Vodík pri reakcii vykazuje oxidačné vlastnosti. Interakcia halogénov s jednoduchými látkami

Prednáška 29

Vodík. Voda

Plán prednášok:

Voda. Chemické a fyzikálne vlastnosti

Úloha vodíka a vody v prírode

Vodík ako chemický prvok

Vodík je jediným prvkom v periodickom systéme D. I. Mendelejeva, ktorého umiestnenie je nejednoznačné. Jeho chemický symbol v periodickej tabuľke je zaznamenaný dvakrát: v skupinách IA aj VIIA. Vysvetľuje to skutočnosť, že vodík má množstvo vlastností, ktoré ho spájajú s alkalickými kovmi aj halogénmi (tabuľka 14).

Tabuľka 14

Porovnanie vlastností vodíka s vlastnosťami alkalických kovov a halogénov

V prírode existuje vodík vo forme troch izotopov s hmotnostnými číslami 1, 2 a 3: protium 1 1 H, deutérium 2 1 D a trícium 3 1 T. Prvé dva sú stabilné izotopy a tretí je rádioaktívny. V prírodnej zmesi izotopov dominuje protium. Kvantitatívne pomery medzi izotopmi H:D:T sú 1:1,46 10-5 : 4,00 10-15.

Zlúčeniny izotopov vodíka sa navzájom líšia vlastnosťami. Takže napríklad body varu a mrazu ľahkej protium vody (H 2 O) sú - 100 o C a 0 o C a deutéria (D 2 O) - 101,4 o C a 3,8 o C. miera za účasti ľahkej vody je vyššia ako ťažkej vody.

Vodík je najbežnejším prvkom vo vesmíre – tvorí asi 75 % hmotnosti vesmíru alebo viac ako 90 % všetkých jeho atómov. Vodík je súčasťou vody v jej najdôležitejšom geologickom obale Zeme – hydrosfére.

Vodík tvorí spolu s uhlíkom všetky organické látky, to znamená, že je súčasťou živej škrupiny Zeme – biosféry. V zemskej kôre - litosfére - je hmotnostný obsah vodíka iba 0,88%, t.j. zaberá 9. miesto medzi všetkými prvkami. Vzduchový obal Zeme – atmosféra obsahuje menej ako milióntinu celkového objemu pripadajúceho na molekulárny vodík. Nachádza sa iba vo vyšších vrstvách atmosféry.

Získavanie a používanie vodíka

Vodík prvýkrát získal v 16. storočí stredoveký lekár a alchymista Paracelsus, keď bola železná platňa ponorená do kyseliny sírovej a v roku 1766 anglický chemik Henry Cavendish dokázal, že vodík sa získava nielen interakciou železa s kyselinou sírovou. , ale aj iných kovov s inými.kyseliny. Cavendish tiež prvýkrát opísal vlastnosti vodíka.

AT laboratórium vodíkové podmienky sa získajú:

1. Interakcia kovov s kyselinou:

Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2

2. Interakcia alkalických kovov a kovov alkalických zemín s vodou

2Na + 2H20 -> 2NaOH + H2

Ca + 2H20 -> Ca (OH)2 + H2

AT priemyslu vodík sa vyrába nasledujúcimi spôsobmi:

1. Elektrolýza vodných roztokov solí, kyselín a zásad. Najčastejšie používaným soľným roztokom je:

2NaCl + 2H20 ->el. prúd H2 + Cl2 + NaOH

2. Rekuperácia vodnej pary rozžeraveným koksom:

C + H20 -> tCO + H2

Výsledná zmes oxidu uhoľnatého a vodíka sa nazýva vodný plyn (syntetický plyn), a je široko používaný na syntézu rôznych chemických produktov (amoniak, metanol atď.). Na uvoľnenie vodíka z vodného plynu sa oxid uhoľnatý pri zahrievaní vodnou parou premieňa na oxid uhličitý:

CO + H2 -> tC02 + H2

3. Vykurovanie metánom v prítomnosti vodnej pary a kyslíka. Táto metóda je v súčasnosti hlavná:

2CH4+02 + 2H20 → t2CO2 + 6H2

Vodík sa široko používa na:

1. priemyselná syntéza amoniaku a chlorovodíka;

2. získanie metanolu a syntetického kvapalného paliva ako súčasti syntézneho plynu (2 objemy vodíka a 1 objem CO);

3. hydrorafinácia a hydrokrakovanie ropných frakcií;

4. hydrogenácia tekutých tukov;

5. rezanie a zváranie kovov;

6. získavanie volfrámu, molybdénu a rénia z ich oxidov;

7. vesmírne motory ako palivo.

