Číslo vodíku v tabulce. Vlastnosti elektronické struktury prvku

Vodík (pauzovací papír z latiny: lat. Hydrogenium - hydro = „voda“, gen = „vytvářející“; hydrogenium – „vytvářející vodu“; označuje se symbolem H) je prvním prvkem periodické tabulky prvků. V přírodě široce rozšířen. Kationtem (a jádrem) nejběžnějšího 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 - je lehký bezbarvý plyn. Po smíchání se vzduchem nebo kyslíkem je hořlavý a výbušný. Netoxický. Rozpustný v ethanolu a řadě kovů: železo, nikl, palladium, platina.

Příběh

Uvolňování hořlavého plynu při interakci kyselin a kovů bylo pozorováno v 16. a XVII století na úsvitu vzniku chemie jako vědy. Na její izolaci přímo upozorňoval i Michail Vasiljevič Lomonosov, který si však již 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 vyvodit správné závěry. Francouzský chemik Antoine Lavoisier spolu s inženýrem J. Meunierem provedli v roce 1783 pomocí speciálních plynoměrů syntézu vody a následně její analýzu, rozkládající vodní páru horkým železem. Zjistil tedy, že „hořlavý vzduch“ je součástí vody a lze jej z ní získat.

původ jména

Lavoisier dal vodíku jméno hydrogen (ze starověkého řečtiny ὕδωρ - voda a γεννάω - rodím) - „zrození vody“. Ruský název „vodík“ navrhl chemik M. F. Solovjov v roce 1824 – analogicky s „kyslíkem“ M. V. Lomonosov.

Prevalence

Ve Vesmíru
Vodík je nejběžnějším 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 % – je to 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 význam kyslíku. Na rozdíl od kyslíku, který na Zemi existuje ve vázaném i volném stavu, je téměř 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.

Účtenka

Průmyslové způsoby výroby jednoduchých látek závisí na formě, ve které se příslušný prvek v přírodě nachází, tedy co může být surovinou pro jeho výrobu. Získá se tak kyslík dostupný ve volném stavu fyzicky- uvolnění z kapalného vzduchu. Téměř všechen vodík je ve formě sloučenin, takže k jeho získání používají chemické metody. Zejména lze použít rozkladné reakce. Jedním ze způsobů výroby vodíku je rozklad vody elektrickým proudem.
Hlavní průmyslovou metodou výroby vodíku je reakce metanu, který je součástí kompozice, s vodou. zemní plyn. Provádí se při vysoké teplotě:
CH 4 + 2H 2 O = CO 2 + 4H 2 −165 kJ

Jednou z laboratorních metod výroby vodíku, která se někdy používá v průmyslu, je rozklad vody elektrickým proudem. Typicky se vodík vyrábí v laboratoři reakcí zinku s kyselinou chlorovodíkovou.

Prevalence v přírodě. V. je v přírodě rozšířený jeho obsah v zemské kůře (litosféře a hydrosféře) je 1 % hmotnosti a 16 % počtu atomů. V. je součástí nejrozšířenější látky na Zemi - vody (11,19 % hmotnosti V.), ve složení sloučenin, které tvoří uhlí, ropa, zemní plyny, jíly a také živočišné a rostlinné organismy (tj. ve složení bílkoviny, nukleové kyseliny, tuky, sacharidy atd.). Ve volném stavu je V. extrémně vzácný se vyskytuje v malém množství v sopečných a jiných zemních plynech; V atmosféře je přítomno menší množství volného vodíku (0,0001 % podle počtu atomů). V blízkozemském prostoru tvoří záření vnitřní („protonový“) radiační pás Země ve formě toku protonů. Ve vesmíru je V. nejběžnějším prvkem. Ve formě plazmy tvoří asi polovinu hmotnosti Slunce a většiny hvězd, většinu plynů mezihvězdného prostředí a plynných mlhovin. V. je přítomen v atmosféře řady planet a v kometách ve formě volného H2, metanu CH4, amoniaku NH3, vody H2O, radikálů jako CH, NH, OH, SiH, PH ad. Ve formě toku protonů je energie součástí korpuskulárního záření Slunce a kosmického záření.

Izotopy, atom a molekula. Obyčejný vitriol se skládá ze směsi dvou stabilních izotopů: lehkého vitriolu nebo protia (1H) a těžkého vitriolu nebo deuteria (2H nebo D). V přírodních sloučeninách je v průměru 6800 atomů 1H na 1 atom 2H. Uměle byl vyroben radioaktivní izotop - supertěžký V. neboli tritium (3H, nebo T) s měkkým β-zářením a poločasem T1/2 = 12,262 let. V přírodě vzniká tritium např. z atmosférického dusíku vlivem neutronů kosmického záření; v atmosféře je zanedbatelně malý (4-10-15% z celkového počtu atomů V). Byl získán extrémně nestabilní izotop 4H. Hmotnostní čísla izotopů 1H, 2H, 3H a 4H, respektive 1,2, 3 a 4, znamenají, že jádro atomu protia obsahuje pouze 1 proton, deuterium - 1 proton a 1 neutron, tritium - 1 proton a 2 neutrony, 4H - 1 proton a 3 neutrony. Velký rozdíl v hmotnostech izotopů V. určuje znatelnější rozdíl v jejich fyzikálních a chemických vlastnostech než u izotopů jiných prvků.

Atom V. má mezi atomy ze všech ostatních prvků nejjednodušší strukturu: skládá se z jádra a jednoho elektronu. Vazebná energie elektronu s jádrem (ionizační potenciál) je 13,595 eV. Neutrální atom může také přidat druhý elektron za vzniku negativního iontu H-; v tomto případě je vazebná energie druhého elektronu s neutrálním atomem (elektronová afinita) 0,78 eV. Kvantová mechanika umožňuje vypočítat všechny možné energetické hladiny atomu a následně poskytnout úplnou interpretaci jeho atomového spektra. Atom V se používá jako modelový atom v kvantově mechanických výpočtech energetických hladin jiných, složitějších atomů. Molekula B. H2 se skládá ze dvou atomů spojených kovalentní chemickou vazbou. Energie disociace (tj. rozpadu na atomy) je 4,776 eV (1 eV = 1,60210-10-19 J). Meziatomová vzdálenost v rovnovážné poloze jader je 0,7414-Á. Při vysokých teplotách dochází k disociaci molekulárního vodíku na atomy (stupeň disociace při 2000°C je 0,0013, při 5000°C 0,95). Atomový V. vzniká také při různých chemických reakcích (např. působením Zn na kyselina chlorovodíková). Existence vodíku v atomovém stavu však trvá jen krátkou dobu, atomy se rekombinují na molekuly H2.

Fyzikální a chemické vlastnosti. V. je ze všech známých látek nejlehčí (14,4krát lehčí než vzduch), hustota 0,0899 g/l při 0°C a 1 atm. Helium vře (kapalní) a taje (tuhne) při -252,6 °C a -259,1 °C (pouze helium má nižší body tání a varu). Kritická teplota Teplota je velmi nízká (-240 °C), takže její zkapalňování je spojeno s velkými obtížemi; kritický tlak 12,8 kgf/cm2 (12,8 atm), kritická hustota 0,0312 g/cm3. V. má ze všech plynů největší tepelnou vodivost, rovnou 0,174 W/(m-K) při 0°C a 1 atm, tj. 4,16-0-4 cal/(s-cm-°C). Měrná tepelná kapacita V. při 0°C a 1 atm Ср 14,208-103 J/(kg-K), tj. 3,394 cal/(g-°C). V. je málo rozpustný ve vodě (0,0182 ml/g při 20°C a 1 atm), ale dobře rozpustný v mnoha kovech (Ni, Pt, Pd aj.), zejména v palladiu (850 objemů na 1 objem Pd) . Rozpustnost V. v kovech souvisí s jeho schopností difundovat jimi; difúze přes uhlíkovou slitinu (například ocel) je někdy doprovázena destrukcí slitiny v důsledku interakce uhlíku s uhlíkem (tzv. dekarbonizace). Kapalina V. je velmi lehká (hustota při -253 °C 0,0708 g/cm3) a tekutá (viskozita při -253 °C 13,8 spuaz).

Ve většině sloučenin V. vykazuje valenci (přesněji oxidační stav) +1, jako sodík a jiné alkalické kovy; obvykle je považován za analog těchto kovů, což je 1 gram. Mendělejevův systém. Avšak v hydridech kovů je iont B záporně nabitý (oxidační stav -1), tj. hydrid Na+H- má podobnou strukturu jako chlorid Na+Cl-. Toto a některá další fakta (blízkost fyzikální vlastnosti V. a halogeny, schopnost halogenů nahradit V. v organických sloučeninách) dávají důvod zařadit V. také do skupiny VII periodické soustavy (podrobněji viz Periodická soustava prvků). Za normálních podmínek je molekulární V. relativně málo aktivní, přímo se kombinuje pouze s nejaktivnějšími nekovy (s fluorem a na světle s chlorem). Při zahřátí však reaguje s mnoha prvky. Atomová V. má ve srovnání s molekulární zvýšenou chemickou aktivitu. S kyslíkem tvoří V. vodu: H2 + 1/2O2 = H2O s uvolňováním 285,937-103 J/mol, tj. 68,3174 kcal/mol tepla (při 25°C a 1 atm). Za normálních teplot probíhá reakce extrémně pomalu, nad 550°C exploduje. Meze výbušnosti směsi vodíku a kyslíku jsou (objemově) od 4 do 94 % H2 a směsi vodíku a vzduchu - od 4 do 74 % H2 (směs 2 objemů H2 a 1 objemu O2 je tzv. detonační plyn). V. slouží k redukci mnoha kovů, neboť odstraňuje kyslík z jejich oxidů:

CuO + H2 = Cu + H2O,
Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O atd.
S halogeny tvoří V. halogenovodíky, na př.:
H2 + Cl2 = 2 HC1.

