Vodík

Z Wikipedie, otevřené encyklopedie
Skočit na: Navigace, Hledání



H

Li

VodíkHelium

1s1

1 H
1
↓Periodická tabulka prvků↓
Obecné
Název (lat.), značka, číslo Vodík (Hydrogenium), H , 1
Registrační číslo CAS 1333-74-0
Umístění v PSP 1 skupina,

1. perioda, blok s

Char. skupina Nekovy
Hmotnostní zlomekzem. kůře 1 540 ppm
Konc. v mořské vodě 108 000 mg/l
Počet přírodních izotopů 3
Vzhled bezbarvý plyn
Vodík
Emisní spektrum
Atomové vlastnosti
Rel. at. hmotnost 1,00794
Atomový poloměr 28 pm
Kovalentní poloměr 37 pm
van der Waalsův poloměr 120 pm
Elektronová konfigurace 1s1
Elektronů v hladinách 1
Oxidační číslo -I, I
Fyzikální vlastnosti
Skupenství Plynné
Krystalová struktura Šesterečná
Hustota 0,089 9 kg/m3
Kritická hustota 0,031 2 g cm−3
Tvrdost (Mohsova stupnice)
Magnetické chování Diamagnetický
Měrná magnetická susceptibilita {{{magnetická susceptibilita}}}
Teplota tání −259,125 °C (14,025 K)
Teplota varu −252,882 °C (20,268 K)
Kritická teplota −239,9 °C (33,25 K)
Teplota trojného bodu {{{teplota trojného bodu c}}} °C ({{{teplota trojného bodu k}}} K)
Teplota přechodu do supravodivého stavu {{{teplota supravodivosti}}}
Teplota změny krystalové modifikace {{{teplota změny modifikace}}}
Tlak trojného bodu {{{tlak trojného bodu}}} kPa
Kritický tlak 1 307 kPa
Molární objem 11,42 · 10−6 m3/mol
Dynamický viskozitní koeficient 0,011 mPa s (kapalný)
Kinematický viskozitní koeficient {{{kinematický viskozitní koef.}}}
Tlak nasycené páry 209 Pa při 23 K
Rychlost zvuku Při 0 °C 1 269,5 m/s
Index lomu 1,109 74 (nD, při tv)
1,0000 139 6 (nD)
Relativní permitivita 1,228 (kapalina při tv)
1,000 264 (0 °C)
Elektrická vodivost S·m−1
Měrný elektrický odpor 10-8Ω m
Teplotní součinitel el. odporu {{{součinitel elektrického odporu}}}
Tepelná vodivost 0,1815 W·m−1·K−1
Povrchové napětí {{{povrchové napětí}}}
Termodynamické vlastnosti
Skupenské teplo tání 0,058 68 J/mol
Specifické teplo tání 58,6 J/g
Skupenské teplo varu 0,449 36 J/mol
Specifické teplo varu 451,9 J/g
Molární atomizační entalpie 217,997 kJ/mol
Entalpie fázové přeměny modifikace {{{entalpie fázové přeměny modifikace}}}
absolutní entropie 130,570 J K-1 mol-1 (molekula H2)
114,604 J K-1 mol-1 (atom H•)
Měrná tepelná kapacita 14,304 J g-1K-1
Molární tepelná kapacita {{{molární tepelná kapacita}}}
Spalné teplo na m³ 2,98 kWh/m3
Spalné teplo na kg 33,3 kWh/kg
Různé
Van der Waalsovy konstanty 0,024 76 Pa m6 mol-2 (a)
26,61×10-6 m3 mol-1 (b)
Teplotní součinitel délkové roztažnosti {{{součinitel délkové roztažnosti}}}
Redoxní potenciál (H+I → H0) 0 V
(H0 → H-I) -2,23 V
Elektronegativita 2,1 (Paulingova stupnice)
Ionizační energie 13,598 eV
Iontový poloměr (H-) 154 pm
(H+) v limitě 0 pm
Izotopy
izo výskyt t1/2 rozpad en. MeV prod.
1H 99,985% je stabilní s 0 neutrony
2D 0,015% je stabilní s 1 neutrony
3T umělý izotop 12,32 let β 0,019 3He
Bezpečnost
Symboly nebezpečí
Extrémně hořlavý
Extrémně hořlavý
(F+)
R-věty R12
S-věty S2,S9,S16,S33
Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP.

