Wodór

Wodór
– ← wodór → hel
– ↑ H ↓ Li 1 H
Wygląd
bezbarwny
wodór świecący w lampie wyładowczej
Widmo emisyjne wodoru
Ogólne informacje
Nazwa, symbol, l.a.	wodór, H, 1 (łac. hydrogenium)
Grupa, okres, blok	1, 1, s
Stopień utlenienia	I
Właściwości metaliczne	niemetal
Właściwości tlenków	amfoteryczne
Masa atomowa	1,00794 u
Stan skupienia	gazowy
Gęstość	0,0899 kg/m³
Temperatura topnienia	−259 °C
Temperatura wrzenia	−253 °C
Numer CAS	1333-74-0
PubChem	783
Właściwości atomowe Promień • atomowy • walencyjny • van der Waalsa 25 (53) pm 37 pm 120 pm Konfiguracja elektronowa 1s1 Zapełnienie powłok 1 (wizualizacja powłok) Elektroujemność • w skali Paulinga • w skali Allreda 2,20 2,20 Potencjały jonizacyjne I 1312 kJ/mol
Właściwości fizyczne Punkt krytyczny −240 °C; 1,3 MPa Ciepło parowania 0,44936 kJ/mol Ciepło topnienia 0,05868 kJ/mol Ciśnienie pary nasyconej 209 Pa (23 K) Konduktywność 13,8×106 S/m Ciepło właściwe 14304 J/(kg·K) Przewodność cieplna 0,1815 W/(m·K) Układ krystalograficzny heksagonalny Prędkość dźwięku 1270 m/s (298,15 K) Objętość molowa 11,42×10−6 m³/mol
Najbardziej stabilne izotopy izotop wyst. o.p.r. s.r. e.r. MeV p.r. 1H 99,985% stabilny izotop z 0 neutronami 2H (D) 0,015% stabilny izotop z 1 neutronem 3H (T) ślady 12,33 lat β− 0,019 3He 4H {syn.} 9,93696×10−23 s n 2,910 3H
Niebezpieczeństwa MSDS Zewnętrzne dane MSDS Globalnie Zharmonizowany System Klasyfikacji i Oznakowania Chemikaliów Zagrożenia wg Rozporządzenia CLP, zał. VI Niebezpieczeństwo Zwroty H H220 Zwroty EUH brak zwrotów EUH Zwroty P P210 Europejska klasyfikacja substancji Zagrożenia wg Rozporządzenia CLP, zał. VI Skrajnie łatwopalny (F+) Zwroty R R12 Zwroty S S2, S9, S16, S33 NFPA 704 4 0 0   Temperatura zapłonu poniżej −150 °C Numer RTECS MW8900000
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą warunków normalnych (0 °C, 1013,25 hPa)
Multimedia w Wikimedia Commons
Hasło wodór w Wikisłowniku

Model atomu wodoru

Porównanie wielkości jądra atomu wodoru (protonu) i jego promienia van der Waalsa

Wodór (H, łac. hydrogenium) – pierwiastek chemiczny o liczbie atomowej 1, niemetal z bloku s układu okresowego. Jego izotop, prot, jest najprostszym możliwym atomem, zbudowanym z jednego protonu i jednego elektronu.

Rozpoczyna układ okresowy. Jest wyznacznikiem w szeregu aktywności metali, który oddziela metale na wypierające wodór i niewypierające go.

Istnieje w postaci dwóch stabilnych izotopów ¹H (prot) i ²H (deuter, D) oraz niestabilnego – ³H (tryt, T).

Mimo iż wodór jest niemetalem, w warunkach wysokiego ciśnienia przechodzi do stanu metalicznego.

Występowanie

Wodór jest najpowszechniej występującym pierwiastkiem we Wszechświecie. W postaci wolnej występuje w gwiazdach i obłokach międzygwiazdowych, a w postaci związanej wchodzi w skład wielu związków nieorganicznych (np. wody, kwasów, zasad, wodorotlenków) oraz związków organicznych (węglowodory i ich pochodne).

Wodór atomowy

Wodór atomowy to odmiana tworzona przez pojedyncze atomy, w przeciwieństwie do wodoru cząsteczkowego. Wodór atomowy jest nietrwały i szybko łączy się z drugim atomem wodoru, tworząc cząsteczkę H₂, czyli wodór cząsteczkowy (molekularny). Wodór atomowy powstaje w wyniku dysocjacji wodoru cząsteczkowego w wysokiej temperaturze i jest znacznie bardziej aktywny chemicznie niż wodór molekularny.

Wodór atomowy powszechnie występuje w przestrzeni międzygwiazdowej.

