Vodík (H) je veľmi ľahký chemický prvok s obsahom 0,9 % hmotnosti v zemskej kôre a 11,19 % vo vode.
Charakterizácia vodíka
Z hľadiska ľahkosti je prvý medzi plynmi. Za normálnych podmienok je bez chuti, farby a absolútne bez zápachu. Keď sa dostane do termosféry, pre svoju nízku hmotnosť letí do vesmíru.
V celom vesmíre je to najpočetnejší chemický prvok (75 % z celkovej hmotnosti látok). Toľko, že mnohé hviezdy vo vesmíre sú zložené výlučne z nej. Napríklad Slnko. Jeho hlavnou zložkou je vodík. A teplo a svetlo sú výsledkom uvoľňovania energie počas fúzie jadier materiálu. Aj vo vesmíre sú celé mraky jeho molekúl rôznych veľkostí, hustôt a teplôt.
Fyzikálne vlastnosti
Vysoká teplota a tlak výrazne menia jeho vlastnosti, ale za normálnych podmienok:
V porovnaní s inými plynmi má vysokú tepelnú vodivosť,
Netoxický a zle rozpustný vo vode
S hustotou 0,0899 g / l pri 0 ° C a 1 atm.,
Pri teplote -252,8 °C sa mení na kvapalinu
Pevne pri teplote -259,1 °C.
Merné spalné teplo je 120,9,106 J/kg.
Vyžaduje vysoký tlak a veľmi nízke teploty, aby sa stal tekutým alebo pevným. Po skvapalnení je tekutý a ľahký.
Chemické vlastnosti
Pod tlakom a chladením (-252,87 gr. C) získava vodík kvapalný stav, ktorý je ľahší ako ktorýkoľvek analóg. V ňom zaberá menej miesta ako v plynnej forme.
Je typickým neziskovkou. V laboratóriách sa získava reakciou kovov (napríklad zinku alebo železa) so zriedenými kyselinami. Za normálnych podmienok je neaktívny a reaguje len s aktívnymi nekovmi. Vodík dokáže oddeliť kyslík od oxidov a redukovať kovy zo zlúčenín. On a jeho zmesi tvoria vodíkové väzby s určitými prvkami.
Plyn je vysoko rozpustný v etanole a v mnohých kovoch, najmä paládium. Striebro ho nerozpúšťa. Vodík sa môže oxidovať počas spaľovania v kyslíku alebo vzduchu a pri interakcii s halogénmi.
Pri spojení s kyslíkom vzniká voda. Ak je teplota normálna, reakcia je pomalá, ak je nad 550 ° C - s výbuchom (premení sa na výbušný plyn).
Nájdenie vodíka v prírode
Aj keď je na našej planéte veľa vodíka, nie je ľahké ho nájsť v čistej forme. Málo sa dá nájsť pri sopečných erupciách, pri ťažbe ropy a v mieste rozkladu organickej hmoty.
Viac ako polovica z celkového množstva je v zložení s vodou. Je tiež zahrnutý v štruktúre ropy, rôznych ílov, horľavých plynov, zvierat a rastlín (prítomnosť v každej živej bunke je 50% z počtu atómov).
Cyklus vodíka v prírode
Každý rok sa vo vodných útvaroch a pôde rozloží obrovské množstvo (miliardy ton) rastlinných zvyškov a tento rozklad rozpráši do atmosféry obrovské množstvo vodíka. Uvoľňuje sa aj pri akejkoľvek fermentácii spôsobenej baktériami, spaľovaním a spolu s kyslíkom sa podieľa na kolobehu vody.
Aplikácie pre vodík
Tento prvok ľudstvo aktívne používa vo svojich aktivitách, takže sme sa naučili, ako ho získať v priemyselnom meradle pre:
Meteorológia, chemická výroba;
výroba margarínu;
Ako palivo pre rakety (kvapalný vodík);
Energetika na chladenie elektrických generátorov;
Zváranie a rezanie kovov.
Hmota vodíka sa využíva pri výrobe syntetického benzínu (na zlepšenie kvality paliva nízkej kvality), čpavku, chlorovodíka, alkoholov a iných materiálov. Jadrová energia aktívne využíva svoje izotopy.
Prípravok "peroxid vodíka" je široko používaný v hutníctve, elektronickom priemysle, výrobe celulózy a papiera, pri bielení ľanových a bavlnených látok, pri výrobe farieb na vlasy a kozmetiky, polymérov a v medicíne na liečenie rán.
„Výbušná“ povaha tohto plynu sa môže stať smrtiacou zbraňou – vodíkovou bombou. Jeho výbuch je sprevádzaný uvoľnením obrovského množstva rádioaktívnych látok a je škodlivý pre všetko živé.
Pri kontakte tekutého vodíka s pokožkou hrozí ťažké a bolestivé omrzliny.
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 malých množstvách 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 prostredia 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 jej 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 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 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. 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 O2 sa nazýva výbušnina plyn). V. sa používa na redukciu mnohých kovov, pretože ich oxidom odoberá kyslík:
CuO + H2 \u003d Cu + H2O,
Fe304 + 4H2 = 3Fe + 4H20 atď.
V. tvorí s halogénmi halogenovodík, napr.
H2 + Cl2 = 2 HCl.
Zároveň exploduje s fluórom (aj v tme a pri -252°C), s chlórom a brómom reaguje len pri osvetlení alebo zahriatí a s jódom iba pri zahriatí. V. interaguje s dusíkom za vzniku amoniaku: 3H2 + N2 = 2NH3 len na katalyzátore a pri zvýšených teplotách a tlakoch. Pri zahrievaní V. prudko reaguje so sírou: H2 + S = H2S (sírovodík), oveľa ťažšie so selénom a telúrom. V. môže reagovať s čistým uhlíkom bez katalyzátora len pri vysokých teplotách: 2H2 + C (amorfný) = CH4 (metán). V. priamo reaguje s niektorými kovmi (alkálie, alkalické zeminy a pod.), pričom vznikajú hydridy: H2 + 2Li = 2LiH. Veľký praktický význam majú reakcie oxidu uhoľnatého s oxidom uhoľnatým, pri ktorých v závislosti od teploty, tlaku a katalyzátora vznikajú rôzne organické zlúčeniny ako HCHO, CH3OH a iné (pozri Oxid uhoľnatý). Nenasýtené uhľovodíky reagujú s vodíkom a stávajú sa nasýtenými, napríklad: CnH2n + H2 = CnH2n+2 (pozri Hydrogenácia).
Najbežnejším chemickým prvkom vo vesmíre je vodík. Toto je druh referenčného bodu, pretože v periodickej tabuľke sa jeho atómové číslo rovná jednej. Ľudstvo dúfa, že sa o ňom ako o jednom z najmožnejších vozidiel v budúcnosti bude môcť dozvedieť viac. Vodík je najjednoduchší, najľahší, najbežnejší prvok, je ho všade dostatok – sedemdesiatpäť percent celkovej hmotnosti hmoty. Je to v každej hviezde, najmä veľa vodíka v plynných obroch. Jeho úloha pri fúznych reakciách hviezd je kľúčová. Bez vodíka nie je voda, čo znamená, že neexistuje život. Každý si pamätá, že molekula vody obsahuje jeden atóm kyslíka a dva atómy v nej sú vodík. Toto je dobre známy vzorec H20.
Ako to používame
Vodík objavil v roku 1766 Henry Cavendish pri analýze oxidačnej reakcie kovu. Po niekoľkých rokoch pozorovania si uvedomil, že v procese spaľovania vodíka vzniká voda. Predtým vedci tento prvok izolovali, ale nepovažovali ho za nezávislý. V roku 1783 dostal vodík názov vodík (v preklade z gréckeho „hydro“ – voda a „gén“ – rodiť). Prvok, ktorý vytvára vodu, je vodík. Je to plyn, ktorého molekulový vzorec je H 2 . Ak je teplota blízka izbovej teplote a tlak je normálny, tento prvok je nepostrehnuteľný. Vodík nedokážu zachytiť ani ľudské zmysly – je bez chuti, farby, zápachu. Ale pod tlakom a pri teplote -252,87 C (veľmi chladno!) Tento plyn skvapalňuje. Takto sa skladuje, keďže vo forme plynu zaberá oveľa viac miesta. Je to kvapalný vodík, ktorý sa používa ako raketové palivo.
Vodík sa môže stať pevným, kovovým, ale na to je potrebný ultravysoký tlak, a to teraz robia najvýznamnejší vedci, fyzici a chemici. Už teraz tento prvok slúži ako alternatívne palivo pre dopravu. Jeho použitie je podobné tomu, ako funguje spaľovací motor: pri spaľovaní vodíka sa uvoľňuje veľké množstvo jeho chemickej energie. Prakticky bol vyvinutý aj spôsob vytvorenia palivového článku na jeho základe: pri spojení s kyslíkom dochádza k reakcii, vďaka ktorej vzniká voda a elektrina. Je možné, že doprava čoskoro „prejde“ namiesto benzínu na vodík – veľa automobiliek má záujem o vytváranie alternatívnych horľavých materiálov a sú tu aj úspechy. Ale čisto vodíkový motor je stále v budúcnosti, existuje veľa ťažkostí. Výhody sú však také, že vytvorenie palivovej nádrže s pevným vodíkom je v plnom prúde a vedci a inžinieri sa nechystajú ustúpiť.
Základné informácie
Hydrogenium (lat.) - vodík, prvé poradové číslo v periodickej tabuľke, je označené H. Atóm vodíka má hmotnosť 1,0079, je to plyn, ktorý za normálnych podmienok nemá chuť, vôňu, farbu. Chemici už od 16. storočia opisujú určitý horľavý plyn a označujú ho rôznymi spôsobmi. Ale vyšlo to všetkým za rovnakých podmienok - keď kyselina pôsobí na kov. Vodík, dokonca aj samotný Cavendish, bol dlhé roky jednoducho nazývaný „horľavým vzduchom“. Až v roku 1783 Lavoisier syntézou a analýzou dokázal, že voda má zložité zloženie, a o štyri roky neskôr dal „horľavému vzduchu“ jeho moderný názov. Koreň tohto zloženého slova je široko používaný, keď je potrebné pomenovať zlúčeniny vodíka a akékoľvek procesy, na ktorých sa podieľa. Napríklad hydrogenácia, hydrid a podobne. A ruský názov navrhol v roku 1824 M. Solovyov.
