Prednáška 29
Vodík. Voda
Osnova prednášky:
Voda. Chemické a fyzikálne vlastnosti
Úloha vodíka a vody v prírode
Vodík ako chemický prvok
Vodík je jediný prvok periodickej tabuľky D.I. Mendelejev, ktorého umiestnenie je nejednoznačné. Jeho chemický symbol je v periodickej tabuľke zapísaný dvakrát: v skupinách IA a VIIA. Vysvetľuje to skutočnosť, že vodík má množstvo vlastností, ktoré ho spájajú s alkalickými kovmi aj halogénmi (tabuľka 14).
Tabuľka 14
Porovnanie vlastností vodíka s vlastnosťami alkalických kovov a halogénov
| Podobnosti s alkalickými kovmi | Podobnosť s halogénmi |
| Na vonkajšej energetickej úrovni obsahujú atómy vodíka jeden elektrón. Vodík je prvok s | Pred dokončením vonkajšej a jedinej úrovne chýba atómom vodíka, podobne ako atómom halogénu, jeden elektrón |
| Vodík má redukčné vlastnosti. V dôsledku oxidácie vodík dostáva oxidačný stav, ktorý sa najčastejšie nachádza v jeho zlúčeninách +1 | Vodík, podobne ako halogény, v zlúčeninách s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín má oxidačný stav -1, čo potvrdzuje jeho oxidačné vlastnosti. |
| Predpokladá sa, že vo vesmíre existuje pevný vodík s kovovou kryštálovou mriežkou. | Rovnako ako fluór a chlór je vodík za normálnych podmienok plyn. Jeho molekuly, podobne ako molekuly halogénu, sú dvojatómové a tvoria sa prostredníctvom kovalentnej nepolárnej väzby |
V prírode existuje vodík vo forme troch izotopov s hmotnostnými číslami 1, 2 a 3: protium 1 1 H, deutérium 2 1 D a trícium 3 1 T. Prvé dva sú stabilné izotopy a tretí je rádioaktívny. V prírodnej zmesi izotopov prevláda Protium. Kvantitatívne pomery medzi izotopmi H:D:T sú 1:1,46 10-5 : 4,00 10-15.
Zlúčeniny izotopov vodíka sa navzájom líšia vlastnosťami. Napríklad bod varu a bodu tuhnutia ľahkej protiumovej vody (H 2 O) sa rovná – 100 °C a 0 °C a deutériovej vody (D 2 O) – 101,4 °C a 3,8 °C. ľahká voda je vyššia ako ťažká voda.
Vo vesmíre je vodík najbežnejším prvkom – tvorí asi 75 % hmotnosti vesmíru alebo viac ako 90 % všetkých jeho atómov. Vodík je súčasťou vody v jej najdôležitejšom geologickom obale Zeme – hydrosfére.
Vodík tvorí spolu s uhlíkom všetky organické látky, to znamená, že je súčasťou živej škrupiny Zeme – biosféry. IN zemská kôra- litosféra - hmotnostný obsah vodíka je len 0,88%, t.j. patrí medzi všetky prvky na 9. miesto. Vzdušný obal Zeme – atmosféra obsahuje menej ako milióntinu celkového objemu, čo je podiel molekulárneho vodíka. Nachádza sa iba vo vyšších vrstvách atmosféry.
Výroba a použitie vodíka
Vodík prvýkrát získal v 16. storočí stredoveký lekár a alchymista Paracelsus, ponorením železnej platne do kyselina sírová a v roku 1766 anglický chemik Henry Cavendish dokázal, že vodík nevzniká len interakciou železa s kyselinou sírovou, ale aj iných kovov s inými kyselinami. Cavendish tiež prvýkrát opísal vlastnosti vodíka.
