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

Relatívna atómová hmotnosť vodíka = 1.

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

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

H0 + 1ē → H1− H0 – 1ē → H1+.

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

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

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

Fyzikálne vlastnosti vodíka

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

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

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

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

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

Na rozdiel od kyslíka vodík nevykazuje alotropiu.

Aplikácia vodíka

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

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

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

Ako raketové palivo sa používa zmes kvapalného vodíka a kyslíka.

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

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

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

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

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

Atóm vodíka má elektrónový vzorec vonkajšej (a jedinej) elektronickej úrovne 1 s jeden . Na jednej strane prítomnosťou jedného elektrónu na vonkajšej elektrónovej úrovni je atóm vodíka podobný atómom alkalického kovu. Avšak, rovnako ako halogénom, chýba iba jeden elektrón na vyplnenie vonkajšej elektronickej úrovne, pretože na prvej elektronickej úrovni sa nemôžu nachádzať viac ako 2 elektróny. Ukazuje sa, že vodík môže byť umiestnený súčasne v prvej aj predposlednej (siedmej) skupine periodickej tabuľky, čo sa niekedy robí v rôznych verziách periodického systému:

Z hľadiska vlastností vodíka ako jednoduchej látky má predsa len viac spoločného s halogénmi. Vodík, rovnako ako halogény, je nekov a podobne ako oni tvorí dvojatómové molekuly (H 2).

Za normálnych podmienok je vodík plynná, neaktívna látka. Nízka aktivita vodíka sa vysvetľuje vysokou pevnosťou väzby medzi atómami vodíka v molekule, ktorá si na jej rozbitie vyžaduje buď silné zahrievanie, alebo použitie katalyzátorov, prípadne oboch súčasne.

Interakcia vodíka s jednoduchými látkami

s kovmi

Z kovov vodík reaguje len s alkáliami a alkalickými zeminami! Alkalické kovy zahŕňajú kovy hlavnej podskupiny skupiny I (Li, Na, K, Rb, Cs, Fr) a kovy alkalických zemín sú kovy hlavnej podskupiny skupiny II, okrem berýlia a horčíka (Ca, Sr, Ba , Ra)

Pri interakcii s aktívnymi kovmi vodík vykazuje oxidačné vlastnosti, t.j. znižuje jeho oxidačný stav. V tomto prípade vznikajú hydridy alkalických kovov a kovov alkalických zemín, ktoré majú iónovú štruktúru. Reakcia prebieha pri zahrievaní:

Treba poznamenať, že interakcia s aktívnymi kovmi je jediným prípadom, keď je molekulárny vodík H2 oxidačným činidlom.

s nekovmi

Z nekovov vodík reaguje len s uhlíkom, dusíkom, kyslíkom, sírou, selénom a halogénmi!

Pod uhlíkom treba rozumieť grafit alebo amorfný uhlík, keďže diamant je extrémne inertná alotropická modifikácia uhlíka.

Pri interakcii s nekovmi môže vodík vykonávať iba funkciu redukčného činidla, to znamená, že môže iba zvýšiť svoj oxidačný stav:

Interakcia vodíka s komplexnými látkami

s oxidmi kovov

Vodík nereaguje s oxidmi kovov, ktoré sú v rade aktivít kovov až po hliník (vrátane), je však schopný redukovať mnohé oxidy kovov napravo od hliníka pri zahrievaní:

s oxidmi nekovov

Z oxidov nekovov reaguje vodík pri zahrievaní s oxidmi dusíka, halogénmi a uhlíkom. Zo všetkých interakcií vodíka s oxidmi nekovov je potrebné poznamenať najmä jeho reakciu s oxidom uhoľnatým CO.

Zmes CO a H2 má dokonca svoj vlastný názov - „syntézny plyn“, pretože v závislosti od podmienok z nej možno získať také požadované priemyselné produkty, ako je metanol, formaldehyd a dokonca aj syntetické uhľovodíky:

s kyselinami

Vodík nereaguje s anorganickými kyselinami!

Z organických kyselín reaguje vodík len s nenasýtenými kyselinami, ako aj s kyselinami obsahujúcimi funkčné skupiny redukovateľné vodíkom, najmä aldehydové, keto alebo nitroskupiny.

so soľami

V prípade vodných roztokov solí nedochádza k ich interakcii s vodíkom. Pri prechode vodíka cez tuhé soli niektorých kovov strednej a nízkej aktivity je však možná ich čiastočná alebo úplná redukcia, napr.

Chemické vlastnosti halogénov

Halogény sú chemické prvky skupiny VIIA (F, Cl, Br, I, At), ako aj jednoduché látky, ktoré tvoria. V ďalšom texte, pokiaľ nie je uvedené inak, sa halogény budú chápať ako jednoduché látky.

