Vodík je jednoduchá látka H2 (dihydrogen, diprotium, lehký vodík).
Stručný vodíková charakteristika:
- Nekovový.
- Bezbarvý plyn, obtížně zkapalnitelný.
- Špatně rozpustný ve vodě.
- Lépe se rozpouští v organických rozpouštědlech.
- Chemisorpce kovy: železo, nikl, platina, palladium.
- Silné redukční činidlo.
- Interaguje (při vysokých teplotách) s nekovy, kovy, oxidy kovů.
- Největší redukční schopnost má atomový vodík H0, získaný tepelným rozkladem H2.
- Izotopy vodíku:
- 1H - protium
- 2H - deuterium (D)
- 3H - tritium (T)
- Relativní molekulová hmotnost = 2,016
- Relativní hustota pevného vodíku (t=-260 °C) = 0,08667
- Relativní hustota kapalného vodíku (t=-253°C) = 0,07108
- Přetlak (č.s.) = 0,08988 g/l
- teplota tání = -259,19 °C
- bod varu = -252,87 °C
- Objemový koeficient rozpustnosti vodíku:
- (t=0 °C) = 2,15;
- (t=20 °C) = 1,82;
- (t=60 °C) = 1,60;
1. Tepelný rozklad vodíku(t=2000-3500°C):
H2↔ 2H 0
2. Interakce vodíku s nekovy:
- H2+F2 = 2HF (t=-250..+20°C)
- H 2 + Cl 2 = 2HCl (při spálení nebo vystavení světlu při pokojové teplotě):
- Cl2 = 2C10
- Cl0+H2 = HC1+H0
- H0+Cl2 = HCl+C10
- H2+Br2 = 2HBr (t=350-500 °C, platinový katalyzátor)
- H2+I2 = 2HI (t=350-500 °C, platinový katalyzátor)
- H2+02 = 2H20:
- H2+02 = 2OH 0
- OH°+H2 = H20+H0
- H0+02 = OH 0+O 0
- O°+H2 = OH°+H0
- H2+S = H2S (t=150..200 °C)
- 3H2+N2 = 2NH3 (t=500 °C, železný katalyzátor)
- 2H2+C(koks) = CH4 (t=600 °C, platinový katalyzátor)
- H2+2C(koks) = C2H2 (t=1500 až 2000 °C)
- H2+2C(koks)+N2 = 2HCN (t více než 1800 °C)
3. Interakce vodíku s komplexní látky:
- 4H2+(FeIIFe2III)04 = 3Fe+4H20 (t více než 570 °C)
- H2+Ag2SO4 = 2Ag+H2S04 (t více než 200 °C)
- 4H2+2Na2S04 = Na2S + 4H20 (t = 550-600 °C, katalyzátor Fe203)
- 3H2+2BC13 = 2B+6HCl (t = 800-1200 °C)
- H2+2EuCl3 = 2EuCl2+2HCl (t = 270 °C)
- 4H2+CO2 = CH4+2H20 (t = 200 °C, katalyzátor Cu02)
- H2+CaC2 = Ca+C2H2 (t nad 2200 °C)
- H2+BaH2 = Ba(H2)2 (t až 0 °C, roztok)
4. Účast vodíku v redoxních reakcí:
- 2H 0 (Zn, zřed. HCl) + KNO 3 = KNO 2 + H 2 O
- 8H 0 (Al, konc. KOH)+KNO3 = NH3+KOH+2H20
- 2H0 (Zn, zřed. HCl) + EuCl3 = 2EuCl2 + 2HCl
- 2H 0 (Al)+NaOH(konc.)+Ag2S = 2Ag↓+H20+NaHS
- 2H0 (Zn, zředěná H2SO4) + C2N2 = 2HCN
Sloučeniny vodíku
D 2 - dideuterium:
- Těžký vodík.
- Bezbarvý plyn, obtížně zkapalnitelný.
- Dideutherium je obsaženo v přírodním vodíku v množství 0,012-0,016 % (hmotn.).
- V plynné směsi dideuteria a protia dochází při vysokých teplotách k výměně izotopů.
- Mírně rozpustný v běžné a těžké vodě.
- S obyčejnou vodou je výměna izotopů zanedbatelná.
- Chemické vlastnosti podobný lehkému vodíku, ale dideuterium je méně reaktivní.
- Relativní molekulová hmotnost = 4,028
- Relativní hustota kapalného dideuteria (t=-253°C) = 0,17
- teplota tání = -254,5 °C
- bod varu = -249,49 °C
T2 - ditritium:
- Supertěžký vodík.
- Bezbarvý radioaktivní plyn.
- Poločas rozpadu 12,34 let.
- V přírodě vzniká ditritium v důsledku bombardování jader 14 N neutrony z kosmického záření, v přírodních vodách byly nalezeny stopy ditritia.
- Ditritium se vyrábí v jaderném reaktoru bombardováním lithia pomalými neutrony.
- Relativní molekulová hmotnost = 6,032
- teplota tání = -252,52 °C
- bod varu = -248,12 °C
HD - deuterium vodík:
- Bezbarvý plyn.