V prírode sa distribúcia tohto prvku nerovná. V litosfére a hydrosfére zemskej kôry je jeho hmotnosť jedno percento, ale atómy vodíka až šestnásť percent. Najbežnejšia voda na Zemi a 11,19% hmotnosti v nej je vodík. Tiež je určite prítomný takmer vo všetkých zlúčeninách, ktoré tvoria ropu, uhlie, všetky zemné plyny, hlina. Vo všetkých organizmoch rastlín a živočíchov je vodík - v zložení bielkovín, tukov, nukleových kyselín, uhľohydrátov atď. Voľný stav pre vodík nie je typický a takmer nikdy sa nevyskytuje – v prírodných a sopečných plynoch je ho veľmi málo. Veľmi zanedbateľné množstvo vodíka v atmosfére - 0,0001%, čo sa týka počtu atómov. Na druhej strane celé prúdy protónov predstavujú vodík v blízkozemskom priestore, ktorý tvorí vnútorný radiačný pás našej planéty.
priestor
Vo vesmíre nie je žiadny prvok taký bežný ako vodík. Objem vodíka v zložení prvkov Slnka je viac ako polovica jeho hmotnosti. Väčšina hviezd tvorí vodík vo forme plazmy. Hlavnú časť rôznych plynov hmlovín a medzihviezdneho prostredia tvorí aj vodík. Je prítomný v kométach, v atmosfére mnohých planét. Prirodzene, nie v čistej forme, ani ako voľný H 2, ani ako metán CH 4, ani ako amoniak NH 3, dokonca ani ako voda H 2 O. Veľmi často sa vyskytujú radikály CH, NH, SiN, OH, PH a pod. . Ako prúd protónov je vodík súčasťou korpuskulárneho slnečného žiarenia a kozmického žiarenia.
V bežnom vodíku je zmesou dvoch stabilných izotopov ľahký vodík (alebo protium 1H) a ťažký vodík (alebo deutérium - 2H alebo D). Existujú aj iné izotopy: rádioaktívne trícium - 3H alebo T, inak - superťažký vodík. A tiež veľmi nestabilné 4 N. V prírode obsahuje zlúčenina vodíka izotopy v takých pomeroch: na jeden atóm deutéria pripadá 6800 atómov prótia. Trícium vzniká v atmosfére z dusíka, ktorý je ovplyvnený neutrónmi kozmického žiarenia, ale zanedbateľný. Čo znamenajú hmotnostné čísla izotopov? Číslo označuje, že jadro protia má iba jeden protón, zatiaľ čo deutérium má nielen protón, ale aj neutrón v jadre atómu. Trícium má v jadre dva neutróny na jeden protón. Ale 4 N obsahuje tri neutróny na protón. Preto sú fyzikálne a chemické vlastnosti izotopov vodíka v porovnaní s izotopmi všetkých ostatných prvkov veľmi odlišné – rozdiel v hmotnostiach je príliš veľký.
Štruktúra a fyzikálne vlastnosti
Z hľadiska štruktúry je atóm vodíka v porovnaní so všetkými ostatnými prvkami najjednoduchší: jedno jadro - jeden elektrón. Ionizačný potenciál - väzbová energia jadra s elektrónom - 13,595 elektrónvoltov (eV). Práve kvôli jednoduchosti tejto štruktúry je atóm vodíka vhodným modelom v kvantovej mechanike, keď je potrebné vypočítať energetické hladiny zložitejších atómov. V molekule H 2 sú dva atómy, ktoré sú spojené chemickou kovalentnou väzbou. Energia rozpadu je veľmi vysoká. Atómový vodík môže vznikať pri chemických reakciách, ako je zinok a kyselina chlorovodíková. K interakcii s vodíkom však prakticky nedochádza – atómový stav vodíka je veľmi krátky, atómy sa okamžite rekombinujú na molekuly H 2 .
Z fyzikálneho hľadiska je vodík ľahší ako všetky známe látky – viac ako štrnásťkrát ľahší ako vzduch (spomeňte si na lietanie balónov na dovolenke – majú vo vnútri akurát vodík). Hélium však môže vrieť, skvapalňovať, topiť sa, tuhnúť a iba hélium vrie a topí sa pri nižších teplotách. Je ťažké ho skvapalniť, potrebujete teplotu pod -240 stupňov Celzia. Má však veľmi vysokú tepelnú vodivosť. Takmer sa nerozpúšťa vo vode, ale kov dokonale interaguje s vodíkom - rozpúšťa sa takmer vo všetkom, najlepšie v paládiu (850 objemov sa spotrebuje na jeden objem vodíka). Kvapalný vodík je ľahký a tekutý a pri rozpustení v kovoch často ničí zliatiny v dôsledku interakcie s uhlíkom (napríklad oceľ), dochádza k difúzii, dekarbonizácii.
Chemické vlastnosti
V zlúčeninách má vodík väčšinou oxidačný stav (valenciu) +1, ako sodík a iné alkalické kovy. Je považovaný za ich analóga, ktorý stojí na čele prvej skupiny Mendelejevovho systému. Ale vodíkový ión v hydridoch kovov je negatívne nabitý s oxidačným stavom -1. Tento prvok je tiež blízky halogénom, ktoré ho dokonca dokážu nahradiť v organických zlúčeninách. To znamená, že vodík možno pripísať aj siedmej skupine Mendelejevovho systému. Za normálnych podmienok sa molekuly vodíka nelíšia v aktivite, kombinujú sa iba s najaktívnejšími nekovmi: je to dobré s fluórom a ak je ľahké, s chlórom. Ale pri zahriatí sa vodík mení - reaguje s mnohými prvkami. Atómový vodík je v porovnaní s molekulárnym vodíkom veľmi aktívny chemicky, takže v spojení s kyslíkom vzniká voda a cestou sa uvoľňuje energia a teplo. Pri izbovej teplote je táto reakcia veľmi pomalá, ale pri zahriatí nad päťstopäťdesiat stupňov sa dosiahne výbuch.
Vodík sa používa na redukciu kovov, pretože odoberá kyslík z ich oxidov. S fluórom vodík vytvára výbuch aj v tme a pri mínus dvestopäťdesiatdva stupňoch Celzia. Chlór a bróm excitujú vodík iba pri zahrievaní alebo osvetlení a jód iba pri zahrievaní. Vodík a dusík tvoria čpavok (takto sa vyrába väčšina hnojív). Pri zahrievaní veľmi aktívne interaguje so sírou a získava sa sírovodík. S telúrom a selénom je ťažké vyvolať reakciu vodíka, ale s čistým uhlíkom prebieha reakcia pri veľmi vysokých teplotách a získava sa metán. S oxidom uhoľnatým tvorí vodík rôzne organické zlúčeniny, ovplyvňuje tu tlak, teplota, katalyzátory a to všetko má veľký praktický význam. Vo všeobecnosti je úloha vodíka, ako aj jeho zlúčenín, mimoriadne veľká, pretože protickým kyselinám dáva kyslé vlastnosti. Vodíkové väzby sa tvoria s mnohými prvkami, ktoré ovplyvňujú vlastnosti anorganických aj organických zlúčenín.
Získavanie a používanie
Vodík sa v priemyselnom meradle získava zo zemných plynov – horľaviny, koksárenské pece, plyny z rafinácie ropy. Dá sa získať aj elektrolýzou, kde elektrina nie je príliš drahá. Najdôležitejším spôsobom výroby vodíka je však katalytická reakcia uhľovodíkov, väčšinou metánu, s vodnou parou, keď sa dosiahne konverzia. Široko používaný je aj spôsob oxidácie uhľovodíkov kyslíkom. Ťažba vodíka zo zemného plynu je najlacnejší spôsob. Ďalšie dve sú využitie koksárenského plynu a rafinérskeho plynu – vodík sa uvoľňuje pri skvapalnení ostatných zložiek. Ľahšie sa skvapalňujú a na vodík, ako si pamätáme, potrebujete -252 stupňov.
Peroxid vodíka je veľmi populárny. Liečba týmto roztokom sa používa veľmi často. Je nepravdepodobné, že by molekulárny vzorec H 2 O 2 pomenovali všetky tie milióny ľudí, ktorí chcú byť blondínkami a zosvetliť si vlasy, ako aj tí, ktorí milujú čistotu v kuchyni. Dokonca aj tí, ktorí ošetrujú škrabance od hry s mačiatkom, si často neuvedomujú, že používajú vodíkovú liečbu. Každý však pozná tento príbeh: od roku 1852 sa vodík používa v letectve už dlho. Vzducholoď vynájdená Henrym Giffardom bola založená na vodíku. Nazývali sa zeppelínmi. Zeppeliny boli vytlačené z oblohy rýchlym rozvojom konštrukcie lietadiel. V roku 1937 došlo k veľkej havárii, keď zhorela vzducholoď Hindenburg. Po tomto incidente sa zepelíny už nikdy nepoužili. Ale na konci osemnásteho storočia bola distribúcia balónov naplnených vodíkom všadeprítomná. Okrem výroby čpavku je dnes vodík potrebný na výrobu metylalkoholu a iných alkoholov, benzínu, hydrogenovaného ťažkého vykurovacieho oleja a pevných palív. Bez vodíka sa nezaobídete pri zváraní, pri rezaní kovov - môže to byť kyslík-vodík a atómovo-vodík. A trícium a deutérium oživujú jadrovú energiu. Toto, ako si pamätáme, sú izotopy vodíka.
Neumyvakin
Vodík ako chemický prvok je taký dobrý, že nemôže mať svojich fanúšikov. Ivan Pavlovič Neumyvakin - doktor lekárskych vied, profesor, laureát štátnej ceny a mnohých ďalších titulov a ocenení, medzi nimi. Ako lekár tradičnej medicíny bol vyhlásený za najlepšieho ľudového liečiteľa v Rusku. Bol to on, kto vyvinul mnoho metód a princípov poskytovania lekárskej starostlivosti astronautom počas letu. Bol to on, kto vytvoril unikátnu nemocnicu – nemocnicu na palube vesmírnej lode. Zároveň bol štátnym koordinátorom smeru kozmetickej medicíny. Vesmír a kozmetika. Jeho vášeň pre vodík nie je zameraná na zarábanie veľkých peňazí, ako je to dnes v domácej medicíne, ale naopak, naučiť ľudí vyliečiť čokoľvek z doslova centu, bez dodatočných návštev lekární.
