Vodík(lat. hydrogenium), H, chemický prvok, prvý v poradí v periodickom systéme Mendelejeva; atómová hmotnosť 1,00797. Za normálnych podmienok je V. plyn; nemá farbu, vôňu a chuť.
Odkaz na históriu. V spisoch chemikov 16. a 17. stor. opakovane sa spomínalo uvoľňovanie horľavého plynu pri pôsobení kyselín na kovy. V roku 1766 G. Cavendish zbieral a skúmal unikajúci plyn a nazval ho „horľavý vzduch“. Ako zástanca teórie flogistón Cavendish veril, že tento plyn je čistý flogistón. V roku 1783 A. Lavoisier rozborom a syntézou vody dokázal zložitosť jej zloženia a v roku 1787 definoval „horľavý vzduch“ ako nový chemický prvok (B.) a dal mu moderný názov hydrog e ne (z gréckeho h y d o r - voda a genn a o - rodím), čo znamená "rodiť do vody"; tento koreň sa používa v názvoch zlúčenín V. a procesov s jeho účasťou (napríklad hydridy, hydrogenácia). Moderné ruské meno "V." navrhol M. F. Solovyov v roku 1824.
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 vzduch vo forme prúdu protónov tvorí vnútorný („protón“) Radiačný pás Zeme. Vo vesmíre je V. najbežnejším prvkom. Ako plazma tvorí asi polovicu hmotnosti Slnka a väčšiny hviezd, väčšinu plynov medzihviezdneho média a plynných hmlovín. V. je prítomný v atmosfére mnohých planét a v kométach vo forme voľného h 2, metánu ch 4, amoniaku nh 3, vody h 2 o, 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 (1 h), a ťažkého V., príp. deutérium(2 h alebo d). V prírodných zlúčeninách V. predstavuje 1 atóm 2 h v priemere 6 800 atómov 1 h. Umelo sa získal rádioaktívny izotop – superťažký V., príp trícium(3 h alebo T), s mäkkým žiarením a polčasom rozpadu t 1/2= 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 vody). Bol získaný extrémne nestabilný izotop 4 h. Hmotnostné čísla izotopov 1 h, 2 h, 3 h a 4 h, 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, 4 h - 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 B. 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 preto poskytnúť jeho úplnú interpretáciu atómové spektrum. Atóm V sa používa ako modelový atóm v kvantovomechanických výpočtoch energetických hladín iných, zložitejších atómov. Molekula V. h 2 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 a. 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 h 2.
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 bankomat. V. vrie (skvapalňuje) a topí sa (tuhne) pri -252,6 °C a -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/cm 2 (12,8 bankomat), kritická hustota 0,0312 g/cm 3. Zo všetkých plynov má V. najvyššiu tepelnú vodivosť, ktorá sa rovná 0 ° C a 1 bankomat 0,174 Ut/(m· Komu), t.j. 4,16 0 -4 cal/(s· cm· °C). Merná tepelná kapacita B. pri 0 °C a 1 bankomatC str 14 208 10 3 j/(kg· Komu), t.j. 3,394 cal/(G· °C). V. mierne rozpustný vo vode (0,0182 ml/g pri 20°C a 1 bankomat), ale dobré - 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). Tekutá voda je veľmi ľahká (hustota pri -253 ° C 0,0708 g/cm 3) a kvapalina (viskozita pri -253 °C 13.8 spaise).
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. Avšak v hydridoch kovov je B. ión negatívne nabitý (oxidačný stav -1), t.j. na + h - hydrid je vytvorený ako na + cl - chlorid. Tieto a niektoré ďalšie skutočnosti (blízkosť fyzikálnych vlastností V. a halogénov, schopnosť halogénov nahradiť V. v organických zlúčeninách) dávajú dôvod priradiť V. aj skupine vii periodického systému. Za normálnych podmienok je molekulárny V. relatívne neaktívny, kombinuje sa priamo len s najaktívnejšími nekovmi (s fluórom a na svetle s chlórom). Pri zahrievaní však reaguje s mnohými prvkami. Atómová V. má zvýšenú chemickú aktivitu v porovnaní s molekulárnou V.. S kyslíkom tvorí V. vodu: h 2 + 1/2 o 2 \u003d h 2 o s uvoľňovaním 285,937 10 3 j/mol, t.j. 68,3174 kcal/mol teplo (pri 25°С a 1 bankomat). Pri bežných teplotách reakcia prebieha extrémne pomaly, nad 550 ° C - s výbuchom. Výbušné limity 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 objemu O 2 sa nazýva výbušný plyn). V. sa používa na redukciu mnohých kovov, pretože odoberá kyslík z ich oxidov:
cuo + H 2 \u003d cu + h 2 o,
fe 3 o 4 + 4h 2 = 3fe + 4h 2 o atď.
V. tvorí s halogénmi halogenovodík, napr.
h2 + cl2 = 2hcl.
