§3. Reakčná rovnica a ako ju napísať

Interakcia vodík S kyslík, ako zistil Sir Henry Cavendish, vedie k tvorbe vody. Poďme na to jednoduchý príklad naučme sa skladať rovnice chemickej reakcie.
Čo vychádza z vodík A kyslík, už vieme:

H2 + 02 -> H20

Teraz zoberme do úvahy, že atómy chemických prvkov v chemické reakcie nezmiznúť a neobjaviť sa z ničoho, nepremeniť sa jeden na druhého, ale kombinovať v nových kombináciách, tvoriace nové molekuly. To znamená, že v rovnici chemickej reakcie musí byť rovnaký počet atómov každého typu predtým reakcie ( vľavo od znamienka rovnosti) a po koniec reakcie ( napravo od znamienka rovnosti), takto:

2H2+02 = 2H20

Tak to je reakčná rovnica - podmienené zaznamenávanie prebiehajúcej chemickej reakcie pomocou vzorcov látok a koeficientov.

To znamená, že v danej reakcii dvoch krtkov vodík musí reagovať s jeden krtko kyslík, a výsledok bude dvoch krtkov voda.

Interakcia vodík S kyslík- nie je to vôbec jednoduchý proces. Vedie k zmene oxidačných stavov týchto prvkov. Na výber koeficientov v takýchto rovniciach zvyčajne používajú " elektronické váhy".

Keď sa voda tvorí z vodíka a kyslíka, znamená to vodík zmenil svoj oxidačný stav z 0 predtým + ja, A kyslík- od 0 predtým −II. V tomto prípade niekoľko prešlo z atómov vodíka na atómy kyslíka. (n) elektróny:

Slúžia tu elektróny darujúce vodík redukčné činidlo a elektróny prijímajúce kyslík sú oxidačné činidlo.

Oxidačné činidlá a redukčné činidlá

Pozrime sa teraz, ako oddelene vyzerajú procesy dávania a prijímania elektrónov. Vodík po stretnutí s „lupičským“ kyslíkom stratí všetky svoje aktíva - dva elektróny a jeho oxidačný stav sa vyrovná + ja:

N 2 0 - 2 e− = 2H +I

Stalo rovnica oxidačnej polovičnej reakcie vodík.

A bandita- kyslík O 2, ktorý vzal posledné elektróny z nešťastného vodíka, je veľmi spokojný s jeho novým oxidačným stavom -II:

O2+4 e− = 2O −II

Toto redukčná rovnica polovičnej reakcie kyslík.

Zostáva dodať, že „bandit“ aj jeho „obeť“ stratili svoju chemickú individualitu a sú vyrobené z jednoduchých látok - plynov s dvojatómovými molekulami. H 2 A O 2 premenil na zložky novej chemickej látky - voda H20.

Ďalej budeme uvažovať takto: koľko elektrónov dalo redukčné činidlo oxidačnému banditovi, toľko elektrónov dostal. Počet elektrónov darovaných redukčným činidlom sa musí rovnať počtu elektrónov prijatých oxidačným činidlom.

Takže je to potrebné vyrovnať počet elektrónov v prvej a druhej polovičnej reakcii. V chémii sa akceptuje nasledujúca konvenčná forma písania rovníc polovičnej reakcie:

	2 N 2 0 − 2 e− = 2H +I
	1020 + 4 e− = 2O −II

Čísla 2 a 1 naľavo od zloženej zátvorky sú faktory, ktoré pomôžu zabezpečiť, aby bol počet daných a prijatých elektrónov rovnaký. Zoberme si, že v rovniciach polovičnej reakcie sú uvedené 2 elektróny a 4 sú akceptované, aby sme vyrovnali počet prijatých a daných elektrónov, nájdite najmenší spoločný násobok a ďalšie faktory. V našom prípade je najmenší spoločný násobok 4. Ďalšie faktory pre vodík budú 2 (4: 2 = 2) a pre kyslík - 1 (4: 4 = 1)
Výsledné multiplikátory budú slúžiť ako koeficienty budúcej reakčnej rovnice:

2H20 + 020 = 2H2+IO-II

Vodík oxiduje nielen pri stretnutí s kyslík. Na vodík pôsobia približne rovnako. fluór F 2, halogén a známy „lupič“, a zdanlivo neškodný dusík N 2:

H20 + F20 = 2H + IF -I

3H20 + N20 = 2N -III H3+I

V tomto prípade sa ukazuje fluorovodík HF alebo amoniak NH 3.

V oboch zlúčeninách je oxidačný stav vodík sa stáva rovnocenným + ja, pretože získava molekulových partnerov, ktorí sú „chtiví“ po elektronických tovaroch iných ľudí, s vysokou elektronegativitou - fluór F A dusík N. U dusík hodnota elektronegativity sa považuje za rovnú trom konvenčným jednotkám a fluorid Vo všeobecnosti je najvyššia elektronegativita medzi všetkými chemickými prvkami štyri jednotky. Nie je teda divu, že ponechali chudobný atóm vodíka bez akéhokoľvek elektronického prostredia.

ale vodík možno obnoviť- prijímať elektróny. Stáva sa to vtedy, ak sa na reakcii s ním zúčastňujú alkalické kovy alebo vápnik, ktoré majú nižšiu elektronegativitu ako vodík.

Osobitné postavenie má vodík v Periodická tabuľka chemické prvky D.I. Mendelejev. Z hľadiska počtu valenčných elektrónov a schopnosti tvoriť hydratačný ión H+ v roztokoch je podobný alkalickým kovom a mal by byť zaradený do skupiny I. Podľa počtu elektrónov potrebných na dokončenie vonkajšieho elektrónového obalu, hodnoty ionizačnej energie, schopnosti vykazovať negatívny oxidačný stav, malé atómový polomer Vodík by mal byť zaradený do skupiny VII periodickej tabuľky. Umiestnenie vodíka do jednej alebo druhej skupiny periodickej tabuľky je teda do značnej miery ľubovoľné, ale vo väčšine prípadov je zaradené do skupiny VII.

Elektronický vzorec vodíka 1 s 1. Jediný valenčný elektrón je priamo v dosahu pôsobenia atómové jadro. Jednoduchosť elektronická konfigurácia vodík to neznamená Chemické vlastnosti tohto prvku sú jednoduché. Naproti tomu chémia vodíka sa v mnohom líši od chémie iných prvkov. Vodík vo svojich zlúčeninách je schopný vykazovať oxidačné stavy +1 a –1.

