Vodík je chemický prvok so symbolom H a atómovým číslom 1. So štandardnou atómovou hmotnosťou približne 1,008 je vodík najľahším prvkom v periodickej tabuľke. Jeho monatomická forma (H) je najrozšírenejšou chemikáliou vo vesmíre a predstavuje približne 75 % celkovej hmotnosti baryónu. Hviezdy sú väčšinou zložené z vodíka v plazmovom stave. Najbežnejší izotop vodíka, nazývaný protium (tento názov sa používa zriedka, symbol 1H), má jeden protón a žiadne neutróny. Rozšírený výskyt atómového vodíka sa prvýkrát objavil v ére rekombinácie. Pri štandardných teplotách a tlakoch je vodík bezfarebný, bez zápachu, chuti, netoxický, nekovový, horľavý dvojatómový plyn s molekulovým vzorcom H2. Pretože vodík 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 kyseliny zahŕňa výmenu protónov medzi rozpustnými molekulami. V iónových zlúčeninách môže mať vodík formu negatívneho náboja (t.j. aniónu) a je známy ako hydrid alebo ako kladne nabitý (t.j. katión) druh, označený symbolom H+. Vodíkový katión je opísaný ako tvorený jednoduchým protónom, ale skutočné vodíkové katióny v iónových zlúčeninách sú vždy zložitejšie. Ako jediný neutrálny atóm, pre ktorý možno Schrödingerovu rovnicu analyticky vyriešiť, zohral vodík (konkrétne štúdium energie a väzby jeho atómu) kľúčovú úlohu vo vývoji kvantovej mechaniky. Plynný vodík sa prvýkrát umelo vyrábal začiatkom 16. storočia reakciou kyselín s kovmi. V rokoch 1766-81. Henry Cavendish bol prvý, kto rozpoznal, že plynný vodík je diskrétna látka a že pri spaľovaní vzniká voda, preto jeho názov: vodík v gréčtine znamená „výrobca vody“. Priemyselná výroba vodíka je spojená najmä s parnou konverziou zemného plynu a menej často s energeticky náročnejšími metódami, ako je elektrolýza vody. Väčšina vodíka sa používa v blízkosti miesta, kde sa vyrába, pričom dve najbežnejšie použitia sú spracovanie fosílnych palív (napr. hydrokrakovanie) a výroba čpavku, najmä pre trh s hnojivami. Vodík je problémom v metalurgii, pretože môže skrehnúť mnohé kovy, čo sťažuje navrhovanie potrubí a skladovacích nádrží.

Vlastnosti

Spaľovanie

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

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

Plynný vodík tvorí so vzduchom výbušné zmesi v koncentráciách od 4-74 % a s chlórom v koncentráciách do 5,95 %. Výbušné reakcie môžu spôsobiť iskry, teplo alebo slnečné žiarenie. Teplota samovznietenia vodíka, teplota samovznietenia vo vzduchu, je 500 °C (932 °F). Čisté vodíkovo-kyslíkové plamene vyžarujú ultrafialové žiarenie a so zmesou s vysokým obsahom kyslíka sú voľným okom takmer neviditeľné, čo dokazuje slabý oblak hlavného motora raketoplánu v porovnaní s dobre viditeľným oblakom raketoplánu na tuhé palivo, ktorý využíva kompozit chloristanu amónneho. Na zistenie úniku horiaceho vodíka môže byť potrebný detektor plameňa; takéto úniky môžu byť veľmi nebezpečné. Vodíkový plameň za iných podmienok je modrý a pripomína modrý plameň zemného plynu. Potopenie vzducholode „Hindenburg“ je notoricky známym príkladom spaľovania vodíka a o prípade sa stále diskutuje. Viditeľný oranžový plameň pri tomto incidente bol spôsobený vystavením zmesi vodíka a kyslíka v kombinácii so zlúčeninami uhlíka z kože vzducholode. H2 reaguje s každým oxidačným prvkom. Vodík môže pri izbovej teplote spontánne reagovať s chlórom a fluórom za vzniku zodpovedajúcich halogenovodíkov, chlorovodíka a fluorovodíka, čo sú tiež potenciálne nebezpečné kyseliny.

Úrovne energie elektrónov

Energetická hladina základného stavu elektrónu v atóme vodíka je -13,6 eV, čo je ekvivalentné ultrafialovému fotónu s vlnovou dĺžkou asi 91 nm. Energetické hladiny vodíka sa dajú pomerne presne vypočítať pomocou Bohrovho modelu atómu, ktorý konceptualizuje elektrón ako „orbitálny“ protón, podobný zemskej dráhe okolo Slnka. Atómový elektrón a protón však drží pohromade elektromagnetická sila, zatiaľ čo planéty a nebeské objekty drží pohromade gravitácia. Kvôli diskretizácii momentu hybnosti, ktorú Bohr predpokladal v ranej kvantovej mechanike, môže elektrón v Bohrovom modeli zaberať len určité prípustné vzdialenosti od protónu, a teda iba určité prípustné energie. Presnejší popis atómu vodíka pochádza z čisto kvantovej mechanickej úpravy, ktorá využíva Schrödingerovu rovnicu, Diracovu rovnicu alebo dokonca Feynmanov integrovaný obvod na výpočet distribúcie hustoty pravdepodobnosti elektrónu okolo protónu. Najkomplexnejšie metódy spracovania umožňujú získať malé efekty špeciálnej teórie relativity a vákuovej polarizácie. Pri kvantovom obrábaní nemá elektrón v základnom atóme vodíka vôbec žiadny krútiaci moment, čo ilustruje, ako sa „planetárna dráha“ líši od pohybu elektrónu.

Elementárne molekulárne formy

Existujú dva rôzne spinové izoméry dvojatómových molekúl vodíka, ktoré sa líšia v relatívnom spine svojich jadier. V ortovodíkovej forme sú spiny dvoch protónov paralelné a tvoria tripletový stav s kvantovým číslom molekulového spinu 1 (1/2 + 1/2); v paravodíkovej forme sú spiny antiparalelné a tvoria singlet s molekulárnym spinovým kvantovým číslom 0 (1/2 1/2). Pri štandardnej teplote a tlaku obsahuje plynný vodík asi 25 % para formy a 75 % orto formy, známej aj ako „normálna forma“. Rovnovážny pomer ortovodíka k paravodíku závisí od teploty, ale pretože orto forma je excitovaný stav a má vyššiu energiu ako para forma, je nestabilná a nedá sa vyčistiť. Pri veľmi nízkych teplotách sa rovnovážny stav skladá takmer výlučne z para formy. Tepelné vlastnosti kvapalnej a plynnej fázy čistého paravodíka sa výrazne líšia od vlastností normálnej formy v dôsledku rozdielov v rotačných tepelných kapacitách, čo je podrobnejšie diskutované pri vodíkových spinových izoméroch. Rozdiel orto/pár sa vyskytuje aj v iných molekulách alebo funkčných skupinách obsahujúcich vodík, ako je voda a metylén, ale to má malý význam pre ich tepelné vlastnosti. Nekatalyzovaná interkonverzia medzi para a orto H2 sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou; takto rýchlo kondenzovaný H2 obsahuje veľké množstvo vysokoenergetickej ortogonálnej formy, ktorá sa veľmi pomaly premieňa na para formu. Pomer orto/para v kondenzovanom H2 je dôležitým faktorom pri príprave a skladovaní kvapalného vodíka: premena z orto na para je exotermická a poskytuje dostatok tepla na odparenie časti kvapalného vodíka, čo vedie k strate skvapalneného materiálu. Pri chladení vodíka sa používajú katalyzátory na orto-para konverziu, ako je oxid železa, aktívne uhlie, platinovaný azbest, vzácne zeminy, zlúčeniny uránu, oxid chrómu alebo niektoré zlúčeniny niklu.