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: 3h 2 + n 2 = 2nh 3 len na katalyzátore a pri zvýšených teplotách a tlakoch. Pri zahrievaní V. prudko reaguje so sírou: h 2 + s = h 2 s (sírovodík), oveľa ťažšie so selénom a telúrom. V. môže reagovať s čistým uhlíkom bez katalyzátora len pri vysokých teplotách: 2h 2 + C (amorfný) = ch 4 (metán). V. priamo reaguje s niektorými kovmi (alkálie, alkalické zeminy a pod.), pričom vznikajú hydridy: h 2 + 2li = 2lih. Veľký praktický význam majú reakcie uhľovodíkov s oxidom uhoľnatým, pri ktorých v závislosti od teploty, tlaku, katalyzátora vznikajú rôzne organické zlúčeniny, napríklad hcho, ch 3 oh a iné.Nenasýtené uhľovodíky reagujú s uhľovodíkmi, napr. premena na nasýtené, napríklad:
cnh2n + h2 = cnh2n +2.
Úloha V. a jej zlúčenín v chémii je mimoriadne veľká. B. určuje kyslé vlastnosti takzvaných protických kyselín. V. má tendenciu vytvárať s niektorými prvkami tzv vodíková väzba, ktorý má rozhodujúci vplyv na vlastnosti mnohých organických a anorganických zlúčenín.
Potvrdenie . Hlavné druhy surovín pre priemyselnú výrobu V. - prírodné horľavé plyny, koksárenský plyn(cm. chémia koksu) a rafinérske plyny, ako aj produkty splyňovania tuhých a kvapalných palív (hlavne uhlia). V. sa získava aj z voda elektrolýza (v miestach s lacnou elektrinou). Najdôležitejšími metódami výroby vody zo zemného plynu sú katalytická interakcia uhľovodíkov, najmä metánu, s vodnou parou (konverzia): ch 4 + h 2 o \u003d co + 3 h 2 a neúplná oxidácia uhľovodíkov kyslíkom: ch 4 + 1/2 o2 = ko + 2h2. Výsledný oxid uhoľnatý tiež podlieha konverzii: co + h 2 o = co 2 + h 2. V., vyrábaný zo zemného plynu, je najlacnejší. Veľmi častý spôsob výroby V. z vody a parovo-vzduchových plynov získaných splyňovaním uhlia. Proces je založený na premene oxidu uhoľnatého. Vodný plyn obsahuje až 50 % h 2 a 40 % ko; v plyne para-vzduch je okrem h 2 a ko významné množstvo n 2, ktoré sa spolu so vzniknutým V. využíva na syntézu nh 3. V. sa izoluje z koksárenského plynu a plynov z rafinácie ropy odstránením zvyšných zložiek plynnej zmesi, ktoré sa pri hlbokom chladení ľahšie skvapalňujú ako V.. Elektrolýza vody sa vykonáva jednosmerným prúdom, ktorý prechádza cez roztok koh alebo naoh (kyseliny sa nepoužívajú, aby sa zabránilo korózii oceľových zariadení). V laboratóriách sa V. získava elektrolýzou vody, ako aj reakciou medzi zinkom a kyselinou chlorovodíkovou. Častejšie však používajú hotové továrenské V. vo valcoch.
Aplikácia . V. sa začali v priemyselnom meradle získavať koncom 18. storočia. na plnenie balónov. V súčasnosti je V. široko používaný v chemickom priemysle, hlavne na výrobu amoniak. Hlavným konzumentom alkoholu je tiež výroba metylalkoholu a iných alkoholov, syntetického benzínu (syntetínu) a iných produktov syntetizovaných z vodíka a oxidu uhoľnatého. V. sa používa na hydrogenáciu tuhých a ťažkých kvapalných palív, tukov a pod., na syntézu hcl, na hydrorafináciu ropných produktov, pri zváraní a rezaní kovov kyslíkovo-vodíkovým plameňom (teploty do 2800°C ) a v atómové vodíkové zváranie(až do 4000 °С). Izotopy deutéria a trícia našli veľmi dôležité aplikácie v jadrovej energetike.
Lit.: Nekrasov B.V., Kurz všeobecnej chémie, 14. vydanie, M., 1962; Remi G., Kurz anorganickej chémie, prekl. z nemčiny, zväzok 1, M., 1963; Egorov A.P., Shereshevsky D.I., Shmanenkov I.V., Všeobecná chemická technológia anorganických látok, 4. vydanie, M., 1964; Všeobecná chemická technológia. Ed. S. I. Volfkovich, zväzok 1, M., 1952; Lebedev V.V., Vodík, jeho výroba a využitie, M., 1958; Nalbandyan A. B., Voevodsky V. V., Mechanizmus oxidácie a spaľovania vodíka, M. - L., 1949; Stručná chemická encyklopédia, v. 1, M., 1961, s. 619-24.
