Za normálních podmínek vodík reaguje s. Vodík: fyzikální a chemické vlastnosti

Vodík je jednoduchá látka H 2 (dihydrogen, diprotium, lehký vodík).

Stručný charakteristické pro vodík:

• Nekovový.
• Bezbarvý plyn, který se obtížně zkapalňuje.
• Špatně rozpustný ve vodě.
• Lépe se rozpouští v organických rozpouštědlech.
• Chemisorbováno kovy: železo, nikl, platina, palladium.
• Silné redukční činidlo.
• Interaguje (při vysokých teplotách) s nekovy, kovy, oxidy kovů.
• Nejvyšší redukční schopnost má atomový vodík H 0, získaný tepelným rozkladem H 2.
• Izotopy vodíku:
  • 1H - protium
  • 2H - deuterium (D)
  • 3H - tritium (T)
• Relativní molekulová hmotnost = 2,016
• Relativní hustota pevného vodíku (t = -260 °C) = 0,08667
• Relativní hustota kapalného vodíku (t = -253 °C) = 0,07108
• Přetlak (n.a.) = 0,08988 g/l
• teplota tání = -259,19 °C
• bod varu = -252,87 °C
• Objemový koeficient rozpustnosti vodíku:
  • (t = 0 °C) = 2,15;
  • (t = 20 °C) = 1,82;
  • (t = 60 °C) = 1,60;

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

2. Interakce vodíku s nekovy:

• H2 + F2 = 2HF (t = -250 .. + 20 °C)
• H 2 + Cl 2 = 2HCl (při hoření nebo na světle při pokojová teplota):
  • Cl2 = 2C10
  • Cl0 + H2 = HC1 + H0
  • H 0 + Cl 2 = HC1 + Cl 0
• H2 + Br2 = 2HBr (t = 350-500 °C, platinový katalyzátor)
• H2 + I2 = 2HI (t = 350-500 °C, platinový katalyzátor)
• H2+02 = 2H20:
  • H2+02 = 2OH 0
  • OH 0 + H2 = H20 + H0
  • H 0 + O 2 = OH 0 + 0 0
  • O 0 + H2 = OH 0 + H 0
• H2 + S = H2S (t = 150..200 °C)
• 3H2 + N2 = 2NH3 (t = 500 °C, železný katalyzátor)
• 2H2 + C (koks) = CH4 (t = 600 °C, platinový katalyzátor)
• H2 + 2C (koks) = C2H2 (t = 1500 až 2000 °C)
• H2 + 2C (koks) + N2 = 2HCN (t více než 1800 °C)

3. Interakce vodíku s komplexní látky:

• 4H2+ (FeIIFe2III)04 = 3Fe + 4H20 (t více než 570 °C)
• H 2 + Ag 2 SO 4 = 2Ag + H 2SO 4 (t více než 200 °C)
• 4H2 + 2Na2S04 = Na2S + 4H20 (t = 550-600 °C, katalyzátor Fe203)
• 3H2 + 2BC13 = 2B + 6HCl (t = 800-1200 °C)
• H2 + 2EuCl3 = 2EuCl2 + 2HCl (t = 270 °C)
• 4H2 + CO2 = CH4 + 2H20 (t = 200 °C, katalyzátor CuO2)
• H2 + CaC2 = Ca + C2H2 (t více než 2200 °C)
• H 2 + BaH 2 = Ba (H 2) 2 (t do 0 °C, roztok)

4. Účast vodíku v redoxních reakcí:

• 2H 0 (Zn, zřed. HCl) + KNO 3 = KNO 2 + H 2 O
• 8H0 (Al, konc. KOH) + KNO3 = NH3 + KOH + 2H20
• 2H0 (Zn, zřed. HCl) + EuCl3 = 2EuCl2 + 2HCl
• 2H 0 (Al) + NaOH (konc.) + Ag 2 S = 2Ag ↓ + H 2 O + NaHS
• 2H0 (Zn, zředěná H2SO4) + C2N2 = 2HCN

Sloučeniny vodíku

D 2 - diduterium:

• Těžký vodík.
• Bezbarvý plyn, který se obtížně zkapalňuje.
• Dideuterium je obsaženo v přírodním vodíku 0,012-0,016 % (hmotn.).
• V plynné směsi dideuteria a protia dochází při vysokých teplotách k výměně izotopů.
• Špatně rozpustný v běžné a těžké vodě.
• S obyčejnou vodou je izotopová výměna zanedbatelná.
• Chemické vlastnosti jsou podobné lehkému vodíku, ale dideuterium je méně reaktivní.
• Relativní molekulová hmotnost = 4,028
• Relativní hustota kapalného dideuteria (t = -253 °C) = 0,17
• teplota tání = -254,5 °C
• bod varu = -249,49 °C

T2 - dithritium:

• Supertěžký vodík.
• Bezbarvý radioaktivní plyn.
• Poločas rozpadu je 12,34 let.
• V přírodě vzniká dithritium v ​​důsledku bombardování jader 14N kosmickým zářením neutrony, stopy dithritia se nacházejí v přírodních vodách.
• Přijímat dithritium do nukleární reaktor bombardování lithia pomalými neutrony.
• Relativní molekulová hmotnost = 6,032
• teplota tání = -252,52 °C
• bod varu = -248,12 °C

HD - deuterium vodík:

• Bezbarvý plyn.
• Nerozpouští se ve vodě.
• Chemické vlastnosti jsou podobné jako u H2.
• Relativní molekulová hmotnost = 3,022
• Relativní hustota pevného deuteridu vodíku (t = -257 °C) = 0,146
• Přetlak (n.o.) = 0,135 g/l
• teplota tání = -256,5 °C
• bod varu = -251,02 °C

Oxidy vodíku

H 2 O - voda:

• Bezbarvá kapalina.
• Podle izotopového složení kyslíku se voda skládá z H 2 16 O s příměsí H 2 18 O a H 2 17 O
• Voda se podle izotopového složení vodíku skládá z 1 H 2 O s příměsí HDO.
• Kapalná voda podléhá protolýze (H 3 O + a OH -):
  • H 3 O + (oxoniový kationt) je nejsilnější kyselina ve vodném roztoku;
  • OH - (hydroxidový iont) je nejsilnější zásadou ve vodném roztoku;
  • Voda je nejslabší konjugovaný protolit.
• S mnoha látkami tvoří voda krystalické hydráty.
• Voda je chemicky aktivní látka.
• Voda je univerzální kapalné rozpouštědlo pro anorganické sloučeniny.
• Relativní molekulová hmotnost vody = 18,02
• Relativní hustota pevné vody (ledu) (t = 0 °C) = 0,917
• Relativní hustota kapalné vody:
  • (t = 0 °C) = 0,999841
  • (t = 20 °C) = 0,998203
  • (t = 25 °C) = 0,997044
  • (t = 50 °C) = 0,97180
  • (t = 100 °C) = 0,95835
• hustota (n.o.) = 0,8652 g/l
• bod tání = 0 °C
• bod varu = 100°C
• Iontový produkt vody (25 °C) = 1,008 10-14

1. Tepelný rozklad vody:
2H20 ↔ 2H2 + O2 (nad 1000 °C)

D 2 O - oxid deuteria:

• Těžká voda.
• Bezbarvá hygroskopická kapalina.
• Viskozita je vyšší než u vody.
• Smíchá se s běžnou vodou v neomezeném množství.
• Polotěžká voda HDO vzniká při výměně izotopů.
• Rozpouštěcí schopnost je nižší než u běžné vody.
• Chemické vlastnosti oxidu deuteria jsou podobné jako u vody, ale všechny reakce jsou pomalejší.
• Těžká voda je přítomna v přírodní vodě (hmotnostní poměr k běžné vodě 1:5500).
• Oxid deuteria se získává opakovanou elektrolýzou přírodní vody, při které se těžká voda hromadí ve zbytku elektrolytu.
• Relativní molekulová hmotnost těžké vody = 20,03
• Relativní hustota kapalné těžké vody (t = 11,6 °C) = 1,1071
• Relativní hustota kapalné těžké vody (t = 25 °C) = 1,1042
• teplota tání = 3,813 °C
• bod varu = 101,43 °C

T 2 O - oxid trititý:

• Super těžká voda.
• Bezbarvá kapalina.
• Viskozita je vyšší a rozpouštěcí schopnost nižší než u běžné a těžké vody.
• Smíchá se s běžnou a těžkou vodou v neomezeném množství.
• Izotopová výměna s obyčejnou a těžkou vodou vede ke vzniku HTO, DTO.
• Chemické vlastnosti supertěžké vody jsou podobné jako u vody, ale všechny reakce probíhají ještě pomaleji než v těžké vodě.
• Stopy oxidu tritia se nacházejí v přírodní vodě a atmosféře.
• Supertěžká voda se získává průchodem tritia přes rozžhavený oxid měďnatý CuO.
• Relativní molekulová hmotnost supertěžké vody = 22,03
• bod tání = 4,5 °C

Vodík (H) je velmi lehký chemický prvek, s obsahem 0,9 % hmotnosti v zemské kůře a 11,19 % ve vodě.

Charakterizace vodíku

Pokud jde o snadnost, je první mezi plyny. Za normálních podmínek je bez chuti, barvy a absolutně bez zápachu. Když se dostane do termosféry, letí díky své nízké hmotnosti do vesmíru.

V celém vesmíru je nejpočetnějším chemickým prvkem (75 % celkové hmotnosti látek). Tolik, že je tam mnoho hvězd vesmír se skládat úplně z toho. Například slunce. Jeho hlavní složkou je vodík. A teplo a světlo jsou výsledkem uvolnění energie, když se jádra materiálu spojí. Také ve vesmíru jsou celé mraky jeho molekul různých velikostí, hustot a teplot.

Fyzikální vlastnosti

Vysoká teplota a tlak výrazně mění jeho vlastnosti, ale za normálních podmínek:

Má vysokou tepelnou vodivost ve srovnání s jinými plyny,

Netoxický a špatně rozpustný ve vodě,

S hustotou 0,0899 g / l při 0 ° C a 1 atm.,

Při teplotě -252,8 °C se mění v kapalinu

Stává se tvrdým při -259,1 ° C.,

Měrné spalné teplo 120.9.106 J / kg.

Přeměna na kapalné nebo pevné skupenství vyžaduje vysoký tlak a velmi nízké teploty. Ve zkapalněném stavu je tekutý a lehký.

Chemické vlastnosti

Vodík pod tlakem a po ochlazení (-252,87 g. C) nabývá kapalného stavu, který je lehčí než jakýkoli analog. Zabírá v něm méně místa než v plynné formě.