IN laboratórium za podmienok sa získa vodík:
1. Interakcia kovov s kyselinou:
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2
2. Interakcia alkalických kovov a kovov alkalických zemín s vodou
2Na + 2H20 -> 2NaOH + H2
Ca + 2H20 -> Ca(OH)2 + H2
IN priemyslu Vodík sa získava nasledujúcimi spôsobmi:
1. Elektrolýza vodných roztokov solí, kyselín a zásad. Najčastejšie používané riešenie kuchynská soľ:
2NaCl + 2H20 ->el. prúd H2 + Cl2 + NaOH
2. Zníženie vodnej pary horúcim koksom:
C + H20 -> tCO + H2
Výsledná zmes oxidu uhoľnatého a vodíka sa nazýva vodný plyn (syntetický plyn), a je široko používaný na syntézu rôznych chemických produktov (amoniak, metanol atď.). Na oddelenie vodíka od vodného plynu sa oxid uhoľnatý pri zahrievaní vodnou parou premieňa na oxid uhličitý:
CO + H2 -> tC02 + H2
3. Vykurovanie metánom v prítomnosti vodnej pary a kyslíka. Táto metóda je v súčasnosti hlavná:
2CH4+02 + 2H20 → t2CO2 + 6H2
Vodík sa široko používa na:
1. priemyselná syntéza amoniaku a chlorovodíka;
2. získanie metanolu a syntetického kvapalného paliva ako súčasti syntézneho plynu (2 objemy vodíka a 1 objem CO);
3. hydrorafinácia a hydrokrakovanie ropných frakcií;
4. hydrogenácia tekutých tukov;
5. rezanie a zváranie kovov;
6. získavanie volfrámu, molybdénu a rénia z ich oxidov;
7. vesmírne motory ako palivo.
8. v termo jadrové reaktory Ako palivo sa používajú izotopy vodíka.
Fyzické a chemické vlastnosti vodík
Vodík je bezfarebný plyn bez chuti a zápachu. Hustota pri č. 0,09 g/l (14-krát ľahší ako vzduch). Vodík je slabo rozpustný vo vode (iba 2 objemy plynu na 100 objemov vody), ale dobre ho absorbujú d-kovy - nikel, platina, paládium (v jednom objeme paládia je rozpustených až 900 objemov vodíka).
Pri chemických reakciách vodík vykazuje redukčné aj oxidačné vlastnosti. Najčastejšie vodík pôsobí ako redukčné činidlo.
1. Interakcia s nekovmi. Vodík tvorí s nekovmi prchavé zlúčeniny vodíka (pozri prednášku 25).
S halogénmi reakčná rýchlosť a podmienky sa líšia od fluóru po jód: s fluórom reaguje vodík explozívne aj v tme, s chlórom prebieha reakcia celkom pokojne s malým ožiarením svetlom, s brómom a jódom sú reakcie vratné a prebiehajú len pri zahriatí:
H2 + F2 -> 2HF
H2 + Cl2 -> hv2HCl
H2 + I2 → t2HI
S kyslíkom a síra vodík reagujú s miernym zahrievaním. Nazýva sa zmes kyslíka a vodíka v pomere 1:2 výbušný plyn:
H2+02 ->tH20
H2 + S → tH2S
S dusíkom, fosforom a uhlíkom reakcia prebieha za tepla, zvýšeného tlaku a v prítomnosti katalyzátora. Reakcie sú reverzibilné:
3H2 + N2 -» kat., p, t2NH3
2H2 + 3P -> kat., p, t3PH 3
H2 + C → kat., p, t CH 4
2. Interakcia s komplexnými látkami. Pri vysokých teplotách vodík redukuje kovy z ich oxidov:
CuO + H2 -> tCu + H20
3. O interakcia s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín Vodík má oxidačné vlastnosti:
2Na + H2 -> 2NaH
Ca + H2 -> CaH2
4. Interakcia s organickými látkami. Vodík aktívne interaguje s mnohými organickými látkami, takéto reakcie sa nazývajú hydrogenačné reakcie. O takýchto reakciách sa bude podrobnejšie diskutovať v časti III zbierky „Organická chémia“.
Charakteristika s-prvkov
Blok s-prvkov zahŕňa 13 prvkov, ktorým je spoločné budovanie vonkajšej energetickej hladiny v ich atómoch s-podúrovne.
Hoci vodík a hélium sú klasifikované ako s-prvky, vzhľadom na špecifickú povahu ich vlastností by sa mali posudzovať oddelene. Vodík, sodík, draslík, horčík, vápnik sú životne dôležité prvky.
Vystavujú zlúčeniny s-prvkov všeobecné vzory vo vlastnostiach, čo sa vysvetľuje podobnosťou elektronická štruktúra ich atómy. Všetky vonkajšie elektróny sú valenčné elektróny a podieľajú sa na tvorbe chemické väzby. Preto je maximálny oxidačný stav týchto prvkov v zlúčeninách rovný číslo elektrónov vo vonkajšej vrstve a podľa toho sa rovná číslu skupiny, v ktorej sa prvok nachádza. Oxidačný stav kovov s-prvku je vždy kladný. Ďalšou vlastnosťou je, že po oddelení elektrónov vonkajšej vrstvy zostáva ión s obalom vzácneho plynu. Pri zvyšovaní poradového čísla prvku, atómový polomer ionizačná energia klesá (z 5,39 eV y Li na 3,83 eV y Fr) a zvyšuje sa redukčná aktivita prvkov.