- Nerozpouští se ve vodě.
- Chemické vlastnosti podobné H2.
- Relativní molekulová hmotnost = 3,022
- Relativní hustota pevného deuteriového vodíku (t=-257°C) = 0,146
- Přetlak (č.s.) = 0,135 g/l
- teplota tání = -256,5 °C
- bod varu = -251,02 °C
Oxidy vodíku
H 2 O - voda:
- Bezbarvá kapalina.
- Podle izotopového složení kyslíku se voda skládá z H 2 16 O s nečistotami H 2 18 O a H 2 17 O
- Voda se podle izotopového složení vodíku skládá z 1 H 2 O s příměsí HDO.
- Kapalná voda podléhá protolýze (H 3 O + a OH -):
- H 3 O + (oxoniový kationt) je nejvíce silná kyselina ve vodném roztoku;
- OH - (hydroxidový iont) je nejsilnější zásadou ve vodném roztoku;
- Voda je nejslabší konjugovaný protolyt.
- S mnoha látkami tvoří voda krystalické hydráty.
- Voda je chemicky aktivní látka.
- Voda je univerzální kapalné rozpouštědlo pro anorganické sloučeniny.
- Relativní molekulová hmotnost vody = 18,02
- Relativní hustota pevné vody (led) (t=0°C) = 0,917
- Relativní hustota kapalné vody:
- (t=0 °C) = 0,999841
- (t=20 °C) = 0,998203
- (t=25 °C) = 0,997044
- (t=50 °C) = 0,97180
- (t=100 °C) = 0,95835
- hustota (n.s.) = 0,8652 g/l
- bod tání = 0 °C
- bod varu = 100°C
- Iontový produkt vody (25 °C) = 1,008-10-14
1. Tepelný rozklad vody:
2H20 ↔ 2H2+02 (nad 1000 °C)
D 2 O - oxid deuteria:
- Těžká voda.
- Bezbarvá hygroskopická kapalina.
- Viskozita je vyšší než u vody.
- Smíchá se s obyčejnou vodou v neomezeném množství.
- Izotopová výměna produkuje polotěžkou vodu HDO.
- Síla rozpouštědla je nižší než u běžné vody.
- Chemické vlastnosti oxidu deuteria jsou podobné chemickým vlastnostem vody, ale všechny reakce probíhají pomaleji.
- Těžká voda je přítomna v přírodní vodě (hmotnostní poměr k běžné vodě 1:5500).
- Oxid deuteria se získává opakovanou elektrolýzou přírodní vody, při které se těžká voda hromadí ve zbytku elektrolytu.
- Relativní molekulová hmotnost těžké vody = 20,03
- Relativní hustota kapalné těžké vody (t=11,6°C) = 1,1071
- Relativní hustota kapalné těžké vody (t=25°C) = 1,1042
- teplota tání = 3,813 °C
- bod varu = 101,43 °C
T 2 O - oxid trititý:
- Super těžká voda.
- Bezbarvá kapalina.
- Viskozita je vyšší a rozpouštěcí schopnost nižší než u běžné a těžké vody.
- Mísí se s běžnou i těžkou vodou v neomezeném množství.
- Izotopová výměna s obyčejnou a těžkou vodou vede ke vzniku HTO, DTO.
- Chemické vlastnosti supertěžké vody jsou podobné chemickým vlastnostem vody, ale všechny reakce probíhají ještě pomaleji než v těžké vodě.
- Stopy oxidu tritia se nacházejí v přírodní vodě a atmosféře.
- Supertěžká voda se získává průchodem tritia přes horký oxid měďnatý CuO.
- Relativní molekulová hmotnost supertěžké vody = 22,03
- teplota tání = 4,5 °C
Vodík je plyn, je na prvním místě v periodické tabulce. Název tohoto prvku, rozšířeného v přírodě, je přeložen z latiny jako „vytvářející vodu“. Jaké fyzikální a chemické vlastnosti vodíku tedy známe?
Vodík: obecné informace
Na normální podmínky Vodík nemá chuť, vůni ani barvu.
Rýže. 1. Vzorec vodíku.
Vzhledem k tomu, že atom má jednu elektronovou energetickou hladinu, která může obsahovat maximálně dva elektrony, pak pro stabilní stav může atom buď přijmout jeden elektron (oxidační stav -1), nebo jeden elektron odevzdat (oxidační stav +1), přičemž konstantní valence I. Proto je symbol prvku vodík umístěn nejen ve skupině IA (hlavní podskupina skupiny I) spolu s alkalických kovů, ale také ve skupině VIIA (hlavní podskupina skupiny VII) společně s halogeny. Atomům halogenu také chybí jeden elektron k vyplnění vnější úrovně a stejně jako vodík jsou nekovy. Vodík vykazuje kladný oxidační stav ve sloučeninách, kde je spojen s více elektronegativními nekovovými prvky, a záporný oxidační stav ve sloučeninách s kovy.
Rýže. 2. Umístění vodíku v periodické tabulce.