Propaguje liečbu liekom, ktorý je prítomný doslova v každej domácnosti. Toto je peroxid vodíka. Neumyvakina môžete kritizovať, koľko chcete, stále bude trvať na svojom: áno, skutočne, doslova všetko sa dá vyliečiť peroxidom vodíka, pretože nasýti vnútorné bunky tela kyslíkom, ničí toxíny, normalizuje kyseliny a zásady. rovnováha a odtiaľ sa regenerujú tkanivá, omladzuje sa celé telo.organizmus. Nikto ešte nevidel nikoho, kto by sa vyliečil peroxidom vodíka, oveľa menej skúmal, ale Neumyvakin tvrdí, že pomocou tohto lieku sa môžete úplne zbaviť vírusových, bakteriálnych a plesňových ochorení, zabrániť rozvoju nádorov a aterosklerózy, poraziť depresiu, omladiť telo a nikdy neochorieť SARS a prechladnutie.
Panacea
Ivan Pavlovič si je istý, že pri správnom používaní tejto jednoduchej drogy a so všetkými jednoduchými pokynmi môžete poraziť mnohé choroby, vrátane veľmi závažných. Ich zoznam je obrovský: od periodontálneho ochorenia a tonzilitídy až po infarkt myokardu, mŕtvicu a cukrovku. Také maličkosti, ako je sinusitída alebo osteochondróza, odletia z prvých liečebných sedení. Dokonca aj rakovinové nádory sú vystrašené a utekajú pred peroxidom vodíka, pretože sa stimuluje imunitný systém, aktivuje sa život tela a jeho obranyschopnosť.
Dokonca aj deti môžu byť liečené týmto spôsobom, ibaže je lepšie, aby tehotné ženy zatiaľ nepoužívali peroxid vodíka. Táto metóda sa tiež neodporúča ľuďom s transplantovanými orgánmi z dôvodu možnej tkanivovej inkompatibility. Dávkovanie by sa malo prísne dodržiavať: od jednej kvapky po desať, pričom každý deň pridajte jednu. Trikrát denne (tridsať kvapiek trojpercentného roztoku peroxidu vodíka denne, wow!) pol hodiny pred jedlom. Roztok môžete zadať intravenózne a pod dohľadom lekára. Niekedy sa peroxid vodíka kombinuje pre účinnejší účinok s inými liekmi. Vo vnútri sa roztok používa iba v zriedenej forme - s čistou vodou.
Navonok
Obklady a výplachy boli veľmi populárne ešte predtým, ako profesor Neumyvakin vytvoril svoje metódy. Každý vie, že tak ako liehové obklady, ani peroxid vodíka nie je možné použiť v čistej forme, pretože dôjde k popáleniu tkaniva, ale bradavice či plesňové infekcie sa lubrikujú lokálne a silným roztokom – až pätnásť percent.
S kožnými vyrážkami, s bolesťami hlavy sa vykonávajú aj postupy, na ktorých sa podieľa peroxid vodíka. Kompresia by sa mala robiť bavlnenou handričkou namočenou v roztoku dvoch čajových lyžičiek trojpercentného peroxidu vodíka a päťdesiatich miligramov čistej vody. Látku zakryte fóliou a zabaľte vlnou alebo uterákom. Trvanie kompresie je od štvrť hodiny do hodiny a pol ráno a večer až do zotavenia.
Názor lekárov
Názory sú rozdelené, nie každý obdivuje vlastnosti peroxidu vodíka, navyše im nielen neverí, ale smejú sa im. Medzi lekármi sú aj takí, ktorí Neumyvakina podporovali a dokonca zachytili vývoj jeho teórie, no sú v menšine. Väčšina lekárov považuje takýto liečebný plán nielen za neúčinný, ale často aj smrteľný.
Oficiálne totiž zatiaľ neexistuje jediný preukázaný prípad, kedy by sa pacient vyliečil peroxidom vodíka. Zároveň neexistujú žiadne informácie o zhoršení zdravotného stavu v súvislosti s používaním tejto metódy. Ale drahocenný čas je stratený a človek, ktorý dostal niektorú z vážnych chorôb a úplne sa spoliehal na Neumyvakinov všeliek, riskuje, že bude neskoro začať svoju skutočnú tradičnú liečbu.
Vodík je chemický prvok so symbolom H a atómovým číslom 1. So štandardnou atómovou hmotnosťou približne 1,008 je vodík najľahším prvkom v periodickej tabuľke. Jeho monatomická forma (H) je najrozšírenejšou chemikáliou vo vesmíre a predstavuje približne 75 % celkovej hmotnosti baryónu. Hviezdy sú väčšinou zložené z vodíka v plazmovom stave. Najbežnejší izotop vodíka, nazývaný protium (tento názov sa používa zriedka, symbol 1H), má jeden protón a žiadne neutróny. Rozšírený výskyt atómového vodíka sa prvýkrát objavil v ére rekombinácie. Pri štandardných teplotách a tlakoch je vodík bezfarebný, bez zápachu, bez chuti, netoxický, nekovový, horľavý dvojatómový plyn s molekulovým vzorcom H2. Pretože vodík ľahko vytvára kovalentné väzby s väčšinou nekovových prvkov, väčšina vodíka na Zemi existuje v molekulárnych formách, ako je voda alebo organické zlúčeniny. Vodík hrá obzvlášť dôležitú úlohu v acidobázických reakciách, pretože väčšina reakcií na báze kyseliny zahŕňa výmenu protónov medzi rozpustnými molekulami. V iónových zlúčeninách môže mať vodík formu negatívneho náboja (t.j. aniónu) a je známy ako hydrid alebo ako kladne nabitý (t.j. katión) druh, označený symbolom H+. Vodíkový katión je opísaný ako tvorený jednoduchým protónom, ale skutočné vodíkové katióny v iónových zlúčeninách sú vždy zložitejšie. Ako jediný neutrálny atóm, pre ktorý možno Schrödingerovu rovnicu analyticky vyriešiť, zohral vodík (konkrétne štúdium energie a väzby jeho atómu) kľúčovú úlohu vo vývoji kvantovej mechaniky. Plynný vodík sa prvýkrát umelo vyrábal začiatkom 16. storočia reakciou kyselín s kovmi. V rokoch 1766-81. Henry Cavendish bol prvý, kto rozpoznal, že plynný vodík je diskrétna látka a že pri spaľovaní vzniká voda, preto jeho názov: vodík v gréčtine znamená „výrobca vody“. Priemyselná výroba vodíka je spojená najmä s parnou konverziou zemného plynu a menej často s energeticky náročnejšími metódami, ako je elektrolýza vody. Väčšina vodíka sa používa v blízkosti miesta, kde sa vyrába, pričom dve najbežnejšie použitia sú spracovanie fosílnych palív (napr. hydrokrakovanie) a výroba amoniaku, najmä pre trh s hnojivami. Vodík je problémom v metalurgii, pretože môže lámať mnohé kovy, čo sťažuje navrhovanie potrubí a skladovacích nádrží.
Vlastnosti
Spaľovanie
Plynný vodík (dihydrogén alebo molekulárny vodík) je horľavý plyn, ktorý bude horieť na vzduchu vo veľmi širokom rozsahu koncentrácií od 4 % do 75 % objemu. Entalpia spaľovania je 286 kJ/mol:
2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + 572 kJ (286 kJ/mol)
Plynný vodík tvorí so vzduchom výbušné zmesi v koncentráciách od 4-74% a s chlórom v koncentráciách do 5,95%. Výbušné reakcie môžu spôsobiť iskry, teplo alebo slnečné žiarenie. Teplota samovznietenia vodíka, teplota samovznietenia vo vzduchu, je 500 °C (932 °F). Čisté vodíkovo-kyslíkové plamene vyžarujú ultrafialové žiarenie a so zmesou s vysokým obsahom kyslíka sú voľným okom takmer neviditeľné, o čom svedčí slabý oblak hlavného motora raketoplánu v porovnaní s dobre viditeľným oblakom raketoplánu na tuhé palivo, ktorý využíva kompozit chloristanu amónneho. Na zistenie úniku horiaceho vodíka môže byť potrebný detektor plameňa; takéto úniky môžu byť veľmi nebezpečné. Vodíkový plameň za iných podmienok je modrý a pripomína modrý plameň zemného plynu. Potopenie vzducholode „Hindenburg“ je notoricky známym príkladom spaľovania vodíka a o prípade sa stále diskutuje. Viditeľný oranžový plameň pri tomto incidente bol spôsobený vystavením zmesi vodíka a kyslíka v kombinácii so zlúčeninami uhlíka z kože vzducholode. H2 reaguje s každým oxidačným prvkom. Vodík môže pri izbovej teplote spontánne reagovať s chlórom a fluórom za vzniku zodpovedajúcich halogenovodíkov, chlorovodíka a fluorovodíka, čo sú tiež potenciálne nebezpečné kyseliny.
Úrovne energie elektrónov
Energetická hladina základného stavu elektrónu v atóme vodíka je -13,6 eV, čo je ekvivalentné ultrafialovému fotónu s vlnovou dĺžkou asi 91 nm. Energetické hladiny vodíka sa dajú pomerne presne vypočítať pomocou Bohrovho modelu atómu, ktorý konceptualizuje elektrón ako „orbitálny“ protón, podobný zemskej dráhe okolo Slnka. Atómový elektrón a protón však drží pohromade elektromagnetická sila, zatiaľ čo planéty a nebeské objekty drží pohromade gravitácia. Kvôli diskretizácii momentu hybnosti, ktorú Bohr predpokladal v ranej kvantovej mechanike, môže elektrón v Bohrovom modeli zaberať len určité prípustné vzdialenosti od protónu, a teda iba určité prípustné energie. Presnejší popis atómu vodíka pochádza z čisto kvantového mechanického spracovania, ktoré využíva Schrödingerovu rovnicu, Diracovu rovnicu alebo dokonca Feynmanov integrovaný obvod na výpočet distribúcie hustoty pravdepodobnosti elektrónu okolo protónu. Najkomplexnejšie metódy spracovania umožňujú získať malé efekty špeciálnej teórie relativity a vákuovej polarizácie. Pri kvantovom obrábaní nemá elektrón v základnom atóme vodíka vôbec žiadny krútiaci moment, čo ilustruje, ako sa „planetárna dráha“ líši od pohybu elektrónu.
