Vodík

Vodík (lat. hydrogenium) je chemický prvok v Periodickej tabuľke prvkov, ktorý má značku H a protónové číslo 1. Vo voľnej prírode sa atómy vodíka nenachádzajú, pri zrode atómového vodíka sa okamžite spája do molekuly H2. Zaraďuje sa do prvej aj do siedmej skupiny periodickej sústavy, lebo má vlastnosti prvkov prvej aj siedmej skupiny. Latinský názov pochádza z gréčtiny (hydór = voda, gennaó = vytváram); slovenský názov je odvodený rovnakou logikou. Vodík objavil Henry Cavendish v roku 1766.

Vodík
(hydrogenium)
vodík → hélium

 
H
↓
Li
1
Periodická tabuľka
1. perióda, 1. skupina, blok s
nekovy
Vzhľad
bezfarebný plyn

Emisné spektrum
Atómové vlastnosti
Atómová hmotnosť 1,00794 g·mol−1
Elektrónová konfigurácia 1s1
Atómový polomer 25 pm (vyp.: 53 pm)
Kovalentný polomer 37 pm
Van der Waalsov pol. 120 pm
Chemické vlastnosti
Elektronegativita 2,20 (podľa Paulinga)
Ionizačná energia(e) 1: 1 312,0 kJ.mol−1
Oxidačné číslo(a) -I, I
Št. potenciál
(2H+ + 2e- → H2)		 0 V
Fyzikálne vlastnosti (za norm. podmienok)
Skupenstvo plynné
Hustota 0,08988x10−3 kg·dm−3
Teplota topenia 14,01 K (−259,14 °C)
Teplota varu 20,28 K (−252,87 °C)
Kritický bod 33,24 K; 1,3 MPa
Trojný bod 13,8033 K; 7,042 kPa
Sk. teplo topenia 0,117 kJ·mol−1
Sk. teplo varu 0,904 kJ·mol−1
Tepelná kapacita 28,836 J·mol−1·K−1
Tlak pary
p(Pa) 1101001 k10 k100 k
pri T(K) 1520
Iné
Kryštálová sústava hexagonálna
Magnetizmus diamagnetický
Rýchl. zvuku 1 310 m·s−1
Reg. číslo CAS 1333-74-0
Izotop(y) (vybrané)
Izotop Výskyt t1/2 Rr Er (MeV) Pr
1H 99,985 % stabilný s 0 neutrónmi
2H 0,0115 % stabilný s 1 neutrónom
 3H synt. 12,32 r. β- 0,01861 3He
 Commons ponúka multimediálny obsah na tému vodík.
 Chemický portál

Vlastnosti

Fyzikálne vlastnosti

Vodík je najjednoduchší chemický prvok , je číry bezfarebný plyn bez chuti a zápachu. Je najľahší plyn vôbec (14,5-krát ľahší ako vzduch). Molekulárny vodík je pomerne stabilný a vďaka vysokej energii väzieb je takisto málo reaktívny. Jeho tepelná vodivosť je sedemkrát väčšia ako vzduchu. Molekuly sú extrémne malé a preto ľahko prechádzajú poréznymi látkami.

Rozpustnosť

Vo vode sa vodík rozpúšťa nepatrne: V 1 litri vody sa pri 0 °C a tlaku 0,1 MPa rozpustí 22 ml plynného vodíka. Lepšie sa rozpúšťa v nikli, paládiu a v platine. Pri rozpúšťaní v týchto kovoch sa molekuly vodíka štiepia na atómy. Atomárny vodík je reaktívnejší než molekulárny, preto reakcia vodíka za prítomnosti týchto kovov prebieha rýchlejšie. Nikel, paládium a platina sú preto výbornými katalyzátormi.

Chemické vlastnosti

Chemické vlastnosti sú podmienené stavbou atómu a postavením v periodickej tabuľke. Pri zlučovaní vodíka sa elektrónový obal mení dvojako:

  1. Pribratím jedného elektrónu, nadobudne elektrónový obal konfiguráciu najbližšieho vzácneho plynu hélia, čím sa mení na anión H−.
  2. Stratou jediného elektrónu sa atóm vodíka mení na protón. Protón (katión vodíka H+) sa vo vodných roztokoch viaže na voľný elektrónový pár kyslíka a tým sa vytvorí hydroxóniový katión H3O+
H+ + H2O → H3O+

Reakcie s nekovmi

Pri obyčajnej teplote sa vodík zlučuje s fluórom za vzniku fluorovodíka HF, a to aj v tme. S chlórom tvorí chlorovodík HCl iba na slnečnom svetle pomocou ultrafialového žiarenia alebo keď zmes zapálime. V zmesi so vzduchom alebo kyslíkom sa zlučuje po zapálení na vodu.

2 H2 + O2 → 2H2O

Reakcia prebieha veľmi prudko, výbušne. Teplota vodíkového plameňa je veľmi vysoká (až 2 800 °C). Preto sa používa na zváranie a rezanie kovov. Pri vyšších teplotách a za prítomnosti katalyzátorov sa vodík zlučuje s dusíkom na amoniak.

3 H2 + N2 → 2 NH3

Z neho sa ďalej vyrába kyselina dusičná a dusíkaté hnojivá.

Reakcie s kovmi

S alkalickými kovmi a s kovmi alkalických zemín sa vodík zlučuje na tuhé hydridy, v ktorých vodík je aniónom H−, napríklad hydrid sodný NaH alebo hydrid vápenatý CaH2.

S väčšinou prvkov sa zlučuje až pri zvýšenej teplote alebo za prítomnosti katalyzátorov.

