Získanie fyzikálnych a chemických vlastností vodíka. Fyzikálne a chemické vlastnosti vodíka. Spôsoby získavania a izolácie

História objavu vodíka

Ak je to najrozšírenejší chemický prvok na Zemi, potom je vodík najrozšírenejším prvkom v celom vesmíre. Naša (a ďalšie hviezdy) je zhruba polovica vodíka a pokiaľ ide o medzihviezdny plyn, je to 90% atómov vodíka. Nie je to malé miesto chemický prvok zaberá na Zemi, pretože spolu s kyslíkom je súčasťou vody a jeho samotný názov „vodík“ pochádza z dvoch starogréckych slov: „voda“ a „porodiť“. Okrem vody je vo väčšine organických látok a buniek prítomný aj vodík, bez neho, ako aj bez kyslíka by bol samotný život nemysliteľný.

História objavu vodíka

Prvým vedcom, ktorý si všimol vodíka, bol veľký alchymista a liečiteľ stredoveku Theophrastus Paracelsus. Pri svojich alchymistických experimentoch v nádeji na nájdenie „kameňa mudrcov“ zmiešal Paracelsus s predtým neznámym horľavým plynom. Je pravda, že nebolo možné oddeliť tento plyn zo vzduchu.

Len storočie a pol po Paracelsovi sa francúzskemu chemikovi Lemerymu podarilo oddeliť vodík od vzduchu a dokázať jeho horľavosť. Pravda, Lemery nechápal, že plyn, ktorý dostal, bol čistý vodík. Paralelne sa ruský vedec Lomonosov zaoberal podobnými chemickými experimentmi, 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 nazýval „horľavý vzduch“. Po ďalších 20 rokoch dokázal talentovaný francúzsky chemik Antoine Lavoisier syntetizovať vodu a extrahovať z nej tento veľmi „horľavý vzduch“ - vodík. A mimochodom, bol to Lavoisier, ktorý ponúkol vodíku jeho názov - „Hydrogenium“, alias „vodík“.

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

Usporiadanie chemických prvkov v periodickom systéme Mendelejeva je založené na ich atómovej hmotnosti vypočítanej vzhľadom na atómovú hmotnosť vodíka. Inými slovami, vodík a jeho atómová hmotnosť je základným kameňom periodickej sústavy, ktorá je oporou, na základe ktorej veľký chemik vytvoril svoj systém. Preto nie je prekvapujúce, že vodík zaujíma čestné prvé miesto v periodickej tabuľke.

Vodík má navyše 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 a oxidačné vlastnosti.
• Pri vstupe do kovov vodík odoberá ich elektróny a stáva sa oxidačným činidlom. Tieto zlúčeniny sa nazývajú hydráty.

Vodík je plyn, jeho molekula pozostáva z dvoch atómov.

Takto schematicky vyzerá molekula vodíka.

Molekulárny vodík vytvorený z takýchto diatomických molekúl exploduje, keď sa zdvihne horiaca zápalka. Molekula vodíka sa pri výbuchu rozpadne na atómy, ktoré sa zmenia na jadrá hélia. Presne tak sa to deje na Slnku a ďalších hviezdach - v dôsledku neustáleho rozpadu molekúl vodíka naša hviezda horí a zahrieva nás svojim teplom.

Fyzikálne vlastnosti vodíka

Vodík má nasledujúce fyzikálne vlastnosti:

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

Chemické vlastnosti vodíka

Pretože vodík môže byť v rôznych situáciách oxidačným aj redukčným činidlom, používa sa na uskutočňovanie reakcií a syntéz.

Oxidačné vlastnosti vodíka interagujú s aktívnymi (spravidla alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín) kovmi, výsledkom týchto interakcií je tvorba hydridov - zlúčenín podobných soliam. Hydridy však vznikajú aj pri reakciách vodíka s kovmi s nízkou aktivitou.

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

Ako získať vodík?

Medzi priemyselné prostriedky na výrobu vodíka patria:

• splyňovanie uhlia,
• parná reforma metánu,
• elektrolýza.

V laboratóriu je možné vodík získať:

• počas hydrolýzy hydridov kovov,
• pri reakcii s vodou alkalických kovov a kovov alkalických zemín,
• keď zriedené kyseliny interagujú s aktívnymi kovmi.

Aplikácia vodíka

Pretože je vodík 14 -krát ľahší ako vzduch, v dávnych dobách bol plný balónov a vzducholodí. Ale po sérii katastrof, ktoré sa stali vzducholodi, museli konštruktéri hľadať náhradu za vodík (pripomeňme, že čistý vodík je výbušná látka a na vyvolanie výbuchu stačila najmenšia iskra).

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

Preto pre podobné lietadlo namiesto vodíka začali používať hélium, ktoré je tiež ľahšie ako vzduch, výroba hélia je síce namáhavejšia, ale nie je taká výbušná ako vodík.

Na čistenie sa používa aj vodík odlišné typy palivá, najmä na báze ropy a ropných produktov.