Vodík má tři izotopy, z nichž každý má svůj vlastní název: protium, deuterium, tritium. Jejich množství na Zemi je zanedbatelné.
Chemické vlastnosti vodíku
V jednoduché látce H2 je vazba mezi atomy pevná (energie vazby 436 kJ/mol), proto je aktivita molekulárního vodíku nízká. Za normálních podmínek reaguje pouze s velmi reaktivními kovy a jediný nekov, se kterým vodík reaguje, je fluor:
F2+H2=2HF (fluorovodík)
Vodík reaguje s jinými jednoduchými (kovy i nekovy) i komplexními (oxidy, blíže nespecifikované organické sloučeniny) látkami buď po ozáření a zvýšené teplotě, nebo za přítomnosti katalyzátoru.
Vodík hoří v kyslíku a uvolňuje značné množství tepla:
2H2+02=2H20
Směs vodíku a kyslíku (2 objemy vodíku a 1 objem kyslíku) při zapálení prudce exploduje, a proto se nazývá detonační plyn. Při práci s vodíkem je třeba dodržovat bezpečnostní předpisy.
Rýže. 3. Výbušný plyn.
V přítomnosti katalyzátorů může plyn reagovat s dusíkem:
3H2+N2=2NH3
– tato reakce při zvýšených teplotách a tlacích produkuje v průmyslu amoniak.
Při vysokých teplotách je vodík schopen reagovat se sírou, selenem a tellurem. a při interakci s alkalickými kovy a kovy alkalických zemin dochází k tvorbě hydridů: 4.3. Celkem obdržených hodnocení: 186.
Charakteristika s-prvků
Blok s-prvků zahrnuje 13 prvků, kterým je společné budování vnější energetické hladiny v jejich atomech s-podúrovně.
Přestože jsou vodík a helium klasifikovány jako s-prvky, vzhledem ke specifické povaze jejich vlastností je třeba je posuzovat samostatně. Vodík, sodík, draslík, hořčík, vápník jsou životně důležité prvky.
Sloučeniny s-prvků vykazují obecné vzorce ve svých vlastnostech, což se vysvětluje podobností elektronové struktury jejich atomů. Všechny vnější elektrony jsou valenčními elektrony a podílejí se na tvorbě chemických vazeb. Proto je maximální oxidační stav těchto prvků ve sloučeninách roven číslo elektronů ve vnější vrstvě a je tedy rovna počtu skupiny, ve které se prvek nachází. Oxidační stav kovů s-prvku je vždy kladný. Dalším znakem je, že po oddělení elektronů vnější vrstvy zůstává iont s obalem vzácného plynu. Při zvýšení sériové číslo prvek, atomový poloměr, ionizační energie klesá (z 5,39 eV y Li na 3,83 eV y Fr) a roste redukční aktivita prvků.
Naprostá většina sloučenin s-prvků je bezbarvá (na rozdíl od sloučenin d-prvků), jelikož je vyloučen přechod d-elektronů z nízkoenergetických hladin do vyšších energetických hladin, které způsobují zbarvení.
Sloučeniny prvků skupin IA - IIA jsou typické soli ve vodném roztoku téměř úplně disociují na ionty a nepodléhají kationtové hydrolýze (kromě solí Be 2+ a Mg 2+).
iontově kovalentní hydrid vodíku
Komplexace není typická pro ionty s-prvku. Krystalické komplexy s - prvků s ligandy H 2 O-krystalické hydráty jsou známy již od starověku, např.: Na 2 B 4 O 7 10H 2 O-borax, KAl (SO 4) 2 12H 2 O-alum. Molekuly vody v krystalických hydrátech jsou seskupeny kolem kationtu, ale někdy zcela obklopují anion. Vzhledem k malému iontovému náboji a velkému iontovému poloměru jsou alkalické kovy nejméně náchylné k tvorbě komplexů, včetně akvakomplexů. Ionty lithia, berylia a hořčíku působí jako komplexotvorná činidla v komplexních sloučeninách s nízkou stabilitou.
Vodík. Chemické vlastnosti vodíku
Vodík je nejlehčí s-prvek. Jeho elektronická konfigurace v základním stavu je 1S 1. Atom vodíku se skládá z jednoho protonu a jednoho elektronu. Zvláštností vodíku je, že jeho valenční elektron se nachází přímo ve sféře působení atomové jádro. Vodík nemá mezilehlou elektronovou vrstvu, takže vodík nelze považovat za elektronický analog alkalických kovů.
Stejně jako alkalické kovy je vodík redukčním činidlem a vykazuje oxidační stav +1. Spektra vodíku jsou podobná spektru alkalických kovů. To, co dělá vodík podobným alkalickým kovům, je jeho schopnost produkovat v roztocích hydratovaný, kladně nabitý iont H +.
Stejně jako halogenu chybí atom vodíku jeden elektron. To určuje existenci H-hydridového iontu.
Kromě toho, stejně jako atomy halogenu, jsou charakterizovány atomy vodíku vysoká cena ionizační energie (1312 kJ/mol). Vodík tedy zaujímá zvláštní postavení v periodické tabulce prvků.
