Zašto voda ne gori, iako se sastoji od zapaljivih tvari (vodik i kisik). Vodik

Industrijske metode dobivanja jednostavnih tvari ovise o obliku u kojem se odgovarajući element nalazi u prirodi, odnosno koje mogu biti sirovine za njegovu proizvodnju. Dakle, kisik, dostupan u slobodnom stanju, dobiva se fizikalnom metodom - odvajanjem od tekućeg zraka. Gotovo sav vodik je u obliku spojeva, pa se za njegovo dobivanje koriste kemijske metode. Posebno se mogu koristiti reakcije razgradnje. Jedna od metoda za proizvodnju vodika je reakcija raspadanja vode električnom strujom.

Glavna industrijska metoda za proizvodnju vodika je reakcija metana s vodom, koja je dio prirodnog plina. Izvodi se na visokoj temperaturi (lako je osigurati da ne dođe do reakcije pri prolasku metana čak i kroz kipuću vodu):

CH 4 + 2H 2 0 = CO 2 + 4H 2 - 165 kJ

U laboratoriju za dobivanje jednostavnih tvari nije potrebno koristiti prirodne sirovine, već odabrati one polazne tvari iz kojih je lakše izolirati traženu tvar. Na primjer, u laboratoriju se kisik ne dobiva iz zraka. Isto vrijedi i za proizvodnju vodika. Jedna od laboratorijskih metoda za proizvodnju vodika, koja se ponekad koristi u industriji, je razgradnja vode električnom strujom.

Obično se u laboratoriju vodik proizvodi interakcijom cinka s klorovodičnom kiselinom.

U industriji

1.Elektroliza vodenih otopina soli:

2NaCl + 2H2O → H 2 + 2NaOH + Cl 2

2.Prolazak vodene pare preko vrućeg koksa na temperaturi od oko 1000 ° C:

H 2 O + C ⇄ H 2 + CO

3.Prirodni gas.

Pretvaranje pare: CH 4 + H 2 O ⇄ CO + 3H 2 (1000 ° C) Katalitička oksidacija kisikom: 2CH 4 + O 2 ⇄ 2CO + 4H 2

4. Krekiranje i reformiranje ugljikovodika u procesu prerade nafte.

U laboratoriju

1.Djelovanje razrijeđenih kiselina na metale. Za provođenje takve reakcije najčešće se koriste cink i klorovodična kiselina:

Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2.Interakcija kalcija s vodom:

Ca + 2H2O → Ca (OH) 2 + H2

3.Hidroliza hidrida:

NaH + H 2 O → NaOH + H 2

4.Djelovanje lužina na cink ili aluminij:

2Al + 2NaOH + 6H 2 O → 2Na + 3H 2 Zn + 2KOH + 2H 2 O → K 2 + H 2

5.Elektrolizom. Tijekom elektrolize vodenih otopina lužina ili kiselina vodik se razvija na katodi, na primjer:

2H3O + + 2e - → H 2 + 2H2O

• Bioreaktor za proizvodnju vodika

Fizička svojstva

Plinoviti vodik može postojati u dva oblika (modifikacije) - u obliku orto - i para -vodika.

U molekuli ortohidrogena (tt -259,10 ° C, bp b. -252,89 ° C) -suprotno jedan od drugog (antiparalelno).

Alotropni oblici vodika mogu se odvojiti adsorpcijom na aktivnom ugljenu pri temperaturi tekućeg dušika. Na vrlo niskim temperaturama ravnoteža između ortohidrogena i parahidrogena gotovo se u potpunosti pomiče prema potonjem. Na 80 K, omjer oblika je približno 1: 1. Kada se zagrije, desorbirani parahidrogen se pretvara u ortohidrogen dok se ne stvori ravnoteža smjese na sobnoj temperaturi (orto-par: 75:25). Bez katalizatora transformacija je spora, što omogućuje proučavanje svojstava pojedinih alotropnih oblika. Molekula vodika je dvoatomna - N₂. U normalnim uvjetima to je plin bez boje, mirisa i okusa. Vodik je najlakši plin, njegova je gustoća višestruko manja od gustoće zraka. Očigledno je da što je manja masa molekula, to je veća njihova brzina pri istoj temperaturi. Kao najlakše, molekule vodika kreću se brže od molekula bilo kojeg drugog plina i tako mogu brže prenositi toplinu s jednog tijela na drugo. Iz toga slijedi da vodik ima najveću toplinsku vodljivost među plinovitim tvarima. Njegova toplinska vodljivost je oko sedam puta veća od toplinske vodljivosti zraka.