V. přitom exploduje s fluorem (i ve tmě a při -252°C), s chlorem a bromem reaguje jen při osvětlení nebo zahřátí a s jodem jen při zahřátí. V. reaguje s dusíkem za vzniku amoniaku: 3H2 + N2 = 2NH3 pouze na katalyzátoru a za zvýšených teplot a tlaků. Při zahřátí V. prudce reaguje se sírou: H2 + S = H2S (sirovodík), mnohem obtížněji se selenem a tellurem. V. může reagovat s čistým uhlíkem bez katalyzátoru jen za vysokých teplot: 2H2 + C (amorfní) = CH4 (methan). V. reaguje přímo s některými kovy (alkálie, alkalické zeminy atd.), tvoří hydridy: H2 + 2Li = 2LiH. Důležité praktický význam mají reakce oxidu uhličitého s oxidem uhelnatým, při kterých vznikají různé organické sloučeniny v závislosti na teplotě, tlaku a katalyzátoru, např. HCHO, CH3OH atd. (viz Oxid uhelnatý). Nenasycené uhlovodíky reagují s vodíkem a stávají se saturovanými, například: CnH2n + H2 = CnH2n+2 (viz Hydrogenace).

Vodík je chemický prvek se symbolem H a atomovým číslem 1. Se standardní atomovou hmotností asi 1,008 je vodík nejlehčím prvkem v periodické tabulce. Jeho monatomická forma (H) je nejčastější chemikálie ve vesmíru, což představuje přibližně 75 % celkové hmoty baryonu. Hvězdy se skládají hlavně z vodíku v plazmovém stavu. Nejběžnější izotop vodíku, nazývaný protium (tento název se používá zřídka, symbol 1H), má jeden proton a žádné neutrony. Rozšířený výskyt atomového vodíku se poprvé objevil během éry rekombinace. Při standardních teplotách a tlacích je vodík bezbarvý, bez zápachu, chuti, netoxický, nekovový, hořlavý dvouatomový plyn s molekulárním vzorcem H2. Protože vodík snadno tvoří kovalentní vazby s většinou nekovových prvků, většina vodíku na Zemi existuje v molekulárních formách, jako je voda nebo organické sloučeniny. Hraje především vodík důležitá role v acidobazických reakcích, protože většina reakcí na bázi kyseliny zahrnuje výměnu protonů mezi rozpustnými molekulami. V iontových sloučeninách může mít vodík formu záporného náboje (tj. aniontu), kde je známý jako hydrid, nebo jako kladně nabitou (tj. kationtovou) formu, označovanou symbolem H+. Vodíkový kationt je popsán jako složený z jednoduchého protonu, ale ve skutečnosti jsou vodíkové kationty v iontových sloučeninách vždy složitější. Jako jediný neutrální atom, pro který lze analyticky řešit Schrödingerovu rovnici, sehrál vodík (jmenovitě studium energetiky a vazby jeho atomu) klíčovou roli ve vývoji kvantové mechaniky. Plynný vodík byl poprvé uměle vyroben na počátku 16. století reakcí kyselin s kovy. V letech 1766-81. Henry Cavendish byl první, kdo rozpoznal, že plynný vodík je samostatná látka a že při spalování produkuje vodu, což mu dalo jméno: v řečtině vodík znamená „výrobce vody“. Průmyslová výroba vodíku zahrnuje především parní konverzi zemního plynu a méně často energeticky náročnější metody, jako je elektrolýza vody. Většina z Vodík se používá v blízkosti místa, kde se vyrábí, přičemž dvěma nejběžnějšími způsoby použití je zpracování fosilních paliv (např. hydrokrakování) a výroba čpavku, zejména pro trh s hnojivy. Vodík je problémem v metalurgii, protože může způsobit křehkost mnoha kovů, což ztěžuje konstrukci potrubí a skladovacích nádrží.

Vlastnosti

Spalování

Plynný vodík (dihydrogen nebo molekulární vodík) je hořlavý plyn, který bude hořet na vzduchu ve velmi širokém rozsahu koncentrací od 4 % do 75 % objemu. Spalovací entalpie je 286 kJ/mol:

2 H2 (g) + O2 (g) → 2 H2O (l) + 572 kJ (286 kJ/mol)

Plynný vodík tvoří se vzduchem výbušné směsi v koncentracích 4-74 % a s chlorem v koncentracích do 5,95 %. Výbušné reakce mohou být způsobeny jiskrami, teplem nebo sluneční světlo. Teplota samovznícení vodíku, teplota, při které se na vzduchu spontánně vznítí, je 500 °C (932 °F). Čisté vodíkovo-kyslíkové plameny vydávají ultrafialové záření a s vysokým obsahem kyslíku jsou pouhým okem téměř neviditelné, jak dokazuje slabý oblak hlavního motoru raketoplán ve srovnání s vysoce viditelným oblakem raketoplánu Solid Rocket Booster, který používá kompozit chloristanu amonného. K detekci úniku hořícího vodíku může být vyžadován detektor plamene; takové úniky mohou být velmi nebezpečné. Vodíkový plamen je za jiných podmínek modrý a připomíná modrý plamen zemního plynu. Potopení vzducholodi Hindenburg je nechvalně známým příkladem spalování vodíku a o této záležitosti se stále diskutuje. Viditelné oranžové plameny při tomto incidentu byly způsobeny vystavením směsi vodíku a kyslíku v kombinaci se sloučeninami uhlíku z kůže vzducholodi. H2 reaguje s každým oxidačním prvkem. Vodík může při pokojové teplotě spontánně reagovat s chlorem a fluorem za vzniku odpovídajících halogenovodíků, chlorovodíku a fluorovodíku, což jsou také potenciálně nebezpečné kyseliny.

Energetické hladiny elektronů

Energetická hladina základního stavu elektronu v atomu vodíku je -13,6 eV, což je ekvivalentní ultrafialovému fotonu s vlnovou délkou asi 91 nm. Energetické hladiny vodík lze poměrně přesně vypočítat pomocí Bohrova modelu atomu, který elektron pojímá jako „orbitální“ proton, analogicky k oběžné dráze Země kolem Slunce. Avšak atomový elektron a proton drží pohromadě elektromagnetická síla, zatímco planety a nebeské objekty drží pohromadě gravitace. Kvůli diskretizaci úhlového momentu hybnosti postulované v rané kvantové mechanice Bohrem může elektron v Bohrově modelu zabírat pouze určité povolené vzdálenosti od protonu a tedy pouze určité dovolené energie. Přesnější popis atomu vodíku pochází z čistě kvantově mechanického zpracování, které využívá Schrödingerovu rovnici, Diracovu rovnici nebo dokonce Feynmanův integrovaný obvod pro výpočet rozložení hustoty pravděpodobnosti elektronu kolem protonu. Nejsofistikovanější metody zpracování mohou produkovat malé efekty speciální teorie relativity a vakuové polarizace. Při kvantovém obrábění nemá elektron v atomu vodíku v základním stavu vůbec žádný točivý moment, což ilustruje, jak se „planetární dráha“ liší od pohybu elektronu.

Elementární molekulární formy

Existují dva různé spinové izomery dvouatomových molekul vodíku, které se liší relativním spinem svých jader. V ortovodíkové formě jsou spiny dvou protonů paralelní a tvoří tripletový stav s molekulárním spinovým kvantovým číslem 1 (1/2 + 1/2); ve formě paravodíku jsou spiny antiparalelní a tvoří singlet s molekulárním spinovým kvantovým číslem 0 (1/2 1/2). Na standardní teplota a tlak, plynný vodík obsahuje asi 25 % para formy a 75 % ortho formy, také známé jako "normální forma". Rovnovážný poměr ortovodíku k paravodíku závisí na teplotě, ale protože ortho forma je excitovaný stav a má vyšší energii než para forma, je nestabilní a nelze ji vyčistit. Při velmi nízkých teplotách se rovnovážný stav skládá téměř výhradně z para formy. Tepelné vlastnosti kapalné a plynné fáze čistého paravodíku se výrazně liší od vlastností normální tvar kvůli rozdílům v rotačních tepelných kapacitách, což je podrobněji diskutováno u spinových izomerů vodíku. Ortho/párové rozlišení nacházíme i u jiných molekul obsahujících vodík popř funkční skupiny, jako je voda a methylen, ale to má malý význam pro jejich tepelné vlastnosti. Nekatalyzovaná interkonverze mezi para a ortho H2 se zvyšuje s rostoucí teplotou; Rychle kondenzovaný H2 tedy obsahuje velká množství ortogonální formy s vysokou energií, která se velmi pomalu přeměňuje na para formu. Poměr ortho/pára kondenzovaného H2 je důležitým faktorem při přípravě a skladování kapalného vodíku: přeměna z ortho na páru je exotermická a poskytuje dostatek tepla k odpaření části vodíkové kapaliny, což má za následek ztrátu zkapalněného materiálu. Při chlazení vodíkem se používají katalyzátory pro ortho-para konverzi, jako je oxid železa, aktivní uhlí, platinovaný azbest, kovy vzácných zemin, sloučeniny uranu, oxid chrómu nebo některé sloučeniny niklu.