Prevažná väčšina zlúčenín s-prvkov je bezfarebná (na rozdiel od zlúčenín d-prvkov), keďže je vylúčený prechod d-elektrónov z nízkej energetickej hladiny na vyššiu energetickú hladinu, ktorá spôsobuje sfarbenie.
Zlúčeniny prvkov skupín IA - IIA sú typické soli vo vodnom roztoku takmer úplne disociujú na ióny a nepodliehajú katiónovej hydrolýze (okrem solí Be 2+ a Mg 2+).
iónovo-kovalentný hydrid vodíka
Komplexácia nie je typická pre ióny s-prvku. Kryštalické komplexy s - prvkov s ligandami H 2 O-kryštalické hydráty sú známe už od staroveku, napr.: Na 2 B 4 O 7 10H 2 O-borax, KAl (SO 4) 2 12H 2 O-alum. Molekuly vody v kryštalických hydrátoch sú zoskupené okolo katiónu, ale niekedy úplne obklopujú anión. Kvôli malému iónovému náboju a veľkému iónovému polomeru sú alkalické kovy najmenej náchylné na tvorbu komplexov, vrátane vodných komplexov. Ako komplexotvorné činidlá v komplexné zlúčeniny Ióny lítia, berýlia a horčíka majú nízku stabilitu.
Vodík. Chemické vlastnosti vodíka
Vodík je najľahší s-prvok. Jeho elektronická konfigurácia v základnom stave 1S 1. Atóm vodíka pozostáva z jedného protónu a jedného elektrónu. Zvláštnosťou vodíka je, že jeho valenčný elektrón sa nachádza priamo v sfére pôsobenia atómové jadro. Vodík nemá medzivrstvu elektrónov, takže vodík nemožno považovať za elektronický analóg alkalických kovov.
Rovnako ako alkalické kovy, vodík je redukčné činidlo a vykazuje oxidačný stav +1. Spektrá vodíka sú podobné spektrám alkalických kovov. To, čo robí vodík podobným alkalickým kovom, je jeho schopnosť produkovať hydratovaný, kladne nabitý H + ión v roztokoch.
Rovnako ako halogén, atómu vodíka chýba jeden elektrón. To určuje existenciu H-hydridového iónu.
Okrem toho, podobne ako atómy halogénov, aj atómy vodíka sa vyznačujú vysokou ionizačnou energiou (1312 kJ/mol). V Periodickej tabuľke prvkov teda vodík zaujíma osobitné postavenie.
Vodík je najrozšírenejším prvkom vo vesmíre a predstavuje až polovicu hmotnosti Slnka a väčšiny hviezd.
Na slnku a iných planétach je vodík v atómovom stave, v medzihviezdnom prostredí vo forme čiastočne ionizovaných dvojatómových molekúl.
Vodík má tri izotopy; protium 1 H, deutérium 2 D a trícium 3 T a trícium je rádioaktívny izotop.
Molekuly vodíka sa vyznačujú vysokou pevnosťou a nízkou polarizovateľnosťou, malou veľkosťou a nízkou hmotnosťou a majú vysokú pohyblivosť. Preto má vodík veľmi nízke teploty topenia (-259,2 o C) a teploty varu (-252,8 o C). V dôsledku vysokej disociačnej energie (436 kJ/mol) dochádza k rozpadu molekúl na atómy pri teplotách nad 2000 o C. Vodík je bezfarebný plyn, bez zápachu a chuti. Má nízku hustotu - 8,99·10 -5 g/cm Pri veľmi vysokých tlakoch sa vodík mení na kovový stav. Verí sa, že na vzdialených planétach slnečná sústava- Na Jupiteri a Saturne je vodík v kovovom stave. Existuje predpoklad, že zloženie zemského jadra zahŕňa aj kovový vodík, kde sa nachádza pri ultravysokom tlaku vytvorenom zemským plášťom.
Chemické vlastnosti. O izbovej teplote molekulárny vodík reaguje iba s fluórom, keď je ožiarený svetlom - s chlórom a brómom, keď sa zahrieva s O 2, S, Se, N 2, C, I 2.
Reakcie vodíka s kyslíkom a halogénmi prebiehajú radikálnym mechanizmom.
Interakcia s chlórom je príkladom nerozvetvenej reakcie pri ožiarení svetlom (fotochemická aktivácia) alebo pri zahrievaní (tepelná aktivácia).