Kemijska svojstva

Molekule vodika H₂ prilično su jake, a da bi vodik reagirao, mora se utrošiti puno energije: H 2 = 2H - 432 kJ Stoga, pri običnim temperaturama, vodik reagira samo s vrlo aktivnim metalima, na primjer, s kalcijem, tvoreći kalcijev hidrid: Ca + H 2 = CaH 2 i s jedinim nemetalom-fluorom, tvoreći vodikov fluorid: F 2 + H 2 = 2HF S većinom metala i nemetala vodik reagira na povišenim temperaturama ili pod drugim utjecajima, na primjer, pod rasvjetom. Može "oduzeti" kisik nekim oksidima, na primjer: CuO + H 2 = Cu + H 2 0 Pisana jednadžba odražava reakciju redukcije. Reakcije redukcije su procesi u kojima se kisik oduzima spoju; tvari koje oduzimaju kisik nazivaju se redukcijska sredstva (dok su same oksidirane). Nadalje, bit će dana druga definicija pojmova "oksidacija" i "redukcija". I ova definicija, povijesno prva, zadržava svoj značaj i u današnje vrijeme, osobito u organskoj kemiji. Reakcija redukcije suprotna je oksidacijskoj reakciji. Obje ove reakcije uvijek se odvijaju istovremeno kao jedan proces: tijekom oksidacije (redukcije) jedne tvari, redukcija (oksidacija) druge mora se dogoditi istodobno.

N 2 + 3H 2 → 2 NH3

Obrasci s halogenima halogenidi vodika:

F 2 + H 2 → 2 HF, reakcija se odvija eksplozijom u mraku i na bilo kojoj temperaturi, Cl 2 + H 2 → 2 HCl, reakcija se nastavlja eksplozijom, samo na svjetlu.

Reaguje s čađom pri jakom zagrijavanju:

C + 2H 2 → CH 4

Interakcija s alkalnim i zemnoalkalijskim metalima

Vodik nastaje s aktivnim metalima hidridi:

Na + H 2 → 2 NaH Ca + H 2 → CaH 2 Mg + H 2 → MgH 2

Hidridi- slane, krute tvari, lako hidrolizirane:

CaH 2 + 2H 2 O → Ca (OH) 2 + 2H 2

Interakcija s metalnim oksidima (obično d-elementi)

Oksidi se reduciraju u metale:

CuO + H 2 → Cu + H 2 O Fe 2 O 3 + 3H 2 → 2 Fe + 3H 2 O WO 3 + 3H 2 → W + 3H 2 O

Hidriranje organskih spojeva

Kada vodik djeluje na nezasićene ugljikovodike u prisutnosti katalizatora nikla i povišene temperature, dolazi do reakcije hidrogeniranje:

CH 2 = CH 2 + H 2 → CH 3 -CH 3

Vodik reducira aldehide u alkohole:

CH3CHO + H2 → C2H5OH.

Geokemija vodika

Vodik je osnovni gradivni dio svemira. To je najčešći element, a svi elementi nastaju od njega kao rezultat termonuklearnih i nuklearnih reakcija.

Slobodni vodik H 2 relativno je rijedak u zemaljskim plinovima, ali u obliku vode ima iznimno važnu ulogu u geokemijskim procesima.

Vodik se može uključiti u minerale u obliku amonijevog iona, hidroksilnog iona i kristalne vode.

U atmosferi se vodik kontinuirano stvara kao rezultat razgradnje vode sunčevim zračenjem. Migrira u gornju atmosferu i bježi u svemir.

Primjena

• Energija vodika

Za zavarivanje atomskog vodika koristi se atomski vodik.

U prehrambenoj industriji vodik je registriran kao dodatak hrani E949 poput pakiranja plina.

Značajke liječenja

Kad se pomiješa sa zrakom, vodik tvori eksplozivnu smjesu - takozvani eksplozivni plin. Ovaj plin je najeksplozivniji kada je volumni omjer vodika i kisika 2: 1, odnosno vodika i zraka približno 2: 5, budući da zrak sadrži oko 21% kisika. Vodik je također opasan od požara. Tekući vodik može doći do ozbiljnih ozeblina ako dođe u dodir s kožom.

Eksplozivne koncentracije vodika s kisikom nastaju od 4% do 96% volumena. Kada se pomiješa sa zrakom od 4% do 75 (74)% volumena.