Fáze

Plynný vodík

Kapalný vodík

Kalový vodík

Pevný vodík

Kovový vodík

Spojení

Kovalentní a organické sloučeniny

Zatímco H2 není za standardních podmínek příliš reaktivní, tvoří sloučeniny s většinou prvků. Vodík může tvořit sloučeniny s prvky, které jsou elektronegativnější, jako jsou halogeny (např. F, Cl, Br, I) nebo kyslík; v těchto sloučeninách vodík přebírá částečný kladný náboj. Když je vodík navázán na fluor, kyslík nebo dusík, může vytvořit středně silnou nekovalentní vazbu s vodíkem jiných podobných molekul, což je fenomén nazývaný vodíková vazba, který je kritický pro stabilitu mnoha biologických molekul. Vodík také tvoří sloučeniny s méně elektronegativními prvky, jako jsou kovy a metaloidy, kde přebírá částečný záporný náboj. Tyto sloučeniny jsou často známé jako hydridy. Vodík tvoří obrovské množství sloučenin s uhlíkem, nazývaných uhlovodíky, a ještě větší množství sloučenin s heteroatomy, které se kvůli jejich společnému spojení s živými věcmi nazývají organické sloučeniny. Studuje jejich vlastnosti organická chemie a jejich studium v ​​kontextu živých organismů je známé jako biochemie. Podle některých definic musí „organické“ sloučeniny obsahovat pouze uhlík. Většina z nich však také obsahuje vodík, a protože je to vazba uhlík-vodík, která dává této třídě sloučenin většinu jejich specifických chemických vlastností, jsou vazby uhlík-vodík vyžadovány v některých definicích slova „organický“ v chemii. Jsou známy miliony uhlovodíků, které se obvykle tvoří složitými syntetickými cestami, které zřídka zahrnují elementární vodík.

Hydridy

Sloučeniny vodíku se často nazývají hydridy. Termín "hydrid" předpokládá, že atom H má negativní nebo aniontový charakter, označovaný jako H-, a používá se, když vodík tvoří sloučeninu s elektropozitivnějším prvkem. Existenci hydridového aniontu, navržený Gilbertem N. Lewisem v roce 1916 pro hydridy obsahující soli skupin 1 a 2, prokázal Moers v roce 1920 elektrolýzou roztaveného hydridu lithného (LiH), produkující stechiometrické množství vodíku při anoda. Pro hydridy jiné než kovy skupiny 1 a 2 je tento termín zavádějící vzhledem k nízké elektronegativitě vodíku. Výjimkou z hydridů skupiny 2 je BeH2, který je polymerní. V lithiumaluminiumhydridu nese anion AlH-4 hydridová centra pevně připojená k Al(III). Ačkoli se hydridy mohou tvořit téměř ve všech prvcích hlavní skupiny, počet a kombinace možných sloučenin se velmi liší; například je známo více než 100 binárních boranhydridů a pouze jeden binární hydrid hlinitý. Binární hydrid india nebyl dosud identifikován, ačkoli existují velké komplexy. V anorganické chemii mohou hydridy také sloužit jako přemosťující ligandy, které spojují dvě kovová centra v koordinačním komplexu. Tato funkce je charakteristická zejména pro prvky skupiny 13, zejména v boranech (hydridech boru) a hliníkových komplexech, jakož i v klastrovaných karboranech.

Protony a kyseliny

Oxidací vodíku se odstraní jeho elektron a vznikne H+, který neobsahuje žádné elektrony a jádro, které se obvykle skládá z jediného protonu. Proto se H+ často nazývá proton. Tento druh je ústředním bodem diskuse o kyselinách. Podle Bronsted-Lowryho teorie jsou kyseliny donory protonů a zásady akceptory protonů. Holý proton, H+, nemůže existovat v roztoku nebo v iontových krystalech kvůli jeho neodolatelnému přitahování k jiným atomům nebo molekulám s elektrony. Kromě vysokých teplot spojených s plazmou nelze takové protony odstranit z elektronových mračen atomů a molekul a zůstanou k nim připojeny. Termín "proton" se však někdy používá metaforicky k označení kladně nabitého nebo kationtového vodíku připojeného k jiným druhům tímto způsobem a jako takový je označován jako "H+" bez jakéhokoli implikace, že jakékoli jednotlivé protony existují volně jako druh. Aby se zabránilo výskytu nahého "solvatovaného protonu" v roztoku, kyselé vodné roztoky se někdy považují za méně nepravděpodobné fiktivní druhy nazývané "hydroniový iont" (H3O+). Nicméně i v tomto případě jsou takto solvatované vodíkové kationty realističtěji vnímány jako organizované shluky, které tvoří druhy blízké H9O+4. Jiné oxoniové ionty se nacházejí, když je voda v kyselém roztoku s jinými rozpouštědly. Navzdory svému exotickému vzhledu na Zemi je jedním z nejběžnějších iontů ve vesmíru H+3, známý jako protonovaný molekulární vodík nebo trihydrogenový kationt.

Izotopy

Vodík má tři přirozeně se vyskytující izotopy, označené 1H, 2H a 3H. Další, vysoce nestabilní jádra (4H až 7H) byla syntetizována v laboratoři, ale v přírodě nebyla pozorována. 1H je nejhojnější izotop vodíku s množstvím přes 99,98 %. Protože jádro tohoto izotopu sestává pouze z jednoho protonu, je mu dáno popisné, ale zřídka používané formální jméno protium. 2H, další stabilní izotop vodíku, je známý jako deuterium a ve svém jádru obsahuje jeden proton a jeden neutron. Předpokládá se, že veškeré deuterium ve vesmíru vzniklo během Velkého třesku a existuje od té doby až dosud. Deuterium není radioaktivní prvek a nepředstavuje významné riziko toxicity. Voda obohacená molekulami, které obsahují deuterium místo normálního vodíku, se nazývá těžká voda. Deuterium a jeho sloučeniny se používají jako neradioaktivní indikátor v chemických experimentech a v rozpouštědlech pro 1H-NMR spektroskopii. Těžká voda se používá jako moderátor neutronů a chladivo pro jaderné reaktory. Deuterium je také potenciální palivo pro komerční jadernou fúzi. 3H je známé jako tritium a v jádře obsahuje jeden proton a dva neutrony. Je radioaktivní, rozpadá se na helium-3 prostřednictvím beta rozpadu s poločasem rozpadu 12,32 let. Je tak radioaktivní, že se dá použít do svítících barev, takže se hodí například při výrobě hodinek se svítícím ciferníkem. Sklo zabraňuje úniku malého množství záření. Malá množství tritia se tvoří přirozeně při interakci kosmického záření s atmosférickými plyny; tritium se také uvolnilo při testování jaderných zbraní. Používá se při reakcích jaderné fúze jako indikátor izotopové geochemie a ve specializovaných samonapájecích osvětlovacích zařízeních. Tritium bylo také použito při chemických a biologických experimentech se značením jako radioaktivní indikátor. Vodík je jediný prvek, který má různé názvy pro své izotopy, které se dnes široce používají. Během raného studia radioaktivity dostaly různé těžké radioaktivní izotopy svá vlastní jména, ale taková jména se již nepoužívají, s výjimkou deuteria a tritia. Symboly D a T (místo 2H a 3H) se někdy používají pro deuterium a tritium, ale odpovídající symbol pro protium P se již používá pro fosfor, a proto není pro protium k dispozici. Mezinárodní unie pro čistou a aplikovanou chemii ve svých směrnicích pro názvosloví povoluje použití libovolného ze symbolů D, T, 2H a 3H, i když preferovány jsou 2H a 3H. Exotický atom muonium (symbol Mu), sestávající z antimuonu a elektronu, je také někdy považován za lehký radioizotop vodíku kvůli rozdílu hmotnosti mezi antimuonem a elektronem, který byl objeven v roce 1960. Během života mionu, 2,2 μs, může být mionium začleněno do sloučenin, jako je chlorid muonný (MuCl) nebo muonid sodný (NaMu), podobně jako chlorovodík a hydrid sodný.

Příběh

Otevření a použití

V roce 1671 Robert Boyle objevil a popsal reakci mezi železnými pilinami a zředěnými kyselinami, která produkuje plynný vodík. V roce 1766 Henry Cavendish jako první rozpoznal plynný vodík jako samostatnou látku a nazval plyn „hořlavým vzduchem“ kvůli jeho reakci kov-kyselina. Předpokládal, že „hořlavý vzduch“ je prakticky totožný s hypotetickou látkou zvanou „phlogiston“, a v roce 1781 znovu objevil, že plyn při hoření produkuje vodu. Předpokládá se, že to byl on, kdo objevil vodík jako prvek. V roce 1783 dal Antoine Lavoisier prvku jméno vodík (z řeckého ὑδρο-hydro znamená „voda“ a geny -γενής znamená „stvořitel“), když on a Laplace reprodukovali Cavendishova data, že spalování vodíku produkuje vodu. Lavoisier vyráběl vodík pro své konzervační experimenty s hmotností reakcí proudu páry s kovovým železem prostřednictvím žárovky zahřáté ohněm. Anaerobní oxidaci železa protony vody při vysokých teplotách lze schematicky znázornit souborem následujících reakcí:

Fe + H2O → FeO + H2

2 Fe + 3 H2O → Fe2O3 + 3 H2

3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Mnoho kovů, jako je zirkonium, podléhá podobné reakci s vodou za vzniku vodíku. Vodík poprvé zkapalnil James Dewar v roce 1898 pomocí regeneračního chlazení a jeho vynálezu, vakuové baňky. Následující rok produkoval pevný vodík. Deuterium objevil v prosinci 1931 Harold Urey a tritium připravili v roce 1934 Ernest Rutherford, Mark Oliphant a Paul Harteck. Těžká voda, která se skládá z deuteria místo obyčejného vodíku, byla objevena Ureyho skupinou v roce 1932. François Isaac de Rivaz postavil první motor Rivaz, spalovací motor poháněný vodíkem a kyslíkem, v roce 1806. Edward Daniel Clark vynalezl trubici na plynný vodík v roce 1819. Döbereinerův pazourek (první plnohodnotný zapalovač) byl vynalezen v roce 1823. První vodíkový balón vynalezl Jacques Charles v roce 1783. Vodík poskytl vzestup první spolehlivé formy letecké dopravy po vynálezu první vzducholodě na vodíkový pohon v roce 1852 Henri Giffardem. Německý hrabě Ferdinand von Zeppelin propagoval myšlenku tuhých vzducholodí poháněných do vzduchu vodíkem, které se později nazývaly Zeppeliny; první z nich poprvé vzlétl v roce 1900. Pravidelné lety začaly v roce 1910 a do vypuknutí první světové války v srpnu 1914 přepravily bez větších incidentů 35 000 cestujících. Během války byly vodíkové vzducholodě používány jako pozorovací platformy a bombardéry. První přímý transatlantický let uskutečnila britská vzducholoď R34 v roce 1919. Pravidelná osobní doprava byla obnovena ve 20. letech 20. století a od objevení zásob helia ve Spojených státech se očekávalo zlepšení bezpečnosti cestování, ale americká vláda odmítla plyn pro tento účel prodat, a tak byl H2 použit ve vzducholodi Hindenburg, která byla zničena při požáru v Miláně v New Yorku -Jersey 6. května 1937. Incident byl vysílán živě v rozhlase a natáčen. Všeobecně se předpokládalo, že příčinou vznícení byl únik vodíku, ale následné studie naznačují, že potah z hliníkové tkaniny byl zapálen statickou elektřinou. Ale tou dobou už byla pověst vodíku jako nosného plynu poškozena. Ten stejný rok, první vodíkem chlazený turbogenerátor s vodíkovým plynem jako chladicí kapalinou v rotoru a statoru, vstoupil do služby v roce 1937 v Daytonu, Ohio, Dayton Power & Light Co.; Vzhledem k tepelné vodivosti plynného vodíku je to dnes nejběžnější plyn pro použití v této oblasti. Nikl-vodíková baterie byla poprvé použita v roce 1977 na palubě US Navigation Technology Satellite-2 (NTS-2). ISS, Mars Odyssey a Mars Global Surveyor jsou vybaveny nikl-vodíkovými bateriemi. V temné části své oběžné dráhy je Hubbleův vesmírný dalekohled také napájen nikl-vodíkovými bateriemi, které byly nakonec vyměněny v květnu 2009, více než 19 let po startu a 13 let poté, co byly navrženy.

Role v kvantové teorii

Vzhledem ke své jednoduché atomové struktuře, skládající se pouze z protonu a elektronu, byl atom vodíku, spolu se spektrem světla, které z něj vznikl nebo je absorbován, ústředním bodem vývoje teorie atomové struktury. Studium odpovídající jednoduchosti molekuly vodíku a odpovídajícího kationtu H+2 navíc vedlo k pochopení podstaty chemické vazby, po čemž v polovině roku 2020 rychle následovala fyzikální úprava atomu vodíku v kvantové mechanice. Jedním z prvních kvantových efektů, které byly v té době jasně pozorovány (ale nepochopeny), bylo Maxwellovo pozorování zahrnující vodík půl století předtím, než se objevila úplná kvantová mechanická teorie. Maxwell poznamenal, že specifické teplo H2 se nevratně odchýlí od dvouatomového plynu pod pokojovou teplotou a začíná se stále více podobat specifickému teplu jednoatomového plynu při kryogenních teplotách. Podle kvantové teorie toto chování vyplývá z rozestupu (kvantovaných) rotačních energetických hladin, které jsou zvláště široce rozmístěny v H2 kvůli jeho nízké hmotnosti. Tyto široce rozmístěné úrovně zabraňují tomu, aby byla tepelná energie rovnoměrně rozdělena na rotační pohyb ve vodíku při nízkých teplotách. Rozsivky, které jsou vyrobeny z těžších atomů, nemají tak široce rozmístěné hladiny a nevykazují stejný účinek. Antivodík je antimateriálový analog vodíku. Skládá se z antiprotonu s pozitronem. Antivodík je jediný typ atomu antihmoty, který byl vyroben od roku 2015.

Být v přírodě

Vodík je nejrozšířenějším chemickým prvkem ve vesmíru, tvoří 75 % hmotnosti normální hmoty a více než 90 % počtu atomů. (Většina hmoty vesmíru však není ve formě tohoto chemického prvku, ale má se za to, že má dosud nezjištěné formy hmoty, jako je temná hmota a temná energie.) Tento prvek se nachází ve velkém množství ve hvězdách. a plynové obři. Molekulární oblaka H2 jsou spojena s tvorbou hvězd. Vodík hraje zásadní roli v pohonu hvězd prostřednictvím proton-protonové reakce a jaderné fúze cyklu CNO. Na celém světě se vodík vyskytuje především v atomových a plazmatických stavech s vlastnostmi zcela odlišnými od vlastností molekulárního vodíku. Jako plazma nejsou elektron a proton vodíku vzájemně vázány, což má za následek velmi vysokou elektrickou vodivost a vysokou emisivitu (produkující světlo ze Slunce a jiných hvězd). Nabité částice jsou silně ovlivněny magnetickými a elektrickými poli. Například ve slunečním větru interagují s magnetosférou Země a vytvářejí Birkelandské proudy a polární záři. Vodík existuje v mezihvězdném prostředí v neutrálním atomovém stavu. Předpokládá se, že velká množství neutrálního vodíku nalezená v rozkládajících se systémech Lyman-alfa dominují kosmologické baryonové hustotě vesmíru až do rudého posuvu z = 4. Za normálních podmínek na Zemi existuje elementární vodík jako dvouatomový plyn, H2. Plynný vodík je však v zemské atmosféře velmi vzácný (1 ppm objemově) díky své nízké hmotnosti, která mu umožňuje snáze překonat zemskou gravitaci než těžší plyny. Vodík je však třetím nejrozšířenějším prvkem na zemském povrchu, existuje především ve formě chemických sloučenin, jako jsou uhlovodíky a voda. Plynný vodík produkují některé bakterie a řasy a je přirozenou součástí flétny, stejně jako metan, který je stále důležitějším zdrojem vodíku. Molekulární forma nazývaná protonovaný molekulární vodík (H+3) se nachází v mezihvězdném prostředí, kde vzniká ionizací molekulárního vodíku z kosmického záření. Tento nabitý iont byl také pozorován v horních vrstvách atmosféry planety Jupiter. Iont je v prostředí relativně stabilní díky své nízké teplotě a hustotě. H+3 je jedním z nejhojnějších iontů ve vesmíru a hraje významnou roli v chemii mezihvězdného prostředí. Neutrální tříatomový vodík H3 může existovat pouze v excitované formě a je nestabilní. Naproti tomu kladný molekulární vodíkový iont (H+2) je ve vesmíru vzácnou molekulou.

Výroba vodíku

H2 se vyrábí v chemických a biologických laboratořích, často jako vedlejší produkt jiných reakcí; v průmyslu pro hydrogenaci nenasycených substrátů; a v přírodě jako prostředek k vytěsnění redukčních ekvivalentů v biochemických reakcích.

Parní reformování

Vodík lze vyrábět několika způsoby, ale ekonomicky nejdůležitější procesy zahrnují odstraňování vodíku z uhlovodíků, protože asi 95 % výroby vodíku v roce 2000 pocházelo z parního reformování. Komerčně se velké objemy vodíku obvykle vyrábějí parním reformováním zemního plynu. Při vysokých teplotách (1000-1400 K, 700-1100 °C nebo 1300-2000 °F) pára (vodní pára) reaguje s metanem za vzniku oxidu uhelnatého a H2.

CH4 + H2O → CO + 3 H2

Tato reakce funguje nejlépe, když nízké tlaky, ale přesto může být také prováděn při vysokých tlacích (2,0 MPa, 20 atm nebo 600 palců rtuti). To je způsobeno tím, že H2 s vysoký tlak je nejoblíbenějším produktem a systémy pro snížení tlaku fungují lépe při vyšších tlacích. Směs produktů je známá jako „syngas“, protože se často používá přímo k výrobě metanolu a příbuzných sloučenin. Jiné uhlovodíky než methan lze použít k výrobě syntézního plynu s různými poměry produktu. Jednou z mnoha komplikací této vysoce optimalizované technologie je tvorba koksu nebo uhlíku:

CH4 -> C + 2 H2

Proto parní reformování obvykle používá přebytek H2O. Další vodík lze z páry získat pomocí oxidu uhelnatého pomocí vytěsňovací reakce vodního plynu, zejména za použití katalyzátoru na bázi oxidu železa. Tato reakce je také běžným průmyslovým zdrojem oxidu uhličitého:

CO + H2O → CO2 + H2

Mezi další důležité metody pro H2 patří částečná oxidace uhlovodíků:

2 CH4 + O2 → 2 CO + 4 H2

A reakce uhlí, která může sloužit jako předehra ke smykové reakci popsané výše:

C + H2O → CO + H2

Někdy se vodík vyrábí a spotřebovává ve stejném průmyslovém procesu bez separace. V Haberově procesu výroby čpavku se vodík vyrábí ze zemního plynu. Elektrolýza fyziologický roztok při výrobě chloru vzniká jako vedlejší produkt také vodík.

Kyselina kovová

V laboratoři se H2 obvykle připravuje reakcí zředěných neoxidačních kyselin s určitými reaktivními kovy, jako je zinek, pomocí Kippova přístroje.

Zn + 2 H + → Zn2 + + H2

Hliník může také produkovat H2, když je ošetřen bázemi:

2 Al + 6 H2O + 2 OH- → 2 Al (OH) -4 + 3 H2

Elektrolýza vody je jednoduchý způsob výroby vodíku. Vodou protéká nízkonapěťový proud a na anodě vzniká plynný kyslík, na katodě se vytváří plynný vodík. Typicky je katoda vyrobena z platiny nebo jiného inertního kovu při výrobě vodíku pro skladování. Pokud však má být plyn spalován in situ, je žádoucí přítomnost kyslíku pro podporu spalování, a proto budou obě elektrody vyrobeny z inertních kovů. (Železo například oxiduje a tím snižuje množství produkovaného kyslíku). Teoretická maximální účinnost (použitá elektřina vztažená k energetické hodnotě vyrobeného vodíku) se pohybuje v rozmezí 80-94 %.

