Farba vodíka v plynnom stave. Kvapalný vodík: Vlastnosti a aplikácia

• Označenie - H (vodík);
• Latinský názov - hydrogén;
• Obdobie - i;
• Skupina - 1 (IA);
• Atómová hmotnosť - 1 00794;
• Atómové číslo - 1;
• Polomer Atom \u003d 53 pm;
• Kovalentný polomer \u003d 32 pm;
• Distribúcia elektrónov - 1s 1;
• t topenie \u003d -259,14 ° C;
• t varu \u003d -252,87 ° C;
• Elektrická energia (Paulga / ALPREDA A ROKHOV) \u003d 2,02 / -;
• Stupeň oxidácie: +1; 0; -Vyberte;
• Hustota (n. Y.) \u003d 0,0000899 g / cm3;
• Molárny objem \u003d 14,1 cm3 / mol.

Binárne zlúčeniny vodíka s kyslíkom:

Anglický vedec otvoril vodík ("odkazujúca voda"). V roku 1766. Toto je najjednoduchší prvok v prírode - atóm vodíka má jadro a jeden elektrón, pravdepodobne z tohto dôvodu, vodík je najbežnejším prvkom vo vesmíre (je to viac ako polovica hmotnosti väčšiny hviezd).

Môžeme povedať o vodíku, že "malá cievka, áno cesty." Napriek svojej "jednoduchosti", vodík poskytuje energiu všetkým živým bytostiam na Zemi - prebieha kontinuálna termonukleárna reakcia na slnku, počas ktorej je jeden atóm hélia vytvorený zo štyroch atómov vodíka, tento proces je sprevádzaný uvoľňovaním kolosálneho množstva energie (pozri jadrovú syntézu).

V zemskej kôre je hmotnostný frakciu vodíka len 0,15%. Medzitým, ohromujúci počet (95%) všetkých chemikálií známych na zemi obsahuje jeden alebo viac atómov vodíka.

V spojení s nekovovými spojenie (HCl, H20, CH4 ...), dodáva vodík vlastné iba elektrónové elektronické prvky, znázorňujúce stupeň oxidácie +1 (častejšie), tvoriť iba kovalentné väzby (pozri kovalentnú väzbu) .

V zlúčeninách s kovmi (NaH, CAH 2 ...) vodíkom, naopak, berie naopak len S-orbitálny iný elektrón, čím sa snaží dokončiť svoju elektronickú vrstvu, ktorá ukazuje stupeň oxidácie -1 (menej často), tvarovania Častejšie iónová komunikácia (pozri iónové pripojenie), pretože rozdiel v elektronickejgativity atómu vodíka a kovového atómu môže byť dosť veľký.

H2.

V plynnom stave je vodík vo forme dvojrozmerných molekúl, ktoré tvoria neolárnu kovalentnú väzbu.

Vodíkové molekuly majú:

• veľká mobilita;
• veľká sila;
• nízka polarizačnosť;
• malé veľkosti a hmotnosť.

Vlastnosti vodíka:

• najjednoduchší plyn v prírode, bez farby a vône;
• zle rozpustené vo vode a organických rozpúšťadlách;
• v menších počtoch sa rozpúšťa v kvapalných a pevných kovoch (najmä v platine a paládiu);
• je ťažké skvapalniť (vzhľadom na ich malú polarizáciu);
• má najvyššiu tepelnú vodivosť všetkých známych plynov;
• pri zahrievaní reaguje s mnohými nekovovými kovmi, znázorňujúcimi vlastnosti redukčného činidla;
• pri teplote miestnosti reaguje s fluórnom (dochádza k explózii): H2 + F2 \u003d 2HF;
• s kovmi reaguje na tvorbu hydridov, znázorňujúci oxidačné vlastnosti: H2 + CA \u003d CAH2;

V zlúčeninách, vodík vykazuje svoje rehabilitačné vlastnosti oveľa viac ako oxidačné. Vodík je najsilnejším redukčným činidlom po uhlí, hliníku a vápnikom. Zníženie vlastností vodíka sú široko používané v priemysle na výrobu kovov a nekovov (jednoduché látky) z oxidov a galia.

FE 2 O 3 + 3H 2 \u003d 2FE + 3H 2O

Vodíkové reakcie s jednoduchými látkami

Vodík trvá elektrón zohrávaním úlohy renomovači, Reakcie:

• z kyslík (v zapaľovaní alebo v prítomnosti katalyzátora), v pomere 2: 1 (vodík: kyslík) je vytvorená výbušná harmónia plyn: 2H 2 0 + 02 \u003d 2H 2 +1 O + 572 KJ
• z šedý (Pri zahrievaní na 150 ° C-300 ° C): H 2 0 + S ↔ H 2 + 1 S
• z chlor (Pri zapálení alebo ožarovaní UV žiarení): H2 0 + Cl2 \u003d 2H +1 Cl
• z fluór: H 2 0 + F 2 \u003d 2H +1 F
• z dusík (Pri zahrievaní v prítomnosti katalyzátorov alebo pri vysokom tlaku): 3H 2 0 + N2 ↔ 2NH 3 +1

Vodík dáva elektrón, ktorý hrá úlohu oxidač, v reakciách alkalický a alkalická zemina Kovy s tvorbou hydridov kovov - zlúčeniny fyziologických iónov obsahujúcich hydridové ióny H - sú nestabilné kryštalické in-to-wa.

Ca + H2 \u003d CAH 2 -1 2NA + H2 0 \u003d 2NAH -1

Pre vodík, je to neparacteristický, aby sa ukázal stupeň oxidácie -1. Reakcia s vodou, hydridy rozložia, obnovenie vody na vodík. Reakcia hydridu vápenatého vodou je nasledovná:

CAH 2 -1 + 2H 2 +1 0 \u003d 2H 2 0 + CA (OH) 2

Vodíkové reakcie s komplexnými látkami

• pri vysokých teplotách, vodík obnovuje mnoho oxidov kovov: ZNO + H2 \u003d ZN + H20
• získa sa metylalkohol v dôsledku vodíka reakcie s oxidom uhlom (II): 2H 2 + CO → CH3OH
• v hydrogenačných reakciách, vodík reaguje s mnohými organickými látkami.

