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:
- Pribratím jedného elektrónu, nadobudne elektrónový obal konfiguráciu najbližšieho vzácneho plynu hélia, čím sa mení na anión H−.
- 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+
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.
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.
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.
- Metódou je termický rozklad metánu pri veľmi vysokej teplote (1 200 °C): CH4 → C + 2 H2
- 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
- Reakcia vodnej pary s horúcim koksom za teploty 1 000 °C (vzniká vodný plyn): C(s) + H2O(g) → CO(g) + H2(g)
- 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