Všetky halogény majú molekulárnu štruktúru, čo vedie k nízkym bodom topenia a varu týchto látok. Halogénové molekuly sú dvojatómové, t.j. ich vzorec možno zapísať vo všeobecnom tvare ako Hal2.

Treba poznamenať takú špecifickú fyzikálnu vlastnosť jódu, ako je jeho schopnosť sublimácia alebo inými slovami, sublimácia. sublimácia, nazývajú jav, pri ktorom sa látka v pevnom skupenstve pri zahrievaní neroztopí, ale obchádzajúc kvapalnú fázu okamžite prechádza do plynného stavu.

Elektrónová štruktúra vonkajšej energetickej hladiny atómu ľubovoľného halogénu má tvar ns 2 np 5, kde n je číslo periódy periodickej tabuľky, v ktorej sa halogén nachádza. Ako vidíte, z osemelektrónového vonkajšieho obalu atómov halogénu chýba iba jeden elektrón. Z toho je logické predpokladať prevažne oxidačné vlastnosti voľných halogénov, čo sa potvrdzuje aj v praxi. Ako viete, elektronegativita nekovov klesá pri pohybe nadol v podskupine, a preto aktivita halogénov klesá v sérii:

F2 > Cl2 > Br2 > I2

Interakcia halogénov s jednoduchými látkami

Všetky halogény sú vysoko reaktívne a reagujú s väčšinou jednoduchých látok. Treba si však uvedomiť, že fluór môže vďaka svojej extrémne vysokej reaktivite reagovať aj s tými jednoduchými látkami, s ktorými iné halogény reagovať nedokážu. Medzi takéto jednoduché látky patrí kyslík, uhlík (diamant), dusík, platina, zlato a niektoré vzácne plyny (xenón a kryptón). Tie. vlastne, fluór nereaguje len s niektorými vzácnymi plynmi.

Zvyšné halogény, t.j. chlór, bróm a jód sú tiež účinné látky, ale menej účinné ako fluór. Reagujú takmer so všetkými jednoduchými látkami okrem kyslíka, dusíka, uhlíka vo forme diamantu, platiny, zlata a vzácnych plynov.

Interakcia halogénov s nekovmi

vodík

Všetky halogény reagujú s vodíkom za vzniku halogenovodíky so všeobecným vzorcom HHal. Reakcia fluóru s vodíkom zároveň začína spontánne aj v tme a pokračuje výbuchom v súlade s rovnicou:

Reakcia chlóru s vodíkom môže byť iniciovaná intenzívnym ultrafialovým žiarením alebo zahrievaním. Úniky aj s výbuchom:

Bróm a jód reagujú s vodíkom iba pri zahrievaní a zároveň je reakcia s jódom reverzibilná:

fosfor

Interakcia fluóru s fosforom vedie k oxidácii fosforu na najvyšší oxidačný stav (+5). V tomto prípade dochádza k tvorbe fluoridu fosforečného:

Pri interakcii chlóru a brómu s fosforom je možné získať halogenidy fosforu v oxidačnom stave + 3 aj v oxidačnom stave + 5, čo závisí od pomerov reaktantov:

V prípade bieleho fosforu v atmosfére fluóru, chlóru alebo tekutého brómu sa reakcia spustí spontánne.

Interakcia fosforu s jódom môže viesť k tvorbe iba jodidu fosforitého v dôsledku výrazne nižšej oxidačnej schopnosti ako ostatné halogény:

sivá

Fluór oxiduje síru na najvyšší oxidačný stupeň +6, pričom vzniká hexafluorid sírový:

Chlór a bróm reagujú so sírou a vytvárajú zlúčeniny obsahujúce síru v oxidačných stavoch, ktoré sú pre ňu mimoriadne neobvyklé +1 a +2. Tieto interakcie sú veľmi špecifické a na úspešné zvládnutie skúšky z chémie nie je potrebná schopnosť zapisovať rovnice týchto interakcií. Nasledujúce tri rovnice sú preto uvedené skôr ako návod:

Interakcia halogénov s kovmi

Ako bolo uvedené vyššie, fluór je schopný reagovať so všetkými kovmi, dokonca aj s takými neaktívnymi, ako je platina a zlato:

Zvyšné halogény reagujú so všetkými kovmi okrem platiny a zlata:

Reakcie halogénov s komplexnými látkami

Substitučné reakcie s halogénmi

Aktívnejšie halogény, t.j. ktorých chemické prvky sú umiestnené vyššie v periodickej tabuľke, sú schopné vytesniť menej aktívne halogény z halogenovodíkových kyselín a halogenidov kovov, ktoré tvoria:

Podobne bróm a jód vytláčajú síru z roztokov sulfidov a/alebo sírovodíka:

Chlór je silnejšie oxidačné činidlo a oxiduje sírovodík vo svojom vodnom roztoku nie na síru, ale na kyselinu sírovú:

Interakcia halogénov s vodou

Voda horí vo fluóre modrým plameňom v súlade s reakčnou rovnicou:

Bróm a chlór reagujú s vodou inak ako fluór. Ak fluór pôsobil ako oxidačné činidlo, potom chlór a bróm disproporcionálne vo vode tvoria zmes kyselín. V tomto prípade sú reakcie reverzibilné:

Interakcia jódu s vodou prebieha v takej zanedbateľnej miere, že ju možno zanedbať a považovať ju za neprebiehajúcu vôbec.

Interakcia halogénov s alkalickými roztokmi

Fluór pri interakcii s vodným roztokom zásady opäť pôsobí ako oxidačné činidlo:

Schopnosť napísať túto rovnicu nie je potrebná na úspešné absolvovanie skúšky. Stačí poznať fakt o možnosti takejto interakcie a oxidačnej úlohe fluóru pri tejto reakcii.

Na rozdiel od fluóru sú zvyšné halogény v alkalických roztokoch disproporcionálne, to znamená, že súčasne zvyšujú a znižujú svoj oxidačný stav. Súčasne je v prípade chlóru a brómu v závislosti od teploty možný prietok v dvoch rôznych smeroch. Najmä v chlade prebiehajú reakcie takto:

a pri zahrievaní:

Jód reaguje s alkáliami výlučne podľa druhej možnosti, t.j. s tvorbou jodičnanu, pretože hypojodit je nestabilný nielen pri zahrievaní, ale aj pri bežných teplotách a dokonca aj v chlade.

VODÍK, N (lat. hydrogenium; a. vodík; n. Wasserstoff; f. vodík; a. hydrogén), je chemický prvok periodického systému prvkov Mendelejeva, ktorý sa súčasne pripisuje skupine I a VII, atómové číslo 1, atómová hmotnosť 1, 0079. Prírodný vodík má stabilné izotopy - protium (1 H), deutérium (2 H, alebo D) a rádioaktívne - trícium (3 H, alebo T). Pre prírodné zlúčeniny je priemerný pomer D/Н = (158±2).10 -6 Rovnovážny obsah 3 Н na Zemi je ~5,10 27 atómov.

Fyzikálne vlastnosti vodíka

Vodík prvýkrát opísal v roku 1766 anglický vedec G. Cavendish. Za normálnych podmienok je vodík bezfarebný plyn bez zápachu a chuti. V prírode je vo voľnom stave vo forme molekúl H 2 . Disociačná energia molekuly H2 je 4,776 eV; ionizačný potenciál atómu vodíka je 13,595 eV. Vodík je najľahšia látka zo všetkých známych, pri 0 ° C a 0,1 MPa 0,0899 kg / m 3; teplota varu - 252,6 ° C, teplota topenia - 259,1 ° C; kritické parametre: t - 240 ° C, tlak 1,28 MPa, hustota 31,2 kg / m 3. Tepelne najvodivejší zo všetkých plynov je 0,174 W / (m.K) pri 0 °C a 1 MPa, merná tepelná kapacita je 14,208,10 3 J (kg.K).

Chemické vlastnosti vodíka

Kvapalný vodík je veľmi ľahký (hustota pri -253°C 70,8 kg/m 3) a tekutý (pri -253°C je 13,8 cP). Vo väčšine zlúčenín vodík vykazuje oxidačný stav +1 (podobne ako alkalické kovy), menej často -1 (podobne ako hydridy kovov). Za normálnych podmienok je molekulárny vodík neaktívny; rozpustnosť vo vode pri 20 °C a 1 MPa 0,0182 ml/g; dobre rozpustný v kovoch - Ni, Pt, Pd atď. S kyslíkom tvorí vodu s uvoľňovaním tepla 143,3 MJ/kg (pri 25°C a 0,1 MPa); pri teplote 550 °C a vyššej je reakcia sprevádzaná výbuchom. Pri interakcii s fluórom a chlórom prebiehajú reakcie aj s výbuchom. Hlavné zlúčeniny vodíka: H 2 O, amoniak NH 3, sírovodík H 2 S, CH 4, hydridy kovov a halogénov CaH 2, HBr, Hl, ako aj organické zlúčeniny C 2 H 4, HCHO, CH 3 OH atď. .

