Vodík je plyn, je to on, kdo je na prvním místě v periodickém systému. Název tohoto živlu rozšířeného v přírodě, přeložený z latiny, znamená „zrodit vodu“. Jaké fyzikální a chemické vlastnosti vodíku tedy známe?

Vodík: obecné informace

Na normální podmínky Vodík nemá chuť, vůni ani barvu.

Rýže. 1. Vzorec vodíku.

Vzhledem k tomu, že atom má jednu energetickou elektronovou hladinu, která může obsahovat maximálně dva elektrony, pro stabilní stav může atom buď přijmout jeden elektron (oxidační stav -1) nebo jeden elektron odevzdat (oxidační stav +1), vykazující konstantní valenci I. Proto je symbol prvku vodík umístěn nejen ve skupině IA (hlavní podskupina skupiny I) spolu s alkalickými kovy (hlavní podskupina skupiny VII) spolu s alkalickými kovy (hlavní podskupina VII. skupina). Atomům halogenu také chybí jeden elektron k vyplnění vnější úrovně a stejně jako vodík jsou nekovy. Vodík vykazuje kladný oxidační stav ve sloučeninách, kde je vázán na elektronegativnější nekovové prvky a negativní stupeň oxidace - ve sloučeninách s kovy.

Rýže. 2. Umístění vodíku v periodické soustavě.

Vodík má tři izotopy, z nichž každý má svůj vlastní název: protium, deuterium, tritium. Jejich množství na Zemi je zanedbatelné.

Chemické vlastnosti vodíku

V jednoduché látce H 2 je vazba mezi atomy silná (vazbová energie je 436 kJ / mol), takže aktivita molekulárního vodíku je nízká. Za normálních podmínek interaguje pouze s velmi aktivními kovy a jediný nekov, se kterým vodík reaguje, je fluor:

F 2 + H 2 \u003d 2HF (fluorovodík)

Vodík reaguje s jinými jednoduchými (kovy i nekovy) a komplexními (oxidy, neurčité organické sloučeniny) látkami buď ozařováním a zvýšením teploty, nebo za přítomnosti katalyzátoru.

Vodík hoří v kyslíku za uvolnění značného množství tepla:

2H2 + O2 \u003d 2H20

Směs vodíku a kyslíku (2 objemy vodíku a 1 objem kyslíku) při zapálení prudce exploduje, a proto se nazývá detonační plyn. Při práci s vodíkem je třeba dodržovat bezpečnostní předpisy.

Rýže. 3. Výbušný plyn.

V přítomnosti katalyzátorů může plyn reagovat s dusíkem:

3H2 + N2 \u003d 2NH3

- touto reakcí za zvýšených teplot a tlaků se v průmyslu získává amoniak.

Při vysokých teplotách je vodík schopen reagovat se sírou, selenem a tellurem. a při interakci s alkalickými a kovy alkalických zemin vznikají hydridy: 4.3. Celkem obdržených hodnocení: 186.

V periodické soustavě se vodík nachází ve dvou skupinách prvků, které jsou svými vlastnostmi naprosto opačné. Díky této vlastnosti je zcela unikátní. Vodík není jen prvek nebo látka, ale také složka mnoha komplexních sloučenin, organogenní a biogenní prvek. Proto se podrobněji zabýváme jeho vlastnostmi a charakteristikami.

Uvolňování hořlavého plynu při interakci kovů a kyselin bylo pozorováno již v 16. století, tedy při formování chemie jako vědy. Slavný anglický vědec Henry Cavendish zkoumal látku počínaje rokem 1766 a dal jí název „hořlavý vzduch“. Při spalování tento plyn produkoval vodu. Vědcovo lpění na teorii flogistonu (hypotetická „hyperjemná hmota“) mu bohužel bránilo dospět ke správným závěrům.

Francouzský chemik a přírodovědec A. Lavoisier společně s inženýrem J. Meunierem a pomocí speciálních plynoměrů provedli v roce 1783 syntézu vody a poté její rozbor rozkladem vodní páry rozžhaveným železem. Vědci tak mohli dospět ke správným závěrům. Zjistili, že „hořlavý vzduch“ je nejen součástí vody, ale lze z ní také získat.

