História objavu vodíka

Ak je to najrozšírenejší chemický prvok na Zemi, potom je vodík najrozšírenejším prvkom v celom vesmíre. Naše (a ostatné hviezdy) sú asi z polovice vodík, a čo sa týka medzihviezdneho plynu, je to 90 % atómov vodíka. Tento chemický prvok tiež zaujíma značné miesto na Zemi, pretože spolu s kyslíkom je súčasťou vody a jeho samotný názov „vodík“ pochádza z dvoch starovekých Grécke slová: "voda" a "rodím." Okrem vody je vo väčšine prítomný vodík organickej hmoty a buniek, bez toho, ako aj bez kyslíka, by bol samotný život nemysliteľný.

História objavu vodíka

Prvý medzi vedcami, ktorý si všimol vodík, bol veľký alchymista a lekár stredoveku Theophrastus Paracelsus. Vo svojich alchymistických experimentoch, v nádeji, že nájde „kameň mudrcov“ zmiešaním s kyselinami, Paracelsus dostal nejaký dovtedy neznámy horľavý plyn. Je pravda, že tento plyn nebolo možné oddeliť od vzduchu.

Až poldruha storočia po Paracelsovi sa francúzskemu chemikovi Lemerymu podarilo oddeliť vodík od vzduchu a dokázať jeho horľavosť. Je pravda, že Lemery nechápal, že plyn, ktorý dostal, bol čistý vodík. V tom istom čase sa podobným chemickým experimentom zaoberal aj ruský vedec Lomonosov, ale skutočný prielom v štúdiu vodíka urobil anglický chemik Henry Cavendish, ktorý je právom považovaný za objaviteľa vodíka.

V roku 1766 sa Cavendishovi podarilo získať čistý vodík, ktorý nazval „horľavý vzduch“. Talentovaný francúzsky chemik Antoine Lavoisier po ďalších 20 rokoch dokázal syntetizovať vodu a extrahovať z nej tento veľmi „horľavý vzduch“ – vodík. A mimochodom, bol to Lavoisier, kto navrhol názov vodíka - "Hydrogenium", alias "vodík".

Antoine Lavoisier s manželkou, ktorí mu pomáhali vykonávať chemické experimenty vrátane syntézy vodíka.

V srdci lokality chemické prvky v periodický systém Mendelejev leží ich atómová hmotnosť, vypočítaná vzhľadom na atómovú hmotnosť vodíka. Inými slovami, vodík a jeho atómová hmotnosť je základným kameňom periodickej tabuľky, oporným bodom, na základe ktorého veľký chemik vytvoril svoj systém. Preto nie je prekvapujúce, že vodík zaujíma čestné prvé miesto v periodickej tabuľke.

Okrem toho má vodík nasledujúce vlastnosti:

• Atómová hmotnosť vodíka je 1,00795.
• Vodík má tri izotopy, z ktorých každý má individuálne vlastnosti.
• Vodík je ľahký prvok s nízkou hustotou.
• Vodík má redukčné aj oxidačné vlastnosti.
• Vodík, ktorý vstupuje s kovmi, prijíma ich elektrón a stáva sa oxidačným činidlom. Takéto zlúčeniny sa nazývajú hydráty.

Vodík je plyn, jeho molekula pozostáva z dvoch atómov.

Takto vyzerá molekula vodíka.

Molekulárny vodík, vytvorený z takýchto dvojatómových molekúl, exploduje, keď sa zdvihne horiaca zápalka. Keď molekula vodíka exploduje, rozpadne sa na atómy, ktoré sa premenia na jadrá hélia. To je presne to, čo sa deje na Slnku a iných hviezdach - vďaka neustálemu rozpadu molekúl vodíka naše svietidlo horí a zahrieva nás svojím teplom.

Fyzikálne vlastnosti vodíka

Vodík má nasledovné fyzikálne vlastnosti:

• Teplota varu vodíka je 252,76 °C;
• A pri teplote 259,14 ° C sa už začína topiť.
• Vodík je mierne rozpustný vo vode.
• Čistý vodík je veľmi nebezpečná výbušná a horľavá látka.
• Vodík je 14,5-krát ľahší ako vzduch.