Je typickým neziskovkou. V laboratořích se vyrábí reakcí kovů (jako je zinek nebo železo) se zředěnými kyselinami. Za normálních podmínek je neaktivní a reaguje pouze s aktivními nekovy. Vodík může oddělit kyslík od oxidů a redukovat kovy ze sloučenin. On a jeho směsi tvoří vodíkovou vazbu s některými prvky.

Plyn je snadno rozpustný v ethanolu a v mnoha kovech, zejména palladiu. Stříbro ho nerozpouští. Vodík může být oxidován během spalování v kyslíku nebo ve vzduchu a interakcí s halogeny.

Při spojení s kyslíkem vzniká voda. Pokud je teplota normální, pak je reakce pomalá, pokud je nad 550 ° C - s explozí (přemění se na výbušný plyn).

Hledání vodíku v přírodě

Přestože je na naší planetě hodně vodíku, není snadné ho najít v čisté formě. Málo se jich najde při sopečných erupcích, při těžbě ropy a v místě rozkladu organické hmoty.

Více než polovina z celkového množství je ve složení s vodou. Je také součástí struktury ropy, různých jílů, hořlavých plynů, zvířat a rostlin (přítomnost v každé živé buňce je 50% z počtu atomů).

Cyklus vodíku v přírodě

Každý rok se ve vodních plochách a půdě rozloží kolosální množství (miliardy tun) rostlinných zbytků a tento rozklad vystříkne do atmosféry obrovskou masu vodíku. Uvolňuje se také při jakékoli fermentaci způsobené bakteriemi, spalováním a spolu s kyslíkem se podílí na koloběhu vody.

Aplikace vodíku

Tento prvek lidstvo aktivně využívá při své činnosti, takže jsme se naučili, jak jej získat v průmyslovém měřítku pro:

Meteorologie, chemická výroba;

Výroba margarínu;

Jako palivo pro rakety (kapalný vodík);

Elektrický průmysl pro chlazení elektrických generátorů;

Svařování a řezání kovů.

Hmota vodíku se využívá při výrobě syntetického benzínu (pro zlepšení kvality nekvalitního paliva), čpavku, chlorovodíku, alkoholů a dalších materiálů. Jaderná energie aktivně využívá své izotopy.

Droga "peroxid vodíku" je široce používána v metalurgii, elektronickém průmyslu, celulózovém a papírenském průmyslu, při bělení lněných a bavlněných tkanin, k výrobě barev na vlasy a kosmetiky, polymerů a v lékařství k léčbě ran.

„Výbušná“ povaha tohoto plynu může být smrtící zbraní – vodíková bomba... Jeho výbuch je doprovázen uvolněním obrovského množství radioaktivních látek a je destruktivní pro vše živé.

Kontakt mezi kapalným vodíkem a pokožkou může vést k těžkým a bolestivým omrzlinám.

Kapalný

Vodík(lat. Hydrogenium; označený symbolem H) - první prvek periodické tabulky prvků. V přírodě široce rozšířen. Kationtem (a jádrem) nejhojnějšího izotopu vodíku, 1H, je proton. Vlastnosti 1H jádra umožňují široké využití NMR spektroskopie při analýze organických látek.

Tři izotopy vodíku mají svá vlastní jména: 1H - protium (H), 2H - deuterium (D) a 3H - tritium (radioaktivní) (T).

Jednoduchá látka vodík - H 2 - lehký bezbarvý plyn. Ve směsi se vzduchem nebo kyslíkem je hořlavý a výbušný. Netoxický. Rozpusťme v etanolu a řadě kovů: železo, nikl, palladium, platina.

Příběh

Uvolňování hořlavého plynu při interakci kyselin a kovů bylo pozorováno v 16. a 17. století na úsvitu formování chemie jako vědy. Michail Vasiljevič Lomonosov také přímo poukazoval na její oddělení, ale už si definitivně uvědomoval, že se nejedná o flogiston. Anglický fyzik a chemik Henry Cavendish zkoumal tento plyn v roce 1766 a nazval jej „hořlavý vzduch“. Když se spálil, "hořlavý vzduch" produkoval vodu, ale Cavendishovo lpění na flogistonové teorii mu zabránilo ve správných závěrech. Francouzský chemik Antoine Lavoisier spolu s inženýrem J. Meunierem pomocí speciálních plynoměrů v roce 1783 syntetizoval vodu a poté ji analyzoval, přičemž vodní páru rozkládal horkým železem. Zjistil tedy, že „hořlavý vzduch“ je součástí vody a lze jej z ní získat.

původ jména

Lavoisier dal vodíku jméno hydrogen – „zrození vody“. Ruský název "vodík" navrhl chemik M.F.

Prevalence

Vodík je nejrozšířenějším prvkem ve vesmíru. Tvoří asi 92 % všech atomů (8 % tvoří atomy helia, podíl všech ostatních prvků dohromady je menší než 0,1 %). Vodík je tedy hlavní složkou hvězd a mezihvězdného plynu. V podmínkách hvězdných teplot (např. povrchová teplota Slunce je ~ 6000 °C) existuje vodík ve formě plazmatu, v mezihvězdném prostoru tento prvek existuje ve formě jednotlivých molekul, atomů a iontů a může se tvořit molekulární mraky, které se výrazně liší velikostí, hustotou a teplotou.

