšie oxidačný stav) +1, ako je sodík a iné alkalické kovy; zvyčajne sa považuje za analóg týchto kovov, pričom patrí do prvej skupiny Mendelejevovho systému. Avšak v hydridoch kovov je vodíkový ión záporne nabitý (oxidačný stav -1), to znamená, že hydrid Na + H- je vybudovaný ako chlorid Na + Cl-. Toto a niektoré ďalšie skutočnosti (blízkosť fyzikálnych vlastností vodíka a halogénov, schopnosť halogénov nahradiť vodík v organických zlúčeninách) vedú k tomu, aby sa vodík mohol pripísať aj skupine VII periodického systému. Za normálnych podmienok je molekulárny vodík porovnateľne málo aktívny a priamo sa kombinuje iba s najaktívnejšími nekovmi (s fluórom, na svetle a s chlórom). Po zahriatí však reaguje s mnohými prvkami. Atómový vodík má zvýšenú chemickú aktivitu v porovnaní s molekulárnou. S kyslíkom vytvára vodík vodu:

H2 + 1/2 O2 = H20

s uvoľnením 285,937 kJ / mol, to znamená 68,3174 kcal / mol tepla (pri 25 ° C a 1 atm). Pri bežných teplotách reakcia prebieha veľmi pomaly, nad 550 ° C - s výbuchom. Limity výbuchu zmesi vodík-kyslík sú (objemovo) od 4 do 94% H2 a zmesi vodík-vzduch - od 4 do 74% H2 (zmes 2 objemov H2 a 1 objem O 2 sa nazýva detonačný plyn). Vodík sa používa na zníženie množstva kovov, pretože odoberá kyslík z ich oxidov:

CuO + H2 = Cu + H20,

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2 O atď.

S halogénmi vytvára vodík halogenovodíky, napríklad:

H2 + Cl2 = 2HCI.

Vodík súčasne exploduje s fluórom (aj v tme a pri - 252 ° C), reaguje s chlórom a brómom iba pri osvetlení alebo zahrievaní a s jódom iba pri zahriatí. Vodík interaguje s dusíkom za vzniku amoniaku:

ZN2 + N2 = 2NH3

iba na katalyzátore a pri zvýšených teplotách a tlakoch. Po zahriatí vodík prudko reaguje so sírou:

H2 + S = H2S (sírovodík),

so selénom a telurom je to oveľa ťažšie. Vodík môže reagovať s čistým uhlíkom bez katalyzátora iba pri vysokých teplotách:

2H2 + C (amorfný) = CH4 (metán).

Vodík priamo reaguje s niektorými kovmi (alkalické kovy, kovy alkalických zemín a ďalšie) a vytvára hydridy:

H2 + 2Li = 2LiH.

Veľký praktický význam majú reakcie vodíka s oxidom uhoľnatým (II), pri ktorých sa v závislosti od teploty, tlaku a katalyzátora tvoria rôzne organické zlúčeniny, napríklad HCHO, CH30H a ďalšie. Nenasýtené uhľovodíky reagujú s vodíkom a transformujú sa na nasýtené, napríklad:

CnH2n + H2 = CnH2n + 2.

Úloha vodíka a jeho zlúčenín v chémii je mimoriadne veľká. Vodík je zodpovedný za kyslé vlastnosti takzvaných protických kyselín. Vodík má tendenciu vytvárať takzvanú vodíkovú väzbu s niektorými prvkami, ktorá má rozhodujúci vplyv na vlastnosti mnohých organických a anorganických zlúčenín.

Získanie vodíka. Hlavnými druhmi surovín na priemyselnú výrobu vodíka sú prírodné horľavé plyny, koksárenský plyn a rafinérske plyny. Vodík sa tiež získava z vody elektrolýzou (na miestach s lacnou elektrinou). Najdôležitejšími metódami výroby vodíka zo zemného plynu sú katalytické interakcie uhľovodíkov, hlavne metánu, s vodnou parou (konverzia):

CH4 + H20 = CO + ZN2,

a neúplná oxidácia uhľovodíkov kyslíkom:

CH4 + 1/2 O2 = CO + 2H2

Výsledný oxid uhoľnatý (II) sa tiež prevádza:

CO + H20 = C02 + H2.

Vodík vyrobený zo zemného plynu je najlacnejší.

