Vzniká vodík a zásada. Fyzikálne vlastnosti vodíka. Vlastnosti a aplikácie vodíka. Peroxid vodíka je univerzálny liek

Vodík je jednoduchá látka H2 (dihydrogén, diprotium, ľahký vodík).

Stručný vodíková charakteristika:

• Nekovové.
• Bezfarebný plyn, ťažko skvapalniteľný.
• Zle rozpustný vo vode.
• Lepšie sa rozpúšťa v organických rozpúšťadlách.
• Chemisorpcia kovmi: železo, nikel, platina, paládium.
• Silné redukčné činidlo.
• Interaguje (pri vysokých teplotách) s nekovmi, kovmi, oxidmi kovov.
• Najväčšiu redukčnú schopnosť má atómový vodík H0, získaný tepelným rozkladom H2.
• Izotopy vodíka:
  • 1H - protium
  • 2H - deutérium (D)
  • 3H - trícium (T)
• Relatívna molekulová hmotnosť = 2,016
• Relatívna hustota tuhého vodíka (t=-260 °C) = 0,08667
• Relatívna hustota kvapalného vodíka (t=-253°C) = 0,07108
• Pretlak (č.s.) = 0,08988 g/l
• teplota topenia = -259,19 °C
• teplota varu = -252,87 °C
• Objemový koeficient rozpustnosti vodíka:
  • (t = 0 °C) = 2,15;
  • (t = 20 °C) = 1,82;
  • (t = 60 °C) = 1,60;

1. Tepelný rozklad vodíka(t=2000-3500°C):
H2↔ 2H 0

2. Interakcia vodíka s nekovy:

• H2+F2 = 2HF (t=-250..+20°C)
• H 2 + Cl 2 = 2 HCl (pri spálení alebo vystavení svetlu pri izbovej teplote):
  • Cl2 = 2C10
  • Cl0 + H2 = HCl + H0
  • H0+Cl2 = HCl+Cl0
• H2+Br2 = 2HBr (t=350-500 °C, platinový katalyzátor)
• H2+I2 = 2HI (t=350-500 °C, platinový katalyzátor)
• H2+02 = 2H20:
  • H2+02 = 20H0
  • OH°+H2 = H20+H0
  • H0+02 = OH0+00
  • O°+H2 = OH°+H0
• H2+S = H2S (t=150..200 °C)
• 3H2+N2 = 2NH3 (t=500 °C, železný katalyzátor)
• 2H2+C(koks) = CH4 (t=600 °C, platinový katalyzátor)
• H2+2C(koks) = C2H2 (t=1500...2000°C)
• H2+2C(koks)+N2 = 2HCN (t viac ako 1800 °C)

3. Interakcia vodíka s komplexné látky:

• 4H2+(FeIIFe2III)04 = 3Fe+4H20 (t viac ako 570 °C)
• H2+Ag2S04 = 2Ag+H2S04 (t viac ako 200 °C)
• 4H2+2Na2S04 = Na2S + 4H20 (t = 550-600 °C, katalyzátor Fe203)
• 3H2+2BC13 = 2B+6HCl (t = 800-1200 °C)
• H2+2EuCl3 = 2EuCl2+2HCl (t = 270 °C)
• 4H2+C02 = CH4+2H20 (t = 200 °C, katalyzátor Cu02)
• H2+CaC2 = Ca+C2H2 (t nad 2200 °C)
• H2+BaH2 = Ba(H2)2 (t až 0 °C, roztok)

4. Účasť vodíka v redoxné reakcie:

• 2H0 (Zn, zried. HCl) + KN03 = KN02 + H20
• 8H0 (Al, konc. KOH)+KN03 = NH3+KOH+2H20
• 2H0 (Zn, zried. HCl) + EuCl3 = 2EuCl2 + 2HCl
• 2H0(Al)+NaOH(konc.)+Ag2S = 2Ag↓+H20+NaHS
• 2H0 (Zn, zried. H2S04) + C2N2 = 2HCN

Zlúčeniny vodíka

D 2 - dideutérium:

• Ťažký vodík.
• Bezfarebný plyn, ťažko skvapalniteľný.
• Dideutérium je obsiahnuté v prírodnom vodíku v množstve 0,012 až 0,016 % (hmotn.).
• V plynnej zmesi dideutéria a protium dochádza pri vysokých teplotách k výmene izotopov.
• Mierne rozpustný v obyčajnej a ťažkej vode.
• S obyčajnou vodou je výmena izotopov zanedbateľná.
• Chemické vlastnosti sú podobné ľahkému vodíku, ale dideutérium je menej reaktívne.
• Relatívna molekulová hmotnosť = 4,028
• Relatívna hustota kvapalného dideutéria (t=-253°C) = 0,17
• teplota topenia = -254,5 °C
• teplota varu = -249,49 °C

T2 - ditrítium:

• Superťažký vodík.
• Bezfarebný rádioaktívny plyn.
• Polčas rozpadu 12,34 rokov.
• V prírode vzniká ditritium v ​​dôsledku bombardovania 14N jadier neutrónmi z kozmického žiarenia, stopy ditrícia boli nájdené v prírodných vodách.
• Ditrícium sa vyrába v jadrovom reaktore bombardovaním lítia pomalými neutrónmi.
• Relatívna molekulová hmotnosť = 6,032
• teplota topenia = -252,52 °C
• teplota varu = -248,12 °C

HD - deutérium vodík:

• Bezfarebný plyn.
• Nerozpúšťa sa vo vode.
• Chemické vlastnosti podobné H2.
• Relatívna molekulová hmotnosť = 3,022
• Relatívna hustota tuhého vodíka deutéria (t=-257°C) = 0,146
• Pretlak (č.s.) = 0,135 g/l
• teplota topenia = -256,5 °C
• teplota varu = -251,02 °C

Oxidy vodíka

H20 - voda:

• Bezfarebná kvapalina.
• Podľa izotopového zloženia kyslíka sa voda skladá z H 2 16 O s nečistotami H 2 18 O a H 2 17 O
• Voda sa podľa izotopového zloženia vodíka skladá z 1 H 2 O s prímesou HDO.
• Kvapalná voda podlieha protolýze (H 3 O + a OH -):
  • H3O+ (oxóniový katión) je najsilnejšia kyselina vo vodnom roztoku;
  • OH - (hydroxidový ión) je najsilnejšia zásada vo vodnom roztoku;
  • Voda je najslabší konjugovaný protolyt.
• S mnohými látkami tvorí voda kryštalické hydráty.
• Voda je chemicky aktívna látka.
• Voda je univerzálne kvapalné rozpúšťadlo pre anorganické zlúčeniny.
• Relatívna molekulová hmotnosť vody = 18,02
• Relatívna hustota pevnej vody (ľadu) (t=0°C) = 0,917
• Relatívna hustota kvapalnej vody:
  • (t=0 °C) = 0,999841
  • (t=20 °C) = 0,998203
  • (t=25 °C) = 0,997044
  • (t=50 °C) = 0,97180
  • (t=100 °C) = 0,95835
• hustota (n.s.) = 0,8652 g/l
• teplota topenia = 0 °C
• bod varu = 100°C
• Iónový produkt vody (25 °C) = 1,008-10-14

1. Tepelný rozklad vody:
2H20↔2H2+02 (nad 1000 °C)

D 2 O - oxid deutéria:

• Ťažká voda.
• Bezfarebná hygroskopická kvapalina.
• Viskozita je vyššia ako viskozita vody.
• Mieša sa s obyčajnou vodou v neobmedzenom množstve.
• Izotopová výmena produkuje poloťažkú ​​vodu HDO.
• Sila rozpúšťadla je nižšia ako u bežnej vody.
• Chemické vlastnosti oxidu deutéria sú podobné chemickým vlastnostiam vody, ale všetky reakcie prebiehajú pomalšie.
• Ťažká voda je prítomná v prírodnej vode (pomer hmotnosti k obyčajnej vode 1:5500).
• Oxid deutéria sa získava opakovanou elektrolýzou prírodnej vody, pri ktorej sa ťažká voda hromadí vo zvyšku elektrolytu.
• Relatívna molekulová hmotnosť ťažkej vody = 20,03
• Relatívna hustota kvapalnej ťažkej vody (t=11,6°C) = 1,1071
• Relatívna hustota kvapalnej ťažkej vody (t=25°C) = 1,1042
• teplota topenia = 3,813 °C
• teplota varu = 101,43 °C

T20 - oxid trícium:

• Super ťažká voda.
• Bezfarebná kvapalina.
• Viskozita je vyššia a rozpúšťacia schopnosť je nižšia ako u obyčajnej a ťažkej vody.
• Mieša sa s obyčajnou a ťažkou vodou v neobmedzenom množstve.
• Izotopová výmena s obyčajnou a ťažkou vodou vedie k vzniku HTO, DTO.
• Chemické vlastnosti superťažkej vody sú podobné chemickým vlastnostiam vody, ale všetky reakcie prebiehajú ešte pomalšie ako v ťažkej vode.
• Stopy oxidu trícia sa nachádzajú v prírodnej vode a atmosfére.
• Superťažká voda sa získava prechodom trícia cez horúci oxid meďnatý CuO.
• Relatívna molekulová hmotnosť superťažkej vody = 22,03
• teplota topenia = 4,5 °C

Chemické vlastnosti vodíka

Za normálnych podmienok je molekulárny vodík relatívne málo aktívny, priamo sa kombinuje len s najaktívnejšími nekovmi (s fluórom a na svetle s chlórom). Pri zahrievaní však reaguje s mnohými prvkami.

Vodík reaguje s jednoduchými a zložitými látkami:

- Interakcia vodíka s kovmi vedie k tvorbe komplexných látok - hydridov, v ktorých chemických vzorcoch je atóm kovu vždy na prvom mieste:

Pri vysokej teplote reaguje vodík priamo s niektorými kovmi(alkalické, alkalické zeminy a iné), tvoriace biele kryštalické látky - hydridy kovov (Li H, Na H, KH, CaH 2 atď.):

H2 + 2Li = 2LiH

Hydridy kovov sa vodou ľahko rozložia za vzniku zodpovedajúcej alkálie a vodíka:

So H2 + 2H20 = Ca(OH)2 + 2H2

- Keď vodík interaguje s nekovmi vznikajú prchavé zlúčeniny vodíka. V chemickom vzorci prchavej zlúčeniny vodíka môže byť atóm vodíka na prvom alebo druhom mieste v závislosti od jeho umiestnenia v PSHE (pozri štítok na snímke):

1). S kyslíkom Vodík tvorí vodu:

Video "Spaľovanie vodíka"

2H2+02 = 2H20 + Q

Pri normálnych teplotách prebieha reakcia extrémne pomaly, nad 550°C - s výbuchom (tzv. zmes 2 objemov H2 a 1 objemu O2 výbušný plyn) .

Video „Výbuch detonačného plynu“

Video „Príprava a výbuch výbušnej zmesi“

2). S halogénmi Vodík tvorí halogenovodík, napr.

H2 + Cl2 = 2 HCl

Vodík 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.

3). S dusíkom Vodík reaguje za vzniku amoniaku:

ZN2 + N2 = 2NH3

len na katalyzátore a pri zvýšených teplotách a tlakoch.

4). Pri zahrievaní vodík prudko reaguje so sírou:

H2+S = H2S (sírovodík),

oveľa ťažšie so selénom a telúrom.

5). S čistým uhlíkom Vodík môže reagovať bez katalyzátora iba pri vysokých teplotách:

2H2 + C (amorfný) = CH4 (metán)

- Vodík podlieha substitučnej reakcii s oxidmi kovov , v tomto prípade sa vo výrobkoch tvorí voda a kov sa redukuje. Vodík - má vlastnosti redukčného činidla:

Používa sa vodík na regeneráciu mnohých kovov, pretože odoberá kyslík z ich oxidov:

Fe304 + 4H2 = 3Fe + 4H20 atď.

Aplikácie vodíka

Video „Použitie vodíka“

V súčasnosti sa vodík vyrába v obrovských množstvách. Jeho veľká časť sa využíva pri syntéze amoniaku, hydrogenácii tukov a pri hydrogenácii uhlia, olejov a uhľovodíkov. Okrem toho sa vodík používa na syntézu kyseliny chlorovodíkovej, metylalkoholu, kyseliny kyanovodíkovej, pri zváraní a kovaní kovov, ako aj pri výrobe žiaroviek a drahých kameňov. Vodík sa predáva vo fľašiach pod tlakom nad 150 atm. Sú natreté tmavozelenou farbou a majú červený nápis „Hydrogen“.