Elementárne molekulárne formy
Existujú dva rôzne spinové izoméry dvojatómových molekúl vodíka, ktoré sa líšia v relatívnom spine svojich jadier. V ortovodíkovej forme sú spiny dvoch protónov paralelné a tvoria tripletový stav s kvantovým číslom molekulového spinu 1 (1/2 + 1/2); v paravodíkovej forme sú spiny antiparalelné a tvoria singlet s molekulárnym spinovým kvantovým číslom 0 (1/2 1/2). Pri štandardnej teplote a tlaku obsahuje plynný vodík asi 25 % para formy a 75 % orto formy, tiež známej ako „normálna forma“. Rovnovážny pomer ortovodíka k paravodíku závisí od teploty, ale keďže orto forma je excitovaný stav a má vyššiu energiu ako para forma, je nestabilná a nedá sa vyčistiť. Pri veľmi nízkych teplotách sa rovnovážny stav skladá takmer výlučne z para formy. Tepelné vlastnosti kvapalnej a plynnej fázy čistého paravodíka sa výrazne líšia od vlastností normálnej formy v dôsledku rozdielov v rotačných tepelných kapacitách, ktoré sú podrobnejšie diskutované pri vodíkových spinových izoméroch. Rozdiel v orto/pároch sa vyskytuje aj v iných molekulách alebo funkčných skupinách obsahujúcich vodík, ako je voda a metylén, ale to má malý význam pre ich tepelné vlastnosti. Nekatalyzovaná interkonverzia medzi para a orto H2 sa zvyšuje so zvyšujúcou sa teplotou; takto rýchlo kondenzovaný H2 obsahuje veľké množstvo vysokoenergetickej ortogonálnej formy, ktorá sa veľmi pomaly premieňa na para formu. Pomer orto/para v kondenzovanom H2 je dôležitým faktorom pri príprave a skladovaní kvapalného vodíka: premena z orto na para je exotermická a poskytuje dostatok tepla na odparenie časti kvapalného vodíka, čo vedie k strate skvapalneného materiálu. Pri chladení vodíka sa používajú katalyzátory na orto-para konverziu, ako je oxid železa, aktívne uhlie, platinovaný azbest, kovy vzácnych zemín, zlúčeniny uránu, oxid chrómu alebo niektoré zlúčeniny niklu.
Fázy
Plynný vodík
kvapalný vodík
kalový vodík
pevný vodík
kovový vodík
Spojenia
Kovalentné a organické zlúčeniny
Zatiaľ čo H2 nie je za štandardných podmienok veľmi reaktívny, tvorí zlúčeniny s väčšinou prvkov. Vodík môže vytvárať zlúčeniny s prvkami, ktoré sú elektronegatívnejšie, ako sú halogény (napr. F, Cl, Br, I) alebo kyslík; v týchto zlúčeninách má vodík čiastočný kladný náboj. Keď je vodík naviazaný na fluór, kyslík alebo dusík, môže sa podieľať vo forme stredne silnej nekovalentnej väzby s vodíkom iných podobných molekúl, čo je fenomén nazývaný vodíková väzba, ktorý je rozhodujúci pre stabilitu mnohých biologických molekúl. Vodík tiež vytvára zlúčeniny s menej elektronegatívnymi prvkami, ako sú kovy a metaloidy, kde preberá čiastočný záporný náboj. Tieto zlúčeniny sú často známe ako hydridy. Vodík tvorí s uhlíkom širokú škálu zlúčenín, ktoré sa nazývajú uhľovodíky, a ešte väčšiu škálu zlúčenín s heteroatómami, ktoré sa vzhľadom na ich spoločné spojenie so živými organizmami nazývajú organické zlúčeniny. Štúdium ich vlastností je predmetom organickej chémie a ich štúdium v kontexte živých organizmov je známe ako biochémia. Podľa niektorých definícií musia „organické“ zlúčeniny obsahovať iba uhlík. Väčšina však obsahuje aj vodík a keďže je to väzba uhlík-vodík, ktorá dáva tejto triede zlúčenín veľa z ich špecifických chemických charakteristík, v niektorých definíciách slova „organický“ v chémii sa vyžadujú väzby uhlík-vodík. Sú známe milióny uhľovodíkov, ktoré sú zvyčajne tvorené zložitými syntetickými cestami, ktoré zriedkavo zahŕňajú elementárny vodík.
hydridy
Vodíkové zlúčeniny sa často nazývajú hydridy. Výraz "hydrid" naznačuje, že atóm H nadobudol negatívny alebo aniónový charakter, označovaný ako H-, a používa sa, keď vodík tvorí zlúčeninu s elektropozitívnejším prvkom. Existenciu hydridového aniónu, ktorý navrhol Gilbert N. Lewis v roku 1916 pre hydridy obsahujúce soľ skupiny 1 a 2, demonštroval Moers v roku 1920 elektrolýzou roztaveného hydridu lítneho (LiH), pričom sa vytvorilo stechiometrické množstvo vodíka na anódu. Pre hydridy iné ako kovy 1. a 2. skupiny je tento výraz zavádzajúci vzhľadom na nízku elektronegativitu vodíka. Výnimkou v hydridoch skupiny 2 je BeH2, ktorý je polymérny. V lítiumalumíniumhydride nesie anión AlH-4 hydridové centrá pevne pripojené k Al(III). Hoci sa hydridy môžu tvoriť takmer vo všetkých prvkoch hlavnej skupiny, počet a kombinácia možných zlúčenín sa značne líši; napríklad je známych viac ako 100 binárnych hydridov bóranu a iba jeden binárny hydrid hlinitý. Binárny hydrid india ešte nebol identifikovaný, hoci existujú veľké komplexy. V anorganickej chémii môžu hydridy slúžiť aj ako mostíkové ligandy, ktoré spájajú dve kovové centrá v koordinačnom komplexe. Táto funkcia je charakteristická najmä pre prvky skupiny 13, najmä v boránoch (hydridoch bóru) a komplexoch hliníka, ako aj v klastrových karboránoch.
Protóny a kyseliny
Oxidáciou vodíka sa odstráni jeho elektrón a vznikne H+, ktorý neobsahuje žiadne elektróny ani jadro, ktoré zvyčajne pozostáva z jedného protónu. To je dôvod, prečo sa H+ často označuje ako protón. Tento pohľad je ústredným bodom diskusie o kyselinách. Podľa Bronsted-Lowryho teórie sú kyseliny donory protónov a zásady akceptory protónov. Holý protón, H+, nemôže existovať v roztoku alebo v iónových kryštáloch kvôli jeho neodolateľnej príťažlivosti k iným atómom alebo molekulám s elektrónmi. Okrem vysokých teplôt spojených s plazmou sa takéto protóny nedajú odstrániť z elektrónových oblakov atómov a molekúl a zostanú k nim pripojené. Avšak výraz "protón" sa niekedy používa metaforicky na označenie kladne nabitého alebo katiónového vodíka pripojeného k iným druhom týmto spôsobom a ako taký je označený ako "H+" bez akéhokoľvek významu, že akékoľvek jednotlivé protóny voľne existujú ako druh. Aby sa zabránilo objaveniu sa holých „solvatovaných protónov“ v roztoku, kyslé vodné roztoky sa niekedy považujú za menej nepravdepodobné fiktívne druhy nazývané „hydroniový ión“ (H30+). Avšak aj v tomto prípade sú takéto solvatované vodíkové katióny reálnejšie vnímané ako organizované zhluky, ktoré tvoria druhy blízke H 9O+4. Iné oxóniové ióny sa nachádzajú, keď je voda v kyslom roztoku s inými rozpúšťadlami. Napriek tomu, že je na Zemi exotický, jeden z najbežnejších iónov vo vesmíre je H+3, známy ako protónovaný molekulárny vodík alebo trivodíkový katión.
izotopy
Vodík má tri prirodzene sa vyskytujúce izotopy, označené 1H, 2H a 3H. Iné vysoko nestabilné jadrá (4H až 7H) boli syntetizované v laboratóriu, ale neboli pozorované v prírode. 1H je najbežnejší izotop vodíka s množstvom nad 99,98%. Keďže jadro tohto izotopu pozostáva iba z jedného protónu, dostal popisný, ale zriedkavo používaný formálny názov protium. 2H, ďalší stabilný izotop vodíka, je známy ako deutérium a v jadre obsahuje jeden protón a jeden neutrón. Predpokladá sa, že všetko deutérium vo vesmíre vzniklo počas Veľkého tresku a odvtedy existuje až doteraz. Deutérium nie je rádioaktívny prvok a nepredstavuje významné riziko toxicity. Voda obohatená o molekuly, ktoré namiesto normálneho vodíka obsahujú deutérium, sa nazýva ťažká voda. Deutérium a jeho zlúčeniny sa používajú ako nerádioaktívna značka v chemických experimentoch a v rozpúšťadlách pre 1H-NMR spektroskopiu. Ťažká voda sa používa ako moderátor neutrónov a chladivo pre jadrové reaktory. Deutérium je tiež potenciálne palivo pre komerčnú jadrovú fúziu. 3H je známy ako trícium a v jadre obsahuje jeden protón a dva neutróny. Je rádioaktívny, rozpadom beta sa rozpadá na hélium-3 s polčasom rozpadu 12,32 roka. Je taký rádioaktívny, že sa dá použiť do svietiacej farby, vďaka čomu je užitočný napríklad pri výrobe hodiniek so svietiacimi ciferníkmi. Sklo zabraňuje úniku malého množstva žiarenia. Malé množstvo trícia vzniká prirodzene interakciou kozmického žiarenia s atmosférickými plynmi; trícium sa tiež uvoľnilo počas testovania jadrových zbraní. Používa sa pri reakciách jadrovej fúzie ako indikátor izotopovej geochémie a v špecializovaných samonapájacích osvetľovacích zariadeniach. Trícium sa tiež používa v experimentoch s chemickým a biologickým označovaním ako rádioaktívna značka. Vodík je jediný prvok, ktorý má rôzne názvy pre svoje izotopy, ktoré sa dnes bežne používajú. Počas raného štúdia rádioaktivity dostali rôzne ťažké rádioaktívne izotopy svoje vlastné názvy, ale takéto názvy sa už nepoužívajú, s výnimkou deutéria a trícia. Symboly D a T (namiesto 2H a 3H) sa niekedy používajú pre deutérium a trícium, ale zodpovedajúci symbol pre protium P sa už používa pre fosfor, a preto nie je dostupný pre prótum. Medzinárodná únia pre čistú a aplikovanú chémiu vo svojich pokynoch pre názvoslovie povoľuje použiť ktorýkoľvek zo symbolov z D, T, 2H a 3H, hoci preferované sú 2H a 3H. Exotický atóm miónia (symbol Mu), pozostávajúci z antimiónu a elektrónu, sa tiež niekedy považuje za ľahký rádioizotop vodíka kvôli rozdielu hmotnosti medzi antimiónom a elektrónom, ktorý bol objavený v roku 1960. Počas životnosti miónu, 2,2 μs, môže miónium vstúpiť do zlúčenín, ako je chlorid muónny (MuCl) alebo mionid sodný (NaMu), podobne ako chlorovodík a hydrid sodný.