Chemické vlastnosti vodíka

Pretože vodík môže byť rôzne situácie a oxidačné a redukčné činidlo, používa sa na uskutočňovanie reakcií a syntéz.

Oxidačné vlastnosti vodíka interagujú s aktívnymi (zvyčajne alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín), výsledkom týchto interakcií je vznik hydridov – zlúčenín podobných soliam. Pri reakciách vodíka s neaktívnymi kovmi však vznikajú aj hydridy.

Redukčné vlastnosti vodíka majú schopnosť redukovať kovy z ich oxidov na jednoduché látky, v priemysle sa tomu hovorí hydrotermia.

Ako získať vodík?

Medzi priemyselné spôsoby výroby vodíka patria:

• splyňovanie uhlia,
• parné reformovanie metánu,
• elektrolýza.

V laboratóriu je možné získať vodík:

• pri hydrolýze hydridov kovov,
• pri reakcii s vodou alkalické kovy a kovy alkalických zemín,
• pri interakcii zriedených kyselín s aktívnymi kovmi.

Aplikácia vodíka

Keďže vodík je 14-krát ľahší ako vzduch, za starých čias bol napchaný balónmi a vzducholodiami. Ale po sérii katastrof, ktoré sa u vzducholodí vyskytli, museli konštruktéri hľadať náhradu za vodík (pripomeňme, že čistý vodík je výbušná látka a na výbuch stačila najmenšia iskra).

Výbuch vzducholode Hindenburg v roku 1937, príčinou výbuchu bolo vznietenie vodíka (v dôsledku skratu), na ktorom letela táto obrovská vzducholoď.

Preto pre takéto lietadlá namiesto vodíka začali používať hélium, ktoré je tiež ľahšie ako vzduch, získať hélium je prácnejšie, ale nie je také výbušné ako vodík.

Vodík sa používa aj na čistenie rôznych druhov palív, najmä tých na báze ropy a ropných produktov.

Vodík, video

A na záver vzdelávacie video na tému nášho článku.

• Označenie - H (vodík);
• Latinský názov - Hydrogenium;
• Obdobie - I;
• skupina - 1 (la);
• Atómová hmotnosť - 1,00794;
• Atómové číslo - 1;
• Polomer atómu = 53 pm;
• kovalentný polomer = 32 pm;
• Distribúcia elektrónov - 1s 1;
• teplota topenia = -259,14 °C;
• teplota varu = -252,87 °C;
• Elektronegativita (podľa Paulinga / podľa Alpreda a Rochova) \u003d 2,02 / -;
• Oxidačný stav: +1; 0; - jeden;
• Hustota (n.a.) \u003d 0,0000899 g/cm3;
• Molárny objem = 14,1 cm3/mol.

Binárne zlúčeniny vodíka s kyslíkom:

Vodík ("zrodenie vody") objavil anglický vedec G. Cavendish v roku 1766. Toto je najjednoduchší prvok v prírode - atóm vodíka má jadro a jeden elektrón, pravdepodobne z tohto dôvodu je vodík najbežnejším prvkom vo vesmíre (viac ako polovica hmotnosti väčšiny hviezd).

O vodíku môžeme povedať, že "cievka je malá, ale drahá." Vodík napriek svojej „jednoduchosti“ dáva energiu všetkým živým bytostiam na Zemi – na Slnku prebieha nepretržitá termonukleárna reakcia, pri ktorej zo štyroch atómov vodíka vzniká jeden atóm hélia, tento proces je sprevádzaný uvoľňovaním enormného množstva energie (podrobnejšie v časti Jadrová fúzia).

AT zemská kôra hmotnostný podiel vodíka je len 0,15 %. Medzitým je veľká väčšina (95%) všetkých známych na Zemi chemických látok obsahujú jeden alebo viac atómov vodíka.

V zlúčeninách s nekovmi (HCl, H 2 O, CH 4 ...) odovzdáva vodík svoj jediný elektrón viac elektronegatívnym prvkom, pričom vykazuje oxidačný stav +1 (častejšie), pričom vzniká len Kovalentné väzby(pozri Kovalentná väzba).