Vodík je nejrozšířenějším prvkem ve vesmíru a představuje až polovinu hmotnosti Slunce a většiny hvězd.
Na slunci a dalších planetách je vodík v atomárním stavu, v mezihvězdném prostředí ve formě částečně ionizovaných dvouatomových molekul.
Vodík má tři izotopy; protium 1 H, deuterium 2 D a tritium 3 T a tritium je radioaktivní izotop.
Molekuly vodíku se vyznačují vysokou pevností a nízkou polarizací, malou velikostí a nízkou hmotností a mají vysokou pohyblivost. Vodík má proto velmi nízké teploty tání (-259,2 o C) a teploty varu (-252,8 o C). Díky vysoké disociační energii (436 kJ/mol) dochází k rozpadu molekul na atomy při teplotách nad 2000 o C. Vodík je bezbarvý plyn, bez zápachu a chuti. Má nízkou hustotu - 8,99 10 -5 g/cm Při velmi vysoké tlaky vodík přechází do kovového stavu. Předpokládá se, že na vzdálených planetách Sluneční Soustava- Na Jupiteru a Saturnu je vodík v kovovém stavu. Existuje předpoklad, že složení zemského jádra zahrnuje také kovový vodík, kde se nachází při ultra vysokém tlaku vytvářeném zemským pláštěm.
Chemické vlastnosti. Při pokojové teplotě reaguje molekulární vodík pouze s fluorem, při ozařování světlem - s chlorem a bromem a při zahřívání s O 2, S, Se, N 2, C, I 2.
Reakce vodíku s kyslíkem a halogeny probíhají radikálovým mechanismem.
Interakce s chlórem je příkladem nerozvětvené reakce při ozáření světlem (fotochemická aktivace) nebo při zahřátí (tepelná aktivace).
Сl+ H2 = HCl + H (rozvoj řetězce)
H+ Cl2 = HCl + Cl
Exploze detonačního plynu - směsi vodíku a kyslíku - je příkladem procesu s rozvětveným řetězcem, kdy iniciace řetězce nezahrnuje jednu, ale několik fází:
H2+02 = 2OH
H+02 = OH+O
O+ H2 = OH+ H
OH + H2 = H20 + H
Procesu výbuchu se lze vyhnout, pokud pracujete s čistým vodíkem.
Protože vodík je charakterizován kladným (+1) a záporným (-1) oxidačním stavem, může vodík vykazovat jak redukční, tak oxidační vlastnosti.
Redukční vlastnosti vodíku se projevují při interakci s nekovy:
H2 (g) + Cl2 (g) = 2 HCl (g),
2H2 (g) + 02 (g) = 2H20 (g),
Tyto reakce pokračují s uvolněním velké množství teplo, což ukazuje na vysokou energii (pevnost) vazeb H-Cl, H-O. Proto se projevuje vodík obnovující vlastnosti ve vztahu k mnoha oxidům, halogenidům, například:
To je základem pro použití vodíku jako redukčního činidla jednoduché látky z halogenidových oxidů.
Ještě silnějším redukčním činidlem je atomární vodík. Vzniká molekulárním elektronovým výbojem za podmínek nízkého tlaku.
Vodík má vysokou redukční aktivitu v okamžiku uvolnění při interakci kovu s kyselinou. Tento vodík redukuje CrCl3 na CrCl2:
2CrCl3 + 2HCl + 2Zn = 2CrCl2 + 2ZnCl2 + H2 ^
Důležitá je interakce vodíku s oxidem dusíku (II):
2NO + 2H2 = N2 + H20
Používá se v čistících systémech pro výrobu kyseliny dusičné.
Jako oxidační činidlo vodík interaguje s aktivními kovy:
V tomto případě se vodík chová jako halogen, tvoří se podobně jako halogenidy hydridy.
Hydridy s-prvků I. skupiny mají iontovou strukturu typu NaCl. Chemicky se iontové hydridy chovají jako bazické sloučeniny.
Mezi kovalentní hydridy patří hydridy nekovových prvků, které jsou méně elektronegativní než samotný vodík, například hydridy o složení SiH 4, BH 3, CH 4. Chemickou povahou jsou nekovové hydridy kyselé sloučeniny.
Charakteristickým znakem hydrolýzy hydridů je uvolňování vodíku, reakce probíhá redoxním mechanismem.
Bazický hydrid
Hydrid kyseliny
V důsledku uvolňování vodíku probíhá hydrolýza zcela a nevratně (?H<0, ?S>0). V tomto případě bazické hydridy tvoří alkálie a kyselé hydridy tvoří kyselinu.
Standardní potenciál systému je B. Proto je iont H silným redukčním činidlem.
V laboratoři se vodík vyrábí reakcí zinku s 20% kyselinou sírovou v Kippově aparatuře.