Vodík sa izoluje z koksárenského plynu a z rafinačných plynov odstránením zvyšných zložiek plynnej zmesi, ktoré sa skvapalňujú ľahšie ako vodík, pomocou hlbokého ochladenia. Elektrolýza vody sa vykonáva jednosmerným prúdom, ktorý ju vedie cez roztok KOH alebo NaOH (na zabránenie korózie oceľových zariadení sa nepoužívajú kyseliny). V laboratóriách sa vodík získava elektrolýzou vody, ako aj reakciou medzi zinkom a kyselinou chlorovodíkovou. Častejšie však používajú hotový továrenský vodík vo valcoch.

Aplikácia vodíka. V priemyselnom meradle sa vodík začal získavať na konci 18. storočia na plnenie balónov. V súčasnosti je vodík široko používaný v chemickom priemysle, hlavne na výrobu amoniaku. Veľkým spotrebiteľom vodíka je tiež výroba metylalkoholu a iných alkoholov, syntetického benzínu a ďalších produktov získaných syntézou z vodíka a oxidu uhoľnatého (II). Vodík sa používa na hydrogenáciu tuhých a ťažkých kvapalných palív, tukov a iných látok, na syntézu HCl, na hydrogenizáciu ropných produktov, na zváranie a rezanie kovov kyslíko-vodíkovým plameňom (teplota do 2 800 ° C) a pri zváraní atómovým vodíkom (do 4000 ° C) ... Izotopy vodíka - deutérium a trícium - našli veľmi dôležité uplatnenie v jadrovej energetike.

Fenoly

Štruktúra
Hydroxylová skupina v molekulách organických zlúčenín môže byť priamo spojená s aromatickým jadrom alebo môže byť od neho oddelená jedným alebo viacerými atómami uhlíka. Dá sa očakávať, že v závislosti od toho sa vlastnosti látok budú navzájom výrazne líšiť v dôsledku vzájomného ovplyvňovania skupín atómov (pamätajte na jedno z ustanovení Butlerovovej teórie). Organické zlúčeniny obsahujúce aromatický radikál fenyl C6H5 - priamo viazaný na hydroxylovú skupinu, skutočne majú zvláštne vlastnosti, ktoré sa líšia od vlastností alkoholov. Takéto zlúčeniny sa nazývajú fenoly.

Fenoly - organické látky, ktorých molekuly obsahujú fenylový radikál spojený s jednou alebo viacerými hydroxyskupinami.
Rovnako ako alkoholy, aj fenoly sa klasifikujú podľa atomicity, to znamená podľa počtu hydroxylových skupín. Jednosýtne fenoly obsahujú v molekule jednu hydroxylovú skupinu:

Existujú aj iné polyatomické fenoly obsahujúce tri alebo viac hydroxylových skupín v benzénovom kruhu.
Poďme sa podrobnejšie oboznámiť so štruktúrou a vlastnosťami najjednoduchšieho zástupcu tejto triedy - fenolu С6Н50Н. Názov tejto látky tvoril základ názvu celej triedy - fenoly.

Fyzikálne vlastnosti
Tuhá bezfarebná kryštalická látka, teplota topenia = 43 ° С, teplota varu = ° С, s ostrým charakteristickým zápachom. Jedovatý. Fenol pri izbovej teplote je slabo rozpustný vo vode. Vodný roztok fenolu sa nazýva kyselina karbolová. Pri kontakte s pokožkou spôsobuje popáleniny, preto s fenolom treba zaobchádzať opatrne.
Štruktúra molekuly fenolu
V molekule fenolu je hydroxylová skupina priamo spojená s atómom uhlíka benzénového aromatického jadra.
Pripomeňme si štruktúru skupín atómov, ktoré tvoria molekulu fenolu.
Aromatický kruh pozostáva zo šiestich atómov uhlíka a vytvára pravidelný šesťuholník vďaka sp2 hybridizácii elektronických orbitalov šiestich atómov uhlíka. Tieto atómy sú spojené Þ-väzbami. P-elektróny každého atómu uhlíka, ktoré sa nezúčastňujú na vytváraní st-väzieb, ktoré sa prekrývajú na opačných stranách roviny bonds-väzieb, tvoria dve časti jediného šesť elektrónu NS- oblak pokrývajúci celý benzénový kruh (aromatické jadro). V molekule benzénu C6H6 je aromatické jadro absolútne symetrické, jediné elektronické NS- oblak rovnomerne pokrýva kruh atómov uhlíka pod a nad rovinou molekuly (obr. 24). Kovalentná väzba medzi atómami kyslíka a vodíka hydroxylového radikálu je silne polárna, všeobecný elektrónový mrak väzby O-H je posunutý smerom k atómu kyslíka, na ktorom vzniká čiastočný záporný náboj, a čiastočný kladný náboj na atóme vodíka. Atóm kyslíka v hydroxylovej skupine má navyše dva samostatné elektrónové páry, ktoré patria iba jej.