8. Termonukleárne reaktory využívajú ako palivo izotopy vodíka.

Fyzikálne a chemické vlastnosti vodíka

Vodík je bezfarebný plyn bez chuti a zápachu. Hustota pri n.o. 0,09 g/l (14-krát ľahší ako vzduch). Vodík je slabo rozpustný vo vode (iba 2 objemy plynu na 100 objemov vody), ale dobre ho absorbujú d-kovy - nikel, platina, paládium (v jednom objeme paládia je rozpustených až 900 objemov vodíka).

Pri chemických reakciách vodík vykazuje redukčné aj oxidačné vlastnosti. Najčastejšie vodík pôsobí ako redukčné činidlo.

1. Interakcia s nekovmi. Vodík tvorí s nekovmi prchavé zlúčeniny vodíka (pozri prednášku 25).

S halogénmi rýchlosť reakcie a prietokové podmienky sa menia z fluóru na jód: vodík reaguje s fluórom výbuchom aj v tme, s chlórom prebieha reakcia celkom pokojne pri malom osvetlení, s brómom a jódom sú reakcie vratné a prebiehajú len pri zahriatí:

H2 + F2 -> 2HF

H2 + Cl2 -> hv2HCl

H2 + I2 → t2HI

S kyslíkom a sírový vodík reaguje s miernym zahriatím. Nazýva sa zmes kyslíka a vodíka v pomere 1:2 výbušný plyn:

H2+02 ->tH20

H2 + S → t H2S

S dusíkom, fosforom a uhlíkom reakcia prebieha za zahrievania, zvýšeného tlaku a v prítomnosti katalyzátora. Reakcie sú reverzibilné:

3H2 + N2 -> kat., p, t2NH3

2H2 + 3P -> kat., p, t3PH 3

H2 + C → kat., p, t CH 4

2. Interakcia s komplexnými látkami. Pri vysokých teplotách vodík redukuje kovy z ich oxidov:

CuO + H2 -> tCu + H20

3. O interakcia s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín vodík má oxidačné vlastnosti:

2Na + H2 -> 2NaH

Ca + H2 -> CaH2

4. Interakcia s organickými látkami. Vodík aktívne interaguje s mnohými organickými látkami, takéto reakcie sa nazývajú hydrogenačné reakcie. Podobné reakcie budú podrobnejšie zvážené v časti III zbierky "Organická chémia".

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 pracovalo veľa 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 skvapalňovania -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.

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 predstaviteľa 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 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 dosť 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. Vodík sa tiež podieľa (hafnium, germánium, gálium, kremík, molybdén, volfrám, zirkónium a iné) z oxidov, ktoré pôsobia v reakcii ako redukčné činidlo, kyseliny kyanovodíkovej a chlorovodíkovej, 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.

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

Stručné informácie o otvorení prvku

Predtým, ako zvážime fyzikálne a chemické vlastnosti vodíka, poďme zistiť, ako bol tento dôležitý prvok nájdený.

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

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

Byť v prírode

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

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

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

Fyzikálne vlastnosti

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

Vlastnosti štruktúry molekuly

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

Chemické vlastnosti

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

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

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

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

Pozrime sa podrobnejšie na niektoré chemické interakcie prvku, ktorý vedie periodický systém chemických prvkov Mendelejeva.

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

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

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

Záver

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

V periodickom systéme sa vodík nachádza v dvoch skupinách prvkov, ktoré sú svojimi vlastnosťami absolútne opačné. Táto funkcia ho robí úplne jedinečným. Vodík nie je len prvok alebo látka, ale aj zložka mnohých komplexných zlúčenín, organogénny a biogénny prvok. Preto podrobnejšie zvážime jeho vlastnosti a vlastnosti.

Uvoľňovanie horľavého plynu pri interakcii kovov a kyselín bolo pozorované už v 16. storočí, teda pri formovaní chémie ako vedy. Slávny anglický vedec Henry Cavendish študoval látku od roku 1766 a dal jej názov „horľavý vzduch“. Pri horení tento plyn produkoval vodu. Bohužiaľ, vedcovo priľnutie k teórii flogistónu (hypotetická „hyperjemná hmota“) mu bránilo dospieť k správnym záverom.

Francúzsky chemik a prírodovedec A. Lavoisier spolu s inžinierom J. Meunierom a pomocou špeciálnych plynomerov v roku 1783 vykonali syntézu vody a následne jej rozbor rozkladom vodnej pary rozžeraveným železom. Vedci tak mohli dospieť k správnym záverom. Zistili, že „horľavý vzduch“ nie je len súčasťou vody, ale dá sa z nej aj získať.

V roku 1787 Lavoisier navrhol, že skúmaný plyn je jednoduchá látka, a preto patrí medzi primárne chemické prvky. Nazval ho vodík (z gréckych slov hydor – voda + gennao – rodím), teda „rodiť vodu“.