Príbeh
Objavovanie a používanie
V roku 1671 Robert Boyle objavil a opísal reakciu medzi železnými pilinami a zriedenými kyselinami, ktorej výsledkom je plynný vodík. V roku 1766 Henry Cavendish ako prvý rozpoznal plynný vodík ako diskrétnu látku a nazval ho „horľavým vzduchom“ kvôli reakcii kov-kyselina. Navrhol, že „horľavý vzduch“ je v skutočnosti identický s hypotetickou látkou nazývanou „flogistón“ a v roku 1781 opäť zistil, že plyn pri spaľovaní produkuje vodu. Predpokladá sa, že to bol on, kto objavil vodík ako prvok. V roku 1783 Antoine Lavoisier dal prvku názov vodík (z gréckeho ὑδρο-hydro znamená „voda“ a gény -γενής znamená „stvoriteľ“), keď spolu s Laplaceom reprodukovali Cavendishove údaje, že voda vznikla pri spaľovaní vodíka. Lavoisier vyrábal vodík pre svoje experimenty so zachovaním masy reakciou prúdu pary s kovovým železom cez žiarovku zahrievanú v ohni. Anaeróbna oxidácia železa protónmi vody pri vysokej teplote môže byť schematicky znázornená súborom nasledujúcich reakcií:
Fe + H2O → FeO + H2
2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2
3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2
Mnoho kovov, ako napríklad zirkónium, podlieha podobnej reakcii s vodou za vzniku vodíka. Vodík prvýkrát skvapalnil James Dewar v roku 1898 pomocou regeneračného chladenia a jeho vynálezu, vákuovej banky. Nasledujúci rok vyrobil pevný vodík. Deutérium objavil v decembri 1931 Harold Uray a trícium pripravili v roku 1934 Ernest Rutherford, Mark Oliphant a Paul Harteck. Ťažkú vodu, ktorá sa namiesto obyčajného vodíka skladá z deutéria, objavila Yureyho skupina v roku 1932. François Isaac de Rivaz postavil prvý motor „Rivaz“, spaľovací motor poháňaný vodíkom a kyslíkom, v roku 1806. Edward Daniel Clark vynašiel vodíkovú plynovú trubicu v roku 1819. Döbereinerova oceľ (prvý plnohodnotný zapaľovač) bola vynájdená v roku 1823. Prvý vodíkový balón vynašiel Jacques Charles v roku 1783. Vodík umožnil vzostup prvej spoľahlivej formy leteckej dopravy po vynáleze prvej vzducholode na vodík v roku 1852 Henrim Giffardom. Nemecký gróf Ferdinand von Zeppelin propagoval myšlienku pevných vzducholodí zdvíhaných do vzduchu vodíkom, ktoré sa neskôr nazývali Zeppeliny; prvý z nich letel prvýkrát v roku 1900. Pravidelné lety začali v roku 1910 a do začiatku 1. svetovej vojny v auguste 1914 prepravili bez väčších incidentov 35 000 pasažierov. Počas vojny sa vodíkové vzducholode používali ako pozorovacie platformy a bombardéry. Prvý transatlantický let bez medzipristátia uskutočnila britská vzducholoď R34 v roku 1919. Pravidelná osobná doprava bola obnovená v 20. rokoch 20. storočia a objavenie zásob hélia v USA malo zlepšiť bezpečnosť letectva, no americká vláda odmietla predávať plyn na tento účel, a tak bol H2 použitý vo vzducholode Hindenburg, ktorá bola zničená v r. Milánsky požiar v New Jersey 6. mája 1937. Incident bol vysielaný naživo v rádiu a natáčaný na video. Všeobecne sa predpokladalo, že príčinou vznietenia bol únik vodíka, avšak následné štúdie naznačujú, že poťah hliníkovej tkaniny sa zapálil statickou elektrinou. Ale v tom čase už bola povesť vodíka ako zdvíhacieho plynu poškodená. V tom istom roku bol uvedený do prevádzky prvý vodíkom chladený turbogenerátor s plynným vodíkom ako chladivom v rotore a statore v roku 1937 v Daytone, Ohio, spoločnosťou Dayton Power & Light Co.; kvôli tepelnej vodivosti plynného vodíka je to dnes najbežnejší plyn na použitie v tejto oblasti. Nikel-vodíková batéria bola prvýkrát použitá v roku 1977 na palube amerického navigačného technologického satelitu 2 (NTS-2). ISS, Mars Odyssey a Mars Global Surveyor sú vybavené niklovo-vodíkovými batériami. V tmavej časti svojej obežnej dráhy je Hubbleov vesmírny teleskop napájaný aj niklovo-vodíkovými batériami, ktoré boli nakoniec vymenené v máji 2009, viac ako 19 rokov po štarte a 13 rokov po ich skonštruovaní.
Úloha v kvantovej teórii
Kvôli svojej jednoduchej atómovej štruktúre iba protónu a elektrónu bol atóm vodíka spolu so spektrom svetla, ktoré z neho vytvára alebo absorbuje, ústredným bodom vývoja teórie atómovej štruktúry. Okrem toho štúdium zodpovedajúcej jednoduchosti molekuly vodíka a zodpovedajúceho katiónu H+2 viedlo k pochopeniu podstaty chemickej väzby, ktorá čoskoro nasledovala po fyzikálnom spracovaní atómu vodíka v kvantovej mechanike v polovici roku 2020. Jedným z prvých kvantových efektov, ktoré boli jasne pozorované (ale v tom čase nepochopené), bolo Maxwellovo pozorovanie zahŕňajúce vodík pol storočia predtým, ako existovala úplná kvantová mechanická teória. Maxwell poznamenal, že špecifická tepelná kapacita H2 sa ireverzibilne odchyľuje od dvojatómového plynu pod izbovú teplotu a začína sa čoraz viac podobať špecifickej tepelnej kapacite monatomického plynu pri kryogénnych teplotách. Podľa kvantovej teórie toto správanie vyplýva z rozmiestnenia (kvantovaných) rotačných energetických hladín, ktoré sú obzvlášť široko rozmiestnené v H2 kvôli jeho nízkej hmotnosti. Tieto široko rozmiestnené úrovne zabraňujú rovnakému rozdeleniu tepelnej energie na rotačný pohyb vo vodíku pri nízkych teplotách. Rozsievkové plyny, ktoré sa skladajú z ťažších atómov, nemajú tak široko rozmiestnené hladiny a nevykazujú rovnaký účinok. Antivodík je antimateriálový analóg vodíka. Pozostáva z antiprotónu s pozitrónom. Antivodík je jediný typ atómu antihmoty, ktorý bol získaný od roku 2015.
Byť v prírode
Vodík je najrozšírenejší chemický prvok vo vesmíre, ktorý tvorí 75 % hmotnosti normálnej hmoty a viac ako 90 % počtu atómov. (Väčšina hmoty vesmíru však nie je vo forme tohto chemického prvku, ale predpokladá sa, že má zatiaľ neobjavené masové formy, ako je tmavá hmota a temná energia.) Tento prvok sa nachádza vo veľkom množstve vo hviezdach a plynových obrov. Molekulové oblaky H2 sú spojené s tvorbou hviezd. Vodík hrá zásadnú úlohu pri zapínaní hviezd prostredníctvom protón-protónovej reakcie a jadrovej fúzie cyklu CNO. Na celom svete sa vodík vyskytuje hlavne v atómových a plazmových stavoch s vlastnosťami úplne odlišnými od vlastností molekulárneho vodíka. Ako plazma nie sú elektrón a protón vodíka spolu viazané, čo má za následok veľmi vysokú elektrickú vodivosť a vysokú emisivitu (generovanie svetla zo Slnka a iných hviezd). Nabité častice sú silne ovplyvnené magnetickými a elektrickými poľami. Napríklad v slnečnom vetre interagujú s magnetosférou Zeme a vytvárajú Birkelandské prúdy a polárnu žiaru. Vodík je v medzihviezdnom prostredí v neutrálnom atómovom stave. Predpokladá sa, že veľké množstvo neutrálneho vodíka, ktoré sa nachádza v nestálych systémoch Liman-alfa, dominuje kozmologickej baryónovej hustote vesmíru až po červený posun z = 4. Za normálnych podmienok na Zemi existuje elementárny vodík ako dvojatómový plyn H2. Plynný vodík je však v zemskej atmosfére veľmi vzácny (1 ppm objemovo) vďaka svojej nízkej hmotnosti, ktorá mu umožňuje ľahšie vzdorovať zemskej gravitácii ako ťažšie plyny. Vodík je však tretím najrozšírenejším prvkom na zemskom povrchu, existuje predovšetkým vo forme chemických zlúčenín, ako sú uhľovodíky a voda. Plynný vodík je produkovaný niektorými baktériami a riasami a je prirodzenou súčasťou flauty, rovnako ako metán, ktorý je čoraz dôležitejším zdrojom vodíka. Molekulová forma nazývaná protónovaný molekulárny vodík (H+3) sa nachádza v medzihviezdnom prostredí, kde vzniká ionizáciou molekulárneho vodíka z kozmického žiarenia. Tento nabitý ión bol tiež pozorovaný v hornej atmosfére planéty Jupiter. Ión je relatívne stabilný v prostredí vďaka svojej nízkej teplote a hustote. H+3 je jedným z najrozšírenejších iónov vo vesmíre a hrá významnú úlohu v chémii medzihviezdneho prostredia. Neutrálny triatómový vodík H3 môže existovať iba v excitovanej forme a je nestabilný. Naproti tomu kladný molekulárny vodíkový ión (H+2) je vzácnou molekulou vo vesmíre.
Výroba vodíka
H2 sa vyrába v chemických a biologických laboratóriách, často ako vedľajší produkt iných reakcií; v priemysle na hydrogenáciu nenasýtených substrátov; a v prírode ako prostriedok na vytesňovanie redukčných ekvivalentov v biochemických reakciách.
Parné reformovanie
Vodík možno vyrábať niekoľkými spôsobmi, ale ekonomicky najdôležitejšie procesy zahŕňajú odstraňovanie vodíka z uhľovodíkov, keďže asi 95 % produkcie vodíka v roku 2000 pochádzalo z parného reformovania. Komerčne sa veľké objemy vodíka zvyčajne vyrábajú parným reformovaním zemného plynu. Pri vysokých teplotách (1000-1400 K, 700-1100 °C alebo 1300-2000 °F) para (para) reaguje s metánom za vzniku oxidu uhoľnatého a H2.
