VODÍK: HISTÓRIA, ŠTRUKTÚRA, VLASTNOSTI A POUŽITIA - CHÉMIA - 2026

Vodíka je chemický prvok, ktorý je reprezentovaný symbolom H. Atom je najmenší zo všetkých, a je jedno , ktorý začína na periodickú tabuľku prvkov, bez ohľadu na to, kde je umiestnený. Skladá sa z bezfarebného plynu tvoreného dvojatómových H ₂ molekúl , neizoluje atómov vodíka; ako medzi inými ušľachtilé plyny.

Zo všetkých prvkov je pravdepodobne najznámejšou a najvýraznejšou, a to nielen pre svoje vlastnosti v pozemských alebo drastických podmienkach, ale aj pre svoju obrovskú hojnosť a rozmanitosť svojich zlúčenín. Vodík je plyn, hoci inertný v neprítomnosti ohňa, horľavý a nebezpečný; zatiaľ čo voda, H ₂ O, je univerzálny a život rozpúšťadlá.

Červené valce používané na skladovanie vodíka. Zdroj: Famartin

Vodík sám o sebe nevykazuje žiadne vizuálne zvláštnosti hodné obdivu, pretože je to jednoducho plyn, ktorý sa uchováva vo fľašiach alebo červených fľašiach. Avšak vďaka svojim vlastnostiam a schopnosti viazať sa na všetky prvky je vodík špeciálny. A to všetko, napriek tomu, že má iba jeden valenčný elektrón.

Keby sa vodík nezachoval v príslušných valcoch, unikol by do vesmíru, zatiaľ čo veľká časť by reagovala na výstup. A hoci má veľmi nízku koncentráciu vo vzduchu, ktorý dýchame, mimo Zeme a vo zvyšku Vesmíru, je to najhojnejší prvok, nachádzajúci sa v hviezdach a považovaný za jeho konštrukčnú jednotku.

Na druhej strane predstavuje na Zemi asi 10% jeho celkovej hmotnosti. Aby sme si predstavili, čo to znamená, je potrebné vziať do úvahy, že povrch planéty je prakticky pokrytý oceánmi a že vodík sa nachádza v mineráloch, v rope av akejkoľvek organickej zlúčenine, okrem toho, že je súčasťou všetkých živých bytostí.

Rovnako ako uhlík, všetky biomolekuly (uhľohydráty, proteíny, enzýmy, DNA atď.) Obsahujú atómy vodíka. Preto existuje veľa zdrojov na ich ťažbu alebo výrobu; len málo z nich však predstavuje skutočne ziskové výrobné metódy.

histórie

Identifikácia a meno

Hoci v roku 1671 Robert Boyle bol svedkom plynu, ktorý vznikol pri reakcii železa s kyselinami, bol to britský vedec Henry Cavendish, ktorý ho v roku 1766 identifikoval ako novú látku; „horľavý vzduch“.

Cavendish zistil, že keď tento údajne horľavý vzduch horel, vznikla voda. Na základe jeho práce a výsledkov francúzsky chemik Antoine Lavoisier dal tomuto plynu v roku 1783. Tento vodík nazval vodík.

Elektrolýza a palivo

Čoskoro potom, v roku 1800, americkí vedci William Nicholson a Sir Anthony Carlisle objavili, že voda sa môže rozložiť na vodík a kyslík; našli elektrolýzu vody. Neskôr v roku 1838 predstavil švajčiarsky chemik Christian Friedrich Schoenbein myšlienku využiť pri spaľovaní vodíka výrobu elektriny.

Popularita vodíka bola taká, že ju aj spisovateľ Jules Verne vo svojej knihe Tajomný ostrov (1874) označil za palivo budúcnosti.

Izolácia

V roku 1899 bol škótsky chemik James Dewar ako prvý, ktorý izoloval vodík ako skvapalnený plyn, ktorý bol sám tým, kto ho dokázal dostatočne vychladnúť, aby ho získal v tuhej fáze.

Dva kanály

Od tejto chvíle predstavuje história vodíka dva kanály. Na jednej strane jej vývoj v oblasti palív a batérií; a na druhej strane pochopenie štruktúry jeho atómu a toho, ako predstavuje prvok, ktorý otvoril dvere kvantovej fyzike.