Voda z ohňa! Zdá sa to neuveriteľné, ale je to fakt. A túto skutočnosť prvýkrát zistil (1781-1782) anglický vedec Henry Cavendish. V uzavretej nádobe spálil bezfarebný plyn bez chuti a zápachu, ktorý sa v tých časoch nazýval „horľavý vzduch“ a zistil, že produktom horenia je voda. Cavendish najprv výsledku neveril, ale po vykonaní série presných pokusov o spaľovaní „horľavého vzduchu“ bol presvedčený, že produktom horenia je iba voda, „ktorá nemá ani chuť, ani vôňu, a keď odparil do sucha, nezanechal najmenšiu viditeľnú usadeninu“ .
Treba poznamenať, že ešte pred Cavendishom pozoroval vynikajúci anglický prírodovedec D. Priestley výskyt vlhkosti pri spaľovaní a výbuchu zmesi "horľavého vzduchu", ale ... tomu nevenoval náležitú pozornosť.
Napriek tomu, že „horľavý vzduch“ poznal už stredoveký nemecký lekár a prírodovedec Paracelsus (XVI. storočie) a známy anglický chemik, fyzik a filozof Robert Boyle v roku 1660 dokázal nielen získať „horľavý vzduch“ z kyseliny sírovej a železa, ale aj zhromažďovať ho do nádoby, čo pred ním nevedeli, jednoduchá (elementárna) povaha tohto plynu sa utvrdila až v roku 1783.
Tento rok francúzsky vedec Antoine Laurent Lavoisier, ktorý chcel otestovať Cavendishove experimenty, vykonal presné štúdie o produkte spaľovania „horľavého vzduchu“. Potvrdili Cavendishove experimenty – iba voda bola produktom horenia „horľavého vzduchu“. Lavoisier to dokázal nielen spaľovaním „horľavého vzduchu“, ale aj rozkladom produktov jeho spaľovania. Je pravda, že dôvodom analýzy vody bolo hľadanie lacného spôsobu výroby vodíka, ktorý podnikol Lavoisier na pokyn Francúzskej akadémie vied v súvislosti so začínajúcim rozvojom letectva.
Pre schopnosť produkovať vodu sa „horľavý vzduch“ následne nazýval vodík. Vedecký názov vodíka – „hydrogenium“ pochádza z gréckych slov „hidor“ – voda a „genao“ – rodím, produkujem. Názov vodíka teda odráža jeho hlavnú vlastnosť - schopnosť vytvárať vodu pri spaľovaní.
Atómy vodíka majú najmenšiu váhu spomedzi všetkých atómov ostatných chemických prvkov, a preto je vodík na prvom mieste v periodickom systéme D. I. Mendelejeva.
Vodík je jedným z najbežnejších prvkov prírody, nachádza sa všade vo vesmíre – na Slnku, hviezdach, v hmlovinách, vo svetovom priestore. Na Zemi je väčšina vodíka vo viazanom stave vo forme rôznych zlúčenín, najmä na povrchu zeme vo forme vody. Celkové množstvo vodíka v zemskej kôre dosahuje 1% hmotnosti zemskej kôry.
V medzihviezdnom priestore sú atómy vodíka niekoľko stokrát bežnejšie ako atómy všetkých ostatných prvkov dohromady. Vodík dominuje nad ostatnými prvkami v atmosfére hviezd a je hlavnou zložkou slnečnej atmosféry.
Význam vodíka vo vesmíre je mimoriadne veľký, zohráva osobitnú úlohu ako „kozmické palivo“, ktoré dodáva energiu hviezdam vrátane Slnka.
V útrobách Slnka, kde teplota dosahuje 20 miliónov stupňov a látka je pod tlakom osem miliárd atmosfér, strácajú atómy vodíka elektróny a jadrá takýchto atómov (protóny) nadobúdajú rýchlosť, pri ktorej prebiehajú jadrové reakcie. Jadrové reakcie, ktoré prebiehajú pri veľmi vysokých teplotách, sa nazývajú termonukleárne reakcie. Termonukleárna reakcia, pri ktorej sa zo 4 jadier vodíka vytvorí jadro nového chemického prvku - hélium a je zdrojom slnečnej energie.
Vzdelávanie hélium z vodíka, ako ukázal nemecký vedec Bethe, prebieha na Slnku oveľa komplikovanejšie, ale konečný výsledok reakcie dáva rovnaký výsledok: namiesto 4 jadier vodíka sa objaví jadro hélium . Energia uvoľnená počas tejto reakcie poskytuje vyžarovanie toho obrovského množstva tepla a svetla, ktoré Slnko dáva už mnoho miliárd rokov. Na predstavu množstva energie vyžiarenej Slnkom stačí povedať, že na výrobu takejto energie by bolo potrebných 180 000 000 miliárd elektrární s kapacitou vodnej elektrárne Volga.