Vodík v prírode

Vodík je v prírode rozšírený prvok, jeho obsah je 1% (hmotn.). Hlavnou zásobárňou vodíka na Zemi je voda (11,19% hmotnosti). Vodík je jednou z hlavných zložiek všetkých prírodných organických zlúčenín. Vo voľnom stave je prítomný vo vulkanických a iných zemných plynoch v (0,0001 % podľa počtu atómov). Tvorí väčšinu hmoty Slnka, hviezd, medzihviezdneho plynu, plynových hmlovín. V atmosférach planét je prítomný vo forme H 2, CH 4, NH 3, H 2 O, CH, NHOH atď.. Je súčasťou korpuskulárneho žiarenia Slnka (toky protónov) a kozmického žiarenia (elektrón tavivá).

Získavanie a používanie vodíka

Surovinou na priemyselnú výrobu vodíka sú rafinované plyny, produkty splyňovania a pod. Hlavnými spôsobmi výroby vodíka sú reakcia uhľovodíkov s vodnou parou, neúplná oxidácia uhľovodíkov, konverzia oxidov, elektrolýza vody. Vodík sa používa na výrobu amoniaku, alkoholov, syntetického benzínu, kyseliny chlorovodíkovej, hydrorafináciu ropných produktov, rezanie kovov vodíkovo-kyslíkovým plameňom.

Vodík je perspektívne plynné palivo. Deutérium a trícium našli uplatnenie v jadrovej energetike.

Keď začneme uvažovať o chemických a fyzikálnych vlastnostiach vodíka, treba poznamenať, že v obvyklom stave je tento chemický prvok v plynnej forme. Bezfarebný plynný vodík je bez zápachu a chuti. Prvýkrát bol tento chemický prvok nazvaný vodík po tom, čo vedec A. Lavoisier uskutočnil experimenty s vodou, podľa ktorých výsledkov svetová veda zistila, že voda je viaczložková kvapalina, ktorej súčasťou je aj vodík. K tejto udalosti došlo v roku 1787, no už dávno pred týmto dátumom bol vodík známy vedcom pod názvom „horľavý plyn“.

Vodík v prírode

Podľa vedcov sa vodík nachádza v zemskej kôre a vo vode (približne 11,2 % z celkového objemu vody). Tento plyn je súčasťou mnohých minerálov, ktoré ľudstvo ťaží z útrob zeme po stáročia. Vlastnosti vodíka sú čiastočne charakteristické pre ropu, zemné plyny a íl, pre živočíšne a rastlinné organizmy. Ale vo svojej čistej forme, to znamená, že nie je kombinovaný s inými chemickými prvkami periodickej tabuľky, je tento plyn v prírode extrémne zriedkavý. Tento plyn môže pri sopečných erupciách uniknúť na zemský povrch. Voľný vodík je v atmosfére prítomný v stopových množstvách.

Chemické vlastnosti vodíka

Pretože chemické vlastnosti vodíka nie sú jednotné, patrí tento chemický prvok do skupiny I Mendelejevovho systému aj do skupiny VII systému. Ako zástupca prvej skupiny je vodík v skutočnosti alkalický kov, ktorý má oxidačný stav +1 vo väčšine zlúčenín, v ktorých je zahrnutý. Rovnaká valencia je charakteristická pre sodík a iné alkalické kovy. Vzhľadom na tieto chemické vlastnosti sa vodík považuje za prvok podobný týmto kovom.

Ak hovoríme o hydridoch kovov, potom má vodíkový ión zápornú valenciu - jeho oxidačný stav je -1. Na + H- sa vytvára rovnakým spôsobom ako chlorid Na + Cl-. Táto skutočnosť je dôvodom priradenia vodíka do skupiny VII Mendelejevovho systému. Vodík, ktorý je v stave molekuly, za predpokladu, že je v bežnom prostredí, je neaktívny a môže sa spájať iba s nekovmi, ktoré sú preň aktívnejšie. Medzi takéto kovy patrí fluór, v prítomnosti svetla sa vodík spája s chlórom. Ak sa vodík zahrieva, stáva sa aktívnejším a reaguje s mnohými prvkami periodického systému Mendelejeva.

Atómový vodík vykazuje aktívnejšie chemické vlastnosti ako molekulárny vodík. Molekuly kyslíka tvoria vodu - H2 + 1/2O2 = H2O. Pri interakcii vodíka s halogénmi vznikajú halogenovodíky H2 + Cl2 = 2HCl a vodík vstupuje do tejto reakcie v neprítomnosti svetla a pri dostatočne vysokých negatívnych teplotách - až - 252 ° C. Chemické vlastnosti vodíka umožňujú jeho použitie na redukciu mnohých kovov, pretože vodík pri reakcii absorbuje kyslík z oxidov kovov, napríklad CuO + H2 = Cu + H2O. Vodík sa podieľa na tvorbe amoniaku, interaguje s dusíkom pri reakcii 3H2 + N2 = 2NH3, ale pod podmienkou, že sa použije katalyzátor a zvýši sa teplota a tlak.