Fázy

Plynný vodík

kvapalný vodík

kalový vodík

pevný vodík

kovový vodík

Spojenia

Kovalentné a organické zlúčeniny

Zatiaľ čo H2 nie je za štandardných podmienok veľmi reaktívny, tvorí zlúčeniny s väčšinou prvkov. Vodík môže vytvárať zlúčeniny s prvkami, ktoré sú elektronegatívnejšie, ako sú halogény (napr. F, Cl, Br, I) alebo kyslík; v týchto zlúčeninách má vodík čiastočný kladný náboj. Keď je vodík naviazaný na fluór, kyslík alebo dusík, môže sa podieľať vo forme stredne silnej nekovalentnej väzby s vodíkom iných podobných molekúl, 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 záporný náboj. Tieto zlúčeniny sú často známe ako hydridy. Vodík tvorí s uhlíkom širokú škálu zlúčenín, ktoré sa nazývajú uhľovodíky, a ešte väčšiu škálu zlúčenín s heteroatómami, ktoré sa kvôli ich spoločnému spojeniu so živými vecami nazývajú organické zlúčeniny. Štúdium ich vlastností je predmetom záujmu organickej chémie 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 keďže je to väzba uhlík-vodík, ktorá dáva tejto triede zlúčenín veľa z ich špecifických chemických charakteristík, v niektorých definíciách slova „organický“ v chémii sa vyžadujú väzby uhlík-vodík. Sú známe milióny uhľovodíkov, ktoré sú zvyčajne tvorené zložitými syntetickými cestami, ktoré zriedkavo zahŕňajú elementárny vodík.

hydridy

Vodíkové zlúčeniny sa často nazývajú hydridy. Výraz "hydrid" naznačuje, že atóm H nadobudol negatívny alebo aniónový charakter, označovaný ako H-, a používa sa, keď vodík tvorí zlúčeninu s elektropozitívnejším prvkom. Existenciu hydridového aniónu, ktorý navrhol Gilbert N. Lewis v roku 1916 pre hydridy obsahujúce soľ skupiny 1 a 2, demonštroval Moers v roku 1920 elektrolýzou roztaveného hydridu lítneho (LiH), pričom sa vytvorilo stechiometrické množstvo vodíka na anódu. Pre hydridy iné ako kovy 1. a 2. skupiny je tento výraz zavádzajúci vzhľadom na nízku elektronegativitu vodíka. Výnimkou v hydridoch skupiny 2 je BeH2, ktorý je polymérny. V lítiumalumíniumhydride nesie anión AlH-4 hydridové centrá pevne pripojené k Al(III). Hoci sa hydridy môžu tvoriť takmer vo všetkých prvkoch hlavnej skupiny, počet a kombinácia možných zlúčenín sa značne líši; napríklad je známych viac ako 100 binárnych bóranhydridov a iba jeden binárny hydrid hlinitý. Binárny hydrid india ešte nebol identifikovaný, hoci existujú veľké komplexy. V anorganickej chémii môžu hydridy slúžiť aj ako mostíkové ligandy, ktoré spájajú dve kovové centrá v koordinačnom komplexe. Táto funkcia je charakteristická najmä pre prvky skupiny 13, najmä v boránoch (hydridoch bóru) a komplexoch hliníka, ako aj v klastrovaných karboránoch.

Protóny a kyseliny

Oxidáciou vodíka sa odstráni jeho elektrón a vznikne H+, ktorý neobsahuje žiadne elektróny ani jadro, ktoré zvyčajne pozostáva z jedného protónu. To je dôvod, prečo sa H+ často označuje ako protón. Tento pohľad je ústredným bodom diskusie o kyselinách. Podľa Bronsted-Lowryho teórie sú kyseliny donory protónov a zásady akceptory protónov. Holý protón, H+, nemôže existovať v roztoku alebo v iónových kryštáloch kvôli jeho neodolateľnej príťažlivosti k iným atómom alebo molekulám s elektrónmi. Okrem vysokých teplôt spojených s plazmou sa takéto protóny nedajú odstrániť z elektrónových oblakov atómov a molekúl a zostanú k nim pripojené. Avšak výraz "protón" sa niekedy používa metaforicky na označenie kladne nabitého alebo katiónového vodíka pripojeného k iným druhom týmto spôsobom a ako taký je označený ako "H+" bez akéhokoľvek významu, že akékoľvek jednotlivé protóny voľne existujú ako druh. Aby sa zabránilo objaveniu sa holých „solvatovaných protónov“ v roztoku, kyslé vodné roztoky sa niekedy považujú za menej nepravdepodobné fiktívne druhy nazývané „hydroniový ión“ (H30+). Avšak aj v tomto prípade sú takéto solvatované vodíkové katióny reálnejšie vnímané ako organizované zhluky, ktoré tvoria druhy blízke H 9O+4. Iné oxóniové ióny sa nachádzajú, keď je voda v kyslom roztoku s inými rozpúšťadlami. Napriek tomu, že je na Zemi exotický, jeden z najbežnejších iónov vo vesmíre je H+3, známy ako protónovaný molekulárny vodík alebo trivodíkový katión.

izotopy

Vodík má tri prirodzene sa vyskytujúce izotopy, označené 1H, 2H a 3H. Iné vysoko nestabilné jadrá (4H až 7H) boli syntetizované v laboratóriu, ale neboli pozorované v prírode. 1H je najbežnejší izotop vodíka s množstvom viac ako 99,98%. Keďže jadro tohto izotopu pozostáva iba z jedného protónu, dostal popisný, ale zriedkavo používaný formálny názov protium. 2H, ďalší stabilný izotop vodíka, je známy ako deutérium a v jadre obsahuje jeden protón a jeden neutrón. Predpokladá sa, že všetko deutérium vo vesmíre vzniklo počas Veľkého tresku a odvtedy existuje až doteraz. Deutérium nie je rádioaktívny prvok a nepredstavuje významné riziko toxicity. Voda obohatená o molekuly, ktoré namiesto normálneho vodíka obsahujú deutérium, sa nazýva ťažká voda. Deutérium a jeho zlúčeniny sa používajú ako nerádioaktívna značka v chemických experimentoch a v rozpúšťadlách pre 1H-NMR spektroskopiu. Ťažká voda sa používa ako moderátor neutrónov a chladivo pre jadrové reaktory. Deutérium je tiež potenciálnym palivom pre komerčnú jadrovú fúziu. 3H je známe ako trícium a v jadre obsahuje jeden protón a dva neutróny. Je rádioaktívny, rozpadá sa na hélium-3 prostredníctvom beta rozpadu s polčasom rozpadu 12,32 roka. Je tak rádioaktívny, že sa dá použiť do svietiacej farby, vďaka čomu je užitočný napríklad pri výrobe hodiniek so svietiacimi ciferníkmi. Sklo zabraňuje úniku malého množstva žiarenia. Malé množstvo trícia vzniká prirodzene interakciou kozmického žiarenia s atmosférickými plynmi; trícium sa tiež uvoľnilo počas testovania jadrových zbraní. Používa sa pri reakciách jadrovej fúzie ako indikátor izotopovej geochémie a v špecializovaných samonapájacích osvetľovacích zariadeniach. Trícium sa tiež používa v experimentoch s chemickým a biologickým označovaním ako rádioaktívna značka. Vodík je jediný prvok, ktorý má rôzne názvy pre svoje izotopy, ktoré sa dnes bežne používajú. Počas raného štúdia rádioaktivity dostali rôzne ťažké rádioaktívne izotopy svoje vlastné názvy, ale takéto názvy sa už nepoužívajú, s výnimkou deutéria a trícia. Symboly D a T (namiesto 2H a 3H) sa niekedy používajú pre deutérium a trícium, ale zodpovedajúci symbol pre protium P sa už používa pre fosfor, a preto nie je dostupný pre prótum. Medzinárodná únia pre čistú a aplikovanú chémiu vo svojich pokynoch pre názvoslovie povoľuje použiť ktorýkoľvek zo symbolov z D, T, 2H a 3H, hoci preferované sú 2H a 3H. Exotický atóm miónia (symbol Mu), pozostávajúci z antimiónu a elektrónu, sa tiež niekedy považuje za ľahký rádioizotop vodíka kvôli rozdielu hmotnosti medzi antimiónom a elektrónom, ktorý bol objavený v roku 1960. Počas životnosti miónu, 2,2 μs, môže miónium vstúpiť do zlúčenín ako je chlorid miónny (MuCl) alebo muonid sodný (NaMu), podobne ako chlorovodík a hydrid sodný.