Korištenje vodika

U kemijskoj industriji vodik se koristi u proizvodnji amonijaka, sapuna i plastike. U prehrambenoj industriji margarin se proizvodi od tekućih biljnih ulja pomoću vodika. Vodik je vrlo lagan i uvijek se diže u zrak. Jednom su se zračni brodovi i baloni napunili vodikom. Ali 30 -ih godina. XX. Stoljeća dogodilo se nekoliko stravičnih katastrofa dok su zračni brodovi eksplodirali i gorjeli. Danas su zračni brodovi ispunjeni plinom helija. Vodik se također koristi kao raketno gorivo. Vodik se jednog dana može široko koristiti kao gorivo za automobile i kamione. Vodikovi motori ne zagađuju okoliš i ispuštaju samo vodenu paru (međutim, sama proizvodnja vodika dovodi do zagađenja okoliša). Naše sunce uglavnom je sastavljeno od vodika. Solarna toplina i svjetlost posljedica su oslobađanja nuklearne energije iz fuzije jezgri vodika.

Korištenje vodika kao goriva (ekonomska učinkovitost)

Najvažnija karakteristika tvari koje se koriste kao gorivo je njihova kalorična vrijednost. Iz predmeta opće kemije poznato je da se reakcija interakcije vodika s kisikom događa s oslobađanjem topline. Ako uzmemo 1 mol H 2 (2 g) i 0,5 mola O 2 (16 g) pod standardnim uvjetima i započnemo reakciju, tada prema jednadžbi

H 2 + 0,5 O 2 = H 2 O

nakon završetka reakcije nastaje 1 mol H 2 O (18 g) s oslobađanjem energije 285,8 kJ / mol (za usporedbu: toplina izgaranja acetilena je 1300 kJ / mol, propan je 2200 kJ / mol ). 1 m³ vodika teži 89,8 g (44,9 mol). Stoga će se za dobivanje 1 m³ vodika utrošiti 12832,4 kJ energije. Uzimajući u obzir da je 1 kWh = 3600 kJ, dobivamo 3,56 kWh električne energije. Poznavajući tarifu za 1 kWh električne energije i cijenu 1 m³ plina, može se zaključiti da je poželjno prijeći na vodikovo gorivo.

Na primjer, eksperimentalni model Honde FCX 3. generacije s spremnikom vodika od 156 litara (sadrži 3,12 kg vodika pod tlakom od 25 MPa) pređe 355 km. Sukladno tome, od 3,12 kg H2 dobiva se 123,8 kWh. Potrošnja energije na 100 km iznosit će 36,97 kWh. Poznavajući cijenu električne energije, cijenu plina ili benzina, njihovu potrošnju za automobil na 100 km, lako je izračunati negativan ekonomski učinak prelaska automobila na vodikovo gorivo. Recimo (Rusija 2008), 10 centi po kWh električne energije dovodi do činjenice da 1 m³ vodika vodi do cijene od 35,6 centi, a uzimajući u obzir učinkovitost raspadanja vode od 40-45 centi, ista količina kWh iz sagorijevanje benzina košta 12832,4 kJ / 42000kJ / 0,7 kg / L * 80 centi / L = 34 centa po maloprodajnim cijenama, dok smo za vodik izračunali idealnu opciju, isključujući prijevoz, amortizaciju opreme itd. Za metan s energijom izgaranja od oko 39 MJ po m³ rezultat će biti dva do četiri puta manji zbog razlike u cijeni (1m³ za Ukrajinu košta 179 USD, a za Europu 350 USD). Odnosno, ekvivalentna količina metana koštat će 10-20 centi.

Međutim, ne treba zaboraviti da pri izgaranju vodika dobivamo čistu vodu, iz koje je izvučen. To jest, imamo obnovljive skladište energije bez štete po okoliš, za razliku od plina ili benzina koji su primarni izvori energije.

Php na liniji 377 Upozorenje: zahtijeva (http: //www..php): nije uspjelo otvaranje toka: nije se mogao pronaći odgovarajući omot u /hsphere/local/home/winexins/site/tab/vodorod.php na liniji 377 Fatalno error: require (): Neuspješno otvaranje je potrebno "http: //www..php" (include_path = ".. php na liniji 377

Vodik H je najrasprostranjeniji element u svemiru (oko 75% mase), na Zemlji deveti po zastupljenosti. Najvažniji prirodni spoj vodika je voda.
Vodik je na prvom mjestu u periodnom sustavu (Z = 1). Ima najjednostavniju atomsku strukturu: jezgra atoma - 1 proton, okružena elektronskim oblakom, koji se sastoji od 1 elektrona.
U nekim uvjetima vodik pokazuje metalna svojstva (odriče se elektrona), u drugim - nemetalni (prihvaća elektron).
U prirodi se nalaze izotopi vodika: 1H - protij (jezgra se sastoji od jednog protona), 2H - deuterij (D - jezgra se sastoji od jednog protona i jednog neutrona), 3H - tricij (T - jezgra se sastoji od jednog protona i dva neutrona).