Existuje veľké množstvo spôsobov výroby vodíka. V laboratóriu sa získava reakciou určitých kovov s kyselinami, napríklad:

Vodík možno získať elektrolýzou vodných roztokov kyseliny sírovej alebo zásad. V tomto prípade dochádza k procesu vývoja vodíka na katóde a kyslíka na anóde.

V priemysle sa vodík vyrába najmä z prírodných a súvisiacich plynov, produktov splyňovania palív a koksárenského plynu.

Jednoduchá látka vodík (H 2) je horľavý plyn, bez farby a zápachu. Teplota varu –252,8 °C. Vodík je 14,5-krát ľahší ako vzduch a mierne rozpustný vo vode.

Molekula vodíka je stabilná a má veľkú silu. V dôsledku vysokej disociačnej energie (435 kJ/mol) dochádza k rozkladu molekúl H 2 na atómy vo výraznejšej miere až pri teplotách nad 2000 °C.

Pre vodík sú možné pozitívne a negatívne oxidačné stavy, takže pri chemických reakciách môže vodík vykazovať oxidačné aj redukčné vlastnosti. V prípadoch, keď vodík pôsobí ako oxidačné činidlo, správa sa ako halogény, pričom vytvára hydridy podobné halogenidom ( hydridy pomenujte skupinu chemických zlúčenín vodíka s kovmi a prvkami menej elektronegatívnymi ako on):

Z hľadiska oxidačnej aktivity je vodík výrazne horší ako halogény. Preto iba hydridy alkalických kovov a kovov alkalických zemín vykazujú iónový charakter. Silnými redukčnými činidlami sú napríklad iónové, ako aj komplexné hydridy. Sú široko používané v chemických syntézach.

Vo väčšine reakcií sa vodík chová ako redukčné činidlo. Za normálnych podmienok vodík nereaguje s kyslíkom, ale keď sa zapáli, reakcia prebieha explozívne:

Zmes dvoch objemov vodíka s jedným objemom kyslíka sa nazýva detonačný plyn. Pri riadenom spaľovaní dochádza k uvoľňovaniu veľká kvantita teplo a teplota vodíkovo-kyslíkového plameňa dosiahne 3000 °C.

Reakcia s halogénmi prebieha rôznymi spôsobmi v závislosti od povahy halogénu:

S fluórom táto reakcia prebieha explozívne aj s nízke teploty. S chlórom na svetle prebieha reakcia aj explozívne. S brómom je reakcia oveľa pomalšia, ale s jódom nie je dokončená ani s vysoká teplota. Mechanizmus týchto reakcií je radikálny.

Pri zvýšených teplotách vodík interaguje s prvkami skupiny VI - sírou, selénom, telúrom, napríklad:

Veľmi dôležitá je reakcia vodíka s dusíkom. Táto reakcia je reverzibilná. Na posunutie rovnováhy smerom k tvorbe amoniaku použite vysoký krvný tlak. V priemysle sa tento proces uskutočňuje pri teplote 450–500 °C v prítomnosti rôznych katalyzátorov:

Vodík redukuje mnohé kovy z oxidov, napríklad:

Táto reakcia sa používa na získanie niektorých čistých kovov.

Obrovskú úlohu zohrávajú hydrogenačné reakcie Organické zlúčeniny, ktoré majú široké využitie ako v laboratórnej praxi, tak aj v priemyselnej organickej syntéze.

Zníženie prírodné zdroje uhľovodíky, znečistenie životné prostredie produkty spaľovania palív zvyšujú záujem o vodík ako palivo šetrné k životnému prostrediu. Vodík bude pravdepodobne hrať dôležitú úlohu v energetickom sektore budúcnosti.

V súčasnosti je vodík široko používaný v priemysle na syntézu amoniaku, metanolu, hydrogenáciu tuhých a kvapalných palív, v organickej syntéze, na zváranie a rezanie kovov atď.

Najdôležitejšia je voda H 2 O, oxid vodíka chemická zlúčenina. Za normálnych podmienok je voda bezfarebná kvapalina, bez zápachu a chuti. Voda je najrozšírenejšou látkou na povrchu Zeme. IN Ľudské telo obsahuje 63-68% vody.

Fyzikálne vlastnosti vody sú v mnohých smeroch anomálne. Pri normálnom atmosférickom tlaku voda vrie pri 100 °C. Bod tuhnutia čistej vody je 0 °C. Na rozdiel od iných kvapalín sa hustota vody pri ochladzovaní nezvyšuje monotónne, ale má maximum pri +4 °C. Tepelná kapacita vody je veľmi vysoká a dosahuje 418 kJ/mol·K. Tepelná kapacita ľadu pri 0 °C je 2,038 kJ/mol·K. Teplo topenia ľadu je abnormálne vysoké. Elektrická vodivosť vody je veľmi nízka. Abnormálne fyzikálne vlastnosti vody vysvetľujú jeho štruktúru. Uhol väzby H–O–H je 104,5°. Molekula vody je zdeformovaný štvorsten, v ktorého dvoch vrcholoch sa nachádzajú atómy vodíka a ďalšie dva sú obsadené orbitálmi osamelých párov elektrónov atómu kyslíka, ktoré sa nezúčastňujú na tvorbe chemických väzieb.

Voda je stabilná zlúčenina k jej rozkladu na kyslík a vodík dochádza len vplyvom jednosmerného elektrického prúdu alebo pri teplote okolo 2000 °C:

Voda priamo interaguje s kovmi v rozsahu štandardných elektronických potenciálov až po vodík. V závislosti od povahy kovu môžu byť reakčnými produktmi zodpovedajúce hydroxidy a oxidy. Rýchlosť reakcie, v závislosti od povahy kovu, sa tiež mení v širokých medziach. Sodík teda reaguje s vodou už pri izbovej teplote, reakcia je sprevádzaná uvoľňovaním veľkého množstva tepla; železo reaguje s vodou pri teplote 800 °C:

Vodík je plyn, je na prvom mieste v periodickej tabuľke. Názov tohto prvku, ktorý je v prírode rozšírený, je preložený z latinčiny ako „tvorba vody“. Aké fyzikálne a chemické vlastnosti vodíka teda poznáme?

Vodík: všeobecné informácie

O normálnych podmienkach Vodík nemá chuť, vôňu ani farbu.

Ryža. 1. Vzorec vodíka.