CH4 + H2O → CO + 3 H2
Táto reakcia najlepšie funguje pri nízkych tlakoch, ale stále sa môže uskutočňovať pri vysokých tlakoch (2,0 MPa, 20 atm alebo 600 palcov ortuti). Je to preto, že vysokotlakový H2 je najobľúbenejší produkt a tlakové čistiace systémy prehriatím fungujú lepšie pri vyšších tlakoch. Zmes produktov je známa ako „syntézny plyn“, pretože sa často používa priamo na výrobu metanolu a príbuzných zlúčenín. Uhľovodíky iné ako metán možno použiť na výrobu syntézneho plynu s rôznymi pomermi produktov. Jednou z mnohých komplikácií tejto vysoko optimalizovanej technológie je tvorba koksu alebo uhlíka:
CH4 -> C + 2 H2
Preto sa pri reformovaní parou zvyčajne používa nadbytok H2O. Ďalší vodík sa môže získať z pary pomocou oxidu uhoľnatého pomocou reakcie na zmenu vodného plynu, najmä s použitím katalyzátora na báze oxidu železa. Táto reakcia je tiež bežným priemyselným zdrojom oxidu uhličitého:
CO + H2O → CO2 + H2
Medzi ďalšie dôležité metódy pre H2 patrí čiastočná oxidácia uhľovodíkov:
2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2
A reakcia na uhlie, ktorá môže slúžiť ako predohra k posunovej reakcii opísanej vyššie:
C + H2O → CO + H2
Niekedy sa vodík vyrába a spotrebúva v rovnakom priemyselnom procese bez separácie. V Haberovom procese výroby čpavku vzniká vodík zo zemného plynu. Elektrolýza soľného roztoku na výrobu chlóru tiež produkuje vodík ako vedľajší produkt.
kyselina kovová
V laboratóriu sa H2 zvyčajne vyrába reakciou zriedených neoxidačných kyselín s určitými reaktívnymi kovmi, ako je zinok, pomocou prístroja Kipp.
Zn + 2 H + → Zn2 + + H2
Hliník môže tiež produkovať H2, keď je ošetrený zásadami:
2 Al + 6 H2O + 2 OH- → 2 Al (OH) -4 + 3 H2
Elektrolýza vody je jednoduchý spôsob výroby vodíka. Nízkonapäťový prúd preteká vodou a na anóde sa vytvára plynný kyslík, zatiaľ čo na katóde sa vytvára plynný vodík. Typicky je katóda vyrobená z platiny alebo iného inertného kovu pri výrobe vodíka na skladovanie. Ak však má byť plyn spaľovaný in situ, je žiaduca prítomnosť kyslíka na podporu horenia, a preto budú obe elektródy vyrobené z inertných kovov. (Napríklad železo oxiduje a tým znižuje množstvo uvoľneného kyslíka). Teoretická maximálna účinnosť (použitá elektrická energia vo vzťahu k energetickej hodnote vyrobeného vodíka) je v rozmedzí 80-94%.
2 H2O (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)
Na výrobu vodíka možno použiť zliatinu hliníka a gália vo forme granúl pridaných do vody. Tento proces tiež produkuje oxid hlinitý, ale drahé gálium, ktoré zabraňuje tvorbe oxidovej kože na peletách, je možné znova použiť. To má dôležité potenciálne dôsledky pre ekonomiku vodíka, pretože vodík sa môže vyrábať lokálne a nie je potrebné ho prepravovať.
Termochemické vlastnosti
Existuje viac ako 200 termochemických cyklov, ktoré možno použiť na oddelenie vody, asi tucet z týchto cyklov, ako je cyklus oxidu železitého, cyklus oxidu céru (IV), cyklus oxidu céru (III), oxid zinku a zinku. Cyklus síry a jódu, cyklus medi a hybridný cyklus chlóru a síry sú predmetom výskumu a testovania na výrobu vodíka a kyslíka z vody a tepla bez použitia elektriny. Množstvo laboratórií (vrátane tých vo Francúzsku, Nemecku, Grécku, Japonsku a USA) vyvíja termochemické metódy na výrobu vodíka zo slnečnej energie a vody.
Anaeróbna korózia
V anaeróbnych podmienkach sa zliatiny železa a ocele pomaly oxidujú protónmi vody, pričom sa redukujú na molekulárny vodík (H2). Anaeróbna korózia železa vedie najskôr k tvorbe hydroxidu železa (zelená hrdza) a možno ju opísať nasledujúcou reakciou: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. Na druhej strane, za anaeróbnych podmienok môže byť hydroxid železitý (Fe (OH) 2) oxidovaný vodnými protónmi za vzniku magnetitu a molekulárneho vodíka. Tento proces je opísaný Shikorrovou reakciou: 3 Fe (OH) 2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2 hydroxid železitý → horčík + voda + vodík. Dobre vykryštalizovaný magnetit (Fe3O4) je termodynamicky stabilnejší ako hydroxid železitý (Fe(OH)2). K tomuto procesu dochádza počas anaeróbnej korózie železa a ocele v anoxických podzemných vodách a pri regenerácii pôdy pod hladinou podzemnej vody.
Geologický pôvod: serpentinizačná reakcia
V neprítomnosti kyslíka (O2) v hlbokých geologických podmienkach prevládajúcich ďaleko od zemskej atmosféry vzniká vodík (H2) počas serpentinizácie anaeróbnou oxidáciou vodnými protónmi (H+) kremičitanu železa (Fe2+) prítomného v kryštálovej mriežke fayalitu ( Fe2SiO4, minimálna olivínová žľaza). Zodpovedajúca reakcia vedúca k vzniku magnetitu (Fe3O4), kremeňa (SiO2) a vodíka (H2): 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 fayalit + voda → magnetit + kremeň + vodík. Táto reakcia sa veľmi podobá Shikorrovej reakcii pozorovanej pri anaeróbnej oxidácii hydroxidu železa v kontakte s vodou.
Tvorba v transformátoroch
Zo všetkých nebezpečných plynov produkovaných vo výkonových transformátoroch je vodík najbežnejší a vzniká pri väčšine porúch; tvorba vodíka je teda skorým znakom vážnych problémov v životnom cykle transformátora.
Aplikácie
Spotreba v rôznych procesoch
Veľké množstvá H2 sú potrebné v ropnom a chemickom priemysle. Najväčšie využitie H2 je na spracovanie („zušľachťovanie“) fosílnych palív a na výrobu amoniaku. V petrochemických závodoch sa H2 používa pri hydrodealkylácii, hydrodesulfurizácii a hydrokrakovaní. H2 má niekoľko ďalších dôležitých využití. H2 sa používa ako hydrogenačné činidlo, najmä na zvýšenie úrovne nasýtenia nenasýtených tukov a olejov (nachádzajú sa v produktoch, ako je margarín), a pri výrobe metanolu. Je tiež zdrojom vodíka pri výrobe kyseliny chlorovodíkovej. H2 sa tiež používa ako redukčné činidlo pre kovové rudy. Vodík je vysoko rozpustný v mnohých kovoch vzácnych zemín a prechodných kovoch a je rozpustný v nanokryštalických aj amorfných kovoch. Rozpustnosť vodíka v kovoch závisí od lokálnych deformácií alebo nečistôt v kryštálovej mriežke. To môže byť užitočné, keď sa vodík čistí prechodom cez horúce paládiové kotúče, ale vysoká rozpustnosť plynu je metalurgickým problémom, ktorý krehne mnohé kovy, čo sťažuje navrhovanie potrubí a skladovacích nádrží. Okrem toho, že sa H2 používa ako činidlo, má širokú škálu aplikácií vo fyzike a inžinierstve. Používa sa ako ochranný plyn pri metódach zvárania, ako je atómové vodíkové zváranie. H2 sa používa ako chladivo rotora v elektrických generátoroch v elektrárňach, pretože má najvyššiu tepelnú vodivosť zo všetkých plynov. Kvapalný H2 sa používa v kryogénnom výskume, vrátane výskumu supravodivosti. Pretože H2 je ľahší ako vzduch, s hustotou vzduchu o niečo viac ako 1/14, bol kedysi široko používaný ako zdvíhací plyn v balónoch a vzducholodiach. V novších aplikáciách sa vodík používa čistý alebo zmiešaný s dusíkom (niekedy nazývaný formovací plyn) ako sledovací plyn na okamžitú detekciu úniku. Vodík sa používa v automobilovom, chemickom, energetickom, leteckom a telekomunikačnom priemysle. Vodík je povolená potravinárska prídavná látka (E 949), ktorá okrem iných antioxidačných vlastností umožňuje testovanie netesnosti potravín. Špecifické využitie majú aj vzácne izotopy vodíka. Deutérium (vodík-2) sa používa v aplikáciách jadrového štiepenia ako pomalý moderátor neutrónov a pri reakciách jadrovej fúzie. Zlúčeniny deutéria sa používajú v oblasti chémie a biológie pri štúdiu izotopových účinkov reakcie. Trícium (vodík-3), produkované v jadrových reaktoroch, sa používa pri výrobe vodíkových bômb, ako izotopový marker v biologických vedách a ako zdroj žiarenia vo svetelných farbách. Teplota trojitého bodu rovnovážneho vodíka je definujúcim pevným bodom na teplotnej stupnici ITS-90 pri 13,8033 Kelvina.
Chladiace médium
Vodík sa bežne používa v elektrárňach ako chladivo v generátoroch vďaka množstvu priaznivých vlastností, ktoré sú priamym výsledkom jeho ľahkých dvojatómových molekúl. Patrí medzi ne nízka hustota, nízka viskozita a najvyššia špecifická tepelná kapacita a tepelná vodivosť akéhokoľvek plynu.
