VODÍK: HISTORIE, STRUKTURA, VLASTNOSTI A POUŽITÍ - CHEMIE - 2025

Vodíku je chemický prvek, který je reprezentován symbolem H. Atom je nejmenší ze všech, a je jedno, který začíná na periodickou tabulku prvků, bez ohledu na to, kde je umístěn. Skládá se z bezbarvého plynu tvořeného dvouatomových H ₂ molekul, neizoluje atomů vodíku; jako mezi ostatními ušlechtilými plyny, Ne, Ar.

Ze všech prvků je to asi nejznámější a nejvýraznější, a to nejen pro své vlastnosti v pozemských nebo drastických podmínkách, ale také pro svou obrovskou hojnost a rozmanitost svých sloučenin. Vodík je plyn, i když inertní při nepřítomnosti ohně, hořlavý a nebezpečný; zatímco voda, H ₂ O, je univerzální a životní rozpouštědlo.

Červené válce používané k ukládání vodíku. Zdroj: Famartin

Vodík sám o sobě nevykazuje žádné vizuální zvláštnosti hodné obdivu, je to prostě plyn, který je uložen ve válcích nebo červených lahvích. Avšak díky svým vlastnostem a schopnosti se spojit se všemi prvky je vodík zvláštní. A to vše, přestože má pouze jeden valenční elektron.

Pokud by vodík nebyl uložen ve svých příslušných válcích, unikl by do vesmíru, zatímco většina z něj reaguje na výstup. A ačkoli má velmi nízkou koncentraci ve vzduchu, který dýcháme, mimo Zemi a ve zbytku vesmíru, je to nejhojnější prvek, který se nachází ve hvězdách a považuje se za jeho konstrukční jednotku.

Na Zemi naopak představuje asi 10% z jeho celkové hmotnosti. Abychom si představili, co to znamená, je třeba vzít v úvahu, že povrch planety je prakticky pokryt oceánem a že vodík se nachází v minerálech, v ropě a v jakékoli organické sloučenině, kromě toho, že je součástí všech živých bytostí.

Stejně jako uhlík mají všechny biomolekuly (uhlohydráty, proteiny, enzymy, DNA atd.) Atomy vodíku. Existuje tedy mnoho zdrojů, jak je extrahovat nebo vyrobit; jen málo z nich však představuje skutečně ziskové výrobní metody.

Dějiny

Identifikace a jméno

Ačkoli v roce 1671 byl Robert Boyle poprvé svědkem plynu, který vznikl, když železné piliny reagovaly s kyselinami, v roce 1766 to byl britský vědec Henry Cavendish, který jej identifikoval jako novou látku; "hořlavý vzduch".

Cavendish zjistil, že když tento údajně hořlavý vzduch hořel, vznikla voda. Na základě jeho práce a výsledků francouzský chemik Antoine Lavoisier dal tomuto plynu jméno vodíku v roce 1783. Etymologicky jeho význam pochází z řeckých slov „hydro“ a „geny“: formující vodu.

Elektrolýza a palivo

Brzy poté, v roce 1800, američtí vědci William Nicholson a Sir Anthony Carlisle objevili, že voda se může rozkládat na vodík a kyslík; našli elektrolýzu vody. Později, v roce 1838, švýcarský chemik Christian Friedrich Schoenbein představil myšlenku využít výhody spalování vodíku k výrobě elektřiny.

Popularita vodíku byla taková, že dokonce i spisovatel Jules Verne to označoval jako palivo budoucnosti ve své knize Tajemný ostrov (1874).

Izolace

V 1899, skotský chemik James Dewar byl první izolovat vodík jako zkapalněný plyn, být sám ten kdo byl schopný ochladit to dost získat to v jeho pevné fázi.

Dva kanály

Od tohoto okamžiku historie vodíku představuje dva kanály. Na jedné straně jeho vývoj v oblasti paliv a baterií; a na druhé straně pochopení struktury jeho atomu a toho, jak představuje prvek, který otevřel dveře kvantové fyzice.

Struktura a elektronická konfigurace

Molekula atomu vodíku. Zdroj: Benjah-bmm27

Atomy vodíku jsou velmi malé a mají pouze jeden elektron k vytvoření kovalentních vazeb. Když dva z těchto atomů připojit, vedou k diatomic molekuly, H ₂; toto je plynný molekulární vodík (horní obrázek). Každá bílá koule odpovídá jednotlivému atomu H a globální koule molekulárním orbitálům.