Keďže atóm má jednu elektrónovú energetickú hladinu, ktorá môže obsahovať maximálne dva elektróny, potom pre stabilný stav môže atóm buď prijať jeden elektrón (oxidačný stav -1), alebo jeden elektrón odovzdať (oxidačný stav +1), pričom konštantná valencia I Preto je symbol prvku vodík umiestnený nielen v skupine IA (hlavná podskupina skupiny I) spolu s alkalickými kovmi, ale aj v skupine VIIA (hlavná podskupina skupiny VII) spolu s halogénmi . Atómom halogénu tiež chýba jeden elektrón na vyplnenie vonkajšej úrovne a rovnako ako vodík sú nekovy. Vodík vykazuje kladný oxidačný stav v zlúčeninách, kde je spojený s viac elektronegatívnymi nekovovými prvkami, a záporný oxidačný stav v zlúčeninách s kovmi.

Ryža. 2. Umiestnenie vodíka v periodickej tabuľke.

Vodík má tri izotopy, z ktorých každý má svoj vlastný názov: protium, deutérium, trícium. Ich množstvo na Zemi je zanedbateľné.

Chemické vlastnosti vodíka

V jednoduchej látke H2 je väzba medzi atómami pevná (energia väzby 436 kJ/mol), preto je aktivita molekulárneho vodíka nízka. Za normálnych podmienok reaguje len s veľmi reaktívnymi kovmi a jediným nekovom, s ktorým vodík reaguje, je fluór:

F2+H2=2HF (fluorovodík)

Vodík reaguje s inými jednoduchými (kovy a nekovy) a komplexnými (oxidy, nešpecifikované organické zlúčeniny) látkami buď po ožiarení a zvýšenej teplote, alebo v prítomnosti katalyzátora.

Vodík horí v kyslíku, pričom sa uvoľňuje značné množstvo tepla:

2H2+02=2H20

Zmes vodíka a kyslíka (2 objemy vodíka a 1 objem kyslíka) pri zapálení prudko exploduje a preto sa nazýva detonačný plyn. Pri práci s vodíkom treba dodržiavať bezpečnostné predpisy.

Ryža. 3. Výbušný plyn.

V prítomnosti katalyzátorov môže plyn reagovať s dusíkom:

3H2+N2=2NH3

– touto reakciou pri zvýšených teplotách a tlakoch vzniká v priemysle amoniak.

Pri vysokých teplotách je vodík schopný reagovať so sírou, selénom a telúrom. a pri interakcii s alkalickými kovmi a kovmi alkalických zemín dochádza k tvorbe hydridov:

- V v tomto prípade vodík hrá úlohu oxidačného činidla.

Vodík má pri zvyšovaní teploty schopnosť redukovať oxidy mnohých kovov, čo vedie k tvorbe vody. Napríklad:

CuO+H2=H20+Cu

- V tento proces vodík je redukčné činidlo4.3. Celkový počet získaných hodnotení: 70.

10.1.Vodík

Názov „vodík“ sa vzťahuje na chemický prvok aj na jednoduchú látku. Element vodík pozostáva z atómov vodíka. Jednoduchá látka vodík pozostáva z molekúl vodíka.

A) Chemický prvok vodík

V prirodzenom rade prvkov je poradové číslo vodíka 1. V sústave prvkov je vodík v prvej perióde v skupine IA alebo VIIA.

Vodík je jedným z najbežnejších prvkov na Zemi. Molárny zlomok atómov vodíka v atmosfére, hydrosfére a litosfére Zeme (súhrnne nazývané zemská kôra) je 0,17. Nachádza sa vo vode, mnohých mineráloch, rope, zemnom plyne, rastlinách a živočíchoch. Priemerné ľudské telo obsahuje asi 7 kilogramov vodíka.

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 nikdy nenachádza. Deutérium je stabilné, ale je ho veľmi málo: w D = 0,015 % (z hmotnosti všetkého pozemského vodíka). Preto sa atómová hmotnosť vodíka veľmi málo líši od 1 Dn (1,00794 Dn).

b) Atóm vodíka

Z predchádzajúcich častí kurzu chémie už poznáte nasledujúce charakteristiky atómu vodíka:

Valenčné schopnosti atómu vodíka sú určené prítomnosťou jedného elektrónu v jedinom valenčnom orbitále. Vysoká ionizačná energia spôsobuje, že atóm vodíka nie je náchylný vzdať sa elektrónu a nie príliš vysoká energia elektrónovej afinity vedie k miernej tendencii ho prijať. V dôsledku toho je v chemických systémoch tvorba katiónu H nemožná a zlúčeniny s aniónom H nie sú veľmi stabilné. Atóm vodíka teda s najväčšou pravdepodobnosťou vytvorí kovalentnú väzbu s inými atómami vďaka svojmu jednému nespárovanému elektrónu. Ako v prípade tvorby aniónu, tak aj v prípade tvorby kovalentnej väzby je atóm vodíka jednoväzbový.
V jednoduchej látke je oxidačný stav atómov vodíka vo väčšine zlúčenín nulový, vodík má oxidačný stav +I a iba v hydridoch najmenej elektronegatívnych prvkov má vodík oxidačný stav –I.
Informácie o valenčných schopnostiach atómu vodíka sú uvedené v tabuľke 28. Stav valencie atómu vodíka viazaného jednou kovalentnou väzbou na ľubovoľný atóm je v tabuľke označený symbolom „H-“.

Tabuľka 28.Valenčné možnosti atómu vodíka

Valenčný stav				Príklady chemikálií
			ja 0 – ja	HCl, H20, H2S, NH3, CH4, C2H6, NH4Cl, H2S04, NaHC03, KOH H 2 B2H6, SiH4, GeH4
				NaH, KH, CaH2, BaH2

c) Molekula vodíka

Dvojatómová molekula vodíka H2 vzniká, keď sú atómy vodíka viazané jedinou kovalentnou väzbou, ktorá je pre ne možná. Spojenie je tvorené výmenným mechanizmom. Podľa spôsobu prekrývania elektrónových oblakov ide o s-väzbu (obr. 10.1 A). Keďže atómy sú rovnaké, väzba je nepolárna.