Jednostavna tvar vodik

Molekula vodika sastoji se od dva atoma povezana zajedno kovalentnom nepolarnom vezom.
Fizička svojstva. Vodik je plin bez boje, mirisa, okusa, neotrovan. Molekula vodika nije polarna. Stoga su sile međumolekulske interakcije u plinovitom vodiku male. To se očituje u niskim vrelištima (-252,6 ° C) i taljenju (-259,2 ° C).
Vodik je lakši od zraka, D (zrakom) = 0,069; slabo topljiv u vodi (100 volumena H2O otapa 2 volumena H2). Stoga se vodik, kada se proizvodi u laboratoriju, može prikupiti metodama istiskivanja zraka ili vode.

Proizvodnja vodika

U laboratoriju:

1. Djelovanje razrijeđenih kiselina na metale:
Zn + 2HCl → ZnCl 2 + H 2

2. Interakcija alkalnih i u-z metala s vodom:
Ca + 2H2O → Ca (OH) 2 + H2

3. Hidroliza hidrida: metalni hidridi se lako razgrađuju vodom i tvore odgovarajuću lužinu i vodik:
NaH + H 2 O → NaOH + H 2
CaH 2 + 2H2O = Ca (OH) 2 + 2H2

4. Djelovanje lužina na cink ili aluminij ili silicij:
2Al + 2NaOH + 6H2O → 2Na + 3H 2
Zn + 2KOH + 2H2O → K 2 + H 2
Si + 2NaOH + H 2 O → Na 2 SiO 3 + 2H 2

5. Elektroliza vode. Kako bi se povećala električna vodljivost vode, u nju se dodaje elektrolit, na primjer, NaOH, H 2 SO 4 ili Na 2 SO 4. Na katodi nastaju 2 volumena vodika, na anodi - 1 volumen kisika.
2H 2 O → 2H 2 + O 2

Industrijska proizvodnja vodika

1. Pretvorba metana s parom, Ni 800 ° C (najjeftiniji):
CH 4 + H 2 O → CO + 3 H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Ukupno:
CH 4 + 2 H 2 O → 4 H 2 + CO 2

2. Vodena para kroz užareni koks na 1000 o S:
C + H 2 O → CO + H 2
CO + H 2 O → CO 2 + H 2

Rezultirajući ugljikov monoksid (IV) apsorbira voda, čime se dobiva 50% industrijskog vodika.

3. Zagrijavanje metana na 350 ° C u prisutnosti katalizatora željeza ili nikla:
CH 4 → C + 2H 2

4. Elektrolizom vodenih otopina KCl ili NaCl, kao nusproizvoda:
2N 2 O + 2NaCl → Cl 2 + H 2 + 2NaOH

Kemijska svojstva vodika

• U spojevima je vodik uvijek monovalentan. Karakterizira ga oksidacijsko stanje +1, ali u metalnim hidridima -1.
• Molekula vodika sastoji se od dva atoma. Pojava veze između njih objašnjava se stvaranjem generaliziranog para elektrona H: H ili H 2
• Zbog ove generalizacije elektrona, molekula H2 energetski je stabilnija od svojih pojedinačnih atoma. Za razbijanje molekule na atome u 1 molu vodika potrebno je potrošiti energiju od 436 kJ: H2 = 2H, ∆H ° = 436 kJ / mol
• To objašnjava relativno nisku aktivnost molekularnog vodika na običnim temperaturama.
• S mnogim nemetalima vodik stvara plinovite spojeve poput RH 4, RH 3, RH 2, RH.

1) Sa halogenima tvori vodikove halogenide:
H 2 + Cl 2 → 2HCl.
Istodobno eksplodira s fluorom, reagira s klorom i bromom samo kad je osvijetljen ili zagrijan, a s jodom samo kad se zagrije.

2) S kisikom:
2H 2 + O 2 → 2H 2 O
s oslobađanjem topline. Pri običnim temperaturama reakcija se odvija sporo, iznad 550 ° C - eksplozijom. Mješavina 2 volumena H 2 i 1 volumena O 2 naziva se eksplozivni plin.