Vodíkové video

A na záver vzdelávacie video na tému nášho článku.

Vodík je jednoduchá látka H 2 (dihydrogén, diprotium, ľahký vodík).

V skratke charakteristika vodíka:

• Nekovové.
• Bezfarebný plyn, ktorý je ťažké skvapalniť.
• Zle rozpustný vo vode.
• Lepšie sa rozpúšťa v organických rozpúšťadlách.
• Chemisorbované kovmi: železo, nikel, platina, paládium.
• Silné redukčné činidlo.
• Interakcie (s vysoké teploty) s nekovmi, kovmi, oxidmi kovov.
• Atómový vodík H 0, získaný tepelným rozkladom H 2, má najvyššiu redukčnú schopnosť.
• Izotopy vodíka:
  • 1H - protium
  • 2 H - deutérium (D)
  • 3 H - trícium (T)
• Relatívna molekulová hmotnosť = 2,016
• Relatívna hustota pevného vodíka (t = -260 ° C) = 0,08667
• Relatívna hustota kvapalného vodíka (t = -253 ° C) = 0,07108
• Pretlak (n.o.) = 0,08988 g / l
• teplota topenia = -259,19 ° C
• teplota varu = -252,87 ° C
• Volumetrický koeficient rozpustnosti vodíka:
  • (t = 0 ° C) = 2,15;
  • (t = 20 ° C) = 1,82;
  • (t = 60 ° C) = 1,60;

1. Tepelný rozklad vodíka(t = 2000-3500 ° C):
H 2 ↔ 2 H 0

2. Interakcia vodíka s nekovy:

• H2 + F2 = 2HF (t = -250 .. + 20 ° C)
• H 2 + Cl 2 = 2 HCl (pri spaľovaní alebo na svetle pri izbovej teplote):
  • Cl2 = 2CI0
  • Cl0 + H2 = HCl + H0
  • H 0 + Cl2 = HCl + Cl 0
• H2 + Br2 = 2HBr (t = 350-500 ° C, platinový katalyzátor)
• H2 + I2 = 2HI (t = 350-500 ° C, platinový katalyzátor)
• H 2 + O 2 = 2 H 2 O:
  • H 2 + 02 = 2OH 0
  • OH0 + H2 = H20 + H0
  • H 0 + O 2 = OH 0 + 0 0
  • O 0 + H 2 = OH 0 + H 0
• H 2 + S = H 2 S (t = 150..200 ° C)
• 3H2 + N2 = 2NH3 (t = 500 ° C, železný katalyzátor)
• 2H2 + C (koks) = CH4 (t = 600 ° C, platinový katalyzátor)
• H 2 + 2C (koks) = C 2 H 2 (t = 1500..2000 ° C)
• H 2 + 2C (koks) + N2 = 2HCN (t viac ako 1800 ° C)

3. Interakcia vodíka s komplexné látky :

• 4H 2 + (Fe II Fe 2 III) O 4 = 3 Fe + 4 H 2 O (t viac ako 570 ° C)
• H 2 + Ag 2 SO 4 = 2 Ag + H 2 SO 4 (t viac ako 200 ° C)
• 4H 2 + 2Na2S04 = Na2S + 4H20 (t = 550-600 ° C, katalyzátor Fe 2 O 3)
• 3H 2 + 2BCl 3 = 2B + 6HCl (t = 800-1200 ° C)
• H 2 + 2EuCl3 = 2EuCl2 + 2HCl (t = 270 ° C)
• 4H 2 + CO 2 = CH 4 + 2H 2 O (t = 200 ° C, katalyzátor CuO 2)
• H 2 + CaC 2 = Ca + C 2 H 2 (t viac ako 2200 ° C)
• H2 + BaH2 = Ba (H2) 2 (t do 0 ° C, roztok)

4. Účasť vodíka na redoxné reakcie:

• 2H 0 (Zn, zried. HCl) + KNO3 = KNO2 + H20
• 8H 0 (Al, koncentrovaný KOH) + KNO3 = NH3 + KOH + 2H20
• 2H 0 (Zn, zried. HCl) + EuCl3 = 2EuCl2 + 2HCl
• 2H 0 (Al) + NaOH (koncentr.) + Ag2S = 2Ag ↓ + H20 + NaHS
• 2H 0 (Zn, zried. H2S04) + C2N2 = 2HCN

Zlúčeniny vodíka

D 2 - didutérium:

• Ťažký vodík.
• Bezfarebný plyn, ktorý je ťažké skvapalniť.
• Dideutérium je obsiahnuté v prírodnom vodíku 0,012-0,016% (hmotnostných).
• V plynnej zmesi dideutéria a protia dochádza k výmene izotopov pri vysokých teplotách.
• Zle rozpustný v bežnej a ťažkej vode.
• Pri bežnej vode je izotopová výmena zanedbateľná.
• Chemické vlastnosti sú podobné ľahkému vodíku, ale dideutérium je menej reaktívne.
• Relatívna molekulová hmotnosť = 4,028
• Relatívna hustota kvapalného dideutéria (t = -253 ° C) = 0,17
• teplota topenia = -254,5 ° C
• teplota varu = -249,49 ° C