Сl+ H2 = HCl + H (rozvíjanie reťazca)
H+ Cl2 = HCl + Cl
Výbuch detonačného plynu - zmesi vodíka a kyslíka - je príkladom procesu s rozvetveným reťazcom, keď iniciácia reťazca nezahŕňa jednu, ale niekoľko fáz:
H2+02 = 2OH
H+02 = OH+0
O+ H2 = OH+ H
OH + H2 = H20 + H
Ak pracujete s čistým vodíkom, môžete sa vyhnúť procesu výbuchu.
Pretože vodík je charakterizovaný pozitívnym (+1) a negatívnym (-1) oxidačným stavom, vodík môže vykazovať redukčné aj oxidačné vlastnosti.
Redukčné vlastnosti vodíka sa prejavujú pri interakcii s nekovmi:
H2 (g) + Cl2 (g) = 2 HCl (g),
2H2 (g) + 02 (g) = 2H20 (g),
Tieto reakcie prebiehajú za uvoľnenia veľkého množstva tepla, čo naznačuje vysokú energiu (pevnosť) väzieb H-Cl, H-O. Preto vodík vykazuje redukčné vlastnosti voči mnohým oxidom a halogenidom, napríklad:
Toto je základ pre použitie vodíka ako redukčného činidla jednoduché látky z halogenidových oxidov.
Ešte silnejším redukčným činidlom je atómový vodík. Vzniká molekulárnym elektrónovým výbojom za podmienok nízkeho tlaku.
Vodík má vysokú redukčnú aktivitu v momente uvoľnenia pri interakcii kovu s kyselinou. Tento vodík redukuje CrCl3 na CrCl2:
2CrCl3 + 2HCl + 2Zn = 2CrCl2 + 2ZnCl2 + H2 ^
Interakcia vodíka s oxidom dusíka (II) je dôležitá:
2NO + 2H2 = N2 + H20
Používa sa v čistiacich systémoch na výrobu kyseliny dusičnej.
Ako oxidačné činidlo vodík interaguje s aktívnymi kovmi:
V tomto prípade sa vodík správa ako halogén, pričom vzniká podobne ako halogenidy hydridy.
Hydridy s-prvkov I. skupiny majú iónovú štruktúru typu NaCl. Chemicky sa iónové hydridy správajú ako zásadité zlúčeniny.
Kovalentné hydridy zahŕňajú hydridy nekovových prvkov, ktoré sú menej elektronegatívne ako samotný vodík, napríklad hydridy zloženia SiH 4, BH 3, CH 4. Autor: chemickej povahy Nekovové hydridy sú kyslé zlúčeniny.
Charakteristickým znakom hydrolýzy hydridov je uvoľňovanie vodíka, reakcia prebieha redoxným mechanizmom.
Zásaditý hydrid
Hydrid kyseliny
V dôsledku uvoľňovania vodíka hydrolýza prebieha úplne a nevratne (?H<0, ?S>0). V tomto prípade zásadité hydridy tvoria alkálie a kyslé hydridy kyselinu.
Štandardný potenciál systému je B. Preto je H ión silným redukčným činidlom.
V laboratóriu sa vodík vyrába reakciou zinku s 20 % kyselinou sírovou v Kippovom prístroji.
Technický zinok často obsahuje drobné prímesi arzénu a antimónu, ktoré sa vodíkom v čase uvoľňovania redukujú na jedovaté plyny: arzín SbH 3 a stabín SbH Tento vodík vás môže otráviť. Pri chemicky čistom zinku prebieha reakcia v dôsledku prepätia pomaly a nedá sa získať dobrý prúd vodíka. Rýchlosť tejto reakcie sa zvýši pridaním kryštálov síranu meďnatého, reakcia sa urýchli v dôsledku tvorby galvanického páru Cu-Zn.
Čistejší vodík vzniká pôsobením alkálie na kremík alebo hliník pri zahrievaní:
V priemysle sa čistý vodík vyrába elektrolýzou vody obsahujúcej elektrolyty (Na 2 SO 4, Ba (OH) 2).
Veľké množstvo vodíka vzniká ako vedľajší produkt pri elektrolýze vodného roztoku chloridu sodného s diafragmou oddeľujúcou katódový a anódový priestor,
Najväčšie množstvo vodíka sa získava splyňovaním pevného paliva (antracitu) prehriatou vodnou parou:
Buď konverziou zemný plyn(metán) s prehriatou vodnou parou:
Výsledná zmes (syntetický plyn) sa používa pri výrobe mnohých organických zlúčenín. Výťažok vodíka sa môže zvýšiť prechodom syntézneho plynu cez katalyzátor, ktorý premieňa CO na CO2.
