Wodór

Odkrywca: Henry Cavendish w 1766

Nazwa wodór wywodzi się z greckiego hydro genes, co znaczy tworzący wodę. Została ona nadana przez Antoine Laurenta Lavoisiera.

Najlżejszy gaz, nie posiadający smaku i zapachu. Jest najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem we wszechświecie. Szacuje się, że jego atomy stanowią 91% wszystkich atomów wszechświata. Na Ziemi w stanie wolnym spotykany rzadko (głownie w gazach wulkanicznych). Biorąc pod uwagę związki tego pierwiastka, pod względem rozpowszechnienia na Ziemi zajmuje trzecią pozycję (15,4% atomów). Pod względem zawartości w skorupie ziemskiej jest dziewiąty z kolei - 0,88% wagowych.

Wodór występuje w postaci cząsteczek H2, które rozpadają się w wysokich temperaturach na pojedyncze atomy. Gazowy składa się z dwóch odmian orto i para wodoru. Odmiany te różnią się właściwościami fizycznymi (np. temperaturą wrzenia). W normalnych warunkach odmiana orto stanowi 75% składu. Słabo rozpuszczalny w wodzie, doskonale rozpuszcza się w niektórych metalach (pallad, platyna, nikiel, żelazo i miedź). W roku 1898 James Dewar skroplił wodór metodą ekspansyjną. W postaci cieczy jest także pozbawiony barwy, ale w grubszych warstwach wykazuje lekko niebieskawy odcień.

Na skalę przemysłową wodór otrzymuje się w procesie elektrolitycznego otrzymywania NaOH z NaCl oraz w procesach  konwersji węglowodorów z parą wodną. Procesy te można opisać poniższymi równaniami reakcji:

CH4 + H2O --> CO + H2

CH4 +2H2O --> CO2 + H2

CO + H2O --> CO2 + H2

Można go też otrzymać w procesach rozkładu wody przy użyciu energii słonecznej. Jest on pierwiastkiem reaktywnym łączącym się z wieloma niemetalami. Wraz z węglem tworzy rodzinę związków organicznych. Zmieszany z powietrzem lub tlenem tworzy mieszaninę, która zainicjowana iskrą lub płomieniem wybucha tworząc wodę. Znajduje zastosowanie do produkcji amoniaku, w procesach syntezy alkoholu metylowego. Używany jest do uszlachetniania różnego rodzaju paliw. Używa się go do utwardzania tłuszczów, oraz jako paliwo dla wysokotemperaturowych palników.

Wodór występuje jako mieszanina trzech izotopów: zwykłego wodoru, deuteru i trytu w proporcjach: 1 : 1,5×10-4 : 10-18.W roku 1973 udało się otrzymać metaliczny (stały) wodór pod ciśnieniem 2,8 Mbar. W tych warunkach wykazuje on właściwości nadprzewodzące.

Deuter - stabilny, nieradioaktywny izotop wodoru, oznaczany często symbolem D i nazywany ciężkim wodorem. W naturalnym wodorze jego ilość sięga 0,02%. Woda ciężka D2O różni się pod względem właściwości fizykochemicznych  od zwykłej wody. Jej temperatura wrzenia wynosi 101,42oC, a zamarzania 3,81oC. Gęstość wody ciężkiej jest o około  0,1% większa od wody zwykłej. Deuter został po raz pierwszy odkryty przez zespół uczonych amerykańskich pod kierunkiem Harolda Urey`a w 1932 roku. Deuter był pierwszym w historii badań izotopem, który udało się wyizolować w czystej postaci. Jądra deuteru są często wykorzystywane w fizyce atomowej do bombardowania atomów innych pierwiastków w celu badania ich promieniotwórczej przemiany. Ponadto stosuje się go jako substancję do oznaczania (badania) metabolizmu w biologii. W czasie drugiej wojny światowej ciężkiej wody używano jako moderatora w pierwszych stosach atomowych. Jest on też głównym składnikiem, obok trytu, bomby wodorowej.

Tryt - radioaktywny, nietrwały izotop wodoru. Ulega samorzutnej przemianie promieniotwórczej, której produktem są atomy helu. Połowiczny czas rozpadu wynosi około 12,26 roku. Wytwarza się go sztucznie w wyniku przemian jądrowych. W warunkach naturalnych niewielkie ilości powstają w górnych warstwach atmosfery jako produkt bombardowania atmosfery neutronami. Izotop ten wykorzystuje się przy produkcji bomb wodorowych oraz jako znacznik w naukach biologicznych.

Konfiguracja elektronowa 1 s1
Masa atomowa 1,0079
Gęstość [kg/m3] 0.09 (273K)
Główny stopień utlenienia +1 (0; -1)
Izotopy: masa - zawartość - okres półrozpadu
prot 11H
deuter 21D
tryt 31T
1.008 - 99.99% - stabilny
2.014 - 0.015% - 12.262 lat
0%
Temperatura topnienia 13,95K (-259,20oC)
Temperatura wrzenia 20,38K (-252,77oC)
Promień atomowy [pm] 37
Promień jonowy H- [pm] 208
Energia jonizacji [kJ×mol-1] H -> H+ 1312
Powinowactwo elektronowe [kJ×mol-1] 69,5
Elektroujemność 2,20 (Paulinga) 7,18 (absolutna)
Energia wiązań kowalencyjnych [kJ×mol-1] H - H
H - F
H - Cl
H - Br
H - I
453.6
566
431
366
299

Pierwiastki Następna