T 2 - ditritium:

• Superťažký vodík.
• Bezfarebný rádioaktívny plyn.
• Polčas je 12,34 roka.
• V prírode sa ditritium tvorí v dôsledku bombardovania 14N jadier kozmickým žiarením neutrónmi; stopy ditritia sa nachádzajú v prírodných vodách.
• Ditritium sa získava v jadrovom reaktore bombardovaním lítia pomalými neutrónmi.
• Relatívna molekulová hmotnosť = 6,032
• teplota topenia = -252,52 ° C
• teplota varu = -248,12 ° C

HD - deutérium vodík:

• Bezfarebný plyn.
• Nerozpúšťa sa vo vode.
• Chemické vlastnosti sú podobné H2.
• Relatívna molekulová hmotnosť = 3,022
• Relatívna hustota pevného deuteridu vodíka (t = -257 ° C) = 0,146
• Pretlak (n.a.) = 0,135 g / l
• teplota topenia = -256,5 ° C
• teplota varu = -251,02 ° C

Oxidy vodíka

H 2 O - voda:

• Bezfarebná kvapalina.
• Podľa izotopového zloženia kyslíka pozostáva voda z H 2 16 O s prímesami H 2 18 O a H 2 17 O
• Podľa izotopového zloženia vodíka pozostáva voda z 1 H 2 O s prímesou HDO.
• Tekutá voda podlieha protolýze (H 3 O + a OH -):
  • H 3 O + (oxóniový katión) je najviac silná kyselina vo vodnom roztoku;
  • OH - (hydroxidový ión) je najsilnejšou zásadou vo vodnom roztoku;
  • Voda je najslabším konjugovaným protolitom.
• Voda s mnohými látkami tvorí kryštalické hydráty.
• Voda je chemicky aktívna látka.
• Voda je všestranné kvapalné rozpúšťadlo pre anorganické zlúčeniny.
• Relatívna molekulová hmotnosť vody = 18,02
• Relatívna hustota tuhej vody (ľad) (t = 0 ° C) = 0,917
• Relatívna hustota kvapalnej vody:
  • (t = 0 ° C) = 0,999841
  • (t = 20 ° C) = 0,998203
  • (t = 25 ° C) = 0,997044
  • (t = 50 ° C) = 0,97180
  • (t = 100 ° C) = 0,95835
• hustota (n.o.) = 0,8652 g / l
• teplota topenia = 0 ° C
• teplota varu = 100 ° C
• Iónový produkt vody (25 ° C) = 1,008 10 -14

1. Tepelný rozklad vody:
2H 2 O ↔ 2H 2 + O 2 (nad 1000 ° C)

D 2 O - oxid deutéria:

• Ťažká voda.
• Bezfarebná hygroskopická kvapalina.
• Viskozita je vyššia ako viskozita vody.
• Mieša sa s bežnou vodou v neobmedzenom množstve.
• Pri výmene izotopov vzniká poloťažký vodný HDO.
• Rozpúšťacia sila je nižšia ako u bežnej vody.
• Chemické vlastnosti oxidu deutéria sú podobné ako vo vode, ale všetky reakcie sú pomalšie.
• V prírodnej vode je prítomná ťažká voda (hmotnostný pomer k obyčajnej vode 1: 5500).
• Oxid deutéria sa získava opakovanou elektrolýzou prírodnej vody, v ktorej sa ťažká voda hromadí vo zvyšku elektrolytu.
• Relatívna molekulová hmotnosť ťažkej vody = 20,03
• Relatívna hustota kvapalnej ťažkej vody (t = 11,6 ° C) = 1,1071
• Relatívna hustota kvapalnej ťažkej vody (t = 25 ° C) = 1,1042
• teplota topenia = 3,813 ° C
• teplota varu = 101,43 ° C

T 2 O - oxid tritnatý:

• Super ťažká voda.
• Bezfarebná kvapalina.
• Viskozita je vyššia a rozpúšťacia sila je nižšia ako u bežnej a ťažkej vody.
• Mieša sa s bežnou a ťažkou vodou v neobmedzenom množstve.
• Izotopická výmena s obyčajnou a ťažkou vodou vedie k vzniku HTO, DTO.
• Chemické vlastnosti superťažkej vody sú podobné ako voda, ale všetky reakcie prebiehajú ešte pomalšie ako v ťažkej vode.
• V prírodnej vode a atmosfére sa nachádzajú stopy oxidu tritia.
• Superťažká voda sa získava prechodom trícia nad rozžeraveným oxidom meďnatým CuO.
• Relatívna molekulová hmotnosť superťažkej vody = 22,03
• teplota topenia = 4,5 ° C

Vodík je prvým prvkom v periodickej tabuľke chemických prvkov, má atómové číslo 1 a relatívnu atómovú hmotnosť 1,0079. Aké sú fyzikálne vlastnosti vodíka?