Medziatómová vzdialenosť (presnejšie rovnovážna medziatómová vzdialenosť, pretože atómy vibrujú) v molekule vodíka r(H–H) = 0,74 A (obr. 10.1 V), čo je podstatne menej ako súčet obežných polomerov (1,06 A). V dôsledku toho sa elektrónové oblaky viazaných atómov hlboko prekrývajú (obr. 10.1 b) a väzba v molekule vodíka je silná. Toto je skoro to isté veľký význam väzbová energia (454 kJ/mol).
Ak charakterizujeme tvar molekuly hraničnou plochou (podobne ako hraničná plocha elektrónového oblaku), potom môžeme povedať, že molekula vodíka má tvar mierne zdeformovanej (predĺženej) gule (obr. 10.1). G).

d) vodík (látka)

Za normálnych podmienok je vodík bezfarebný plyn bez zápachu. V malých množstvách je netoxický. Pevný vodík sa topí pri 14 K (–259 °C) a kvapalný vodík vrie pri 20 K (-253 °C). Nízke teploty topenia a varu, veľmi malý teplotný rozsah pre existenciu kvapalného vodíka (iba 6 °C), ako aj malé hodnoty molárnych teplôt topenia (0,117 kJ/mol) a vyparovania (0,903 kJ/mol ) naznačujú, že medzimolekulové väzby vo vodíku sú veľmi slabé.
Hustota vodíka r(H2) = (2 g/mol): (22,4 l/mol) = 0,0893 g/l. Pre porovnanie: priemerná hustota vzduchu je 1,29 g/l. To znamená, že vodík je 14,5-krát „ľahší“ ako vzduch. Je prakticky nerozpustný vo vode.
Pri izbovej teplote je vodík neaktívny, ale pri zahriatí reaguje s mnohými látkami. V týchto reakciách môžu atómy vodíka buď zvýšiť alebo znížiť svoj oxidačný stav: H2 + 2 e– = 2Н –I, Н 2 – 2 e– = 2H +I.
V prvom prípade je vodík oxidačným činidlom, napríklad pri reakciách so sodíkom alebo vápnikom: 2Na + H 2 = 2NaH, ( t) Ca + H2 = CaH2. ( t)
Ale redukčné vlastnosti vodíka sú charakteristické: O 2 + 2H 2 = 2H 2 O, ( t)
CuO + H2 = Cu + H20. ( t)
Pri zahrievaní sa vodík oxiduje nielen kyslíkom, ale aj niektorými inými nekovmi, napríklad fluórom, chlórom, sírou a dokonca aj dusíkom.
V laboratóriu ako výsledok reakcie vzniká vodík

Zn + H2S04 = ZnS04 + H2.

Namiesto zinku môžete použiť železo, hliník a niektoré ďalšie kovy a namiesto kyseliny sírovej môžete použiť iné zriedené kyseliny. Výsledný vodík sa zhromažďuje v skúmavke vytesnením vody (pozri obr. 10.2 b) alebo jednoducho do obrátenej banky (obr. 10.2 A).

V priemysle sa vodík vyrába vo veľkých množstvách zo zemného plynu (hlavne metánu) jeho reakciou s vodnou parou pri 800 °C v prítomnosti niklového katalyzátora:

CH4 + 2H20 = 4H2 + C02 ( t, Ni)

alebo upravte uhlie pri vysokej teplote vodnou parou:

2H20 + C = 2H2 + C02. ( t)

Čistý vodík sa získava z vody jej rozkladom elektrický šok(podlieha elektrolýze):

2H20 = 2H2+02 (elektrolýza).

e) Zlúčeniny vodíka

Hydridy (binárne zlúčeniny obsahujúce vodík) sa delia na dva hlavné typy:
a) prchavé (molekulové) hydridy,
b) soli podobné (iónové) hydridy.
Prvky skupín IVA – VIIA a bór tvoria molekulové hydridy. Z nich sú stabilné iba hydridy prvkov tvoriacich nekovy:

B2H6; NH3; H20; HF
SiH4;PH3; H2S; HCl
AsH3; H2Se; HBr
H2Te; AHOJ
S výnimkou vody sú všetky tieto zlúčeniny pri izbovej teplote plynné látky, odtiaľ ich názov - „prchavé hydridy“.
Niektoré z prvkov, ktoré tvoria nekovy, sa nachádzajú aj v zložitejších hydridoch. Napríklad uhlík tvorí zlúčeniny so všeobecným vzorcom C n H 2 n+2, C n H 2 n, C n H 2 n–2 a ďalšie, kde n môžu byť veľmi veľké (tieto zlúčeniny sa študujú v organickej chémii).
Iónové hydridy zahŕňajú hydridy alkálií, prvkov alkalických zemín a horčíka. Kryštály týchto hydridov pozostávajú z H aniónov a katiónov kovov v najvyššom oxidačnom stave Me alebo Me 2 (v závislosti od skupiny prvkov systému).

LiH
NaH	MgH 2
KH	CaH2
RbH	SrH 2
CsH	BaH 2

Iónové a takmer všetky molekulárne hydridy (okrem H 2 O a HF) sú redukčné činidlá, ale iónové hydridy vykazujú redukčné vlastnosti oveľa silnejšie ako molekulárne.
Okrem hydridov je vodík súčasťou hydroxidov a niektorých solí. S vlastnosťami týchto zložitejších zlúčenín vodíka sa zoznámite v nasledujúcich kapitolách.
Hlavnými spotrebiteľmi vodíka vyrábaného v priemysle sú závody na výrobu amoniaku a dusíkatých hnojív, kde sa amoniak získava priamo z dusíka a vodíka:

N2+3H22NH3 ( R, t, Pt – katalyzátor).

Vodík sa vo veľkých množstvách používa na výrobu metylalkoholu (metanolu) reakciou 2H 2 + CO = CH 3 OH ( t, ZnO – katalyzátor), ako aj pri výrobe chlorovodíka, ktorý sa získava priamo z chlóru a vodíka:

H2 + Cl2 = 2 HCl.

Niekedy sa vodík používa v metalurgii ako redukčné činidlo pri výrobe čistých kovov, napríklad: Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H20.