Podrobnejšie sa rovnica chemických reakcií vodíka a jeho zlúčenín považuje na stránku "vodík a jeho zlúčeniny - rovnice chemických reakcií zahŕňajúcich vodík".

Použitie vodíka

• v jadrovej energii sa používajú vodíkové izotopy - deutéria a trícia;
• v chemickom priemysle sa vodík používa na syntetizáciu mnohých organických látok, amoniaku, chloridu;
• v potravinárskom priemysle sa vodík používa pri výrobe tuhých tukov prostredníctvom hydrogenácie rastlinných olejov;
• na zváranie a rezanie kovov sa používa vysoká teplota spaľovania vodíka v kyslíku (2600 ° C);
• pri získavaní niektorých kovov sa ako redukčný činidlo používa vodík (pozri vyššie);
• keďže vodík je ľahký plyn, používa sa v leteckej doprave ako plnivo balónov, balónov, vzducholodí;
• vzhľadom k tomu, vodíkové palivo sa používa v zmesi s CO.

Nedávno vedci venuje veľa pozornosti na vyhľadávanie alternatívne zdroje obnoviteľná energia. Jedným z sľubných oblastí je "vodíková" energia, v ktorej sa vodík používa ako palivo, ktorého spaľovací produkt je obyčajná voda.

Spôsoby výroby vodíka

Priemyselné metódy na výrobu vodíka: \\ t

• konverzia metánu (katalytická redukcia vodnej pary) Vodná para pri vysokej teplote (800 ° C) na niklové katalyzátor: CH4 + 2H20 \u003d 4H 2 + C02;
• konverzia oxidu uhličitého s vodnou parou (T \u003d 500 ° C) na katalyzátore Fe203: CO + H20 \u003d C02 + H2;
• tepelný rozklad metánu: CH 4 \u003d C + 2H2;
• splyňovanie tuhé palivá (T \u003d 1000 ° C): C + H20 \u003d CO + H2;
• elektrolýza vody (veľmi drahá metóda, v ktorej sa získa veľmi čistý vodík): 2H20 → 2H 2 + 02.

Laboratórne metódy na výrobu vodíka: \\ t

• účinok na kovy (častejšie zinok) chlorovodíkové alebo zriedené kyselinou sírovou: Zn + 2HCl \u003d ZCl2 + H2; ZN + H2S04 \u003d ZNSO 4 + H2;
• interakcia vodnej pary s horúcimi žehličkami: 4H 2O + 3FE \u003d FE3O 4 + 4H 2.

Účelom dnešnej publikácie je predložiť komplexné informácie o nepripravenej čitateľovi Čo je vodíkAké je jeho fyzikálne a chemické vlastnosti, rozsah pôsobnosti, hodnoty a spôsoby získania.

Vodík je prítomný v ohrozovacej väčšine organických látok a buniek, v ktorých predstavuje takmer dve tretiny atómov.

Foto 1. Vodík sa považuje za jeden z najbežnejších prvkov v prírode

V periodický systém Mendeleev prvky vodík zaberá čestnú prvú pozíciu s atómickou hmotnosťou rovnou jednému.

Názov "vodík" (v latinskej verzii - Hydrogén.Vychádza z dvoch starovekých gréckych slov: ὕAΩρ - "" a γεννάω - "Boh" (doslova - "odkazuje) a prvýkrát navrhol v roku 1824 ruským chemikom Mikhail Solovyov.

Vodík je jedným z prvkov tvoriacich vody (spolu s kyslíkom) (chemický vzorec vody H20).

Podľa fyzikálnych vlastností sa vodík charakterizuje ako bezfarebný plyn (ľahší vzduch). Pri zmiešaní s kyslíkom alebo vzduchom je extrémne a palivo.

Je schopný rozpustené v niektorých kovoch (titán, žľaza, platina, paládium, nikel) a v etanole, ale veľmi zle rozpustný v striebre.

Molekula vodíka pozostáva z dvoch atómov a je označená H2. Vodík má niekoľko izotopov: diéta (H), deuterium (d) a tritium (t).

História objavovania vodíka

Aj v prvej polovici XVI storočia, pri vedení alchemických experimentov, zmiešanie kovov s kyselinami, paacelles si všimli neznámy horľavý plyn, ktorý nemohol oddeliť od vzduchu.

Po takmer jednom a pol storočí - na konci XVII storočia - francúzska vedecká lemená podarilo oddeliť vodík (zatiaľ nevedel, že je vodík) zo vzduchu a dokázať jeho horľavosť.

Foto 2. Henry Cavendish - vodíkový objav

Chemické experimenty uprostred XVIII storočia umožnili Michail Lomonosovovi identifikovať proces oddelenia určitého plynu v dôsledku niektorých chemických reakcií, ktoré nie sú, ale Phlogiston.

Skutočný prielom v horľavom štúdii plynu sa podarilo urobiť anglický chemik Henry Cavendishuktorý sa pripisuje objavu vodíka (1766).

Tento plynový kamenník s názvom "horľavý vzduch". Vykonala tiež horiacu reakciu tejto látky, v dôsledku čoho bola získaná voda.

V roku 1783 sa francúzske chemikálie podložené antoine lavoisier uskutočnili syntézou vody, a neskôr rozklad vody s prideľovaním "palivového vzduchu".

Tieto štúdie sa konečne ukázali ako prítomnosť vodíka ako súčasť vody. Bol to Lavoisier, ktorý navrhol, že nový plynový hydrogén (1801) bol povolaný.

Užitočné vlastnosti vodíka

Adrogen je ľahší vzduch do štrnástich a pol krát.

Taktiež rozlišuje najvyššiu tepelnú vodivosť medzi inými plynmi (biela ako sedemkrát tepelnú vodivosť vzduchu).

V bývalých balónoch a vzducholostiach boli naplnené vodíkom. Po sérii katastrof v polovici 1930 rokov končiacich s výbuchmi vzducholode, museli dizajnéri hľadať vodík, aby nahradil.