Nosič energie
Vodík nie je energetickým zdrojom, s výnimkou hypotetického kontextu komerčných fúznych elektrární využívajúcich deutérium alebo trícium, čo je technológia, ktorá v súčasnosti nie je ani zďaleka vyspelá. Energia Slnka pochádza z jadrovej fúzie vodíka, ale tento proces je na Zemi ťažko dosiahnuteľný. Elementárny vodík zo solárnych, biologických alebo elektrických zdrojov vyžaduje na výrobu viac energie, ako je potrebné na jeho spálenie, takže vodík v týchto prípadoch funguje ako nosič energie, podobne ako batéria. Vodík možno získať z fosílnych zdrojov (ako je metán), ale tieto zdroje sú vyčerpateľné. Hustota energie na jednotku objemu kvapalného vodíka aj stlačeného plynného vodíka pri akomkoľvek prakticky dosiahnuteľnom tlaku je výrazne nižšia ako pri konvenčných zdrojoch energie, hoci hustota energie na jednotku hmotnosti paliva je vyššia. Elementárny vodík bol však široko diskutovaný v energetickom kontexte ako možný budúci nosič energie v celej ekonomike. Napríklad sekvestrácia CO2 nasledovaná zachytávaním a ukladaním uhlíka by sa mohla uskutočniť v mieste výroby H2 z fosílnych palív. Vodík používaný v doprave bude spaľovať relatívne čisto, s určitými emisiami NOx, ale bez emisií uhlíka. Náklady na infraštruktúru spojené s úplnou konverziou na vodíkové hospodárstvo však budú značné. Palivové články dokážu premieňať vodík a kyslík priamo na elektrinu efektívnejšie ako spaľovacie motory.
polovodičový priemysel
Vodík sa používa na nasýtenie visiacich väzieb amorfného kremíka a amorfného uhlíka, čo pomáha stabilizovať vlastnosti materiálu. Je tiež potenciálnym donorom elektrónov v rôznych oxidových materiáloch vrátane ZnO, SnO2, CdO, MgO, ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO3 a SrZrO3.
biologické reakcie
H2 je produkt anaeróbneho metabolizmu a je produkovaný niekoľkými mikroorganizmami, zvyčajne prostredníctvom reakcií katalyzovaných enzýmami obsahujúcimi železo alebo nikel nazývanými hydrogenázy. Tieto enzýmy katalyzujú reverzibilnú redoxnú reakciu medzi H2 a jeho dvoma protónmi a dvoma elektrónovými zložkami. K tvorbe plynného vodíka dochádza prenosom redukčných ekvivalentov produkovaných fermentáciou pyruvátu do vody. Prirodzený cyklus výroby a spotreby vodíka organizmami sa nazýva vodíkový cyklus. Štiepenie vody, proces, pri ktorom sa voda rozkladá na jej základné protóny, elektróny a kyslík, sa vyskytuje pri svetelných reakciách vo všetkých fotosyntetických organizmoch. Niektoré takéto organizmy, vrátane rias Chlamydomonas Reinhardtii a cyanobaktérií, vyvinuli druhú fázu temných reakcií, v ktorých sa protóny a elektróny redukujú na plyn H2 špecializovanými hydrogenázami v chloroplastoch. Uskutočnili sa pokusy o genetickú modifikáciu hydráz cyanobaktérií, aby sa efektívne syntetizoval plyn H2 aj v prítomnosti kyslíka. Vynaložilo sa aj úsilie s použitím geneticky modifikovaných rias v bioreaktore.
/mol (eV)
(podľa Paulinga)
látok
| H | 1 |
| 1,00794 | |
| 1 s 1 | |
| Vodík | |
Vodík je prvým prvkom v periodickej tabuľke prvkov. V prírode široko rozšírené. Katión (a jadro) najbežnejšieho izotopu vodíka 1H je protón. Vlastnosti 1H jadra umožňujú široké využitie NMR spektroskopie pri analýze organických látok.
História vodíka
Uvoľňovanie horľavého plynu pri interakcii kyselín a kovov bolo pozorované v 16. a 17. storočí na úsvite formovania chémie ako vedy. M. V. Lomonosov priamo poukázal na jej izoláciu, no už definitívne si uvedomoval, že nejde o flogistón. Anglický fyzik a chemik G. Cavendish v roku 1766 skúmal tento plyn a nazval ho „horľavým vzduchom“. Pri horení „horľavý vzduch“ produkoval vodu, ale Cavendishovo priľnutie k teórii flogistónu mu bránilo vyvodiť správne závery. Francúzsky chemik A. Lavoisier spolu s inžinierom J. Meunierom pomocou špeciálnych plynomerov v roku 1783. uskutočnila syntéza vody a následne jej analýza, rozklad vodnej pary rozžeraveným železom. Zistil teda, že „horľavý vzduch“ je súčasťou vody a dá sa z nej získať.
Pôvod názvu vodík
Lavoisier pomenoval vodíkový hydrogén (od ὕδωρ - "voda" a γενναω - "Rodím") - "rodím do vody." Ruský názov „vodík“ navrhol chemik M.F. Soloviev v roku 1824 analogicky s Lomonosovovým „kyslíkom“.
Množstvo vodíka
Vo Vesmíre
Vodík je najrozšírenejším prvkom vo vesmíre. Tvorí asi 92 % všetkých atómov (8 % tvoria atómy hélia, podiel všetkých ostatných prvkov dohromady je menší ako 0,1 %). Vodík je teda hlavnou zložkou hviezd a medzihviezdneho plynu. V podmienkach hviezdnych teplôt (napr. povrchová teplota Slnka je ~6000 °C) existuje vodík vo forme plazmy, v medzihviezdnom priestore tento prvok existuje vo forme jednotlivých molekúl, atómov a iónov a môže vytvárať molekulárne oblakov, ktoré sa výrazne líšia veľkosťou, hustotou a teplotou.
Zemská kôra a živé organizmy
Hmotnostný podiel vodíka v zemskej kôre je 1% - ide o desiaty najbežnejší prvok. Jeho úlohu v prírode však neurčuje hmotnosť, ale počet atómov, ktorých podiel medzi ostatnými prvkami je 17% (druhé miesto po kyslíku, ktorého podiel atómov je ~52%). Preto je význam vodíka v chemických procesoch prebiehajúcich na Zemi takmer taký veľký ako význam kyslíka. Na rozdiel od kyslíka, ktorý existuje na Zemi vo viazanom aj voľnom stave, je prakticky všetok vodík na Zemi vo forme zlúčenín; v atmosfére sa nachádza len veľmi malé množstvo vodíka vo forme jednoduchej látky (0,00005 % objemu).
Vodík je súčasťou takmer všetkých organických látok a je prítomný vo všetkých živých bunkách. V živých bunkách tvorí vodík podľa počtu atómov takmer 50 %.
Získanie vodíka
Priemyselné spôsoby získavania jednoduchých látok závisia od formy, v ktorej sa príslušný prvok nachádza v prírode, teda čo môže byť surovinou na jeho výrobu. Takže kyslík, ktorý je k dispozícii vo voľnom stave, sa získava fyzikálnou metódou - izoláciou z kvapalného vzduchu. Takmer všetok vodík je vo forme zlúčenín, preto sa na jeho získavanie používajú chemické metódy. Môžu sa použiť najmä rozkladné reakcie. Jedným zo spôsobov výroby vodíka je reakcia rozkladu vody elektrickým prúdom.
Hlavnou priemyselnou metódou výroby vodíka je reakcia metánu, ktorý je súčasťou zemného plynu, s vodou. Vykonáva sa pri vysokej teplote (je ľahké overiť, že pri prechode metánu aj cez vriacu vodu nedochádza k žiadnej reakcii):
V laboratóriu sa na získanie jednoduchých látok nepoužívajú nevyhnutne prírodné suroviny, ale vyberajú sa tie počiatočné látky, z ktorých je ľahšie izolovať potrebnú látku. Napríklad v laboratóriu sa kyslík nezíska zo vzduchu. To isté platí pre výrobu vodíka. Jednou z laboratórnych metód výroby vodíka, ktorá sa niekedy používa v priemysle, je rozklad vody elektrickým prúdom.
Vodík sa zvyčajne vyrába v laboratóriu reakciou zinku s kyselinou chlorovodíkovou.
Získavanie vodíka v priemysle
1. Elektrolýza vodných roztokov solí:
2NaCl + 2H20 -> H2 + 2NaOH + Cl2
2. Prechod vodnej pary cez horúci koks pri teplote asi 1000 °C:
H20 + ⇄ H2 + CO
3.Z zemného plynu.
Steam konverzia:
CH4 + H20 ⇄ CO + 3H2 (1000 °C)
Katalytická oxidácia kyslíkom:
2CH4+02⇄2CO + 4H 2
4. Krakovanie a reformovanie uhľovodíkov v procese rafinácie ropy.
Získanie vodíka v laboratóriu
1. Pôsobenie zriedených kyselín na kovy. Na uskutočnenie takejto reakcie sa najčastejšie používa zinok a zriedená kyselina chlorovodíková:
+2HCl ->ZnCl2+H2
2. Interakcia vápnika s vodou: |
+ 2H20 -> Ca (OH)2 + H2
3. Hydrolýza hydridov:
NaH + H20 → NaOH + H2
4. Pôsobenie alkálií na zinok alebo hliník:
2 + 2NaOH + 6H20 -> 2Na + 3H 2
+ 2KOH + 2H20 -> K2 + H2
5.Použitie elektrolýzy. Pri elektrolýze vodných roztokov zásad alebo kyselín sa na katóde uvoľňuje vodík, napr.
2H30 +2e - -> H2 + 2H20
Ďalšie informácie o vodíku
Bioreaktor na výrobu vodíka
Fyzikálne vlastnosti vodíka
Emisné spektrum vodíka
Emisné spektrum vodíka
Modifikácie vodíka je možné oddeliť adsorpciou na aktívnom uhlí pri teplote kvapalného dusíka. Pri veľmi nízkych teplotách je rovnováha medzi ortovodíkom a paravodíkom takmer úplne posunutá smerom k paravodíku. Pri 80 K je pomer strán približne 1:1. Desorbovaný paravodík sa po zahriatí premení na ortovodík až do vytvorenia rovnovážnej zmesi pri teplote miestnosti (orto-para: 75:25). Bez katalyzátora prebieha premena pomaly (v podmienkach medzihviezdneho prostredia, s charakteristickými časmi až kozmologickými časmi), čo umožňuje študovať vlastnosti jednotlivých modifikácií.
Vodík je najľahší plyn, je 14,5-krát ľahší ako vzduch. Je zrejmé, že čím menšia je hmotnosť molekúl, tým vyššia je ich rýchlosť pri rovnakej teplote. Ako najľahšie molekuly vodíka sa pohybujú rýchlejšie ako molekuly akéhokoľvek iného plynu, a preto môžu rýchlejšie prenášať teplo z jedného telesa do druhého. Z toho vyplýva, že vodík má spomedzi plynných látok najvyššiu tepelnú vodivosť. Jeho tepelná vodivosť je asi sedemkrát vyššia ako tepelná vodivosť vzduchu.
Molekula vodíka je dvojatómová - H2. Za normálnych podmienok je to bezfarebný plyn bez zápachu a chuti. Hustota 0,08987 g/l (n.o.), bod varu −252,76 °C, špecifické spalné teplo 120,9 10 6 J/kg, ťažko rozpustný vo vode — 18,8 ml/l. Vodík je vysoko rozpustný v mnohých kovoch (, , atď.), najmä v paládiu (850 objemov na 1 objem Pd). S rozpustnosťou vodíka v kovoch súvisí jeho schopnosť difundovať cez ne; difúzia cez uhlíkatú zliatinu (napríklad oceľ) je niekedy sprevádzaná deštrukciou zliatiny v dôsledku interakcie vodíka s uhlíkom (tzv. dekarbonizácia). Prakticky nerozpustný v striebre.