Zemská kůra a živé organismy

Hmotnostní zlomek vodíku v zemské kůře je 1 % – jde o desátý nejrozšířenější prvek. Jeho roli v přírodě však neurčuje hmotnost, ale počet atomů, jejichž podíl mezi ostatními prvky je 17 % (druhé místo po kyslíku, jehož podíl atomů je ~ 52 %). Proto je význam vodíku v chemických procesech probíhajících na Zemi téměř stejně velký jako kyslík. Na rozdíl od kyslíku, který na Zemi existuje ve vázaném i volném stavu, je prakticky veškerý vodík na Zemi ve formě sloučenin; v atmosféře je obsaženo jen velmi malé množství vodíku ve formě jednoduché látky (0,00005 % obj.).

Vodík je součástí téměř všech organických látek a je přítomen ve všech živých buňkách. V živých buňkách tvoří vodík téměř 50 % počtu atomů.

Příjem

Průmyslové způsoby získávání jednoduchých látek závisí na formě, v jaké se příslušný prvek v přírodě nachází, tedy jaké mohou být suroviny pro jeho výrobu. Takže kyslík, který je k dispozici ve volném stavu, se získává fyzikální metodou - separací z kapalného vzduchu. Téměř veškerý vodík je ve formě sloučenin, proto se k jeho získávání používají chemické metody. Zejména lze použít rozkladné reakce. Jednou z metod výroby vodíku je reakce rozkladu vody elektrickým proudem.

Hlavní průmyslovou metodou výroby vodíku je reakce metanu s vodou, která je součástí zemního plynu. Provádí se při vysoké teplotě (je snadné zajistit, aby nedocházelo k žádné reakci, když metan prochází i přes vroucí vodu):

CH 4 + 2H 2 O = CO 2 + 4H 2 −165 kJ

V laboratoři k získání jednoduchých látek nepoužívají nutně přírodní suroviny, ale vybírají takové výchozí materiály, ze kterých je snazší izolovat požadovanou látku. Například v laboratoři se kyslík nezískává ze vzduchu. Totéž platí pro výrobu vodíku. Jednou z laboratorních metod výroby vodíku, která se někdy používá v průmyslu, je rozklad vody elektrickým proudem.

Obvykle se v laboratoři vodík vyrábí interakcí zinku s kyselinou chlorovodíkovou.

V průmyslu

1. Elektrolýza vodných roztoků solí:

2NaCl + 2H20 → H2 + 2NaOH + Cl2

2. Průchod vodní páry přes rozžhavený koks o teplotě asi 1000 °C:

H20 + C? H2 + CO

3.Z zemního plynu.

Steam konverze:

CH4 + H20? CO + 3H2 (1000 °C)

Katalytická oxidace kyslíkem:

2CH 4 + O 2? 2CO + 4H 2

4. Krakování a reformování uhlovodíků v procesu rafinace ropy.

V laboratoři

1.Působení zředěných kyselin na kovy. K provedení takové reakce se nejčastěji používá zinek a zředěná kyselina chlorovodíková:

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2

2.Interakce vápníku s vodou:

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

3.Hydrolýza hydridů:

NaH + H20 → NaOH + H2

4.Působení alkálií na zinek nebo hliník:

2Al + 2NaOH + 6H20 -> 2Na + 3H 2

Zn + 2KOH + 2H20 → K2 + H2

5.Elektrolýzou. Při elektrolýze vodných roztoků zásad nebo kyselin se na katodě uvolňuje vodík, například:

2H30 + + 2e - → H2 + 2H20

Fyzikální vlastnosti

Vodík může existovat ve dvou formách (modifikacích) – ve formě ortho- a para-vodíku. Molekula ortovodíku Ó-H 2 (t.t. -259,10 °C, bp. -252,56 °C) jaderné spiny jsou směrovány stejným způsobem (paralelně), p-H2 (t.t. -259,32 °C, bp. -252,89 °C) - vzájemně protilehlé (antiparalelní). Rovnovážná směs Ó-H 2 a p-H 2 při dané teplotě se nazývá rovnovážný vodík E-H 2.

Modifikace vodíku lze oddělit adsorpcí na aktivním uhlí při teplotě kapalného dusíku. Při velmi nízkých teplotách je rovnováha mezi ortovodíkem a parahydrogenem téměř úplně posunuta směrem k druhému. Při 80 K je poměr forem přibližně 1:1. Desorbovaný paravodík se zahříváním přeměňuje na ortovodík, dokud se nevytvoří rovnováha směsi při teplotě místnosti (orto-pár: 75:25). Bez katalyzátoru dochází k přeměně pomalu (v podmínkách mezihvězdného prostředí - s charakteristickými časy až kosmologickými), což umožňuje studovat vlastnosti jednotlivých modifikací.

Vodík je nejlehčí plyn, je 14,5krát lehčí než vzduch. Je zřejmé, že čím menší je hmotnost molekul, tím vyšší je jejich rychlost při stejné teplotě. Jako nejlehčí se molekuly vodíku pohybují rychleji než molekuly jakéhokoli jiného plynu, a proto mohou rychleji přenášet teplo z jednoho tělesa do druhého. Z toho plyne, že vodík má mezi plynnými látkami nejvyšší tepelnou vodivost. Jeho tepelná vodivost je asi sedmkrát vyšší než tepelná vodivost vzduchu.