Fyzikálne vlastnosti vodíka

V preklade z latinčiny znamená vodík „rodiť do vody“. V roku 1766 anglický vedec G. Cavendish zozbieral „horľavý vzduch“ uvoľňovaný pôsobením kyselín na kovy a začal skúmať jeho vlastnosti. V roku 1787 A. Lavoisier definoval tento „horľavý vzduch“ ako nový chemický prvok, ktorý je súčasťou vody.

Ryža. 1. A. Lavoisier.

Vodík má 2 stabilné izotopy - protium a deutérium, ako aj rádioaktívne - tritium, ktorých množstvo na našej planéte je veľmi malé.

Vodík je najrozšírenejším prvkom vo vesmíre. Slnko a väčšina hviezd má ako hlavný prvok vodík. Tento plyn je tiež súčasťou vody, ropy a zemného plynu. Celkový obsah vodíka na Zemi je 1%.

Ryža. 2. Vzorec vodíka.

Atóm tejto látky obsahuje jadro a jeden elektrón. Keď sa elektrón stratí z vodíka, vytvorí pozitívne nabitý ión, to znamená, že vykazuje kovové vlastnosti. Atóm vodíka je však schopný nielen stratiť, ale aj pripojiť elektrón. V tomto je veľmi podobný halogénom. Vodík v periodickej tabuľke preto patrí do skupín I aj VII. V ňom sú výraznejšie nekovové vlastnosti vodíka.

Molekula vodíka pozostáva z dvoch atómov spojených kovalentnou väzbou

Za normálnych podmienok je vodík bezfarebný plynný prvok, ktorý je bez zápachu a chuti. Je 14 -krát ľahší ako vzduch a má bod varu -252,8 stupňa Celzia.

Tabuľka „Fyzikálne vlastnosti vodíka“

Vodík má okrem svojich fyzikálnych vlastností aj množstvo chemických vlastností. Vodík pri zahrievaní alebo pôsobení katalyzátorov reaguje s kovmi a nekovmi, sírou, selénom, telúriom a môže tiež redukovať oxidy mnohých kovov.

Výroba vodíka

Z priemyselných spôsobov výroby vodíka (okrem elektrolýzy) vodné roztoky soli) je potrebné poznamenať:

• prechod vodnej pary horúcim uhlím pri teplote 1 000 stupňov:

• premena metánu na vodnú paru pri teplote 900 stupňov:

CH4 + 2H20 = C02 + 4H2

Vodík objavil v druhej polovici 18. storočia anglický vedec v oblasti fyziky a chémie G. Cavendish. Podarilo sa mu izolovať látku v čistom stave, začal ju študovať a popísal jej vlastnosti.

Toto je príbeh o objave vodíka. V priebehu experimentov vedec zistil, že ide o horľavý plyn, ktorého spaľovaním vo vzduchu vzniká voda. To viedlo k určeniu kvalitatívneho zloženia vody.

Čo je vodík

Francúzsky chemik A. Lavoisier prvýkrát oznámil vodík ako jednoduchú látku v roku 1784, pretože zistil, že jeho molekula obsahuje atómy rovnakého typu.

Názov chemického prvku v latinčine znie ako hydrogenium (čítaj „hydrogenium“), čo znamená „rodiť do vody“. Názov odkazuje na spaľovaciu reakciu, pri ktorej vzniká voda.

Charakterizácia vodíka

N. Mendeleev priradil tomuto chemickému prvku označenie vodík prvým sériovým číslom, čím ho zaradil do hlavnej podskupiny prvej skupiny a prvého obdobia a podmienene do hlavnej podskupiny siedmej skupiny.

Atómová hmotnosť (atómová hmotnosť) vodíka je 1,00797. Molekulová hmotnosť H2 je 2 amu. e. Molárna hmotačíselne sa jej rovná.

Predstavujú ho tri izotopy so špeciálnym názvom: najbežnejšie protium (H), ťažké deutérium (D), rádioaktívne trícium (T).

Toto je prvý prvok, ktorý je možné úplne rozdeliť na izotopy. jednoduchým spôsobom... Je založená na veľkom rozdiele v hmotnosti izotopov. Tento proces sa prvýkrát uskutočnil v roku 1933. Vysvetľuje to skutočnosť, že až v roku 1932 bol identifikovaný izotop s hmotnosťou 2.

Fyzikálne vlastnosti

Za normálnych podmienok je jednoduchá látka vodík vo forme dvojatómových molekúl plyn, bezfarebný, bez chuti a bez zápachu. Mierne rozpustíme vo vode a iných rozpúšťadlách.

Teplota kryštalizácie je 259,2 ° C, teplota varu je 252,8 ° C. Priemer molekúl vodíka je taký malý, že majú schopnosť pomaly difundovať cez množstvo materiálov (guma, sklo, kovy). Táto vlastnosť sa používa, keď je potrebná na čistenie vodíka z plynných nečistôt. Pod n. o. vodík má hustotu rovnajúcu sa 0,09 kg / m3.