Príbeh

Objav a použitie

V roku 1671 Robert Boyle objavil a opísal reakciu medzi železnými pilinami a zriedenými kyselinami, ktorej výsledkom je plynný vodík. V roku 1766 Henry Cavendish ako prvý rozpoznal plynný vodík ako samostatnú látku a nazval ho „horľavým vzduchom“ kvôli reakcii kov-kyselina. Navrhol, že „horľavý vzduch“ je v skutočnosti identický s hypotetickou látkou nazývanou „flogistón“ a v roku 1781 opäť zistil, že plyn pri spaľovaní produkuje vodu. Predpokladá sa, že to bol on, kto objavil vodík ako prvok. V roku 1783 Antoine Lavoisier dal prvku názov vodík (z gréckeho ὑδρο-hydro znamená „voda“ a gény -γενής znamená „stvoriteľ“), keď spolu s Laplaceom reprodukovali Cavendishove údaje, že keď sa vodík spaľuje, tvorí sa voda. Lavoisier vyrábal vodík pre svoje experimenty so zachovaním masy reakciou prúdu pary s kovovým železom cez žiarovku zahrievanú v ohni. Anaeróbna oxidácia železa protónmi vody pri vysokej teplote môže byť schematicky znázornená súborom nasledujúcich reakcií:

Fe + H2O → FeO + H2

2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2

3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Mnohé kovy, ako napríklad zirkónium, podliehajú podobnej reakcii s vodou za vzniku vodíka. Vodík prvýkrát skvapalnil James Dewar v roku 1898 pomocou regeneračného chladenia a jeho vynálezu, vákuovej banky. Nasledujúci rok vyrobil pevný vodík. Deutérium objavil v decembri 1931 Harold Uray a trícium pripravili v roku 1934 Ernest Rutherford, Mark Oliphant a Paul Harteck. Ťažkú vodu, ktorá sa namiesto obyčajného vodíka skladá z deutéria, objavila Yureyho skupina v roku 1932. François Isaac de Rivaz postavil prvý motor „Rivaz“, spaľovací motor poháňaný vodíkom a kyslíkom, v roku 1806. Edward Daniel Clark vynašiel vodíkovú plynovú trubicu v roku 1819. Döbereinerova oceľ (prvý plnohodnotný zapaľovač) bola vynájdená v roku 1823. Prvý vodíkový balón vynašiel Jacques Charles v roku 1783. Vodík umožnil vzostup prvej spoľahlivej formy leteckej dopravy po vynáleze prvej vzducholode na vodík v roku 1852 Henrim Giffardom. Nemecký gróf Ferdinand von Zeppelin propagoval myšlienku pevných vzducholodí zdvíhaných do vzduchu vodíkom, ktoré sa neskôr nazývali Zeppeliny; prvý z nich letel prvýkrát v roku 1900. Pravidelné lety sa začali v roku 1910 a do vypuknutia 1. svetovej vojny v auguste 1914 prepravili bez väčších incidentov 35 000 pasažierov. Počas vojny sa vodíkové vzducholode používali ako pozorovacie plošiny a bombardéry. Prvý transatlantický let bez medzipristátia uskutočnila britská vzducholoď R34 v roku 1919. Pravidelná osobná doprava bola obnovená v 20. rokoch 20. storočia a objavenie zásob hélia v USA malo zlepšiť bezpečnosť letectva, ale americká vláda odmietla predávať plyn na tento účel, a tak bol H2 použitý vo vzducholodi Hindenburg, ktorá bola zničená v r. Milánsky požiar v New Jersey 6. mája 1937. Incident bol vysielaný naživo v rádiu a natáčaný na video. Všeobecne sa predpokladalo, že príčinou vznietenia bol únik vodíka, avšak následné štúdie naznačujú, že poťah hliníkovej tkaniny sa zapálil statickou elektrinou. Ale v tom čase už bola povesť vodíka ako zdvíhacieho plynu poškodená. V tom istom roku bol prvý vodíkom chladený turbogenerátor s plynným vodíkom ako chladivom v rotore a statore uvedený do prevádzky v roku 1937 v Daytone, Ohio, spoločnosťou Dayton Power & Light Co.; kvôli tepelnej vodivosti plynného vodíka je to dnes najbežnejší plyn na použitie v tejto oblasti. Nikel-vodíková batéria bola prvýkrát použitá v roku 1977 na palube amerického navigačného technologického satelitu 2 (NTS-2). ISS, Mars Odyssey a Mars Global Surveyor sú vybavené niklovo-vodíkovými batériami. V tmavej časti svojej obežnej dráhy je Hubblov vesmírny teleskop napájaný aj niklovo-vodíkovými batériami, ktoré boli nakoniec vymenené v máji 2009, viac ako 19 rokov po štarte a 13 rokov po ich skonštruovaní.

Úloha v kvantovej teórii

Kvôli svojej jednoduchej atómovej štruktúre iba protónu a elektrónu bol atóm vodíka spolu so spektrom svetla, ktoré z neho vytvára alebo absorbuje, ústredným bodom vývoja teórie atómovej štruktúry. Okrem toho štúdium zodpovedajúcej jednoduchosti molekuly vodíka a zodpovedajúceho katiónu H+2 viedlo k pochopeniu povahy chemickej väzby, ktorá čoskoro nasledovala po fyzikálnom spracovaní atómu vodíka v kvantovej mechanike v polovici roku 2020. Jedným z prvých kvantových efektov, ktoré boli jasne pozorované (ale v tom čase nepochopené), bolo Maxwellovo pozorovanie zahŕňajúce vodík pol storočia predtým, ako existovala úplná kvantová mechanická teória. Maxwell poznamenal, že špecifická tepelná kapacita H2 sa ireverzibilne odchyľuje od dvojatómového plynu pod izbovú teplotu a začína sa čoraz viac podobať špecifickej tepelnej kapacite monatomického plynu pri kryogénnych teplotách. Podľa kvantovej teórie toto správanie vyplýva z rozmiestnenia (kvantovaných) rotačných energetických hladín, ktoré sú obzvlášť široko rozmiestnené v H2 kvôli jeho nízkej hmotnosti. Tieto široko rozmiestnené úrovne zabraňujú rovnakému rozdeleniu tepelnej energie na rotačný pohyb vo vodíku pri nízkych teplotách. Rozsievkové plyny, ktoré sú zložené z ťažších atómov, nemajú tak široko rozmiestnené hladiny a nevykazujú rovnaký účinok. Antivodík je antimateriálový analóg vodíka. Pozostáva z antiprotónu s pozitrónom. Antivodík je jediný typ atómu antihmoty, ktorý bol získaný od roku 2015.

Byť v prírode

Vodík je najrozšírenejší chemický prvok vo vesmíre, ktorý tvorí 75 % hmotnosti normálnej hmoty a viac ako 90 % počtu atómov. (Väčšina hmoty vesmíru však nie je 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 plynní obri. Molekulové oblaky H2 sú spojené s tvorbou hviezd. Vodík hrá zásadnú úlohu pri zapínaní hviezd prostredníctvom protón-protónovej reakcie a jadrovej fúzie cyklu CNO. Na celom svete sa vodík vyskytuje hlavne v atómových a plazmových stavoch s vlastnosťami celkom odlišnými od vlastností molekulárneho vodíka. Ako plazma nie sú elektrón a protón vodíka spolu viazané, čo má za následok veľmi vysokú elektrickú vodivosť a vysokú emisivitu (generovanie svetla zo Slnka a iných hviezd). Nabité častice sú silne ovplyvnené magnetickými a elektrickými poľami. Napríklad v slnečnom vetre interagujú s magnetosférou Zeme a vytvárajú Birkelandské prúdy a polárnu žiaru. Vodík je v medzihviezdnom prostredí v neutrálnom atómovom stave. Predpokladá sa, že veľké množstvo neutrálneho vodíka, ktoré sa nachádza v nestálych systémoch Liman-alfa, dominuje kozmologickej baryónovej hustote vesmíru až po červený posun z = 4. Za normálnych podmienok na Zemi existuje elementárny vodík ako dvojatómový plyn H2. Plynný vodík je však v zemskej atmosfére veľmi vzácny (1 ppm objemu) vďaka svojej nízkej hmotnosti, ktorá mu umožňuje ľahšie vzdorovať zemskej gravitácii ako ťažšie plyny. Vodík je však tretím najrozšírenejším prvkom na zemskom povrchu, existuje predovšetkým vo forme chemických zlúčenín, ako sú uhľovodíky a voda. Plynný vodík je produkovaný niektorými baktériami a riasami a je prirodzenou súčasťou flauty, rovnako ako metán, ktorý je čoraz významnejším zdrojom vodíka. Molekulová forma nazývaná protónovaný molekulárny vodík (H+3) sa nachádza v medzihviezdnom prostredí, kde vzniká ionizáciou molekulárneho vodíka z kozmického žiarenia. Tento nabitý ión bol tiež pozorovaný v hornej atmosfére planéty Jupiter. Ión je relatívne stabilný v prostredí vďaka svojej nízkej teplote a hustote. H+3 je jedným z najrozšírenejších iónov vo vesmíre a hrá významnú úlohu v chémii medzihviezdneho média. Neutrálny triatómový vodík H3 môže existovať iba v excitovanej forme a je nestabilný. Naproti tomu kladný molekulárny vodíkový ión (H+2) je vzácnou molekulou vo vesmíre.

Výroba vodíka

H2 sa vyrába v chemických a biologických laboratóriách, často ako vedľajší produkt iných reakcií; v priemysle na hydrogenáciu nenasýtených substrátov; a v prírode ako prostriedok na vytesňovanie redukčných ekvivalentov v biochemických reakciách.

