Príklady zlúčenín obsahujúcich vodík. Vodík. Fyzikálne a chemické vlastnosti, získavanie. Spôsoby výroby vodíka

Štruktúra a fyzikálne vlastnosti vodíka Vodík je dvojatómový plyn H2. Nemá farbu ani vôňu. Je to najľahší plyn. Pre túto vlastnosť sa používal v balónoch, vzducholodiach a podobných zariadeniach, no rozšírenému využitiu vodíka na tieto účely bráni jeho výbušnosť zmiešaná so vzduchom.

Molekuly vodíka sú nepolárne a veľmi malé, takže medzi nimi je 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 obyčajného 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 jednoduchými látkami Vodík je nekov so strednou elektronegativitou. Preto má aj oxidačné aj redukčné vlastnosti.

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

Interakcia s analógmi fluóru - chlór, bróm, jód prebieha podobne. Keď aktivita halogénu klesá, intenzita reakcie klesá. Reakcia s fluórom nastáva za normálnych podmienok s výbuchom, reakcia s chlórom vyžaduje osvetlenie alebo zahrievanie a reakcia s jódom prebieha len pri silnom zahriatí a je vratná. 2) Interakcia s kyslíkom 2H2 + O2 \u003d 2H2O Reakcia prebieha s veľkým uvoľňovaním tepla, niekedy s výbuchom. 3) Interakcia so sírou H2 + S = H2S Síra je oveľa menej aktívny nekov ako kyslík a interakcia s vodíkom prebieha hladko.b 4) Interakcia s dusíkom 3H2 + N2↔ 2NH3 Reakcia je reverzibilná a prebieha do značnej miery iba v prítomnosti katalyzátora, keď je zahrievaný a pod tlakom. Produkt sa nazýva amoniak. 5) Interakcia s uhlíkom C + 2H2↔ CH4 Reakcia prebieha v elektrickom oblúku alebo pri veľmi vysokých teplotách. Ako vedľajšie produkty vznikajú aj iné uhľovodíky. 3. Interakcia vodíka s komplexnými látkami Vodík tiež vykazuje redukčné vlastnosti pri reakciách s komplexnými látkami: 1) Redukcia oxidov kovov nachádzajúcich sa v elektrochemickej sérii napätí vpravo od hliníka, ako aj oxidov nekovov: 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) Prístup k organickým nenasýteným látkam; С2Н4 + Н2(t;p) → С2Н6 Reakcie prebiehajú v prítomnosti katalyzátora a pod tlakom. Iných reakcií vodíka sa zatiaľ nebudeme dotýkať. 4. Získavanie vodíka V priemysle sa vodík získava spracovaním uhľovodíkových surovín – zemný a pridružený plyn, koks atď. Laboratórne metódy získavania vodíka:

1) Interakcia kovov, stojacich v elektrochemickom rade napätí kovov naľavo 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 vľavo od horčíka v elektrochemickom napäťovom rade kovov so studenou vodou . V tomto prípade sa tvorí aj zásada.

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2 Kov nachádzajúci sa v elektrochemickej napäťovej sérii kovov naľavo od mangánu je schopný za určitých podmienok vytesniť vodík z vody (horčík - z horúcej vody, hliník - za predpokladu, že sa odstráni oxidový film z povrch).

Mg + 2H20 Mg(OH)2 + H2

Kov nachádzajúci sa v elektrochemickej sérii kovových napätí naľavo od kobaltu je schopný vytesniť vodík z vodnej pary. To tiež vytvára oxid.

3Fe + 4H2Opar Fe3O4 + 4H23) Interakcia kovov, ktorých hydroxidy sú amfotérne, s alkalickými roztokmi.

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

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

Zn + 2KOH + 2H20 = K2 + H2

V tomto prípade vznikajú komplexné soli - hydroxoalumináty a hydroxozinkaty.

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

М0 + nН+ = Мn+ + n/2 H2

4) Interakcia aktívnych hydridov 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 sú vľavo svetlým tieňom zvýraznené bunky prvkov, ktoré tvoria iónové zlúčeniny, hydridy, s vodíkom. Tieto látky obsahujú hydridový ión H-. Sú to pevné bezfarebné látky podobné soli a reagujú s vodou za uvoľňovania vodíka.

Prvky hlavných podskupín skupín IV-VII tvoria s vodíkom zlúčeniny molekulárnej štruktúry. Niekedy sa nazývajú aj hydridy, ale to je nesprávne. Neobsahujú hydridový ión, skladajú sa z molekúl. Najjednoduchšie zlúčeniny vodíka týchto prvkov sú spravidla bezfarebné plyny. Výnimkou je voda, ktorá je kvapalina, a fluorovodík, ktorý je pri izbovej teplote plynný, ale za normálnych podmienok kvapalný.