Aplikácia. Pri syntéze amoniaku sa spotrebuje veľké množstvo vodíka. Na získanie chlorovodíka a kyselina chlorovodíková, na hydrogenáciu rastlinných tukov, na získanie kovov (Mo, W, Fe) z oxidov. Vodíkovo-kyslíkový plameň sa používa na zváranie, rezanie a tavenie kovov.
Kvapalný vodík sa používa ako raketové palivo. Vodíkové palivo je šetrné k životnému prostrediu a energeticky náročnejšie ako benzín, takže v budúcnosti môže nahradiť ropné produkty. Vo svete je už niekoľko stoviek áut poháňaných vodíkom. Problémy vodíkovej energie súvisia so skladovaním a prepravou vodíka. Vodík sa skladuje v podzemných tankeroch v kvapalnom stave pod tlakom 100 atm. Preprava veľkého množstva kvapalného vodíka predstavuje vážne riziko.
Vodík (H) je veľmi ľahký chemický prvok s obsahom 0,9 % hmotnosti v zemskej kôre a 11,19 % vo vode.
Charakteristika vodíka
Je to prvý medzi plynmi v ľahkosti. O normálnych podmienkach bez chuti, farby a absolútne bez zápachu. Keď sa dostane do termosféry, pre svoju nízku hmotnosť odletí do vesmíru.
V celom vesmíre je to najpočetnejší chemický prvok (75 % z celkovej hmotnosti látok). Toľko, že mnohé hviezdy vo vesmíre sú vyrobené výlučne z neho. Napríklad Slnko. Jeho hlavnou zložkou je vodík. A teplo a svetlo sú výsledkom uvoľnenia energie, keď sa jadrá materiálu spájajú. Aj vo vesmíre sú celé mraky jeho molekúl rôznych veľkostí, hustôt a teplôt.
Fyzikálne vlastnosti
Vysoká teplota a tlak výrazne menia jeho vlastnosti, ale za normálnych podmienok:
V porovnaní s inými plynmi má vysokú tepelnú vodivosť,
Netoxický a zle rozpustný vo vode,
S hustotou 0,0899 g/l pri 0 °C a 1 atm.,
Pri teplote -252,8°C sa mení na kvapalinu
Stáva sa tvrdým pri -259,1 °C.,
Špecifické spalné teplo 120.9.106 J/kg.
Premeniť sa na tekuté resp pevný stav požadované vysoký krvný tlak a veľmi nízke teploty. V skvapalnenom stave je tekutý a ľahký.
Chemické vlastnosti
Pod tlakom a po ochladení (-252,87 stupňov C) získava vodík kvapalný stav, ktorý je ľahší ako akýkoľvek analóg. Zaberá v ňom menej miesta ako v plynnej forme.
Je to typická neziskovka. V laboratóriách sa vyrába reakciou kovov (napríklad zinku alebo železa) so zriedenými kyselinami. Za normálnych podmienok je neaktívny a reaguje len s aktívnymi nekovmi. Vodík dokáže oddeliť kyslík od oxidov a redukovať kovy zo zlúčenín. On a jeho zmesi tvoria vodíkové väzby s určitými prvkami.
Plyn je vysoko rozpustný v etanole a v mnohých kovoch, najmä paládium. Striebro ho nerozpúšťa. Vodík sa môže oxidovať počas spaľovania v kyslíku alebo vzduchu a pri interakcii s halogénmi.
Keď sa spojí s kyslíkom, vznikne voda. Ak je teplota normálna, potom reakcia prebieha pomaly, ak je nad 550°C, exploduje (premení sa na detonačný plyn).
Hľadanie vodíka v prírode
Aj keď je na našej planéte veľa vodíka, čistej forme nie je ľahké nájsť. Trochu sa dá nájsť pri sopečných erupciách, pri výrobe ropy a tam, kde sa rozkladá organická hmota.
Viac ako polovica z celkového množstva je v zložení s vodou. Je obsiahnutý aj v štruktúre ropy, rôznych ílov, horľavých plynov, živočíchov a rastlín (prítomnosť v každej živej bunke je 50% z počtu atómov).
Cyklus vodíka v prírode
Každý rok sa vo vodných útvaroch a pôde rozloží obrovské množstvo (miliardy ton) rastlinných zvyškov a pri tomto rozklade sa do atmosféry uvoľní obrovská masa vodíka. Uvoľňuje sa aj pri akejkoľvek fermentácii spôsobenej baktériami, spaľovaním a spolu s kyslíkom sa podieľa na kolobehu vody.