Vodík vo voľnom stave sa nachádza na zemi v sopečných plynoch; malé množstvo vodíka uvoľňujú rastliny. V atmosfére, dokonca aj v jej horných vrstvách, je vodík obsiahnutý v malých množstvách, nepresahujúcich 0,00005 % objemu.
Vo svojej čistej forme je vodík plyn 14,45-krát ľahší ako vzduch, bez farby, bez zápachu a chuti. Nie jedovatý. Vodík difunduje a difunduje rýchlejšie ako všetky ostatné plyny a vedie teplo lepšie ako všetky z nich (tepelná vodivosť vodíka je 7-krát väčšia ako u vzduchu).
Vodík sa prirodzene vyskytuje v troch izotopoch: obyčajný vodík, ťažký vodík a superťažký vodík. Ťažký vodík je v bežnom vodíku obsiahnutý v malých množstvách. Na každých 5000 atómov obyčajného vodíka pripadá 1 atóm ťažkého vodíka. Z gréckeho slova „deuteros“, čo znamená druhý, ťažký vodík, ako druhý izotop vodíka, sa nazýva deutérium. Analogicky s protónom sa jadro tohto atómu nazýva deuterón; často sa označuje ako deuterón.
Označujú deutérium buď latinským písmenom D, alebo si ponechajú chemické označenie vodíka a s uvedením jeho hmotnostného čísla číslom 2 napíšu H 2 .
Deutérium sa líši od bežného vodíka v štruktúre jadra. Jadro deutéria pozostáva z protónu a neutrónu, takže hmotnosť atómu deutéria je 2-krát väčšia ako hmotnosť bežného atómu vodíka. Takýto ostrý rozdiel v hmotnostiach izotopov toho istého chemického prvku je jediným prípadom medzi známymi izotopmi rôznych prvkov. Obyčajný vodík, ktorého atómy sú najjednoduchšie (pozostávajú z jedného protónu a jedného elektrónu), od slova "protos" - jednoduchý - sa niekedy nazýva protium.
Voda, v ktorej je protium nahradené deutériom, sa nazýva ťažká voda. Odlišuje sa od bežných vo svojich vlastnostiach. Ťažká voda teda nemrzne pri 0 ° C, ako obvykle, ale pri + 3,8 ° C, vrie nie pri 100 ° C, ale pri 101,4 ° C, má vyššiu hustotu (1,1056) ako zvyčajne; život je nemožný v ťažkej vode. Bežná voda vždy obsahuje prímes ťažkej. Jeho množstvo je malé a predstavuje 0,02 % z celkovej hmotnosti. Zozbieraný z celej zemegule by však mohol naplniť nádrž s veľkosťou rovnajúcou sa objemu Čierneho mora.
Ťažká voda sa používa pri výrobe atómovej energie v jadrových reaktoroch ako látka, ktorá moderuje neutróny.
Získanie ťažkej vody v čistej forme je dlhý a nákladný proces založený na elektrolýze (rozklade elektrickým prúdom) vody, pri ktorej sa najskôr rozložia molekuly „obyčajnej“ vody, pričom v zvyšku sa hromadí ťažká voda. V západnej Európe výrobu ťažkej vody v priemyselnom meradle prvýkrát realizovali Nemci počas druhej svetovej vojny na území okupovaného Nórska, ktoré disponovalo lacnou vodnou elektrárňou. Ťažká voda bola určená na vytvorenie nového typu zbrane (atómovej bomby), do ktorej velenie fašistických armád vkladalo posledné nádeje. 28. februára 1943 nórski vlastenci spolu s britskými parašutistami vyhodili do povetria ťažkovodnú dielňu. Nálety na britský letecký závod, ktoré sa začali potom, prinútili fašistické velenie prepraviť vybavenie a nahromadené zásoby vody do Nemecka. 20. februára 1945 nórski bojovníci z odbojovej armády vyhodili loď do vzduchu a zničili 16 metrov kubických spolu s vybavením. m ťažkej vody.
Známy je aj tretí „superťažký“ izotop. Trícium - tento izotop sa nazýva z latinského slova "trícium" - tretí. Dá sa získať umelo v dôsledku jadrových reakcií, napríklad „vystreľovaním“ neutrónov do atómov ľahkého kovu. lítium . Jadrá atómov trícia majú dva neutróny a jeden protón. V prírode je množstvo trícia zanedbateľné. Na miliardu miliárd atómov obyčajného vodíka pripadá jeden atóm trícia. Trícium je rádioaktívny izotop vodíka. Vyžaruje beta častice a mení sa na izotop hélium s atómovou hmotnosťou 3. Polčas rozpadu trícia je asi 12,5 roka.
Skupina talianskych fyzikov, ktorí študovali niekoľko tisíc obrázkov jadrových reakcií, objavila štvrtého „brata“ z rodiny atómov vodíka (jeho atómová hmotnosť je 4). Aká náročná bola úloha objaviť“ superťažký"vodík," hovorí jeho životnosť, ktorá sa rovná 0,00000000001 zlomkom sekundy.