1. Z akých častíc sa skladajú jadrá a) protia, b) deutéria, c) trícia?
2.Porovnajte ionizačnú energiu atómu vodíka s ionizačnou energiou atómov iných prvkov. Ktorý prvok je z hľadiska tejto charakteristiky najbližší vodíku?
3. Urobte to isté pre energiu elektrónovej afinity
4. Porovnajte smer polarizácie kovalentnej väzby a stupeň oxidácie vodíka v zlúčeninách: a) BeH 2, CH 4, NH 3, H 2 O, HF; b) CH4, SiH4, GeH4.
5.Napíšte najjednoduchší, molekulárny, štruktúrny a priestorový vzorec vodíka. Ktorý sa používa najčastejšie?
6. Často hovoria: „Vodík je ľahší ako vzduch.“ Čo to znamená? V akých prípadoch možno tento výraz brať doslovne a v akých nie?
7. Vytvorte štruktúrne vzorce hydridov draslíka a vápnika, ako aj amoniaku, sírovodíka a bromovodíka.
8. Pri znalosti molárnych teplôt topenia a vyparovania vodíka určte hodnoty zodpovedajúcich špecifických veličín.
9. Pre každú zo štyroch reakcií ilustrujúcich základné chemické vlastnosti vodíka vytvorte elektronické váhy. Označte oxidačné a redukčné činidlá.
10. Laboratórnou metódou určte hmotnosť zinku potrebnú na výrobu 4,48 litra vodíka.
11. Určte hmotnosť a objem vodíka, ktorý možno získať z 30 m 3 zmesi metánu a vodnej pary odobratej v objemovom pomere 1:2 s výťažnosťou 80 %.
12. Zostavte rovnice pre reakcie, ktoré prebiehajú pri interakcii vodíka a) s fluórom, b) so sírou.
13. Nižšie uvedené reakčné schémy ilustrujú základné chemické vlastnosti iónových hydridov:

a) MH + O2MOH ( t); b) MH + Cl2MCl + HCl ( t);
c) MH + H20 MOH + H2; d) MH+HCl(p)MCl+H2
Tu M je lítium, sodík, draslík, rubídium alebo cézium. Napíšte rovnice pre zodpovedajúce reakcie, ak M je sodík. Ilustrujte chemické vlastnosti hydridu vápenatého pomocou reakčných rovníc.
14.Pomocou metódy elektrónovej rovnováhy vytvorte rovnice pre nasledujúce reakcie ilustrujúce redukčné vlastnosti niektorých molekulových hydridov:
a) HI + Cl2HCl + I2 ( t); b) NH3 + 02H20 + N2 ( t); c) CH4 + 02H20 + CO2 ( t).

10.2 Kyslík

Rovnako ako u vodíka, slovo "kyslík" je názov chemického prvku a jednoduchá látka. Okrem jednoduchej veci" kyslík"(dikyslík) chemický prvok kyslík tvorí ďalšiu jednoduchú látku nazývanú „ ozón"(trikyslík). Toto alotropné modifikácie kyslík. Látku kyslík tvoria molekuly kyslíka O 2 a látku ozón tvoria molekuly ozónu O 3 .

a) Chemický prvok kyslík

V prirodzenom rade prvkov je poradové číslo kyslíka 8. V sústave prvkov je kyslík v druhej perióde v skupine VIA.
Kyslík je najrozšírenejším prvkom na Zemi. IN zemská kôra každý druhý atóm je atóm kyslíka, to znamená, že molárny podiel kyslíka v atmosfére, hydrosfére a litosfére Zeme je asi 50%. Kyslík (látka) - komponent vzduchu. Objemový podiel kyslíka vo vzduchu je 21%. Kyslík (prvok) sa nachádza vo vode, mnohých mineráloch, rastlinách a živočíchoch. Ľudské telo obsahuje v priemere 43 kg kyslíka.
Prírodný kyslík pozostáva z troch izotopov (16 O, 17 O a 18 O), z ktorých najľahší izotop 16 O je najbežnejší. Preto je atómová hmotnosť kyslíka blízka 16 Dn (15,9994 Dn).

b) Atóm kyslíka

Poznáte nasledujúce charakteristiky atómu kyslíka.

Tabuľka 29.Valenčné možnosti atómu kyslíka

Valenčný stav				Príklady chemikálií
				Al 2 O 3 , Fe 2 O 3 , Cr 2 O 3 *
			–II – ja 0 + ja +II	H20, SO2, SO3, CO2, Si02, H2S04, HN02, HCl04, COCl2, H202 O2** O2F2 OF 2
				NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2 Na202, K202, Ca02, Ba02
				Li20, Na20, MgO, CaO, BaO, FeO, La203

* Tieto oxidy možno považovať aj za iónové zlúčeniny.
** Atómy kyslíka v molekule nie sú v tomto valenčnom stave; toto je len príklad látky s oxidačným stavom atómov kyslíka rovným nule
Vysoká ionizačná energia (ako má vodík) zabraňuje tvorbe jednoduchého katiónu z atómu kyslíka. Energia elektrónovej afinity je pomerne vysoká (takmer dvakrát vyššia ako energia vodíka), čo poskytuje atómu kyslíka väčšiu tendenciu získavať elektróny a schopnosť vytvárať anióny O2A. Ale energia elektrónovej afinity atómu kyslíka je stále nižšia ako energia atómov halogénu a dokonca aj iných prvkov skupiny VIA. Preto anióny kyslíka ( oxidové ióny) existujú iba v zlúčeninách kyslíka s prvkami, ktorých atómy sa veľmi ľahko vzdávajú elektrónov.
Zdieľaním dvoch nepárových elektrónov môže atóm kyslíka vytvoriť dve kovalentné väzby. Dva osamelé páry elektrónov v dôsledku nemožnosti excitácie môžu vstúpiť iba do interakcie donor-akceptor. Bez ohľadu na multiplicitu väzby a hybridizáciu teda môže byť atóm kyslíka v jednom z piatich valenčných stavov (tabuľka 29).
Najtypickejší valenčný stav pre atóm kyslíka je W k = 2, to znamená vytvorenie dvoch kovalentných väzieb v dôsledku dvoch nespárovaných elektrónov.
Veľmi vysoká elektronegativita atómu kyslíka (vyššia len pre fluór) vedie k tomu, že vo väčšine jeho zlúčenín má kyslík oxidačný stav –II. Existujú látky, v ktorých kyslík vykazuje iné oxidačné stavy, niektoré z nich sú uvedené v tabuľke 29 ako príklady a porovnávacia stabilita je znázornená na obr. 10.3.

c) Molekula kyslíka

Experimentálne sa zistilo, že dvojatómová molekula kyslíka O2 obsahuje dva nepárové elektróny. Použitím metódy valenčnej väzby nie je možné vysvetliť túto elektrónovú štruktúru tejto molekuly. Väzba v molekule kyslíka je však svojimi vlastnosťami blízka kovalentnej. Molekula kyslíka je nepolárna. Medziatómová vzdialenosť ( r o–o = 1,21 A = 121 nm) je menšia ako vzdialenosť medzi atómami spojenými jednoduchou väzbou. Molárna väzbová energia je pomerne vysoká a dosahuje 498 kJ/mol.

d) Kyslík (látka)