Vodík sa používa na premenu tekutých tukov na tuhé tuky (hydrogenácia), pri výrobe kvapalného paliva hydrogenáciou uhlia a vykurovacieho oleja. V metalurgii sa vodík používa ako redukčné činidlo pre oxidy alebo chloridy na výrobu kovov a nekovov (germánium, kremík, gálium, zirkónium, hafnium, molybdén, volfrám atď.).

Praktické využitie vodíka je rôznorodé: zvyčajne sa používa na plnenie balónov sond, v chemickom priemysle slúži ako surovina na výrobu mnohých veľmi dôležitých produktov (čpavok a pod.), v potravinárskom priemysle - na výrobu tuhých tukov z rastlinných olejov a pod. Vysoká teplota (až 2600 °C), získaná spaľovaním vodíka v kyslíku, sa používa na tavenie žiaruvzdorných kovov, kremeňa a pod. Kvapalný vodík je jedným z najúčinnejších prúdových palív. Ročná celosvetová spotreba vodíka presahuje 1 milión ton.

SIMULÁTORY

č. 2. Vodík

ZADÁVACIE ÚLOHY

Úloha č.1
Napíšte reakčné rovnice pre interakciu vodíka s nasledujúcimi látkami: F 2, Ca, Al 2 O 3, oxid ortuťnatý (II), oxid wolfrámu (VI). Pomenujte produkty reakcie, uveďte typy reakcií.

Úloha č.2
Vykonajte transformácie podľa schémy:
H20 -> H2 -> H2S -> SO2

Úloha č.3.
Vypočítajte hmotnosť vody, ktorú možno získať spálením 8 g vodíka?

Keď začíname uvažovať o chemických a fyzikálnych vlastnostiach vodíka, treba poznamenať, že vo svojom 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, v dôsledku čoho svetová veda zistila, že voda je viaczložková kvapalina, ktorá obsahuje vodík. K tejto udalosti došlo v roku 1787, ale dlho pred týmto dátumom bol vodík známy vedcom pod názvom „horľavý plyn“.

Vodík v prírode

Vodík je podľa vedcov obsiahnutý v zemskej kôre a vo vode (približne 11,2 % z celkového objemu vody). Tento plyn je súčasťou mnohých minerálov, ktoré ľudstvo po stáročia získava z útrob zeme. Niektoré vlastnosti vodíka sú charakteristické pre ropu, zemné plyny a íl a 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 sa môže dostať na povrch zeme počas sopečných erupcií. Voľný vodík je v atmosfére prítomný v zanedbateľných množstvách.

Chemické vlastnosti vodíka

Pretože chemické vlastnosti vodíka sú heterogénne, patrí tento chemický prvok do skupiny I Mendelejevovho systému a VII. Ako člen prvej skupiny je vodík v podstate alkalický kov, ktorý má oxidačný stav +1 vo väčšine zlúčenín, v ktorých sa nachádza. Rovnaká mocnosť je charakteristická pre sodík a iné alkalické kovy. Vďaka týmto chemickým vlastnostiam 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- je zostavený podľa rovnakej schémy ako Na+Cl-chlorid. Táto skutočnosť je dôvodom zaradenia vodíka do skupiny VII periodickej sústavy. Vodík, ktorý je v stave molekuly, za predpokladu, že je v bežnom prostredí, je neaktívny a môže sa spájať výlučne s nekovmi, ktoré sú preň aktívnejšie. Medzi tieto kovy patrí fluór, v prítomnosti svetla sa vodík spája s chlórom. Ak sa vodík zahrieva, stáva sa aktívnejším a reaguje s mnohými prvkami periodickej tabuľky 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 dosť vysokých záporných 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 interakciou s dusíkom pri reakcii ZH2 + N2 = 2NH3, avšak za predpokladu použitia katalyzátora a zvýšenia teploty a tlaku.

K energickej reakcii dochádza, keď vodík reaguje 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). Pri aktivite vodíka s niektorými alkalickými a inými kovmi vznikajú hydridy, napríklad H2 + 2Li = 2LiH.

Fyzikálne vlastnosti vodíka

Vodík je veľmi ľahká chemikália. Vedci aspoň 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 najviac tepelne vodivý plyn, ktorý ľudstvo pozná. Všetky vyššie opísané vlastnosti sú najvýznamnejšie fyzikálne vlastnosti vodíka, ktoré ľudia využívajú na špecifické účely. Tieto vlastnosti sú tiež najdôležitejšie pre modernú vedu.