Parné reformovanie

Vodík možno vyrábať niekoľkými spôsobmi, ale ekonomicky najdôležitejšie procesy zahŕňajú odstraňovanie vodíka z uhľovodíkov, keďže asi 95 % produkcie vodíka v roku 2000 pochádzalo z parného reformovania. Komerčne sa veľké objemy vodíka zvyčajne vyrábajú parným reformovaním zemného plynu. Pri vysokých teplotách (1000-1400 K, 700-1100 °C alebo 1300-2000 °F) para (para) reaguje s metánom za vzniku oxidu uhoľnatého a H2.

CH4 + H2O → CO + 3 H2

Táto reakcia funguje najlepšie pri nízkych tlakoch, ale stále sa môže uskutočňovať pri vysokých tlakoch (2,0 MPa, 20 atm alebo 600 palcov ortuti). Je to preto, že vysokotlakový H2 je najobľúbenejší produkt a tlakové čistiace systémy prehriatím fungujú lepšie pri vyšších tlakoch. Zmes produktov je známa ako „syntézny plyn“, pretože sa často používa priamo na výrobu metanolu a príbuzných zlúčenín. Uhľovodíky iné ako metán možno použiť na výrobu syntézneho plynu s rôznymi pomermi produktov. Jednou z mnohých komplikácií tejto vysoko optimalizovanej technológie je tvorba koksu alebo uhlíka:

CH4 -> C + 2 H2

Preto sa pri reformovaní parou zvyčajne používa nadbytok H2O. Ďalší vodík sa môže získať z pary pomocou oxidu uhoľnatého pomocou reakcie na zmenu vodného plynu, najmä použitím katalyzátora na báze oxidu železa. Táto reakcia je tiež bežným priemyselným zdrojom oxidu uhličitého:

CO + H2O → CO2 + H2

Medzi ďalšie dôležité metódy pre H2 patrí čiastočná oxidácia uhľovodíkov:

2 CH4 + 02 → 2 CO + 4 H2

A uhoľná reakcia, ktorá môže slúžiť ako predohra k posunovej reakcii opísanej vyššie:

C + H2O → CO + H2

Niekedy sa vodík vyrába a spotrebúva v rovnakom priemyselnom procese bez separácie. V Haberovom procese výroby čpavku vzniká vodík zo zemného plynu. Elektrolýza soľného roztoku na výrobu chlóru tiež produkuje vodík ako vedľajší produkt.

kyselina kovová

V laboratóriu sa H2 zvyčajne vyrába reakciou zriedených neoxidačných kyselín s určitými reaktívnymi kovmi, ako je zinok, pomocou prístroja Kipp.

Zn + 2 H + → Zn2 + + H2

Hliník môže tiež produkovať H2, ak je ošetrený zásadami:

2 Al + 6 H2O + 2 OH- → 2 Al (OH) -4 + 3 H2

Elektrolýza vody je jednoduchý spôsob výroby vodíka. Vodou preteká nízkonapäťový prúd a na anóde sa generuje plynný kyslík, zatiaľ čo na katóde sa generuje plynný vodík. Typicky je katóda vyrobená z platiny alebo iného inertného kovu pri výrobe vodíka na skladovanie. Ak však má byť plyn spaľovaný in situ, je na podporu horenia žiaduca prítomnosť kyslíka, a preto budú obe elektródy vyrobené z inertných kovov. (Napríklad železo oxiduje a tým znižuje množstvo uvoľneného kyslíka). Teoretická maximálna účinnosť (použitá elektrická energia vo vzťahu k energetickej hodnote vyrobeného vodíka) je v rozmedzí 80-94%.

2 H2O (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)

Na výrobu vodíka možno použiť zliatinu hliníka a gália vo forme granúl pridávaných do vody. Tento proces tiež produkuje oxid hlinitý, ale drahé gálium, ktoré zabraňuje tvorbe oxidovej kože na peletách, je možné znova použiť. To má dôležité potenciálne dôsledky pre ekonomiku vodíka, pretože vodík sa môže vyrábať lokálne a nie je potrebné ho prepravovať.

Termochemické vlastnosti

Existuje viac ako 200 termochemických cyklov, ktoré možno použiť na oddelenie vody, asi tucet z týchto cyklov, ako je cyklus oxidu železa, cyklus oxidu céru (IV), cyklus oxidu céru (III), oxid zinku a zinku. Cyklus síry a jódu, cyklus medi a hybridný cyklus chlóru a síry sú predmetom výskumu a testovania na výrobu vodíka a kyslíka z vody a tepla bez použitia elektriny. Množstvo laboratórií (vrátane tých vo Francúzsku, Nemecku, Grécku, Japonsku a USA) vyvíja termochemické metódy na výrobu vodíka zo slnečnej energie a vody.

Anaeróbna korózia

V anaeróbnych podmienkach sa zliatiny železa a ocele pomaly oxidujú protónmi vody, pričom sa redukujú na molekulárny vodík (H2). Anaeróbna korózia železa vedie najskôr k tvorbe hydroxidu železa (zelená hrdza) a možno ju opísať nasledovnou reakciou: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. Za anaeróbnych podmienok môže byť hydroxid železitý (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). K tomuto procesu dochádza počas anaeróbnej korózie železa a ocele v anoxickej podzemnej vode a pri regenerácii pôdy pod hladinou podzemnej vody.

Geologický pôvod: serpentinizačná reakcia

V neprítomnosti kyslíka (O2) v hlbokých geologických podmienkach prevládajúcich ďaleko od zemskej atmosféry vzniká vodík (H2) počas serpentinizácie anaeróbnou oxidáciou vodnými protónmi (H+) kremičitanu železa (Fe2+) prítomného v kryštálovej mriežke fayalitu ( Fe2SiO4, minimálna olivínová žľaza). Zodpovedajúca reakcia vedúca k vzniku magnetitu (Fe3O4), kremeňa (SiO2) a vodíka (H2): 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 fayalit + voda → magnetit + kremeň + vodík. Táto reakcia sa veľmi podobá Shikorrovej reakcii pozorovanej pri anaeróbnej oxidácii hydroxidu železa v kontakte s vodou.

Tvorba v transformátoroch

Zo všetkých nebezpečných plynov produkovaných v výkonových transformátoroch je vodík najbežnejší a vzniká pri väčšine porúch; tvorba vodíka je teda skorým znakom vážnych problémov v životnom cykle transformátora.

Aplikácie

Spotreba v rôznych procesoch

Veľké množstvá H2 sú potrebné v ropnom a chemickom priemysle. Najväčšie využitie H2 je na spracovanie („zušľachťovanie“) fosílnych palív a na výrobu amoniaku. V petrochemických závodoch sa H2 používa pri hydrodealkylácii, hydrodesulfurizácii a hydrokrakovaní. H2 má niekoľko ďalších dôležitých využití. H2 sa používa ako hydrogenačné činidlo, najmä na zvýšenie úrovne nasýtenia nenasýtených tukov a olejov (nachádzajú sa v produktoch, ako je margarín), a pri výrobe metanolu. Je tiež zdrojom vodíka pri výrobe kyseliny chlorovodíkovej. H2 sa tiež používa ako redukčné činidlo pre kovové rudy. Vodík je vysoko rozpustný v mnohých kovoch vzácnych zemín a prechodných kovoch a je rozpustný v nanokryštalických aj amorfných kovoch. Rozpustnosť vodíka v kovoch závisí od lokálnych deformácií alebo nečistôt v kryštálovej mriežke. To môže byť užitočné, keď sa vodík čistí prechodom cez horúce paládiové kotúče, ale vysoká rozpustnosť plynu je metalurgický problém, ktorý krehne mnohé kovy, čo komplikuje konštrukciu potrubí a skladovacích nádrží. Okrem toho, že sa H2 používa ako činidlo, má širokú škálu aplikácií vo fyzike a inžinierstve. Používa sa ako ochranný plyn pri metódach zvárania, ako je atómové vodíkové zváranie. H2 sa používa ako chladivo rotora v elektrických generátoroch v elektrárňach, pretože má najvyššiu tepelnú vodivosť zo všetkých plynov. Kvapalný H2 sa používa v kryogénnom výskume, vrátane výskumu supravodivosti. Pretože H2 je ľahší ako vzduch a má len niečo málo cez 1/14 hustoty vzduchu, bol kedysi široko používaný ako zdvíhací plyn v balónoch a vzducholodiach. V novších aplikáciách sa vodík používa čistý alebo zmiešaný s dusíkom (niekedy nazývaný formovací plyn) ako sledovací plyn na okamžitú detekciu úniku. Vodík sa používa v automobilovom, chemickom, energetickom, leteckom a telekomunikačnom priemysle. Vodík je povolená potravinárska prídavná látka (E 949), ktorá okrem iných antioxidačných vlastností umožňuje testovanie úniku potravín. Špecifické využitie majú aj vzácne izotopy vodíka. Deutérium (vodík-2) sa používa v aplikáciách jadrového štiepenia ako pomalý moderátor neutrónov a pri reakciách jadrovej fúzie. Zlúčeniny deutéria sa používajú v oblasti chémie a biológie pri štúdiu izotopových účinkov reakcie. Trícium (vodík-3), produkované v jadrových reaktoroch, sa používa pri výrobe vodíkových bômb, ako izotopový marker v biologických vedách a ako zdroj žiarenia vo svetelných farbách. Teplota trojitého bodu rovnovážneho vodíka je určujúcim pevným bodom na teplotnej stupnici ITS-90 pri 13,8033 Kelvina.