3) Kad se zagrije, snažno reagira sa sumporom (mnogo teže sa selenom i telurom):
H 2 + S → H 2 S (sumporovodik),

4) S dušikom s stvaranjem amonijaka samo na katalizatoru i pri povišenim temperaturama i tlakovima:
ZN 2 + N 2 → 2NN 3

5) S ugljikom na visokim temperaturama:
2H 2 + C → CH 4 (metan)

6) Tvori hidride s alkalnim i zemnoalkalijskim metalima (vodik je oksidant):
N 2 + 2Li → 2LiH
u metalnim hidridima vodikov ion je negativno nabijen (oksidacijsko stanje -1), odnosno hidrid Na + H - izgrađen je poput klorida Na + Cl -

Sa složenim tvarima:

7) S metalnim oksidima (koriste se za redukciju metala):
CuO + H 2 → Cu + H 2 O
Fe 3 O 4 + 4H 2 → 3Fe + 4H 2 O

8) s ugljikovim monoksidom (II):
CO + 2H 2 → CH3OH
Sinteza - plin (smjesa vodika i ugljičnog monoksida) od velike je praktične važnosti, jer se ovisno o temperaturi, tlaku i katalizatoru stvaraju različiti organski spojevi, na primjer HCHO, CH3OH i drugi.

9) Nezasićeni ugljikovodici reagiraju s vodikom, pretvarajući se u zasićene:
C n H 2n + H 2 → C n H 2n + 2.

Kisik je najzastupljeniji element na Zemlji. Zajedno s dušikom i malom količinom drugih plinova, slobodni kisik tvori Zemljinu atmosferu. Njegov sadržaj u zraku je 20,95% volumena ili 23,15% mase. U zemljinoj kori 58% atoma vezani su atomi kisika (47% po masi). Kisik je dio vode (rezerve vezanog kisika u hidrosferi su izuzetno velike), stijena, mnogih minerala i soli, sadržan je u mastima, bjelančevinama i ugljikohidratima koji čine žive organizme. Gotovo sav Zemljin slobodni kisik nastao je i očuvan je kao rezultat procesa fotosinteze.

Fizička svojstva.

Kisik je plin bez boje, okusa i mirisa, nešto teži od zraka. Slabo smo topljivi u vodi (31 ml kisika otapa se u 1 litri vode pri 20 stupnjeva), ali ipak bolje od ostalih plinova atmosfere, stoga je voda obogaćena kisikom. Gustoća kisika u normalnim uvjetima iznosi 1,429 g / l. Pri temperaturi od -183 0 C i tlaku od 101,325 kPa kisik prelazi u tekuće stanje. Tekući kisik ima plavkastu boju, uvlači se u magnetsko polje i na -218,7 ° C tvori plave kristale.

Prirodni kisik ima tri izotopa O 16, O 17, O 18.

Alotropija- sposobnost kemijskog elementa da postoji u obliku dvije ili više jednostavnih tvari koje se razlikuju samo po broju atoma u molekuli ili po strukturi.

Ozon O 3-postoji u gornjoj atmosferi na nadmorskoj visini od 20-25 km od Zemljine površine i tvori takozvani "ozonski omotač", koji štiti Zemlju od štetnog ultraljubičastog zračenja Sunca; blijedoljubičasti, otrovan u velikim količinama plin sa specifičnim, oštrim, ali ugodnim mirisom. Talište je -192,7 0 S, vrelište je -111,9 0 S. U vodi ćemo se otopiti bolje od kisika.

Ozon je jako oksidaciono sredstvo. Njegovo oksidacijsko djelovanje temelji se na sposobnosti molekule da se razgrađuje oslobađanjem atomskog kisika:

Oksidira mnoge jednostavne i složene tvari. Tvori ozonide s nekim metalima, na primjer kalijevim ozonidom:

K + O 3 = KO 3

Ozon se dobiva u posebnim uređajima - ozonizatorima. U njima se pod djelovanjem električnog pražnjenja molekularni kisik pretvara u ozon:

Slična reakcija događa se pod utjecajem munje.

Upotreba ozona posljedica je njegovih jakih oksidacijskih svojstava: koristi se za izbjeljivanje tkanina, dezinfekciju vode za piće, a u medicini kao dezinficijens.

Udisanje velikih količina ozona štetno je: nadražuje sluznicu očiju i dišne ​​organe.

Kemijska svojstva.

U kemijskim reakcijama s atomima drugih elemenata (osim fluora) kisik pokazuje isključivo oksidacijska svojstva

Najvažnije kemijsko svojstvo je sposobnost stvaranja oksida s gotovo svim elementima. Istodobno, kisik izravno reagira s većinom tvari, osobito pri zagrijavanju.