Vodík (chemická značka H latinsky Hydrogenium) je nejlehčí a nejjednodušší plynný chemický prvek, tvořící převážnou část hmoty ve vesmíru. Má široké praktické využití jako zdroj energie, redukční činidlo v chemické syntéze nebo metalurgii a také jako náplň meteorologických a pouťových balonů a do 30. let 20. století i vzducholodí.

Základní fyzikálně-chemické vlastnosti[editovat | editovat zdroj]

Molekula vodíku

Vodík je bezbarvý, lehký plyn, bez chuti a zápachu. Je hořlavý, hoří namodralým plamenem, ale hoření nepodporuje. Je 14,38krát lehčí než vzduch a vede teplo 7krát lépe než vzduch.[zdroj?] Vodík je za normální teploty stabilní, pouze s fluorem se slučuje za pokojové teploty. Je značně reaktivnější při zahřátí, především s kyslíkemhalogeny se slučuje velmi bouřlivě, i když pro spuštění této reakce je nutná inicializace (např. jiskra, která zapálí kyslíko-vodíkový plamen). Vodík je velmi málo rozpustný ve vodě, ale některé kovy ho pohlcují (nejlépe palladium).

Vodík vytváří sloučeniny se všemi prvky periodické tabulky (s výjimkou vzácných plynů), zejména pak s uhlíkem, kyslíkem, síroudusíkem, které tvoří základní stavební jednotky života na Zemi.

Vodík je schopen tvořit zvláštní typ chemické vazby, nazývaný vodíková vazba nebo také vodíkový můstek, kde vázaný atom vodíku vykazuje afinitu i k dalším atomům, s nimiž není poután klasickou chemickou vazbou. Mimořádně silná je vodíková vazba s atomy kyslíku, což vysvětluje anomální fyzikální vlastnosti vody (vysoký bod varutání atd.).

Zajímavou vlastností vodíku je jeho schopnost „rozpouštět“ se v některých kovech, např. v palladiu nebo platině, které poté fungují jako katalyzátory reakcí. Je to způsobeno tím, že má vodík velmi malé molekuly, které jsou schopny procházet různými materiály.

Historický vývoj[editovat | editovat zdroj]

Vodík objevil roku 1766 Angličan Henry Cavendish, když si všiml, že při rozpouštění neušlechtilých kovů v kyselině vzniká bezbarvý, hořlavý plyn. V roce 1781 poznal také jako první, že voda je sloučeninou kyslíku a vodíku. Rozklad vody provedl poprvé Antoine Lavoisier v roce 1789 elektrolýzou.

Výskyt v přírodě[editovat | editovat zdroj]

Elementární vodík je na Zemi přítomen jen vzácně, nejvíce elementárního vodíku se vyskytuje v blízkosti sopek v sopečných plynech. Plynný vodík se v našem prostředí vyskytuje ve formě dvouatomových molekul H2, je však známo, že v mezihvězdném prostoru je přítomen z převážné části jako atomární vodík H. V zemské atmosféře se vyskytuje jen ve vyšších vrstvách a díky své mimořádně nízké hmotnosti postupně z atmosféry vyprchává. Elementární vodík je však jednou z podstatných složek zemního plynu, vyskytuje se i v ložiscích uhlí.

Ze sloučenin je nejvíce zastoupena voda, která jako moře a oceány pokrývá 2/3 zemského povrchu. Bylo vypočteno, že se vodík podílí na složení zemské kůry (včetně atmosféry a hydrosféry) 0,88 hmotnostními procenty a 15,5 atomárních procent.