Ruský názov "vodík" navrhol v roku 1824 chemik M. Solovyov. Stanovenie zloženia vody znamenalo koniec „flogistónovej teórie“. Na prelome 18. a 19. storočia sa zistilo, že atóm vodíka je veľmi ľahký (v porovnaní s atómami iných prvkov) a jeho hmotnosť bola braná ako hlavná jednotka na porovnávanie atómových hmotností, čím sa získala hodnota rovnajúca sa 1.

Fyzikálne vlastnosti

Vodík je najľahší zo všetkých látok, ktoré veda pozná (je 14,4-krát ľahší ako vzduch), jeho hustota je 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Tento materiál sa topí (tuhne) a vrie (skvapalňuje) pri -259,1 °C a -252,8 °C (len hélium má nižšiu teplotu varu a teplotu topenia).

Kritická teplota vodíka je extrémne nízka (-240 °C). Z tohto dôvodu je jeho skvapalňovanie pomerne komplikovaný a nákladný proces. Kritický tlak látky je 12,8 kgf / cm² a kritická hustota je 0,0312 g / cm³. Zo všetkých plynov má vodík najvyššiu tepelnú vodivosť: pri 1 atm a 0 ° C je to 0,174 W / (mxK).

Špecifická tepelná kapacita látky za rovnakých podmienok je 14,208 kJ / (kgxK) alebo 3,394 cal / (gh ° C). Tento prvok je mierne rozpustný vo vode (asi 0,0182 ml / g pri 1 atm a 20 ° C), ale dobre - vo väčšine kovov (Ni, Pt, Pa a ďalšie), najmä v paládiu (asi 850 objemov na objem Pd ) .

Posledná uvedená vlastnosť je spojená s jej schopnosťou difúzie, zatiaľ čo difúzia cez uhlíkovú zliatinu (napríklad oceľ) môže byť sprevádzaná deštrukciou zliatiny v dôsledku interakcie vodíka s uhlíkom (tento proces sa nazýva dekarbonizácia). V kvapalnom stave je látka veľmi ľahká (hustota - 0,0708 g / cm³ pri t ° \u003d -253 ° C) a tekutá (viskozita - 13,8 ° C za rovnakých podmienok).

V mnohých zlúčeninách tento prvok vykazuje valenciu +1 (oxidačný stav), podobne ako sodík a iné alkalické kovy. Zvyčajne sa považuje za analóg týchto kovov. Preto vedie skupinu I systému Mendelejev. V hydridoch kovov má vodíkový ión negatívny náboj (oxidačný stav je -1), to znamená, že Na + H- má štruktúru podobnú chloridu Na + Cl-. V súlade s týmto a niektorými ďalšími skutočnosťami (blízkosť fyzikálnych vlastností prvku "H" a halogénov, schopnosť nahradiť ho halogénmi v organických zlúčeninách) je vodík zaradený do skupiny VII Mendelejevovho systému.

Za normálnych podmienok má molekulárny vodík nízku aktivitu a priamo sa kombinuje iba s najaktívnejšími nekovmi (s fluórom a chlórom, s druhým - na svetle). Pri zahrievaní zasa interaguje s mnohými chemickými prvkami.

Atómový vodík má zvýšenú chemickú aktivitu (v porovnaní s molekulárnym vodíkom). S kyslíkom tvorí vodu podľa vzorca:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

uvoľňuje 285,937 kJ/mol tepla alebo 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm). Za normálnych teplotných podmienok reakcia prebieha pomerne pomaly a pri t ° >= 550 ° С je nekontrolovaná. Výbušné limity zmesi vodík + kyslík sú 4 – 94 % H2 a zmesi vodík + vzduch sú 4 – 74 % H2 (zmes dvoch objemov H2 a jedného objemu O2 sa nazýva výbušný plyn).

Tento prvok sa používa na redukciu väčšiny kovov, pretože berie kyslík z oxidov:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H₂О,

CuO + H2 = Cu + H2O atď.

S rôznymi halogénmi tvorí vodík halogenovodík, napríklad:

H2 + Cl2 = 2 HCl.

Pri reakcii s fluórom však vodík exploduje (to sa stáva aj v tme, pri -252 ° C), reaguje s brómom a chlórom iba pri zahrievaní alebo osvetlení as jódom iba pri zahrievaní. Pri interakcii s dusíkom sa tvorí amoniak, ale iba na katalyzátore, pri zvýšených tlakoch a teplotách:

ZN2 + N2 = 2NH3.

Pri zahrievaní vodík aktívne reaguje so sírou:

H2 + S = H2S (sírovodík),

a oveľa ťažšie - s telúrom alebo selénom. Vodík reaguje s čistým uhlíkom bez katalyzátora, ale pri vysokých teplotách:

2H2 + C (amorfný) = CH4 (metán).