V zlúčeninách s kovmi (NaH, CaH 2 ...), vodík naopak prijme svoj jediný s-orbital o jeden elektrón viac, čím sa snaží doplniť svoju elektrónovú vrstvu, pričom vykazuje oxidačný stav -1 (menej často) , tvoriace častejšie iónovú väzbu (pozri Iónová väzba), keďže rozdiel v elektronegativite atómu vodíka a atómu kovu môže byť dosť veľký.

H2

V plynnom stave je vodík vo forme dvojatómových molekúl, ktoré tvoria nepolárnu kovalentnú väzbu.

Molekuly vodíka majú:

• veľká mobilita;
• veľká sila;
• nízka polarizácia;
• malá veľkosť a hmotnosť.

Vlastnosti plynného vodíka:

• najľahší plyn v prírode, bez farby a zápachu;
• slabo rozpustný vo vode a organických rozpúšťadlách;
• v malých množstvách sa rozpúšťa v tekutých a pevných kovoch (najmä v platine a paládiu);
• ťažko skvapalniteľné (kvôli nízkej polarizácii);
• má najvyššiu tepelnú vodivosť zo všetkých známych plynov;
• pri zahrievaní reaguje s mnohými nekovmi, pričom vykazuje vlastnosti redukčného činidla;
• pri izbovej teplote reaguje s fluórom (dochádza k výbuchu): H 2 + F 2 = 2HF;
• reaguje s kovmi za vzniku hydridov, ukazuje oxidačné vlastnosti: H2 + Ca \u003d CaH2;

V zlúčeninách vodík vykazuje svoje redukčné vlastnosti oveľa silnejšie ako oxidačné. Vodík je po uhlí, hliníku a vápniku najsilnejším redukčným činidlom. Redukčné vlastnosti vodíka sa široko využívajú v priemysle na získavanie kovov a nekovov (jednoduchých látok) z oxidov a galidov.

Fe203 + 3H2 \u003d 2Fe + 3H20

Reakcie vodíka s jednoduchými látkami

Vodík prijíma elektrón, ktorý hrá úlohu redukčné činidlo, v reakciách:

• s kyslík(pri zapálení alebo v prítomnosti katalyzátora) v pomere 2:1 (vodík:kyslík) vzniká výbušný detonačný plyn: 2H 2 0 + O 2 \u003d 2H 2 + 1 O + 572 kJ
• s sivá(pri zahriatí na 150°C-300°C): H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• s chlór(pri zapálení alebo ožiarení UV lúčmi): H 2 0 + Cl 2 \u003d 2H + 1 Cl
• s fluór: H20 + F2 \u003d 2H + 1 F
• s dusíka(pri zahrievaní v prítomnosti katalyzátorov alebo pri vysokom tlaku): 3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Vodík daruje elektrón, ktorý hrá úlohu oxidačné činidlo, v reakciách s zásadité a alkalickej zeminy kovy za vzniku hydridov kovov – soli podobné iónové zlúčeniny obsahujúce hydridové ióny H – sú nestabilné kryštalické látky bielej farby.

Ca + H 2 \u003d CaH 2 -1 2Na + H 2 0 \u003d 2NaH -1

Je nezvyčajné, aby vodík vykazoval oxidačný stav -1. Pri reakcii s vodou sa hydridy rozkladajú a redukujú vodu na vodík. Reakcia hydridu vápenatého s vodou je nasledovná:

CaH2-1 + 2H2+10 \u003d 2H20 + Ca (OH)2

Reakcie vodíka s komplexnými látkami

• pri vysokej teplote vodík redukuje mnohé oxidy kovov: ZnO + H2 \u003d Zn + H2O
• metylalkohol sa získava ako výsledok reakcie vodíka s oxidom uhoľnatým (II): 2H 2 + CO → CH 3 OH
• pri hydrogenačných reakciách vodík reaguje s mnohými organickými látkami.

Podrobnejšie rovnice chemické reakcie o vodíku a jeho zlúčeninách sa diskutuje na stránke "Vodík a jeho zlúčeniny - rovnice chemických reakcií s vodíkom".