Za normálnych podmienok je kyslík bezfarebný plyn bez zápachu. Pevný kyslík sa topí pri 55 K (–218 °C) a kvapalný kyslík vrie pri 90 K (-183 °C).
Medzimolekulové väzby v pevnom a kvapalnom kyslíku sú o niečo silnejšie ako vo vodíku, o čom svedčí väčší teplotný rozsah existencie kvapalného kyslíka (36 °C) a väčšie mólové teplo topenia (0,446 kJ/mol) a vyparovania (6,83 kJ). /mol).
Kyslík je vo vode málo rozpustný: pri 0 °C sa v 100 objemoch vody (kvapaliny!) rozpustí iba 5 objemových dielov kyslíka (plynu!).
Vysoká náchylnosť atómov kyslíka k získavaniu elektrónov a vysoká elektronegativita vedú k tomu, že kyslík má iba oxidačné vlastnosti. Tieto vlastnosti sú obzvlášť výrazné pri vysokých teplotách.
Kyslík reaguje s mnohými kovmi: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( t);
nekovy: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2 = P 4 O 10,
a komplexné látky: CH4 + 202 = C02 + 2H20, 2H2S + 302 = 2H20 + 2S02.

Najčastejšie sa v dôsledku takýchto reakcií získavajú rôzne oxidy (pozri kapitolu II § 5), ale aktívne alkalické kovy, napríklad sodík, sa pri spaľovaní menia na peroxidy:

2Na + 02 = Na202.

Štruktúrny vzorec výsledného peroxidu sodného je (Na)2(O-O).
Tlejúca trieska umiestnená v kyslíku sa rozhorí. Ide o pohodlný a jednoduchý spôsob detekcie čistého kyslíka.
V priemysle sa kyslík získava zo vzduchu rektifikáciou (komplexná destilácia) a v laboratóriu - vystavením určitých zlúčenín obsahujúcich kyslík tepelnému rozkladu, napríklad:
2KMn04 = K2Mn04 + Mn02 + 02 (200 °C);
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (150 °C, MnO 2 – katalyzátor);
2KN03 = 2KN02 + 302 (400 °C)
a navyše katalytickým rozkladom peroxidu vodíka pri teplote miestnosti: 2H202 = 2H20 + O2 (katalyzátor Mn02).
Čistý kyslík sa v priemysle používa na zintenzívnenie procesov, pri ktorých dochádza k oxidácii, a na vytvorenie vysokoteplotného plameňa. V raketovej technike sa ako okysličovadlo používa kvapalný kyslík.
Kyslík má veľký význam pre udržanie života rastlín, zvierat a ľudí. Za normálnych podmienok má človek dostatok kyslíka vo vzduchu na dýchanie. Ale v podmienkach, kde nie je dostatok vzduchu alebo nie je vzduch vôbec žiadny (v lietadlách, pri potápačských prácach, v kozmických lodiach atď.), špeciálne zmesi plynov obsahujúce kyslík. Kyslík sa v medicíne používa aj pri chorobách, ktoré spôsobujú ťažkosti s dýchaním.

e) Ozón a jeho molekuly

Ozón O 3 je druhou alotropnou modifikáciou kyslíka.
Trojatómová molekula ozónu má rohovú štruktúru medzi dvoma štruktúrami reprezentovanými nasledujúcimi vzorcami:

Ozón je tmavomodrý plyn so štipľavým zápachom. Pre svoju silnú oxidačnú aktivitu je jedovatý. Ozón je jeden a pol krát „ťažší“ ako kyslík a o niečo viac rozpustný vo vode ako kyslík.
Ozón sa tvorí v atmosfére z kyslíka počas bleskových elektrických výbojov:

302 = 203 ().

Za normálnych teplôt sa ozón pomaly mení na kyslík a pri zahriatí tento proces prebieha explozívne.
Ozón je obsiahnutý v takzvanej "ozónovej vrstve" zemskú atmosféru, chrániaci všetok život na Zemi pred škodlivé účinky slnečné žiarenie.
V niektorých mestách sa na dezinfekciu (dezinfekciu) pitnej vody používa namiesto chlóru ozón.

Nakreslite štruktúrne vzorce týchto látok: OF 2, H 2 O, H 2 O 2, H 3 PO 4, (H 3 O) 2 SO 4, BaO, BaO 2, Ba(OH) 2. Pomenujte tieto látky. Opíšte valenčné stavy atómov kyslíka v týchto zlúčeninách.
Určte mocenstvo a oxidačný stav každého atómu kyslíka.
2. Zostavte rovnice pre spaľovacie reakcie lítia, horčíka, hliníka, kremíka, červeného fosforu a selénu v kyslíku (atómy selénu sú oxidované na oxidačný stupeň +IV, atómy ostatných prvkov do najvyššieho oxidačného stupňa). Do akých tried oxidov patria produkty týchto reakcií?
3. Koľko litrov ozónu možno získať (za normálnych podmienok) a) z 9 litrov kyslíka, b) z 8 g kyslíka?

Voda je najrozšírenejšou látkou v zemskej kôre. Hmotnosť zemskej vody sa odhaduje na 10 18 ton. Voda je základom hydrosféry našej planéty, navyše je obsiahnutá v atmosfére, vo forme ľadu tvorí polárne čiapky Zeme a vysokohorské ľadovce a je tiež súčasťou rôznych hornín. Hmotnostný podiel vody v ľudskom tele je asi 70%.
Voda je jediná látka, ktorá má všetky tri stavov agregácie majú svoje špeciálne mená.

Elektrónová štruktúra molekuly vody (obr. 10.4 A) sme podrobne študovali skôr (pozri § 7.10).
V dôsledku polarity väzieb O–H a uhlového tvaru je molekula vody elektrický dipól.

Na charakterizáciu polarity elektrického dipólu sa používa fyzikálna veličina nazývaná „ elektrický moment elektrického dipólu" alebo jednoducho" dipólového momentu".

V chémii sa dipólový moment meria v debye: 1 D = 3,34. 10-30 trieda. m

V molekule vody sú dve polárne kovalentné väzby, to znamená dva elektrické dipóly, z ktorých každý má svoj vlastný dipólový moment ( a ). Celkový dipólový moment molekuly sa rovná vektorovému súčtu týchto dvoch momentov (obr. 10.5):

(H20) = ,

Kde q 1 a q 2 – čiastkové náboje (+) na atómoch vodíka a – medziatómové vzdialenosti O – H v molekule. Pretože q 1 = q 2 = q, a potom

Experimentálne stanovené dipólové momenty molekuly vody a niektorých ďalších molekúl sú uvedené v tabuľke.