Štruktúra a elektronická konfigurácia

Molekula kremeliny. Zdroj: Benjah-bmm27

Atómy vodíka sú veľmi malé a majú iba jeden elektrón, aby vytvorili kovalentné väzby. Keď dva z týchto atómov pripojiť, vedú k diatomic molekuly, H ₂ ; toto je plynný molekulárny vodík (horný obrázok). Každá biela guľa zodpovedá jednotlivému atómu H a globálna guľa molekulovým orbitálom.

Tak, vodík v skutočnosti pozostáva z veľmi malého H ₂ molekuly , ktoré reagujú prostredníctvom Londýne rozptyľujúce sily, pretože im chýba dipólový moment, pretože sú homonukleární. Preto sú veľmi „nepokojné“ a rýchlo sa šíria vo vesmíre, pretože nie sú dostatočne silné medzimolekulové sily, aby ich spomalili.

Elektrónová konfigurácia vodíka je jednoducho 1 s ¹ . Táto orbitálna 1s je produktom riešenia slávnej Schrödingerovej rovnice pre atóm vodíka. V H ₂ dve 1s orbitálov sa prekrývajú pre vytvorenie dvoch molekulárnych orbitálov: jeden väzby a ďalšie anti-prepojenia, v závislosti na molekulárnej orbitálnej teórie (TOM).

Tieto orbitály umožňujú alebo vysvetliť existenciu iónov H ₂ ⁺ alebo H ₂ ^- ; Avšak, vodík chémia je definovaná, za obvyklých podmienok H ₂ alebo H ⁺ alebo H ^- ióny .

Oxidačné čísla

Z konfigurácie elektrónov pre vodík 1s ¹ je veľmi ľahké predpovedať jeho možné oxidačné čísla; samozrejme, že orbitál s vyššou energiou nie je k dispozícii pre chemické väzby. V základnom stave teda vodík má oxidačné číslo 0, H ^° .

Ak stratí svoj jediný elektrón, 1-orbital zostane prázdny a vodíkový katión alebo ión H ⁺ sa vytvorí s veľkou pohyblivosťou v takmer akomkoľvek tekutom médiu; najmä voda. V tomto prípade je jeho oxidačné číslo +1.

A keď sa stane opak, to znamená, že získa elektrón, bude mať orbitál teraz dva elektróny a stane sa 1s ² . Potom sa oxidačné číslo zmení na -1 a zodpovedá hydridovému aniónu H ^- . Je potrebné poznamenať, že H ^- je izoelektronický voči héliu vzácnych plynov, He; to znamená, že oba druhy majú rovnaký počet elektrónov.

Stručne povedané, oxidačné čísla vodík sú: 1, 0 a -1 a molekula H ₂ má ako majúci dva atómy vodíka H ⁰ .

fázy

Výhodná fáza vodíka, prinajmenšom v suchozemských podmienkach, je plynná z dôvodov predtým vystavených. Ak sa však teploty znížia rádovo na -200 ° C alebo ak tlak stokrát tisíckrát stúpne ako atmosférický tlak, vodík môže kondenzovať alebo kryštalizovať do kvapalnej alebo tuhej fázy.

Za týchto podmienok, H ₂ molekuly môžu byť vyrovnané v rôznych spôsobov, ako definujú štrukturálne vzory. V Londýne rozptyľujúce sily teraz stali veľmi smerové a preto geometrie alebo symetria prijaté H ₂ objavujú páry .

Napríklad, dva páry H ₂ , to je, že rovná písanie (H ₂ ) ₂ definovať symetrické alebo asymetrické námestí. Medzitým, tri H ₂ , alebo (H ₂ ), ₃ páry definujú šesťuholník, veľmi podobné tým, ktoré uhlíka v grafitových kryštálov. V skutočnosti je táto hexagonálna fáza hlavnou alebo najstabilnejšou fázou pre tuhý vodík.