Aplikácia vodíka

• v jadrovej energetike sa využívajú izotopy vodíka – deutérium a trícium;
• v chemickom priemysle sa vodík používa na syntézu mnohých organických látok, amoniaku a chlorovodíka;
• v Potravinársky priemysel vodík sa používa pri výrobe tuhých tukov hydrogenáciou rastlinných olejov;
• na zváranie a rezanie kovov sa používa vysoká teplota spaľovania vodíka v kyslíku (2600 ° C);
• pri výrobe niektorých kovov sa ako redukčné činidlo používa vodík (pozri vyššie);
• keďže vodík je ľahký plyn, používa sa v letectve ako náplň do balónov, balónov, vzducholodí;
• Ako palivo sa používa vodík zmiešaný s CO.

AT nedávne časy vedci venujú veľkú pozornosť hľadaniu alternatívnych zdrojov obnoviteľnej energie. Jednou z perspektívnych oblastí je „vodíková“ energetika, v ktorej sa ako palivo využíva vodík, ktorého produktom spaľovania je obyčajná voda.

Spôsoby výroby vodíka

Priemyselné metódy výroby vodíka:

• konverzia metánu (katalytická redukcia vodnej pary) vodnou parou pri vysokej teplote (800°C) na niklovom katalyzátore: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2;
• konverzia oxidu uhoľnatého parou (t=500°C) na katalyzátore Fe203: CO + H20 = CO2 + H2;
• tepelný rozklad metán: CH4 \u003d C + 2H2;
• splyňovanie tuhých palív (t=1000°C): C + H20 = CO + H2;
• elektrolýza vody (veľmi nákladná metóda, pri ktorej sa získava veľmi čistý vodík): 2H 2 O → 2H 2 + O 2.

Laboratórne metódy výroby vodíka:

• pôsobenie na kovy (zvyčajne zinok) pomocou kyseliny chlorovodíkovej alebo zriedenej kyseliny sírovej: Zn + 2HCl \u003d ZCl2 + H2; Zn + H2S04 \u003d ZnS04 + H2;
• interakcia vodnej pary s horúcimi železnými hoblinami: 4H20 + 3Fe \u003d Fe304 + 4H2.

Vodík je plyn, je to on, kto je na prvom mieste v periodickom systéme. Názov tohto prvku rozšíreného v prírode, preložený z latinčiny, znamená „zrodenie vody“. Aké fyzikálne a chemické vlastnosti vodíka teda poznáme?

Vodík: všeobecné informácie

Za normálnych podmienok nemá vodík žiadnu chuť, vôňu ani farbu.

Ryža. 1. Vzorec vodíka.

Pretože atóm má jednu energetickú elektronickú úroveň, ktorá môže obsahovať maximálne dva elektróny, potom pre stabilný stav môže atóm buď prijať jeden elektrón (oxidačný stav -1) alebo darovať jeden elektrón (oxidačný stav +1), čo ukazuje konštantná valencia I Preto je symbol prvku vodík umiestnený nielen v skupine IA (hlavná podskupina skupiny I) spolu s alkalickými kovmi, ale aj v skupine VIIA (hlavná podskupina skupiny VII) spolu s halogénmi. Atómom halogénu tiež chýba jeden elektrón na vyplnenie vonkajšej úrovne a rovnako ako vodík sú nekovy. Vodík vykazuje kladný oxidačný stav v zlúčeninách, kde je naviazaný na elektronegatívnejšie nekovové prvky a negatívna sila oxidácia - v zlúčeninách s kovmi.

Ryža. 2. Umiestnenie vodíka v periodickom systéme.

Vodík má tri izotopy, z ktorých každý má svoj vlastný názov: protium, deutérium, trícium. Ich množstvo na Zemi je zanedbateľné.

Chemické vlastnosti vodíka

V jednoduchej látke H 2 je väzba medzi atómami silná (väzbová energia je 436 kJ / mol), takže aktivita molekulárneho vodíka je nízka. Za normálnych podmienok interaguje iba s veľmi aktívnymi kovmi a jediným nekovom, s ktorým vodík reaguje, je fluór:

F2 + H2 \u003d 2HF (fluorovodík)

Vodík reaguje s inými jednoduchými (kovy a nekovy) a zložitými (oxidy, neurčité organické zlúčeniny) látkami buď ožiarením a zvýšením teploty, alebo v prítomnosti katalyzátora.