Chladiace médium

Vodík sa bežne používa v elektrárňach ako chladivo v generátoroch vďaka množstvu priaznivých vlastností, ktoré sú priamym výsledkom jeho ľahkých dvojatómových molekúl. Patrí medzi ne nízka hustota, nízka viskozita a najvyššia merná tepelná kapacita a tepelná vodivosť akéhokoľvek plynu.

Nosič energie

Vodík nie je energetickým zdrojom, s výnimkou hypotetického kontextu komerčných fúznych elektrární využívajúcich deutérium alebo trícium, čo je technológia, ktorá v súčasnosti nie je ani zďaleka vyspelá. Energia Slnka pochádza z jadrovej fúzie vodíka, ale tento proces je na Zemi ťažko dosiahnuteľný. Elementárny vodík zo solárnych, biologických alebo elektrických zdrojov vyžaduje na výrobu viac energie, než na jeho spálenie, takže vodík v týchto prípadoch funguje ako nosič energie, podobne ako batéria. Vodík možno získať z fosílnych zdrojov (ako je metán), ale tieto zdroje sú vyčerpateľné. Hustota energie na jednotku objemu kvapalného vodíka aj stlačeného plynného vodíka pri akomkoľvek prakticky dosiahnuteľnom tlaku je výrazne nižšia ako pri konvenčných zdrojoch energie, hoci hustota energie na jednotku hmotnosti paliva je vyššia. Elementárny vodík bol však široko diskutovaný v energetickom kontexte ako možný budúci nosič energie v celej ekonomike. Napríklad sekvestrácia CO2 nasledovaná zachytávaním a ukladaním uhlíka by sa mohla uskutočniť v mieste výroby H2 z fosílnych palív. Vodík používaný v doprave bude spaľovať relatívne čisto, s určitými emisiami NOx, ale bez emisií uhlíka. Náklady na infraštruktúru spojené s úplnou konverziou na vodíkové hospodárstvo však budú značné. Palivové články 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, HfSiO3 a SrZrO3.

biologické reakcie

H2 je produkt anaeróbneho metabolizmu a je produkovaný niekoľkými mikroorganizmami, zvyčajne prostredníctvom reakcií katalyzovaných enzýmami obsahujúcimi železo alebo nikel nazývanými hydrogenázy. Tieto enzýmy katalyzujú reverzibilnú redoxnú reakciu medzi H2 a jeho dvoma protónovými a dvoma elektrónovými zložkami. K tvorbe plynného vodíka dochádza prenosom redukčných ekvivalentov produkovaných fermentáciou pyruvátu do vody. Prirodzený cyklus výroby a spotreby vodíka organizmami sa nazýva vodíkový cyklus. Štiepenie vody, proces, pri ktorom sa voda rozkladá na jej základné protóny, elektróny a kyslík, sa vyskytuje pri svetelných reakciách vo všetkých fotosyntetických organizmoch. Niektoré takéto organizmy, vrátane rias Chlamydomonas Reinhardtii a cyanobaktérií, vyvinuli druhú fázu temných reakcií, v ktorých sa protóny a elektróny redukujú na plyn H2 špecializovanými hydrogenázami v chloroplastoch. Uskutočnili sa pokusy geneticky modifikovať hydrázy cyanobaktérií tak, aby účinne syntetizovali plyn H2 aj v prítomnosti kyslíka. Vynaložilo sa aj úsilie s použitím geneticky modifikovaných rias v bioreaktore.

Vodík H je chemický prvok, jeden z najbežnejších v našom vesmíre. Hmotnosť vodíka ako prvku v zložení látok je 75% z celkového obsahu atómov iného typu. Je súčasťou najdôležitejšieho a životne dôležitého spojenia na planéte - vody. Charakteristickým znakom vodíka je tiež to, že je prvým prvkom v periodickom systéme chemických prvkov D. I. Mendelejeva.

Objavovanie a skúmanie

Prvé zmienky o vodíku v spisoch Paracelsa pochádzajú zo šestnásteho storočia. Ale jeho izoláciu od plynnej zmesi vzduchu a štúdium horľavých vlastností urobil už v sedemnástom storočí vedec Lemery. Vodík dôkladne študoval anglický chemik, fyzik a prírodovedec, ktorý experimentálne dokázal, že hmotnosť vodíka je najmenšia v porovnaní s inými plynmi. V nasledujúcich fázach rozvoja vedy s ním spolupracovalo mnoho vedcov, najmä Lavoisier, ktorý ho nazval „zrodením vody“.

Charakteristické podľa pozície v PSCE

Prvok, ktorý otvára periodickú tabuľku D. I. Mendelejeva, je vodík. Fyzikálne a chemické vlastnosti atómu vykazujú určitú dualitu, pretože vodík je súčasne zaradený do prvej skupiny, hlavnej podskupiny, ak sa správa ako kov a v procese chemickej reakcie odovzdá jediný elektrón, a do siedma - v prípade úplného naplnenia valenčnej škrupiny, to znamená prijímacej negatívnej častice, ktorá ju charakterizuje ako podobnú halogénom.

Vlastnosti elektronickej štruktúry prvku

Vlastnosti komplexných látok, v ktorých je obsiahnutá, a najjednoduchšej látky H2 sú primárne určené elektrónovou konfiguráciou vodíka. Častica má jeden elektrón so Z= (-1), ktorý rotuje na svojej dráhe okolo jadra, obsahuje jeden protón s jednotkovou hmotnosťou a kladným nábojom (+1). Jeho elektronická konfigurácia je zapísaná ako 1s 1, čo znamená prítomnosť jednej negatívnej častice v úplne prvom a jedinom s-orbitále pre vodík.

Keď sa elektrón odpojí alebo odovzdá a atóm tohto prvku má takú vlastnosť, že je príbuzný s kovmi, získa sa katión. V skutočnosti je vodíkový ión kladná elementárna častica. Preto sa vodík bez elektrónu jednoducho nazýva protón.

Fyzikálne vlastnosti

Stručne opisujúci vodík, je to bezfarebný, mierne rozpustný plyn s relatívnou atómovou hmotnosťou 2, 14,5-krát ľahším ako vzduch, s teplotou skvapalnenia -252,8 stupňov Celzia.

Zo skúsenosti je ľahko vidieť, že H2 je najľahší. Na to stačí naplniť tri guľôčky rôznymi látkami - vodík, oxid uhličitý, obyčajný vzduch - a súčasne ich uvoľniť z ruky. Ten, ktorý je naplnený CO 2, sa dostane na zem rýchlejšie ako ktokoľvek iný, potom spadne nafúknutý zmesou vzduchu a ten, ktorý obsahuje H 2, vystúpi k stropu.

Malá hmotnosť a veľkosť častíc vodíka odôvodňujú jeho schopnosť prenikať cez rôzne látky. Na príklade tej istej gule sa to dá ľahko overiť, za pár dní sa sama vyfúkne, pretože plyn jednoducho prejde cez gumu. Vodík sa tiež môže hromadiť v štruktúre niektorých kovov (paládium alebo platina) a vyparovať sa z neho, keď teplota stúpa.

Vlastnosť nízkej rozpustnosti vodíka sa v laboratórnej praxi využíva na jeho izoláciu metódou vytesňovania vodíka (v tabuľke nižšie sú uvedené hlavné parametre) určujúce rozsah jeho použitia a spôsoby výroby.

Parameter atómu alebo molekuly jednoduchej látky	Význam
Atómová hmotnosť (molárna hmotnosť)	1,008 g/mol
Elektronická konfigurácia	1 s 1
Kryštálová bunka	Šesťhranné
Tepelná vodivosť	(300 K) 0,1815 W/(m K)
Hustota pri n. r.	0,08987 g/l
Teplota varu	-252,76 °C
Špecifické spalné teplo	120,9 10 6 J/kg
Teplota topenia	-259,2 °C
Rozpustnosť vo vode	18,8 ml/l

Izotopové zloženie

Rovnako ako mnohí iní predstavitelia periodickej sústavy chemických prvkov, aj vodík má niekoľko prirodzených izotopov, teda atómov s rovnakým počtom protónov v jadre, ale iným počtom neutrónov – častíc s nulovým nábojom a jednotkovou hmotnosťou. Príklady atómov, ktoré majú podobnú vlastnosť, sú kyslík, uhlík, chlór, bróm a iné, vrátane rádioaktívnych.