Ale čo keď pevná látka nebola vytvorená z molekúl, ale z atómov H? Potom by sme sa zaoberali kovovým vodíkom. Tieto atómy H, pripomínajúce biele gule, môžu definovať kvapalnú fázu aj kovovú pevnú látku.

vlastnosti

Fyzický vzhľad

Vodík je bezfarebný, bez zápachu a bez chuti. Preto únik predstavuje riziko výbuchu.

Bod varu

-253 ° C.

Bod topenia

-259 ° C

Bod vzplanutia a stabilita

Ak v blízkosti plynu existuje zdroj iskry alebo tepla, exploduje prakticky pri akejkoľvek teplote, dokonca aj slnečné svetlo môže zapáliť vodík. Pokiaľ je však dobre skladovaný, je to slabo reaktívny plyn.

Hustota

0,082 g / l Je to 14-krát ľahšie ako vzduch.

rozpustnosť

1,62 mg / l pri 21 ° C vo vode. Vo všeobecnosti je vo väčšine kvapalín nerozpustný.

Tlak vodnej pary

1,24 x 10 ⁶ mm Hg pri 25 ° C Táto hodnota poskytuje predstavu o tom, aké uzavreté musia byť vodíkové fľaše, aby sa zabránilo úniku plynu.

Teplota samovznietenia

560 ° C.

electronegativity

2,20 v Paulingovej stupnici.

Spaľovacie teplo

-285,8 kJ / mol.

Odparovacie teplo

0,90 kJ / mol.

Teplo fúzie

0,117 kJ / mol.

izotopy

„Normálny“ atóm vodíka je protium, ¹ H, ktorý tvorí asi 99,985% vodíka. Ďalšími dvoma izotopmi tohto prvku sú deutérium, ² H a trícium, ³ H. Tieto sa líšia počtom neutrónov; deutérium má jeden neutrón, zatiaľ čo trícium má dva.

Spinové izoméry

K dispozícii sú dva typy molekulárneho vodíka, H ₂ : orto a para. V prvom prípade sú dve točenia (protónu) atómov H orientované rovnakým smerom (sú rovnobežné); zatiaľ čo v druhom sú dve točenia v opačných smeroch (sú rovnobežné).

Vodík-para je stabilnejší z týchto dvoch izomérov; Ale so zvyšujúcou sa teplotou sa pomer orto: para stáva 3: 1, čo znamená, že vodík-orto izomér prevažuje nad druhým. Pri veľmi nízkych teplotách (vzdialených od absolútnej nuly, 20 K) je možné získať vzorky čistého vodíka.

názvoslovie

Nomenklatúra označujúca vodík je jednou z najjednoduchších; hoci to nie je to isté pre anorganické alebo organické zlúčeniny. H _{2 sa} môže nazývať okrem vodíka aj tieto názvy:

-Molekulárny vodík

-Dihydrogen

-Diatomová atóm vodíka.

Pre H ⁺ ión sú ich názvy protónové alebo vodíkové ióny; a ak je to vo vodnom prostredí, H ₃ O ⁺ , hydroniové katión. Zatiaľ čo H ^- ión je hydridový anión.

Atóm vodíka

Atóm vodíka predstavovaný Bohrovým planetárnym modelom. Zdroj: Pixabay.

Atóm vodíka je najjednoduchší zo všetkých a normálne je reprezentovaný ako na obrázku vyššie: jadro s jediným protónom (pre ¹ H), obklopené elektrónom, ktorý kreslí obežnú dráhu. Všetky atómy atómov pre ostatné prvky periodickej tabuľky boli skonštruované a odhadnuté na tomto atóme.

Vernejšou reprezentáciou súčasného chápania atómov by bola sféra, ktorej periféria je definovaná elektrónom a pravdepodobnostným mrakom elektrónu (jeho 1 s orbitálna).

Kde hľadať a produkovať

Pole hviezd: nevyčerpateľný zdroj vodíka. Zdroj: Pixabay.

Vodík je, aj keď možno v menšej miere v porovnaní s uhlíkom, chemickým prvkom, o ktorom sa dá povedať, že je všade; vo vzduchu, ktorý tvorí časť vody, ktorá napĺňa moria, oceány a naše telá, ropu a minerály, ako aj organické zlúčeniny, ktoré sa zhromažďujú, aby vytvorili život.