V molekule fenolu interaguje hydroxylový radikál s aromatickým jadrom, zatiaľ čo osamotené elektrónové páry atómu kyslíka interagujú s jedným mc-mrakom benzénového kruhu a vytvárajú jediný elektronický systém. Táto interakcia osamelých elektrónových párov a oblakov n-väzieb sa nazýva konjugácia. V dôsledku konjugácie samostatného elektrónového páru atómu kyslíka hydroxyskupiny s elektronickým systémom benzénového kruhu klesá hustota elektrónov na atóme kyslíka. Tento pokles je kompenzovaný väčšou polarizáciou väzby O - H, čo vedie k zvýšeniu kladného náboja na atóme vodíka. V dôsledku toho má vodík hydroxylovej skupiny v molekule fenolu „kyslý“ charakter.
Je logické predpokladať, že konjugácia elektrónov benzénového kruhu a hydroxylovej skupiny ovplyvňuje nielen jeho vlastnosti, ale aj reaktivitu benzénového kruhu.
Ako si naozaj pamätáte, konjugácia voľných párov atómu kyslíka s n-mrakom benzénového kruhu vedie k prerozdeleniu elektrónovej hustoty v ňom. Znižuje sa na atóme uhlíka naviazanom na skupinu OH (je ovplyvnený vplyv elektrónových párov atómu kyslíka) a zvyšuje sa na susedných atómoch uhlíka (t. J. V pozíciách 2 a 6 alebo v orto-polohe). Je zrejmé, že zvýšenie hustoty elektrónov týchto atómov uhlíka benzénového kruhu vedie k lokalizácii (koncentrácii) záporného náboja. Pod vplyvom tohto náboja dochádza k ďalšiemu redistribúcii elektrónovej hustoty v aromatickom jadre - je premiestnený z 3. a 5. atómu (metapozícia) do 4. (ortopoloha). Tieto procesy možno vyjadriť diagramom:

Prítomnosť hydroxylového radikálu v molekule fenolu teda vedie k zmene n-oblaku benzénového kruhu, zvýšeniu hustoty elektrónov na 2., 4. a 6. atóme uhlíka (polohy orto-, dara) a zníženie hustoty elektrónov na 3. a 5. atóme uhlíka (meta poloha).
Vďaka lokalizácii elektrónovej hustoty v orto a para polohách je najpravdepodobnejšie, že pri interakcii s inými látkami napadnú elektrofilné častice.
V dôsledku toho je vplyv radikálov, ktoré tvoria molekulu fenolu, vzájomný a určuje jeho charakteristické vlastnosti.
Chemické vlastnosti fenolu
Kyslé vlastnosti
Ako už bolo uvedené, atóm vodíka hydroxylovej skupiny fenolu má kyslý charakter. Kyslé vlastnosti fenolu sú výraznejšie ako vlastnosti vody a alkoholov. Na rozdiel od alkoholov a vody fenol nereaguje iba s alkalickými kovmi, ale aj s alkáliami za vzniku fenolátov.
Avšak kyslé vlastnosti fenolov sú menej výrazné ako vlastnosti anorganických a karboxylových kyselín. Napríklad kyslé vlastnosti fenolu sú asi 3 000-krát menšie ako vlastnosti kyseliny uhličitej. Preto pri prechode oxidu uhličitého cez vodný roztok fenolátu sodného je možné izolovať voľný fenol:

Pridanie kyseliny chlorovodíkovej alebo sírovej do vodného roztoku fenolátu sodného tiež vedie k tvorbe fenolu.
Kvalitatívna reakcia na fenol
Fenol reaguje s chloridom železitým za vzniku intenzívne fialovo sfarbenej komplexnej zlúčeniny.
Táto reakcia umožňuje detekovať ju aj vo veľmi malom množstve. Ostatné fenoly, ktoré obsahujú jednu alebo viac hydroxylových skupín v benzénovom kruhu, tiež poskytujú jasne modrofialové sfarbenie pri reakcii s chloridom železitým.
Benzénové kruhové reakcie
Prítomnosť hydroxylového substituenta výrazne uľahčuje priebeh elektrofilných substitučných reakcií v benzénovom kruhu.
1. Bromácia fenolu. Na rozdiel od benzénu nevyžaduje bromácia fenolu pridanie katalyzátora (bromid železitý).
Okrem toho interakcia s fenolom prebieha selektívne (selektívne): atómy brómu sú smerované do orto- a para-polôh a nahrádzajú tam umiestnené atómy vodíka. Selektivita substitúcie sa vysvetľuje charakteristikami elektronickej štruktúry molekuly fenolu, ktorá sa uvažuje vyššie. Takže keď fenol interaguje s brómovou vodou, vytvára sa biela zrazenina 2,4,6-tribrómfenolu.
Táto reakcia, rovnako ako reakcia s chloridom železitým, slúži na kvalitatívnu detekciu fenolu.

2. Nitrácia fenolu je tiež ľahšia ako nitrácia benzénu. Reakcia so zriedenou kyselinou dusičnou prebieha pri teplote miestnosti. Vo výsledku sa vytvorí zmes orto a para izomérov nitrofenolu:

3. Hydrogenácia jadra aromatických fenolov v prítomnosti katalyzátora je ľahká.
4. K polykondenzácii fenolu s aldehydmi, najmä s formaldehydom, dochádza za tvorby reakčných produktov - fenolformaldehydových živíc a tuhých polymérov.
Interakciu fenolu s formaldehydom možno opísať nasledujúcou schémou:

Pravdepodobne ste si všimli, že „mobilné“ atómy vodíka sú zadržané v molekule diméru, čo znamená, že je možné ďalšie pokračovanie reakcie s dostatočným množstvom reagentov.
Polykondenzačná reakcia, to znamená reakcia na získanie polyméru prebiehajúca pri uvoľňovaní vedľajšieho produktu s nízkou molekulovou hmotnosťou (voda), môže pokračovať ďalej (až do úplného spotrebovania jedného z činidiel) s tvorbou obrovských makromolekúl . Proces možno opísať súhrnnou rovnicou:

K tvorbe lineárnych molekúl dochádza pri bežných teplotách. Uskutočnenie tejto reakcie po zahriatí vedie k skutočnosti, že výsledný produkt má rozvetvenú štruktúru, je pevný a nerozpustný vo vode. V dôsledku zahrievania fenolformaldehydovej živice lineárnej štruktúry s nadbytkom aldehydu sa získajú pevné plasty s jedinečnými vlastnosťami. Polyméry na báze fenolformaldehydových živíc sa používajú na výrobu lakov a farieb, plastových výrobkov odolných voči ohrevu, chladeniu, pôsobeniu vody, zásad a kyselín; majú vysoké dielektrické vlastnosti. Z polymérov na báze fenolformaldehydových živíc sa vyrábajú najdôležitejšie a najdôležitejšie časti elektrických spotrebičov, plášte pohonných jednotiek a strojné súčasti a polymérny základ dosiek plošných spojov pre rádiové zariadenia.

Lepidlá na báze fenolformaldehydových živíc sú schopné spoľahlivo spojiť časti najrôznejšieho druhu pri zachovaní najvyššej pevnosti spojenia vo veľmi širokom rozmedzí teplôt. Toto lepidlo sa používa na pripevnenie kovovej základne svietidiel k sklenenej žiarovke. Teraz vám bolo jasné, prečo sa fenol a produkty na ňom založené často používajú (schéma 8).

Priemyselné metódy získavania jednoduchých látok závisia od formy, v ktorej sa v prírode nachádza zodpovedajúci prvok, to znamená, aké môžu byť suroviny na jeho výrobu. Kyslík, ktorý je k dispozícii vo voľnom stave, sa teda získava fyzikálnou metódou - separáciou z kvapalného vzduchu. Takmer všetok vodík je vo forme zlúčenín, preto sa na jeho získanie používajú chemické metódy. Môžu sa použiť najmä rozkladné reakcie. Jednou z metód výroby vodíka je reakcia rozkladu vody elektrickým prúdom.