Technický zinek často obsahuje drobné příměsi arsenu a antimonu, které jsou vodíkem redukovány v okamžiku uvolnění na jedovaté plyny: arsin SbH 3 a stabin SbH Tento vodík vás může otrávit. U chemicky čistého zinku probíhá reakce vlivem přepětí pomalu a nelze získat dobrý proud vodíku. Rychlost této reakce se zvýší přidáním krystalů síranu měďnatého, reakce se urychlí vytvořením galvanického páru Cu-Zn.
Více čistého vodíku vzniká působením alkálie na křemík nebo hliník při zahřátí:
V průmyslu se čistý vodík vyrábí elektrolýzou vody obsahující elektrolyty (Na 2 SO 4, Ba (OH) 2).
Velké množství vodíku vzniká jako vedlejší produkt při elektrolýze vodného roztoku chloridu sodného s diafragmou oddělující katodový a anodový prostor,
Největší množství vodíku se získává zplyňováním pevného paliva (antracitu) přehřátou vodní párou:
Buď konverzí zemní plyn(metan) s přehřátou vodní párou:
Výsledná směs (syntézní plyn) se používá při výrobě mnoha organických sloučenin. Výtěžek vodíku může být zvýšen průchodem syntézního plynu přes katalyzátor, který přemění CO na CO 2 .
Aplikace. Při syntéze amoniaku se spotřebuje velké množství vodíku. K získání chlorovodíku a kyseliny chlorovodíkové, pro hydrogenaci rostlinných tuků, pro získávání kovů (Mo, W, Fe) z oxidů. Vodíkovo-kyslíkový plamen se používá pro svařování, řezání a tavení kovů.
Jako raketové palivo se používá kapalný vodík. Vodíkové palivo je přátelský k životnímu prostředí a energeticky náročnější než benzín, takže v budoucnu může nahradit ropné produkty. Na světě už jezdí několik stovek aut na vodík. Problémy vodíkové energie souvisí se skladováním a přepravou vodíku. Vodík je skladován v podzemních tankerech v kapalném stavu pod tlakem 100 atm. Přeprava velkého množství kapalného vodíku představuje vážná rizika.
Nejběžnějším prvkem ve vesmíru je vodík. V hmotě hvězd má podobu jader – protonů – a je materiálem pro termonukleární procesy. Téměř polovinu hmotnosti Slunce tvoří také molekuly H 2 . Jeho obsah v zemské kůře dosahuje 0,15 % a atomy jsou přítomny v ropě, zemním plynu a vodě. Spolu s kyslíkem, dusíkem a uhlíkem jde o organogenní prvek, který je součástí všech živých organismů na Zemi. V našem článku budeme studovat fyzikální a chemické vlastnosti vodíku, určíme hlavní oblasti jeho použití v průmyslu a jeho význam v přírodě.
Pozice v Mendělejevově periodické tabulce chemických prvků
První prvek, který se otevře periodická tabulka- to je vodík. Jeho atomová hmotnost je 1,0079. Má dva stabilní izotopy (protium a deuterium) a jeden radioaktivní izotop (tritium). Fyzikální vlastnosti určeno místem nekovu v tabulce chemické prvky. Za normálních podmínek je vodík (jeho vzorec je H2) plyn, který je téměř 15krát lehčí než vzduch. Struktura atomu prvku je jedinečná: skládá se pouze z jádra a jednoho elektronu. Molekula látky je dvouatomová, částice v ní jsou spojeny pomocí kovalentní nepolární vazba. Jeho energetická náročnost je poměrně vysoká – 431 kJ. To vysvětluje nízkou chemickou aktivitu sloučeniny za normálních podmínek. Elektronový vzorec vodíku je: H:H.
Látka má také řadu vlastností, které nemají mezi ostatními nekovy obdoby. Podívejme se na některé z nich.
Rozpustnost a tepelná vodivost
Nejlépe vedou teplo kovy, ale tepelnou vodivostí se jim blíží vodík. Vysvětlení jevu spočívá ve velmi vysoké rychlosti tepelného pohybu lehkých molekul látky, proto se ve vodíkové atmosféře zahřátý předmět ochlazuje 6krát rychleji než ve vzduchu. Sloučenina může být vysoce rozpustná v kovech, například téměř 900 objemů vodíku může být absorbováno jedním objemem palladia; Kovy se mohou kombinovat s H2 do chemické reakce, ve kterém se projevují oxidační vlastnosti vodíku. V tomto případě se tvoří hydridy:
2Na + H2 = 2 NaH.
Při této reakci přijímají atomy prvku elektrony z kovových částic a stávají se anionty s jediným záporným nábojem. Jednoduchá látka H2 je v tomto případě oxidační činidlo, které pro ni většinou není typické.
Vodík jako redukční činidlo
Kovy a vodík spojuje nejen vysoká tepelná vodivost, ale také schopnost jejich atomů v chemických procesech odevzdávat vlastní elektrony, tedy oxidovat. Například bazické oxidy reagují s vodíkem. Redoxní reakce končí uvolněním čistého kovu a tvorbou molekul vody:
CuO + H2 = Cu + H20.