Energetická reakcia nastáva, keď vodík interaguje so sírou v reakcii H2 + S = H2S, čo vedie k vzniku sírovodíka. Interakcia vodíka s telúrom a selénom je o niečo menej aktívna. Ak tam nie je katalyzátor, tak reaguje s čistým uhlíkom, vodíkom len za podmienky, že vznikajú vysoké teploty. 2H2 + C (amorfný) = CH4 (metán). V procese aktivity vodíka s niektorými alkalickými a inými kovmi sa získajú hydridy, napríklad H2 + 2Li = 2LiH.

Fyzikálne vlastnosti vodíka

Vodík je veľmi ľahká chemikália. Vedci prinajmenšom tvrdia, že v súčasnosti neexistuje ľahšia látka ako vodík. Jeho hmotnosť je 14,4-krát ľahšia ako vzduch, jeho hustota je 0,0899 g/l pri 0°C. Pri teplotách -259,1 ° C je vodík schopný topiť - to je veľmi kritická teplota, ktorá nie je typická pre transformáciu väčšiny chemických zlúčenín z jedného stavu do druhého. Len taký prvok, akým je hélium, v tomto smere prevyšuje fyzikálne vlastnosti vodíka. Skvapalňovanie vodíka je náročné, pretože jeho kritická teplota je (-240°C). Vodík je plyn, ktorý produkuje najviac tepla zo všetkých, ktoré ľudstvo pozná. Všetky vyššie opísané vlastnosti sú najvýznamnejšími fyzikálnymi vlastnosťami vodíka, ktoré človek využíva na špecifické účely. Tieto vlastnosti sú tiež najdôležitejšie pre modernú vedu.

Atóm vodíka má v porovnaní s atómami iných prvkov najjednoduchšiu štruktúru: pozostáva z jedného protónu.

tvoriace atómové jadro a jeden elektrón umiestnený v orbitále ls. Jedinečnosť atómu vodíka spočíva v tom, že jeho jediný valenčný elektrón je priamo v pôsobisku atómového jadra, keďže nie je tienený inými elektrónmi. To mu poskytuje špecifické vlastnosti. Môže sa vzdať svojho elektrónu v chemických reakciách, pričom vytvorí katión H + (ako atómy alkalického kovu), alebo pridať elektrón z partnera za vzniku aniónu H- (ako atómy halogénu). Preto sa vodík v periodickej sústave umiestňuje častejšie do skupiny IA, niekedy do skupiny VIIA, existujú však varianty tabuliek, kde vodík nepatrí do žiadnej zo skupín periodickej tabuľky.

Molekula vodíka je dvojatómová - H2. Vodík je najľahší zo všetkých plynov. Vďaka nepolarite a vysokej pevnosti molekuly H2 (E St\u003d 436 kJ / mol) za normálnych podmienok vodík aktívne interaguje iba s fluórom a pri osvetlení aj s chlórom a brómom. Pri zahrievaní reaguje s mnohými nekovmi, chlórom, brómom, kyslíkom, sírou, pričom vykazuje redukčné vlastnosti a pri interakcii s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín je oxidačným činidlom a vytvára hydridy týchto kovov:

Vodík má spomedzi všetkých organogénov najnižšiu relatívnu elektronegativitu (0E0 = 2,1), preto v prírodných zlúčeninách vodík vždy vykazuje oxidačný stav +1. Z hľadiska chemickej termodynamiky vodík v živých systémoch obsahujúcich vodu nemôže vytvárať ani molekulárny vodík (H2) ani hydridový ión (H~). Molekulový vodík je za normálnych podmienok chemicky neaktívny a zároveň vysoko prchavý, preto ho telo nedokáže zadržať a podieľať sa na metabolizme. Hydridový ión je chemicky mimoriadne aktívny a okamžite interaguje aj s veľmi malým množstvom vody za vzniku molekulárneho vodíka. Preto je vodík v tele buď vo forme zlúčenín s inými organogénmi, alebo vo forme katiónu H +.

Vodík s organogénnymi prvkami tvorí len kovalentné väzby. Podľa stupňa polarity sú tieto väzby usporiadané v nasledujúcom poradí:

Tento rad je veľmi dôležitý pre chémiu prírodných zlúčenín, pretože polarita týchto väzieb a ich polarizovateľnosť predurčujú kyslé vlastnosti zlúčenín, t. j. disociáciu s tvorbou protónu.

kyslé vlastnosti. V závislosti od povahy prvku, ktorý tvorí väzbu X-H, sa rozlišujú 4 typy kyselín:

OH-kyseliny (karboxylové kyseliny, fenoly, alkoholy);

SH-kyseliny (tioly);

NH-kyseliny (amidy, imidy, amíny);

CH-kyseliny (uhľovodíky a ich deriváty).