Vodíkové aplikácie
Tento prvok ľudstvo aktívne používa vo svojich aktivitách, takže sme sa ho naučili získať v priemyselnom meradle pre:
Meteorológia, chemická výroba;
Výroba margarínu;
Ako raketové palivo (kvapalný vodík);
Elektrický priemysel na chladenie elektrických generátorov;
Zváranie a rezanie kovov.
Veľa vodíka sa používa pri výrobe syntetického benzínu (na zlepšenie kvality nekvalitného paliva), čpavku, chlorovodíka, alkoholov a iných materiálov. Jadrová energia aktívne využíva svoje izotopy.
Droga „peroxid vodíka“ je široko používaná v metalurgii, elektronickom priemysle, výrobe celulózy a papiera, na bielenie ľanových a bavlnených látok, na výrobu farieb na vlasy a kozmetiky, polymérov a v medicíne na liečenie rán.
„Výbušná“ povaha tohto plynu sa môže stať smrtiacou zbraňou – vodíková bomba. Jeho výbuch je sprevádzaný uvoľnením obrovského množstva rádioaktívne látky a deštruktívne pre všetko živé.
Kontakt medzi kvapalným vodíkom a kožu hrozí ťažké a bolestivé omrzliny.
Najbežnejším prvkom vo vesmíre je vodík. V hmote hviezd má podobu jadier – protónov – a je materiálom pre termonukleárne procesy. Takmer polovicu hmotnosti Slnka tvoria aj molekuly H 2 . Jeho obsah v zemskej kôre dosahuje 0,15% a atómy sú prítomné v rope, zemnom plyne a vode. Spolu s kyslíkom, dusíkom a uhlíkom ide o organogénny prvok, ktorý je súčasťou všetkých živých organizmov na Zemi. V našom článku budeme študovať fyzikálne a chemické vlastnosti vodíka, určíme hlavné oblasti jeho použitia v priemysle a jeho význam v prírode.
Pozícia v Mendelejevovej periodickej tabuľke chemických prvkov
Prvým prvkom, ktorý objavil periodickú tabuľku, je vodík. Jeho atómová hmotnosť je 1,0079. Má dva stabilné izotopy (protium a deutérium) a jeden rádioaktívny izotop (trícium). Fyzikálne vlastnosti určuje miesto nekovu v tabuľke chemické prvky. Za normálnych podmienok je vodík (jeho vzorec je H2) plyn, ktorý je takmer 15-krát ľahší ako vzduch. Štruktúra atómu prvku je jedinečná: pozostáva len z jadra a jedného elektrónu. Molekula látky je dvojatómová, častice v nej sú spojené pomocou kovalentnej nepolárnej väzby. Jeho energetická náročnosť je pomerne vysoká – 431 kJ. To vysvetľuje nízku chemickú aktivitu zlúčeniny za normálnych podmienok. Elektronický vzorec vodíka je: H:H.
Látka má tiež množstvo vlastností, ktoré medzi inými nekovmi nemajú obdobu. Pozrime sa na niektoré z nich.
Rozpustnosť a tepelná vodivosť
Kovy vedú teplo najlepšie, ale vodík je im blízky tepelnou vodivosťou. Vysvetlenie javu spočíva vo veľmi vysokej rýchlosti tepelného pohybu svetelných molekúl látky, preto sa vo vodíkovej atmosfére ohrievaný predmet ochladzuje 6-krát rýchlejšie ako vo vzduchu. Zlúčenina môže byť vysoko rozpustná v kovoch, napríklad takmer 900 objemov vodíka môže byť absorbovaných jedným objemom paládia. Kovy sa môžu spájať s H2 do chemické reakcie, v ktorom sa prejavujú oxidačné vlastnosti vodíka. V tomto prípade sa tvoria hydridy:
2Na + H2 = 2 NaH.
Pri tejto reakcii atómy prvku prijímajú elektróny z kovových častíc a stávajú sa aniónmi s jediným záporným nábojom. Jednoduchá látka H2 je v tomto prípade oxidačné činidlo, ktoré pre ňu väčšinou nie je typické.
Vodík ako redukčné činidlo
Kovy a vodík spája nielen ich vysoká tepelná vodivosť, ale aj schopnosť ich atómov chemické procesy vzdať sa vlastných elektrónov, čiže oxidovať. napr. zásadité oxidy reagovať s vodíkom. Redoxná reakcia končí uvoľnením čistého kovu a tvorbou molekúl vody:
CuO + H2 = Cu + H20.