Vodík horí v kyslíku s uvoľňovaním značného množstva tepla:

2H2+02 \u003d 2H20

Zmes vodíka a kyslíka (2 objemy vodíka a 1 objem kyslíka) pri zapálení prudko exploduje a preto sa nazýva detonačný plyn. Pri práci s vodíkom je potrebné dodržiavať bezpečnostné predpisy.

Ryža. 3. Výbušný plyn.

V prítomnosti katalyzátorov môže plyn reagovať s dusíkom:

3H2 + N2 \u003d 2NH3

- touto reakciou pri zvýšených teplotách a tlaku v priemysle vzniká amoniak.

Pri vysokých teplotách je vodík schopný reagovať so sírou, selénom a telúrom. a pri interakcii s alkalickými a kovy alkalických zemín vznikajú hydridy: 4.3. Celkový počet získaných hodnotení: 186.

V periodickom systéme sa vodík nachádza v dvoch skupinách prvkov, ktoré sú svojimi vlastnosťami absolútne opačné. Táto funkcia ho robí úplne jedinečným. Vodík nie je len prvok alebo látka, ale aj zložka mnohých komplexných zlúčenín, organogénny a biogénny prvok. Preto podrobnejšie zvážime jeho vlastnosti a vlastnosti.

Uvoľňovanie horľavého plynu pri interakcii kovov a kyselín bolo pozorované už v 16. storočí, teda pri formovaní chémie ako vedy. Slávny anglický vedec Henry Cavendish študoval látku od roku 1766 a dal jej názov „horľavý vzduch“. Pri horení tento plyn produkoval vodu. Žiaľ, vedcovo priľnutie k teórii flogistónu (hypotetická „hyperjemná hmota“) mu zabránilo prísť do správne závery.

Francúzsky chemik a prírodovedec A. Lavoisier spolu s inžinierom J. Meunierom a pomocou špeciálnych plynomerov v roku 1783 uskutočnili syntézu vody a následne jej rozbor rozkladom vodnej pary rozžeraveným železom. Vedci tak mohli dospieť k správnym záverom. Zistili, že „horľavý vzduch“ nie je len súčasťou vody, ale dá sa z nej aj získať.

V roku 1787 Lavoisier navrhol, že skúmaný plyn bol jednoduchá látka a v súlade s tým sa týka počtu primárnych chemických prvkov. Nazval ho vodík (z gréckych slov hydor – voda + gennao – rodím), teda „rodiť vodu“.

Ruský názov "vodík" navrhol v roku 1824 chemik M. Solovyov. Stanovenie zloženia vody znamenalo koniec „flogistónovej teórie“. Na prelome 18. a 19. storočia sa zistilo, že atóm vodíka je veľmi ľahký (v porovnaní s atómami iných prvkov) a jeho hmotnosť bola braná ako hlavná jednotka porovnávania atómové hmotnosti, čím sa hodnota rovná 1.

Fyzikálne vlastnosti

Vodík je najľahší zo všetkých látok, ktoré veda pozná (je 14,4-krát ľahší ako vzduch), jeho hustota je 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Tento materiál sa topí (tuhne) a vrie (skvapalňuje) pri -259,1 °C a -252,8 °C (len hélium má nižšiu teplotu varu a teplotu topenia).

Kritická teplota vodíka je extrémne nízka (-240 °C). Z tohto dôvodu je jeho skvapalňovanie pomerne komplikovaný a nákladný proces. Kritický tlak látky je 12,8 kgf / cm² a kritická hustota je 0,0312 g / cm³. Medzi všetkými plynmi má vodík najvyššia tepelná vodivosť: pri 1 atm a 0 °C sa rovná 0,174 W / (mxK).

Špecifická tepelná kapacita látky za rovnakých podmienok je 14,208 kJ / (kgxK) alebo 3,394 cal / (gh ° C). Tento prvok je mierne rozpustný vo vode (asi 0,0182 ml / g pri 1 atm a 20 ° C), ale dobre - vo väčšine kovov (Ni, Pt, Pa a ďalšie), najmä v paládiu (asi 850 objemov na objem Pd ) .