Táto látka priamo reaguje s niektorými kovmi (alkálie, alkalické zeminy a iné), pričom vytvára hydridy, napr.

H₂ + 2Li = 2LiH.

Nemalý praktický význam majú interakcie vodíka a oxidu uhoľnatého (II). V tomto prípade v závislosti od tlaku, teploty a katalyzátora vznikajú rôzne organické zlúčeniny: HCHO, CH3OH atď. Nenasýtené uhľovodíky sa počas reakcie menia na nasýtené, napr.

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Vodík a jeho zlúčeniny zohrávajú v chémii výnimočnú úlohu. Určuje kyslé vlastnosti tzv. protické kyseliny majú tendenciu vytvárať vodíkové väzby s rôznymi prvkami, ktoré majú významný vplyv na vlastnosti mnohých anorganických a organických zlúčenín.

Získavanie vodíka

Hlavnými druhmi surovín na priemyselnú výrobu tohto prvku sú rafinérske plyny, prírodné horľavé a koksárenské plyny. Získava sa aj z vody elektrolýzou (na miestach s cenovo dostupnou elektrinou). Jednou z najdôležitejších metód výroby materiálu zo zemného plynu je katalytická interakcia uhľovodíkov, najmä metánu, s vodnou parou (tzv. konverzia). Napríklad:

CH4 + H20 = CO + ZH2.

Neúplná oxidácia uhľovodíkov kyslíkom:

CH4 + ½02 \u003d CO + 2H2.

Syntetizovaný oxid uhoľnatý (II) prechádza konverziou:

CO + H20 = CO2 + H2.

Vodík vyrobený zo zemného plynu je najlacnejší.

Na elektrolýzu vody sa používa jednosmerný prúd, ktorý prechádza cez roztok NaOH alebo KOH (nepoužívajú sa kyseliny, aby nedochádzalo ku korózii zariadenia). V laboratórnych podmienkach sa materiál získava elektrolýzou vody alebo ako výsledok reakcie medzi kyselinou chlorovodíkovou a zinkom. Častejšie sa však používa hotový továrenský materiál vo valcoch.

Z rafinérskych plynov a koksárenského plynu sa tento prvok izoluje odstránením všetkých ostatných zložiek plynnej zmesi, pretože sa pri hlbokom chladení ľahšie skvapalňujú.

Priemyselne sa tento materiál začal získavať koncom 18. storočia. Potom sa používal na plnenie balónov. V súčasnosti je vodík široko používaný v priemysle, hlavne v chemickom priemysle, na výrobu amoniaku.

Masovými spotrebiteľmi látky sú výrobcovia metylových a iných alkoholov, syntetického benzínu a mnohých ďalších produktov. Získavajú sa syntézou z oxidu uhoľnatého (II) a vodíka. Vodík sa používa na hydrogenáciu ťažkých a tuhých kvapalných palív, tukov a pod., na syntézu HCl, hydrorafináciu ropných produktov, ako aj na rezanie / zváranie kovov. Najdôležitejšími prvkami pre jadrovú energiu sú jej izotopy – trícium a deutérium.

Biologická úloha vodíka

Asi 10% hmotnosti živých organizmov (v priemere) pripadá na tento prvok. Je súčasťou vody a najdôležitejších skupín prírodných zlúčenín, vrátane bielkovín, nukleových kyselín, lipidov, sacharidov. Na čo slúži?

Tento materiál zohráva rozhodujúcu úlohu: pri udržiavaní priestorovej štruktúry proteínov (kvartérne), pri implementácii princípu komplementarity nukleových kyselín (t. j. pri implementácii a ukladaní genetickej informácie), vo všeobecnosti pri „rozpoznaní“ na molekulárnej úrovni. úrovni.

Vodíkový ión H+ sa zúčastňuje dôležitých dynamických reakcií/procesov v organizme. Vrátane: pri biologickej oxidácii, ktorá poskytuje živým bunkám energiu, pri biosyntetických reakciách, pri fotosyntéze v rastlinách, pri bakteriálnej fotosyntéze a fixácii dusíka, pri udržiavaní acidobázickej rovnováhy a homeostázy, pri procesoch membránového transportu. Spolu s uhlíkom a kyslíkom tvorí funkčný a štrukturálny základ javov života.

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 dvoch 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 izotop 4H. 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 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. Avšak v hydridoch kovov je B. ión 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, 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.. 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 objemov H2 a 1 objemu 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, napríklad HCHO, CH3OH a iné (pozri Oxid uhoľnatý). Nenasýtené uhľovodíky reagujú s vodíkom a stávajú sa nasýtenými, napríklad: CnH2n + H2 = CnH2n+2 (pozri Hydrogenácia).