Wodór cząsteczkowy

Wodór molekularny
Nazewnictwo
Inne nazwy i oznaczenia wodór cząsteczkowy wodór dwuatomowy diwodór
Ogólne informacje
Wzór sumaryczny	H2
Masa molowa	2,02 g/mol
Identyfikacja
Numer CAS	1333-74-0
PubChem	783
Właściwości Temperatura topnienia -259.1 °C Temperatura krytyczna -240,9 °C
Budowa Typ hybrydyzacji i VSEPR sp3 – tetraedr Moment dipolowy 0 D
Jeżeli nie podano inaczej, dane dotyczą stanu standardowego (25 °C, 1000 hPa)
Multimedia w Wikimedia Commons

Wodór cząsteczkowy (wodór dwuatomowy, wodór molekularny) (H₂) to najprostsza dwuatomowa cząsteczka homoatomowa. Składa się z dwóch atomów wodoru. Występuje w dwóch odmianach o nieco innych właściwościach fizycznych (np. o różnym cieple właściwym) jako ortowodór i parawodór różniące się wzajemną orientacją spinów protonów. W ortowodorze spiny skierowane są zgodnie, zaś w parawodorze — przeciwnie. Naturalny wodór molekularny w temperaturze pokojowej stanowi mieszaninę obu odmian (ok. 75% ortowodoru i 25% parawodoru czyli w stosunku 3:1). Przemiana ortowodoru w parawodór jest egzotermiczna i jest katalizowana przez substancje paramagnetyczne.

W ciekłym wodorze w temperaturze -253 °C udział parawodoru wzrasta do 99,79%.

Na Ziemi wodór w postaci cząsteczkowej występuje w górnej warstwie atmosfery (0,9%).

Wodór metaliczny

Metaliczny wodór to stan, który wodór uzyskuje pod bardzo wysokim ciśnieniem. Stan ten wykazuje dobre przewodnictwo elektryczne i inne właściwości metaliczne.

Kation wodorowy

Kation wodorowy H⁺ jest w istocie równoważny protonowi. W stanie wolnym występuje on w próżni, plazmie i górnych warstwach atmosfery ziemskiej (promienie UV jonizują atomy wodoru). W roztworach wodnych kation ten ulega silnej hydratacji:

H⁺ + H₂O → H₃O⁺

Taki kation nazywany hydroksoniowym (hydroniowym), rzeczywiście istnieje w niektórych związkach w warunkach bezwodnych. Natomiast w wodzie takiego kationu nie ma i tylko umownie przyjmuje się, że jedna cząsteczka wody szczególnie silnie hydratuje proton. Należy więc pamiętać, że nie jest to prawdą, lecz stosuje się taki zapis dla ułatwienia i podkreślenia, iż kation H⁺ jest bardzo silnie hydratowany.

Serie widmowe

Wodór ma charakterystyczne serie widmowe:

1. seria Lymana
2. seria Balmera
3. seria Paschena
4. seria Bracketta
5. seria Pfunda
6. seria Humphreysa

Historia

Prawdopodobnie pierwszą osobą, która opisała otrzymywanie wodoru w stanie czystym był alchemik Paracelsus żyjący w latach 1493–1541. Paracelsus wykonywał eksperymenty polegające na wrzucaniu metali do kwasów i zbieraniu do naczyń gazowych produktów tych reakcji, co do dzisiaj stanowi najprostszy sposób otrzymywania tego pierwiastka w warunkach laboratoryjnych. Przypuszcza się jednak, że podobne eksperymenty wykonywano już wcześniej.

Eksperymenty te powtórzył w 1661 r. Robert Boyle, który opisał też wybuchową naturę mieszanki wodoru z powietrzem, zwanej dziś mieszaniną piorunującą, a wówczas aria tonante – z włoskiego – "powietrze grzmiące". Pierwszą osobą, która uznała wodór za pierwiastek, a właściwie flogiston, czyli "pierwiastek palności", będący przedmiotem błędnej teorii flogistonowej i reliktem wielowiekowej tradycji alchemii, był Henry Cavendish. W 1766 r. zamieścił w swoich notatkach taką tezę. Jak wszystkie inne badania angielskiego arystokraty nie zostało to jednak opublikowane za jego życia. Substancja ta została uznana za pierwiastek dzięki badaniom Antoine Lavoisiera nad otrzymywaniem wody z wodoru i tlenu w 1783 r. Pierwotnie polska nazwa, przetłumaczona z łaciny przez Jędrzeja Śniadeckiego brzmiała "wodoród". Nazwę tą przyjęli także Chodkiewicz, Fonberg, Krzyżanowski i Radwański, który używał także nazwy "lżeń". W projekcie warszawskim określano nowy pierwiastek mianem "wodor", Matecki pisał "wód", a Czyrniański "wod", następnie także "wód". Z biegiem czasu została skrócona do powszechnie dziś znanej nazwy "wodór", którą zaproponował Filip Walter, co zatwierdziła krakowska Akademia Umiejętności w roku 1900.