Interakcia látky s kyslíkom pri zahrievaní tiež vedie k produkcii molekúl vody. Proces je exotermický a je sprevádzaný uvoľňovaním veľkého množstva tepelnej energie. Ak plynná zmes H2 a O2 reaguje v pomere 2:1, potom sa nazýva, pretože pri zapálení exploduje:
2H2+02 = 2H20.
Voda je a hrá zásadnú úlohu pri formovaní zemskej hydrosféry, klímy a počasia. Zabezpečuje obeh prvkov v prírode, podporuje všetky životné procesy organizmov, ktoré obývajú našu planétu.
Interakcia s nekovmi
Najdôležitejšie chemické vlastnosti vodíka sú jeho reakcie s nekovovými prvkami. Za normálnych podmienok sú dosť chemicky inertné, takže látka môže reagovať len s halogénmi, napríklad s fluórom alebo chlórom, ktoré sú spomedzi všetkých nekovov najaktívnejšie. Zmes fluóru a vodíka teda exploduje v tme alebo v chlade a s chlórom - pri zahrievaní alebo na svetle. Reakčnými produktmi budú halogenovodíky, ktorých vodné roztoky sú známe ako fluoridové a chloridové kyseliny. C interaguje pri teplote 450-500 stupňov, tlaku 30-100 mPa a v prítomnosti katalyzátora:
N2 + 3H2⇔p, t, kat⇔2NH3.
Uvažované chemické vlastnosti vodíka majú veľký význam pre priemysel. Môžete napríklad získať cenný chemický produkt - amoniak. Je hlavnou surovinou na výrobu dusičnanových kyslých a dusíkatých hnojív: močovina, dusičnan amónny.
Organická hmota
Medzi uhlíkom a vodíkom dochádza k produkcii najjednoduchšieho uhľovodíka - metánu:
C + 2H2 = CH4.
Najdôležitejšia je látka integrálnou súčasťou prírodné a Používajú sa ako cenný druh paliva a suroviny pre priemysel organickej syntézy.
V chémii zlúčenín uhlíka je prvok súčasťou obrovského množstva látok: alkánov, alkénov, uhľohydrátov, alkoholov atď. Je známych veľa reakcií organických zlúčenín s molekulami H2. Majú spoločný názov - hydrogenácia alebo hydrogenácia. Aldehydy sa teda môžu redukovať vodíkom na alkoholy, nenasýtené uhľovodíky- na alkány. Napríklad etylén sa premieňa na etán:
C2H4 + H2 = C2H6.
Dôležité praktický význam majú chemické vlastnosti vodíka, ako je napríklad hydrogenácia tekutých olejov: slnečnicový, kukuričný, repkový. Vedie k tvorbe tuhého tuku – bravčovej masti, ktorá sa používa pri výrobe glycerínu, mydla, stearínu, tvrdého margarínu. Na zlepšenie vzhľad a chuť potravinársky výrobok Pridáva sa do nej mlieko, živočíšne tuky, cukor, vitamíny.
V našom článku sme študovali vlastnosti vodíka a zistili jeho úlohu v prírode a ľudskom živote.
MINSK VYSOKÉ ŠKOLY TECHNOLÓGIE A DIZAJNU ĽAHKÉHO PRIEMYSLU
Abstraktné
disciplína: chémia
Téma: „Vodík a jeho zlúčeniny“
Pripravil:Žiak 1. ročníka 343 skupín
Viskup Elena
Skontrolované: Alyabyeva N.V.
Minsk 2009
Štruktúra atómu vodíka v periodickej tabuľke
Oxidačné stavy
Prevalencia v prírode
Vodík ako jednoduchá látka
Zlúčeniny vodíka
Referencie
Štruktúra atómu vodíka v periodickej tabuľke
Prvý prvok periodickej tabuľky (1. perióda, poradové číslo 1). Nemá úplnú analógiu s inými chemickými prvkami a nepatrí do žiadnej skupiny, preto je v tabuľkách podmienečne zaradený do skupiny IA a/alebo skupiny VIIA.
Atóm vodíka je najmenší a najľahší z atómov všetkých prvkov. Elektrónový vzorec atómu je 1s1. Obvyklá forma existencie prvku vo voľnom stave je dvojatómová molekula.
Oxidačné stavy
Atóm vodíka v zlúčeninách s viacerými elektronegatívnymi prvkami vykazuje oxidačný stav +1, napríklad HF, H 2 O atď. A v zlúčeninách s hydridmi kovov je oxidačný stav atómu vodíka -1, napríklad NaH, CaH 2, atď. Má hodnotu elektronegativity medzi typickými kovmi a nekovmi. Schopný katalytickej redukcie v organických rozpúšťadlách ako napr kyselina octová alebo alkohol, mnohé organické zlúčeniny: nenasýtené zlúčeniny až nasýtené, niektoré zlúčeniny sodíka až amoniak alebo amíny.