Interakce látky s kyslíkem při zahřívání také vede ke vzniku molekul vody. Proces je exotermický a je doprovázen uvolněním velkého množství tepelné energie. Pokud plynná směs H 2 a O 2 reaguje v poměru 2:1, pak se nazývá, protože při zapálení exploduje:
2H2+02 = 2H20.
Voda je a hraje zásadní roli při formování zemské hydrosféry, klimatu a počasí. Zajišťuje oběh prvků v přírodě, podporuje všechny životní procesy organismů, které obývají naši planetu.
Interakce s nekovy
Nejdůležitější chemické vlastnosti vodíku jsou jeho reakce s nekovovými prvky. Na normální podmínky jsou poměrně chemicky inertní, takže látka může reagovat pouze s halogeny, například s fluorem nebo chlorem, které jsou ze všech nekovů nejaktivnější. Směs fluoru a vodíku tedy exploduje ve tmě nebo v chladu a s chlórem - při zahřátí nebo na světle. Produkty reakce budou halogenovodíky, jejichž vodné roztoky jsou známé jako fluoridové a chloridové kyseliny. C interaguje při teplotě 450-500 stupňů, tlaku 30-100 mPa a v přítomnosti katalyzátoru:
N2 + 3H2 ⇔ p, t, kat ⇔ 2NH3.
Uvažované chemické vlastnosti vodíku mají velká důležitost pro průmysl. Můžete například získat cenný chemický produkt - amoniak. Je hlavní surovinou pro výrobu dusičnanových kyselých a dusíkatých hnojiv: močovina, dusičnan amonný.
Organická hmota
Mezi uhlíkem a vodíkem dochází k produkci nejjednoduššího uhlovodíku - metanu:
C + 2H2 = CH4.
Látka je nejdůležitější složkou přírodní a používají se jako cenný druh paliva a suroviny pro průmysl organické syntézy.
V chemii sloučenin uhlíku je prvek zahrnut v obrovské množství látky: alkany, alkeny, uhlohydráty, alkoholy atd. Je známo mnoho reakcí organických sloučenin s molekulami H 2 . Mají společný název - hydrogenace nebo hydrogenace. Aldehydy tak mohou být redukovány vodíkem na alkoholy, nenasycené uhlovodíky- k alkanům. Například ethylen se přemění na ethan:
C2H4 + H2 = C2H6.
Významný praktický význam mají chemické vlastnosti vodíku, jako je například hydrogenace kapalných olejů: slunečnicový, kukuřičný, řepkový. Vede k výrobě pevného tuku - sádla, které se používá při výrobě glycerinu, mýdla, stearinu, tvrdého margarínu. Pro zlepšení vzhled a chuť potravinářského produktu, mléka, živočišných tuků, cukru a vitamínů se k němu přidává.
V našem článku jsme studovali vlastnosti vodíku a zjistili jeho roli v přírodě a lidském životě.
Průmyslové způsoby výroby jednoduchých látek závisí na formě, ve které se příslušný prvek v přírodě nachází, tedy co může být surovinou pro jeho výrobu. Kyslík, který je dostupný ve volném stavu, se tedy získává fyzikálně – separací z kapalného vzduchu. Téměř veškerý vodík je ve formě sloučenin, proto se k jeho získávání používají chemické metody. Zejména lze použít rozkladné reakce. Jedním ze způsobů výroby vodíku je rozklad vody elektrickým proudem.
Hlavní průmyslovou metodou výroby vodíku je reakce metanu, který je součástí zemního plynu, s vodou. Provádí se v vysoká teplota(je snadné vidět, že při průchodu metanu i přes vroucí vodu nedochází k žádné reakci):
CH 4 + 2H 2 0 = CO 2 + 4H 2 - 165 kJ
V laboratoři k získání jednoduchých látek nepoužívají nutně přírodní suroviny, ale vybírají takové výchozí materiály, ze kterých je snazší izolovat požadovanou látku. Například v laboratoři se kyslík nezískává ze vzduchu. Totéž platí pro výrobu vodíku. Jednou z laboratorních metod výroby vodíku, která se někdy používá v průmyslu, je rozklad vody elektrickým proudem.
Typicky se vodík vyrábí v laboratoři reakcí zinku s kyselinou chlorovodíkovou.
V průmyslu
1.Elektrolýza vodných roztoků solí:
2NaCl + 2H20 -> H2 + 2NaOH + Cl2
2.Přechod vodní páry přes horký koks při teplotách kolem 1000 °C:
H 2 O + C ⇄ H 2 + CO
3.Ze zemního plynu.
Přeměna páry: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 °C) Katalytická oxidace kyslíkem: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2
4. Krakování a reformování uhlovodíků při rafinaci ropy.
V laboratoři
1.Vliv zředěných kyselin na kovy. K provedení této reakce se nejčastěji používá zinek a kyselina chlorovodíková:
Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
2.Interakce vápníku s vodou:
Ca + 2H20 -> Ca(OH)2 + H2
3.Hydrolýza hydridů:
NaH + H20 → NaOH + H2
4.Vliv alkálií na zinek nebo hliník:
2Al + 2NaOH + 6H20 → 2Na + 3H2 Zn + 2KOH + 2H20 → K2 + H2
5.Pomocí elektrolýzy. Při elektrolýze vodných roztoků zásad nebo kyselin se na katodě uvolňuje vodík, například:
2H30 + 2e - -> H2 + 2H20
- Bioreaktor na výrobu vodíku
Fyzikální vlastnosti
Plynný vodík může existovat ve dvou formách (modifikacích) – ve formě ortho – a para-vodíku.