Okrem bežných molekúl vodíka, pozostávajúcich z dvoch atómov, sa predpokladá možnosť získania trojatómovej molekuly – hisónia. Je možné, že hisónium je také krátkodobé ako „ superťažký"vodík.
Praktické využitie vodíka je rôznorodé. Ako najľahší plyn sa používa na plnenie plášťov balónov, meteorologických sond, stratostatov a iných leteckých dopravných prostriedkov. História letectva, počnúc 18 cu. m, ktorý vytvoril francúzsky fyzik Charles, až po obrie riadené vzducholode nemeckého konštruktéra Zeppelina, je nerozlučne spätý s vodíkom. Horľavosť vodíka s jeho ľahkou horľavosťou z náhodných a ťažko odstrániteľných príčin (výboje blesku, iskry pri elektrifikácii trením a pod.) však obmedzovala možnosti jeho využitia v letectve.
Z jasnej a bezoblačnej oblohy na tých najneočakávanejších miestach v USA počas druhej svetovej vojny padali bomby, bolo počuť výbuchy a šľahali požiare. Ale o týchto záhadných náletoch, bez poplachov a nepriateľských lietadiel vo vzduchu, mlčala aj americká tlač, bažiaci po senzácii. Len pred niekoľkými rokmi sa objavila správa, že tieto záhadné bombardovanie vykonali balóny vypustené z japonských ostrovov. Vypustených bolo viac ako tisíc týchto balónov.
V chemickom priemysle slúži vodík ako východiskový materiál na výrobu rôznych látok (amoniak, tuhé tuky a pod.). Vysoká teplota spaľovania vodíka (až 2500 °С) v kyslík používa sa so špeciálnymi horákmi na tavenie kremeňa, žiaruvzdorných kovov, rezanie oceľových plechov atď.
Myšlienka spaľovacieho motora využívajúceho vodík ako palivo je pre svoju lacnosť veľmi lákavá. Takýto motor, ktorý spotrebúva vodík a vzduch, vypúšťa vodu ako produkt spaľovania.
Na získanie vodíka ako paliva potrebujete iba ... vodu. Zásoby vody – hlavnej „suroviny“ na výrobu vodíka – sú na zemeguli doslova nevyčerpateľné a dosahujú 2 miliardy ton. Rovnako nevyčerpateľná je aj energia tečúcej védy veľkých riek, ktorá sa v elektrárňach premení na energiu elektrickej energie a môže slúžiť na získavanie vodíka z vody jej rozkladom elektrickým prúdom.
Pokroky v atómovej fyzike a chémii otvorili cestu k možnosti využitia izotopov vodíka na praktické účely. Bohužiaľ, tieto príležitosti boli primárne využívané na vojenské účely, na vytvorenie vodíkovej bomby.
Vodíková bomba využíva energiu termonukleárnej reakcie (medzi deutériom a tríciom), čo vedie k vzniku hélium a uvoľňovanie neutrónov. Aby medzi izotopmi vodíka začala reakcia, je potrebné ich zahriať na ultravysoké teploty rádovo aspoň 10 miliónov stupňov. K tejto teplote dochádza pri výbuchu atómovej bomby, ktorá hrá úlohu zápalnice vo vodíkovej bombe.
Vodíková bomba je silnejšia ako atómová bomba. Faktom je, že v atómovej bombe je množstvo atómového výbušného materiálu obmedzené a nemôže prekročiť určitú takzvanú kritickú hmotnosť; vo vodíkovej bombe množstvo výbušniny (zmes izotopov vodíka) nie je obmedzené.
11 p = 1 + 0 n = 0
H=---------------------
Oxidačné stavy: + 1; 0; - jeden.
II. Fyzikálne vlastnosti:
Vodík objavil v roku 1776 anglický chemik Cavendish.
Je to plyn, ľahší ako vzduch, dvojatómová molekula, bez farby, bez zápachu. Mierne rozpustný vo vode. Pri - 252,8 ° C prechádza do kvapalného stavu. Kvapalný vodík je bezfarebný.
Existujú tri izotopy vodíka:
1. Protium Ar = I;
2. deutérium Ar = 2;
3. Trícium Ar = 3.
III. Rozšírenie v prírode:
V zemskej kôre - 0,150% hmotnosti, berúc do úvahy hydrosféru - 1%, v atómových percentách 15,6%. Z hľadiska množstva je vodík na treťom mieste po kyslíku a kremíku.
IV. Potvrdenie:
A) V laboratóriu:
1. Zn + 2HCl ® ZnCl 2 + H 2 v prístroji
Fe + H 2 SO 4 ® Fe SO 4 + H 2 Kippa
2. Elektrolýza vody:
2H20 + NaOH el. prúd O2 + 2H2 + NaOH
(katóda) (anóda) (roztok)
3. 2Na +2 H20®2 NaOH + H2
Ca +2 H20® Ca (OH)2 + H2
b) V priemysle:
Elektrolýza vodných roztokov KCl, NaCl ako pracovný produkt.