Je možné previesť vodík na kov analogicky s prvkami umiestnenými v prvej skupine? Vedci zistili, že vodík v podmienkach, keď sa tlak blíži k 2 miliónom atmosfér, začne absorbovať infračervené lúče, čo naznačuje polarizáciu molekúl látky. Možno pri ešte vyšších tlakoch sa z vodíka stane kov.

Je to zaujímavé: existuje predpoklad, že na obrovských planétach, Jupiter a Saturn, je vodík vo forme kovu. Predpokladá sa, že kovový pevný vodík je prítomný aj v zložení zemského jadra, kvôli ultra vysokému tlaku, ktorý vytvára zemský plášť.

Chemické vlastnosti

Jednoduché aj komplexné látky vstupujú do chemickej interakcie s vodíkom. Nízku aktivitu vodíka je však potrebné zvýšiť vytvorením vhodných podmienok - zvýšením teploty, použitím katalyzátorov atď.

Pri zahrievaní reagujú s vodíkom také jednoduché látky ako kyslík (O 2), chlór (Cl 2), dusík (N 2), síra (S).

Ak zapálite čistý vodík na konci výstupnej trubice plynu vo vzduchu, bude horieť rovnomerne, ale sotva znateľne. Ak je výstupná trubica plynu umiestnená v atmosfére čistého kyslíka, spaľovanie bude v dôsledku reakcie pokračovať v tvorbe kvapiek vody na stenách nádoby:

Spaľovanie vody je sprevádzané uvoľňovaním veľkého množstva tepla. Je to reakcia exotermickej zlúčeniny, pri ktorej sa vodík oxiduje kyslíkom za vzniku oxidu H20. Je to tiež redoxná reakcia, pri ktorej sa oxiduje vodík a redukuje sa kyslík.

Reakcia s Cl2 prebieha podobným spôsobom za vzniku chlorovodíka.

Interakcia dusíka s vodíkom vyžaduje vysokú teplotu a zvýšený tlak, ako aj prítomnosť katalyzátora. Výsledkom je amoniak.

V dôsledku reakcie so sírou vzniká sírovodík, ktorého rozpoznanie uľahčuje charakteristický zápach zhnitých vajec.

Oxidačný stav vodíka v týchto reakciách je +1 a v nižšie opísaných hydridoch je 1.

Pri reakcii s niektorými kovmi vznikajú hydridy, napríklad hydrid sodný - NaH. Niektoré z týchto komplexných zlúčenín sa používajú ako palivo pre rakety a tiež v termonukleárnej energii.

Vodík reaguje aj s komplexnými látkami. Napríklad s oxidom meďnatým vzorca CuO. Na uskutočnenie reakcie sa vodík medi nechá prechádzať zahrievaným práškovým oxidom meďnatým. Činidlo počas interakcie mení svoju farbu a stáva sa červenohnedou a na studených stenách skúmavky sa usadzujú kvapôčky vody.

Počas reakcie sa vodík oxiduje na vodu a meď sa redukuje z oxidu na jednoduchú látku (Cu).

Oblasti použitia

Vodík má veľký význam pre ľudí a používa sa v rôznych oblastiach:

1. V chemickom priemysle sú to suroviny, v ostatných odvetviach je to palivo. Petrochemické a rafinérske podniky sa nezaobídu bez vodíka.
2. V energetike funguje táto jednoduchá látka ako chladiace činidlo.
3. V železiarskej a neželeznej metalurgii má vodík úlohu redukčného činidla.
4. Vďaka tomu sa pri balení výrobkov vytvára inertné prostredie.
5. Farmaceutický priemysel - používa vodík ako činidlo pri výrobe peroxidu vodíka.
6. Meteorologické sondy sú naplnené týmto svetelným plynom.
7. Tento prvok je známy aj ako reduktor paliva pre raketové motory.

Vedci jednomyseľne prorokujú dlaň v energetickom sektore na vodíkové palivo.

Dostať sa do priemyslu

V priemysle sa elektrolýzou získava vodík, ktorý sa podrobí pôsobeniu chloridov alebo hydroxidov alkalických kovov rozpustených vo vode. Je tiež možné získať vodík týmto spôsobom priamo z vody.

Na tento účel sa používa konverzia koksu alebo metánu pomocou pary. Rozkladom metánu pri zvýšených teplotách vzniká aj vodík. Skvapalnenie koksárenského plynu frakčnou metódou sa používa aj na priemyselnú výrobu vodíka.

Dostať sa do laboratória

Laboratórium používa na výrobu vodíka Kippov prístroj.

Činidlá sú fyziologický roztok alebo kyselina sírová a zinku. Reakciou vzniká vodík.

Nájdenie vodíka v prírode

Vodík je najbežnejším prvkom vo vesmíre. Väčšina hviezd vrátane Slnka a ďalších kozmických telies je vodík.