Tabuľka 30.Dipólové momenty niektorých polárnych molekúl

Molekula		Molekula		Molekula

Vzhľadom na dipólovú povahu molekuly vody je často schematicky znázornená takto:
Čistá voda je bezfarebná kvapalina bez chuti a zápachu. Niektoré základné fyzikálne vlastnosti vody sú uvedené v tabuľke.

Tabuľka 31.Niektoré fyzikálne vlastnosti vody

Veľké hodnoty molárnych teplôt topenia a vyparovania (rádovo väčšie ako u vodíka a kyslíka) naznačujú, že molekuly vody, v pevnej aj kvapalnej hmote, sú celkom pevne spojené. Tieto spojenia sa nazývajú " vodíkové väzby".

ELEKTRICKÝ DIPOL, DIPOLOVÝ MOMENT, POLARITA VÄZBY, POLARITA MOLEKULY.
Koľko valenčných elektrónov atómu kyslíka sa podieľa na tvorbe väzieb v molekule vody?
2. Keď sa ktoré orbitály prekrývajú, vznikajú väzby medzi vodíkom a kyslíkom v molekule vody?
3.Urobte schému vzniku väzieb v molekule peroxidu vodíka H 2 O 2. Čo môžete povedať o priestorovej štruktúre tejto molekuly?
4. Medziatómové vzdialenosti v molekulách HF, HCl a HBr sú rovné 0,92; 1,28 a 1,41. Pomocou tabuľky dipólových momentov vypočítajte a porovnajte čiastkové náboje na atómoch vodíka v týchto molekulách.
5. Medziatómové vzdialenosti S – H v molekule sírovodíka sú 1,34 a uhol medzi väzbami je 92°. Určte hodnoty čiastkových nábojov na atómoch síry a vodíka. Čo môžete povedať o hybridizácii valenčných orbitálov atómu síry?

10.4. Vodíková väzba

Ako už viete, v dôsledku výrazného rozdielu v elektronegativite vodíka a kyslíka (2,10 a 3,50) získava atóm vodíka v molekule vody veľký kladný parciálny náboj ( q h = 0,33 e) a atóm kyslíka má ešte väčší záporný parciálny náboj ( q h = -0,66 e). Pripomeňme tiež, že atóm kyslíka má dva osamelé páry elektrónov sp 3-hybridný AO. Atóm vodíka jednej molekuly vody je priťahovaný k atómu kyslíka inej molekuly a navyše poloprázdny 1s-AO atómu vodíka čiastočne prijíma pár elektrónov atómu kyslíka. Výsledkom týchto interakcií medzi molekulami je a zvláštny druh medzimolekulové väzby – vodíková väzba.
V prípade vody môže byť tvorba vodíkových väzieb znázornená schematicky takto:

V poslednom štruktúrnom vzorci tri bodky (bodkovaná čiara, nie elektróny!) označujú vodíkovú väzbu.

Vodíkové väzby existujú nielen medzi molekulami vody. Vzniká, ak sú splnené dve podmienky:
1) molekula má vysoko polárnu väzbu H–E (E je symbolom atómu pomerne elektronegatívneho prvku),
2) molekula obsahuje atóm E s veľkým záporným čiastočným nábojom a osamelým párom elektrónov.
Prvok E môže byť fluór, kyslík a dusík. Vodíkové väzby sú výrazne slabšie, ak E je chlór alebo síra.
Príklady látok s vodíkovými väzbami medzi molekulami: fluorovodík, tuhý alebo kvapalný amoniak, etylalkohol a mnohé ďalšie.

V kvapalnom fluorovodíku sú jeho molekuly spojené vodíkovými väzbami do dosť dlhých reťazcov a v kvapalnom a pevnom amoniaku sa vytvárajú trojrozmerné siete.
Pokiaľ ide o pevnosť, vodíková väzba je stredná medzi chemickou väzbou a inými typmi medzimolekulových väzieb. Molárna energia vodíkovej väzby sa zvyčajne pohybuje od 5 do 50 kJ/mol.
V pevnej vode (t. j. ľadových kryštáloch) sú všetky atómy vodíka viazané vodíkovými väzbami na atómy kyslíka, pričom každý atóm kyslíka tvorí dve vodíkové väzby (pomocou oboch osamelých párov elektrónov). Vďaka tejto štruktúre je ľad „voľnejší“ v porovnaní s tekutou vodou, kde sú niektoré vodíkové väzby prerušené a molekuly sa môžu „zbaliť“ o niečo tesnejšie. Táto vlastnosť štruktúry ľadu vysvetľuje, prečo na rozdiel od väčšiny ostatných látok má voda v pevnom skupenstve nižšiu hustotu ako v kvapalnom. Maximálnu hustotu dosahuje voda pri 4 °C – pri tejto teplote sa poruší pomerne veľa vodíkových väzieb a tepelná rozťažnosť ešte nemá na hustotu veľmi silný vplyv.
Vodíkové väzby sú v našom živote veľmi dôležité. Predstavme si na chvíľu, že sa vodíkové väzby prestali vytvárať. Tu sú niektoré dôsledky:

• voda pri izbovej teplote by sa stala plynnou, pretože by jej bod varu klesol na približne -80 °C;
• všetky vodné plochy by začali zamŕzať od dna, keďže hustota ľadu by bola väčšia ako hustota tekutej vody;
• Dvojzávitnica DNA a oveľa viac by prestali existovať.

Uvedené príklady stačia na pochopenie, že v tomto prípade by sa príroda na našej planéte stala úplne inou.

VODÍKOVÁ VÄZBA, PODMIENKY JEJ VZNIKU.
Vzorec etylalkoholu je CH 3 – CH 2 – O – H. Medzi ktorými atómami rôznych molekúl tejto látky vznikajú vodíkové väzby? Napíšte štruktúrne vzorce znázorňujúce ich tvorbu.
2. Vodíkové väzby existujú nielen v jednotlivých látkach, ale aj v roztokoch. Ukážte pomocou štruktúrnych vzorcov, ako vznikajú vodíkové väzby vodný roztok a) amoniak, b) fluorovodík, c) etanol (etylalkohol). = 2H20.
Obe tieto reakcie prebiehajú vo vode neustále a rovnakou rýchlosťou, preto je vo vode rovnováha: 2H 2 O AN 3 O + OH.
Táto rovnováha sa nazýva rovnováha autoprotolýzy voda.