Ak chcete nájsť atómy vodíka v nich, stačí odobrať akúkoľvek knižnicu zlúčenín.

Otázkou nie je toľko, koľko je, ale ako je prítomná. Napríklad, molekula H ₂ je tak prchavý a reaktívne vo výskyte slnečného svetla, ktorá je v atmosfére veľmi nízka; preto reaguje tak, že sa pripojí k iným prvkom a získa tak stabilitu.

Hoci je vodík vo vesmíre vyšší, nachádza sa prevažne ako neutrálne atómy, H.

V skutočnosti sa vodík považuje vo svojej kovovej a kondenzovanej fáze za stavebnú jednotku hviezd. Pretože ich je nesmierne veľa a vďaka svojej robustnosti a kolosálnym rozmerom robia tento prvok najhojnejším v celom vesmíre. Odhaduje sa, že 75% známej látky zodpovedá atómom vodíka.

prírodné

Zhromažďovanie voľných atómov vodíka v priestore znie neprakticky a ich extrakcia z okrajov Slnka alebo hmlovín je nedosiahnuteľná. Na Zemi, kde jeho silové pomery tohto prvku existovať ako H ₂ , môže byť v dôsledku prírodných alebo geologickými procesmi.

Napríklad vodík má svoj vlastný prirodzený cyklus, v ktorom ho určité baktérie, mikróby a riasy môžu generovať fotochemickými reakciami. Škálovanie prírodných procesov a paralelné s nimi zahŕňa použitie bioreaktorov, v ktorých sa baktérie živia uhľovodíkmi a uvoľňujú vodík, ktorý sa v nich nachádza.

Živé veci sú tiež výrobcami vodíka, ale v menšej miere. Ak by tomu tak nebolo, nebolo by možné vysvetliť, ako to predstavuje jednu z plynných zložiek nadúvania; ktoré sa nadmerne ukázali ako horľavé.

Nakoniec stojí za zmienku, že v anaeróbnych podmienkach (bez kyslíka), napríklad v podzemných vrstvách, môžu minerály pomaly reagovať s vodou za vzniku vodíka. Fayelitova reakcia to dokazuje:

3Fe ₂ SiO ₄ + 2 H ₂ O → 2 Fe ₃ O ₄ + 3 SiO ₂ + 3 H ₂

Priemyselný

Hoci biovodík je alternatívou pre generovanie tohto plynu v priemyselnom rozsahu, najviac používané metódy v podstate sa skladá z "odstránenia" vodíka zo zlúčenín, ktoré ju obsahujú, tak, že jeho atómy spojí a tvoria H ₂ .

Najmenej šetrné k životnému prostrediu sú spôsoby výroby koksu (alebo dreveného uhlia) s prehriatou parou:

C (S) + H ₂ O (g) → CO (g) + H ₂ (g)

Na tento účel sa používa aj zemný plyn:

CH ₄ (g) + H ₂ O (g) → CO (g) + 3H ₂ (g)

Pretože množstvo koksu alebo zemného plynu je obrovské, je výhodné vyrábať vodík jednou z týchto dvoch reakcií.

Ďalším spôsobom získavania vodíka je použitie elektrického výboja na vodu, aby sa rozložil na jeho elementárne časti (elektrolýza):

2 H ₂ O (l) → 2 H ₂ (g) + O ₂ (g)

V laboratóriu

Molekulárny vodík sa môže pripraviť v malom množstve v akomkoľvek laboratóriu. Na tento účel musí aktívny kov reagovať so silnou kyselinou, buď v kadičke alebo v skúmavke. Pozorovateľné bublanie je jasným znakom tvorby vodíka, predstavovaného nasledujúcou všeobecnou rovnicou:

M (y) + nH ⁺ (aq) → M ^{n +} (aq) + H ₂ (g)

Kde n je mocenstvo kovu. Napríklad, horčík reaguje s H ⁺ za vzniku H ₂ :

Mg (s) + 2 H ⁺ (aq) → mg ²⁺ (aq) + H ₂ (g)

reakcie

redox

Samotné čísla oxidácie poskytujú prvý pohľad na to, ako sa vodík zúčastňuje na chemických reakciách. H ₂ pri reakcii môže zostať bez zmeny, alebo rozdelené do H ⁺ alebo H ^- iónov v závislosti od druhu, ktorý sa viaže s; ak sú viac či menej elektronegatívne ako to.