Tak, vodík ve skutečnosti sestává z velmi malého H ₂ molekuly, které reagují prostřednictvím Londýně rozptylující síly, protože postrádají dipólový moment, protože jsou homonukleární. Jsou tedy velmi „neklidní“ a rychle se šíří ve vesmíru, protože nejsou dostatečně silné mezimolekulární síly, aby je zpomalily.

Elektronová konfigurace vodíku je jednoduše 1 s ¹. Tato orbitální 1s je výsledkem řešení slavné Schrödingerovy rovnice pro atom vodíku. V H2 _se dva orbitaly 1s překrývají, aby vytvořily dva molekulární orbitaly: jednu vazbu a druhou anti-vazbu podle molekulární orbitální teorie (TOM).

Tyto orbitaly umožňují nebo vysvětlit existenci iontů H ₂ ⁺ nebo H ₂ ^-; Nicméně, vodík chemie je definována, za obvyklých podmínek H ₂ nebo H ⁺ nebo H ^- ionty.

Oxidační čísla

Z konfigurace elektronů pro vodík, 1 s ¹, je velmi snadné předpovědět jeho možná oxidační čísla; s ohledem na to, že orbitál 2s s vyšší energií není k dispozici pro chemické vazby. Proto ve stavu bazální, vodík má oxidační číslo 0, H ⁰.

Pokud ztratí svůj jediný elektron, 1s orbitál zůstává prázdný a vodíkový kationt nebo ion, H ⁺, se vytvoří s velkou pohyblivostí v téměř jakémkoli kapalném médiu; zejména voda. V tomto případě je jeho oxidační číslo +1.

A když se stane opak, to znamená, že získá elektron, bude mít orbitál nyní dva elektrony a stane se 1s ². Potom se oxidační číslo stane -1 a odpovídá hydridovému aniontu H ^-. Stojí za zmínku, že H ^- je izoelektronický k heliu vzácného plynu, He; to znamená, že oba druhy mají stejný počet elektronů.

Stručně řečeno, oxidační čísla vodík jsou: 1, 0 a -1 a molekula H ₂ má jako mající dva atomy vodíku H ⁰.

Fáze

Upřednostňovanou fází vodíku, alespoň za suchozemských podmínek, je plynná fáze, a to z důvodů dříve vystavených. Když se však teploty sníží řádově -200 ° C, nebo pokud se tlak zvýší stokrát tisíckrát než atmosférický, může vodík kondenzovat nebo krystalizovat v kapalné nebo pevné fázi.

Za těchto podmínek, H ₂ molekuly mohou být vyrovnány v různých způsobů, jak definují strukturální vzory. V Londýně rozptylující síly nyní staly velmi směrové a proto geometrie nebo symetrie přijaté H ₂ objevují páry.

Například, dva páry H ₂, to je, že rovná psaní (H ₂) ₂ definovat symetrické nebo asymetrické náměstí. Mezitím, tři H ₂, nebo (H ₂), ₃ páry definují šestiúhelník, velmi podobné těm, které uhlíku v grafitových krystalů. Ve skutečnosti je tato hexagonální fáze hlavní nebo nejstabilnější fází pro pevný vodík.

Ale co když pevná látka není tvořena molekulami, ale atomy H? Pak bychom se zabývali kovovým vodíkem. Tyto atomy H, připomínající bílé koule, mohou definovat jak kapalnou fázi, tak i kovovou pevnou látku.

Vlastnosti

Fyzický vzhled

Vodík je bezbarvý, bez zápachu a bez chuti. Proto únik představuje riziko výbuchu.

Bod varu

-253 ° C

Bod tání

-259 ° C

Bod vzplanutí a stabilita

Exploduje prakticky při jakékoli teplotě, pokud je poblíž plynu jiskra nebo zdroj tepla, dokonce i sluneční světlo může zapálit vodík. Pokud je však dobře skladován, jedná se o špatně reaktivní plyn.

Hustota

0,082 g / l Je to 14krát lehčí než vzduch.

Rozpustnost

1,62 mg / l při 21 ° C ve vodě. Obecně lze říci, že ve většině kapalin je nerozpustný.

Tlak páry

1,24 x 10 ⁶ mm Hg při 25 ° C Tato hodnota poskytuje představu o tom, jak uzavřené musí být vodíkové láhve, aby se zabránilo úniku plynu.

teplota samovznícení

560 V ° C

Elektronegativita

2,20 v Paulingově stupnici.

Teplo spalování

-285,8 kJ / mol.

Odpařovací teplo

0,90 kJ / mol.