Molekula vodíku je dvouatomová - Н 2. Za normálních podmínek je to bezbarvý plyn bez zápachu a chuti. Hustota 0,08987 g/l (n.u.), bod varu −252,76 °C, měrné spalné teplo 120,9 × 10 6 J / kg, mírně rozpustný ve vodě - 18,8 ml / l. Vodík je snadno rozpustný v mnoha kovech (Ni, Pt, Pd atd.), zejména v palladiu (850 objemů na 1 objem Pd). Rozpustnost vodíku v kovech je spojena s jeho schopností jimi difundovat; difúze uhlíkatou slitinou (např. ocel) je někdy doprovázena destrukcí slitiny v důsledku interakce vodíku s uhlíkem (tzv. dekarbonizace). Prakticky nerozpustný ve stříbře.

Kapalný vodík existuje ve velmi úzkém teplotním rozmezí od -252,76 do -259,2 °C. Je to bezbarvá kapalina, velmi lehká (hustota při -253 °C 0,0708 g/cm 3) a kapalina (viskozita při -253 °C 13,8 cpoise). Kritické parametry vodíku jsou velmi nízké: teplota je −240,2 °C a tlak 12,8 atm. To vysvětluje obtíže při zkapalňování vodíku. V kapalném stavu se rovnovážný vodík skládá z 99,79 % para-H2, 0,21 % ortho-H2.

Pevný vodík, bod tání −259,2 °C, hustota 0,0807 g/cm 3 (při −262 °C) - sněhová hmota, krystaly hexagonální soustavy, prostorová grupa P6 / mmc, parametry buňky A=3,75 C= 6,12. Při vysokém tlaku se vodík přemění na kovový stav.

Izotopy

Vodík se vyskytuje ve formě tří izotopů, které mají jednotlivé názvy: 1H - protium (H), 2H - deuterium (D), 3H - tritium (radioaktivní) (T).

Protium a deuterium jsou stabilní izotopy s hmotnostními čísly 1 a 2. Jejich obsah v přírodě je 99,9885 ± 0,0070 % a 0,0115 ± 0,0070 %. Tento poměr se může mírně lišit v závislosti na zdroji a způsobu výroby vodíku.

Izotop vodíku 3H (tritium) je nestabilní. Jeho poločas rozpadu je 12,32 let. Tritium se v přírodě vyskytuje ve velmi malých množstvích.

Literatura také obsahuje údaje o izotopech vodíku s hmotnostními čísly 4–7 a poločasy 10–22–10–23 s.

Přírodní vodík se skládá z molekul H2 a HD (deuterid vodíku) v poměru 3200:1. Obsah čistého deuteriového vodíku D 2 je ještě menší. Poměr koncentrací HD a D2 je přibližně 6400:1.

Ze všech izotopů chemických prvků se nejvíce liší fyzikální a chemické vlastnosti izotopů vodíku. To je způsobeno největší relativní změnou atomových hmotností.

	Teplota tání, K	Teplota vařící, K	Trojnásobný tečka, K/kPa	Kritické tečka, K/kPa	Hustota kapalina / plyn, kg/m³

Deuterium a tritium mají také ortho a para modifikace: p-D 2, Ó-D 2, p-T 2, Ó-T 2. Heteroizotopický vodík (HD, HT, DT) nemá žádné ortho a para modifikace.

Chemické vlastnosti

Frakce disociovaných molekul vodíku

Molekuly vodíku H2 jsou poměrně silné a k reakci vodíku je třeba vynaložit velké množství energie:

H2 = 2H - 432 kJ

Proto vodík za běžných teplot reaguje pouze s velmi aktivními kovy, například s vápníkem, za vzniku hydridu vápenatého:

Ca + H2 = CaH2

a s jediným nekovem - fluorem, tvořící fluorovodík:

U většiny kovů a nekovů vodík reaguje při zvýšených teplotách nebo pod jinými vlivy, například při osvětlení:

О 2 + 2Н 2 = 2Н 2 О

Může „vzít“ kyslík z některých oxidů, například:

CuO + H2 = Cu + H20

Psaná rovnice odráží redukční vlastnosti vodíku.

N2 + 3H2 -> 2NH3

Tvoří halogenovodíky s halogeny:

F 2 + H 2 → 2HF, reakce probíhá explozí ve tmě a při jakékoli teplotě,

Cl 2 + H 2 → 2HCl, reakce probíhá explozí, pouze na světle.

Při silném zahřátí reaguje se sazemi:

C + 2H2 -> CH4

Interakce s alkalickými kovy a kovy alkalických zemin

Při interakci s aktivními kovy tvoří vodík hydridy:

2Na + H2 -> 2NaH

Ca + H2 → CaH2

Mg + H2 -> MgH2

Hydridy- slané, pevné látky, snadno hydrolyzovatelné:

CaH2 + 2H20 -> Ca (OH)2 + 2H2

Interakce s oxidy kovů (obvykle d-prvky)

Oxidy se redukují na kovy:

CuO + H2 → Cu + H20

Fe203 + 3H2 -> 2Fe + 3H20

W03 + 3H2 -> W + 3H20

Hydrogenace organických sloučenin

Molekulární vodík je široce používán v organické syntéze pro redukci organických sloučenin. Tyto procesy se nazývají hydrogenační reakce... Tyto reakce se provádějí v přítomnosti katalyzátoru při zvýšeném tlaku a teplotě. Katalyzátor může být buď homogenní (např. Wilkinsonův katalyzátor) nebo heterogenní (např. Raneyův nikl, palladium-uhlík).