Posledná uvedená vlastnosť je spojená s jej schopnosťou difúzie, zatiaľ čo difúzia cez uhlíkovú zliatinu (napríklad oceľ) môže byť sprevádzaná deštrukciou zliatiny v dôsledku interakcie vodíka s uhlíkom (tento proces sa nazýva dekarbonizácia). V kvapalnom stave je látka veľmi ľahká (hustota - 0,0708 g / cm³ pri t ° \u003d -253 ° C) a tekutá (viskozita - 13,8 ° C za rovnakých podmienok).

V mnohých zlúčeninách tento prvok vykazuje valenciu +1 (oxidačný stav), podobne ako sodík a iné alkalické kovy. Zvyčajne sa považuje za analóg týchto kovov. Preto vedie skupinu I systému Mendelejev. V hydridoch kovov má vodíkový ión negatívny náboj (oxidačný stav je -1), to znamená, že Na + H- má štruktúru podobnú chloridu Na + Cl-. V súlade s týmto a niektorými ďalšími skutočnosťami (blízkosť fyzikálnych vlastností prvku "H" a halogénov, schopnosť nahradiť ho halogénmi v organických zlúčeninách) je vodík zaradený do skupiny VII Mendelejevovho systému.

Za normálnych podmienok má molekulárny vodík nízku aktivitu a priamo sa kombinuje iba s najaktívnejšími nekovmi (s fluórom a chlórom, s druhým - na svetle). Pri zahrievaní zasa interaguje s mnohými chemickými prvkami.

Atómový vodík má zvýšenú chemickú aktivitu (v porovnaní s molekulárnym vodíkom). S kyslíkom tvorí vodu podľa vzorca:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

uvoľňuje 285,937 kJ/mol tepla alebo 68,3174 kcal/mol (25°C, 1 atm). Za normálnych teplotných podmienok reakcia prebieha pomerne pomaly a pri t ° >= 550 ° С je nekontrolovaná. Výbušné limity zmesi vodíka + kyslíka sú 4 – 94 % H2 a zmesí vodíka + vzduchu 4 – 74 % H2 (zmes dvoch objemov H2 a jedného objemu O2 sa nazýva výbušný plyn).

Tento prvok sa používa na redukciu väčšiny kovov, pretože berie kyslík z oxidov:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H₂О,

CuO + H2 = Cu + H2O atď.

S rôznymi halogénmi tvorí vodík halogenovodík, napríklad:

H2 + Cl2 = 2 HCl.

Pri reakcii s fluórom však vodík exploduje (to sa stáva aj v tme, pri -252 ° C), reaguje s brómom a chlórom iba pri zahrievaní alebo osvetlení as jódom iba pri zahrievaní. Pri interakcii s dusíkom sa tvorí amoniak, ale iba na katalyzátore, s zvýšené tlaky a teplota:

ZN2 + N2 = 2NH3.

Pri zahrievaní vodík aktívne reaguje so sírou:

H2 + S = H2S (sírovodík),

a oveľa ťažšie - s telúrom alebo selénom. Vodík reaguje s čistým uhlíkom bez katalyzátora, ale pri vysokých teplotách:

2H2 + C (amorfný) = CH4 (metán).

Táto látka priamo reaguje s niektorými kovmi (alkálie, alkalické zeminy a iné), pričom vytvára hydridy, napr.

H₂ + 2Li = 2LiH.

Nemalý praktický význam majú interakcie vodíka a oxidu uhoľnatého (II). V tomto prípade, v závislosti od tlaku, teploty a katalyzátora, rôzne Organické zlúčeniny: HCHO, CH3OH atď. Nenasýtené uhľovodíky sa počas reakcie nasýtia, napríklad:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Vodík a jeho zlúčeniny zohrávajú v chémii výnimočnú úlohu. Podmieňuje kyslé vlastnosti tzv. protické kyseliny majú tendenciu vytvárať vodíkové väzby s rôznymi prvkami, ktoré majú významný vplyv na vlastnosti mnohých anorganických a organických zlúčenín.