Hlavnou priemyselnou metódou výroby vodíka je reakcia metánu s vodou, ktorá je súčasťou zemného plynu. Vykonáva sa pri vysokej teplote (je ľahké sa ubezpečiť, že pri prechode metánu ani vo vriacej vode nedôjde k žiadnej reakcii):

CH4 + 2H20 = C02 + 4H2 - 165 kJ

V laboratóriu na získanie jednoduchých látok nie je potrebné používať prírodné suroviny, ale vyberať tie východiskové látky, z ktorých je ľahšie izolovať požadovanú látku. Napríklad v laboratóriu sa kyslík nezískava zo vzduchu. To isté platí pre výrobu vodíka. Jednou z laboratórnych metód na výrobu vodíka, ktorá sa niekedy používa v priemysle, je rozklad vody elektrickým prúdom.

Vodík sa zvyčajne vyrába v laboratóriu interakciou zinku s kyselinou chlorovodíkovou.

V priemysle

1.Elektrolýza vodných roztokov solí:

2NaCl + 2H20 → H2 + 2NaOH + Cl2

2.Prechod vodnej pary cez horúci koks pri teplote asi 1000 ° C:

H20 + C⇄H2 + CO

3.Zemný plyn.

Konverzia parou: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3 H 2 (1000 ° C) Katalytická oxidácia kyslíkom: 2 CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Krakovanie a reformácia uhľovodíkov v procese rafinácie ropy.

V laboratóriu

1.Pôsobenie zriedených kyselín na kovy. Na uskutočnenie takejto reakcie sa najčastejšie používa zinok a kyselina chlorovodíková:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

2.Interakcia vápnika s vodou:

Ca + 2H20 → Ca (OH) 2 + H2

3.Hydrolýza hydridov:

NaH + H20 → NaOH + H2

4.Pôsobenie zásad na zinok alebo hliník:

2Al + 2NaOH + 6H 2O → 2Na + 3H 2 Zn + 2KOH + 2H 2O → K 2 + H 2

5.Elektrolýzou. Počas elektrolýzy vodných roztokov zásad alebo kyselín sa na katóde uvoľňuje vodík, napríklad:

2H30 + + 2e - → H2 + 2H20

• Bioreaktor na výrobu vodíka

Fyzikálne vlastnosti

Plynný vodík môže existovať v dvoch formách (modifikáciách) - vo forme orto - a para-vodíka.

V molekule ortohydrogénu (teplota topenia -259,10 ° C, teplota varu -252,56 ° C) sú točenie jadra smerované rovnakým spôsobom (paralelne) a v parahydrogéne (teplota topenia -259,32 ° C, teplota varu -252,56 ° C) b. -252,89 ° C) - oproti sebe (antiparalelné).

Alotropické formy vodíka sa dajú oddeliť adsorpciou na aktívnom uhlí pri teplote kvapalného dusíka. Pri veľmi nízkych teplotách sa rovnováha medzi ortohydrogénom a parahydrogénom takmer úplne posúva smerom k poslednému. Pri 80 K je pomer foriem približne 1: 1. Po zahriatí sa desorbovaný parahydrogén prevedie na ortohydrogén, kým sa nevytvorí rovnováha zmesi pri teplote miestnosti (orto-pair: 75:25). Bez katalyzátora je transformácia pomalá, čo umožňuje študovať vlastnosti jednotlivých alotropných foriem. Molekula vodíka je dvojatómová - Н₂. Za normálnych podmienok je to bezfarebný plyn bez zápachu a chuti. Vodík je najľahší plyn, jeho hustota je mnohonásobne menšia ako hustota vzduchu. Je zrejmé, že čím menšia je hmotnosť molekúl, tým vyššia je ich rýchlosť pri rovnakej teplote. Ako najľahšie sa molekuly vodíka pohybujú rýchlejšie ako molekuly iného plynu a môžu tak rýchlejšie prenášať teplo z jedného tela do druhého. Z toho vyplýva, že vodík má najvyššiu tepelnú vodivosť spomedzi plynných látok. Jeho tepelná vodivosť je asi sedemkrát vyššia ako tepelná vodivosť vzduchu.