Takže zejména při katalytické hydrogenaci nenasycených sloučenin, jako jsou alkeny a alkyny, vznikají nasycené sloučeniny - alkany.

Geochemie vodíku

Volný vodík H 2 je v pozemských plynech poměrně vzácný, ale ve formě vody hraje mimořádně důležitou roli v geochemických procesech.

Vodík může být součástí minerálů ve formě amonného iontu, hydroxylového iontu a krystalové vody.

V atmosféře se vodík nepřetržitě vyrábí rozkladem vody slunečním zářením. Molekuly vodíku mají nízkou hmotnost vysoká rychlost difúzní pohyb (je blízko druhé kosmické rychlosti) a po pádu do horních vrstev atmosféry může létat do vesmíru.

Vlastnosti léčby

Při smíchání se vzduchem tvoří vodík výbušnou směs – tzv. výbušný plyn. Tento plyn je nejvýbušnější, když je objemový poměr vodíku a kyslíku 2:1 nebo vodíku a vzduchu přibližně 2:5, protože vzduch obsahuje asi 21 % kyslíku. Také vodík je nebezpečný. Kapalný vodík může při kontaktu s pokožkou způsobit těžké omrzliny.

Výbušné koncentrace vodíku s kyslíkem vznikají od 4 % do 96 % objemových. Při smíchání se vzduchem od 4 % do 75 (74) % objemových.

Ekonomika

Náklady na vodík pro velkoobjemové velkoobchodní dodávky se pohybují v rozmezí 2–5 USD za kg.

aplikace

Atomový vodík se používá pro svařování atomárním vodíkem.

Chemický průmysl

• Při výrobě čpavku, metanolu, mýdla a plastů
• Při výrobě margarínu z tekutých rostlinných olejů
• Registrováno jako potravinářská přídatná látka E949(balicí plyn)

Potravinářský průmysl

Letecký průmysl

Vodík je velmi lehký a vždy stoupá do vzduchu. Kdysi byly vzducholodě a balóny naplněny vodíkem. Ale ve 30. letech. XX století došlo k několika katastrofám, při kterých vzducholodě explodovaly a shořely. V dnešní době se vzducholodě plní heliem i přes jeho výrazně vyšší cenu.

Pohonné hmoty

Jako pohonná látka se používá vodík.

Probíhá výzkum využití vodíku jako paliva pro osobní a nákladní automobily. Vodíkové motory neznečišťují životní prostředí a vypouštějí pouze vodní páru.

Vodíkovo-kyslíkové palivové články využívají vodík k přímé přeměně energie z chemické reakce na elektrickou energii.

"kapalný vodík"("LH") je kapalný agregovaný stav vodíku s nízkou specifickou hmotností 0,07 g / cm³ a ​​kryogenními vlastnostmi s bodem tuhnutí 14,01 K (-259,14 ° C) a bodem varu 20,28 K (-252,87 ° C). Je to bezbarvá kapalina bez zápachu, která je po smíchání se vzduchem klasifikována jako výbušnina s rozsahem hořlavosti 4-75%. Spinový poměr izomerů v kapalném vodíku je: 99,79 % - paravodík; 0,21 % - ortovodík. Koeficient roztažnosti vodíku při změně agregovaný stav k plynnému je 848:1 při 20 °C.

Jako u každého plynu vede zkapalnění vodíku ke zmenšení jeho objemu. Po zkapalnění se „LH“ skladuje v tepelně izolovaných nádobách pod tlakem. Kapalný vodík (rus. Kapalný vodík, LH2, LH 2) se aktivně používá v průmyslu jako forma skladování plynu a ve vesmírném průmyslu jako raketové palivo.

Příběh

První doložené použití umělého chlazení v roce 1756 provedl anglický vědec William Cullen, Gaspard Monge jako první získal kapalný stav oxidu sírového v roce 1784, Michael Faraday jako první získal zkapalněný čpavek, americký vynálezce Oliver Evans byl první, kdo vyvinul chladicí kompresor v roce 1805, Jacob Perkins byl první, kdo patentoval chladicí stroj v roce 1834, a John Gorey byl prvním americkým patentem, který patentoval klimatizaci v roce 1851. Werner Siemens navrhl koncept regenerativního chlazení v roce 1857, Karl Linde patentoval zařízení na výrobu kapalného vzduchu pomocí kaskádového Joule-Thomsonova expanzního efektu a regeneračního chlazení v roce 1876. V roce 1885 publikoval polský fyzik a chemik Sigmund Wrobblewski kritickou teplotu 33 K pro vodík a kritický tlak 13,3 atm. a bod varu 23 K. Vodík poprvé zkapalnil James Dewar v roce 1898 pomocí regeneračního chlazení a jeho vynálezu, Dewarovy nádoby. První syntézu stabilního izomeru kapalného vodíku - paravodíku - provedli Paul Hartek a Karl Bonhoeffer v roce 1929.

Spinové izomery vodíku

Vodík se při pokojové teplotě skládá hlavně ze spinového izomeru, ortovodíku. Po výrobě je kapalný vodík v metastabilním stavu a musí být přeměněn na parahydrogenní formu, aby se zabránilo explozivní exotermické reakci, ke které dochází při jeho změnách při nízkých teplotách. Konverze na paravodíkovou fázi se obvykle provádí pomocí katalyzátorů, jako je oxid železa, oxid chrómu, aktivní uhlí, azbest potažený platinou, kovy vzácných zemin nebo pomocí přísad na bázi uranu nebo niklu.