2 H2O (L) → 2 H2 (g) + O2 (g)

K výrobě vodíku lze použít slitinu hliníku a galia ve formě granulí přidávaných do vody. Tento proces také produkuje oxid hlinitý, ale drahé gallium, které zabraňuje tvorbě oxidové kůže na peletách, lze znovu použít. To má důležité potenciální důsledky pro vodíkovou ekonomiku, protože vodík lze vyrábět lokálně a není třeba jej přepravovat.

Termochemické vlastnosti

Existuje více než 200 termochemických cyklů, které lze použít k oddělení vody, asi tucet těchto cyklů, jako je cyklus oxidu železa, cyklus oxidu ceričitého (IV), cyklus oxidu zinku a zinku, cyklus síry, jódu, cyklus mědi a chlóru. a hybridní cyklus síry jsou předmětem výzkumu a testování pro výrobu vodíku a kyslíku z vody a tepla bez použití elektřiny. Řada laboratoří (včetně Francie, Německa, Řecka, Japonska a USA) vyvíjí termochemické metody výroby vodíku ze sluneční energie a vody.

Anaerobní koroze

Za anaerobních podmínek jsou slitiny železa a oceli pomalu oxidovány protony vody, zatímco jsou redukovány na molekulární vodík (H2). Anaerobní koroze železa vede nejprve ke vzniku hydroxidu železa (zelená rez) a lze ji popsat následující reakcí: Fe + 2 H2O → Fe (OH) 2 + H2. Za anaerobních podmínek může být hydroxid železa (Fe (OH) 2) oxidován protony vody za vzniku magnetitu a molekulárního vodíku. Tento proces popisuje Shikorrova reakce: 3 Fe (OH) 2 → Fe3O4 + 2 H2O + H2 hydroxid železa → hořčík + voda + vodík. Dobře vykrystalizovaný magnetit (Fe3O4) je termodynamicky stabilnější než hydroxid železitý (Fe (OH) 2). K tomuto procesu dochází při anaerobní korozi železa a oceli v anoxických podzemních vodách a při obnově půd pod hladinou podzemní vody.

Geologický původ: serpentinizační reakce

Za nepřítomnosti kyslíku (O2) v hlubinných geologických podmínkách převládajících daleko od zemské atmosféry vzniká vodík (H2) během procesu serpentinizace anaerobní oxidací protony vody (H+) křemičitanu železa (Fe2 +) přítomného v krystalová mřížka fayalitu (Fe2SiO4, minerál olivín - žláza). Odpovídající reakce vedoucí ke vzniku magnetitu (Fe3O4), křemene (SiO2) a vodíku (H2): 3Fe2SiO4 + 2 H2O → 2 Fe3O4 + 3 SiO2 + 3 H2 fayalit + voda → magnetit + křemen + vodík. Tato reakce je velmi podobná Shikorrově reakci pozorované během anaerobní oxidace hydroxidu železa ve styku s vodou.

Vznik v transformátorech

Ze všech nebezpečných plynů produkovaných v výkonových transformátorech je vodík nejběžnější a vzniká při většině poruch; produkce vodíku je tedy prvním příznakem vážné problémy PROTI životní cyklus transformátor.

Aplikace

Spotřeba v různých procesech

Velké množství H2 je potřeba v ropném a chemickém průmyslu. Největší využití H2 je pro zpracování („zušlechťování“) fosilních paliv a pro výrobu čpavku. V petrochemických závodech se H2 používá při hydrodealkylaci, hydrodesulfurizaci a hydrokrakování. H2 má několik dalších důležitých použití. H2 se používá jako hydrogenační činidlo, zejména ke zvýšení úrovně nasycení nenasycených tuků a olejů (nacházející se v předmětech, jako je margarín), a při výrobě metanolu. Je také zdrojem vodíku při výrobě kyseliny chlorovodíkové. H2 se také používá jako redukční činidlo pro kovové rudy. Vodík je vysoce rozpustný v mnoha vzácných zeminách a přechodných kovech a je rozpustný v nanokrystalických i amorfních kovech. Rozpustnost vodíku v kovech závisí na místních distorzích nebo nečistotách v krystalové mřížce. To může být užitečné, když se vodík čistí průchodem přes horké palladiové disky, ale vysoká rozpustnost plynu je metalurgický problém, který přispívá ke křehnutí mnoha kovů, což komplikuje konstrukci potrubí a skladovacích nádrží. Kromě použití jako činidla má H2 široké použití ve fyzice a technologii. Používá se jako ochranný plyn ve svařovacích technikách, jako je atomové vodíkové svařování. H2 se používá jako chladicí kapalina rotoru elektrické generátory v elektrárnách, protože má ze všech plynů nejvyšší tepelnou vodivost. Kapalný H2 se používá v kryogenním výzkumu, včetně výzkumu supravodivosti. Protože H2 je lehčí než vzduch a má o něco více než 1/14 hustoty vzduchu, byl kdysi široce používán jako nosný plyn v balónech a vzducholodí. V novějších aplikacích se vodík používá čistý nebo ve směsi s dusíkem (někdy nazývaný formovací plyn) jako sledovací plyn pro okamžitou detekci úniku. Vodík se používá v automobilovém, chemickém, energetickém, leteckém a telekomunikačním průmyslu. Vodík je povolen doplněk stravy(E 949), který umožňuje testování těsnosti potravinářské výrobky, mimo jiné antioxidační vlastnosti. Specifické využití mají i vzácné izotopy vodíku. Deuterium (vodík-2) se používá při jaderném štěpení jako pomalý moderátor neutronů a při jaderných fúzních reakcích. Sloučeniny deuteria se používají v oblastech chemie a biologie ke studiu izotopových účinků reakcí. Tritium (vodík-3), produkované v jaderných reaktorech, se používá při výrobě vodíkových bomb, jako izotopový indikátor v biologických vědách a jako zdroj záření ve svítivých barvách. Teplota trojného bodu rovnovážného vodíku je definujícím pevným bodem na teplotní stupnici ITS-90 při 13,8033 kelvinu.

Chladící médium

Vodík se běžně používá v elektrárnách jako chladivo v generátorech díky řadě příznivých vlastností, které jsou přímým důsledkem jeho lehkých dvouatomových molekul. Tyto zahrnují nízká hustota, nízká viskozita a nejvyšší měrná tepelná kapacita a tepelná vodivost ze všech plynů.

Nosič energie

Vodík není energetickým zdrojem, s výjimkou hypotetického kontextu komerčních fúzních elektráren využívajících deuterium nebo tritium, což je technologie, která v současnosti není zdaleka vyspělá. Sluneční energie pochází z jaderné fúze vodíku, ale tohoto procesu je na Zemi obtížné dosáhnout. Elementární vodík ze slunečních, biologických nebo elektrických zdrojů vyžaduje k výrobě více energie, než se spotřebuje při jeho spalování, takže vodík v těchto případech funguje jako nosič energie, podobně jako baterie. Vodík lze vyrábět z fosilních zdrojů (jako je metan), ale tyto zdroje jsou vyčerpatelné. Hustota energie na jednotku objemu jak kapalného vodíku, tak stlačeného vodíkového plynu při jakémkoliv možném tlaku je výrazně nižší než u tradičních zdrojů energie, i když hustota energie na jednotku hmotnosti paliva je vyšší. Elementární vodík byl však široce diskutován v energetickém kontextu jako možný budoucí celoekonomický energetický nosič. Například sekvestrace CO2 následovaná zachycováním a ukládáním uhlíku může být provedena v místě výroby H2 z fosilních paliv. Vodík používaný v dopravě bude spalovat relativně čistě, s určitými emisemi NOx, ale bez emisí uhlíku. Náklady na infrastrukturu spojené s úplnou přeměnou na vodíkovou ekonomiku však budou značné. Palivové články dokážou přeměnit vodík a kyslík přímo na elektřinu efektivněji než spalovací motory.

Polovodičový průmysl

Vodík se používá k nasycení visících vazeb amorfního křemíku a amorfního uhlíku, což pomáhá stabilizovat vlastnosti materiálu. Je také potenciálním donorem elektronů v různých oxidových materiálech, včetně ZnO, SnO2, CdO, MgO, ZrO2, HfO2, La2O3, Y2O3, TiO2, SrTiO3, LaAlO3, SiO2, Al2O3, ZrSiO4, HfSiO3 a SrZrO3.

Biologické reakce

H2 je produktem určitého anaerobního metabolismu a je produkován několika mikroorganismy, obvykle reakcemi katalyzovanými enzymy obsahujícími železo nebo nikl nazývanými hydrogenázy. Tyto enzymy katalyzují reverzibilní redoxní reakci mezi H2 a jeho složkami – dvěma protony a dvěma elektrony. K tvorbě plynného vodíku dochází převedením redukčních ekvivalentů produkovaných fermentací pyruvátu do vody. Přirozený cyklus výroby a spotřeby vodíku organismy se nazývá cyklus vodíku. Štěpení vody, proces, při kterém se voda rozkládá na protony, elektrony a kyslík, se vyskytuje při světelných reakcích ve všech fotosyntetických organismech. Některé takové organismy, včetně řas Chlamydomonas Reinhardtii a sinic, vyvinuly druhou fázi temných reakcí, ve kterých jsou protony a elektrony redukovány na plyn H2 specializovanými hydrogenázami v chloroplastech. Byly učiněny pokusy geneticky modifikovat hydrázy sinic tak, aby účinně syntetizovaly plyn H2 i v přítomnosti kyslíku. Bylo také vyvinuto úsilí s použitím geneticky modifikovaných řas v bioreaktoru.

DEFINICE

Vodík– první prvek Periodické tabulky chemických prvků D.I. Mendělejev. Symbol - N.