Další významný zdroj vodíku představují organické sloučeniny. Vodík patří společně s uhlíkem, kyslíkemdusíkem mezi biogenní prvky, které tvoří základní stavební kameny všech živých organizmů. Díky tomu se vodík vyskytuje prakticky ve všech sloučeninách tvořících nejvýznamnější surovinu současné energetiky a organické chemie – ropu.

Vodík je základním stavebním prvkem celého vesmíru, vyskytuje se jak ve všech svítících hvězdách, tak v mezigalaktickém prostoru. Podle současných měření se podílí ze 75 % na hmotě a dokonce z 90 % na počtu atomů přítomných ve vesmíru.

Tvorba v přírodě a průmyslová výroba[editovat | editovat zdroj]

Vodík se v přírodě tvoří při rozkladu organických látek některými bakteriemi. Genetické inženýrství usiluje o zdokonalení tohoto procesu do míry průmyslově využitelné k produkci vodíku pro vodíkové motory.

Vodík se uvolňuje při koksování uhlí, takže ve svítiplynukoksárenském plynu tvoří okolo 50 % obj. Toho se dříve využívalo při průmyslové výrobě vodíku tak, že se tyto plyny zkapalnily a vodík se oddestiloval.

Vodík se ve velkém vyrábí termickým rozkladem methanu (zemního plynu) při 1000 °C.

CH4 → C + 2 H2

Jedna z mála využívaných příprav vodíku je katalytické štěpení methanolu vodní parou při 250 °C.

CH3OH + H2O → CO2 + 3 H2

Další málo využívaná příprava je katalytický rozklad amoniaku při teplotě okolo 1000 °C

2 NH3 → N2 + 3 H2

Rozpouštění neušlechtilých kovů v kyselinách se využívá k přípravě vodíku v laboratoři. Nejčastěji se k tomu využívá reakce zinkukyselinou chlorovodíkovou.

Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2

Reakcí amfoterních kovů s roztoky hydroxidů vznikají rozpustné hydroxokomplexy a vodík, nejtypičtější je reakce hliníku s roztokem hydroxidu sodného. Popřípadě lze využít reakce křemíku s roztokem hydroxidu (například hydroxidu sodného nebo směsi hydroxidu sodnéhohydroxidu vápenatého).

2 Al + 2 NaOH + 6 H2O → 2 Na[Al(OH)4] + 3 H2
Si + 4 NaOH → Na4SiO4 + 2 H2
Si + Ca(OH)2 + 2 NaOH → Na2SiO3 + CaO + 2 H2

Vodík vzniká také jako odpadní produkt při výrobě hydroxidů. Například sodík reaguje s vodou za vzniku hydroxidu sodného a vodíku.

2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2

Reakce hydridu vápenatého s vodou vzniká hydroxid vápenatý a vodík, ale reakce je pro praktické použití nevyužitelná, protože hydrid vápenatý je velmi drahý.

CaH2 + 2 H2O → Ca(OH)2 + 2 H2

Vedením vodní páry přes rozžhavené železo vzniká oxid železnato-železitý a vodík. Tento oxid se dá využít k tvorbě permanentních magnetů.

3 Fe + 4 H2O → Fe3O4 + 4 H2

Dřívější velmi využívaná příprava vodíku byla reakce koksu s vodní párou. Takto vzniká hlavně vodní plyn.

H2O + C → CO + H2 … reakce probíhá dále … CO + H2O → CO2 + H2

Další z možností je reakce methanu s vodní párou. Popřípadě je možno k methanu a vodní páře přidat kyslík a reakce probíhá za velmi velkého zisku vodíku.

CH4 + H2O → CO + 3 H2
12 CH4 + 5 H2O + 5 O2 → 29 H2 + 9 CO + 3 CO2

Poslední z alespoň trochu běžných příprav vodíku je reakce fosforu s vodní párou za vzniku kyseliny fosforečné a vodíku.

2 P + 8 H2O → 2 H3PO4 + 5 H2

Průmyslově se vodík vyrábí elektrolýzou vody.