Používání

Kapalný vodík lze použít jako formu úložiště paliva pro spalovací motory a palivové články. Pomocí této agregované formy vodíku byly vytvořeny různé ponorky (projekty 212A a 214, Německo) a koncepty přepravy vodíku (viz například „DeepC“ nebo „BMW H2R“). Vzhledem k blízkosti konstrukcí mohou tvůrci zařízení na "ZhV" využívat nebo pouze upravovat systémy využívající zkapalněný zemní plyn ("LNG"). Vzhledem k nižší objemové hustotě energie však vyžaduje spalování větší objem vodíku než zemní plyn. Pokud se místo „CNG“ v pístových motorech používá kapalný vodík, je obvykle zapotřebí těžkopádnější palivový systém. U přímého vstřikování snižují zvýšené ztráty v sání plnění válců.

Kapalný vodík se také používá k chlazení neutronů při experimentech s rozptylem neutronů. Hmotnosti neutronu a jádra vodíku jsou prakticky stejné, proto je výměna energie při pružné srážce nejúčinnější.

Výhody

Výhodou použití vodíku je „nulová emise“ jeho použití. Produktem jeho interakce se vzduchem je voda.

Překážky

Jeden litr "ZhV" váží pouze 0,07 kg. To znamená, že jeho specifická hmotnost je 70,99 g / l při 20 K. Kapalný vodík vyžaduje technologii kryogenního skladování, jako jsou speciální tepelně izolované nádoby, a vyžaduje speciální manipulaci, která je typická pro všechny kryogenní materiály. V tomto ohledu se blíží kapalnému kyslíku, ale vyžaduje větší opatrnost kvůli nebezpečí požáru. I u tepelně izolovaných nádob je obtížné ji udržet při nízké teplotě, která je nutná k udržení kapaliny (obvykle se odpařuje rychlostí 1 % za den). Při manipulaci s ním také musíte dodržovat obvyklá bezpečnostní opatření při práci s vodíkem – je dostatečně studený, aby zkapalnil vzduch, který je výbušný.

Raketové palivo

Kapalný vodík je běžnou součástí raketových paliv, která se používá pro tryskové zrychlení nosných raket a kosmických lodí. Ve většině raketových motorů na kapalné pohonné hmoty poháněných vodíkem se nejprve používá k regenerativnímu chlazení trysky a dalších částí motoru, než se smísí s okysličovadlem a spálí za vzniku tahu. Použité moderní motory H 2 / O 2 spotřebovávají znovu obohacenou palivovou směs, což má za následek určité množství nespáleného vodíku ve výfukových plynech. Kromě zvýšení specifického impulsu motoru snížením molekulové hmotnosti dále snižuje erozi trysky a spalovací komory.

Takové překážky pro použití "LH" v jiných oblastech, jako je kryogenní povaha a nízká hustota, jsou také limitujícím faktorem pro použití v tomto případě. Pro rok 2009 existuje pouze jedna nosná raketa (LV "Delta-4"), která je výhradně vodíková raketa. V zásadě se „ZhV“ používá buď na horních stupních raket, nebo na blocích, které vykonávají podstatnou část práce při vynášení užitečného zatížení do vesmíru ve vakuu. Jako jedno z opatření ke zvýšení hustoty tohoto typu paliva existují návrhy na použití rozbředlého vodíku, tedy polozmrzlé formy "ZhV".

Vodík je úplně první prvek v periodické tabulce chemických prvků, má atomové číslo 1 a relativní atomovou hmotnost 1,0079. Jaké jsou fyzikální vlastnosti vodíku?

Fyzikální vlastnosti vodíku

V překladu z latiny znamená vodík „zrození vody“. Ještě v roce 1766 anglický vědec G. Cavendish shromáždil „hořlavý vzduch“ uvolněný působením kyselin na kovy a začal studovat jeho vlastnosti. V roce 1787 A. Lavoisier definoval tento „hořlavý vzduch“ jako nový chemický prvek, který je součástí vody.

Rýže. 1. A. Lavoisier.

Vodík má 2 stabilní izotopy - protium a deuterium, stejně jako radioaktivní - tritium, jehož množství na naší planetě je velmi malé.

Vodík je nejrozšířenějším prvkem ve vesmíru. Slunce a většina hvězd má jako primární prvek vodík. Tento plyn je také součástí vody, ropy, zemního plynu. Celkový obsah vodíku na Zemi je 1 %.

Rýže. 2. Vzorec vodíku.

Atom této látky zahrnuje jádro a jeden elektron. Když se elektron z vodíku ztratí, vytvoří kladně nabitý iont, to znamená, že vykazuje kovové vlastnosti. Ale také atom vodíku je schopen nejen ztratit, ale také připojit elektron. V tomto je velmi podobný halogenům. Proto vodík v periodické tabulce patří do skupiny I i VII. Ve větší míře jsou vyjádřeny nekovové vlastnosti vodíku.

Molekula vodíku se skládá ze dvou atomů spojených kovalentní vazbou

Za normálních podmínek je vodík bezbarvý plynný prvek, který je bez zápachu a chuti. Je 14krát lehčí než vzduch a jeho bod varu je -252,8 stupňů Celsia.