Prevalencia v prírode
Prírodný vodík sa skladá z dvoch stabilných izotopov - protium 1 H, deutérium 2 H a trícium 3 H. Deutérium sa inak označuje ako D a trícium ako T. Možné sú rôzne kombinácie, napríklad NT, HD, TD, H 2, D 2 , T2. Vodík je v prírode bežnejší vo forme rôznych zlúčenín so sírou (H 2 S), kyslíkom (vo forme vody), uhlíkom, dusíkom a chlórom. Menej často vo forme zlúčenín s fosforom, jódom, brómom a inými prvkami. Je súčasťou všetkých rastlinných a živočíšnych organizmov, ropy, fosílneho uhlia, zemného plynu, množstva minerálov a hornín. Vo voľnom stave sa nachádza veľmi zriedkavo v malých množstvách – v sopečných plynoch a produktoch rozkladu organických zvyškov. Vodík je najrozšírenejším prvkom vo vesmíre (asi 75%). Je súčasťou Slnka a väčšiny hviezd, ako aj planét Jupiter a Saturn, ktoré sa skladajú hlavne z vodíka. Na niektorých planétach môže vodík existovať v pevnej forme.
Vodík ako jednoduchá látka
Molekula vodíka pozostáva z dvoch atómov spojených kovalentnou nepolárnou väzbou. Fyzikálne vlastnosti- plyn bez farby a zápachu. Vo vesmíre sa šíri rýchlejšie ako iné plyny, prechádza malými pórmi a pri vysokých teplotách pomerne ľahko preniká do ocele a iných materiálov. Má vysokú tepelnú vodivosť.
Chemické vlastnosti. V normálnom stave pri nízkych teplotách je neaktívny, reaguje s fluórom a chlórom bez zahrievania (za prítomnosti svetla).
H2+F22HF H2+Cl2 hv 2HClAktívnejšie interaguje s nekovmi ako s kovmi.
Pri interakcii s rôzne látky môže vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti.
Zlúčeniny vodíka
Jednou z vodíkových zlúčenín sú halogény. Vznikajú, keď sa vodík spája s prvkami skupiny VIIA. HF, HCl, HBr a HI sú bezfarebné plyny, vysoko rozpustné vo vode.
Cl2 + H2OHClO + HCl; HClO-chlórová vodaPretože HBr a HI sú typické redukčné činidlá, nemožno ich získať výmennou reakciou ako HCl.
CaF2 + H2S04 = CaS04 + 2HF
Voda je najbežnejšou zlúčeninou vodíka v prírode.
2H2+02 = 2H20
Nemá farbu, chuť, vôňu. Veľmi slabý elektrolyt, ale aktívne reaguje s mnohými kovmi a nekovmi, zásaditými a kyslými oxidmi.
2H20 + 2Na = 2NaOH + H2
H20 + BaO = Ba(OH)2
3H20 + P205 = 2H3P04
Ťažká voda (D 2 O) je izotopická odroda vody. Rozpustnosť látok v ťažkej vode je oveľa nižšia ako v obyčajnej vode. Ťažká voda je jedovatá, pretože spomaľuje biologické procesy v živých organizmoch. Hromadí sa vo zvyšku elektrolýzy pri opakovanej elektrolýze vody. Používa sa ako chladivo a moderátor neutrónov v jadrových reaktoroch.
Hydridy sú interakciou vodíka s kovmi (pri vysokých teplotách) alebo s nekovmi, ktoré sú menej elektronegatívne ako vodík.
Si + 2H2 = SiH4
Samotný vodík bol objavený v prvej polovici 16. storočia. Paracelsus. V roku 1776 G. Cavendish prvýkrát skúmal jeho vlastnosti v rokoch 1783-1787 A. Lavoisier ukázal, že vodík je súčasťou vody, zaradil ho do zoznamu chemických prvkov a navrhol názov „vodík“.
Referencie
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/Schoolchildren’s Handbook/Moskva „AST-PRESS BOOK“ 2003.
2. I.L. Knunyats / Chemická encyklopédia / Moskva „Sovietska encyklopédia“ 1988
3. T.j. Shimanovich / Chémia 11 / Minsk “Ľudová Asveta” 2008
4. F. Cotton, J. Wilkinson/Modern anorganická chémia/ Moskovský „mier“ 1969