Atomová hmotnost – 1 amu. Molekula vodíku je dvouatomová – H2.

Elektronová konfigurace atomu vodíku je 1 s 1. Vodík patří do rodiny s-prvků. Ve svých sloučeninách vykazuje oxidační stavy -1, 0, +1. Přírodní vodík se skládá ze dvou stabilních izotopů – protium 1H (99,98 %) a deuterium 2H (D) (0,015 %) – a radioaktivní izotop tritium 3H (T) (stopová množství, poločas rozpadu – 12,5 let).

Chemické vlastnosti vodíku

Za normálních podmínek vykazuje molekulární vodík relativně nízkou reaktivitu, což se vysvětluje vysokou pevností vazeb v molekule. Při zahřívání interaguje téměř se všemi jednoduchými látkami tvořenými prvky hlavních podskupin (kromě vzácných plynů B, Si, P, Al). Při chemických reakcích může působit jak jako redukční činidlo (častěji), tak jako oxidační činidlo (méně často).

Vodíkové exponáty vlastnosti redukčního činidla(H20-2e → 2H+) v následujících reakcích:

1. Reakce interakce s jednoduchými látkami - nekovy. Vodík reaguje s halogeny, navíc reakce interakce s fluorem za normálních podmínek, ve tmě, s výbuchem, s chlorem - za osvětlení (nebo UV záření) podle řetězového mechanismu, s bromem a jodem pouze při zahřátí; kyslík(směs kyslíku a vodíku v objemovém poměru 2:1 se nazývá „výbušný plyn“). šedá, dusík A uhlík:

H2 + Hal2 = 2HHal;

2H2+02 = 2H20 + Q (t);

H2 + S = H2S (t = 150 - 300 °C);

3H2 + N2↔2NH3 (t = 500 °C, p, kat = Fe, Pt);

2H2 + C ↔ CH4 (t, p, kat).

2. Reakce interakce s komplexní látky. Vodík reaguje s oxidy málo aktivních kovů a je schopen redukovat pouze kovy, které jsou napravo od zinku v řadě aktivit:

CuO + H2 = Cu + H20 (t);

Fe203 + 3H2 = 2Fe + 3H20 (t);

W03 + 3H2 = W + 3H20 (t).

Vodík reaguje s oxidy nekovů:

H2 + C02 ↔ CO + H20 (t);

2H 2 + CO ↔ CH 3 OH (t = 300 °C, p = 250 – 300 atm., kat = ZnO, Cr 2 O 3).

Vodík vstupuje do hydrogenačních reakcí s organickými sloučeninami třídy cykloalkanů, alkenů, arenů, aldehydů a ketonů atd. Všechny tyto reakce se provádějí zahřátím, pod tlakem, za použití platiny nebo niklu jako katalyzátorů:

CH2 = CH2 + H2-CH3-CH3;

C 6H 6 + 3H 2 ↔ C 6H 12;

C3H6 + H2↔ C3H8;

CH3CHO + H2↔CH3-CH2-OH;

CH3-CO-CH3 + H2↔ CH3-CH(OH)-CH3.

Vodík jako oxidační činidlo(H 2 +2e → 2H -) se objevuje při reakcích s alkalickými kovy a kovy alkalických zemin. V tomto případě vznikají hydridy - krystalické iontové sloučeniny, ve kterých vodík vykazuje oxidační stav -1.

2Na +H2↔2NaH (t, p).

Ca + H2 ↔ CaH2 (t, p).

Fyzikální vlastnosti vodíku

Vodík je lehký, bezbarvý plyn bez zápachu, hustota za okolních podmínek. – 0,09 g/l, 14,5krát lehčí než vzduch, t varu = -252,8C, tpl = -259,2C. Vodík je špatně rozpustný ve vodě a organických rozpouštědlech je vysoce rozpustný v některých kovech: nikl, palladium, platina.

Podle moderní kosmochemie je vodík nejběžnějším prvkem ve vesmíru. Hlavní formou existence vodíku ve vesmíru jsou jednotlivé atomy. Z hlediska hojnosti na Zemi je vodík na 9. místě mezi všemi prvky. Hlavní množství vodíku na Zemi je ve vázaném stavu – ve složení voda, ropa, zemní plyn, uhlí atd. Vodík se zřídka vyskytuje ve formě jednoduché látky - ve složení sopečných plynů.

Výroba vodíku

Existují laboratorní a průmyslové metody výroby vodíku. Laboratorní metody zahrnují interakci kovů s kyselinami (1), stejně jako interakci hliníku s vodnými roztoky alkálií (2). Mezi průmyslovými metodami výroby vodíku hraje důležitou roli elektrolýza vodných roztoků alkálií a solí (3) a konverze metanu (4):

Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2 (1);

2Al + 2NaOH + 6H20 = 2Na +3 H2 (2);

2NaCl + 2H20 = H2 + Cl2 + 2NaOH (3);

CH4 + H20 ↔ CO + H2 (4).

Příklady řešení problémů

PŘÍKLAD 1

Cvičení	Když 23,8 g kovového cínu reagovalo s přebytkem kyseliny chlorovodíkové, uvolnil se vodík v množství dostatečném k získání 12,8 g kovová měď Určete oxidační stav cínu ve výsledné sloučenině.
Řešení	Na základě elektronická struktura atom cínu (...5s 2 5p 2), můžeme usoudit, že cín se vyznačuje dvěma oxidačními stavy - +2, +4. Na základě toho vytvoříme rovnice pro možné reakce: Sn + 2HCl = H2 + SnCl2 (1); Sn + 4HCl = 2H2 + SnCl4 (2); CuO + H2 = Cu + H20 (3). Pojďme zjistit množství měděné látky: v(Cu) = m(Cu)/M(Cu) = 12,8/64 = 0,2 mol. Podle rovnice 3 množství vodíkové látky: v(H2) = v(Cu) = 0,2 mol. Když známe hmotnost cínu, zjistíme jeho látkové množství: v(Sn) = m(Sn)/M(Sn) = 23,8/119 = 0,2 mol. Porovnejme množství látek cínu a vodíku podle rovnic 1 a 2 a podle podmínek úlohy: vi (Sn): vi (H2) = 1:1 (rovnice 1); v2 (Sn): v2 (H2) = 1:2 (rovnice 2); v(Sn): v(H2) = 0,2:0,2 = 1:1 (problémový stav). Proto cín reaguje s kyselinou chlorovodíkovou podle rovnice 1 a oxidační stav cínu je +2.
Odpovědět	Oxidační stav cínu je +2.

PŘÍKLAD 2

Cvičení	Plyn uvolněný působením 2,0 g zinku na 18,7 ml 14,6% kyseliny chlorovodíkové (hustota roztoku 1,07 g/ml) procházel při zahřívání nad 4,0 g oxidu měďnatého. Jaká je hmotnost výsledné pevné směsi?
Řešení	Když zinek reaguje s kyselinou chlorovodíkovou, uvolňuje se vodík: Zn + 2HCl = ZnСl2 + H2 (1), který po zahřátí redukuje oxid měďnatý na měď (2): CuO + H2 = Cu + H20. Najděte množství látek v první reakci: m (roztok HC1) = 18,7. 1,07 = 20,0 g; m(HCl) = 20,0. 0,146 = 2,92 g; v(HCl) = 2,92/36,5 = 0,08 mol; v(Zn) = 2,0/65 = 0,031 mol. Zinku je nedostatek, takže množství uvolněného vodíku je: v(H2) = v(Zn) = 0,031 mol. Ve druhé reakci je nedostatek vodíku, protože: v(CuO) = 4,0/80 = 0,05 mol. V důsledku reakce se 0,031 mol CuO změní na 0,031 mol Cu a ztráta hmotnosti bude: m(СuО) – m(Сu) = 0,031×80 – 0,031×64 = 0,50 g. Hmotnost pevné směsi CuO a Cu po průchodu vodíkem bude: 4,0-0,5 = 3,5 g.
Odpovědět	Hmotnost pevné směsi CuO a Cu je 3,5 g.