V roce 1787 Lavoisier navrhl, že zkoumaný plyn je jednoduchá látka, a proto je jednou z primárních chemické prvky. Nazval to vodík (z řeckých slov hydor – voda + gennao – rodím), tedy „rodit vodu“.

Ruský název „vodík“ navrhl v roce 1824 chemik M. Solovjov. Stanovení složení vody znamenalo konec „flogistonové teorie“. Na přelomu 18. a 19. století bylo zjištěno, že atom vodíku je velmi lehký (ve srovnání s atomy jiných prvků) a jeho hmotnost byla brána jako hlavní jednotka pro porovnávání atomových hmotností, čímž se získala hodnota rovna 1.

Fyzikální vlastnosti

Vodík je nejlehčí ze všech vědě známých látek (je 14,4krát lehčí než vzduch), jeho hustota je 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Tento materiál taje (tuhne) a vře (kapalňuje) při -259,1 °C a -252,8 °C (pouze helium má nižší teplotu varu a teplotu tání).

Kritická teplota vodíku je extrémně nízká (-240 °C). Z tohoto důvodu je jeho zkapalňování poměrně komplikovaný a nákladný proces. Kritický tlak látky je 12,8 kgf / cm² a kritická hustota je 0,0312 g / cm³. Vodík má ze všech plynů nejvyšší tepelnou vodivost: při 1 atm a 0 °C je to 0,174 W / (mxK).

Měrná tepelná kapacita látky za stejných podmínek je 14,208 kJ / (kgxK) nebo 3,394 cal / (gh ° C). Tento prvek je mírně rozpustný ve vodě (asi 0,0182 ml / g při 1 atm a 20 ° C), ale dobře - ve většině kovů (Ni, Pt, Pa a další), zejména v palladiu (asi 850 objemů na objem Pd).

Posledně jmenovaná vlastnost je spojena s její schopností difundovat, zatímco difúze přes uhlíkovou slitinu (například ocel) může být doprovázena destrukcí slitiny v důsledku interakce vodíku s uhlíkem (tento proces se nazývá dekarbonizace). V kapalném stavu je látka velmi lehká (hustota - 0,0708 g / cm³ při t ° \u003d -253 ° C) a tekutá (viskozita - 13,8 ° C za stejných podmínek).

V mnoha sloučeninách tento prvek vykazuje valenci +1 (oxidační stav), podobně jako sodík a jiné alkalické kovy. Obvykle je považován za analog těchto kovů. V souladu s tím stojí v čele I skupiny systému Mendělejev. V hydridech kovů má vodíkový ion negativní náboj (oxidační stav je -1), to znamená, že Na + H- má strukturu podobnou chloridu Na + Cl-. V souladu s tímto a některými dalšími skutečnostmi (blízkost fyzikálních vlastností prvku "H" a halogenů, schopnost nahradit jej halogeny v organických sloučeninách) je vodík zařazen do skupiny VII Mendělejevova systému.

Za normálních podmínek má molekulární vodík nízkou aktivitu a přímo se kombinuje pouze s nejaktivnějšími nekovy (s fluorem a chlorem, s druhým - na světle). Při zahřívání zase interaguje s mnoha chemickými prvky.

Atomový vodík má zvýšenou chemickou aktivitu (ve srovnání s molekulárním vodíkem). S kyslíkem tvoří vodu podle vzorce:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

uvolňuje 285,937 kJ/mol tepla nebo 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm). V běžném teplotní podmínky reakce probíhá poměrně pomalu a při t ° >= 550 °C - nekontrolovatelně. Výbušné limity směsi vodíku + kyslíku jsou 4–94 % H2 a směsí vodíku + vzduchu 4–74 % H2 (směs dvou objemů H2 a jednoho objemu O₂ se nazývá výbušný plyn).

Tento prvek se používá k redukci většiny kovů, protože bere kyslík z oxidů:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4Н₂О,

CuO + H2 = Cu + H2O atd.

S různými halogeny tvoří vodík halogenovodíky, například:

H2 + Cl2 = 2 HC1.

Při reakci s fluorem však vodík exploduje (to se také děje ve tmě, při -252 ° C), reaguje s bromem a chlorem pouze při zahřátí nebo osvětlení as jódem - pouze při zahřátí. Při interakci s dusíkem se tvoří amoniak, ale pouze na katalyzátoru, při zvýšeném tlaku a teplotě:

ZN2 + N2 = 2NH3.