Kao rezultat ovih reakcija, u pravilu nastaju oksidi, rjeđe - peroksidi:

2Sa + O 2 = 2SaO

2Va + O 2 = 2VaO

2Na + O 2 = Na 2 O 2

Kisik ne dolazi u interakciju izravno s halogenima, zlatom, platinom, njihovi oksidi dobivaju se neizravno. Prilikom zagrijavanja sumpor, ugljik, fosfor izgaraju u kisiku.

Interakcija kisika s dušikom počinje tek pri temperaturi od 1200 0 C ili u električnom pražnjenju:

N 2 + O 2 = 2 NO

S vodikom kisik stvara vodu:

2H2 + O2 = 2H2O

Tijekom ove reakcije oslobađa se značajna količina topline.

Mješavina dvije zapremine vodika s jednim kisikom eksplodira pri paljenju; naziva se detonirajući plin.

Mnogi metali, u dodiru s atmosferskim kisikom, podliježu uništavanju - koroziji. Neki se metali u normalnim uvjetima oksidiraju samo s površine (na primjer, aluminij, krom). Rezultirajući oksidni film sprječava daljnju interakciju.

4Al + 3O 2 = 2Al 2 O 3

Složene tvari također stupaju u interakciju s kisikom pod određenim uvjetima. U tom slučaju nastaju oksidi, a u nekim slučajevima oksidi i jednostavne tvari.

CH 4 + 2O 2 = CO 2 + 2H 2 O

H 2 S + O 2 = 2SO 2 + 2H 2 O

4NN 3 + ZO 2 = 2N 2 + 6N 2 O

4CH 3 NH2 + 9O 2 = 4CO 2 + 2N 2 + 10H2O

U interakciji sa složenim tvarima, kisik djeluje kao oksidant. Oksidativno djelovanje kisika temelji se na njegovom važnom svojstvu - sposobnosti održavanja izgaranje tvari.

S vodikom, kisik također tvori spoj - vodikov peroksid N 2 O 2 - bezbojnu prozirnu tekućinu s gorućim adstrigentnim okusom, lako topljivu u vodi. Kemijski je vodikov peroksid vrlo zanimljiv spoj. Karakteristična je njegova niska stabilnost: dok stoji, polako se razgrađuje u vodu i kisik:

H 2 O 2 = H 2 O + O 2

Svjetlost, toplina, prisutnost lužina, kontakt s oksidantima ili redukcijskim sredstvima ubrzavaju proces razgradnje. Oksidacijsko stanje kisika u vodikovom peroksidu = - 1, t.j. ima srednju vrijednost između oksidacijskog stanja kisika u vodi (-2) i u molekularnom kisiku (0); stoga vodikov peroksid pokazuje redoks dualnost. Oksidacijska svojstva vodikovog peroksida znatno su izraženija od redukcijskih, a očituju se u kiselim, alkalnim i neutralnim medijima.

H 2 O 2 + 2KI + H 2 SO 4 = K 2 SO 4 + I 2 + 2H 2 O

U periodnom sustavu vodik se nalazi u dvije skupine elemenata koji su po svojim svojstvima apsolutno suprotni. Ova ga značajka čini potpuno jedinstvenom. Vodik nije samo element ili tvar, već je i sastavni dio mnogih složenih spojeva, organogeni i biogeni element. Stoga ćemo detaljnije razmotriti njegova svojstva i karakteristike.

Oslobađanje zapaljivog plina tijekom interakcije metala i kiselina uočeno je već u 16. stoljeću, odnosno tijekom formiranja kemije kao znanosti. Poznati engleski znanstvenik Henry Cavendish proučavao je tvar od 1766. godine i dao joj ime "zapaljivi zrak". Kada je izgorio, ovaj plin je proizveo vodu. Nažalost, znanstveno pridržavanje teorije flogistona (hipotetičke "superfine materije") spriječilo ga je da dođe do ispravnih zaključaka.

Francuski kemičar i prirodnjak A. Lavoisier zajedno s inženjerom J. Meunierom i uz pomoć posebnih mjerača plina 1783. proveli su sintezu vode, a zatim i njezinu analizu pomoću razgradnje vodene pare užarenim željezom. Tako su znanstvenici uspjeli doći do ispravnih zaključaka. Otkrili su da "zapaljivi zrak" nije samo dio vode, već se i može dobiti iz njega.