H ₂ nie je príliš reaktívne vzhľadom k pevnosti jeho kovalentnej väzby, HH; nejde však o absolútnu prekážku pre reakciu a vytvorenie zlúčenín s takmer všetkými prvkami v periodickej tabuľke.

Jeho najznámejšou reakciou je reakcia s plynným kyslíkom na výrobu vodných pár:

H ₂ (g) + O ₂ (g) → 2H ₂ O (g)

A taká je jeho afinita k kyslíku, aby sa vytvorila stabilná molekula vody, takže s určitými oxidmi kovov s ňou môže dokonca reagovať ako O ^- anión :

H ₂ (g) + CuO (y) → Cu (y) + H ₂ O (l)

Oxid strieborný tiež reaguje alebo sa redukuje rovnakou reakciou:

H ₂ (g) + pred (s) → Ag (y) + H ₂ O (l)

Tieto vodíkové reakcie zodpovedajú redoxnému typu. To znamená redukčná oxidácia. Vodík oxiduje tak v prítomnosti kyslíka, ako aj oxidov kovov, ktoré sú menej reaktívne ako oxidy kovov; napríklad meď, striebro, volfrám, ortuť a zlato.

vstrebávanie

Niektoré kovy môžu absorbovať plynný vodík za vzniku hydridov kovov, ktoré sa považujú za zliatiny. Napríklad prechodné kovy, ako je paládium, absorbujú významné množstvá H2 _{, ktoré} sú podobné kovovým špongiám.

To isté sa deje s komplexnejšími kovovými zliatinami. Týmto spôsobom môže byť vodík uskladňovaný inými prostriedkami, ako sú jeho valce.

pridanie

Organické molekuly môžu tiež „absorbovať“ vodík rôznymi molekulárnymi mechanizmami a / alebo interakciami.

Pre kovy, H ₂ molekuly sú obklopené atómy kovov v ich kryštály; zatiaľ čo v organických molekulách sa HH väzba zlomí a vytvorí ďalšie kovalentné väzby. Vo formálnejšom zmysle: vodík sa neabsorbuje, ale do štruktúry sa pridáva.

Klasickým príkladom je pridanie H ₂ na dvojitú alebo trojitú väzbou alkénov alebo alkýnový syntetický, v uvedenom poradí:

C = C + H ₂ → HCCH

C = C + H ₂ → HC = CH

Tieto reakcie sa tiež nazývajú hydrogenácia.

Tvorba hydridu

Vodík reaguje priamo s prvkami a vytvára skupinu chemických zlúčenín nazývaných hydridy. Sú to hlavne dva typy: soľný a molekulárny.

Podobne existujú kovové hydridy, ktoré pozostávajú z kovových zliatin, ktoré už boli uvedené, keď tieto kovy absorbujú plynný vodík; a polymérne, so sieťami alebo reťazcami väzieb EH, kde E označuje chemický prvok.

soľný

V soľných hydridoch sa vodík podieľa na iónovej väzbe ako hydridový anión H ^- . Aby sa to vytvorilo, musí byť prvok nevyhnutne menej elektronegatívny; inak by sa nevzdal svojich elektrónov za vodík.

Preto sa hydridy solí tvoria iba vtedy, keď vodík reaguje s vysoko elektropozitívnymi kovmi, ako sú napríklad kovy alkalických kovov a kovov alkalických zemín.

Napríklad vodík reaguje s kovovým sodíkom za vzniku hydridu sodného:

2Na (s) + H ₂ (g) → 2NaH (y)

Alebo s báriom na výrobu hydridu bárnatého:

Ba (y) + H ₂ (g) → BaH ₂ (s)

molekulárnej

Molekulárne hydridy sú ešte lepšie známe ako iónové. Nazývajú sa tiež halogenidy vodíka, HX, keď vodík reaguje s halogénom:

Cl ₂ (g) + H ₂ (g) → 2HCl (g)

Vodík sa tu zúčastňuje kovalentnej väzby ako H ⁺ ; pretože rozdiely medzi elektronegativitami medzi obidvoma atómami nie sú príliš veľké.