Teraz sa hélium používa na takéto lietadlá, čo je oveľa drahšie ako vodík, ale nie je to tak výbušné.

Foto 3. Vodík sa používa na výrobu raketového paliva

V mnohých krajinách prebieha výskum na vytvorenie ekonomických motorov pre osobné a nákladné vozidlá založené na vodíku.

Autá na vodíkových palivách sú oveľa šetrnejšie k životnému prostrediu ich benzínu a dieselového kolega.

Za normálnych podmienok (teplota miestnosti a prirodzeného tlaku) sa vodík neochotne reaguje.

Keď sa zmes vodíka a kyslíka zahrieva na 600 ° C, reakcia začína tvoriť tvorbu molekúl vody.

Rovnaká reakcia môže byť vyvolaná elektrickou istou.

Reakcie s osudom vodíka sú ukončené len vtedy, keď sa zložky zúčastňujúce sa na reakcii budú spotrebované úplne.

Teplota horiaceho vodíka dosiahne 2500-2800 ° C.

S pomocou vodíka, čistite rôzne typy paliva na báze oleja a ropných produktov.

Vo voľne žijúcich živočíchov z vodíka nahradí nič, pretože je prítomné v akejkoľvek organickej hmote (vrátane oleja) a vo všetkých proteínových zlúčeninách.

Bez účasti vodíka by to bolo nemožné.

Agregované stavy vodíka

Vodík je schopný dodržiavať v troch hlavných agregovaných stavoch:

• plynné;
• kvapalina;
• pevné.

Zvyčajný stav vodíka je plyn. Jeho teplota na -252,8 ° C, vodík sa zmení na kvapalinu a po teplotnom prahu -262 ° C sa vodík stáva pevnou.

Foto 4. Už niekoľko desaťročí namiesto lacnejšieho vodíka na plniace balóny používa Vážený hélium.

Vedci naznačujú, že vodík je schopný byť v ďalšom (štvrtom) agregátnom stave - metalické.

Na to potrebujete vytvoriť tlak dvoch a pol milióna atmosféru.

Alas tak ďaleko, je to len vedecká hypotéza, pretože ešte nebol schopný dostať "kovový vodík".

Kvapalný vodík - kvôli jeho teplote - keď sa osoba dostane do styku, spôsobuje ťažký omrzlý.

Vodík v MendeleEEV tabuľke

Distribúcia chemických prvkov v periodickej tabuľke MENDELEEVA leží ich atómová hmotnosť, vypočítaná vzhľadom na atómovú hmotnosť vodíka.

Fotografia 5. V tabuľke MendeleEEEV je bunka s poradovým číslom priradená vodík 1

Nikto nemohol tento prístup vyvrátiť už mnoho rokov ani potvrdiť.

So vznikom na začiatku 20. storočia a najmä vzhľad slávnych postulátov Niels Bora, ktorý vysvetľuje štruktúru atómu z hľadiska kvantovej mechaniky, sa podarilo preukázať spravodlivosť hypotézy MENELEEEV.

Opak je pravda: je to korešpondencia postulátov Niels Bor periodický zákon, ktorý je založený na MendeleEV tabuľke, a stal sa najpríjemnejším argumentom v prospech uznania ich pravdy.

Účasť vodíka v termonukleárnej reakcii

Izotopy vodíka deutérium a trícia sú zdroje neuveriteľne silnej energie uvoľnenej v procese termonukleárnej reakcie.

Foto 6. Termonukleárny výbuch bez vodíka by nebolo možné

Takáto reakcia je možná pri teplote nie je nižšia ako 1060 ° C a pokračovať veľmi rýchlo - v priebehu niekoľkých sekúnd.

Na slnku, termonukleárne reakcie postupujú pomaly.

Úlohou vedcov je pochopiť, prečo sa to stane používať vedomosti získané na vytvorenie nových prakticky nevyčerpateľných zdrojov energie.

Čo je vodík (video):

>

Vodík má svoje vlastné mená: H - diéta (H), H - Deuterium (D) a H - Tritium (rádioaktívne) (t).

Jednoduchá látka hydrogén - H2 - ľahký bezfarebný plyn. V zmesi s vzduchom alebo kyslíkom, palivom a výbušným. Netoxický. Rozpustný v etanole a rad kovov: žľab, nikel, paládium, platina.

História

Ďalší stredoveký vedec paracels si všimol, že pod pôsobením kyselín na železe sa rozlišujú bubliny nejakého "vzduchu". Ale čo to je, nemohol vysvetliť. Teraz je známe, že to bol vodík. "Vodík predstavuje príklad plynu," napísal DI REMEELEEEEV, - na prvý pohľad sa nelíši od vzduchu ... Paracels, ktoré zistili, že pod pôsobením niektorých kovov na kyseline sírovej sa získali látka v tvare vzduchu, neurčili svoje rozdiely zo vzduchu. V skutočnosti, vodík je tupý a neexistuje žiadny zápach, ako aj vzduch; Ale pod blízkou budúcnosťou s jeho vlastnosťami je tento plyn úplne odlišný od vzduchu. "

Anglickí chemikov sú 18 in., Henry Cavendish a Joseph sú priťahované, znovu otvorené vodík, prvý študoval svoje vlastnosti. Zistili, že ide o nezvyčajne ľahký plyn - je 14-krát ľahší ako vzduch. Ak ste ich nafúkli gumenú guľu, začne zväčšiť. Táto vlastnosť vodíka bola použitá skôr na vyplnenie balónov a vzducholov. Je pravda, že prvý balón postavený bratov Mongolfiier nebol naplnený vodíkom a dymom z horiacej vlny a slamy. Takýto podivný spôsob získania horúceho vzduchu je spojený so skutočnosťou, že bratia zrejme neboli oboznámení so zákonmi fyziky; Naivne verili, že táto zmes tvorí "elektrický dym" schopný zdvíhať ich ľahkú guľu. Fyzik Charles, ktorý poznal zákon archimemov, rozhodol sa naplniť loptu vodíkom; Na rozdiel od mongolphiers, naplnených horúcim vzduchom, gule s vodíkom sa nazývajú Charles. Prvá taká lopta (nenosil žiadny náklad) vzrástol z Marsovových polí v Paríži 27. augusta 1783 a za 45 minút letel 20 km.