Při zahřívání vodík aktivně reaguje se sírou:

H2 + S = H2S (sirovodík),

a mnohem obtížnější - s tellurem nebo selenem. Vodík reaguje s čistým uhlíkem bez katalyzátoru, ale při vysokých teplotách:

2H2 + C (amorfní) = CH4 (methan).

Tato látka přímo reaguje s některými kovy (alkálie, alkalické zeminy a další) za vzniku hydridů, např.

H₂ + 2Li = 2LiH.

Nemenší praktický význam mají interakce vodíku a oxidu uhelnatého (II). V tomto případě, v závislosti na tlaku, teplotě a katalyzátoru, různé organické sloučeniny: HCHO, CH3OH atd. Nenasycené uhlovodíky se během reakce nasytí, například:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Vodík a jeho sloučeniny hrají v chemii výjimečnou roli. Určuje kyselé vlastnosti tzv. protické kyseliny mají tendenci vytvářet vodíkové vazby s různými prvky, které mají významný vliv na vlastnosti mnoha anorganických a organických sloučenin.

Získání vodíku

Hlavními druhy surovin pro průmyslovou výrobu tohoto prvku jsou rafinérské plyny, přírodní hořlavé a koksárenské plyny. Získává se také z vody elektrolýzou (v místech s dostupnou elektřinou). Jednou z nejdůležitějších metod výroby materiálu ze zemního plynu je katalytická interakce uhlovodíků, především metanu, s vodní párou (tzv. konverze). Například:

CH4 + H20 = CO + ZH2.

Neúplná oxidace uhlovodíků kyslíkem:

CH4 + 1/202 \u003d CO + 2H2.

Syntetizovaný oxid uhelnatý (II) prochází konverzí:

CO + H20 = CO2 + H2.

Vodík vyrobený ze zemního plynu je nejlevnější.

Pro elektrolýzu vody se používá stejnosměrný proud, který prochází roztokem NaOH nebo KOH (nepoužívají se kyseliny, aby nedocházelo ke korozi zařízení). V laboratorních podmínkách se materiál získává elektrolýzou vody nebo jako výsledek reakce mezi kyselinou chlorovodíkovou a zinkem. Častěji se však používá hotový tovární materiál ve válcích.

Z rafinérských plynů a koksárenského plynu se tento prvek izoluje odstraněním všech ostatních složek plynné směsi, protože při hlubokém ochlazování snadněji zkapalní.

Tento materiál se začal průmyslově získávat na konci 18. století. Poté se používal k plnění balónků. V současné době je vodík široce využíván v průmyslu, především v chemickém průmyslu, pro výrobu čpavku.

Masovými spotřebiteli látky jsou výrobci metylových a jiných alkoholů, syntetického benzínu a mnoha dalších produktů. Získávají se syntézou z oxidu uhelnatého (II) a vodíku. Vodík se používá k hydrogenaci těžkých a pevných kapalných paliv, tuků atd., k syntéze HCl, hydrogenační rafinaci ropných produktů a také při řezání / svařování kovů. Nejdůležitějšími prvky pro jadernou energetiku jsou jeho izotopy – tritium a deuterium.

Biologická role vodíku

Na tento prvek připadá v průměru asi 10 % hmotnosti živých organismů. Je součástí vody a nejdůležitějších skupin přírodních sloučenin, včetně bílkovin, nukleových kyselin, lipidů, sacharidů. K čemu slouží?

Tento materiál hraje rozhodující roli: při údržbě prostorová struktura proteiny (kvartérní), při realizaci principu komplementarity nukleové kyseliny(tj. při implementaci a skladování genetické informace), obecně v „rozpoznávání“ na molekulární úrovni.

Vodíkový iont H+ se účastní důležitých dynamických reakcí/procesů v těle. Včetně: v biologické oxidaci, která poskytuje živým buňkám energii, v biosyntetických reakcích, ve fotosyntéze v rostlinách, v bakteriální fotosyntéze a fixaci dusíku, v udržování acidobazické rovnováhy a homeostázy, v procesech membránového transportu. Spolu s uhlíkem a kyslíkem tvoří funkční a strukturální základ jevů života.