VODÍK
N (lat. hydrogenium),
nejlehčí plynný chemický prvek je členem podskupiny IA periodické tabulky prvků, někdy je řazen do podskupiny VIIA. V zemské atmosféře existuje vodík v nevázaném stavu jen zlomek minuty, jeho množství je 1-2 díly na 1 500 000 dílů vzduchu. Obvykle se uvolňuje s dalšími plyny při sopečných erupcích, z ropných vrtů a v místech, kde se rozkládá velké množství organické hmoty. Vodík se spojuje s uhlíkem a/nebo kyslíkem za vzniku organická hmota druhy sacharidů, uhlovodíků, tuků a živočišných bílkovin. V hydrosféře je vodík součástí vody, nejběžnější sloučeniny na Zemi. V horninách, půdách, půdách a dalších částech zemské kůry se vodík spojuje s kyslíkem za vzniku vody a hydroxidového iontu OH-. Vodík tvoří 16 % všech atomů v zemské kůře, ale pouze asi 1 % hmotnosti, protože je 16krát lehčí než kyslík. Hmotnost Slunce a hvězd tvoří 70 % vodíkové plazmy: jedná se o nejběžnější prvek ve vesmíru. Koncentrace vodíku v zemské atmosféře roste s nadmořskou výškou kvůli jeho nízké hustotě a schopnosti stoupat do vysokých nadmořských výšek. Meteority nalezené na povrchu Země obsahují 6-10 atomů vodíku na 100 atomů křemíku.
Historický odkaz. Další německý lékař a přírodovědec Paracelsus v 16. století. prokázala hořlavost vodíku. V roce 1700 N. Lemery zjistil, že plyn uvolněný působením kyseliny sírové na železo exploduje ve vzduchu. Vodík jako prvek identifikoval G. Cavendish v roce 1766 a nazval jej „hořlavý vzduch“ a v roce 1781 dokázal, že voda je produktem její interakce s kyslíkem. Latinské hydrogenium, které pochází z řeckého spojení „zrodit vodu“, tomuto prvku přiřadil A. Lavoisier.
Obecná charakteristika vodíku. Vodík je prvním prvkem v periodické tabulce prvků; jeho atom se skládá z jednoho protonu a jednoho elektronu rotujícího kolem něj
(viz také PERIODICKÁ SOUSTAVA PRVKŮ).
Jeden z 5000 atomů vodíku se vyznačuje přítomností jednoho neutronu v jádře, což zvyšuje hmotnost jádra z 1 na 2. Tento izotop vodíku se nazývá deuterium 21H nebo 21D. Další, vzácnější izotop vodíku obsahuje dva neutrony v jádře a nazývá se tritium 31H nebo 31T. Tritium je radioaktivní a rozkládá se za uvolňování hélia a elektronů. Jádra různých izotopů vodíku se liší spiny svých protonů. Vodík lze získat a) působením aktivního kovu na vodu, b) působením kyselin na určité kovy, c) působením zásad na křemík a některé amfoterní kovy, d) působením přehřáté páry na uhlí a metanu, jakož i na železe, e) elektrolytickým rozkladem vodou a tepelným rozkladem uhlovodíků. Chemická aktivita vodíku je určena jeho schopností darovat elektron jinému atomu nebo jej sdílet téměř rovnoměrně s jinými prvky při vytváření chemické vazby nebo připojit elektron jiného prvku v chemické sloučenině zvané hydrid. Vodík produkovaný průmyslem se používá ve velkém množství pro syntézu amoniaku, kyseliny dusičné a hydridů kovů. Potravinářský průmysl využívá vodík k hydrogenaci (hydrogenaci) kapalných rostlinných olejů v pevné tuky(např. margarín). Během hydrogenace se nasycené organické oleje obsahující dvojné vazby mezi atomy uhlíku převádějí na nasycené s jednoduchými vazbami uhlík-uhlík. Vysoce čistý (99,9998 %) kapalný vodík se používá v kosmických raketách jako vysoce účinné palivo.
Fyzikální vlastnosti. Vodík vyžaduje ke zkapalnění a ztuhnutí velmi nízké teploty a vysoký tlak (viz tabulka vlastností). V normální podmínky vodík je bezbarvý plyn, bez zápachu a chuti, velmi lehký: 1 litr vodíku při 0 °C a atmosférickém tlaku má hmotnost 0,08987 g (srovnej hustotu vzduchu a helia 1,2929 a 0,1785 g/l, tedy vzduch Balónek naplněný heliem se stejným zdvihem jako vodíkový balón by měl o 8 % větší objem.) Tabulka ukazuje některé fyzikální a termodynamické vlastnosti vodíku. VLASTNOSTI OBYČEJNÉHO VODÍKU
(při 273,16 K nebo 0 °C)
Atomové číslo 1 Atomová hmotnost 11H 1,00797 Hustota, g/l

na normální tlak 0,08987 při 2,5*10 5 atm 0,66 při 2,7*10 18 atm 1,12*10 7

Kovalentní poloměr, 0,74 Bod tání, °C -259,14 Bod varu, °C -252,5 Kritická teplota, °C -239,92 (33,24 K) Kritický tlak, atm 12,8 (12,80 K) Tepelná kapacita, J/(molK) 28,8 (H2) Rozpustnost

ve vodě, objem/100 objemů H2O (za standardních podmínek) 2,148 v benzenu, ml/g (35,2 °C, 150,2 atm) 11,77 v amoniaku, ml/g (25 °C) při 50 atm 4,47 při 1000 atm 79,25

Oxidační stavy -1, +1
Struktura atomu. Obyčejný atom vodíku (protium) se skládá ze dvou základních částic (proton a elektron) a má atomovou hmotnost 1. Vzhledem k obrovské rychlosti elektronu (2,25 km/s nebo 7*1015 ot./min.) a jeho dualistické korpuskulární vlně povahou, je nemožné přesně určit souřadnici (polohu) elektronu v žádném tento momentčas, ale existují některé oblasti s vysokou pravděpodobností nalezení elektronu a ty určují velikost atomu. Většina chemických a fyzikálních vlastností vodíku, zejména těch, které souvisejí s excitací (absorpcí energie), je přesně předpovězena matematicky (viz Spektroskopie). Vodík je podobný alkalickým kovům v tom, že všechny tyto prvky jsou schopny darovat elektron akceptorovému atomu za vzniku chemické vazby, která se může pohybovat od částečně iontových (přenos elektronů) po kovalentní (sdílené). elektronový pár). Se silným akceptorem elektronů tvoří vodík kladný iont H+, tzn. proton. Na elektronové dráze atomu vodíku mohou být 2 elektrony, takže vodík je také schopen přijmout elektron a vytvořit záporný ion H-, hydridový iont, a díky tomu je vodík podobný halogenům, které se vyznačují přijetím elektronu. za vzniku záporného halogenidového iontu, jako je Cl-. Dualismus vodíku se projevuje v tom, že je v periodické tabulce prvků zařazen do podskupiny IA (alkalické kovy) a někdy do podskupiny VIIA (halogeny) (viz také CHEMIE).
Chemické vlastnosti. Chemické vlastnosti vodíku jsou určeny jeho jediným elektronem. Množství energie potřebné k odstranění tohoto elektronu je větší, než může poskytnout jakékoli známé chemické oxidační činidlo. Proto je chemická vazba vodíku s jinými atomy blíže kovalentní než iontové. Čistě kovalentní vazba vzniká, když vzniká molekula vodíku: H + H H2
Když se vytvoří jeden mol (tj. 2 g) H2, uvolní se 434 kJ. Dokonce i při 3000 K je stupeň disociace vodíku velmi malý a rovný 9,03 % při 5000 K dosahuje 94 % a teprve při 10 000 K je disociace úplná. Při vzniku dvou molů (36 g) vody z atomárního vodíku a kyslíku (4H + O2 -> 2H2O) se uvolní více než 1250 kJ a teplota dosáhne 3000-4000 °C, zatímco při spalování molekulárního vodíku (2H2 + O2 -> 2H2O) pouze 285,8 kJ a teplota plamene dosahuje pouze 2500 °C. Při pokojové teplotě je vodík méně reaktivní. Pro zahájení většiny reakcí je nutné zlomit nebo oslabit silnou H-H připojení, spotřebovává spoustu energie. Rychlost vodíkových reakcí se zvyšuje s použitím katalyzátoru (kovy ze skupiny platiny, přechodné popř těžké kovy) a způsoby buzení molekuly (světlo, elektrický výboj, elektrický oblouk, vysoké teploty). Za takových podmínek vodík reaguje s téměř jakýmkoli prvkem kromě vzácných plynů. Reaktivní prvky alkalických kovů a kovů alkalických zemin (jako lithium a vápník) reagují s vodíkem, darují elektrony a tvoří sloučeniny zvané hydridy solí (2Li + H2 -> 2LiH; Ca + H2 -> CaH2).
Obecně jsou hydridy sloučeniny obsahující vodík. Široká škála vlastností takových sloučenin (v závislosti na atomu vázaném na vodík) se vysvětluje schopností vodíku vykazovat náboj od -1 do téměř +1. To se jasně projevuje v podobnosti mezi LiH a CaH2 a solemi, jako je NaCl a CaCl2. V hydridech je vodík považován za záporně nabitý (H-); takový iont je redukční činidlo v kyselém vodném prostředí: 2H- H2 + 2e- + 2,25B. H- iont je schopen redukovat vodní proton H+ na plynný vodík: H- + H2O (r) H2 + OH-.
Sloučeniny vodíku s borem - borohydridy (borohydridy) - představují neobvyklou třídu látek nazývaných borany. Jejich nejjednodušším zástupcem je BH3, který existuje pouze v stabilní forma diboran B2H6. Spojení s velké množství získávají se atomy boru různé způsoby. Známé jsou například tetraboran B4H10, stabilní pentaboran B5H9 a nestabilní pentaboran B5H11, hexaboran B6H10, dekaboran B10H14. Diboran lze získat z H2 a BCI3 přes meziprodukt B2H5Cl, který při 0 °C disproporcionuje k B2H6, stejně jako reakcí LiH nebo lithiumaluminiumhydridu LiAlH4 s BCI3. V lithiumaluminiumhydridu (komplexní sloučenina - solný hydrid) tvoří čtyři atomy vodíku kovalentní vazby s Al, ale mezi Li+ a []- je iontová vazba. Dalším příkladem iontu obsahujícího vodík je borohydridový iont BH4-. Níže je uvedena hrubá klasifikace hydridů podle jejich vlastností podle polohy prvků v periodické tabulce prvků. Hydridy přechodných kovů se nazývají kovové nebo meziprodukty a často netvoří stechiometrické sloučeniny, tzn. poměr atomů vodíku ke kovu není vyjádřen jako celé číslo, například hydrid vanadu VH0,6 a hydrid thoria ThH3,1. Kovy skupiny platiny (Ru, Rh, Pd, Os, Ir a Pt) aktivně absorbují vodík a slouží jako účinné katalyzátory hydrogenačních reakcí (např. hydrogenace kapalných olejů za vzniku tuků, přeměna dusíku na amoniak, syntéza methanolu CH3OH z CO). Hydridy Be, Mg, Al a podskupiny Cu, Zn, Ga jsou polární a tepelně nestabilní.