Získavanie vodíka

Hlavné druhy surovín pre priemyselná produkcia tohto prvku sú plyny z rafinácie ropy, prírodné horľavé a koksárenské plyny. Získava sa aj z vody elektrolýzou (na miestach s cenovo dostupnou elektrinou). Jeden z zásadné metódy Za výrobu materiálu zo zemného plynu sa považuje katalytická interakcia uhľovodíkov, najmä metánu, s vodnou parou (tzv. konverzia). Napríklad:

CH4 + H20 = CO + ZH2.

Neúplná oxidácia uhľovodíkov kyslíkom:

CH4 + ½02 \u003d CO + 2H2.

Syntetizovaný oxid uhoľnatý (II) prechádza konverziou:

CO + H20 = CO2 + H2.

Vodík vyrobený zo zemného plynu je najlacnejší.

Na elektrolýzu vody sa používa jednosmerný prúd, ktorý prechádza cez roztok NaOH alebo KOH (nepoužívajú sa kyseliny, aby nedochádzalo ku korózii zariadenia). V laboratórnych podmienkach sa materiál získava elektrolýzou vody alebo v dôsledku reakcie medzi nimi kyselina chlorovodíková a zinok. Častejšie sa však používa hotový továrenský materiál vo valcoch.

Od plynov z rafinácie ropy a koksárenského plynu sa tento prvok izoluje odstránením všetkých ostatných komponentov zmes plynov, pretože pri hlbokom ochladení ľahšie skvapalnia.

Priemyselne sa tento materiál začal získavať späť v r koniec XVIII storočí. Potom sa používal na plnenie balónov. V súčasnosti je vodík široko používaný v priemysle, hlavne v chemickom priemysle, na výrobu amoniaku.

Masovými spotrebiteľmi látky sú výrobcovia metylových a iných alkoholov, syntetického benzínu a mnohých ďalších produktov. Získavajú sa syntézou z oxidu uhoľnatého (II) a vodíka. Vodík sa používa na hydrogenáciu ťažkých a tuhých kvapalných palív, tukov a pod., na syntézu HCl, hydrorafináciu ropných produktov, ako aj na rezanie / zváranie kovov. Podstatné prvky pre jadrovú energiu sú jej izotopy - trícium a deutérium.

Biologická úloha vodíka

Asi 10% hmotnosti živých organizmov (v priemere) pripadá na tento prvok. Je súčasťou vody a najdôležitejších skupín prírodných zlúčenín, vrátane bielkovín, nukleových kyselín, lipidov, sacharidov. Na čo slúži?

Táto látka hrá rozhodujúcu úlohu: pri zachovaní priestorovej štruktúry bielkovín (kvartérne), pri realizácii princípu komplementarity nukleových kyselín(t. j. pri implementácii a ukladaní genetickej informácie), vo všeobecnosti pri „rozpoznaní“ na molekulárnej úrovni.

Vodíkový ión H+ sa zúčastňuje dôležitých dynamických reakcií/procesov v organizme. Vrátane: v biologická oxidácia, ktorý poskytuje živým bunkám energiu, pri biosyntéznych reakciách, pri fotosyntéze v rastlinách, pri bakteriálnej fotosyntéze a fixácii dusíka, pri udržiavaní acidobázickej rovnováhy a homeostázy, pri membránových transportných procesoch. Spolu s uhlíkom a kyslíkom tvorí funkčný a štrukturálny základ javov života.

Všeobecná schéma "VODÍK"

ja. Vodík je chemický prvok

a) Pozícia v RESP

• sériové číslo №1
• obdobie 1
• skupina I (hlavná podskupina "A")
• relatívna hmotnosť Ar(H)=1
• Latinský názov Hydrogenium (zrodenie vody)

b) Výskyt vodíka v prírode

Vodík je chemický prvok.	V zemskej kôre(litosféra a hydrosféra) – 1 % hmotn (10. miesto medzi všetkými prvkami)
	ATMOSFÉRA - 0,0001 % podľa počtu atómov
	Najbežnejší prvok vo vesmíre – 92% všetkých atómov (hlavné komponent hviezdy a medzihviezdny plyn)

Vodík – chemický prvok	V súvislostiach	H20 - voda(11 % hmotnosti)
		CH 4 - plynný metán(25 % hmotnosti)
		organickej hmoty(ropa, horľavé zemné plyny a iné) V živočíšnych a rastlinných organizmoch(teda v zložení bielkovín, nukleových kyselín, tukov, sacharidov a iných) V ľudskom tele v priemere obsahuje asi 7 kilogramov vodíka.