2 H2O → 2 H2 + O2

Do budoucna se počítá s výrobou vodíku pomocí jaderné energie a to buď termochemicky (vysokými teplotami) nebo prostřednictvím elektrického proudu (jaderné elektrárny by tak mohly být využívány v době, kdy pro vyráběný proud není odběr).

Využití[editovat | editovat zdroj]

Hlavní využití elementárního vodíku:

  • V chemickém průmyslu je vodík výborným redukčním činidlem, sloužícím k sycení násobných vazeb organických molekul, např. při ztužování rostlinných olejů.
  • Redukčních vlastností plynného vodíku se někdy využívá v metalurgii k získávání kovů z jejich rud (wolfram, molybden). Tento proces je ovšem nasazován pouze tehdy, kdy nelze využít běžnější redukční činidla, jako např. koks nebo dřevěné uhlí. Je to jednak kvůli poměrně vysoké ceně vodíku, ale především s ohledem na riziko možného výbuchu vodíku při kontaminaci prostředí kyslíkem nebo vzduchem za vysoké teploty.
  • Vodík jako zdroj energie představuje pravděpodobně budoucnost energetiky i dopravy. Při spalování vodíku vzniká vedle značného energetického zisku (96 – 120 MJ/kg vodíku[1]) pouze ekologicky naprosto nezávadná voda. Automobilové motory na bázi spalování plynného vodíku jsou v současné době předmětem intenzivního výzkumu předních světových výrobců motorů. V současnosti je však většina vodíku získávána z fosilních paliv, a vodík jako mezistupeň snižuje účinnost jejich využití.
  • Pro výhodný poměr chemická energie/hmotnost je vodík používán jako raketové palivo (například pro raketoplán)
  • Zdokonalení a zlevnění palivového článku postupně umožňuje jeho širší nasazení. V tomto energetickém zařízení dochází k přímé přeměně energie chemické reakce vodíku s kyslíkem na elektrickou energii. Jako paliva se přitom používá plynného vodíku, kyslík je u některých článků dodáván z atmosféry jako při normálním hoření. Účinnost tohoto procesu dosahuje v současné době hodnoty 60 %, což je podstatně více, než při spalování vodíku a následným využitím vzniklého tepla pro výrobu elektrické energie. Nevýhodou současných palivových článků je stále ještě jejich vysoká cena a fakt, že proces je doposud značně citlivý vůči katalytickým jedům a vyžaduje proto použití velmi čistých chemikálií. Proto se palivové články od šedesátých let 20. století využívají především v kosmických technologiích, kde uvedené nevýhody nejsou příliš významné.
  • Perspektivně jsou izotopy vodíku pokládány za hlavní energetický zdroj při využití řízené termonukleární fúze, kdy lze slučováním lehkých atomových jader dosáhnout významného energetického zisku. Jaderná fúze však zůstává ve stádiu experimentálních prototypů a jejich zavedení do praxe lze očekávat v horizontu několika desítek let (v roce 2008 začala probíhat výstavba termonukleárního reaktoru ITER ve francouzském Cadarache). Praktické využití jaderné fúze se doposud uskutečnilo pouze při výrobě termonukleární bomby.