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

Tmavé bunky s krížikom označujú prvky, ktoré tvoria zlúčeniny s vodíkom, ktoré vykazujú základné vlastnosti.

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

29). všeobecná charakteristika vlastností prvkov hlavnej podskupiny 7gr. Chlór. lore vlastnosti. Kyselina chlorovodíková. Podskupina halogénov zahŕňa fluór, chlór, bróm, jód a astatín (astatín je rádioaktívny prvok, málo preskúmaný). Toto sú p-prvky skupiny VII periodického systému D.I. Mendelejeva. Na vonkajšej energetickej úrovni majú ich atómy 7 elektrónov ns2np5. To vysvetľuje spoločné vlastnosti ich vlastností.

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

Atómy halogénov však môžu okrem fluóru vykazovať aj kladné oxidačné stavy: +1, +3, +5, +7. Možné hodnoty oxidačných stavov sú vysvetlené elektronickou štruktúrou, ktorá môže byť pre atómy fluóru znázornená schémou

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

Elektrónovú štruktúru atómu chlóru vyjadruje schéma Atóm chlóru má na podúrovni 3p jeden nepárový elektrón a bežný (neexcitovaný) stav chlóru je monovalentný. Ale keďže chlór je v tretej perióde, má ďalších päť orbitálov 3d podúrovne, do ktorých sa zmestí 10 elektrónov.

Fluór nemá žiadne voľné orbitály, čo znamená, že počas chemických reakcií nedochádza k oddeľovaniu párových elektrónov v atóme. Preto pri zvažovaní vlastností halogénov treba vždy brať do úvahy vlastnosti fluóru a zlúčenín.

Vodné roztoky vodíkových zlúčenín halogénov sú kyseliny: HF - fluorovodíková (fluorovodíková), HCl - chlorovodíková (chlorovodíková), HBr - bromovodíková, HI - jodovodíková.

Chlór (lat. Chlorum), Cl, chemický prvok skupiny VII periodického systému Mendelejeva, 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 má chlór v zlúčeninách oxidačné stavy -1, +1, +3, +4, +5, +6 a +7. Kovalentný polomer atómu je 0,99 Á, iónový polomer Cl je 1,82 Á, elektrónová afinita atómu chlóru je 3,65 eV a ionizačná energia je 12,97 eV.

Chemicky je chlór veľmi aktívny, spája sa priamo s takmer všetkými kovmi (s niektorými len za prítomnosti vlhkosti alebo pri zahriatí) a s nekovmi (okrem uhlíka, dusíka, kyslíka, inertných plynov), pričom vytvára zodpovedajúce chloridy, reaguje s mnohými zlúčeninami, nahrádza vodík v nasýtených uhľovodíkoch a spája nenasýtené zlúčeniny. Chlór vytláča bróm a jód z ich zlúčenín vodíkom a kovmi; zo zlúčenín chlóru s týmito prvkami sa vytláča fluórom. Alkalické kovy v prítomnosti stôp vlhkosti interagujú s chlórom vznietením, väčšina kovov reaguje so suchým chlórom len pri zahriatí Fosfor sa v atmosfére chlóru vznieti za vzniku РCl3 a pri ďalšej chlorácii - РCl5; síra s chlórom pri zahriatí dáva S2Cl2, SCl2 a iné SnClm. Arzén, antimón, bizmut, stroncium, telúr intenzívne interagujú s chlórom. Zmes chlóru a vodíka 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. Všetky kyslíkaté zlúčeniny chlóru tvoria výbušné zmesi s ľahko oxidovateľnými látkami. Chlór vo vode sa hydrolyzuje, pričom vznikajú kyseliny chlórne a chlorovodíkové: Cl2 + H2O = HClO + HCl. Pri chlórovaní vodných roztokov alkálií za studena sa vytvárajú chlórnany a chloridy: 2NaOH + Cl2 \u003d NaClO + NaCl + H2O a pri zahrievaní - chlorečnany. Chloráciou suchého hydroxidu vápenatého sa získa bielidlo. Keď amoniak reaguje s chlórom, vzniká chlorid dusitý. Pri chlorácii organických zlúčenín chlór buď nahrádza vodík, alebo sa pridáva cez násobné väzby, čím vznikajú rôzne organické zlúčeniny obsahujúce chlór. Chlór tvorí interhalogénové zlúčeniny s inými halogénmi. Fluoridy ClF, ClF3, ClF3 sú veľmi reaktívne; napríklad v atmosfére ClF3 sa sklená vata spontánne vznieti. Známe sú zlúčeniny chlóru s kyslíkom a fluórom - Oxyfluoridy chlóru: ClO3F, ClO2F3, ClOF, ClOF3 a chloristan fluóru FClO4. Kyselina chlorovodíková (chlorovodíková, chlorovodíková, chlorovodíková) - HCl, roztok chlorovodíka vo vode; silná jednosýtna kyselina. Bezfarebná (technická kyselina chlorovodíková je žltkastá v dôsledku nečistôt Fe, Cl2 atď.), "dymiaca" na vzduchu, žieravá kvapalina. Maximálna koncentrácia pri 20 °C je 38 % hmotn. Soli kyseliny chlorovodíkovej sa nazývajú chloridy.