Teplo fúze

0,117 kJ / mol.

Izotopy

„Normálním“ atomem vodíku je protium, ¹ H, které tvoří asi 99,985% vodíku. Další dva izotopy pro tento prvek jsou deuterium, ² H a tritium, ³ H. Ty se liší počtem neutronů; deuterium má jeden neutron, zatímco tritium má dva.

Spinové izomery

K dispozici jsou dva typy molekulárního vodíku, H ₂: orto a para. V první, dvě točení (protonu) atomů H jsou orientovány ve stejném směru (jsou rovnoběžné); zatímco ve druhém, dvě otočení jsou v opačných směrech (jsou antiparalelní).

Vodík-para je stabilnější z obou isomerů; Ale s rostoucí teplotou se poměr ortho: para stává 3: 1, což znamená, že atom vodíku-ortho převládá nad druhým. Při velmi nízkých teplotách (vzdáleně blízkých absolutní nule, 20 K) lze získat vzorky čistého vodíku.

Nomenklatura

Nomenklatura označující vodík je jednou z nejjednodušších; ačkoli to není stejné pro jeho anorganické nebo organické sloučeniny. H ₂ lze kromě „vodíku“ nazvat také těmito názvy:

-Molekulární vodík

-Dihydrogen

-Diatomová atom vodíku.

Pro ionty H ^{+ jsou} jejich názvy protonový nebo vodíkový ion; a pokud je to ve vodném prostředí, H ₃ O ⁺, hydroniové kation. Zatímco H ^- ion je hydridový anion.

Atom vodíku

Atom vodíku reprezentovaný Bohrovým planetárním modelem. Zdroj: Pixabay.

Atom vodíku je nejjednodušší ze všech a je obvykle reprezentován jako na obrázku výše: jádro s jediným protonem (pro ¹ H), obklopené elektronem, který kreslí oběžné dráhy. Všechny atomové orbitaly pro ostatní prvky periodické tabulky byly zkonstruovány a odhadnuty na tomto atomu.

Věrnější reprezentace současného chápání atomů by byla sférou, jejíž periferie je definována elektronem a pravděpodobnostním cloudem elektronu (jeho 1s orbitální).

Kde najít a vyrobit

Pole hvězd: nevyčerpatelný zdroj vodíku. Zdroj: Pixabay.

Vodík je, i když snad v menší míře než uhlík, chemickým prvkem, o kterém lze říci, že je všude; ve vzduchu, tvořící část vody, která plní moře, oceány a naše těla, do ropy a minerálů, jakož i do organických sloučenin, které se shromažďují, aby vytvořily život.

Jednoduše odstraňte jakoukoli knihovnu sloučenin, abyste v nich našli atomy vodíku.

Otázkou není tolik, kolik je, ale jak je přítomen. Například, molekula H ₂ je tak těkavý a reaktivní ve výskytu slunečního světla, která je v atmosféře velmi nízká; proto reaguje tak, že se připojí k jiným prvkům a získá tak stabilitu.

Zatímco vysoko ve vesmíru, vodík je převážně nalezený jako neutrální atomy, H.

Ve skutečnosti je vodík ve své kovové a kondenzované fázi považován za stavební jednotku hvězd. Protože je jich nesmírných množství a díky své robustnosti a kolosálním rozměrům činí tento prvek nejhojnějším v celém vesmíru. Odhaduje se, že 75% známé látky odpovídá atomům vodíku.

přírodní

Shromažďování atomů vodíku uvolněných ve vesmíru zní neprakticky a jejich extrakce z okrajů Slunce nebo mlhovin je nedosažitelná. Na Zemi, kde jeho silové poměry tohoto prvku existovat jako H ₂, může být v důsledku přírodních nebo geologickými procesy.

Například vodík má svůj vlastní přirozený cyklus, ve kterém ho určité bakterie, mikroby a řasy mohou generovat fotochemickými reakcemi. Škálování přírodních procesů a paralelní s nimi zahrnuje použití bioreaktorů, kde se bakterie živí uhlovodíky, aby uvolňovaly vodík obsažený v nich.

Živé věci jsou také výrobci vodíku, ale v menší míře. Pokud by tomu tak nebylo, nebylo by možné vysvětlit, jak je to jedna z plynných složek plynatosti; které byly nadměrně prokázány jako hořlavé.