Fyzikálne vlastnosti vodíka 1H, najbežnejšieho zo zástupcov tejto skupiny, sa výrazne líšia od rovnakých charakteristík jeho náprotivkov. Líšia sa najmä vlastnosti látok, v ktorých sú zahrnuté. Existuje teda obyčajná a deuterovaná voda, ktorá vo svojom zložení obsahuje namiesto atómu vodíka s jedným protónom deutérium 2H - jeho izotop s dvoma elementárnymi časticami: kladnými a nenabitými. Tento izotop je dvakrát ťažší ako obyčajný vodík, čo vysvetľuje zásadný rozdiel vo vlastnostiach zlúčenín, ktoré tvoria. V prírode je deutérium 3200-krát vzácnejšie ako vodík. Tretím zástupcom je trícium 3 H, v jadre má dva neutróny a jeden protón.

Spôsoby získavania a izolácie

Laboratórne a priemyselné metódy sú veľmi odlišné. Takže v malých množstvách sa plyn získava najmä reakciami, na ktorých sa podieľajú minerály, a pri veľkovýrobe sa vo väčšej miere využíva organická syntéza.

V laboratóriu sa používajú tieto chemické interakcie:

V priemyselnom záujme sa plyn získava takými metódami, ako sú:

1. Tepelný rozklad metánu v prítomnosti katalyzátora na jeho základné jednoduché látky (350 stupňov dosahuje hodnotu takého ukazovateľa, ako je teplota) - vodík H2 a uhlík C.
2. Prechod parnej vody cez koks s teplotou 1000 stupňov Celzia za vzniku oxidu uhličitého CO 2 a H 2 (najbežnejší spôsob).
3. Premena plynného metánu na niklovom katalyzátore pri teplote dosahujúcej 800 stupňov.
4. Vodík je vedľajším produktom pri elektrolýze vodných roztokov chloridov draselných alebo sodných.

Chemické interakcie: všeobecné ustanovenia

Fyzikálne vlastnosti vodíka do značnej miery vysvetľujú jeho správanie v reakčných procesoch s jednou alebo druhou zlúčeninou. Valencia vodíka je 1, pretože sa nachádza v prvej skupine v periodickej tabuľke a stupeň oxidácie ukazuje iný. Vo všetkých zlúčeninách, okrem hydridov, vodík v s.o. = (1+), v molekulách ako XH, XH2, XH3 - (1-).

Molekula vodíkového plynu, vytvorená vytvorením zovšeobecneného elektrónového páru, pozostáva z dvoch atómov a je energeticky celkom stabilná, preto je za normálnych podmienok do istej miery inertná a pri zmene normálnych podmienok vstupuje do reakcií. V závislosti od stupňa oxidácie vodíka v zložení iných látok môže pôsobiť ako oxidačné činidlo aj ako redukčné činidlo.

Látky, s ktorými vodík reaguje a tvorí sa

Elementárne interakcie za vzniku komplexných látok (často pri zvýšených teplotách):

1. Alkalický kov a kov alkalických zemín + vodík = hydrid.
2. Halogén + H2 = halogenovodík.
3. Síra + vodík = sírovodík.
4. Kyslík + H 2 = voda.
5. Uhlík + vodík = metán.
6. Dusík + H2 = amoniak.

Interakcia s komplexnými látkami:

1. Získanie syntézneho plynu z oxidu uhoľnatého a vodíka.
2. Získavanie kovov z ich oxidov pomocou H 2 .
3. Nasýtenie nenasýtených alifatických uhľovodíkov vodíkom.

vodíková väzba

Fyzikálne vlastnosti vodíka sú také, že v kombinácii s elektronegatívnym prvkom mu umožňuje vytvoriť špeciálny typ väzby s rovnakým atómom zo susedných molekúl, ktoré majú nezdieľané elektrónové páry (napríklad kyslík, dusík a fluór). Najjasnejším príkladom, na ktorom je lepšie zvážiť takýto jav, je voda. Dá sa povedať, že je prešitý vodíkovými väzbami, ktoré sú slabšie ako kovalentné alebo iónové, no vzhľadom na to, že ich je veľa, majú výrazný vplyv na vlastnosti látky. Vodíková väzba je v podstate elektrostatická interakcia, ktorá viaže molekuly vody na diméry a polyméry, čo vedie k jej vysokému bodu varu.

Vodík v zložení minerálnych zlúčenín

Všetky obsahujú protón – katión atómu, akým je vodík. Látka, ktorej kyslý zvyšok má oxidačný stav väčší ako (-1), sa nazýva viacsýtna zlúčenina. Obsahuje niekoľko atómov vodíka, vďaka čomu je disociácia vo vodných roztokoch viacstupňová. Každý nasledujúci protón sa od zvyšku kyseliny oddeľuje čoraz ťažšie. Podľa kvantitatívneho obsahu vodíkov v médiu sa určuje jeho kyslosť.

Aplikácia v ľudských činnostiach

Fľaše s látkou, ako aj nádoby s inými skvapalnenými plynmi, ako je kyslík, majú špecifický vzhľad. Sú natreté tmavozelenou farbou s jasne červeným nápisom „Hydrogen“. Plyn sa čerpá do valca pod tlakom asi 150 atmosfér. Fyzikálne vlastnosti vodíka, najmä ľahkosť plynného stavu agregácie, sa využívajú na plnenie balónov, balónov atď. zmiešaných s héliom.

Vodík, ktorého fyzikálne a chemické vlastnosti sa ľudia naučili využívať pred mnohými rokmi, sa v súčasnosti využíva v mnohých priemyselných odvetviach. Väčšina ide na výrobu amoniaku. Z oxidov sa zúčastňuje aj vodík (hafnium, germánium, gálium, kremík, molybdén, volfrám, zirkónium a iné), pôsobiaci v reakcii ako redukčné činidlo, kyselina kyanovodíková a chlorovodíková, ako aj umelé kvapalné palivo. Potravinársky priemysel ho používa na premenu rastlinných olejov na tuhé tuky.

Zisťovali sme chemické vlastnosti a využitie vodíka v rôznych procesoch hydrogenácie a hydrogenácie tukov, uhlia, uhľovodíkov, olejov a vykurovacieho oleja. Pomocou neho sa vyrábajú drahé kamene, žiarovky, kovové výrobky sa kujú a zvárajú pod vplyvom kyslíkovo-vodíkového plameňa.

Vodík- prvý chemický prvok Periodickej tabuľky chemických prvkov D.I. Mendelejev. Chemický prvok vodík sa nachádza v prvej skupine, hlavnej podskupine, prvej perióde periodického systému.

Relatívna atómová hmotnosť vodíka = 1.

Vodík má najjednoduchšiu štruktúru atómu, skladá sa z jedného elektrónu, ktorý sa nachádza v jadrovom priestore. Jadro atómu vodíka pozostáva z jedného protónu.

Atóm vodíka pri chemických reakciách môže darovať aj pridať elektrón, čím sa tvoria dva typy iónov:

H0 + 1ē → H1− H0 – 1ē → H1+.

Vodík je najrozšírenejším prvkom vo vesmíre. Tvorí asi 88,6 % všetkých atómov (asi 11,3 % tvoria atómy hélia, podiel všetkých ostatných prvkov spolu je asi 0,1 %). Vodík je teda hlavnou zložkou hviezd a medzihviezdneho plynu. V medzihviezdnom priestore tento prvok existuje vo forme jednotlivých molekúl, atómov a iónov a môže vytvárať molekulárne oblaky, ktoré sa výrazne líšia veľkosťou, hustotou a teplotou.

Hmotnostný podiel vodíka v zemskej kôre je 1%. Je to deviaty najbežnejší prvok. Význam vodíka v chemických procesoch prebiehajúcich na Zemi je takmer taký veľký ako význam kyslíka. Na rozdiel od kyslíka, ktorý existuje na Zemi vo viazanom aj voľnom stave, je prakticky všetok vodík na Zemi vo forme zlúčenín; v atmosfére sa nachádza len veľmi malé množstvo vodíka vo forme jednoduchej látky (0,00005 % objemu pre suchý vzduch).

Vodík je súčasťou takmer všetkých organických látok a je prítomný vo všetkých živých bunkách.

Fyzikálne vlastnosti vodíka

Jednoduchá látka tvorená chemickým prvkom vodík má molekulárnu štruktúru. Jeho zloženie zodpovedá vzorcu H2. Rovnako ako chemický prvok, jednoduchá látka sa tiež nazýva vodík.

Vodík Je to bezfarebný plyn, bez zápachu a chuti, prakticky nerozpustný vo vode. Pri izbovej teplote a normálnom atmosférickom tlaku je rozpustnosť 18,8 ml plynu na 1 liter vody.