Charakterizace s-prvků

Blok s-prvků zahrnuje 13 prvků, kterým je společné nahromadění v jejich atomech s-podúrovně vnější energetické hladiny.

Přestože jsou vodík a helium klasifikovány jako s-prvky kvůli specifické povaze jejich vlastností, je třeba je posuzovat samostatně. Vodík, sodík, draslík, hořčík, vápník jsou životně důležité prvky.

Sloučeniny s-prvků vykazují společné vzorce vlastností, což se vysvětluje podobností elektronové struktury jejich atomů. Všechny vnější elektrony jsou valenční a podílejí se na tvorbě chemické vazby. Proto je maximální oxidační stav těchto prvků ve sloučeninách číslo elektronů ve vnější vrstvě a podle toho se rovná počtu skupiny, ve které se tento prvek nachází. Oxidační stav kovů s-prvku je vždy kladný. Dalším znakem je, že po oddělení elektronů vnější vrstvy zůstává iont s obalem vzácného plynu. S rostoucím pořadovým číslem prvku, atomovým poloměrem, klesá ionizační energie (z 5,39 eV y Li na 3,83 eV y Fr) a roste redukční aktivita prvků.

Naprostá většina sloučenin s-prvků je bezbarvá (na rozdíl od sloučenin d-prvků), jelikož je vyloučen přechod d-elektronů z nízkoenergetických hladin do vyšších energetických hladin, které způsobují zbarvení.

Sloučeniny prvků skupin IA - IIA jsou typické soli, ve vodném roztoku téměř úplně disociují na ionty a nepodléhají kationtové hydrolýze (kromě solí Be 2+ a Mg 2+).

iontově kovalentní hydrid vodíku

Pro ionty s-prvků není typická tvorba komplexů. Krystalické komplexy s - prvků s ligandy H 2 O-krystalické hydráty jsou známy již od starověku, např.: Na 2 B 4 O 7 10H 2 O-borax, KАl (SO 4) 2 12H 2 O-alum. Molekuly vody v krystalických hydrátech jsou seskupeny kolem kationtu, ale někdy zcela obklopují anion. Vzhledem k malému náboji iontu a velkému poloměru iontu jsou alkalické kovy nejméně náchylné k tvorbě komplexů, včetně akvakomplexů. jako komplexotvorná činidla komplexní sloučeniny ionty lithia, berylia, hořčíku působí jako nízká stabilita.

Vodík. Chemické vlastnosti vodík

Vodík je nejlehčí s-prvek. Jeho elektronická konfigurace v základním stavu je 1S 1 . Atom vodíku se skládá z jednoho protonu a jednoho elektronu. Zvláštností vodíku je, že jeho valenční elektron je přímo ve sféře působení atomové jádro. Vodík nemá mezilehlou elektronovou vrstvu, takže vodík nelze považovat za elektronický analog alkalických kovů.

Stejně jako alkalické kovy je vodík redukčním činidlem a vykazuje oxidační stav + 1. Spektra vodíku jsou podobná spektru alkalických kovů. Vodík je podobný alkalickým kovům ve své schopnosti poskytovat v roztocích hydratovaný kladně nabitý iont H +.

Stejně jako halogenu chybí atom vodíku jeden elektron. To je důvodem existence hydridového iontu H-.

Kromě toho, stejně jako atomy halogenů, se atomy vodíku vyznačují vysokou ionizační energií (1312 kJ/mol). Vodík tedy zaujímá zvláštní postavení v periodické tabulce prvků.

Vodík je nejrozšířenějším prvkem ve vesmíru a představuje až polovinu hmotnosti Slunce a většiny hvězd.

Na slunci a dalších planetách je vodík v atomárním stavu, v mezihvězdném prostředí ve formě částečně ionizovaných dvouatomových molekul.

Vodík má tři izotopy; protium 1 H, deuterium 2 D a tritium 3 T, přičemž tritium je radioaktivní izotop.