Nakonec stojí za zmínku, že za anaerobních podmínek (bez kyslíku), například v podzemních vrstvách, mohou minerály reagovat pomalu s vodou za vzniku vodíku. Fayelitaina reakce to dokazuje:

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

Průmyslový

Přestože biovodík je alternativou pro generování tohoto plynu v průmyslovém měřítku, nejvíce používané metody v podstatě se skládá z „odstranění“ vodíku ze sloučenin, které ji obsahují, tak, že jeho atomy spojí a tvoří H ₂.

Nejméně šetrné k životnímu prostředí je výroba koksu (nebo uhlí) s přehřátou párou:

C (S) + H ₂ O (g) → CO (g) + H ₂ (g)

Pro tento účel byl rovněž použit zemní plyn:

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

A protože množství koksu nebo zemního plynu jsou obrovské, je výhodné vyrábět vodík jednou z těchto dvou reakcí.

Dalším způsobem získání vodíku je použití elektrického výboje na vodu, aby se rozpadlo na jeho elementární části (elektrolýza):

2 H ₂ O (l) → 2 H ₂ (g) + O ₂ (g)

V laboratoři

Molekulární vodík lze připravovat v malém množství v jakékoli laboratoři. Za tímto účelem musí aktivní kov reagovat se silnou kyselinou, buď v kádince, nebo ve zkumavce. Pozorovatelné bublání je jasný znak tvorby vodíku, představovaný následující obecnou rovnicí:

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

Kde n je valence kovu. Například, hořčík reaguje s H ⁺ za vzniku H ₂:

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

Reakce

Redox

Oxidační čísla sama o sobě nabízejí první pohled na to, jak se vodík podílí na chemických reakcích. H ₂ při reakci může zůstat nezměněn, nebo se může rozdělit na ionty H ⁺ nebo H ^{- v} závislosti na tom, s jakým druhem se váže; pokud jsou více či méně elektronegativní než to.

H ₂ není příliš reaktivní vzhledem k pevnosti jeho kovalentní vazby, HH; to však není absolutní překážkou pro to, aby reagovala a tvořila sloučeniny s téměř všemi prvky v periodické tabulce.

Jeho nejznámější reakce je s reakcí plynného kyslíku za vzniku vodní páry:

H ₂ (g) + O ₂ (g) → 2H ₂ O (g)

A taková je jeho afinita k kyslíku k vytvoření stabilní molekuly vody, že s ním může dokonce reagovat jako O ² aniont v určitých oxidech kovů:

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

Oxid stříbrný také reaguje nebo je „redukován“ stejnou reakcí:

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

Tyto vodíkové reakce odpovídají redoxnímu typu. To znamená redukční oxidace. Vodík oxiduje jak v přítomnosti kyslíku, tak i oxidů kovů kovů méně reaktivních než to; například měď, stříbro, wolfram, rtuť a zlato.

Vstřebávání

Některé kovy mohou absorbovat plynný vodík za vzniku hydridů kovů, které jsou považovány za slitiny. Například přechodné kovy, jako je palladium, absorbují významné množství H2 _{, které} jsou podobné kovovým houbám.

Totéž se děje u složitějších kovových slitin. Tímto způsobem může být vodík uložen jinými prostředky než svými válci.

Přidání

Organické molekuly mohou také „absorbovat“ vodík různými molekulárními mechanismy a / nebo interakcemi.

Pro kovy, H ₂ molekuly jsou obklopeny atomy kovů v jejich krystaly; zatímco v organických molekulách, HH vazba se zlomí a vytvoří další kovalentní vazby. Ve více formalizovaném smyslu: vodík není absorbován, ale je přidáván do struktury.

Klasickým příkladem je přidání H ₂ na dvojnou nebo trojnou vazbou alkenů nebo alkinů, v uvedeném pořadí:

C = C + H ₂ → HCCH

C = C + H ₂ → HC = CH

Tyto reakce se také nazývají hydrogenace.

Tvorba hydridu

Vodík reaguje přímo s prvky a vytváří skupinu chemických sloučenin zvaných hydridy. Jsou to hlavně dva typy: solný a molekulární.

Podobně existují kovové hydridy, které se skládají z kovových slitin již zmíněných, když tyto kovy absorbují plynný vodík; a polymerní, se sítěmi nebo řetězci vazeb EH, kde E označuje chemický prvek.

Solný

V solných hydridech se vodík podílí na iontové vazbě jako hydridový anion, H ^-. Aby se to vytvořilo, musí být prvek nutně méně elektronegativní; jinak by se nevzdal svých elektronů vodíku.