Berúc do úvahy vysokú polarizovateľnosť väzby S-H, je možné zostaviť nasledujúce série kyselín podľa ich schopnosti disociovať:

Koncentrácia katiónov vodíka vo vodnom prostredí určuje jeho kyslosť, ktorá sa vyjadruje pomocou hodnoty pH pH = -lg (kapitola 7.5). Väčšina fyziologických prostredí tela má reakciu blízku neutrálnej (pH = 5,0-7,5), len v žalúdočnej šťave pH = 1,0-2,0. To poskytuje na jednej strane antimikrobiálny účinok, ktorý zabíja mnohé mikroorganizmy vnesené do žalúdka s jedlom; na druhej strane má kyslé prostredie katalytický účinok pri hydrolýze bielkovín, polysacharidov a iných biosubstrátov, čím prispieva k tvorbe potrebných metabolitov.

redoxné vlastnosti. Vďaka vysokej hustote kladného náboja je katión vodíka pomerne silné oxidačné činidlo (f° = 0 V), ktoré oxiduje aktívne a stredne aktívne kovy pri interakcii s kyselinami a vodou:

V živých systémoch nie sú také silné redukčné činidlá a oxidačná sila vodíkových katiónov v neutrálnom prostredí (pH = 7) je výrazne znížená (f° = -0,42 V). Preto v tele vodíkový katión nevykazuje oxidačné vlastnosti, ale aktívne sa podieľa na redoxných reakciách, čo prispieva k premene východiskových látok na reakčné produkty:

Vo všetkých uvedených príkladoch atómy vodíka nezmenili svoj oxidačný stav +1.

Redukčné vlastnosti sú charakteristické pre molekulárny a najmä atómový vodík, t.j. vodík v momente uvoľnenia priamo do reakčného prostredia, ako aj pre hydridový ión:

V živých systémoch však takéto redukčné činidlá (H2 alebo H-) neexistujú, a preto neexistujú žiadne takéto reakcie. Názor zistený v literatúre, vrátane učebníc, že ​​vodík je nositeľom redukčných vlastností organických zlúčenín, nezodpovedá skutočnosti; V živých systémoch teda redukovaná forma koenzýmu dehydrogenázy, v ktorej ako redukcia biosubstrátov pôsobia skôr atómy uhlíka ako atómy vodíka (kapitola 9.3.3).

komplexotvorné vlastnosti. Vďaka prítomnosti voľného atómového orbitálu v katióne vodíka a vysokému polarizačnému účinku samotného katiónu H + ide o aktívny komplexotvorný ión. Takže vo vodnom prostredí vodíkový katión tvorí hydróniový ión H3O + a v prítomnosti amoniaku amónny ión NH4:

Tendencia vytvárať spoločníkov. Atómy vodíka vysoko polárnych väzieb О-Н a N-Н tvoria vodíkové väzby (kapitola 3.1). Sila vodíkovej väzby (od 10 do 100 kJ/mol) závisí od veľkosti lokalizovaných nábojov a dĺžky vodíkovej väzby, t. j. od vzdialenosti medzi atómami elektronegatívnych prvkov podieľajúcich sa na jej tvorbe. Aminokyseliny, sacharidy, proteíny, nukleové kyseliny sú charakterizované nasledujúcimi dĺžkami vodíkových väzieb, pm:

Vplyvom vodíkových väzieb vznikajú medzi substrátom a enzýmom, medzi jednotlivými skupinami v prírodných polyméroch reverzibilné medzimolekulové interakcie, ktoré určujú ich sekundárne, terciárne a kvartérne štruktúry (kapitoly 21.4, 23.4). Vodíková väzba hrá vedúcu úlohu vo vlastnostiach vody ako rozpúšťadla a činidla.

Voda a jej vlastnosti. Voda je najdôležitejšou zlúčeninou vodíka. Všetky chemické reakcie v tele prebiehajú iba vo vodnom prostredí, život bez vody je nemožný. Voda ako rozpúšťadlo bola uvažovaná v sek. 6.1.

Acidobázické vlastnosti. Voda ako činidlo je z hľadiska acidobázických vlastností skutočným amfolytom (časť 8.1). To sa prejavuje ako pri hydrolýze solí (časť 8.3.1), tak aj pri disociácii kyselín a zásad vo vodnom prostredí (časť 8.3.2).

Kvantitatívnou charakteristikou kyslosti vodných médií je hodnota pH.