Vodík- najľahší plyn, jeho hustota je 0,08987 g / l. Pre porovnanie: hustota vzduchu je 1,3 g/l.

Vodík sa môže rozpúšťať v kovoch napríklad v jednom objeme paládia sa môže rozpustiť až 850 objemov vodíka. Vďaka svojej extrémne malej molekulovej veľkosti je vodík schopný difundovať cez mnoho materiálov.

Rovnako ako iné plyny, vodík kondenzuje pri nízkych teplotách na bezfarebnú priehľadnú kvapalinu, k tomu dochádza pri teplote - 252,8 °C. Keď teplota dosiahne -259,2°C, vodík kryštalizuje vo forme bielych kryštálov, podobných snehu.

Na rozdiel od kyslíka vodík nevykazuje alotropiu.

Aplikácia vodíka

Vodík sa používa v rôznych priemyselných odvetviach. Veľa vodíka ide do výroby amoniaku (NH3). Z amoniaku sa získavajú dusíkaté hnojivá, syntetické vlákna a plasty a lieky.

V potravinárskom priemysle sa vodík využíva pri výrobe margarínu, ktorý obsahuje tvrdé tuky. Aby sa získali z tekutých tukov, prechádza cez ne vodík.

Keď vodík horí v kyslíku, teplota plameňa je asi 2500 °C. Pri tejto teplote je možné taviť a zvárať žiaruvzdorné kovy. Pri zváraní sa teda používa vodík.

Ako raketové palivo sa používa zmes kvapalného vodíka a kyslíka.

V súčasnosti niekoľko krajín začalo s výskumom nahradenia neobnoviteľných zdrojov energie (ropa, plyn, uhlie) vodíkom. Pri spaľovaní vodíka v kyslíku vzniká ekologický produkt – voda, a nie oxid uhličitý, ktorý spôsobuje skleníkový efekt.

Vedci naznačujú, že v polovici 21. storočia by sa mala začať masová výroba áut na vodíkový pohon. Široké uplatnenie nájdu palivové články pre domácnosť, ktorých práca je založená aj na oxidácii vodíka kyslíkom.

Koncom 19. a začiatkom 20. stor. na úsvite éry letectva boli balóny, vzducholode a balóny plnené vodíkom, pretože je oveľa ľahší ako vzduch. Éra vzducholodí sa však po katastrofe, ktorá sa vzducholode stala, začala rýchlo vytrácať do minulosti Hindenburg. 6. mája 1937 vzducholoď, naplnený vodíkom sa vznietil, čo malo za následok smrť desiatok pasažierov.

Vodík je v určitých pomeroch s kyslíkom extrémne výbušný. Nedodržanie bezpečnostných predpisov viedlo k vznieteniu a výbuchu vzducholode.

• Vodík- prvý chemický prvok Periodickej tabuľky chemických prvkov D.I. Mendelejev
• Vodík sa nachádza v skupine I, hlavnej podskupine, perióde 1 periodického systému
• Valencia vodíka v zlúčeninách - I
• Vodík Bezfarebný plyn, bez zápachu a chuti, prakticky nerozpustný vo vode
• Vodík- najľahší plyn
• Kvapalný a pevný vodík sa vyrába pri nízkych teplotách
• Vodík sa môže rozpúšťať v kovoch
• Aplikácie vodíka sú rôzne

Chemické vlastnosti vodíka

Za normálnych podmienok je molekulárny vodík relatívne neaktívny, kombinuje sa priamo len s najaktívnejšími nekovmi (s fluórom a na svetle aj s chlórom). Pri zahrievaní však reaguje s mnohými prvkami.

Vodík reaguje s jednoduchými a zložitými látkami:

- Interakcia vodíka s kovmi vedie k tvorbe komplexných látok - hydridov, v ktorých chemických vzorcoch je atóm kovu vždy na prvom mieste:

Pri vysokej teplote vodík priamo reaguje s niektorými kovmi(alkalické, alkalické zeminy a iné), tvoriace biele kryštalické látky - hydridy kovov (Li H, Na H, KH, CaH 2 atď.):

H2 + 2Li = 2LiH

Hydridy kovov sa vodou ľahko rozložia za vzniku zodpovedajúcej alkálie a vodíka:

So H2 + 2H20 \u003d Ca (OH)2 + 2H2

- Keď vodík interaguje s nekovmi vznikajú prchavé zlúčeniny vodíka. V chemickom vzorci prchavej zlúčeniny vodíka môže byť atóm vodíka buď na prvom alebo na druhom mieste, v závislosti od jeho umiestnenia v PSCE (pozri štítok na snímke):

1). S kyslíkom Vodík tvorí vodu:

Video „Spaľovanie vodíka“

2H2+02 \u003d 2H20 + Q

Pri bežných teplotách reakcia prebieha extrémne pomaly, nad 550 ° C - s výbuchom (nazýva sa zmes 2 objemov H2 a 1 objemu O2 výbušný plyn) .

Video „Výbuch výbušného plynu“

Video „Príprava a výbuch výbušnej zmesi“

2). S halogénmi Vodík tvorí halogenovodík, napr.

H2 + Cl2 \u003d 2HCl

Vodík exploduje s fluórom (aj v tme a pri -252°C), s chlórom a brómom reaguje len pri osvetlení alebo zahriatí a s jódom iba pri zahriatí.

3). S dusíkom Vodík interaguje s tvorbou amoniaku:

ZN2 + N2 \u003d 2NH3

len na katalyzátore a pri zvýšených teplotách a tlakoch.

štyri). Pri zahrievaní vodík prudko reaguje so sírou:

H2 + S \u003d H2S (sírovodík),

oveľa ťažšie so selénom a telúrom.

5). s čistým uhlíkom Vodík môže reagovať bez katalyzátora iba pri vysokých teplotách:

2H2 + C (amorfný) = CH4 (metán)

- Vodík vstupuje do substitučnej reakcie s oxidmi kovov , pričom vo výrobkoch vzniká voda a redukuje sa kov. Vodík - má vlastnosti redukčného činidla:

Používa sa vodík na regeneráciu mnohých kovov, pretože odoberá kyslík z ich oxidov:

Fe304 + 4H2 \u003d 3Fe + 4H20 atď.

Aplikácia vodíka

Video „Použitie vodíka“

V súčasnosti sa vodík vyrába v obrovských množstvách. Jeho veľká časť sa využíva pri syntéze amoniaku, hydrogenácii tukov a hydrogenácii uhlia, olejov a uhľovodíkov. Okrem toho sa vodík používa na syntézu kyseliny chlorovodíkovej, metylalkoholu, kyseliny kyanovodíkovej, pri zváraní a kovaní kovov, ako aj pri výrobe žiaroviek a drahých kameňov. Vodík sa predáva vo valcoch pod tlakom nad 150 atm. Sú natreté tmavozelenou farbou a sú dodávané s červeným nápisom „Hydrogen“.

Vodík sa používa na premenu tekutých tukov na tuhé tuky (hydrogenácia), na výrobu kvapalných palív hydrogenáciou uhlia a vykurovacieho oleja. V metalurgii sa vodík používa ako redukčné činidlo pre oxidy alebo chloridy na výrobu kovov a nekovov (germánium, kremík, gálium, zirkónium, hafnium, molybdén, volfrám atď.).

Praktické využitie vodíka je rôznorodé: zvyčajne sa plní balónmi, v chemickom priemysle slúži ako surovina na výrobu mnohých veľmi dôležitých produktov (čpavok a pod.), v potravinárskom priemysle - na výrobu pevných látok tuky z rastlinných olejov a pod. Vysoká teplota (až 2600 °C), získaná spaľovaním vodíka v kyslíku, sa používa na tavenie žiaruvzdorných kovov, kremeňa atď. Kvapalný vodík je jedným z najúčinnejších prúdových palív. Ročná svetová spotreba vodíka presahuje 1 milión ton.

SIMULÁTORY

č. 2. Vodík

ÚLOHY NA POSILŇOVANIE

Úloha číslo 1
Zostavte rovnice pre reakcie interakcie vodíka s nasledujúcimi látkami: F 2, Ca, Al 2 O 3, oxid ortutnatý (II), oxid wolfrámu (VI). Pomenujte reakčné produkty, uveďte typy reakcií.