Molekuly vodíku se vyznačují vysokou pevností a nízkou polarizací, malou velikostí a nízkou hmotností a mají vysokou pohyblivost. Vodík má proto velmi nízké teploty tání (-259,2 o C) a teploty varu (-252,8 o C). Kvůli vysoká energie disociace (436 kJ / mol) k rozkladu molekul na atomy dochází při teplotách nad 2000 ° C. Vodík je bezbarvý plyn, bez zápachu a chuti. Má nízkou hustotu - 8,99·10 -5 g/cm Při velmi vysokých tlacích přechází vodík do kovového stavu. Předpokládá se, že na vzdálených planetách Sluneční Soustava- Jupiter a Saturn, vodík je v kovovém stavu. Existuje předpoklad, že složení zemského jádra zahrnuje i kovový vodík, kde je při supervysokém tlaku vytvářeném zemským pláštěm.

Chemické vlastnosti. Při pokojové teplotě reaguje molekulární vodík pouze s fluorem, při ozáření světlem - s chlorem a bromem, při zahřívání s O 2, S, Se, N 2, C, I 2.

Reakce vodíku s kyslíkem a halogeny probíhají radikálovým mechanismem.

Interakce s chlórem je příkladem nerozvětvené reakce při ozáření světlem (fotochemická aktivace), při zahřátí (tepelná aktivace).

Cl + H 2 \u003d HCl + H (rozvoj řetězce)

H + Cl2 \u003d HCl + Cl

Exploze výbušného plynu - směsi vodíku a kyslíku - je příkladem procesu s rozvětveným řetězcem, kdy iniciovaný řetězec nezahrnuje jednu, ale několik fází:

H2 + O2 \u003d 2OH

H + O2 \u003d OH + O

O + H2 \u003d OH + H

OH + H2 \u003d H20 + H

Výbušnému procesu se lze vyhnout prací s čistým vodíkem.

Protože vodík je charakterizován pozitivním (+1) a negativním (-1) oxidačním stavem, může vodík vykazovat jak redukční, tak oxidační vlastnosti.

Redukční vlastnosti vodíku se projevují při interakci s nekovy:

H2 (g) + Cl2 (g) \u003d 2HCl (g),

2H2 (g) + O2 (g) \u003d 2H20 (g),

Tyto reakce probíhají za uvolnění velkého množství tepla, což ukazuje na vysokou energii (pevnost) vazeb H-Cl, H-O. Proto vodík ukazuje obnovující vlastnosti ve vztahu k mnoha oxidům, halogenidům, například:

To je základem pro použití vodíku jako redukčního činidla pro získávání jednoduchých látek z halogenidových oxidů.

Ještě silnějším redukčním činidlem je atomární vodík. Vzniká z molekul v elektronovém výboji za podmínek nízkého tlaku.

Vodík má vysokou redukční aktivitu v okamžiku uvolnění při interakci kovu s kyselinou. Takový vodík redukuje CrCl3 na CrCl2:

2CrCl3 + 2HCl + 2Zn = 2CrCl2 + 2ZnCl2 + H2 ^

Důležitá je interakce vodíku s oxidem dusnatým (II):

2NO + 2H2 = N2 + H20

Používá se v čistících systémech při výrobě kyseliny dusičné.

Jako oxidační činidlo vodík interaguje s aktivními kovy:

V tomto případě se vodík chová jako halogen a tvoří podobné halogenidy hydridy.

Hydridy s-prvků skupiny I mají iontovou strukturu typu NaCl. Chemicky se iontové hydridy chovají jako bazické sloučeniny.

Mezi kovalentní patří hydridy nekovových prvků méně elektronegativní než samotný vodík, například hydridy o složení SiH 4, BH 3, CH 4. Podle chemická povaha Nekovové hydridy jsou kyselé sloučeniny.

Charakteristickým znakem hydrolýzy hydridů je uvolňování vodíku, reakce probíhá podle redoxního mechanismu.

Bazický hydrid

hydrid kyseliny

V důsledku uvolňování vodíku probíhá hydrolýza zcela a nevratně (?Н<0, ?S>0). V tomto případě bazické hydridy tvoří alkálie a kyselé kyseliny.

Standardní potenciál systému je B. Proto je iont H silným redukčním činidlem.

V laboratoři se vodík získává reakcí zinku s 20% kyselinou sírovou v Kippově aparatuře.