Pozrime sa, čo je vodík. Chemické vlastnosti a výroba tohto nekovu sa študujú v kurze anorganickej chémie na škole. Práve tento prvok stojí na čele Mendelejevovej periodickej tabuľky, a preto si zaslúži podrobný popis.

Stručné informácie o otvorení prvku

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

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

Fyzikálne a chemické vlastnosti vodíka sa v tom čase neštudovali. Až na konci osemnásteho storočia dokázal A. Lavoisier pomocou analýzy zistiť, že tento plyn možno získať analýzou vody. O niečo neskôr začal nový prvok nazývať vodík, čo v preklade znamená „zrodenie vody“. Za svoje moderné ruské meno vďačí vodík M. F. Solovjovovi.

Byť v prírode

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

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

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

Fyzikálne vlastnosti

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

Vlastnosti štruktúry molekuly

Aby sme zvážili chemické vlastnosti vodíka a reakcie, ktoré sú preň charakteristické, zastavme sa pri charakteristikách jeho štruktúry. Táto dvojatómová molekula obsahuje kovalentnú nepolárnu chemickú väzbu. Tvorba atómového vodíka je možná interakciou aktívnych kovov s roztokmi kyselín. Ale v tejto forme môže tento nekov existovať len krátky čas, takmer okamžite sa rekombinuje do molekulárnej formy.

Chemické vlastnosti

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

• interakcia s kyslíkom za vzniku vody;
• reakcia s halogénmi, sprevádzaná tvorbou halogenovodíka;
• produkovať sírovodík spojením so sírou.

Nižšie je uvedená rovnica pre reakcie charakterizujúce chemické vlastnosti vodíka. Upozorňujeme, že ako nekov (s oxidačným stavom -1) pôsobí iba v reakcii s aktívnymi kovmi, pričom s nimi vytvára zodpovedajúce hydridy.

Vodík pri bežných teplotách neaktívne reaguje s inými látkami, takže väčšina reakcií prebieha až po predhriatí.

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

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

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

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

Záver

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

Má svoje špecifické postavenie v periodickej tabuľke, čo odráža vlastnosti, ktoré vykazuje a hovorí o jeho elektronickej štruktúre. Medzi všetkými je však jeden špeciálny atóm, ktorý zaberá dve bunky naraz. Nachádza sa v dvoch skupinách prvkov, ktoré sú svojimi vlastnosťami úplne opačné. Toto je vodík. Takéto vlastnosti ho robia jedinečným.

Vodík nie je len prvok, ale aj jednoduchá látka, ako aj neoddeliteľná súčasť mnohých komplexných zlúčenín, biogénny a organogénny prvok. Preto sa pozrime na jeho charakteristiky a vlastnosti podrobnejšie.

Vodík ako chemický prvok

Vodík je prvkom prvej skupiny hlavnej podskupiny, ako aj siedmej skupiny hlavnej podskupiny v prvom menšom období. Toto obdobie pozostáva iba z dvoch atómov: hélia a prvku, ktorý uvažujeme. Opíšme hlavné znaky polohy vodíka v periodickej tabuľke.

1. Atómové číslo vodíka je 1, počet elektrónov je rovnaký, a teda aj počet protónov je rovnaký. Atómová hmotnosť - 1,00795. Existujú tri izotopy tohto prvku s hmotnostnými číslami 1, 2, 3. Vlastnosti každého z nich sú však veľmi odlišné, pretože zvýšenie hmotnosti aj o jeden pre vodík je okamžite dvojnásobné.
2. Skutočnosť, že na svojom vonkajšom povrchu obsahuje iba jeden elektrón, mu umožňuje úspešne prejavovať oxidačné aj redukčné vlastnosti. Navyše po darovaní elektrónu zostáva voľný orbitál, ktorý sa podieľa na tvorbe chemických väzieb podľa mechanizmu donor-akceptor.
3. Vodík je silné redukčné činidlo. Preto je jeho hlavné miesto považované za prvú skupinu hlavnej podskupiny, kde vedie najaktívnejšie kovy - alkálie.
4. Avšak pri interakcii so silnými redukčnými činidlami, ako sú kovy, môže byť tiež oxidačným činidlom, ktoré prijíma elektrón. Tieto zlúčeniny sa nazývajú hydridy. Podľa tejto vlastnosti vedie podskupinu halogénov, s ktorými je podobný.
5. Vďaka svojej veľmi malej atómovej hmotnosti je vodík považovaný za najľahší prvok. Navyše, jeho hustota je tiež veľmi nízka, takže je tiež meradlom ľahkosti.