Lavoisier je 1787. iznio pretpostavku da je plin koji se proučava jednostavna tvar i, prema tome, pripada broju primarnih kemijskih elemenata. Nazvao ga je hidrogen (od grčkih riječi hydor - voda + gennao - rađam), odnosno "rađanje vode".

Ruski naziv "vodik" predložio je 1824. kemičar M. Solovjev. Određivanje sastava vode označilo je kraj "teorije flogistona". Na prijelazu iz 18. u 19. stoljeće otkriveno je da je atom vodika vrlo lagan (u usporedbi s atomima drugih elemenata), a njegova je masa uzeta kao glavna jedinica za usporedbu atomskih masa, nakon što je dobila vrijednost jednaku 1 .

Fizička svojstva

Vodik je najlakša od svih tvari poznatih znanosti (14,4 puta je lakši od zraka), njegova gustoća je 0,0899 g / l (1 atm, 0 ° C). Ovaj materijal se topi (skrućuje) i vri (ukapljuje) na -259,1 ° C i -252,8 ° C (samo helij ima niža vrelišta i tališta).

Kritična temperatura vodika je izuzetno niska (-240 ° C). Iz tog razloga, njegovo ukapljivanje prilično je kompliciran i skup proces. Kritični tlak tvari je 12,8 kgf / cm², a kritična gustoća 0,0312 g / cm³. Među svim plinovima vodik ima najveću toplinsku vodljivost: pri 1 atm i 0 ° C jednak je 0,174 W / (mxK).

Specifični toplinski kapacitet tvari pod istim uvjetima je 14,208 kJ / (kgxK) ili 3,394 cal / (gx ° C). Ovaj je element slabo topljiv u vodi (oko 0,0182 ml / g pri 1 atm i 20 ° C), ali dobro - u većini metala (Ni, Pt, Pa i drugi), osobito u paladiju (oko 850 volumena po volumenu Pd) .

Ovo posljednje svojstvo povezano je s njegovom sposobnošću difuzije, dok difuziju kroz slitinu ugljika (na primjer, čelik) može pratiti i uništavanje legure zbog interakcije vodika s ugljikom (taj se proces naziva dekarbonizacija). U tekućem stanju tvar je vrlo lagana (gustoća - 0,0708 g / cm³ pri t ° = -253 ° C) i tekuća (viskoznost - 13,8 cpoise pod istim uvjetima).

U mnogim spojevima ovaj element pokazuje valenciju +1 (oksidacijsko stanje), poput natrija i drugih alkalnih metala. Obično se smatra analognim ovim metalima. U skladu s tim, on je na čelu prve skupine Mendeljejevog sustava. U metalnim hidridima vodikov ion pokazuje negativan naboj (oksidacijsko stanje je -1), odnosno Na + H- ima strukturu sličnu Na + Cl-kloridu. U skladu s ovom i nekim drugim činjenicama (bliskost fizikalnih svojstava elementa "H" i halogena, mogućnost zamjene s halogenima u organskim spojevima), vodik pripada VII skupini Mendeljejevog sustava.

U normalnim uvjetima, molekularni vodik ima nisku aktivnost, izravno se kombinira samo s najaktivnijim nemetalima (s fluorom i klorom, pri čemu je potonji na svjetlu). Zauzvrat, kada se zagrije, stupa u interakciju s mnogim kemijskim elementima.

Atomski vodik ima povećanu kemijsku aktivnost (u usporedbi s molekularnim vodikom). S kisikom tvori vodu prema formuli:

N₂ + ½O₂ = N₂O,

oslobađajući 285.937 kJ / mol topline ili 68.3174 kcal / mol (25 ° C, 1 atm). U normalnim temperaturnim uvjetima reakcija se odvija prilično sporo, a pri t °> = 550 ° C - nekontrolirano. Granice eksplozivnosti mješavine vodika i kisika po volumenu su 4–94% H₂, a smjesa vodik + zrak 4–74% H₂ (mješavina dva volumena H₂ i jednog volumena O₂ naziva se detonirajući plin).

Ovaj se element koristi za smanjenje većine metala jer uzima kisik iz oksida:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H₂O,

CuO + H₂ = Cu + H₂O itd.

S različitim halogenima vodik tvori vodikove halogenide, na primjer:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Međutim, pri reakciji s fluorom vodik eksplodira (to se događa i u mraku, na -252 ° C), reagira s bromom i klorom samo kad se zagrije ili osvijetli, a s jodom samo kad se zagrije. U interakciji s dušikom nastaje amonijak, ali samo na katalizatoru, pri povišenim tlakovima i temperaturama:

ZN₂ + N₂ = 2NN₃.