    Požár vzducholodi Hindenburg, plněné vodíkem
  • Hoření vodíku s kyslíkem je silně exotermní a vyvíjí teploty přes 3 000 °C. Toho se běžně využívá při svařování nebo řezání kyslíko-vodíkovým plamenem nebo v metalurgii při zpracování těžko tavitelných kovů.
  • Vodík slouží jako chladivo alternátorů v elektrárnách
  • Mimořádně nízké hustoty plynného vodíku se využívalo v počátcích letectví k plnění vzducholodíbalónů. Náhrada výbušného vodíku inertním heliem byla prakticky využitelná pouze v Severní Americe s přírodními zdroji podzemního helia. Navíc bylo helium embargováno pro vývoz do nacistického Německa. Když v roce 1937 vzducholoď Hindenburg shořela při přistání s několika desítkami obětí, éru vodíkem plněných dopravních prostředků lehčích než vzduch definitivně ukončila. Příčinou exploze vzducholodě Hindenburg byla elektrická jiskra. Jak vzducholoď "pluje" ve vzduchu, tak se plášť vzducholodě tře o okolní vzduch a dochází takto ke elektrostatickému nabití balonu vzducholodě. V tomto historickém případě šlo o kombinaci počasí v místě přistání, kde bylo před bouřkou, a přetření povrchu vzducholodi nevhodným nátěrem zvyšujícím akumulaci elektrostatického náboje. Stačila pak jediná jiskra, obal se vzňal, od obalu se propálily vnitřní balony s vodíkem, a katastrofa propukla naplno.
  • Nízké hustoty a nízké viskozity vodíku se využívá pro snížení tření ve strojích, kde je třeba rychle proudící plynné médium. Příkladem jsou elektrické generátory (kde může tvořit náplň skříně) nebo Stirlingův motor (jako pracovní médium).
  • Vodíku stále více využívá při výrobě amoniaku z prvků – dusíku a vodíku. Reakce probíhá za teploty okolo 500 °C, tlaku 10–100 MPa a katalyzátoru aktivovaného železa (železo je aktivované oxidem hlinitým Al2O3 nebo oxidem draselným K2O). Amoniak je dnes nejpoužívanějším rostlinným hnojivem.
N2 + 3 H2 → 2 NH3
H2 + Cl2 → 2 HCl
  • Experimentálně se využívá jako fyziologicky inertní dýchací plyn ve směsích pro extrémní hloubkové potápění. Jeho výhodou je velmi nízká hustota a absence HPNS (nervový syndrom vysokého tlaku). Kvůli vysoké reaktivitě vodíku s kyslíkem jsou při potápění používány směsi s maximálním obsahem kyslíku 4%. Z tohoto důvodu je směs bezpečně dýchatelná teprve od hloubky 30 m. Jako první použil vodík v dýchací směsi Švéd Arne Zetterström v roce 1945. Od té doby bylo provedeno několik výzkumných projektů (např. HYDRA 5, HYDRA 8), dokazujících použitelnost vodíkových směsí v hloubkách 400–600 m. Dýchací směs vodíku a kyslíku se nazývá HYDROX a směs kyslíku, vodíku a helia se nazývá HYDRELIOX.
  • Další využití je ve strojích TOKAMAK, kde se snaží napodobit reakci probíhající ve Slunci.

Sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Hydridy[editovat | editovat zdroj]

Hydridy jsou obecně všechny dvouprvkové sloučeniny vodíku s prvky. V užším slova smyslu se jako hydridy označují pouze dvouprvkové sloučeniny vodíku s alkalickými kovy a kovy alkalických zemin. Hydridy se dělí na iontové, kovalentní neboli molekulové a kovové, které nemají vždy pravidelnou strukturu a pevné stechiometrické složení. Proto se někdy ještě kovové hydridy dělí na kovové, které mají pravidelnou strukturu a stechiometrické složení, nejčastěji to jsou práškovité látky s černou barvou, a hydridy přechodného typu, které mají proměnlivé složení, které se mění v závislosti na tlaku vodíku.

  • Hydrid sodný NaH je bílá krystalická látka s vysokou teplotou tání a varu, která se dá využít jako velmi silné redukční činidlo. Připravuje se zahříváním sodíku v atmosféře vodíku. S vodou reaguje za vzniku hydroxidu sodného a vodíku. Je to iontový hydrid.
  • Hydrid vápenatý CaH2 je bílá krystalická látka s vysokou teplotou tání a varu, která se dá využít jako velmi silné redukční činidlo. Připravuje se zahříváním vápníku v atmosféře vodíku. S vodou reaguje za vzniku hydroxidu vápenatého a vodíku. Je to iontový hydrid.
  • Amoniak, čpavek neboli azan NH3 je bezbarvý plyn nepříjemné chuti a čpavého zápachu. Dá se lehce zkapalnit a v laboratoři se používá jako polární rozpouštědlo. Vzniká reakcí dusíku s vodíkem za vyšší teploty a vysokého tlaku. Je to kovalentní hydrid. Hydrazin je další sloučeninou vodíku s dusíkem N2H4.
  • Voda (v systematickém názvosloví oxidan, nikoli oxan, což je systematický název pro tetrahydropyran) H2O je bezbarvá kapalina bez chuti a vůně. Je to nejběžnější polární rozpouštědlo na Zemi. Vzniká reakcí vodíku s kyslíkem. Je to kovalentní hydrid. Další sloučeninou těchto prvků je peroxid vodíku, H2O2, látka se silnými oxidačními účinky.
  • Sulfan H2S je bezbarvý plyn s nakyslou chutí a vůní po zkažených vejcích. Je extrémně jedovatý – 0,015% ve vzduchu dokáže usmrtit člověka. Je lehce rozpustný ve vodě za vzniku slabě kyselého prostředí a jeho vodný roztok se používá v analytické chemii pod názvem sirovodíková voda jako zkoumadlo. V přírodě vzniká tlením bílkovinných organismů s obsahem síry. Průmyslově se vyrábí vytěsňováním ze svých solí silnější kyselinou.
  • Fluorovodík neboli fluoran HF je plyn bez barvy, s leptavou chutí a nepříjemným zápachem. V roztoku se chová jako středně silná kyselina a z halogenovodíků je nejslabší. Používá se k uměleckému leptání skla a jako velmi silné oxidační činidlo. Připravuje se reakcí vodíku s fluorem nebo vytěsněním ze své soli.
  • Chlorovodík neboli chloran HCl je plyn bez barvy, s leptavou chutí a nepříjemným zápachem. V roztoku se chová jako silná kyselina, která je silnější než fluorovodík, ale slabší než bromovodíkjodovodík. Používá se k výrobě chloridů. Vyrábí se reakcí vodíku s chlorem nebo vytěsněním ze své soli.
  • Bromovodík neboli broman HBr je plyn bez barvy, s leptavou chutí a nepříjemným zápachem. V roztoku se chová jako silná kyselina, která je silnější než chlorovodík, ale slabší než jodovodík. Nemá významné praktické použití, ale lze jej použít jako slabé redukční činidlo. Vyrábí se pouze reakcí bromu s vodíkem, nelze jej vytěsnit z jeho soli.
  • Jodovodík neboli jodan HI je plyn bez barvy, s leptavou chutí a nepříjemným zápachem. V roztoku se chová jako velmi silná kyselina a z halogenovodíků je nejsilnější. Nemá významné praktické využití, ale lze jej použít jako silnější redukční činidlo. Vyrábí se pouze reakcí vodíku s jodem, nelze jej vytěsnit z jeho soli.
  • Ostatní hydridy nejsou nijak významné a běžně se nevyskytují. Další iontové hydridy jsou hydrid lithný LiH, hydrid draselný KH, hydrid rubidný RbH, hydrid cesný CsH, hydrid berylnatý (polymerní struktura) BeH2, hydrid hořečnatý (polymerní struktura) MgH2, hydrid strontnatý SrH2 a hydrid barnatý BaH2. Další kovalentní hydridy jsou boran BH3, alan (polymerní struktura) AlH3, gallan GaH3, indal (polymerní struktura) InH3, thalan TlH3, methan (systematicky karban) CH4 (organická sloučenina), silan SiH4 (organická sloučenina), german GeH4, stannan SnH4, plumban PbH4, fosfan PH3, arsan AsH3, stiban SbH3, bismutan BiH3, selan SeH2, telan TeH2, polan PoH2 a astatan AtH.

Další[editovat | editovat zdroj]

K dalším sloučeninám vodíku patří kyslíkaté kyseliny, hydroxidyhydráty solí.