Technický zinek často obsahuje drobné příměsi arsenu a antimonu, které jsou vodíkem redukovány v době uvolnění do toxických plynů: arsin SbH 3 a stabyn SbH Takový vodík může být jedovatý. U chemicky čistého zinku probíhá reakce vlivem přepětí pomalu a nelze získat dobrý proud vodíku. Rychlost této reakce se zvyšuje přidáním krystalů síranu měďnatého, reakce se urychluje vytvořením galvanického páru Cu-Zn.

Více čistého vodíku vzniká působením alkálie na křemík nebo hliník při zahřátí:

V průmyslu se čistý vodík získává elektrolýzou vody obsahující elektrolyty (Na 2 SO 4, Ba (OH) 2).

Při elektrolýze vzniká jako vedlejší produkt velké množství vodíku vodný roztok chlorid sodný s diafragmou oddělující katodový a anodový prostor,

Největší množství vodíku se získává zplyňováním pevného paliva (antracitu) přehřátou párou:

Nebo přeměna zemního plynu (methanu) přehřátou párou:

Výsledná směs (syntézní plyn) se používá při výrobě mnoha organických sloučenin. Výtěžek vodíku může být zvýšen průchodem syntézního plynu přes katalyzátor, zatímco CO se přemění na CO2.

Aplikace. Při syntéze amoniaku se spotřebuje velké množství vodíku. pro výrobu chlorovodíku a kyseliny chlorovodíkové, pro hydrogenaci rostlinných tuků, pro získávání kovů (Mo, W, Fe) z oxidů. Vodíkovo-kyslíkové plameny se používají ke svařování, řezání a tavení kovů.

Jako raketové palivo se používá kapalný vodík. Vodíkové palivo je přátelský k životnímu prostředí a je energeticky náročnější než benzín, takže může v budoucnu nahradit ropné produkty. Na světě už jezdí několik stovek aut na vodík. Problémy vodíkové energie jsou spojeny se skladováním a přepravou vodíku. Vodík je skladován v podzemních tankerech v kapalném stavu pod tlakem 100 atm. Lodní doprava velké množství kapalný vodík představuje vážné nebezpečí.

Když se začneme zabývat chemickými a fyzikálními vlastnostmi vodíku, je třeba poznamenat, že v obvyklém stavu je tento chemický prvek v plynné formě. Bezbarvý plynný vodík je bez zápachu a chuti. Poprvé byl tento chemický prvek pojmenován vodík podle vědce A. Lavoisiera, který provedl experimenty s vodou, podle jejichž výsledků světová věda zjistila, že voda je vícesložková kapalina, jejíž součástí je i vodík. K této události došlo v roce 1787, ale dlouho před tímto datem byl vodík vědcům znám pod názvem „hořlavý plyn“.

Vodík v přírodě

Podle vědců se vodík nachází v zemská kůra a ve vodě (přibližně 11,2 % celkové vody). Tento plyn je součástí mnoha minerálů, které lidstvo po staletí získává z útrob země. Částečně jsou vlastnosti vodíku charakteristické pro ropu, přírodní plyny a jíl, pro živočišné a rostlinné organismy. Ale ve své čisté formě, to znamená, že není kombinován s jinými chemickými prvky periodické tabulky, je tento plyn v přírodě extrémně vzácný. Tento plyn může unikat na zemský povrch při sopečných erupcích. Volný vodík je v atmosféře přítomen ve stopových množstvích.

Chemické vlastnosti vodíku

Protože chemické vlastnosti vodíku nejsou jednotné, patří tento chemický prvek jak do skupiny I Mendělejevova systému, tak do skupiny VII systému. Jako zástupce první skupiny je vodík ve skutečnosti alkalický kov, který má oxidační stav +1 ve většině sloučenin, ve kterých je obsažen. Stejná mocenství je charakteristická pro sodík a další alkalické kovy. Vzhledem k těmto chemickým vlastnostem je vodík považován za prvek podobný těmto kovům.

Pokud mluvíme o hydridech kovů, pak vodíkový iont má negativní valenci - jeho oxidační stav je -1. Na + H- se vytváří stejným způsobem jako chlorid Na + Cl-. Tato skutečnost je důvodem pro přiřazení vodíku do skupiny VII Mendělejevova systému. Vodík, který je ve stavu molekuly, za předpokladu, že je v běžném prostředí, je neaktivní a může se kombinovat pouze s nekovy, které jsou pro něj aktivnější. Mezi takové kovy patří fluor, za přítomnosti světla se vodík slučuje s chlorem. Pokud se vodík zahřívá, stává se aktivnějším a reaguje s mnoha prvky. periodický systém Mendělejev.