Úloha číslo 2
Vykonajte transformácie podľa schémy:
H20 -> H2 -> H2S -> SO2

Úloha číslo 3.
Vypočítajte hmotnosť vody, ktorú možno získať spálením 8 g vodíka?

distribúcia v prírode. V. je v prírode široko rozšírený, jeho obsah v zemskej kôre (litosféra a hydrosféra) je 1 % hmotnosti a 16 % počtu atómov. V. je súčasťou najbežnejšej látky na Zemi - vody (11,19 % hm. V.), v zložení zlúčenín, ktoré tvoria uhlie, ropa, zemné plyny, íl, ako aj živočíšne a rastlinné organizmy (t.j. , v zložení bielkoviny, nukleové kyseliny, tuky, sacharidy atď.). Vo voľnom stave je V. mimoriadne vzácny, v malom množstve sa nachádza vo vulkanických a iných zemných plynoch. V atmosfére sa nachádza zanedbateľné množstvo voľného V. (0,0001 % podľa počtu atómov). V blízkozemskom priestore tvorí V. vo forme prúdu protónov vnútorný („protónový“) radiačný pás Zeme. Vo vesmíre je V. najbežnejším prvkom. Vo forme plazmy tvorí asi polovicu hmotnosti Slnka a väčšiny hviezd, hlavnej časti plynov medzihviezdneho média a plynných hmlovín. V. je prítomný v atmosfére mnohých planét a v kométach vo forme voľného H2, metánu CH4, amoniaku NH3, vody H2O, radikálov ako CH, NH, OH, SiH, PH atď. Vo forme prúdu protónov je V. súčasťou korpuskulárneho žiarenia Slnka a kozmického žiarenia.

Izotopy, atóm a molekula. Obyčajný V. pozostáva zo zmesi 2 stabilných izotopov: ľahkého V. alebo protium (1H) a ťažkého V. alebo deutéria (2H alebo D). V prírodných zlúčeninách V. je priemerne 6800 1H atómov na 1 2H atóm. Umelo sa získal rádioaktívny izotop - superťažký B. alebo trícium (3H, alebo T) s mäkkým β-žiarením a polčasom T1/2 = 12,262 rokov. V prírode vzniká trícium napríklad zo vzdušného dusíka pôsobením neutrónov kozmického žiarenia; v atmosfére je zanedbateľný (4-10-15% z celkového počtu atómov vzduchu). Bol získaný extrémne nestabilný 4H izotop. Hmotnostné čísla izotopov 1H, 2H, 3H a 4H, respektíve 1, 2, 3 a 4, naznačujú, že jadro atómu protia obsahuje iba 1 protón, deutérium - 1 protón a 1 neutrón, trícium - 1 protón a 2 neutróny, 4H - 1 protón a 3 neutróny. Veľký rozdiel v hmotnostiach izotopov vodíka spôsobuje výraznejší rozdiel v ich fyzikálnych a chemických vlastnostiach ako v prípade izotopov iných prvkov.

Atóm V. má spomedzi atómov zo všetkých ostatných prvkov najjednoduchšiu štruktúru: skladá sa z jadra a jedného elektrónu. Väzbová energia elektrónu s jadrom (ionizačný potenciál) je 13,595 eV. Neutrálny atóm V. môže tiež pripojiť druhý elektrón, čím sa vytvorí záporný ión H-; v tomto prípade je väzbová energia druhého elektrónu s neutrálnym atómom (elektrónová afinita) 0,78 eV. Kvantová mechanika umožňuje vypočítať všetky možné energetické hladiny atómu V. a následne poskytnúť úplnú interpretáciu jeho atómového spektra. Atóm V sa používa ako modelový atóm v kvantovomechanických výpočtoch energetických hladín iných, zložitejších atómov. Molekula B. H2 pozostáva z dvoch atómov spojených kovalentnou chemickou väzbou. Energia disociácie (t.j. rozpadu na atómy) je 4,776 eV (1 eV = 1,60210-10-19 J). Medziatómová vzdialenosť v rovnovážnej polohe jadier je 0,7414-Á. Pri vysokých teplotách sa molekulová V. disociuje na atómy (stupeň disociácie pri 2000°C je 0,0013; pri 5000°C je 0,95). Atómový V. vzniká aj pri rôznych chemických reakciách (napr. pôsobením Zn na kyselinu chlorovodíkovú). Existencia V. v atómovom stave však trvá len krátko, atómy sa rekombinujú na molekuly H2.

Fyzikálne a chemické vlastnosti. V. - najľahšia zo všetkých známych látok (14,4 krát ľahšia ako vzduch), hustota 0,0899 g / l pri 0 ° C a 1 atm. V. vrie (skvapalňuje) a topí sa (tuhne) pri -252,6°C, respektíve -259,1°C (iba hélium má nižšie teploty topenia a varu). Kritická teplota V. je veľmi nízka (-240 ° C), takže jeho skvapalňovanie je spojené s veľkými ťažkosťami; kritický tlak 12,8 kgf/cm2 (12,8 atm), kritická hustota 0,0312 g/cm3. Zo všetkých plynov má V. najvyššiu tepelnú vodivosť, ktorá sa rovná 0,174 W / (m-K) pri 0 ° C a 1 atm, t. j. 4,16-0-4 cal / (s-cm- ° C). Merná tepelná kapacita V. pri 0 °C a 1 atm Cp 14,208-103 j / (kg-K), t.j. 3,394 cal / (g- °C). V. mierne rozpustný vo vode (0,0182 ml / g pri 20 ° C a 1 atm), ale dobre - v mnohých kovoch (Ni, Pt, Pd atď.), Najmä v paládiu (850 objemov na 1 objem Pd) . Rozpustnosť V. v kovoch je spojená s jeho schopnosťou difundovať cez ne; difúzia cez uhlíkatú zliatinu (napríklad oceľ) je niekedy sprevádzaná deštrukciou zliatiny v dôsledku interakcie ocele s uhlíkom (tzv. dekarbonizácia). Kvapalná voda je veľmi ľahká (hustota pri -253 °C 0,0708 g/cm3) a tekutá (viskozita pri -253 °C 13,8 °C).

Vo väčšine zlúčenín V. vykazuje valenciu (presnejšie oxidačný stav) +1, ako sodík a iné alkalické kovy; zvyčajne sa považuje za analóg týchto kovov, položka 1 gr. Mendelejevove systémy. V hydridoch kovov je však ión B. záporne nabitý (oxidačný stav -1), to znamená, že hydrid Na + H- je vytvorený ako chlorid Na + Cl-. Toto a niektoré ďalšie skutočnosti (blízkosť fyzikálnych vlastností V. a halogénov, schopnosť halogénov nahradiť V. v organických zlúčeninách) dávajú dôvod priradiť V. aj skupine VII periodickej sústavy (bližšie pozri periodický systém prvkov). Za normálnych podmienok je molekulárny V. relatívne neaktívny, zlučuje sa priamo len s najaktívnejším z nekovov (s fluórom a na svetle s chlórom). Pri zahrievaní však reaguje s mnohými prvkami. Atomic V. má zvýšenú chemickú aktivitu v porovnaní s molekulovou V.. V. tvorí vodu s kyslíkom: H2 + 1 / 2O2 = H2O s uvoľňovaním 285,937-103 J / mol, t.j. 68,3174 kcal / mol tepla (pri 25 ° C a 1 atm). Pri bežných teplotách reakcia prebieha extrémne pomaly, nad 550 ° C - s výbuchom. Medze výbušnosti zmesi vodíka a kyslíka sú (objemovo) od 4 do 94 % H2 a zmesi vodíka a vzduchu od 4 do 74 % H2 (zmes 2 objemových dielov H2 a 1 objemového dielu O2 sa nazýva výbušnina plyn). V. sa používa na redukciu mnohých kovov, pretože odoberá kyslík z ich oxidov:

CuO + H2 \u003d Cu + H2O,
Fe304 + 4H2 = 3Fe + 4H20 atď.
V. tvorí s halogénmi halogenovodík, napr.
H2 + Cl2 = 2 HCl.

Zároveň exploduje s fluórom (aj v tme a pri -252°C), s chlórom a brómom reaguje len pri osvetlení alebo zahriatí a s jódom iba pri zahriatí. V. interaguje s dusíkom za vzniku amoniaku: 3H2 + N2 = 2NH3 len na katalyzátore a pri zvýšených teplotách a tlakoch. Pri zahrievaní V. prudko reaguje so sírou: H2 + S = H2S (sírovodík), oveľa ťažšie so selénom a telúrom. V. môže reagovať s čistým uhlíkom bez katalyzátora len pri vysokých teplotách: 2H2 + C (amorfný) = CH4 (metán). V. priamo reaguje s niektorými kovmi (alkálie, alkalické zeminy a pod.), pričom vznikajú hydridy: H2 + 2Li = 2LiH. Veľký praktický význam majú reakcie oxidu uhoľnatého s oxidom uhoľnatým, pri ktorých v závislosti od teploty, tlaku a katalyzátora vznikajú rôzne organické zlúčeniny ako HCHO, CH3OH a iné (pozri Oxid uhoľnatý). Nenasýtené uhľovodíky reagujú s vodíkom a stávajú sa nasýtenými, napríklad: CnH2n + H2 = CnH2n+2 (pozri Hydrogenácia).