Fázový diagram vodíka
Kvapalný vodík existuje vo veľmi úzkom teplotnom rozsahu od -252,76 do -259,2 °C. Je to bezfarebná kvapalina, veľmi ľahká (hustota pri -253 °C 0,0708 g/cm 3) a kvapalina (viskozita pri -253 °C 13,8 °C). Kritické parametre vodíka sú veľmi nízke: teplota -240,2 °C a tlak 12,8 atm. To vysvetľuje ťažkosti pri skvapalňovaní vodíka. V kvapalnom stave sa rovnovážny vodík skladá z 99,79 % para-H2, 0,21 % orto-H2.
Tuhý vodík, bod topenia −259,2 °C, hustota 0,0807 g/cm3 (pri −262 °C) — snehová hmota, šesťuholníkové kryštály, priestorová grupa P6/mmc, parametre bunky a=3,75 c= 6,12. Pri vysokom tlaku sa vodík stáva kovovým.
izotopy
Vodík sa vyskytuje vo forme troch izotopov, ktoré majú jednotlivé názvy: 1H - protium (H), 2H - deutérium (D), 3H - trícium (rádioaktívne) (T).
Protium a deutérium sú stabilné izotopy s hmotnostnými číslami 1 a 2. Ich obsah v prírode je 99,9885 ± 0,0070 %, respektíve 0,0115 ± 0,0070 %. Tento pomer sa môže mierne líšiť v závislosti od zdroja a spôsobu výroby vodíka.
Izotop vodíka 3H (trícium) je nestabilný. Jeho polčas rozpadu je 12,32 roka. Trícium sa v prírode nachádza vo veľmi malom množstve.
Literatúra tiež poskytuje údaje o izotopoch vodíka s hmotnostnými číslami 4–7 a polčasmi 10–22–10–23 s.
Prírodný vodík pozostáva z molekúl H 2 a HD (deuterovodík) v pomere 3200:1. Obsah čistého vodíka deutéria D 2 je ešte menší. Koncentračný pomer HD a D2 je približne 6400:1.
Zo všetkých izotopov chemických prvkov sa fyzikálne a chemické vlastnosti izotopov vodíka navzájom najviac líšia. Je to spôsobené najväčšou relatívnou zmenou hmotnosti atómov.
| Teplota topenie, K |
Teplota vriaci, K |
Triple bodka, K/kPa |
kritický bodka, K/kPa |
Hustota kvapalina/plyn, kg/m³ |
|
|---|---|---|---|---|---|
| H2 | 13.95 | 20,39 | 13,96 /7,3 | 32,98 /1,31 | 70,811 /1,316 |
| HD | 16,60 | 22,13 | 16,60 /12,8 | 35,91 /1,48 | 114,80 /1,802 |
| HT | 22,92 | 17,63 /17,7 | 37,13 /1,57 | 158,62 /2,310 | |
| D2 | 18,62 | 23,67 | 18,73 /17,1 | 38,35 /1,67 | 162,50 /2,230 |
| DT | 24.38 | 19,71 /19,4 | 39,42 /1,77 | 211,54 /2,694 | |
| T2 | 25,04 | 20,62 /21,6 | 40,44 /1,85 | 260,17 /3,136 |
Deutérium a trícium majú tiež orto a para modifikácie: p-D2, o-D2, p-T2, o-T2. Heteroizotopický vodík (HD, HT, DT) nemá orto a para modifikácie.
Chemické vlastnosti
Molekuly vodíka H2 sú dosť silné a na to, aby vodík reagoval, je potrebné vynaložiť veľa energie:
H2 \u003d 2H - 432 kJ
Preto vodík pri bežných teplotách reaguje iba s veľmi aktívnymi kovmi, ako je vápnik, za vzniku hydridu vápenatého:
H2 \u003d CaH 2
a s jediným nekovom - fluórom, tvoriacim fluorovodík:
F2 + H2 \u003d 2HF
Vodík reaguje s väčšinou kovov a nekovov pri zvýšených teplotách alebo pri iných vplyvoch, ako je osvetlenie:
02 + 2H2 \u003d 2H20
Môže „odoberať“ kyslík niektorým oxidom, napr.
CuO + H2 \u003d + H20
Napísaná rovnica odráža redukčné vlastnosti vodíka.
N2 + 3H2 -> 2NH3
Vytvára halogenovodíky s halogénmi:
F 2 + H 2 → 2HF, reakcia prebieha výbuchom v tme a pri akejkoľvek teplote, Cl 2 + H 2 → 2HCl, reakcia prebieha výbuchom, len na svetle.
Pri silnom zahrievaní interaguje so sadzami:
2H2->CH4
Interakcia s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín
Pri interakcii s aktívnymi kovmi tvorí vodík hydridy:
2 +H2 → 2NaH +H2 → CaH2 +H2 → MgH2
hydridy- soli podobné, pevné látky, ľahko hydrolyzovateľné:
CaH2 + 2H20 -> Ca (OH)2 + 2H2
Interakcia s oxidmi kovov (zvyčajne d-prvkami)
Oxidy sa redukujú na kovy:
CuO + H2 → Cu + H20 Fe203 + 3H2 → 2Fe + 3H20 WO 3 + 3H2 → W + 3H20
Hydrogenácia organických zlúčenín
Molekulový vodík sa široko používa v organickej syntéze na redukciu organických zlúčenín. Tieto procesy sú tzv hydrogenačné reakcie. Tieto reakcie sa uskutočňujú v prítomnosti katalyzátora pri zvýšenom tlaku a teplote. Katalyzátor môže byť buď homogénny (napr. Wilkinsonov katalyzátor) alebo heterogénny (napr. Raneyov nikel, paládium na uhlíku).
Tak najmä pri katalytickej hydrogenácii nenasýtených zlúčenín, ako sú alkény a alkíny, vznikajú nasýtené zlúčeniny, alkány.
Geochémia vodíka
Voľný vodík H 2 je v pozemských plynoch pomerne vzácny, ale vo forme vody má mimoriadne dôležitú úlohu v geochemických procesoch.
Vodík môže byť prítomný v mineráloch vo forme amónneho iónu, hydroxylového iónu a kryštalickej vody.
V atmosfére neustále vzniká vodík v dôsledku rozkladu vody slnečným žiarením. Molekuly vodíka, ktoré majú malú hmotnosť, majú vysokú rýchlosť difúzneho pohybu (je blízko druhej kozmickej rýchlosti) a keď sa dostanú do horných vrstiev atmosféry, môžu odletieť do vesmíru.
Vlastnosti obehu
Aplikácia vodíka
Atómový vodík sa používa na zváranie atómovým vodíkom.
Chemický priemysel
Pri výrobe čpavku, metanolu, mydla a plastov
potravinársky priemysel
Pri výrobe margarínu z tekutých rastlinných olejov.
Registrovaný ako doplnok stravy E949(baliaci plyn)
Letecký priemysel
Vodík je veľmi ľahký a vždy stúpa vo vzduchu. Kedysi sa vzducholode a balóny plnili vodíkom. Ale v 30-tych rokoch. XX storočia došlo k niekoľkým nehodám, keď vzducholode vybuchli a zhoreli. V súčasnosti sú vzducholode plnené héliom.
Palivo
Vodík sa používa ako raketové palivo. Prebieha výskum využitia vodíka ako paliva pre osobné a nákladné automobily. Vodíkové motory neznečisťujú životné prostredie a vypúšťajú iba vodnú paru.
Vodíkovo-kyslíkové palivové články využívajú vodík na priamu premenu energie chemickej reakcie na elektrickú energiu.
Vodík, vodík, N (1)
Ako horľavý (horľavý) vzduch je vodík známy už dlho. Získaval sa pôsobením kyselín na kovy, horenie a výbuchy výbušného plynu pozoroval Paracelsus, Boyle, Lemery a ďalší vedci 16.-18. S rozšírením teórie flogistónu sa niektorí chemici pokúsili vyrobiť vodík ako „voľný flogistón“. Lomonosovova dizertácia „O kovovej brilancii“ popisuje výrobu vodíka pôsobením „kyslých alkoholov“ (napríklad „chlorovodíkového alkoholu“, t. j. kyseliny chlorovodíkovej) na železo a iné kovy; ruský vedec ako prvý (1745) predložil hypotézu, že vodík („horľavá para“ – para inflammabilis) je flogistón. Cavendish, ktorý podrobne študoval vlastnosti vodíka, predložil podobnú hypotézu v roku 1766. Vodík nazval „horľavým vzduchom“ získaným z „kovov“ (Inflammable air from metals) a veril, ako každá flogistika, že keď sa rozpustí v kyselinách , kov stratí váš flogistón. Lavoisier, ktorý v roku 1779 študoval zloženie vody prostredníctvom jej syntézy a rozkladu, nazval vodík Hydrogine (vodík), alebo Hydrogene (vodík), z gréčtiny. gidor - voda a gainome - produkujem, rodim.
Nomenklatúrna komisia z roku 1787 prijala slovo výroba Vodík z gennao, rodím. V Lavoisierovej tabuľke jednoduchých telies sa vodík (vodík) spomína medzi piatimi (svetlo, teplo, kyslík, dusík, vodík) „jednoduchých telies patriacich do všetkých troch kráľovstiev prírody a ktoré treba považovať za prvky telies“; ako staré synonymá pre názov Vodík, Lavoisier nazýva horľavý plyn (Gaz inflammable), základ horľavého plynu. V ruskej chemickej literatúre konca 18. a začiatku 19. storočia. existujú dva druhy názvov vodíka: flogistický (horľavý plyn, horľavý vzduch, horľavý vzduch, zápalný vzduch) a antiflogistický (vodotvorný, vodotvorný tvor, vodotvorný plyn, plynný vodík, vodík). Obe skupiny slov sú preklady francúzskych názvov pre vodík.
Izotopy vodíka boli objavené v 30. rokoch minulého storočia a rýchlo získali veľký význam vo vede a technike. Koncom roku 1931 Urey, Brequadd a Murphy preskúmali zvyšok po dlhšom odparovaní kvapalného vodíka a našli v ňom ťažký vodík s atómovou hmotnosťou 2. Tento izotop sa nazýval deutérium (Deuterium, D) z gréčtiny - ďalší, druhý . O štyri roky neskôr bol vo vode vystavenej dlhšej elektrolýze objavený ešte ťažší izotop vodíka 3H, ktorý sa nazýval trícium (Trítium, T), z gréčtiny - tretí.