Kad se zagrije, vodik aktivno reagira sa sumporom:

N₂ + S = H₂S (sumporovodik),

i mnogo teže - s telurijem ili selenom. Vodik reagira s čistim ugljikom bez katalizatora, ali na visokim temperaturama:

2H₂ + C (amorfni) = CH₄ (metan).

Ova tvar izravno reagira s nekim od metala (lužine, zemnoalkalijske zemlje i drugi), tvoreći hidride, na primjer:

N₂ + 2Li = 2LiH.

Interakcije vodika i ugljičnog monoksida (II) od velike su praktične važnosti. U tom slučaju, ovisno o tlaku, temperaturi i katalizatoru, nastaju različiti organski spojevi: NSNO, SN₃ON itd. Nezasićeni ugljikovodici tijekom reakcije prelaze u zasićene, na primjer:

S n N₂ n + N₂ = S n N₂ n ₊₂.

Vodik i njegovi spojevi imaju izuzetnu ulogu u kemiji. Određuje kisela svojstva tzv. protonske kiseline, ima tendenciju stvaranja vodikove veze s različitim elementima, što ima značajan utjecaj na svojstva mnogih anorganskih i organskih spojeva.

Proizvodnja vodika

Glavne vrste sirovina za industrijsku proizvodnju ovog elementa su rafinerijski plinovi, prirodni zapaljivi plinovi i koksni plinovi. Također se dobiva iz vode elektrolizom (gdje postoji električna energija). Jedna od najvažnijih metoda za proizvodnju materijala iz prirodnog plina smatra se katalitičkom interakcijom ugljikovodika, uglavnom metana, s vodenom parom (tzv. Pretvorba). Na primjer:

SN₄ + H₂O = SO + ZN₂.

Nepotpuna oksidacija ugljikovodika kisikom:

CH2 + ½O₂ = CO + 2H₂.

Sintetizirani ugljikov monoksid (II) pretvara se:

CO + H₂O = CO₂ + H₂.

Vodik proizveden iz prirodnog plina je najjeftiniji.

Za elektrolizu vode koristi se istosmjerna struja koja prolazi kroz otopinu NaOH ili KOH (kiseline se ne koriste kako bi se izbjegla korozija aparata). U laboratorijskim uvjetima materijal se dobiva elektrolizom vode ili kao rezultat reakcije između klorovodične kiseline i cinka. Međutim, češće koriste gotove tvorničke materijale u cilindrima.

Od rafinerijskih plinova i koksnog plina, ovaj se element izolira uklanjanjem svih ostalih komponenti plinske smjese, jer se one lakše ukapljuju tijekom dubokog hlađenja.

Taj se materijal počeo industrijski dobivati ​​krajem 18. stoljeća. Tada se koristio za punjenje balona. Trenutno se vodik široko koristi u industriji, uglavnom u kemijskoj industriji, za proizvodnju amonijaka.

Masovni potrošači tvari su proizvođači metilnih i drugih alkohola, sintetičkog benzina i mnogih drugih proizvoda. Dobivaju se sintezom iz ugljičnog monoksida (II) i vodika. Vodik se koristi za hidrogeniranje teških i krutih tekućih goriva, masti itd., Za sintezu HCl, hidrotretiranje naftnih derivata, kao i za rezanje / zavarivanje metala. Najvažniji elementi za nuklearnu energiju su njezini izotopi - tricij i deuterij.

Biološka uloga vodika

Oko 10% mase živih organizama (u prosjeku) otpada na ovaj element. Dio je vode i najvažnije skupine prirodnih spojeva, uključujući proteine, nukleinske kiseline, lipide, ugljikohidrate. Čemu služi?

Ovaj materijal ima odlučujuću ulogu: u održavanju prostorne strukture proteina (kvartarne), u provedbi načela komplementarnosti nukleinskih kiselina (tj. U provedbi i pohrani genetskih informacija), općenito u "prepoznavanju" na molekularnoj razini.

Vodikov ion H + sudjeluje u važnim dinamičkim reakcijama / procesima u tijelu. Uključujući: u biološkoj oksidaciji, koja živim stanicama daje energiju, u reakcijama biosinteze, u fotosintezi u biljkama, u fotosintezi bakterija i fiksaciji dušika, u održavanju acido-bazne ravnoteže i homeostaze, u membranskim transportnim procesima. Uz ugljik i kisik, čini funkcionalnu i strukturnu osnovu životnih pojava.