Je teda zrejmé, že atóm vodíka je úplne jedinečný prvok, na rozdiel od všetkých ostatných prvkov. V dôsledku toho sú jeho vlastnosti tiež špeciálne a veľmi dôležité sú vytvorené jednoduché a zložité látky. Zvážme ich ďalej.

Jednoduchá látka

Ak hovoríme o tomto prvku ako o molekule, potom musíme povedať, že je dvojatómový. To znamená, že vodík (jednoduchá látka) je plyn. Jeho empirický vzorec bude napísaný ako H2 a jeho grafický vzorec bude napísaný prostredníctvom jediného vzťahu sigma H-H. Mechanizmus tvorby väzby medzi atómami je kovalentný nepolárny.

1. Parné reformovanie metánu.
2. Splyňovanie uhlia - proces zahŕňa ohrev uhlia na 1000 0 C, výsledkom čoho je vznik vodíka a uhlia s vysokým obsahom uhlíka.
3. Elektrolýza. Táto metóda môže byť použitá len pre vodné roztoky rôznych solí, pretože taveniny nevedú k vypúšťaniu vody na katóde.

Laboratórne metódy výroby vodíka:

1. Hydrolýza hydridov kovov.
2. Vplyv zriedených kyselín na aktívne kovy a strednú aktivitu.
3. Interakcia alkalických kovov a kovov alkalických zemín s vodou.

Aby ste zhromaždili vyrobený vodík, musíte držať skúmavku hore dnom. Tento plyn sa predsa nedá zbierať tak, ako napríklad oxid uhličitý. Toto je vodík, je oveľa ľahší ako vzduch. Rýchlo sa vyparuje a vo veľkom množstve pri zmiešaní so vzduchom exploduje. Preto by mala byť skúmavka prevrátená. Po jeho naplnení ho treba uzavrieť gumenou zátkou.

Ak chcete skontrolovať čistotu zozbieraného vodíka, mali by ste priniesť zapálenú zápalku na krk. Ak je klapanie tupé a tiché, znamená to, že plyn je čistý, s minimálnymi nečistotami vo vzduchu. Ak je hlasný a píska, je špinavý, s veľkým podielom cudzích zložiek.

Oblasti použitia

Pri spaľovaní vodíka sa uvoľňuje také veľké množstvo energie (tepla), že tento plyn je považovaný za najziskovejšie palivo. Navyše je šetrný k životnému prostrediu. Jeho uplatnenie v tejto oblasti je však zatiaľ obmedzené. Je to spôsobené nedomyslenými a neriešenými problémami syntézy čistého vodíka, ktorý by bol vhodný na použitie ako palivo v reaktoroch, motoroch a prenosných zariadeniach, ako aj v kotloch na vykurovanie domácností.

Koniec koncov, spôsoby výroby tohto plynu sú dosť drahé, takže najprv je potrebné vyvinúť špeciálnu metódu syntézy. Taký, ktorý vám umožní získať produkt vo veľkých objemoch a s minimálnymi nákladmi.

Existuje niekoľko hlavných oblastí, v ktorých sa plyn, ktorý uvažujeme, používa.

1. Chemické syntézy. Hydrogenácia sa používa na výrobu mydiel, margarínov a plastov. Za účasti vodíka sa syntetizuje metanol a amoniak, ako aj ďalšie zlúčeniny.
2. V potravinárskom priemysle - ako prísada E949.
3. Letecký priemysel (raketová veda, výroba lietadiel).
4. Elektroenergetika.
5. Meteorológia.
6. Ekologické palivo.

Je zrejmé, že vodík je rovnako dôležitý ako v prírode zastúpený. Ešte väčšiu úlohu zohrávajú rôzne zlúčeniny, ktoré tvorí.

Zlúčeniny vodíka

Ide o zložité látky obsahujúce atómy vodíka. Existuje niekoľko hlavných typov takýchto látok.