V decembri 1783 sa Charles, sprevádzaný Francois Robert Fyzika v prítomnosti 400 tisíc divákov, bol prijatý prvý let v balóne naplnenom vodíkom. Gay Louce (tiež s fyzikou Jean Batit Bio) vložil do roku 1804 záznam výšky, stúpajúci o 7000 metrov.

Adrogen je však palivo. Okrem toho jeho zmesi so vzduchom vybuchol a zmes vodíka s kyslíkom sa nazýva aj "chrazeným plynom". V máji 1937, požiar na niekoľko minút zničil obrovský nemecký vzducholoď "Hindenburg" - mal 190 000 kubických metrov vodíka. Potom zomrelo 35 ľudí. Po mnohých nehodách sa už nepoužíva vodík v aeronautike, je nahradený hénom alebo horúcim vzduchom.

So spaľovaním vodíka sa vytvorí voda - zlúčenina vodíka a kyslíka. To sa ukázalo, že v neskorom 18 francúzskom chemici Lavoisier. Preto názov plynu - "odkazujúca voda". Lavoisier sa tiež podarilo získať vodík z vody. Vynechal výpary vody cez horúcu železnú trubicu so železným pilitou. Kyslík z vody je pevne pripojený k hardvéru a vodík bol zvýraznený vo voľnej forme. Teraz sa získa vodík aj z vody, ale iným spôsobom - s pomocou elektrolýzy (pozri elektrolytickú disociáciu. Elektrolyty)

Vlastnosti vodíka

Vodík je najbežnejší chemický prvok vo vesmíre. Je to približne polovica hmotnosti slnka a väčšiny hviezd, je hlavným prvkom medzihviezdneho priestoru av plynovej hmlovi. Západný vodík a na Zemi. Tu je v súvisiacom stave - vo forme pripojení. Voda teda obsahuje 11% hmotnostných vodíka, ílu - 1,5%. Vo forme zlúčenín s uhlíkom je vodík súčasťou oleja, zemných plynov, všetkých živých organizmov. Malý voľný vodík je obsiahnutý vo vzduchu, ale je tu úplne malý - len 0,00005%. Vstupuje do atmosféry od sopiek.

Mnohé iné "záznamy" patrí k vodíku.
Kvapalný vodík - najjednoduchšia kvapalina (hustota 0,067 g / cm3 pri teplote -250 ° C),
Pevný vodík - najľahší pevný (Hustota 0,076 g / cm3).
Atómy vodíka - najmenší zo všetkých atómov. Avšak, keď je energia elektromagnetického žiarenia absorbovaná, vonkajší elektrón atómu sa môže ďalej a ďalej odstrániť z jadra. Preto excitovaný atóm vodíka teoreticky môže mať akékoľvek rozmery. A prakticky? V knihe sa globálne záznamy v chémii hovorí, že v medzihviezdnych oblakoch údajne detekovaných ich spektrálnymi atómami vodíka s priemerom 0,4 mm (sú upevnené na spektrálnom prechode od 253. na 252ND orbitálne). Atómy takýchto veľkostí je možné vidieť voľným okom! Uvádza odkaz na článok uverejnený v roku 1991 vo najznámejšie svetovom časopise venovaným chemickým vzdelávaniu - Journal of Chemical Education (je uverejnený v USA). Autor článku bol však nesprávny - nadhodnotil všetky veľkosti presne 100-krát (to bolo oznámené tým istým časopisom o rok neskôr). Zistené atómy vodíka majú teda priemer "len" 0,004 mm, a také atómy, aj keď boli "pevné", aby videli voľné oko - len v mikroskope. Samozrejme, podľa atómových noriem a 0,004 mm - hodnota je obrovská, desiatky tisíckrát priemeru neostupovaného atómu vodíka.

Vodíkové molekuly sú tiež veľmi malé. Tento plyn preto ľahko prechádza cez najtenšie medzery. Gumová guľa, nafúknutá vodíkom, "chudoba" je oveľa rýchlejšia ako lopta, napájaná vzduchom: vodíkové molekuly postupne vyslovujú cez najmenšie póry v kaučuku.

Ak dýchate vodík a začnite hovoriť, frekvencia publikovaných zvukov bude trikrát vyššia ako obvykle. To je dosť pre zvuk dokonca aj nízkym mužského hlasu, aby bol neprirodzene vysoký, pripomínajúci hlas Pinocchio. Je to preto, že výška zvuku, publikovaná píšťalkou, orgánmi alebo hlasovým prístrojom človeka, závisí nielen na ich veľkosti a stenovej materiáli, ale aj z plynu, do ktorého sú naplnené. Čím väčšia je rýchlosť zvuku v plyne, tým vyšší jeho tón. Rýchlosť zvuku závisí od hmotnosti molekúl plynu. Molekuly hydrogénov sú oveľa jednoduchšie ako molekuly dusíka a kyslíka, z ktorých vzduch pozostáva, a zvuk v vodíku sa šíri takmer štyrikrát rýchlejšie ako vo vzduchu. Avšak vdychovanie vodíka riskantné: v pľúcach, je nevyhnutne zmiešané so zvyškami vzduchu a tvorí zmes potkanov. A ak dôjde k požiaru v exhalácii ... to je to, čo sa príbeh stal francúzskym chemikom, riaditeľom Parížskeho múzea vedy Pilatre de Rosier (1756-1785). Nejako sa rozhodol skontrolovať, čo by bolo, ak by bol inhaling vodík; Pred ním nikto nevykonal takýto experiment. Bez toho, aby si všimol žiadny účinok, vedci sa rozhodol uistiť sa, či vodík preniká do pľúc. Opäť inšpiroval tento plyn a potom ho vydychoval na ohni sviečok a čakal na vypnutie plameňa. Avšak, vodík v pľúcach odvážneho experimentátora bol zmiešaný so vzduchom a došlo k silnému výbuchu. "Myslel som, že som letel všetky zuby s koreňmi," napísal neskôr, veľmi spokojný zážitok, ktorý ho skoro stoja svoj život.