Chemické vlastnosti

Molekuly vodíka H₂ sú pomerne silné a na to, aby vodík reagoval, je potrebné vynaložiť veľa energie: H 2 = 2H - 432 kJ Preto vodík pri bežných teplotách reaguje iba s veľmi aktívnymi kovmi, napríklad s vápnikom, tvorba hydridu vápenatého: Ca + H 2 = CaH 2 as jediným nekovom - fluórom, tvorba fluorovodíka: F 2 + H 2 = 2 HF Pri väčšine kovov a nekovov reaguje vodík pri zvýšených teplotách alebo pri inej činnosti, napríklad pri osvetlení. Môže „odoberať“ kyslík z niektorých oxidov, napríklad: CuO + H 2 = Cu + H 2 0 Napísaná rovnica odráža redukčnú reakciu. Redukčné reakcie sú procesy, pri ktorých sa kyslík odoberá zo zlúčeniny; látky, ktoré odoberajú kyslík, sa nazývajú redukčné činidlá (zatiaľ čo samy sú oxidované). Ďalej bude poskytnutá ďalšia definícia pojmov „oxidácia“ a „redukcia“. A táto definícia, historicky prvá, si zachováva svoj význam v súčasnosti, najmä v organickej chémii. Redukčná reakcia je opakom oxidačnej reakcie. Obe tieto reakcie vždy prebiehajú súčasne ako jeden proces: počas oxidácie (redukcie) jednej látky musí nevyhnutne prebiehať redukcia (oxidácia) druhej látky súčasne.

N2 + 3H2 → 2 NH3

Formy s halogénmi halogenovodíky:

F 2 + H 2 → 2 HF, reakcia prebieha výbuchom v tme a pri akejkoľvek teplote, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, reakcia prebieha výbuchom, iba za svetla.

Reaguje so sadzami pri silnom zahriatí:

C + 2H2 → CH4

Interakcia s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín

Vodík sa tvorí s aktívnymi kovmi hydridy:

Na + H2 → 2 NaH Ca + H2 → CaH2 Mg + H2 → MgH2

Hydridy- slané, tuhé látky, ľahko hydrolyzovateľné:

CaH2 + 2H20 → Ca (OH) 2 + 2H2

Interakcia s oxidmi kovov (zvyčajne d-prvkami)

Oxidy sa redukujú na kovy:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3 H 2 → 2 Fe + 3 H 2 O WO 3 + 3 H 2 → W + 3 H 2 O

Hydrogenácia organických zlúčenín

Keď vodík pôsobí na nenasýtené uhľovodíky v prítomnosti niklového katalyzátora a pri zvýšenej teplote, dôjde k reakcii hydrogenácia:

CH2 = CH2 + H2 → CH3-CH3

Vodík redukuje aldehydy na alkoholy:

CH3CHO + H2 → C2H5OH.

Vodíková geochémia

Vodík je základným stavebným prvkom vesmíru. Je to najhojnejší prvok a všetky prvky sa z neho tvoria v dôsledku termonukleárnych a jadrových reakcií.

Voľný vodík H 2 je v suchozemských plynoch pomerne zriedkavý, ale vo forme vody hrá mimoriadne dôležitú úlohu v geochemických procesoch.

Vodík môže byť obsiahnutý v mineráloch vo forme amónneho iónu, hydroxylového iónu a kryštalickej vody.

V atmosfére sa neustále vytvára vodík v dôsledku rozkladu vody slnečným žiarením. Migruje do vyšších vrstiev atmosféry a uniká do vesmíru.

Aplikácia

• Vodíková energia

Atómový vodík sa používa na atómové zváranie vodíkom.

V potravinárskom priemysle je vodík registrovaný ako prídavná látka v potravinách E949 ako baliaci plyn.

Vlastnosti liečby

Pri zmiešaní so vzduchom vytvára vodík výbušnú zmes - takzvaný výbušný plyn. Tento plyn je najviac výbušný, ak je objemový pomer vodíka a kyslíka 2: 1 alebo vodíka a vzduchu približne 2: 5, pretože vzduch obsahuje asi 21% kyslíka. Vodík je tiež nebezpečný pre požiar. Kvapalný vodík môže pri kontakte s pokožkou spôsobiť vážne omrzliny.

Výbušné koncentrácie vodíka s kyslíkom vznikajú od 4% do 96% objemových. Pri zmiešaní so vzduchom od 4% do 75 (74)% objemových.