V. zemská kôra je to iba 0,15%. Je prítomný v mnohých mineráloch, vo všetkých organická hmota, rovnako ako vo vode, pokrývajúcej 3/4 povrchu našej planéty.

V horných vrstvách atmosféry sa nachádzajú stopy čistého vodíka. Nachádza sa tiež v mnohých horľavých prírodných plynoch.

Plynný vodík je najmenej hustý a kvapalný vodík je najviac hustá látka na našej planéte. Pomocou vodíka môžete zmeniť tón hlasu, ak ho vdychujete a pri výdychu hovoríte.

V srdci akcie je ten najmocnejší vodíková bomba spočíva v štiepení najľahšieho atómu.

Štruktúra a fyzikálne vlastnosti vodíka Vodík je dvojatómový plyn H2. Je bezfarebný a bez zápachu. Je to najľahší plyn. Vďaka tejto vlastnosti sa používal v balónoch, vzducholodi a podobných zariadeniach, rozšírenému použitiu vodíka na tieto účely však bráni jeho výbušnosť v zmesi so vzduchom.

Molekuly vodíka sú nepolárne a sú veľmi malé, takže medzi nimi existuje len malá interakcia. V tomto ohľade má veľmi nízke teploty topenia (-259 ° C) a teploty varu (-253 ° C). Vodík je vo vode prakticky nerozpustný.

Vodík má 3 izotopy: obyčajný 1H, deutérium 2H alebo D a rádioaktívne trícium 3H alebo T. Ťažké izotopy vodíka sú jedinečné v tom, že sú 2 alebo dokonca 3 -krát ťažšie ako obyčajný vodík! Preto nahradenie bežného vodíka deutériom alebo tríciom výrazne ovplyvňuje vlastnosti látky (napríklad teploty varu obyčajného vodíka H2 a deutéria D2 sa líšia o 3,2 stupňa). Interakcia vodíka s jednoduché látky Vodík je nekov so strednou elektronegativitou. Preto sú v ňom obsiahnuté tak oxidačné, ako aj redukčné vlastnosti.

Oxidačné vlastnosti vodíka sa prejavujú v reakciách s typickými kovmi - prvkami hlavných podskupín skupín I -II periodickej tabuľky. Najaktívnejšie kovy (alkálie a alkalické zeminy) pri zahrievaní vodíkom poskytujú v kryštálovej mriežke hydridy- pevné látky podobné soli obsahujúce hydridový ión H-. 2Na + H2 = 2NaH ; Ca + H2 = CaH2 Redukčné vlastnosti vodíka sa objavujú v reakciách s typickejšími nekovmi ako vodík: 1) Interakcia s halogénmi H2 + F2 = 2HF

Interakcia s analógmi fluóru - chlórom, brómom, jódom - prebieha podobným spôsobom. Keď aktivita halogénu klesá, intenzita reakcie klesá. K reakcii s fluórom dochádza za normálnych podmienok výbušne, na reakciu s chlórom je potrebné osvetlenie alebo zahrievanie a reakcia s jódom prebieha iba pri silnom zahrievaní a je reverzibilná. 2) Interakcia s kyslíkom 2H2 + O2 = 2H2O Reakcia prebieha s veľkým uvoľňovaním tepla, niekedy s výbuchom. 3) Interakcia so sírou H2 + S = H2S Síra je oveľa menej aktívna nekovová ako kyslík a interakcia s vodíkom prebieha pokojne. 4) Interakcia s dusíkom 3H2 + N2↔ 2NH3 Reakcia je reverzibilná, v znateľnom rozsahu prebieha iba v prítomnosti katalyzátora, pri zahrievaní a pod tlakom. Výrobok sa nazýva amoniak. 5) Interakcia s uhlíkomС + 2Н2↔ СН4 Reakcia prebieha v elektrickom oblúku alebo pri veľmi vysokých teplotách. Ako vedľajšie produkty vznikajú aj ďalšie uhľovodíky. 3. Interakcia vodíka s komplexnými látkami Vodík tiež vykazuje redukčné vlastnosti v reakciách s komplexnými látkami: 1) Redukcia oxidov kovov nachádzajúcich sa v elektrochemickej sérii napätí napravo od hliníka, ako aj nekovových oxidov: Fe2O3 + 2H2 2Fe + 3H2O ; CuO + H2 Cu + H2O Vodík sa používa ako redukčné činidlo na extrakciu kovov z oxidových rúd. Reakcie prebiehajú pri zahrievaní 2) Pripojenie k organickým nenasýteným látkam; С2Н4 + Н2 (t; p) → С2Н6 Reakcie prebiehajú v prítomnosti katalyzátora a pod tlakom. Zatiaľ sa nebudeme dotýkať ďalších vodíkových reakcií. 4. Získanie vodíka V priemysle sa vodík vyrába spracovaním uhľovodíkových surovín - zemného a súvisiaceho plynu, koksu atď. Laboratórne metódy výroby vodíka:

1) Interakcia kovov stojacich v elektrochemickom rade kovových napätí vľavo od vodíka s kyselinami. Li K Ba Sr Ca Na Mg Al Mn Zn Cr Fe Cd Co Ni Sn Pb (H2) Cu Hg Ag Pt Mg + 2HCl = MgCl2 + H22) Interakcia kovov v elektrochemickom rade kovových napätí vľavo od horčíka so studenou vodou . To tiež produkuje alkálie.