História prijímania Deutéria a trícia

Deutérium

Okrem "obyčajného" vodíka (vášne, z gréčtiny protos. - prvá), v prírode je tiež jeho ťažký izotop - deutérium (z latinských deuteros - druhá) a v nevýznamných množstvách Super ťažký vodík - trícia. Dlhé a dramatické vyhľadávanie týchto izotopov najprv nedávali výsledok z dôvodu nedostatočnej citlivosti nástrojov. Na konci roku 1931, skupina amerických fyzikov - Yuri so svojimi študentmi, F. LUBRICEDDA a J. Maerfi, 4 litra kvapalného vodíka a podrobil ho frakčnou destiláciou, pričom sa dostal len 1 ml v zvyšku, t.j. Znížením objemu 4000 krát. Tento posledný mililiter tekutín po odparení a bol skúmaný spektroskopickým spôsobom. Experimentálny spektroskopista vaječníkov všimol na spektrogram obohateného vodíka, nové veľmi slabé čiary, chýbajúce od bežného vodíka. Zároveň sa pozícia línií v spektrum presne zodpovedala kvantovému mechanickému výpočtu nuklidu 2H (pozri chemické prvky).

Po spektroskopickej detekcii deutéria sa navrhla oddeliť izotopy vodíka elektrolýzou. Experimenty ukázali, že s elektrolýzou vody je ľahký vodík naozaj zvýraznený rýchlejší ako ťažký. Tento objav bol kľúčom k získaniu ťažkého vodíka. Článok, v ktorom bolo hlásené otvorenie Deutéria, bolo zverejnené na jar roku 1932, av júli boli výsledky publikované na elektrolytickej separácii izotopov. V roku 1934, na otvorenie ťažkého vodíka, Harold Clayton Yuri dostal Nobelovu cenu v chémii.

Tritium

17. marec 1934 v Anglicku, časopis "Príroda" ("Príroda") bola vydaná malá poznámka, podpísaná M.L. Alifantom, P. Cark a Rutherford (posledné meno Lord Rostford nevyžadoval iniciály v publikácii!). Napriek skromnému menu poznámky: transmutačný efekt získaný s ťažkým vodíkom, hlásil svet o vynikajúcej výsledku - umelá výroba tretieho izotopu vodíka - trícia. V roku 1946, známeho orgánu v oblasti jadrovej fyziky, Víťaz Nobelovej ceny, U. F. Libby navrhol, že trícia sa neustále vytvorí v dôsledku jadrových reakcií v atmosfére. Avšak, v prírode, tritium je tak málo (1 atóm 1H na 1018 3H atómov), ktoré bolo možné zistiť len na slabej rádioaktivite (polčas 12,3 roka).

Hydridov

Adrogen tvorí pripojenia - hydridy s mnohými prvkami. V závislosti od druhého prvku sa hydridy veľmi líšia podľa vlastností. Najvyvatnejšie elektropozitívne prvky (alkalické a ťažké kovy alkalických zemín) tvoria takzvané fyziologické hydridy iónovej povahy. Získajú sa v dôsledku priamej kovovej reakcie s vodíkom pod tlakom a pri zvýšených teplotách (300-700 ° C), keď je kov v roztavenom stave. Ich kryštálová mriežka obsahuje kovové katióny a hydridové anióny H- a postavené podobne ako NaCl mriežku. Pri zahrievaní na teplotu topenia sa fyziologické hydridy začne vykonávať elektrický prúd, zatiaľ čo, na rozdiel od elektrolýzy vodných roztokov solí, vodík je zvýraznený na katóde, ale na pozitívnej nabitej anóde. Hriadeľové hydridy reagujú s vodou s vodíkom sa uvoľní a tvorba alkalických roztokov sa ľahko oxiduje a kyslík a používa sa ako silné redukčné činidlá.

Počet prvkov tvorí kovalentné hydridy, medzi ktorými sú hydridy prvkov IV-VI najznámejšie, napríklad metán CH4, amoniak NH3, sírovodík H2S, atď. Kovalentné hydridy majú vysokú reaktivitu a redukujú látky. Niektoré z týchto hydridov sú malé a rozložené, keď sa zahrievajú alebo hydrolyzujú vodou. Príkladom je SiH 4, GEH 4, SNH 4. Z hľadiska štruktúry sú hydridy bóru zaujímavé, napríklad v 2H6, v 6 hodín, v 10 hodín, a ďalšie, v ktorých sa dvojica elektrónov nepridáva dvoch, as Zvyčajné a tri atómy Inn. Kovalentné a niektoré zmiešané hydridy sú tiež pripisované, napríklad Li-Hliník Hydrid Liialh 4, ktorý bol široko používaný v organická chémia ako redukčný prostriedok. Hydradidy Nemecko, kremík, arzén sa používajú na získanie polovodičových materiálov s vysokou čistotou.

Hydridy prechodových kovov sú veľmi rôznorodé vlastnosťami a štruktúrou. Často sú to zlúčeniny nemiestnenej kompozície, napríklad, kovové podobné TIH 1,7, LAH 2.87, atď. Pri tvorbe takýchto hydridov je vodík najprv adsorbovaný na povrchu kovu, potom disociácia na atómy, ktoré difúzujú injekciu kryštálovej kovovej mriežky, ktorá tvorí implementáciu zavedenia. Hydradidy intermetalických zlúčenín sú najväčším záujmom, napríklad obsahujúcim titán, nikel, prvky vzácnych zemín. Počet vodíkových atómov v jednotke objemu takéhoto hydridu môže byť päťkrát viac ako aj v čistom kvapalnom vodíku! Už pri izbovej teplote sú zliatiny uvedených kovov schopné rýchlo absorbovať významné množstvá vodíka, a keď je ohrievané, aby ho zvýraznili. Získa sa teda reverzibilné "chemické batérie" z vodíka, ktoré môžu byť v zásade použiť na vytvorenie motorov pracujúcich v vodíkových palivách. Z ostatných hydridov prechodových kovov je zaujímavým hydridom uránu, ktorý slúži ako zdroj iných zlúčenín uránu s vysokou čistotou.