1. Halogenidy vodíka. Všeobecný vzorec je HHal. Osobitný význam medzi nimi má chlorovodík. Je to plyn, ktorý sa rozpúšťa vo vode za vzniku roztoku kyseliny chlorovodíkovej. Táto kyselina je široko používaná takmer vo všetkých chemických syntézach. Navyše organické aj anorganické. Chlorovodík je zlúčenina s empirickým vzorcom HCL a je jednou z najväčších vyrobených u nás ročne. Halogenidy tiež zahŕňajú jodovodík, fluorovodík a bromovodík. Všetky tvoria zodpovedajúce kyseliny.
2. Prchavé Takmer všetky z nich sú dosť jedovaté plyny. Napríklad sírovodík, metán, silán, fosfín a iné. Zároveň sú veľmi horľavé.
3. Hydridy sú zlúčeniny s kovmi. Patria do triedy solí.
4. Hydroxidy: zásady, kyseliny a amfotérne zlúčeniny. Nevyhnutne obsahujú atómy vodíka, jeden alebo viac. Príklad: NaOH, K 2, H 2 SO 4 a iné.
5. Hydroxid vodíka. Táto zlúčenina je známejšia ako voda. Ďalším názvom je oxid vodíka. Empirický vzorec vyzerá takto - H2O.
6. Peroxid vodíka. Je to silné oxidačné činidlo, ktorého vzorec je H202.
7. Početné organické zlúčeniny: uhľovodíky, bielkoviny, tuky, lipidy, vitamíny, hormóny, éterické oleje a iné.

Je zrejmé, že rozmanitosť zlúčenín prvku, ktorý uvažujeme, je veľmi veľká. To opäť potvrdzuje jeho veľký význam pre prírodu a človeka, ako aj pre všetky živé bytosti.

- toto je najlepšie rozpúšťadlo

Ako bolo uvedené vyššie, bežný názov pre túto látku je voda. Pozostáva z dvoch atómov vodíka a jedného kyslíka, ktoré sú spojené kovalentnými polárnymi väzbami. Molekula vody je dipól, čo vysvetľuje mnohé z vlastností, ktoré vykazuje. Ide najmä o univerzálne rozpúšťadlo.

Vo vodnom prostredí prebiehajú takmer všetky chemické procesy. Vnútorné reakcie metabolizmu plastov a energie v živých organizmoch sa uskutočňujú aj pomocou oxidu vodíka.

Voda je právom považovaná za najdôležitejšiu látku na planéte. Je známe, že bez nej nemôže žiť žiadny živý organizmus. Na Zemi môže existovať v troch stavoch agregácie:

• kvapalina;
• plyn (para);
• pevné (ľad).

V závislosti od izotopu vodíka obsiahnutého v molekule sa rozlišujú tri typy vody.

1. Svetlo alebo protium. Izotop s hmotnostným číslom 1. Vzorec - H 2 O. Toto je obvyklá forma, ktorú používajú všetky organizmy.
2. Deutérium alebo ťažké, jeho vzorec je D 2 O. Obsahuje izotop 2 H.
3. Super ťažké alebo trícium. Vzorec vyzerá ako T3O, izotop - 3H.

Zásoby čerstvej protium vody na planéte sú veľmi dôležité. V mnohých krajinách je ho už teraz nedostatok. Vyvíjajú sa spôsoby úpravy slanej vody na výrobu pitnej vody.

Peroxid vodíka je univerzálny liek

Táto zlúčenina, ako je uvedené vyššie, je vynikajúcim oxidačným činidlom. So silnými predstaviteľmi sa však vie správať aj ako reštaurátor. Okrem toho má výrazný baktericídny účinok.

Ďalším názvom tejto zlúčeniny je peroxid. V tejto forme sa používa v medicíne. 3% roztok kryštalického hydrátu predmetnej zlúčeniny je medicínsky liek, ktorý sa používa na liečbu malých rán za účelom ich dezinfekcie. Je však dokázané, že sa tým zvyšuje doba hojenia rany.

Peroxid vodíka sa tiež používa v raketovom palive, v priemysle na dezinfekciu a bielenie a ako penidlo na výrobu vhodných materiálov (napríklad peny). Okrem toho peroxid pomáha čistiť akvária, bieliť vlasy a bieliť zuby. Spôsobuje však poškodenie tkanív, preto ho odborníci na tieto účely neodporúčajú.