Nekovy tvoří těkavé hydridy obecný vzorec MHx (x je celé číslo) s relativně nízkým bodem varu a vysokým tlakem par. Tyto hydridy se výrazně liší od hydridů solí, ve kterých má vodík zápornější náboj. U těkavých hydridů (např. uhlovodíků) převládá kovalentní vazba mezi nekovy a vodíkem. S rostoucím nekovovým charakterem vznikají sloučeniny s částečně iontovými vazbami, například H+Cl-, (H2)2+O2-, N3-(H3)3+. Některé příklady tvorby různých hydridů jsou uvedeny níže (teplo tvorby hydridu je uvedeno v závorkách):

Izomerie a izotopy vodíku. Atomy izotopů vodíku nejsou stejné. Obyčejný vodík, protium, je vždy proton, kolem kterého rotuje jeden elektron, který se nachází v obrovské vzdálenosti od protonu (vzhledem k velikosti protonu). Obě částice mají spin, takže atomy vodíku se mohou lišit buď v elektronovém spinu, v protonovém spinu nebo v obou. Atomy vodíku, které se liší spinem protonu nebo elektronu, se nazývají izomery. Kombinace dvou atomů s paralelními rotacemi vede k vytvoření molekuly „ortovodíku“ a atomy s opačnými rotacemi protonů vedou k molekule „parahydrogenu“. Chemicky jsou obě molekuly totožné. Ortovodík má velmi slabý magnetický moment. Na pokoji popř zvýšená teplota oba izomery, ortohydrogen a parahydrogen, jsou obvykle v rovnováze v poměru 3:1. Při ochlazení na 20 K (-253° C) se obsah paravodíku zvýší na 99 %, protože je stabilnější. Při zkapalnění metodami průmyslového čištění se ortoforma přemění na paraformu za uvolnění tepla, což způsobí ztrátu vodíku odpařováním. Rychlost přeměny ortoformy na paraformu se zvyšuje v přítomnosti katalyzátoru, jako je dřevěné uhlí, oxid niklu, oxid chrómu nanesený na oxidu hlinitém. Protium je neobvyklý prvek, protože ve svém jádru nemá žádné neutrony. Pokud se v jádře objeví neutron, pak se takový vodík nazývá deuterium 21D. Prvky se stejným počtem protonů a elektronů a různá množství neutrony se nazývají izotopy. Přírodní vodík obsahuje malý podíl HD a D2. Podobně přírodní voda obsahuje nízké koncentrace (méně než 0,1 %) DOH a D2O. Těžká voda D2O, která má hmotnost větší než H2O, se liší fyzikálními a chemickými vlastnostmi, například hustota obyčejné vody je 0,9982 g/ml (20 °C) a hustota těžké vody je 1,105 g/ml , bod tání obyčejné vody je 0,0 °C a těžké - 3,82 °C, bod varu - 100 °C a 101,42 °C, v tomto pořadí Reakce zahrnující D2O probíhají při nižší rychlosti (například elektrolýza přírodní vody obsahující příměs D2O s přídavkem alkalického NaOH ). Rychlost elektrolytického rozkladu protium oxidu H2O je vyšší než u D2O (s přihlédnutím ke stálému nárůstu podílu D2O podléhajícího elektrolýze). Vzhledem k podobným vlastnostem protia a deuteria je možné nahradit protium deuteriem. Taková spojení se označují jako tzv. tagy. Smícháním sloučenin deuteria s běžnými látkami obsahujícími vodík je možné studovat cesty, povahu a mechanismus mnoha reakcí. Tato metoda se používá ke studiu biologických a biochemických reakcí, jako jsou procesy trávení. Třetí izotop vodíku, tritium (31T), se přirozeně vyskytuje ve stopových množstvích. Na rozdíl od stabilního deuteria je tritium radioaktivní a má poločas rozpadu 12,26 let. Tritium se rozpadá na helium (32He) za uvolnění částice b (elektron). Tritium a kovové tritidy se používají k výrobě jaderné energie; například ve vodíkové bombě dochází k následující termonukleární fúzní reakci: 21H + 31H -> 42He + 10n + 17,6 MeV
Výroba vodíku.Často je další využití vodíku dáno charakterem samotné výroby. V některých případech, například při syntéze amoniaku, malá množství dusíku ve výchozím vodíku samozřejmě nejsou škodlivou nečistotou. Příměs oxidu uhelnatého také nebude problémem, pokud se jako redukční činidlo použije vodík. 1. Největší výroba vodíku je založena na katalytické přeměně uhlovodíků párou podle schématu CnH2n + 2 + nH2O (r) nCO + (2n + 1)H2 a CnH2n + 2 + 2nH2O (r) nCO2 + (3n + 1)H2. Teplota procesu závisí na složení katalyzátoru. Je známo, že reakční teplotu s propanem lze snížit na 370 °C za použití bauxitu jako katalyzátoru. Až 95 % vyprodukovaného CO se v tomto případě spotřebuje při další reakci s vodní párou: H2O + CO -> CO2 + H2
2. Metoda vodního plynu tvoří významnou část celkové produkce vodíku. Podstatou metody je reakce vodní páry s koksem za vzniku směsi CO a H2. Reakce je endotermická (DH° = 121,8 kJ/mol) a probíhá při 1000 °C. Zahřátý koks se zpracovává párou; Uvolněná směs vyčištěných plynů obsahuje určité množství vodíku, velké procento CO a malou příměs CO2. Pro zvýšení výtěžku H2 se oxid CO odstraňuje dalším zpracováním párou při 370 °C, což produkuje více CO2. Oxid uhličitý lze poměrně snadno odstranit průchodem plynné směsi přes pračku s protiproudem vody. 3. Elektrolýza. V elektrolytickém procesu je vodík vlastně vedlejším produktem výroby hlavních produktů, chlorové alkálie (NaOH). Elektrolýza se provádí v mírně alkalickém vodném prostředí při 80 °C a napětí asi 2V za použití železné katody a niklové anody:

4. Metoda železo-pára, při které se pára o teplotě 500-1000 °C vede přes železo: 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 + 160,67 kJ. Vodík vyrobený touto metodou se obvykle používá k hydrogenaci tuků a olejů. Složení oxidu železa závisí na teplotě procesu; v nC+ (n + 1)H2
6. Dalším největším objemem výroby je metoda methanol-pára: CH3OH + H2O -> 3H2 + CO2. Reakce je endotermická a probíhá při VODÍKU 260 °C v běžných ocelových reaktorech při tlacích až 20 atm. 7. Katalytický rozklad amoniaku: 2NH3 -> Reakce je reverzibilní. Pro malé požadavky na vodík je tento proces neekonomický. Existují také různé způsoby výroby vodíku, které, i když nemají velký průmyslový význam, mohou být v některých případech ekonomicky nejvýhodnější. Velmi čistý vodík se získává hydrolýzou přečištěných hydridů alkalických kovů; v tomto případě se z malého množství hydridu tvoří hodně vodíku: LiH + H2O -> LiOH + H2
(Tato metoda je vhodná při přímém použití výsledného vodíku.) Při interakci kyselin s aktivními kovy se také uvolňuje vodík, ale obvykle je kontaminován kyselými parami nebo jiným plynným produktem, například fosfinem PH3, sirovodíkem H2S, arsinem AsH3 . Nejaktivnější kovy, které reagují s vodou, vytěsňují vodík a tvoří alkalický roztok: 2H2O + 2Na -> H2 + 2NaOH Běžné laboratorní metoda získání H2 v Kippově přístroji reakcí zinku s kyselinou chlorovodíkovou nebo sírovou:
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2. Hydridy kovů alkalických zemin (například CaH2), hydridy komplexních solí (například LiAlH4 nebo NaBH4) a některé borohydridy (například B2H6) uvolňují vodík při reakci s vodou nebo během tepelné disociace. Hnědé uhlí a pára při vysokých teplotách také reagují a uvolňují vodík.
Čištění vodíkem. Stupeň požadované čistoty vodíku je určen oblastí jeho použití. Nečistoty oxidu uhličitého se odstraňují zmrazením nebo zkapalněním (například průchodem plynné směsi kapalným dusíkem). Stejnou nečistotu lze zcela odstranit probubláváním vodou. CO lze odstranit katalytickou konverzí na CH4 nebo CO2 nebo zkapalněním během zpracování tekutý dusík. Kyslíková nečistota vzniklá během procesu elektrolýzy je odstraněna ve formě vody po jiskrovém výboji.
Aplikace vodíku. Vodík se využívá především v chemickém průmyslu k výrobě chlorovodíku, čpavku, metanolu a dalších organických sloučenin. Používá se při hydrogenaci olejů, ale i uhlí a ropy (k přeměně nekvalitních paliv na vysoce kvalitní). V metalurgii se některé neželezné kovy redukují ze svých oxidů pomocí vodíku. Vodík se používá k chlazení výkonných elektrických generátorů. Používají se izotopy vodíku nukleární energie. Vodíkovo-kyslíkový plamen se používá pro řezání a svařování kovů.
LITERATURA
Nekrasov B.V. Základy obecné chemie. M., 1973 Kapalný vodík. M., 1980 Vodík v kovech. M., 1981

Collierova encyklopedie. - Otevřená společnost. 2000 .

Synonyma:

Podívejte se, co je „HYDROGEN“ v jiných slovnících:

Tabulka nuklidů Obecné informace Název, značka Vodík 4, ​​4H Neutrony 3 Protony 1 Vlastnosti nuklidů Atomová hmotnost 4,027810(110) ... Wikipedia

Tabulka nuklidů Obecné informace Název, značka Vodík 5, 5H Neutrony 4 Protony 1 Vlastnosti nuklidů Atomová hmotnost 5,035310(110) ... Wikipedia

Tabulka nuklidů Obecné informace Název, značka Vodík 6, 6H Neutrony 5 Protony 1 Vlastnosti nuklidů Atomová hmotnost 6,044940(280) ... Wikipedia

Tabulka nuklidů Obecné informace Název, značka Vodík 7, 7H Neutrony 6 Protony 1 Vlastnosti nuklidu Atomová hmotnost 7,052750 (1080) ... Wikipedia