Použitie vodíka

V chemickom priemysle sa vodík používa na výrobu amoniaku, mydla a plastov. V potravinárskom priemysle sa margarín vyrába z kvapalných rastlinných olejov pomocou vodíka. Vodík je veľmi ľahký a vždy stúpa vo vzduchu. Kedysi boli vzducholode a balóny naplnené vodíkom. Ale v 30. rokoch. XX storočia došlo k niekoľkým strašným katastrofám, keď vzducholode explodovali a zhoreli. V dnešnej dobe sú vzducholode naplnené plynným héliom. Vodík sa tiež používa ako palivo pre rakety. Vodík sa môže niekedy široko používať ako palivo pre osobné a nákladné vozidlá. Vodíkové motory neznečisťujú životné prostredie a emitujú iba vodné pary (samotná výroba vodíka však vedie k určitému znečisťovaniu životného prostredia). Naše slnko je väčšinou vyrobené z vodíka. Slnečné teplo a svetlo sú výsledkom uvoľňovania jadrovej energie z fúzie jadier vodíka.

Používanie vodíka ako paliva (ekonomická účinnosť)

Najdôležitejšou charakteristikou látok používaných ako palivo je ich výhrevnosť. Z priebehu všeobecnej chémie je známe, že reakcia interakcie vodíka s kyslíkom nastáva pri uvoľňovaní tepla. Ak vezmeme 1 mol H2 (2 g) a 0,5 mol 02 (16 g) za štandardných podmienok a iniciujeme reakciu, potom podľa rovnice

H2 + 0,5 02 = H20

po ukončení reakcie sa vytvorí 1 mol H20 (18 g) s uvoľnením energie 285,8 kJ / mol (pre porovnanie: spaľovacie teplo acetylénu je 1300 kJ / mol, propán je 2200 kJ / mol. ). 1 ml vodíka váži 89,8 g (44,9 mol). Preto sa na získanie 1 m³ vodíka spotrebuje 12832,4 kJ energie. Ak vezmeme do úvahy, že 1 kWh = 3 600 kJ, dostaneme 3,56 kWh elektrickej energie. Ak poznáme tarifu za 1 kWh elektriny a náklady na 1 m³ plynu, je možné dospieť k záveru, že je vhodné prejsť na vodíkové palivo.

Napríklad experimentálny model Honda FCX 3. generácie so 156 litrovou vodíkovou nádržou (obsahuje 3,12 kg vodíka pod tlakom 25 MPa) najazdených 355 km. Podľa toho sa z 3,12 kg H2 získa 123,8 kWh. Spotreba energie na 100 km bude 36,97 kWh. Ak poznáme náklady na elektrinu, náklady na benzín alebo benzín, ich spotrebu na auto na 100 km, je ľahké vypočítať negatívny ekonomický vplyv prechodu na vodíkové palivo. Povedzme (Rusko 2008), 10 centov za kWh elektriny vedie k tomu, že 1 m³ vodíka vedie k cene 35,6 centov a pri zohľadnení efektívnosti rozkladu vody 40 - 45 centov je rovnaké množstvo kWh z spaľovanie benzínu stojí 12832,4 kJ / 42 000 kJ / 0,7 kg / l * 80 centov / l = 34 centov za maloobchodné ceny, zatiaľ čo pre vodík sme vypočítali ideálnu možnosť, okrem dopravy, odpisov zariadení atď. Pre metán so spaľovacou energiou asi 39 MJ na m³ bude výsledok dvakrát až štyrikrát nižší z dôvodu rozdielu v cene (1 m3 pre Ukrajinu stojí 179 dolárov a pre Európu 350 dolárov). To znamená, že ekvivalentné množstvo metánu bude stáť 10 - 20 centov.

Nemali by sme však zabúdať, že pri spaľovaní vodíka získavame čistú vodu, z ktorej sa extrahoval. To znamená, že máme obnoviteľné zdroje sklad energie bez ujmy na životnom prostredí, na rozdiel od plynu alebo benzínu, ktoré sú primárnymi zdrojmi energie.

Php on line 377 Varovanie: vyžadovať (http: //www..php): nepodarilo sa otvoriť stream: v /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php on line 377 Fatal sa nenašiel vhodný obal chyba: require (): Nepodarilo sa otvoriť vyžadované „http: //www..php“ (include_path = ".. php na riadku 377