Proto se hydridy solí vytvářejí pouze tehdy, když vodík reaguje s vysoce elektropozitivními kovy, jako jsou kovy alkalických kovů a kovů alkalických zemin.

Například vodík reaguje s kovovým sodíkem za vzniku hydridu sodného:

2Na (s) + H ₂ (g) → 2NaH (y)

Nebo pomocí barya za vzniku hydridu barnatého:

Ba (y) + H ₂ (g) → BaH ₂ (s)

Molekulární

Molekulární hydridy jsou ještě lépe známé než iontové. Nazývají se také halogenovodíky, HX, když vodík reaguje s halogenem:

Cl ₂ (g) + H ₂ (g) → 2HCl (g)

Zde se vodík podílí na kovalentní vazbě jako H ⁺; protože rozdíly mezi elektronegativitami mezi oběma atomy nejsou příliš velké.

Voda sama o sobě může být považována za hydrid kyslíku (nebo oxid vodíku), jehož formační reakce již byla diskutována. Reakce se sírou je velmi podobná a dává sirovodík, páchnoucí plyn:

S (s) + H ₂ (g) → H ₂ S (g)

Ale ze všech molekulárních hydridů je nejslavnější (a možná nejobtížnější syntetizovat) amoniak:

N ₂ (g) + 3H ₂ (g) → 2NH ₃ (g)

Aplikace

V předchozí části bylo již zmíněno jedno z hlavních použití vodíku: jako surovina pro vývoj syntézy, anorganická nebo organická. Regulace tohoto plynu obvykle nemá žádný jiný účel, než přimět ho, aby vytvořil jiné sloučeniny než ty, ze kterých byl extrahován.

Surovina

- Je to jedno z činidel pro syntézu amoniaku, který má zase nekonečné průmyslové aplikace, počínaje výrobou hnojiv, a to i jako materiál pro dusičnany.

- Záměrem je reagovat s oxidem uhelnatým, a tím masivně produkovat methanol, což je vysoce důležité činidlo v biopalivech.

Redukční činidlo

- Jedná se o redukční činidlo pro určité oxidy kovů, a proto se používá při metalurgické redukci (jak již bylo vysvětleno v případě mědi a jiných kovů).

- Snižte tuky nebo oleje na výrobu margarínu.

Ropný průmysl

V ropném průmyslu se vodík používá k „hydrorafinaci“ ropy při rafinačních procesech.

Například se snaží fragmentovat velké a těžké molekuly na malé molekuly s větší poptávkou na trhu (hydrokrakování); uvolňování kovů zachycených v petroporfyrinových klecích (hydrodemetalizace); odstranění síry jako H ₂ S (hydrogenačního odsíření); nebo snižte dvojné vazby a vytvořte směsi bohaté na parafiny.

Palivo

Samotný vodík je vynikajícím palivem pro rakety nebo kosmické lodě, protože jeho malé množství uvolňuje při reakci s kyslíkem obrovské množství tepla nebo energie.

V menší míře se tato reakce používá k návrhu vodíkových článků nebo baterií. Tyto buňky však čelí obtížím, když nejsou schopny tento plyn správně skladovat; a výzva stát se zcela nezávislou na spalování fosilních paliv.

Pozitivní je, že vodík používaný jako palivo uvolňuje pouze vodu; místo plynů, které představují prostředky znečišťování ovzduší a ekosystémů.

Reference

1. Shiver & Atkins. (2008). Anorganická chemie. (Čtvrté vydání). Mc Graw Hill.
2. Hanyu Liu, Li Zhu, Wenwen Cui a Yanming Ma. (Nd). Struktury pokojového teploty pevného vodíku při vysokých tlacích. State Key Lab of Superhard Materials, Jilin University, Changchun 130012, Čína.
3. Pierre-Marie Robitaille. (2011). Tekutý kovový vodík: stavební blok pro tekuté slunce. Oddělení radiologie, Státní univerzita v Ohiu, 395 W. 12. Ave, Columbus, Ohio 43210, USA.
4. Skupina Bodnerů. (sf). Chemie vodíku. Obnoveno z: chemed.chem.purdue.edu
5. Wikipedia. (2019). Vodík. Obnoveno z: en.wikipedia.org
6. Vodíková Evropa. (2017). Aplikace vodíku. Obnoveno z: hydrogeneurope.eu
7. Foist Laura. (2019). Vodík: Vlastnosti a výskyt. Studie. Obnoveno z: study.com
8. Jonas James. (4. ledna 2009). Historie vodíku. Obnoveno z: altenergymag.com