1. 2 KCl + 2 H20 el. prúd H2 + Cl2 + 2KOH
(katóda) (anóda) (roztok)
2. Konverzná metóda (konverzná konverzia), touto metódou sa získa 50 % vodíka. Najprv získajte vodný plyn a potom vodík
A) C + H20 t 000 °C CO + H2;
para voda plyn
t°, k= Fe203
B) CO + H2 + H20 400 - 450 °C CO2 + 2 H2
vodný plyn para
3. Premena metánu pomocou pary:
CH4 + 2H20C02 + 4H 2
4. Rozklad metánu:
CH 4 t \u003d 350 °C, K \u003d Fe, Na C + 2H 2
5. Hlboké chladenie koksárenského plynu (-196°C): Všetky plyny kondenzujú pri tejto teplote, okrem H2.
V. Chemické vlastnosti:
1. Vodík môže vytvárať plynné zlúčeniny zloženia RH 4, RH 3, RH 2,
Pri vysokých teplotách sa vodík spája s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín a vytvára hydridy kovov (LiH, NaH, KH, CaH 2.)
Ca + H2t CaH2;
Hydridy kovov sú biele kryštalické látky.
Hydridy kovov sa rozkladajú vodou za vzniku alkálií a vodíka:
Ca H2 + 2 H20 ® Ca (OH) 2 + 2H 2
2. Interakcia s kyslíkom:
2H2+02t 2H20
3. Vodík obnovuje kovy z ich oxidov:
CuO + H 2 t H 2 O + Cu¯
VI. Najdôležitejšie spojenia:
Najdôležitejšou zlúčeninou vodíka je VODA (H2O) .
Voda je priehľadná, bez zápachu, bez chuti, hustota je 1g/cm 3 (pri t-4 o C), môže byť v troch stavoch agregácie:
1. Tuhá, kvapalná voda sa stáva tuhou pri t = 0 o C
2. Kvapalina
3. Plynné skupenstvo (para)
Voda je zlý vodič tepla a elektriny a je dobrým rozpúšťadlom. Molekula vody má hranatý tvar, atómy vodíka zvierajú s kyslíkom uhol = 104,5 o. Voda je dipól.
V kvapalnej vode sú spolu s bežnými molekulami spojené molekuly prepojené vodíkovými väzbami: (H 2 O) × n
Voda je hygroskopická. Je to voda obsiahnutá v póroch a zmáčajúca mnohé látky z povrchu.
Látky so zvýšenou schopnosťou priťahovať vodu (vlhkosť) sa nazývajú hygroskopické.
Minerálka- voda obsahujúca v I l viac ako 1 g rozpustených minerálnych látok.
Metódy čistenia vody:
1. Filtrácia - uvoľnenie vody z mechanických nečistôt pri prechode cez jemne pórovitý materiál. Ako filter používajú: vatu, filtračný papier, tkaniny, aktívne uhlie, zmes piesku a štrku.
2. Destilácia (destilácia). Tento typ čistenia vody sa vykonáva v liehovaroch. V nich sa voda mení na paru, potom kondenzuje v chladničke a čistá voda sa zbiera v prijímači. Nečistoty zostávajú v destilačnej banke.
Chlórovanie je dezinfekcia vody.
Tvrdosť vody:
Všeobecná tvrdosť vody je spôsobená prítomnosťou katiónov Mg 2+ a Ca 2+, aniónov HCO 3 - a SO 4 2-.
V tvrdej vode mydlo nepení, zelenina zle vrie, kvalita tkanín sa zhoršuje, v kotloch je veľa vodného kameňa ...
Stáva sa tuhosť:
1. Dočasná (hydrokarbonátová) - tento typ tvrdosti sa zvyčajne eliminuje varom. Táto tuhosť je spôsobená prítomnosťou katiónov Mg2+, Ca2+ a aniónu HCO3 -
Ca(HCO3)2t CaC03¯ + CO2 + H20
Mg (HCO 3) 2 t Mg CO 3 ¯ + CO 2 + H 2 O
Dá sa odstrániť aj chemicky:
Ca (HCO 3) 2 + Ca (OH) 2 ® 2 Ca CO 3 ¯ + 2 H 2 O
vápno
2. Konštantná tuhosť – tuhosť v dôsledku
prítomnosť iónov Mg 2+, Ca 2+ a SO 4 2- a nedá sa odstrániť varom.
Môže sa eliminovať chemicky:
CaS04 + Na2C03® CaC03¯ + Na2S04
Tvrdosť vody môžete eliminovať aj pomocou katexov a aniónov. Katiónomeniče a aniónomeniče sa nazývajú odlišne iónomeniče. Katiónomeniče sú iónomeniče (iónomeničové živice), ktoré dokážu vymeniť svoje katióny za katióny média.