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 Kov nachádzajúci sa v elektrochemickej sérii kovových napätí naľavo od mangánu je schopný vytesniť vodík z vody pri určité podmienky(horčík - z horúca voda, hliník - za predpokladu, že sa z povrchu odstráni oxidový film).

Mg + 2H20 Mg (OH) 2 + H2

Kov umiestnený v elektrochemickej sérii kovových napätí naľavo od kobaltu je schopný vytesniť vodík z vodnej pary. Tiež vzniká oxid.

3Fe + 4H2O pary Fe3O4 + 4H23) Interakcia kovov, ktorých hydroxidy sú amfotérne, s roztokmi zásad.

Kovy, ktorých hydroxidy sú amfotérne, vytláčajú vodík z alkalických roztokov. Potrebujete vedieť 2 také kovy - hliník a zinok:

2Al + 2NaOH + 6H20 = 2Na + + 3H2

Zn + 2KOH + 2H20 = K2 + H2

V tomto prípade sa tvoria komplexné soli - hydroxoalumináty a hydroxozinkáty.

Všetky doteraz uvedené metódy sú založené na rovnakom procese - oxidácii kovu atómom vodíka v oxidačnom stave +1:

М0 + nН + = Мn + + n / 2 H2

4) Interakcia hydridov aktívnych kovov s vodou:

CaH2 + 2H20 = Ca (OH) 2 + 2H2

Tento proces je založený na interakcii vodíka v oxidačnom stave -1 s vodíkom v oxidačnom stave +1:

5) Elektrolýza vodných roztokov zásad, kyselín, niektorých solí:

2H20 2H2 + O2

5. Zlúčeniny vodíka V tejto tabuľke vľavo svetelný tieň zvýrazňuje bunky prvkov, ktoré s vodíkom - hydridmi tvoria iónové zlúčeniny. Tieto látky obsahujú hydridový ión H-. Sú to tuhé, bezfarebné látky podobné soli a reagujú s vodou za vzniku vodíka.

Prvky hlavných podskupín skupín IV-VII tvoria zlúčeniny s molekulárnou štruktúrou s vodíkom. Niekedy sa im hovorí aj hydridy, ale to je nesprávne. Neobsahujú hydridový ión, skladajú sa z molekúl. Najjednoduchšími vodíkovými zlúčeninami týchto prvkov sú spravidla bezfarebné plyny. Výnimkou je voda, ktorá je kvapalná, a fluorovodík, ktorý je pri izbovej teplote plynný, ale za normálnych podmienok kvapalný.

Tmavé bunky označujú prvky, ktoré tvoria zlúčeniny s vodíkom a vykazujú kyslé vlastnosti.

Tmavé bunky s krížom označujú prvky, ktoré tvoria zlúčeniny s vodíkom a vykazujú zásadité vlastnosti.

=================================================================================

29). všeobecné charakteristiky vlastnosti prvkov hlavnej podskupiny 7gr. Chlór. Lore vlastnosti. Kyselina chlorovodíková. Podskupina halogénov zahŕňa fluór, chlór, bróm, jód a astatín (astatín je rádioaktívny prvok, málo študovaný). Ide o p-prvky skupiny VII periodický systém D. I. Mendelejev. Na úrovni vonkajšej energie má každý ich atóm 7 elektrónov ns2np5. To vysvetľuje spoločnosť ich vlastností.

Ľahko prichytia jeden elektrón naraz, pričom prejavia oxidačný stav -1. Halogény majú tento oxidačný stav v zlúčeninách s vodíkom a kovmi.

Atómy halogénu môžu okrem fluóru vykazovať aj pozitívne oxidačné stavy: +1, +3, +5, +7. Možné hodnoty oxidačných stupňov sú vysvetlené elektronickou štruktúrou, ktorá pre atómy fluóru môže byť reprezentovaná diagramom

Ako najelektronegatívnejší prvok môže fluór prijať iba jeden elektrón na podpovrchovú vrstvu 2 p. Má jeden nepárový elektrón, takže fluór je iba jednoväzbový a oxidačný stav je vždy -1.

Elektronická štruktúra atóm chlóru je vyjadrený schémou V atóme chlóru je jeden nepárový elektrón na podúrovni 3p a v obvyklom (nevybudenom) stave je chlór jednomocný. Ale pretože chlór je v treťom období, má ešte päť orbitálov 3D-podúrovne, v ktorých môže byť umiestnených 10 elektrónov.

Fluór nemá žiadne voľné orbitály, čo znamená, že na chemické reakcie v atóme nie je žiadna separácia spárovaných elektrónov. Pri zvažovaní vlastností halogénov je preto vždy potrebné vziať do úvahy vlastnosti fluóru a zlúčenín.