Priama reakcia tohto reverzibilného procesu je endotermická, preto sa pri zahrievaní zvyšuje autoprotolýza, ale pri izbovej teplote je rovnováha posunutá doľava, to znamená, že koncentrácia iónov H 3 O a OH je zanedbateľná. Čomu sa rovnajú?
Podľa zákona masovej akcie

Ale vzhľadom na to, že počet zreagovaných molekúl vody je nevýznamný v porovnaní s celkovým počtom molekúl vody, môžeme predpokladať, že koncentrácia vody pri autoprotolýze sa prakticky nemení a 2 = const Takáto nízka koncentrácia opačne nabitých iónov v čistá voda vysvetľuje, prečo táto kvapalina, hoci slabo, stále vedie elektrický prúd.

AUTOPROTOLYZA VODY, AUTOPROTOLYZA KONŠTANTA (IÓNOVÝ PRODUKT) VODY.
Iónový produkt kvapalného amoniaku (bod varu –33 °C) je 2·10 –28. Napíšte rovnicu autoprotolýzy amoniaku. Určte koncentráciu amónnych iónov v čistom kvapalnom amoniaku. Ktorá látka má väčšiu elektrickú vodivosť, voda alebo kvapalný amoniak?

1. Výroba vodíka a jeho spaľovanie (redukčné vlastnosti).
2. Získavanie kyslíka a spaľovanie látok v ňom (oxidačné vlastnosti).

Chemické vlastnosti vodíka

Za normálnych podmienok je molekulárny vodík relatívne málo aktívny, priamo sa kombinuje len s najaktívnejšími nekovmi (s fluórom a na svetle s chlórom). Pri zahrievaní však reaguje s mnohými prvkami.

Vodík reaguje s jednoduchými a zložitými látkami:

- Interakcia vodíka s kovmi vedie k tvorbe komplexných látok - hydridov, v ktorých chemických vzorcoch je atóm kovu vždy na prvom mieste:

Pri vysokej teplote reaguje vodík priamo s niektorými kovmi(alkalické, alkalické zeminy a iné), tvoriace biele kryštalické látky - hydridy kovov (Li H, Na H, KH, CaH 2 atď.):

H2 + 2Li = 2LiH

Hydridy kovov sa vodou ľahko rozložia za vzniku zodpovedajúcej alkálie a vodíka:

So H2 + 2H20 = Ca(OH)2 + 2H2

- Keď vodík interaguje s nekovmi vznikajú prchavé zlúčeniny vodíka. IN chemický vzorec prchavá zlúčenina vodíka, atóm vodíka môže byť buď na prvom alebo druhom mieste, v závislosti od jeho umiestnenia v PSCE (pozri štítok na snímke):

1). S kyslíkom Vodík tvorí vodu:

Video "Spaľovanie vodíka"

2H2+02 = 2H20 + Q

Pri normálnych teplotách prebieha reakcia extrémne pomaly, nad 550°C - s výbuchom (tzv. zmes 2 objemov H2 a 1 objemu O2 výbušný plyn) .

Video „Výbuch detonačného plynu“

Video „Príprava a výbuch výbušnej zmesi“

2). S halogénmi Vodík tvorí halogenovodík, napr.

H2 + Cl2 = 2 HCl

Vodík zároveň exploduje s fluórom (aj v tme a pri -252°C), s chlórom a brómom reaguje len pri osvetlení alebo zahriatí a s jódom iba pri zahriatí.

3). S dusíkom Vodík reaguje za vzniku amoniaku:

ZN2 + N2 = 2NH3

len na katalyzátore a pri zvýšených teplotách a tlakoch.

4). Pri zahrievaní vodík prudko reaguje so sírou:

H2+S = H2S (sírovodík),

oveľa ťažšie so selénom a telúrom.

5). S čistým uhlíkom Vodík môže reagovať bez katalyzátora iba pri vysokých teplotách:

2H2 + C (amorfný) = CH4 (metán)

- Vodík podlieha substitučnej reakcii s oxidmi kovov , v tomto prípade sa vo výrobkoch tvorí voda a kov sa redukuje. Vodík - má vlastnosti redukčného činidla:

Používa sa vodík na regeneráciu mnohých kovov, pretože odoberá kyslík z ich oxidov:

Fe304 + 4H2 = 3Fe + 4H20 atď.

Aplikácie vodíka

Video „Použitie vodíka“

V súčasnosti sa vodík vyrába v obrovských množstvách. Jeho veľká časť sa využíva pri syntéze amoniaku, hydrogenácii tukov a pri hydrogenácii uhlia, olejov a uhľovodíkov. Okrem toho sa na syntézu používa vodík kyseliny chlorovodíkovej metylalkohol, kyselina kyanovodíková, pri zváraní a kovaní kovov, ako aj pri výrobe žiaroviek a drahokamy. Vodík sa predáva vo fľašiach pod tlakom nad 150 atm. Sú natreté tmavozelenou farbou a majú červený nápis „Hydrogen“.

Vodík sa používa na premenu tekutých tukov na tuhé tuky (hydrogenácia), pri výrobe kvapalného paliva hydrogenáciou uhlia a vykurovacieho oleja. V metalurgii sa vodík používa ako redukčné činidlo pre oxidy alebo chloridy na výrobu kovov a nekovov (germánium, kremík, gálium, zirkónium, hafnium, molybdén, volfrám atď.).

Praktické využitie vodíka je rôzne: zvyčajne sa používa na plnenie balónov, chemický priemysel slúži ako surovina na výrobu mnohých veľmi dôležitých produktov (čpavok a pod.), v potravinách - na výrobu rastlinné oleje tuhé tuky a pod. Vysoká teplota (až 2600 °C), ktorá je výsledkom spaľovania vodíka v kyslíku, sa využíva na tavenie žiaruvzdorných kovov, kremeňa atď. Kvapalný vodík je jedným z najúčinnejších prúdových palív. Ročná celosvetová spotreba vodíka presahuje 1 milión ton.

SIMULÁTORY

č. 2. Vodík

ZADÁVACIE ÚLOHY

Úloha č.1
Napíšte reakčné rovnice pre interakciu vodíka s nasledujúcimi látkami: F 2, Ca, Al 2 O 3, oxid ortuťnatý (II), oxid wolfrámu (VI). Pomenujte produkty reakcie, uveďte typy reakcií.

Úloha č.2
Vykonajte transformácie podľa schémy:
H20 -> H2 -> H2S -> SO2

Úloha č.3.
Vypočítajte hmotnosť vody, ktorú možno získať spálením 8 g vodíka?