Otrzymywanie

Na skalę przemysłową wodór otrzymuje się następującymi metodami:

• Poprzez konwersję realizowaną podczas przepuszczania alkanu nad parą wodną, np. metanu:

C_xH_2y + 2xH₂O → (2x+y)H₂ + xCO₂

CH₄ + 2H₂O → 4H₂ + CO₂

• Przez reakcję pary wodnej z koksem w reakcji Boscha:

C + H₂O → CO + H₂

• termiczny rozpad CH₄:

2CH₄ –^T=2000 °C→ C₂H₂ + 3H₂

• reakcje metanu z tlenem:

2CH₄ + O₂ → 2CO + 4H₂

W laboratorium można go otrzymać na kilka sposobów:

• Elektroliza wodnego roztworu soli lub wodorotlenku metalu alkalicznego bądź wody:

2H₂O → 2H₂ +O₂

• Reakcja metalu z kwasem:

np. Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑

• Spalanie magnezu w parze wodnej:

Mg + H₂O → MgO + H₂↑

• Reakcja metalu amfoterycznego z roztworem zasady:

np. 2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑

Powyższe reakcje roztwarzania metali wykonywać można dogodnie w aparacie Kippa.

Izotopy wodoru

Wodór występuje w 3 różnych izotopach: prot, deuter i tryt.

• prot (wodór ¹H)

W skład jądra wchodzi jeden proton. Nie posiada neutronów. Jest izotopem stabilnym.

• deuter (²H lub ²D)

W skład jądra wchodzi jeden proton i jeden neutron. Jest izotopem stabilnym. Ze względu na to, że deuter ma dwukrotnie większą masę od protu, różnią się one znacząco właściwościami fizycznymi, a także chemicznymi (silny efekt izotopowy).

• tryt (³H lub ³T)

W skład jądra wchodzi jeden proton i dwa neutrony. Jest izotopem niestabilnym. Ulega rozpadowi β^- z powstaniem helu-3.

${}^{3}_{1}\hbox{H}\;\to\;^{3}_{2}\hbox{He}\;+\;{e^-}+\bar{\nu}_e$

Zastosowanie

Dawniej wodór był stosowany do napełniania balonów i sterowców, lecz z powodu ryzyka pożaru i wybuchu obecnie zastępowany jest zazwyczaj helem. Skroplony wodór znalazł zastosowanie jako paliwo w silnikach rakietowych. Wodór może również służyć jako paliwo dla silników o spalaniu wewnętrznym (np. silnik spalinowy tłokowy wykorzystywany w samochodzie osobowym). Wykorzystywany jest także w ogniwach paliwowych do generowania prądu elektrycznego.

Izotop wodoru – tryt – wykorzystywany jest w reakcjach termojądrowych, które mogą potencjalnie stanowić źródło taniej i czystej energii. Inny jego izotop – deuter – wykorzystywany jest jako spowalniacz (moderator) w reaktorach atomowych. Związki zawierające deuter są wykorzystywane do przygotowanie próbek NMR ze względu na właściwości fizykochemiczne tego atomu.

Wodór używany jest także w elektrowniach do chłodzenia generatorów dużej mocy (powyżej 500 MW).

Wodór otrzymywany biologicznie: w procesie fotosyntetycznego rozkładu wody lub z biomasy nosi nazwę biowodór i jest wykorzystywany jako biopaliwo. Może być wytwarzany również w niektórych procesach bakteryjnych fermentacji beztlenowych.^{[potrzebne źródło]}

W chemii organicznej wodór może być użyty do:

• uwodornienia, np. alkenów w obecności katalizatora niklu:

C₂H₄ + H₂ → C₂H₆

• inne reakcje redukcji, np. związków nitrowych do amin:

R-NO₂ + 3H₂ → R-NH₂ + 2H₂O

Związki wodoru

• wodorki
• tlenki wodoru
• wodorotlenki
• kwasy (poza kwasami Lewisa)
• prawie wszystkie związki organiczne

Zobacz też

• deuter, deuteron
• tryt, tryton
• antywodór
• biowodór
• przechowywanie wodoru
• promień atomu Bohra
• linia wodoru 21 cm
• obszar H I
• biekscyton
• choroba wodorowa miedzi

Bibliografia

• "Księga pierwiastków", Ignacy Eichstaedt, wydanie III, Warszawa 1973.

Linki zewnętrzne

• Zastosowanie wodoru jako paliwa