V molekule ortovodíku (t.t. -259,10 °C, bp -252,56 °C) jsou jaderné spiny směrovány identicky (paralelně) a v paravodíku (t.t. -259,32 °C, bp. . var. -252,89 °C) - naproti sobě (antiparalelní).
Alotropní formy vodíku lze oddělit adsorpcí na aktivní uhlí při teplotě kapalného dusíku. Ve velmi nízké teploty rovnováha mezi ortohydrogenem a parahydrogenem je téměř úplně posunuta směrem k druhému. Při 80 K je poměr forem přibližně 1:1. Při zahřívání se desorbovaný paravodík přeměňuje na ortovodík, dokud se nevytvoří směs, která je v rovnováze při pokojové teplotě (ortho-para: 75:25). Bez katalyzátoru dochází k přeměně pomalu, což umožňuje studovat vlastnosti jednotlivých alotropních forem. Molekula vodíku je dvouatomová - H₂. Za normálních podmínek je to bezbarvý plyn bez zápachu a chuti. Vodík je nejlehčí plyn, jeho hustota je mnohonásobná menší hustota vzduch. Je zřejmé, že čím menší je hmotnost molekul, tím vyšší je jejich rychlost při stejné teplotě. Jako nejlehčí molekuly se molekuly vodíku pohybují rychleji než molekuly jakéhokoli jiného plynu, a tak mohou rychleji přenášet teplo z jednoho tělesa do druhého. Z toho plyne, že vodík má mezi plynnými látkami nejvyšší tepelnou vodivost. Jeho tepelná vodivost je přibližně sedmkrát vyšší než tepelná vodivost vzduchu.
Chemické vlastnosti
Molekuly vodíku H₂ jsou poměrně silné a aby vodík reagoval, je třeba vynaložit velké množství energie: H 2 = 2H - 432 kJ Proto, když normální teploty vodík reaguje pouze s velmi aktivními kovy, např. s vápníkem, za vzniku hydridu vápenatého: Ca + H 2 = CaH 2 a s jediným nekovem - fluorem, za vzniku fluorovodíku: F 2 + H 2 = 2HF S většinou kovů a ne -kovy, vodík reaguje s zvýšená teplota nebo pod jinými vlivy, jako je osvětlení. Může „odebírat“ kyslík některým oxidům, například: CuO + H 2 = Cu + H 2 0 Napsaná rovnice odráží redukční reakci. Redukční reakce jsou procesy, při kterých je ze sloučeniny odstraněn kyslík; Látky, které odebírají kyslík, se nazývají redukční činidla (sami oxidují). Dále bude uvedena další definice pojmů „oxidace“ a „redukce“. A tato definice, historicky první, si zachovává svůj význam i dnes, zejména v organická chemie. Redukční reakce je opakem oxidační reakce. Obě tyto reakce probíhají vždy současně jako jeden proces: při oxidaci (redukci) jedné látky nutně současně dochází k redukci (oxidaci) jiné.
N2 + 3H2 -> 2 NH3
Formy s halogeny halogenovodíky:
F 2 + H 2 → 2 HF, reakce probíhá explozivně ve tmě a při jakékoliv teplotě, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, reakce probíhá explozivně, pouze na světle.
Při vysoké teplotě interaguje se sazemi:
C + 2H2 -> CH4
Interakce s alkalickými kovy a kovy alkalických zemin
Vodík se tvoří s aktivními kovy hydridy:
Na + H 2 → 2 NaH Ca + H 2 → CaH 2 Mg + H 2 → MgH 2
Hydridy- pevné látky podobné soli, snadno hydrolyzovatelné:
CaH2 + 2H20 -> Ca(OH)2 + 2H2
Interakce s oxidy kovů (obvykle d-prvky)
Oxidy se redukují na kovy:
CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O
Hydrogenace organických sloučenin
Když vodík působí na nenasycené uhlovodíky v přítomnosti niklového katalyzátoru a za zvýšených teplot, dochází k reakci hydrogenace:
CH2=CH2 + H2 -> CH3-CH3
Vodík redukuje aldehydy na alkoholy:
CH3CHO + H2 → C2H5OH.
Geochemie vodíku
Vodík – zásaditý konstrukční materiál vesmír. Je to nejběžnější prvek a všechny prvky z něj vznikají v důsledku termonukleárních a jaderných reakcí.
Volný vodík H2 je v pozemských plynech poměrně vzácný, ale ve formě vody hraje mimořádně důležitou roli v geochemických procesech.
Vodík může být přítomen v minerálech ve formě amonného iontu, hydroxylového iontu a krystalické vody.