  • Obecný vzorec kyslíkaté kyseliny je HaAbOc, a,b,c jsou stechiometrické koeficienty kyseliny a A je kyselinotvorný prvek. Atom vodíku je složkou každé kyseliny. Ve vodě odštěpuje kyselina ion H+ a následně vytvoří s molekulou vody oxoniový kation H3O+. Kyseliny v roztoku mají pH menší než 7.
  • Obecný vzorec hydroxidu je M(OH)n, n je počet molekul OH a M je zásadotvorný kov. Ve vodě hydroxidy odštěpují anion OH- a v roztoku mají pH větší než 7.
  • Hydráty solí jsou látky, které obsahuje ve své struktuře vázané (komplexně i hydratačně) molekuly vody. Zahříváním se tyto molekuly vody odštěpují a rozpouštěním látek ve vodě opět poutají molekuly vody. Při poutání molekuly vody – hydrataci – se u některých sloučenin uvolňuje tzv. hydratační teplo – např. CaCl2 + 2 H2O → CaCl2.2 H2O + teplo. Nejtypičtější hydrát, který obsahuje vodu vázanou komplexně i hydratačně je modrá skalice [Cu(H2O)4]SO4.H2O monohydrát síranu tetraaqua-měďnatého. Komplexně vázaná voda se z látek odstraňuje hůře než voda vázaná hydratačně.

Organické sloučeniny[editovat | editovat zdroj]

Jako jeden ze základních kamenů všech organických molekul je vodík přítomný ve všech tkáních živých organizmů. Mezi organické sloučeniny patří sloučeniny uhlíku s vodíkem a křemíku s vodíkem. Uhlík a vodík se vyskytuje ve všech uhlovodících a téměř všech jejich derivátech. Křemík a vodík je obsažen v silanech a ve většině jejich derivátů.

Izotopy vodíku[editovat | editovat zdroj]

Vodík má 3 izotopy:

Vlastnosti NMR spektroskopie
1H 2H 3H
Spin jádra 1/2 1 −1/2
gama / rad/T 2,675·108 4,106·107 2,853·108
Citlivost 1 0,009 65 1,21
Larmorova frekvence (B = 4,7 T) 200 MHz 30,7 MHz 213 MHz

Protium[editovat | editovat zdroj]

Klasický atom vodíku (někdy nazývaný protium), tvořený jedním protonem a jedním elektronem. Tento izotop je nejjednodušší atom ve vesmíru.

Deuterium[editovat | editovat zdroj]

Podrobnější informace naleznete v článku Deuterium.

Atom s jádrem 2H, který obsahuje v jádře jeden proton a jeden neutron a od běžného vodíku se liší především atomovou hmotností 2,01363 u, se označuje jako deuterium. Někdy mu bývá přiřazována i chemická značka D, přestože se nejedná o jiný prvek.

Deuterium je stabilní izotop, který nepodléhá radioaktivní přeměně. V přírodě se běžně vyskytuje vedle lehkého vodíku. V průměru připadá jeden atom deuteria na 7 000 atomů vodíku.

Ve spojení s kyslíkem tvoří deuterium těžkou vodu, D2O. Tato sloučenina má významné využití v jaderném průmyslu. Je velmi účinným moderátorem, tedy látkou zpomalující rychlost neutronů. Této vlastnosti se již od druhé světové války využívá v určitém typu jaderných reaktorů k přípravě plutoniauranu. Těžká voda se vyrábí elektrolýzou vody: ta obsahuje H2O i D2O, těžká voda se ale rozkládá pomaleji, a proto při mnohonásobném opakování elektrolýzy lze získat velmi čistou těžkou vodu – až 99,9 %.

Německá armáda se za druhé světové války snažila vyvinout jadernou bombu na bázi plutonia. V norském Rjukanu existoval průmyslový komplex společnosti Norsk Hydro, vyrábějící těžkou vodu. Spojenci tento komplex zničili operací zvláštních jednotek (bombardování po jeho opravě způsobilo těžké ztráty na životech místních obyvatel, ale továrnu poškodilo jen mírně), přesto se však nacistům podařilo vyrobit dostatečné množství těžké vody pro další experimenty s jadernou zbraní. Těžká voda, která se měla přepravit z Norska do Německa, byla z větší části potopena při převozu přes jedno z norských jezer díky partyzánské akci. Některé sudy, které nebyly zcela naplněny a po výbuchu trajektu plavaly na hladině, se však dostaly do Berlína.