Žiadosť

Vodík sa používa hlavne na získanie amoniaku, ktorý je potrebný na výrobu hnojív a mnohých ďalších látok. Z kvapalných rastlinných olejov s vodíkom sa získajú tuhé tuky podobné maslo a iné živočíšne tuky. Používajú sa v potravinárskom priemysle. Pri výrobe krevetových produktov Quartz je potrebná veľmi vysoká teplota. A tu sa použije vodík: horák s vodíkom-kyslíkovým plameňom poskytuje teplotu nad 2000 stupňov, pri ktorých sa kremeň sa ľahko roztaví.

V laboratóriách av priemysle je všeobecne použitá reakcia pridania vodíka na rôzne pripojenia. Najčastejšie sú najbežnejšie reakcie hydrogenácie viacerých väzieb uhlík-uhlík. Tak, z acetylénu, je možné získať etylén alebo (s plnou hydrogenáciou) etánom, z benzénu - cyklohexánu, z kvapalnej nestabilnej kyseliny olejovej - pevná limitovaná kyselina stearová, atď. Ďalšie triedy organických zlúčenín sa podrobia hydrogenácii, pričom ich získavajú. Tak, keď sa tvoria hydrogenácie karbonylové zlúčeniny (aldehydy, ketóny, estery), vhodné alkoholy; Napríklad izopropylalkohol sa získa z acetónu. Pri hydrogenácii dusíkov sa vytvoria vhodné amíny.

Hydrogenácia s molekulovým vodíkom sa často vykonáva v prítomnosti katalyzátorov. V priemysle, spravidla použiť heterogénne katalyzátory, ku ktorému kovy skupiny VIII periodického systému prvkov - nikel, platina, ródium, paládium. Najaktívnejší z týchto katalyzátorov - platina; S tým môže byť hydrogenovaný pri teplote miestnosti bez tlaku aj aromatických zlúčenín. Aktivita lacnejších katalyzátorov sa môže zvýšiť vykonaním tlakovej hydrogenačnej reakcie pri zvýšených teplotách v špeciálnych zariadeniach - autoklávoch. Na hydrogenáciu aromatických zlúčenín sa teda vyžaduje tlak až do 200 ATM a teplota nad 150 ° C.

V laboratórnej praxi sú tiež široko používané rôzne spôsoby nekatalitickej hydrogenácie. Jedným z nich je účinok vodíka v čase izolácie. Takýto "aktívny vodík" sa môže získať v reakcii kovového sodíka s alkoholom alebo amalgameným zinkom s kyselinou chlorovodíkovou. Významné šírenie organickej syntézy sa hydrogenuje komplexnými hydridmi - sodný borohydrid sodný NaBH4 a albumohydrid lítny Liialh 4. Reakcia sa uskutočňuje v bezvodom médiu, pretože komplexné hydridy sa okamžite hydrolyzujú.

Vodík sa používa v mnohých chemických laboratóriách. Uloží sa pod tlakom v oceľových valcoch, čo je pre bezpečnosť s pomocou špeciálnych svoriek pripevnené k stene alebo dokonca vydržať do dvora a plyn vstúpi do laboratória tenkou trubicou.

Chemické prvky a materiály

Vodík, n (lat. Hydrogénny; a. Vodík; N. Wasserstoff; F. Hydrogén; a. HidrogenO), - chemický prvok periodického systému MendeleleEV prvkov, ktorý sa pripisuje súčasne I a VII skupinám, atómové číslo 1 , atómová hmotnosť 1, 0079. Prírodný vodík má stabilné izotopy - diéta (1H), deutéria (2H, alebo d) a rádioaktívny - tritium (3 h, alebo t). Pre prírodné zlúčeniny, priemerný pomer d / h \u003d (158 ± 2) .10 -6 je rovnovážny obsah 3H na Zemi ~ 5,10 27 atómov.

Fyzikálne vlastnosti vodíka

Vodík najprv popísal v roku 1766 anglického vedec. Cavendish. Za normálnych podmienok, vodík - plyn bez farby, zápachu a chuti. V prírode v slobodnom stave je vo forme molekúl H2. Disocičná energia molekuly H2 je 4,776 EV; Potenciál ionizácie atómu vodíka 13,595 EV. Vodík je najjednoduchšia látka zo všetkých známych, pri 0 ° C a 0,1 MPa 0,0899 kg / m3; T varu - 252,6 ° C, t topenie - 259,1 ° C; Kritické parametre: T - 240 ° C, tlak 1,28 MPa, hustota 31,2 kg / m3. Tepelná vodivosť všetkých plynov je 0,174% / (MK) pri 0 ° C a 1 MPa, špecifické teplo 14,208.103 J (KG.K).

Chemické vlastnosti vodíka

Kvapalný vodík je veľmi pľúca (hustota pri -253 ° C 70,8 kg / m3) a vyučovanie (pri -253 ° C je 13,8 SP). Vo väčšine zlúčenín sa vodík ukazuje stupeň oxidácie +1 (podobný alkalickým kovom), menej často -1 (podobne ako hydridov kovov). Za normálnych podmienok je molekulový vodík nízko-účinný; Rozpustnosť vo vode pri 20 ° C a 1 MPa 0,0182 ml / g; Je dobre rozpustný v kovoch - NI, PT, PD a iné s kyslíkom tvorí vodu s teplom uvoľňovaním 143,3 mJ / kg (pri 25 ° C a 0,1 MPa); Pri 550 ° C a nad reakciou je sprevádzaná výbuchom. Pri interakcii s fluórmi a chlórom, reakcia tiež ide s explóziou. Hlavné zlúčeniny vodíka: H20, amoniak NH3, sírovodík H2S, CH4, hydridy kovov a halogény CaH2, HBr, HL a organické zlúčeniny s 2 H4, HCHO, CH3OH atď.