Aniónomeniče sú iónomeniče, ktoré dokážu vymeniť svoje anióny za anióny média.
Ak cez vrstvy katexu prejdete vodou, potom sa katióny (najčastejšie sú to zlúčeniny obsahujúce sodné katióny) vymenia za ióny Ca 2+ a Mg 2+ obsiahnuté vo vode. Tuhosť je tak eliminovaná.
Na2R + Ca2+®2Na + + CaR
katiónový výmenník
Na2R + Mg2+®2Na+ + Mg R
Ako katióny, iónomeničové živice a hlinitokremičitany možno použiť:
1. permutit NaAlSiO 4
2NaAlSiO 4 + CaSO 4 ® Ca(AlSiO 4) 2 + Na 2 SO 4
2. iónomeničová živica: Na2 [Al2Si208H20]
Ak sú katexy obsahujúce katióny Ca 2+, Mg 2+ (MgR, Ca R) udržiavané v roztoku NaCl, potom katióny Na + nahradia katióny Ca 2+ a Mg 2+ a regenerovaný katex je možné opäť použiť na zmäkčovanie vody.
CaR + 2Na + ® Na2R + Ca2+
MgR + 2Na + ® Na2R + Mg2+
Podľa hodnoty tvrdosti sa prírodná voda rozlišuje:
1. veľmi mäkký
3. stredná tvrdosť
4. ťažko
5. veľmi tvrdý
Chemické vlastnosti vody:
Voda interaguje:
1. s kovmi
Ca + 2H20® Ca (OH)2 + H2
2Li + 2H20® 2LiOH + H2
2. s nekovmi:
H20 + CI2® HCIO + HCl
3. s oxidmi:
a) so zásaditými oxidmi:
Na20 + H20®2NaOH
b) s oxidmi kyselín:
1. CO 2 + H 2 O Û H 2 CO 3
2. SO 2 + H 2 O Û H 2 SO 3
3. S03 + H20® H2S04
4. so základňami:
NaOH + H20® NaOH H20 + Q
5. s kyselinami:
H2S04 + 2H20® H2S04 2H20+ Q
6. so soľami, ktoré tvoria kryštalické hydráty:
a) 10 H 2 O + Na 2 CO 3 ® Na 2 CO 3 10 H 2 O
b) 5 H20 + CuSO4® CuSO45H20
Voda kryštalizácie - voda, ktorá je súčasťou kryštálov.
Kryštalické hydráty sú látky obsahujúce kryštalickú vodu.
7. hydrolýza solí:
Na2C03 + H20 « NaOH + NaHC03
Ťažká voda- ide o vodu obsahujúcu vo svojom zložení izotopy: deutérium a trícium.
S ťažkou vodou prebiehajú reakcie pomalšie, používa sa ako moderátor neutrónov pri jadrových reakciách.
VII. Použitie vodíka a jeho zlúčenín:
1. Na plnenie balónov a vzducholodí zmiešaných s héliom.
2. Kovy sa režú a zvárajú vodíkovo-kyslíkovým plameňom.
3. Používa sa na získanie vzácnych kovov ako redukčného činidla.
Mo03 + 3H2tMo + 3H20
4. Používa sa na výrobu amoniaku, z ktorého sa zase získava HNO 3 a dusíkaté hnojivá.
5. V organickej syntéze sa vodík využíva pri hydrogenačných reakciách. Hydrogenácia je pridávanie vodíka.
6. Deutérium a trícium sa používajú v jadrovej energetike ako termonukleárne palivo.
7. Vodík sa používa na syntézu kyseliny chlorovodíkovej:
H2 + CI2® 2HCI
8. Ako rozpúšťadlo sa používa voda
Bez H 2 O nie je život možný. V živých organizmoch voda » 63 % hm. Medúzy a riasy obsahujú až 90% vody. Bez vody sa človek nezaobíde dlhšie ako 3-4 dni.
3. Prečo je vodík na rozdiel od všetkých ostatných prvkov zaznamenaný v periodickej tabuľke D.I. Mendelejev dvakrát? Dokážte oprávnenosť duálneho postavenia vodíka v Periodickej sústave porovnaním štruktúry a vlastností jeho atómu, jednoduchej látky a zlúčenín s príslušnými formami existencie iných prvkov – alkalických kovov a halogénov.
Do prvej skupiny možno zapísať vodík, pretože. jeho atóm má 1 elektrón na vonkajšom obale, ako alkalické kovy, ale tiež mu chýba jeden elektrón do dokončenia vonkajšej elektrónovej vrstvy, ako halogény, takže ho možno zapísať do siedmej skupiny. Vodík za normálnych podmienok tvorí podobne ako halogény dvojatómovú molekulu jednoduchej látky s jednoduchou väzbou – plynu, ako je fluór alebo chlór. Vodík, podobne ako halogény, sa spája s kovmi za vzniku neprchavých hydridov. Avšak, podobne ako alkalické kovy, vodík môže vykazovať iba valenciu rovnajúcu sa I a halogény spravidla tvoria veľa zlúčenín, ktoré vykazujú rôzne valencie.