Atomový vodík vykazuje aktivnější chemické vlastnosti než molekulární vodík. Molekuly kyslíku tvoří vodu - H2 + 1/2O2 = H2O. Při interakci vodíku s halogeny se tvoří halogenovodíky H2 + Cl2 = 2HCl a vodík vstupuje do této reakce za nepřítomnosti světla a při dostatečně vysokých záporných teplotách - až - 252 ° C. Chemické vlastnosti vodíku umožňují jeho použití pro redukci mnoha kovů, protože vodík při reakci absorbuje kyslík z oxidů kovů, například CuO + H2 = Cu + H2O. Vodík se podílí na tvorbě amoniaku, interaguje s dusíkem při reakci 3H2 + N2 = 2NH3, ale za podmínky, že je použit katalyzátor a teplota a tlak jsou zvýšeny.

Energetická reakce nastává, když vodík interaguje se sírou v reakci H2 + S = H2S, jejímž výsledkem je sirovodík. Interakce vodíku s tellurem a selenem je o něco méně aktivní. Pokud není katalyzátor, tak reaguje s čistým uhlíkem, vodíkem pouze za podmínky, že vznikají vysoké teploty. 2H2 + C (amorfní) = CH4 (methan). V procesu aktivity vodíku s některými alkalickými a jinými kovy se získávají hydridy, např. H2 + 2Li = 2LiH.

Fyzikální vlastnosti vodíku

Vodík je velmi lehký chemikálie. Vědci přinejmenším tvrdí, že v tuto chvíli neexistuje žádná lehčí látka než vodík. Jeho hmotnost je 14,4krát lehčí než vzduch, jeho hustota je 0,0899 g/l při 0°C. Při teplotách -259,1 ° C je vodík schopen tát - to je velmi kritická teplota, která není typická pro přeměnu většiny chemické sloučeniny z jednoho státu do druhého. Pouze takový prvek jako helium v ​​tomto ohledu převyšuje fyzikální vlastnosti vodíku. Zkapalnění vodíku je obtížné, protože jeho kritická teplota je (-240 °C). Vodík je nejvíce teplo produkující plyn ze všech známých lidstvu. Všechny výše popsané vlastnosti jsou nejvýznamnějšími fyzikálními vlastnostmi vodíku, které člověk využívá pro specifické účely. Tyto vlastnosti jsou také nejdůležitější pro moderní vědu.

MINSK KOLEM TECHNOLOGIE A DESIGN LEHKÉHO PRŮMYSLU

Esej

obor: Chemie

Téma: "Vodík a jeho sloučeniny"

Připravil:Žák 1. ročníku343 skupin

Viskup Elena

Kontrolovány: Alyabyeva N.V.

Minsk 2009

Struktura atomu vodíku v periodické soustavě

Oxidační stavy

Prevalence v přírodě

Vodík jako jednoduchá látka

Sloučeniny vodíku

Bibliografie

Struktura atomu vodíku v periodické soustavě

První prvek periodického systému (1. perioda, pořadové číslo 1). Nemá úplnou analogii s jinými chemickými prvky a nepatří do žádné skupiny, proto je v tabulkách podmíněně umístěn do skupiny IA a / nebo skupiny VIIA.

Atom vodíku je nejmenší a nejlehčí mezi atomy všech prvků. Elektronická formule atom 1s 1 . Obvyklá forma existence prvku ve volném stavu je dvouatomová molekula.

Oxidační stavy

Atom vodíku ve sloučeninách s více elektronegativními prvky vykazuje oxidační stav +1, například HF, H 2 O atd. A ve sloučeninách s hydridy kovů je oxidační stav atomu vodíku -1, například NaH, CaH 2 atd. Mezi typickými kovy a nekovy má průměrnou hodnotu elektronegativity. Schopný katalyticky redukovat v organických rozpouštědlech, jako je kyselina octová nebo alkohol, mnoho organických sloučenin: nenasycené sloučeniny na nasycené, některé sloučeniny sodíku na amoniak nebo aminy.