Dnes je deuterium využíváno také jako účinný stopovač biochemických reakcí. Pokud je na počátku výzkumu distribuce určité sloučeniny v organizmu použita látka, která má atomy vodíku nahrazeny deuteriem, lze vysledovat její cestu biochemickou přeměnou analýzou všech možných vzniklých produktů.

Tritium[editovat | editovat zdroj]

Podrobnější informace naleznete v článku Tritium.
Termonukleární výbuch

Tritium (čti trícium) je izotop 3H, který má jádro složeno z jednoho protonu a 2 neutronů a bývá někdy označován chemickou značkou T. Jeho atomová hmotnost má hodnotu 3,01605 u.

Na rozdíl od deuteria je jádro tritia nestabilní a rozpadá se s poločasem rozpadu 12,33 roku za vyzáření pouze málo energetického záření beta.

V přírodních podmínkách vzniká tritium především v horních vrstvách atmosféry při kolizi kosmického záření s jádrem atomu deuteria. Uměle je tritium získáváno v těžkovodních jaderných reaktorech při výrobě plutonia z přírodního uranu. Tritium slouží jako jedna složka náplně termonukleární bomby, nejničivější lidmi vyrobené zbraně.

Tritium je jedním ze základních meziproduktů termojaderné fúze, která je energetickým zdrojem hvězd.

Tritium se též někdy používá pro výrobu svítících ručiček a indexů hodinek, které září bez ohledu na to, zda byly předtím vystaveny světlu: tritium slouží jako zářič, který budí některou luminiscenční látku ke světélkování. S ohledem na poločas rozpadu tritia je životnost takové světélkující barvy několik desítek let. Zdravotní rizika jsou na rozdíl od luminiscenčních barev, u kterých se používalo radium, nulové. Tritium však je používáno jen několika výrobci, protože výroba je nákladná. Tritium musí být vázáno jako plyn do mikrogranulí, nebo je obsaženo ve skleněných mikrotrubičkách. Obojí je technologicky náročné.

Odkazy[editovat | editovat zdroj]

Související články[editovat | editovat zdroj]

Reference[editovat | editovat zdroj]

  1. LIBRA, Martin. Jaderná Energie. Praha : ILSA, 2012. 167 s. ISBN 978-80-904311-6-4. Kapitola 13. Akumulace energie, s. 142. (Český) 

Literatura[editovat | editovat zdroj]

Logo Wikimedia Commons
Wikimedia Commons nabízí obrázky, zvuky či videa k tématu
  • Cotton F.A., Wilkinson J.:Anorganická chemie, souborné zpracování pro pokročilé, ACADEMIA, Praha 1973
  • Holzbecher Z.:Analytická chemie, SNTL, Praha 1974
  • Jursík F.: Anorganická chemie nekovů. 1. vyd. 2002. ISBN 80-7080-504-8
  • Dr. Heinrich Remy, Anorganická chemie 1. díl, 1. vydání 1961
  • N. N. Greenwood – A. Earnshaw, Chemie prvků 1. díl, 1. vydání 1993 ISBN 80-85427-38-9
  • Z. Ibler a kol.: Technický průvodce energetika, BEN - technická literatura, 2002, ISBN 80-7300-026-1
  • VOHLÍDAL, Jiří; ŠTULÍK, Karel; JULÁK, Alois. Chemické a analytické tabulky. 1. vyd. Praha : Grada Publishing, 1999. ISBN 80-7169-855-5.  

Externí odkazy[editovat | editovat zdroj]



Periodická tabulka chemických prvků
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
H (přehled) 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 * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
Fr Ra ** Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
 
*Lanthanoidy  La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu
**Aktinoidy  Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr
 
Skupiny prvků: Kovy · Nekovy · Polokovy | Blok s · Blok p · Blok d · Blok f