Vodík v prírode

Vodík je rozsiahlym prvkom v prírode, jej obsah v 1% (hmotnostných). Hlavná nádrž vodíka na Zemi je voda (11,19%, hmotnosť). Vodík je jednou z hlavných zložiek všetkých prírodných organických zlúčenín. Vo voľnom stave je prítomný v sopečných a iných zemných plynoch (0,0001%, podľa atómov). Je hlavnou časťou hmotnosti Slnka, hviezd, medziodlavkový plyn, plynové hmloviny. V atmosfére sú planéty prítomné vo forme H2, CH4, NH3, H20, CH, NHOH a ďalšie. Je súčasťou kompozície korpuskulárneho žiarenia Slnka (protóny) a kozmické lúče (elektróny prúdia).

Získanie a používanie vodíka

Suroviny pre priemyselné vodíkové výroby - plynové rafinácie plyny, splyňovacie výrobky, atď. Základné spôsoby výroby vodíka: Hydrokarbónová reakcia s vodnou parou, neúplnou oxidáciou uhľovodíkov, konverzie oxidu, elektrolýzou vody. Vodík sa používa na výrobu amoniak, alkoholov, syntetického benzínu, kyseliny chlorovodíkovej, hydrogenizmu ropných produktov, rezanie kovov hydrogén-kyslíkovým plameňom.

Adrogen je perspektívny plynný palivo. Deutérium a tritium našiel použitie v jadrovej energii.

V periodickom systéme sa vodík nachádza v dvoch absolútne oproti ich vlastnostiach skupín prvkov. Táto funkcia je úplne jedinečná. Vodík nie je len prvok alebo látka, ale je tiež neoddeliteľnou súčasťou mnohých komplexných zlúčenín, organogénneho a biogénneho prvku. Z tohto dôvodu považujeme svoje vlastnosti a charakteristiky podrobnejšie.

Separácia palivového plynu v procese interakcie medzi kovmi a kyselinami sa pozorovalo v XVI storočí, to znamená, že počas tvorby chémie ako vedy. Slávny anglický vedec Henryho Cavendish skúmala látku od roku 1766 a dal mu meno "horľavý vzduch". Pri horení sa tento plyn dal vodou. Bohužiaľ, záväzok vedeckej teórie Phlogistonu (hypotetický "hypoton hmoty") mu zabránil, aby sa dostal ku správnym záverom.

Francúzsky chemik a prírodovedec A. Lavoisier spolu s inžinierom J. Viac a pomocou špeciálnych bentuječ v roku 1783 uskutočnili syntézu vody, a po jeho analýze rozkladom vodnej pary horúceho železa. Vedci boli teda schopní prísť ku správnym záverom. Zistili, že "horľavý vzduch" nie je len časť vody, ale môže sa z nej získať aj.

V roku 1787, Lavoisier predložil predpoklad, že plyn pod štúdiom je jednoduchá látka A teda odkazuje na počet primárnych chemických prvkov. Zavolal ho hydrogénu (z gréckych slov Hydor - Water + Gennao - Boh), t.j. "Horing Water".

Ruské meno "vodík" v roku 1824 navrhol chemik M. Solovyov. Stanovenie zloženia vody označilo koniec "teórie FLOGISTON". Na križovatke XVIII a XIX storočia sa zistilo, že atóm vodíka je veľmi ľahký (v porovnaní s atómami iných prvkov) a jeho hmotnosť bola prijatá pre hlavnú jednotku porovnania atómových hmôt, čím sa získala hodnota rovná 1.

Fyzikálne vlastnosti

Vodík je najjednoduchšie zo všetkých známych vedy látok (je 14,4-krát ľahšie ako vzduch), jeho hustota je 0,0899 g / l (1 atm, 0 ° C). Tento materiál sa topí (stvrdny) a varí (skvapalnené), resp. Pri -259,1 ° C a -252,8 ° C (len hélium má nižšiu varu a topenie t °).

Kritická teplota vodíka je extrémne nízka (-240 ° C). Z tohto dôvodu je jeho skvapalnosť skôr komplikovaný a nákladový proces. Kritickým tlakom látky je 12,8 kgf / cm² a kritická hustota je 0,0312 g / cm3. Zo všetkých plynov má vodík najväčšiu tepelnú vodivosť: pri 1 atm a 0 ° C sa rovná 0,174 W / (MHC).

Špecifická tepelná kapacita látky za rovnakých podmienok - 14.208 KJ / (CGKK) alebo 3,394 CAL / (GC ° C). Tento prvok je slabo rozpustný vo vode (približne 0,0182 ml / g o 1 atm a 20 ° C), ale dobre - vo väčšine kovov (Ni, PT, PA a ďalšie), najmä v paládiu (približne 850 objemov na jeden PD).

S najnovšou vlastnosťou je jeho difúzna schopnosť spojená, zatiaľ čo difúzia cez zliatinu uhlíka (napríklad oceľ) môže byť sprevádzaná zničením zliatiny v dôsledku interakcie vodíka s uhlíkom (tento proces sa nazýva dekarbonizácia). V kvapalnom stave je látka veľmi jednoduchá (hustota - 0,0708 g / cm3 pri T ° \u003d -253 ° C) a tekutine (viskozita - 13,8 scholanas za rovnakých podmienok).

V mnohých zlúčeninách tento prvok vykazuje valenciu +1 (stupeň oxidácie), podobne ako sodík a iné alkalické kovy. Zvyčajne sa považuje za analógu týchto kovov. V súlade s tým vedie skupinu I. MendeleEV systému. V hydridoch kovov, vodíkový ión vykazuje záporný náboj (stupeň oxidácie v rovnakom čase -1), to znamená Na + H- má štruktúru podobnú Na + kloplorid. V súlade s týmto a niektorými inými faktami (blízkosť fyzikálnych vlastností prvku "H" a halogén, schopnosť ju nahradiť halogénmi v organických zlúčeninách) hydrogénu patrí do skupiny VII systému MendeleEEV.

Za normálnych podmienok má molekulový vodík nízka aktivita, priamo spájajúca len s najaktívnejšími nekovovými kovmi (s fluórmi a chlórom, s druhou - vo svetle). Na druhej strane, keď sa vyhrievajú, interaguje s mnohými chemickými prvkami.