Prevalence v přírodě

Přírodní vodík se skládá ze dvou stabilních izotopů - protium 1 H, deuterium 2 H a tritium 3 H. Jiným způsobem se deuterium označuje jako D a tritium jako T. Možné jsou různé kombinace, například HT, HD, TD, H 2, D 2, T 2. Vodík je v přírodě častější ve formě různých sloučenin se sírou (H 2 S), kyslíkem (ve formě vody), uhlíkem, dusíkem a chlorem. Méně často ve formě sloučenin s fosforem, jódem, bromem a dalšími prvky. Je součástí všech rostlinných a živočišných organismů, ropy, fosilního uhlí, zemního plynu, řady minerálů a hornin. Ve volném stavu se nachází velmi vzácně v malém množství – ve vulkanických plynech a produktech rozkladu organických zbytků. Vodík je nejrozšířenějším prvkem ve vesmíru (asi 75 %). Nachází se ve Slunci a většině hvězd, stejně jako na planetách Jupiter a Saturn, které jsou převážně vodíkové. Na některých planetách může vodík existovat v pevné formě.

Vodík jako jednoduchá látka

Molekula vodíku se skládá ze dvou atomů spojených kovalentní vazbou nepolární vazba. Fyzikální vlastnosti - bezbarvý plyn bez zápachu. Ve vesmíru se šíří rychleji než jiné plyny, prochází malými póry a při vysokých teplotách poměrně snadno proniká ocelí a jinými materiály. Má vysokou tepelnou vodivost.

Chemické vlastnosti. V normálním stavu za nízkých teplot je neaktivní, bez zahřívání reaguje s fluorem a chlorem (za přítomnosti světla).

H2 + F2 2HF H2 + Cl2 hv 2HCl

Aktivněji interaguje s nekovy než s kovy.

Při interakci s různými látkami může vykazovat jak oxidační, tak redukční vlastnosti.

Sloučeniny vodíku

Jednou ze sloučenin vodíku jsou halogeny. Vznikají, když se vodík spojí s prvky skupiny VIIA. HF, HCl, HBr a HI jsou bezbarvé plyny, které jsou vysoce rozpustné ve vodě.

Cl2 + H2OHClO + HC1; HClO-chlor voda

Protože HBr a HI jsou typická redukční činidla, nelze je získat výměnnou reakcí jako HCl.

CaF2 + H2SO4 \u003d CaS04 + 2HF

Voda je nejběžnější sloučeninou vodíku v přírodě.

2H2 + O2 \u003d 2H20

Nemá barvu, chuť, vůni. Velmi slabý elektrolyt, ale aktivně reaguje s mnoha kovy i nekovy, zásaditými i kyselými oxidy.

2H20 + 2Na \u003d 2NaOH + H2

H2O + BaO \u003d Ba (OH) 2

3H20 + P205 \u003d 2H3PO4

Těžká voda (D 2 O) je izotopová odrůda vody. Rozpustnost látek v těžké vodě je mnohem menší než v obyčejné vodě. Těžká voda je jedovatá, protože zpomaluje biologické procesy v živých organismech. Hromadí se ve zbytku elektrolýzy při opakované elektrolýze vody. Používá se jako chladivo a moderátor neutronů v jaderné reaktory.

Hydridy - interakce vodíku s kovy (při vysoké teplotě) nebo nekovy méně elektronegativní než vodík.

Si + 2H 2 \u003d SiH 4

Samotný vodík byl objeven v první polovině 16. století. Paracelsus. V roce 1776 poprvé zkoumal její vlastnosti G. Cavendish, v letech 1783-1787 A. Lavoisier ukázal, že vodík je součástí vody, zařadil jej na seznam chemických prvků a navrhl název „vodík“.

Bibliografie

1. M.B. Volovič, O.F. Kabardin, R.A. Lidin, L.Yu. Alikberová, V.S. Rokhlov, V.B. Pyatunin, Yu.A. Simagin, S.V. Simonovich / Příručka pro školáky / Moskva "AST-PRESS BOOK" 2003.

2. I.L. Knunyats / Chemická encyklopedie / Moskva "Sovětská encyklopedie" 1988

3. Tj. Shimanovich / Chemie 11 / Minsk "People's Asveta" 2008

4. F. Cotton, J. Wilkinson/Moderní anorganická chemie/ Moskva "Mir" 1969