Tabulka "Fyzikální vlastnosti vodíku"

kromě fyzikální vlastnosti vodík má také řadu chemických vlastností. Při zahřívání nebo působením katalyzátorů vodík reaguje s kovy a nekovy, sírou, selenem, teluriem a může také redukovat oxidy mnoha kovů.

Výroba vodíku

Z průmyslových metod výroby vodíku (s výjimkou elektrolýzy vodných roztoků solí) je třeba poznamenat následující:

• průchod vodní páry žhavým uhlím o teplotě 1000 stupňů:

• přeměna metanu s vodní párou při teplotě 900 stupňů:

CH4 + 2H20 = C02 + 4H2

Chemické vlastnosti vodíku

Za normálních podmínek je molekulární vodík poměrně málo aktivní, slučuje se přímo pouze s nejaktivnějšími nekovy (s fluorem, na světle a s chlórem). Při zahřátí však reaguje s mnoha prvky.

Vodík reaguje s jednoduchými a složitými látkami:

- Interakce vodíku s kovy vede ke vzniku komplexních látek - hydridů, v jejichž chemických vzorcích je atom kovu vždy na prvním místě:

Při vysokých teplotách vodík přímo reaguje s některými kovy(alkalické, alkalické zeminy a další), tvořící bílé krystalické látky - hydridy kovů (Li H, Na H, KH, CaH 2 atd.):

H2 + 2Li = 2LiH

Hydridy kovů se snadno rozkládají vodou za vzniku odpovídajících alkálií a vodíku:

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

- Když vodík interaguje s nekovy vznikají těkavé sloučeniny vodíku. PROTI chemický vzorec těkavá sloučenina vodíku, atom vodíku může stát na prvním i druhém místě v závislosti na jeho umístění v PSCE (viz štítek na snímku):

1). S kyslíkem Vodík tvoří vodu:

Video "Spalování vodíku"

2H2+02 = 2H20 + Q

Při běžných teplotách reakce probíhá extrémně pomalu, nad 550 ° C - s explozí (směs 2 objemů H2 a 1 objemu O2 se nazývá kyslíkovodíkový plyn) .

Video „Výbuch kyslíkovodíkového plynu“

Video "Vaření a výbuch výbušné směsi"

2). S halogeny Vodík tvoří halogenovodíky, například:

H2 + Cl2 = 2 HC1

Vodík přitom exploduje s fluorem (i ve tmě a při –252 °C), s chlórem a bromem reaguje pouze při osvětlení nebo zahřátí a s jódem pouze při zahřátí.

3). S dusíkem Vodík interaguje s tvorbou amoniaku:

ЗН 2 + N 2 = 2NН 3

pouze na katalyzátoru a při zvýšených teplotách a tlacích.

4). Při zahřátí vodík prudce reaguje s šedou:

H 2 + S = H 2 S (sirovodík),

se selenem a tellurem je to mnohem obtížnější.

5). S čistým uhlíkem Vodík může reagovat bez katalyzátoru pouze při vysokých teplotách:

2H2 + C (amorfní) = CH4 (methan)

- Vodík vstupuje do substituční reakce s oxidy kovů , přičemž ve výrobcích vzniká voda a redukuje se kov. Vodík - má vlastnosti redukčního činidla:

Používá se vodík pro regeneraci mnoha kovů, protože bere kyslík z jejich oxidů:

Fe304 + 4H2 = 3Fe + 4H20 atd.

Aplikace vodíku

Video "Aplikace vodíku"

V současné době se vodík vyrábí v obrovských množstvích. Jeho velká část se využívá při syntéze čpavku, hydrogenaci tuků a při hydrogenaci uhlí, olejů a uhlovodíků. Kromě toho se pro syntézu používá vodík kyseliny chlorovodíkové, metylalkohol, kyselina kyanovodíková, při svařování a kování kovů, jakož i při výrobě žárovek a drahých kamenů. Vodík se prodává ve válcích pod tlakem přes 150 atm. Jsou zbarveny tmavě zeleně a mají červený nápis „Hydrogen“.

Vodík se používá k přeměně kapalných tuků na pevné (hydrogenace), výroba kapalných paliv hydrogenací uhlí a topného oleje. V metalurgii se vodík používá jako redukční činidlo pro oxidy nebo chloridy k výrobě kovů a nekovů (germanium, křemík, gallium, zirkonium, hafnium, molybden, wolfram atd.).

Praktické využití vodíku je rozmanité: bývá plněn balónky-sondami, v chemickém průmyslu slouží jako surovina pro získávání mnoha velmi důležitých produktů (amoniak atd.), v potravinářství - pro výrobu pevných tuků z rostlinné oleje apod. Vysoká teplota (až 2600 °C), vznikající spalováním vodíku v kyslíku, se využívá k tavení žáruvzdorných kovů, křemene apod. Kapalný vodík je jedním z nejúčinnějších tryskových paliv. Roční světová spotřeba vodíku přesahuje 1 milion tun.

Trenéři

# 2 Vodík

ÚKOLY PRO KOTVENÍ

Úkol číslo 1
Sestavte rovnice pro reakce interakce vodíku s následujícími látkami: F 2, Ca, Al 2 O 3, oxid rtuťnatý (II), oxid wolframu (VI). Pojmenujte reakční produkty, uveďte typy reakcí.

Úkol číslo 2
Proveďte transformace podle schématu:
H20 -> H2 -> H2S -> SO2

Úkol číslo 3.
Vypočítejte hmotnost vody, kterou lze získat spálením 8 g vodíku?