Napríklad:

H2 + Cl2 → 2 HCl
N2 + 3 H2 → 2 NH3
H2 + S → H2S
2 H2 + O2 → 2 H2O + E

Reakcie vodíka bývajú sprevádzané uvoľňovaním tepla (exotermická reakcia) a niekedy aj svetelným efektom – horením.

Významné sú redukčné vlastnosti vodíka, ktoré sa využívajú pri výrobe niektorých kovov z ich oxidov:

CuO + H2 → Cu + H2O
WO3 + 3 H2 → W + 3 H2O

Naproti tomu atomárny vodík (tzv. vodík v stave zrodu) je veľmi reaktívny a reaguje s celým radom látok už pri nízkych teplotách.

Väčšinou sa viaže kovalentnou väzbou. Vodík je typický nekov, ktorý tvorí vodíkové mostíky s dusíkom, kyslíkom a fluórom.

Využitie

Vodík má rad významných využití. Ako napríklad postavenie vo výrobe rôznych chemických zlúčenín (amoniak NH3, kyselina dusičná HNO3, metylalkohol CH3OH, rôzne dusíkaté hnojivá), výroba niektorých kovov (redukciou z ich oxidov) alebo stužovanie tukov.

Používa sa na zváranie a rezanie kovov (kyslíkovo-vodíkovým plameňom). Naďalej sa využíva v zmiešanom pomere s dusíkom ako ochranná atmosféra pri vypaľovaní polotovarov práškovej metalurgie. Tekutý vodík sa používa ako raketové palivo, ale môže byť zdrojom energie i pre iné zariadenia. Vodík sa prepravuje a uchováva v tlakových fľašiach označených červeným pruhom.

Výroba

Laboratórna príprava

V laboratóriu sa môže vodík pripravovať reakciou neušľachtilých kovov s kyselinami alebo hydroxidov v tzv. Kippovom prístroji

Zn + 2HCl → ZnCl2 + H2
Zn + 2 NaOH + 2 H2O → Na2[Zn(OH)4] + H2

Ďalej môžeme vodík získať elektrolýzou vody, ktorá obsahuje malé množstvo H2SO4 alebo NaOH na zvýšenie vodivosti. Elektrolýza sa uskutočňuje v Hoffmanovom prístroji, kde sa vodík vylučuje na katóde.

2 H3O+ + 2e− → 2 H2O + H2
2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Priemyselná výroba

Priemyselne sa môže vodík tak ako v laboratóriu vyrábať niekoľkými rôznymi metódami.

  1. Metódou je termický rozklad metánu pri veľmi vysokej teplote (1 200 °C): CH4 → C + 2 H2
  2. Reakciou vodného plynu s vodnou parou za prítomnosti katalyzátorov a pri teplote 300 °C môžeme získať veľmi čistý vodík, ktorý sa používa napríklad k stužovaniu : CO + H2 + H2O(g) → CO2 + 2 H2
  3. Reakcia vodnej pary s horúcim koksom za teploty 1 000 °C (vzniká vodný plyn): C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g)
  4. Vznik vodíka ako vedľajšieho produktu pri výrobe hydroxidu sodného (NaOH) – elektrolýza vodného roztoku NaCl: 2 NaCl + 2 H2O → 2 NaOH + H2 + Cl2

Výskyt

99.9844 %

Vodík je najrozšírenejším prvkom v celom vesmíre a tretí najrozšírenejší na Zemi. Vyskytuje sa voľne, aj viazaný v zlúčeninách. Voľný vodík sa nachádza napríklad v plynnom obale hviezd. Na Zemi sa voľný vodík pri bežných podmienkach nevyskytuje, a preto je viazaný iba v zlúčeninách. Najväčšie množstvo vodíka je viazané vo vode, ktorá pokrýva väčšinu zemského povrchu, ale je viazaný i v rôznych organických i anorganických zlúčeninách. Je to tiež významný biogénny prvok.

Izotopy

Vodík má 3 izotopy.

Prócium

Tiež nazývaný ľahký vodík je klasický vodík, ktorý je najviac rozšírený vo vesmíre a na Zemi. Obsahuje v atóme jeden protón a jeden elektrón. Neobsahuje neutrón v atómovom jadre.

Deutérium

Používa sa aj názov ťažký vodík. Nepodlieha rádioaktívnej premene, v prírode sa bežne vyskytuje. Na 6 500 atómov prócia pripadne jeden atóm deutéria. Jadro deutéria sa volá deuterón - je súčasťou molekuly ťažkej vody D2O.

Má významné využitie v jadrovom priemysle. Je veľmi účinným moderátorom (látkou spomaľujúcou rýchlosť neutrónov).

Štruktúra atómu: 1 protón, 1 neutrón, 1 elektrón

Trícium

Jadro trícia je nestabilné a rozpadá sa s polčasom rozpadu 12,4 roka pri vyžiarení malého množstva energetického beta žiarenia. Vzniká účinkom kozmického žiarenia na atóm deutéria alebo výbuchom vodíkovej bomby. Používa sa napríklad na značkovanie organických látok pri výskumoch.

Štruktúra atómu: 1 protón, 2 neutróny, 1 elektrón

Iné projekty
  • Commons ponúka multimediálne súbory na tému vodík.
  • Wikislovník ponúka heslo vodík.
Periodická tabuľka chemických prvkov
H   He
Li Be   B C N O F Ne
Na Mg   Al Si P S Cl Ar
K Ca Sc   Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
Rb Sr Y   Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Nh Fl Mc Lv Ts Og


Alkalické kovy Kovy alk. zemín Lantanoidy Aktinoidy Prechodné prvky Kovy Polokovy Nekovy Halogény Vzácne plyny
 
This article is issued from Wikipedia. The text is licensed under Creative Commons - Attribution - Sharealike. Additional terms may apply for the media files.