V atmosféře neustále vzniká vodík v důsledku rozkladu vody slunečním zářením. Migruje do horních vrstev atmosféry a uniká do vesmíru.
aplikace
- Energie vodíku
Atomový vodík se používá pro svařování atomárním vodíkem.
V potravinářském průmyslu je vodík registrován jako přísady do jídla E949 jako balicí plyn.
Vlastnosti léčby
Vodík po smíchání se vzduchem tvoří výbušnou směs – tzv. detonační plyn. Tento plyn je nejvýbušnější, když je objemový poměr vodíku a kyslíku 2:1 nebo vodíku a vzduchu přibližně 2:5, protože vzduch obsahuje přibližně 21 % kyslíku. Nebezpečí požáru je také vodík. Kapalný vodík může při kontaktu s pokožkou způsobit těžké omrzliny.
Výbušné koncentrace vodíku a kyslíku se vyskytují od 4 % do 96 % objemu. Při smíchání se vzduchem od 4 % do 75 (74) % objemových.
Využití vodíku
V chemickém průmyslu se vodík používá při výrobě čpavku, mýdla a plastů. V potravinářském průmyslu využívající vodík z kapalin rostlinné oleje vyrobit margarín. Vodík je velmi lehký a vždy stoupá ve vzduchu. Kdysi dávno, vzducholodě a Balónky naplněné vodíkem. Ale ve 30. letech. XX století Když vzducholodě explodovaly a shořely, došlo k několika strašlivým katastrofám. V dnešní době jsou vzducholodě plněny heliem. Vodík se také používá jako raketové palivo. Jednou může být vodík široce používán jako palivo pro automobily a nákladní automobily. Vodíkové motory neznečišťují životní prostředí a uvolňují pouze vodní páru (ačkoli samotná výroba vodíku vede k určitému znečištění životního prostředí). Naše Slunce je většinou tvořeno vodíkem. Solární teplo a světlo je výsledkem uvolnění jaderné energie z fúze jader vodíku.
Použití vodíku jako paliva (cenově efektivní)
Nejdůležitější vlastností látek používaných jako palivo je jejich spalné teplo. Z kurzu obecná chemie Je známo, že k reakci mezi vodíkem a kyslíkem dochází za uvolňování tepla. Vezmeme-li za standardních podmínek 1 mol H 2 (2 g) a 0,5 mol O 2 (16 g) a vybudíme reakci, pak podle rovnice
H2 + 0,502 = H20
po ukončení reakce vznikne 1 mol H 2 O (18 g) s uvolněním energie 285,8 kJ/mol (pro srovnání: spalné teplo acetylenu je 1300 kJ/mol, propanu - 2200 kJ/mol) . 1 m³ vodíku váží 89,8 g (44,9 mol). Na výrobu 1 m³ vodíku se tedy spotřebuje 12832,4 kJ energie. Vezmeme-li v úvahu fakt, že 1 kWh = 3600 kJ, získáme 3,56 kWh elektřiny. Když známe tarif za 1 kWh elektřiny a náklady na 1 m³ plynu, můžeme dojít k závěru, že je vhodné přejít na vodíkové palivo.
Například experimentální model Honda FCX 3. generace s nádrží na vodík o objemu 156 litrů (obsahuje 3,12 kg vodíku pod tlakem 25 MPa) ujede 355 km. V souladu s tím se z 3,12 kg H2 získá 123,8 kWh. Na 100 km bude spotřeba energie 36,97 kWh. Při znalosti nákladů na elektřinu, nákladů na plyn nebo benzín a jejich spotřeby na auto na 100 km je snadné vypočítat negativní ekonomický efekt přechodu automobilů na vodíkové palivo. Řekněme (Rusko 2008), 10 centů za kWh elektřiny vede k tomu, že 1 m³ vodíku vede k ceně 35,6 centů a při zohlednění účinnosti rozkladu vody 40-45 centů, stejné množství kWh ze spalování benzínu stojí 12832,4 kJ/42000 kJ/0,7 kg/l*80 centů/l=34 centů maloobchodní ceny, zatímco u vodíku jsme počítali s ideální variantou, bez zohlednění dopravy, amortizace zařízení atd. U metanu se spalovací energií cca 39 MJ na m³ bude výsledek kvůli rozdílu v ceně dvakrát až čtyřikrát nižší (1 m³ pro Ukrajinu stojí 179 $ a pro Evropu 350 $). To znamená, že ekvivalentní množství metanu bude stát 10-20 centů.
Neměli bychom však zapomínat, že když spalujeme vodík, získáme čistá voda, ze kterého byla extrahována. To znamená, že máme obnovitelné zdroje křeček energie bez poškození životního prostředí, na rozdíl od plynu nebo benzínu, které jsou primárními zdroji energie.
Php on line 377 Varování: vyžaduje (http://www..php): nepodařilo se otevřít stream: v /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php na řádku 377 nebyl nalezen žádný vhodný obal chyba: require(): Selhalo otevření vyžadováno "http://www..php" (include_path="..php na řádku 377