Voda ako acidobázické činidlo sa podieľa na hydrolytických reakciách biosubstrátov. Napríklad hydrolýza adenozíntrifosfátu slúži ako zdroj zásobnej energie pre telo, enzymatická hydrolýza nepotrebných bielkovín slúži na získanie aminokyselín, ktoré sú východiskovým materiálom pre syntézu potrebných bielkovín. Katióny H+ alebo OH– anióny sú zároveň acidobázickými katalyzátormi hydrolýznych reakcií biosubstrátu (kapitoly 21.4, 23.4).

redoxné vlastnosti. V molekule vody sú vodík aj kyslík v stabilných oxidačných stavoch. Voda preto nevykazuje výrazné redoxné vlastnosti. Redoxné reakcie sú možné, keď voda interaguje iba s veľmi aktívnymi redukčnými činidlami alebo veľmi aktívnymi oxidačnými činidlami, alebo za podmienok silnej aktivácie činidiel.

Voda môže byť oxidačným činidlom v dôsledku vodíkových katiónov pri interakcii so silnými redukčnými činidlami, ako sú alkalické kovy a kovy alkalických zemín alebo ich hydridy:

Pri vysokých teplotách je možná interakcia vody s menej aktívnymi redukčnými činidlami:

V živých systémoch ich vodná zložka nikdy nepôsobí ako oxidačné činidlo, pretože by to viedlo k zničeniu týchto systémov v dôsledku tvorby a nevratného odstránenia molekulárneho vodíka z organizmov.

Voda môže pôsobiť ako redukčné činidlo v dôsledku atómov kyslíka, napríklad pri interakcii s takým silným oxidačným činidlom, ako je fluór:

Vplyvom svetla a za účasti chlorofylu prebieha v rastlinách proces fotosyntézy s tvorbou O2 z vody (Sek. 9.3.6):

Okrem priamej účasti na redoxných premenách sa voda a jej produkty disociácie H + a OH- zúčastňujú ako médium, ktoré svojou vysokou polaritou ( = 79) a účasťou iónov tvorených to pri premenách východiskových látok na konečné (časť 9.1).

komplexotvorné vlastnosti. V dôsledku prítomnosti dvoch nezdieľaných elektrónových párov na atóme kyslíka je molekula vody pomerne aktívnym monodentátnym ligandom, ktorý tvorí komplexný oxóniový ión H 3 0 + s vodíkovým katiónom a pomerne stabilné vodné komplexy s katiónmi kovov vo vodných roztokoch. napríklad [Ca(H20)6]2+, [Fe(H20)6]3+, 2+. V týchto komplexných iónoch sú molekuly uzla kovalentne viazané na komplexotvorné činidlá pomerne silne. Katióny alkalických kovov netvoria vodné komplexy, ale tvoria hydratované katióny v dôsledku elektrostatických síl. Doba zotrvania molekúl vody v hydratačných obaloch týchto katiónov nepresahuje 0,1 s a ich zloženie z hľadiska počtu molekúl vody sa môže ľahko meniť.

Tendencia vytvárať spoločníkov. Vďaka vysokej polarite, ktorá podporuje elektrostatickú interakciu a tvorbu vodíkových väzieb, tvoria molekuly vody aj v čistej vode (sek. 6.1) intermolekulové asociáty, ktoré sa líšia štruktúrou, počtom molekúl a časom ich usadeného života v asociátoch. , ako aj životnosť samotných spoločníkov. Čistá voda je teda otvorený komplexný dynamický systém. Pod vplyvom vonkajších faktorov: rádioaktívne, ultrafialové a laserové žiarenie, elastické vlny, teplota, tlak, elektrické, magnetické a elektromagnetické polia z umelých a prírodných zdrojov (vesmír, Slnko, Zem, živé objekty) - voda mení svoje štrukturálne a informačné vlastnosti. a následne sa menia jeho biologické a fyziologické funkcie.

Molekuly vody okrem seba-asociácie hydratujú ióny, polárne molekuly a makromolekuly, vytvárajú okolo seba hydratačné obaly, čím ich stabilizujú v roztoku a podporujú ich rozpúšťanie (kapitola 6.1). Látky, ktorých molekuly sú nepolárne a relatívne malé, sa môžu vo vode rozpúšťať len nepatrne a vypĺňať dutiny jej pridružených látok určitou štruktúrou. V tomto prípade, v dôsledku hydrofóbnej interakcie, nepolárne molekuly štruktúrujú hydratačný obal, ktorý ich obklopuje, a menia ho na štruktúrovaný asociát, zvyčajne so štruktúrou podobnou ľadu, v ktorej sa táto nepolárna molekula nachádza.