Atómový vodík má zvýšenú chemickú aktivitu (v porovnaní s molekulovým). S kyslíkom tvorí vo vode vzorcom:

N2 + ½ '\u003d N',

zvýraznenie 285,937 kJ / mol tepla alebo 68,3174 kcal / mol (25 ° C, 1 atm). Pri bežných teplotných podmienkach reakcia prebieha pomerne pomaly a pri T °\u003e \u003d 550 ° C - nekontrolovateľné. Limity výbuchu zmesi vodíka + kyslíka v objeme sú 4 až 94% hmotn. A Zmesi vodíka + vzduchu - 4-74% H2 (zmes dvoch objemov H2 a jeden objem O₂ sa nazýva plyn potkany.

Tento prvok sa používa na obnovenie väčšiny kovov, pretože berie oxidy kyslíka:

FE₃O₄ + 4H₂ \u003d 3FE + 4N₂O,

CUO + H₂ \u003d Cu + H20 atď.

S rôznymi halogénmi, vodík tvorí halogénové vodíkové čiary, napríklad:

N2 + Cl₂ \u003d 2NSL.

Avšak, keď reakcie s fluórom, exploduje sa vodík (to dochádza v tme, pri teplote -252 ° C), s brómom a chlórom reaguje len pri zahrievaní alebo osvetlení a jódom - výlučne pri zahrievaní. Pri interakcii s dusíkom sa vytvorí amoniak, ale len na katalyzátore, pri zvýšených tlakoch a teplotách:

ZN2 + N2 \u003d 2NN₃.

Po zahriatí sa vodík aktívne reaguje so sírou:

N2 + S \u003d H2S (sírovodík)

a je oveľa ťažšie - s tellurium alebo selénom. S čistým uhlím, vodík reaguje bez katalyzátora, ale pri vysokých teplotách:

2N2 + C (amorfné) \u003d CH₄ (metán).

Táto látka priamo reaguje s niektorými z kovov (alkalických, alkalických zemín a iných), tvoriacich hydridov, napríklad:

H2 + 2L \u003d 2IH.

Vyhodnotenie praktického významu má interakcie vodíka a oxidu uhličitého (II). V tomto prípade, v závislosti od tlaku, teploty a katalyzátora, sú vytvorené rôzne organické zlúčeniny: NSNO, CN₃ON, atď. Nenasýtené uhľovodíky v reakčnom procese sa pohybujú do nasýtených, napríklad:

S n ₂N + H2 \u003d C n ₂ n ₊₊.

Vodík a jeho zlúčeniny zohrávajú výnimočnú úlohu v chémii. Spôsobuje vlastnosti kyseliny T. N. Protonové kyseliny sú naklonené za vzniku vodíkovej väzby s rôznymi prvkami, ktoré majú významný vplyv na vlastnosti mnohých anorganických a organických zlúčenín.

Získanie vodíka

Hlavnými druhmi surovín pre priemyselnú výrobu tohto prvku sú plyny rafinácie, prírodných horľavých a koksových plynov. Získa sa tiež z vody cez elektrolýzu (v miestach s cenovo dostupnou elektrinou). Jednou z najdôležitejších metód výroby materiálu zemného plynu je katalytická interakcia uhľovodíkov, najmä metánu, s vodnou parou (T.N. Konverzia). Napríklad:

CH₄ + H20 \u003d CO + Zn2.

Nedokončené oxidácia uhľovodíkov s kyslíkom:

CH₄ + ½O2 \u003d CO + 2N₂.

Konverzia syntetizovaného oxidu uhličitého (II):

CO + N '\u003d SO + H₂.

Vodík vyrobený z zemného plynu je najlacnejší.

Na elektrolýzu vody sa použije konštantný prúd, ktorý sa prenáša cez roztok NaOH alebo con (kyseliny sa nepoužívajú na zabránenie korózii nástrojov). V laboratóriu sa materiál získa elektrolýzou vody alebo v dôsledku reakcie medzi kyselinou chlorovodíkovou a zinkom. Avšak častejšie používajte hotový materiál z výroby v valcoch.

Z plynu ropu rafinácie a koksu sa tento prvok izoluje odstránením všetkých ostatných zložiek plynnej zmesi, pretože sú ľahšie skvapalňovanie s hlbokým ochladením.

Priemyselne tento materiál začal dostávať aj na konci XVIII storočia. Potom sa použilo na vyplnenie balónov. V súčasnosti je vodík široko používaný v priemysle, najmä v chemickej farbe, na výrobu amoniaku.

Hmotnostné spotrebitelia látky sú výrobcovia metylových a iných alkoholov, syntetického benzínu a mnoho ďalších produktov. Získajú sa syntézou oxidu uhličitého (II) a vodíka. Hydrogénu sa používa na hydrogenizáciu ťažkých a tuhých kvapalných palív, tukov atď., Na syntézu HCl, hydrotrafiu ropných produktov, ako aj pri rezaní / zváraní kovov. Najdôležitejšie prvky jadrovej energie sú izotopy - trícia a deutérium.

Biologická úloha vodíka

Približne 10% hmotnosti živých organizmov (v priemere) spadá na tento prvok. Je súčasťou vody a základných skupín prírodných zlúčenín, vrátane proteínov, nukleových kyselín, lipidov, sacharidov. Prečo to slúži?

Tento materiál zohráva rozhodujúcu úlohu: pri udržiavaní priestorovej štruktúry proteínov (kvartérnych) pri realizácii princípu bezplatnej bezplatnej nukleovej kyseliny (tj pri vykonávaní a skladovaní genetických informácií) vo všeobecnosti v "rozpoznávaní" na molekulári úrovni.

Vodíkový ion H + sa zúčastňuje dôležitej dynamickej reakcie / procesov v tele. Vrátane: v biologickej oxidácii, ktorá poskytuje živé bunky energetickou energiou, pri reakciách biosyntézy, v fotosyntéze v rastlinách, v bakteriálnej fotosyntéze a nitrogenizácii, pri udržiavaní kyseliny-alkalickej rovnováhy a homeostázy, v membránových transportných procesoch. Spolu s uhlíkom a kyslíkom tvorí funkčný a štrukturálny základ života.