c) Valencia vodíka v zlúčeninách

II. Vodík je jednoduchá látka (H2)

Potvrdenie

1. Laboratórium (Kippov prístroj) A) Interakcia kovov s kyselinami: Zn+ 2HCl \u003d ZnCl2 + H2 soľ B) Interakcia aktívne kovy s vodou: 2Na + 2H20 \u003d 2NaOH + H2 základňu

2. Priemysel · elektrolýza vody email prúd 2H20 \u003d 2H2 + O2 · Zo zemného plynu t, Ni CH4 + 2H20 \u003d 4H2 + CO2

Hľadanie vodíka v prírode.

Vodík je v prírode široko rozšírený, jeho obsah v zemskej kôre (litosféra a hydrosféra) je 1 % hmotnosti a 16 % počtu atómov. Vodík je súčasťou najbežnejšej látky na Zemi - vody (11,19 % hm. vodíka), v zlúčeninách, ktoré tvoria uhlie, ropa, zemné plyny, íl, ako aj živočíšne a rastlinné organizmy (teda v zložení bielkoviny, nukleové kyseliny, tuky, sacharidy atď.). Vodík je vo voľnom stave extrémne vzácny, v malých množstvách sa nachádza v sopečných a iných prírodných plynoch. V atmosfére sa nachádza zanedbateľné množstvo voľného vodíka (0,0001 % podľa počtu atómov). V blízkozemskom priestore tvorí vodík vo forme prúdu protónov vnútorný („protónový“) radiačný pás Zeme. Vodík je najrozšírenejším prvkom vo vesmíre. Vo forme plazmy tvorí asi polovicu hmotnosti Slnka a väčšiny hviezd, väčšinu plynov medzihviezdneho média a plynných hmlovín. Vodík je prítomný v atmosfére mnohých planét a v kométach vo forme voľného H 2 , metánu CH 4 , amoniaku NH 3 , vody H 2 O a radikálov. Vo forme prúdu protónov je vodík súčasťou korpuskulárneho žiarenia Slnka a kozmického žiarenia.

Existujú tri izotopy vodíka:
a) ľahký vodík - protium,
b) ťažký vodík - deutérium (D),
c) superťažký vodík - trícium (T).

Trícium je nestabilný (rádioaktívny) izotop, preto sa v prírode prakticky nevyskytuje. Deutérium je stabilné, ale je veľmi malé: 0,015 % (hmotnosti všetkého pozemského vodíka).

Valencia vodíka v zlúčeninách

V zlúčeninách vodík vykazuje valenciu ja

Fyzikálne vlastnosti vodíka

Jednoduchá látka vodík (H 2) je plyn, ľahší ako vzduch, bezfarebný, bez zápachu, bez chuti, t kip \u003d - 253 0 C, vodík je nerozpustný vo vode, horľavý. Vodík možno zbierať vytesnením vzduchu zo skúmavky alebo vody. V tomto prípade musí byť trubica otočená hore nohami.

Získavanie vodíka

V laboratóriu sa reakciou vyrába vodík

Zn + H2S04 \u003d ZnS04 + H2.

Namiesto zinku je možné použiť železo, hliník a niektoré ďalšie kovy a namiesto kyseliny sírovej možno použiť niektoré ďalšie zriedené kyseliny. Výsledný vodík sa zbiera do skúmavky metódou vytesňovania vody (pozri obr. 10.2 b) alebo jednoducho do prevrátenej banky (obr. 10.2 a).

V priemysle sa vodík získava vo veľkých množstvách zo zemného plynu (hlavne metánu) interakciou s vodnou parou pri 800 °C v prítomnosti niklového katalyzátora:

CH4 + 2H20 \u003d 4H2 + CO2 (t, Ni)

alebo spracované pri vysokej teplote vodnou parou uhlia:

2H20 + C \u003d 2H2 + C02. (t)

Čistý vodík sa získava z vody jej rozkladom elektrický šok(podlieha elektrolýze):

2H20 \u003d 2H2 + O2 (elektrolýza).