V živých organizmoch možno rozlíšiť dve kategórie vody – „viazanú“ a „voľnú“, pričom tá druhá je zrejme len v medzibunkovej tekutine (odsek 6.1). Viazaná voda sa zasa delí na „štruktúrovanú“ (silne viazanú) a „deštruktúrovanú“ (slabo viazanú alebo sypkú) vodu. Pravdepodobne všetky vyššie uvedené vonkajšie faktory ovplyvňujú stav vody v tele, menia pomery: „štruktúrovaná“ / „deštruktúrovaná“ a „viazaná“ / „voľná“ voda, ako aj jej štrukturálne a dynamické parametre. To sa prejavuje zmenami vo fyziologickom stave tela. Je možné, že vnútrobunková voda nepretržite podlieha regulovaným, hlavne proteínom, pulzujúcim prechodom zo „štruktúrovaného“ do „deštruktúrovaného“ stavu. Tieto prechody sú vzájomne prepojené s vylúčením vyčerpaných metabolitov (trosiek) z bunky a absorpciou potrebných látok. Z moderného hľadiska sa voda podieľa na tvorbe jedinej vnútrobunkovej štruktúry, vďaka ktorej sa dosahuje usporiadanosť životných procesov. Voda v tele je preto podľa obrazného vyjadrenia A. Szent-Gyorgyiovej „matrice života“.

Voda v prírode. Voda je najdôležitejšia a najrozšírenejšia látka na Zemi. Povrch zemegule je zo 75% pokrytý vodou. Objem svetového oceánu je 1,4 miliardy km 3 . Rovnaké množstvo vody sa nachádza v mineráloch vo forme kryštalickej vody. Atmosféra obsahuje 13 tisíc km 3 vody. Zásoby sladkej vody vhodnej na pitnú a domácu potrebu sú zároveň značne obmedzené (objem všetkých sladkovodných nádrží je 200 tis. km 3 ). Sladká voda používaná v bežnom živote obsahuje rôzne nečistoty od 0,05 do 1 g/l, najčastejšie sú to soli: hydrogénuhličitany, chloridy, sírany, vrátane rozpustných vápenatých a horečnatých solí, ktorých prítomnosť spôsobuje tvrdosť vody (časť 14.3 ). Ochrana vodných zdrojov a čistenie odpadových vôd sú v súčasnosti najpálčivejšie environmentálne problémy.

V bežnej vode je asi 0,02% ťažkej vody D2O (D - deutérium). Hromadí sa pri vyparovaní alebo elektrolýze obyčajnej vody. Ťažká voda je toxická. Ťažká voda sa používa na štúdium pohybu vody v živých organizmoch. S jeho pomocou sa zistilo, že rýchlosť pohybu vody v tkanivách niektorých rastlín dosahuje 14 m / h a voda, ktorú človek vypije, sa úplne rozdelí do jeho orgánov a tkanív za 2 hodiny a úplne sa odstráni z tela. až po dvoch týždňoch. Živé organizmy obsahujú od 50 do 93% vody, ktorá je nenahraditeľným účastníkom všetkých životných procesov. Bez vody je život nemožný. Pri očakávanej dĺžke života 70 rokov človek spotrebuje spolu s jedlom a nápojmi asi 70 ton vody.

Široko používaný vo vedeckej a lekárskej praxi destilovaná voda- bezfarebná transparentná kvapalina, bez zápachu a chuti, pH = 5,2-6,8. Ide o liekopisný prípravok na prípravu mnohých liekových foriem.

Voda na injekcie(pyrogénna voda) - aj liekopisný prípravok. Táto voda neobsahuje pyrogénne látky. Pyrogény sú látky bakteriálneho pôvodu - metabolity alebo odpadové produkty baktérií, ktoré po vstupe do organizmu spôsobujú zimnicu, horúčku, bolesti hlavy, zhoršenú kardiovaskulárnu činnosť. Apyrogénna voda sa pripravuje dvojitou destiláciou uzliny (bidestilátu) za aseptických podmienok a používa sa do 24 hodín.

Na záver časti je potrebné zdôrazniť vlastnosti vodíka ako biogénneho prvku. V živých systémoch vodík vždy vykazuje oxidačný stav +1 a vyskytuje sa buď ako polárna kovalentná väzba s inými biogénnymi prvkami, alebo ako katión H+. Katión vodíka je nosičom kyslých vlastností a aktívnym komplexotvorným činidlom, ktoré interaguje s voľnými elektrónovými pármi atómov iných organogénov. Z hľadiska redoxných vlastností viazaný vodík v podmienkach tela nevykazuje vlastnosti ani oxidačného ani redukčného činidla, avšak vodíkový katión sa aktívne zúčastňuje mnohých redoxných reakcií bez toho, aby menil svoj oxidačný stav, ale prispieval k premene biosubstrátov na reakčné produkty. Vodík viazaný na elektronegatívne prvky vytvára vodíkové väzby.