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

Interakcia s amoniakom s tvorbou hustého bieleho dymu, pozostávajúceho z najmenších kryštálov chloridu amónneho:

Kvalitatívnou reakciou na kyselinu chlorovodíkovú a jej soli je jej interakcia s dusičnanom strieborným, ktorý vytvára tvarohovú zrazeninu chloridu strieborného, ​​nerozpustnú v kyseline dusičnej:

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

1. Vodík. všeobecné charakteristiky

Vodík H – prvý prvok v periodickej sústave, najbežnejší prvok vo vesmíre (92 %); v zemskej kôre je hmotnostný zlomok vodíka len 1%.

Prvýkrát izolovaný v čistej forme G. Cavendishom v roku 1766. V roku 1787. A. Lavoisier dokázal, že vodík je chemický prvok.
Atóm vodíka pozostáva z jadra a jedného elektrónu. Elektronická konfigurácia je 1S1. Molekula vodíka je dvojatómová. Väzba je kovalentná nepolárna.
Polomer atómu - (0,08 nm);
ionizačný potenciál (PI) - (13,6 eV);
elektronegativita (EO) - (2,1);
oxidačné stavy - (-1; +1).

2. Príklady zlúčenín obsahujúcich vodík
HCL, H2O, H2S04 atď.

V tejto úlohe musíte poskytnúť všeobecný popis prvku vodíka.

Poradie tejto úlohy

• Napíšte umiestnenie prvku vodíka v periodickej tabuľke chemických prvkov;
• Opíšte tento chemický prvok;
• Napíšte zlúčeniny, ktoré obsahujú vodík.

Vodík je nasledujúca zlúčenina

Vodík - je prvým prvkom periodickej sústavy prvkov, označuje sa symbolom H. Tento prvok je v prvej skupine hlavnej podskupiny, ako aj v siedmej skupine hlavnej podskupiny v prvom malom období.

Vďaka svojej veľmi malej atómovej hmotnosti je vodík považovaný za najľahší prvok. Navyše, jeho hustota je tiež veľmi nízka, takže je tiež meradlom ľahkosti. Preto majú napríklad mydlové bubliny naplnené vodíkom tendenciu stúpať do vzduchu.

Je to najbežnejšia látka na našej planéte aj mimo nej. Koniec koncov, takmer celý medzihviezdny priestor a hviezdy pozostávajú práve z tejto zlúčeniny.

Existuje niekoľko hlavných typov zlúčenín obsahujúcich vodík

• Halogenidy vodíka: ako HCl, HI, HF atď. To znamená, že má všeobecný vzorec HHal .
• Prchavé zlúčeniny vodíka nekovov: H2S, CH4.
• Hydridy: NaH, LiH.
• Hydroxidy, kyseliny: NaOH, HCl.
• Hydroxid vodíka: H2O.
• Peroxid vodíka: H2O.
• Početné organické zlúčeniny: uhľovodíky, bielkoviny, tuky, lipidy, vitamíny, hormóny, éterické oleje a iné.

• 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).

V zemskej kôre je hmotnostný zlomok vodíka iba 0,15%. Medzitým prevažná väčšina (95 %) všetkých chemikálií známych na Zemi obsahuje 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), tvoriac len kovalentné väzby (pozri Kovalentné 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 iónovú väzbu), 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, pričom vykazuje oxidačné vlastnosti: H 2 + Ca = CaH 2;

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 sú rovnice chemických reakcií vodíka a jeho zlúčenín zvažované na stránke "Vodík a jeho zlúčeniny - rovnice chemických reakcií zahŕňajúcich vodík".

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 potravinárskom priemysle sa vodík 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.

Vedci v poslednej dobe venovali 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 metánu: CH 4 \u003d C + 2H 2;
• 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.

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 (hlavná zložka hviezd a medzihviezdneho plynu)

Vodík – chemický prvok	V súvislostiach	H 2 O - 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 aktívnych kovov 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

Nájdenie 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 možno použiť železo, hliník a niektoré ďalšie kovy a namiesto kyseliny sírovej možno použiť niektoré iné zriedené kyseliny. Výsledný vodík sa zhromažďuje v skúmavke metódou vytesňovania vody (pozri obr. 10.2 b) alebo jednoducho v prevrátenej banke (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 elektrickým prúdom (podlieha elektrolýze):

2H20 \u003d 2H2 + O2 (elektrolýza).