Všeobecná charakteristika vodíka ako prvku
Chemický znak - H
Relatívna atómová hmotnosť - 1,008
V zlúčeninách je vodík jednomocný, oxidačný stav v zlúčeninách s nekovmi je +1, v zlúčeninách s kovmi je -1.
Vodík ako látka
Chemický vzorec - H 2
Relatívna molekulová hmotnosť - 2,016
Spôsoby výroby vodíka:
In vitro Vodík sa vyrába niekoľkými spôsobmi:
Pôsobenie kyselín (sírovej, chlorovodíkovej) na niektoré kovy, najmä na zinok a železo;
Pôsobenie alkalického roztoku na kovový hliník;
· Vytesnenie aktívnymi kovmi (Na, Ca atď.) z vody.
V priemysle Hlavnou surovinou na výrobu vodíka sú prírodné a rafinérske plyny. V ZSSR sa vodík získaval v malom meradle metódou neúplnej oxidácie metánu pri teplote 850 - 900 ° C v prítomnosti katalyzátora - niklu naneseného na oxide hlinitom:
2CH4 + O2 → 2CO + 4H2 + 71,4 kJ
Vodík možno od oxidu uhoľnatého (II) oddeliť jeho oxidáciou vodnou parou pri teplote 200 - 250 °C a v prítomnosti katalyzátora:
CO + H 2 O ↔ H 2 + CO 2 + 42 kJ
V miestach s lacnou elektrickou energiou sa elektrolýzou vody získava vodík, do ktorého sa pridáva nejaký elektrolyt, zvyčajne zásada alebo kyselina, aby sa zvýšila jeho elektrická vodivosť.
Fyzikálne vlastnosti vodíka:
- Nekovové
- Bezfarebný, ľahký (14,5-krát ľahší ako vzduch), ťažko skvapalnený plyn
- Veľmi málo rozpustný vo vode, lepšie v organických rozpúšťadlách
- Najvyššia rýchlosť difúzie medzi plynnými látkami - molekuly vodíka sa šíria rýchlejšie ako ktorékoľvek iné v prostredí inej látky
- Teplota topenia je -259,2°C, teplota varu -252,9°C.
Chemické vlastnosti vodíka:
Pri izbovej teplote nie je vodík príliš aktívny a reaguje iba s fluórom a na svetle - s chlórom. V zmesiach s kyslíkom a vzduchom tvorí vodík s obsahom nad 4,5 % výbušné zmesi ("výbušný plyn"). K výbuchu môže dôjsť aj z malej iskry.
1. Vodík sa spája s kyslíkom
2H2 + 02 -> 2H20
2. Vodík reaguje s oxidmi určitých kovov(pri zahrievaní)
H2 + CuO → H20 + Cu
3. Vodík sa spája s niektorými nekovmi a aktívnymi kovmi
H2 + Cl2 -> 2HCl
H2 + S → H2S
H2 + 2Na -> 2NaH
Aplikácie vodíka:
Veľké množstvo vodíka sa používa na syntézu amoniaku, ktorý sa zase používa na výrobu hnojív, kyseliny dusičnej a ako pracovná látka chladiacich strojov. Veľa vodíka sa spotrebuje na také dôležité chemické výroby, ako je výroba syntetickej kyseliny chlorovodíkovej, premena tekutých rastlinných tukov na tuhé, premena uhlia nízkej kvality na kvapalné palivo, výroba metylalkoholu z oxidu uhoľnatého (II. ), atď. V metalurgii sa používa na získavanie kovov ako molybdén a volfrám redukciou ich oxidov.
Zdroje
1. Barkov, S. A. Halogény a podskupina mangánu. Prvky skupiny VII periodického systému D. I. Mendelejeva. Sprievodca pre študentov / S. A. Barkov // M .: Vzdelávanie, 1976.
2. Kuznecovová, N. E. Chémia: 8. ročník. Učebnica pre študentov vzdelávacích inštitúcií / N. E. Kuznetsova, I. M. Titova, N. N. Gara, A. Yu. Zhegin // M.: Ventana-Graf, 2008.
3. Leenson, I. A. Sprievodca chemickými prvkami. Z čoho sa skladá vesmír? / I. A. Leenson // M.: AST, 2014. - 168 s.: ill.
4. Lidin, R. A. Chemické vlastnosti anorganických látok / R. A. Lidin, V. A. Molochko, L. L. Andreeva // M.: Chemistry, 2000.
5. Rudzitis, G. E. Chemistry. Učebnica pre 7 - 11 tried večernej (zmennej) všeobecnovzdelávacej školy. Časť 1 // G. E. Rudzitis, F. G. Feldman // M.: Osvietenie, 1985.
Načítava...