Voda ako taká sa môže považovať za hydrid kyslíka (alebo oxid vodíka), o ktorej reakcii sa už diskutovalo. Reakcia so sírou je veľmi podobná a poskytuje sírovodík, páchnucí plyn:

S (s) + H ₂ (g) → H ₂ S (g)

Zo všetkých molekulárnych hydridov je však najslávnejším (a možno najťažšie syntetizovateľným) amoniak:

N ₂ (g) + 3H ₂ (g) → 2NH ₃ (g)

aplikácia

V predchádzajúcej časti sa už riešilo jedno z hlavných použití vodíka: ako surovina na vývoj syntézy, anorganická alebo organická. Regulácia tohto plynu zvyčajne nemá žiadny iný účel, ako prinútiť ho, aby vytvoril iné zlúčeniny ako tie, z ktorých bol extrahovaný.

Surový materiál

- Je to jedno z činidiel na syntézu amoniaku, ktorý má zase nekonečné priemyselné využitie, počnúc výrobou hnojív, dokonca aj ako materiál na dusičnany.

- Je určený na reakciu s oxidom uhoľnatým, a tým masívne produkuje metanol, činidlo, ktoré je v biopalivách veľmi dôležité.

Redukčné činidlo

- Je to redukčné činidlo pre určité oxidy kovov, a preto sa používa pri metalurgickej redukcii (už bolo vysvetlené v prípade medi a iných kovov).

- Redukujte tuky alebo oleje na výrobu margarínu.

Ropný priemysel

V ropnom priemysle sa vodík používa na „hydrorafináciu“ ropy pri rafinačných procesoch.

Napríklad sa snaží fragmentovať veľké a ťažké molekuly na malé molekuly s väčším dopytom na trhu (hydrokrakovanie); uvoľňovanie kovov zachytených v petroporfyrínových klietkach (hydrodemetalizácia); odstránenie síry ako H ₂ S (hydrodesulfurizácie); alebo redukujte dvojité väzby za vzniku zmesí bohatých na parafín.

palivo

Samotný vodík je vynikajúcim palivom pre rakety alebo kozmické lode, pretože jeho malé množstvá uvoľňujú pri reakcii s kyslíkom obrovské množstvo tepla alebo energie.

V menšej miere sa táto reakcia používa na navrhovanie vodíkových článkov alebo batérií. Tieto bunky však čelia problémom, keď nedokážu tento plyn správne uskladniť; a výzva úplnej nezávislosti od spaľovania fosílnych palív.

Pozitívne je, že vodík používaný ako palivo uvoľňuje iba vodu; namiesto plynov, ktoré predstavujú prostriedky znečistenia atmosféry a ekosystémov.

Referencie

1. Shiver a Atkins. (2008). Anorganická chémia. (Štvrté vydanie). Mc Graw Hill.
2. Hanyu Liu, Li Zhu, Wenwen Cui a Yanming Ma. (Nd). Štruktúry tuhého vodíka pri teplote miestnosti pri vysokých tlakoch. State Key Lab of Superhard Materials, Jilin University, Changchun 130012, Čína.
3. Pierre-Marie Robitaille. (2011). Kvapalný kovový vodík: stavebný kameň pre tekuté slnko. Oddelenie rádiológie, Ohio State University, 395 W. 12th Ave, Columbus, Ohio 43210, USA.
4. Skupina Bodnerovcov. (SF). Chémia vodíka. Získané z: chemed.chem.purdue.edu
5. Wikipedia. (2019). Vodík. Obnovené z: en.wikipedia.org
6. Vodíková Európa. (2017). Aplikácie vodíka. Získané z: hydrogeneurope.eu
7. Foist Laura. (2019). Vodík: Vlastnosti a výskyt. Štúdia. Obnovené z: study.com
8. Jonas James. (4. januára 2009). História vodíka. Získané z: altenergymag.com