Vodnými roztokmi vodíkových zlúčenín halogénov sú kyseliny: HF - fluorovodíková (fluorovodíková), HCl - chlorovodíková (chlorovodíková), HBr - bromovodík, HI - jodovodíková.

Chlór (latinsky Chlorum), Cl, chemický prvok skupiny VII Mendelejevovej periodickej sústavy, atómové číslo 17, atómová hmotnosť 35,453; patrí do skupiny halogénov. Za normálnych podmienok (0 ° C, 0,1 MN / m2 alebo 1 kgf / cm2) žltozelený plyn s ostrým dráždivým zápachom. Prírodný chlór sa skladá z dvoch stabilných izotopov: 35Cl (75,77%) a 37Cl (24,23%).

Chemické vlastnosti chlóru. Vonkajšia elektronická konfigurácia atómu Cl je 3s23p5. V súlade s tým chlór v zlúčeninách vykazuje oxidačné stavy -1, +1, +3, +4, +5, +6 a +7. Kovalentný polomer atómu je 0,99 Á, iónový polomer Cl je 1,82 Á, afinita atómu chlóru k elektrónu je 3,65 eV, ionizačná energia je 12,97 eV.

Chemicky je chlór veľmi aktívny, kombinuje sa priamo s takmer všetkými kovmi (s niektorými iba v prítomnosti vlhkosti alebo po zahriatí) as nekovmi (okrem uhlíka, dusíka, kyslíka, inertných plynov), pričom tvoria zodpovedajúce chloridy, reaguje mnohými zlúčeninami nahrádza vodík v nasýtených uhľovodíkoch a spája nenasýtené zlúčeniny. Chlór vytesňuje bróm a jód zo svojich zlúčenín vodíkom a kovmi; je vytesnený fluórom zo zlúčenín chlóru s týmito prvkami. Alkalické kovy v prítomnosti stôp vlhkosti interagujú s chlórom so vznietením, väčšina kovov reaguje so suchým chlórom iba pri zahrievaní. Fosfor sa v atmosfére chlóru zapaľuje, tvorí РCl3 a s ďalšou chloráciou - РСl5; síra s chlórom po zahriatí poskytne S2Cl2, SCl2 a ďalší SnClm. Arzén, antimón, bizmut, stroncium, telúr silne interagujú s chlórom. Zmes chlóru s vodíkom horí bezfarebným alebo žltozeleným plameňom za vzniku chlorovodíka (ide o reťazovú reakciu). Chlór tvorí s kyslíkom oxidy: Cl2O, ClO2, Cl2O6, Cl2O7, Cl2O8, ako aj chlórnany (soli kyseliny chlórnej), chloritany, chlorečnany a chloristany. Všetko kyslíkaté zlúčeniny chlór tvorí výbušné zmesi s ľahko oxidovateľnými látkami. Chlór vo vode sa hydrolyzuje za vzniku chlórnych a chlorovodíkových kyselín: Cl2 + Н2О = НClО + НCl. Pri chlorácii vodných roztokov zásad pri nízkych teplotách sa tvoria chlórnany a chloridy: 2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O a po zahriatí chlorečnany. Chlórovaním suchého hydroxidu vápenatého sa získa bielidlo. Keď amoniak interaguje s chlórom, vzniká chlorid dusitý. Pri chlorácii organických zlúčenín chlór buď nahrádza vodík, alebo sa viaže na viacnásobné väzby, pričom vytvára rôzne obsahujúce chlór Organické zlúčeniny... Chlór tvorí interhalogénové zlúčeniny s inými halogénmi. Fluoridy ClF, ClF3, ClF3 sú veľmi reaktívne; napríklad sklenená vlna sa v atmosfére ClF3 samovoľne zapaľuje. Známe zlúčeniny chlóru s kyslíkom a fluórom - Chlór oxyfluoridy: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 a chloristan fluóru FClO4. Kyselina chlorovodíková (kyselina chlorovodíková, kyselina chlorovodíková, chlorovodík) - HCl, roztok chlorovodíka vo vode; silná kyselina jednosýtna. Bezfarebný (technická kyselina chlorovodíková je žltkastá kvôli nečistotám Fe, Cl2 atď.), „Dymiaci“ vo vzduchu, leptavá kvapalina. Maximálna koncentrácia pri 20 ° C je 38% hmotnostných. Soli kyseliny chlorovodíkovej sa nazývajú chloridy.

Interakcia so silnými oxidantmi (manganistan draselný, oxid manganičitý) s uvoľňovaním plynného chlóru:

Interakcia s amoniakom za vzniku hustého bieleho dymu pozostávajúceho z najmenších kryštálov chloridu amónneho:

Kvalitatívnou reakciou na kyselinu chlorovodíkovú a jej soľ je jej interakcia s dusičnanom strieborným, pri ktorom vzniká železitá zrazenina chloridu strieborného, ​​nerozpustná v kyseline dusičnej:

===============================================================================