WODÓR
OGÓLNA CHARAKTERYSTYKA
Wodór jest pierwiastkiem szczególnym. Wodór obok węgla jest głównym składnikiem połączeń organicznych tworzących świat roślinny i zwierzęcy, składnikiem ropy naftowej i gazu ziemnego, jest także składnikiem wody, która zajmuje większą część powierzchni naszego globu.
Przypomnieć sobie należy jego położenie w układzie okresowym pierwiastków chemicznych. Posiada liczbę atomową = 1, a więc jest pierwszym pierwiastkiem uporządkowania pod względem liczby protonów w jądrze. Umieszczono go formalnie w grupie litowców, ale wykazuje jednocześnie właściwości fluorowców, są to dwie znacząco odległe od siebie grupy pierwiastków w układzie okresowym.
Podobieństwo do litowców wynika z tego, że atom wodoru posiada tylko jeden elektron walencyjny i może występować na stopniu utlenienia +1, tak jak wszystkie litowce.. Podobieństwo do fluorowców wynika. Podobieństwo do fluorowców natomiast jest takie, że wodór przyłączając jeden elektron uzyskuje trwałą konfigurację elektronową gazu szlachetnego (helu) i może występować na stopniu utlenienia -1, bardzo częstym u fluorowców.
Tak jak litowce mogą występować w wodzie w postaci trwałych jonów, tak wodór gdyby oddał swój jedyny elektron walencyjny byłby protonem, a więc w takiej postaci nie występuje. Natomiast gdy przyjmie jeden elektron, na stopniu utlenienia -1 tworzy jon H-, który w odróżnieniu od jonów Cl- i innych jonów fluorowców nie jest trwały, woda utlenia go szybko do wolnego wodoru.
Pomimo pewnych podobieństw zarówno do litowców jak i do fluorowców, wodoru nie zlicza się do żadnej z tych grup.
W wodzie proton, czyli wodór po oddaniu elektronu ulega solwatacji, łącząc się wiązaniem kowalencyjnym z cząsteczką wody, tworząc dodatni jon oksoniowy.
Wodór jest pierwiastkiem o największym rozpowszechnieniu we wszechświecie. W temperaturach powyżej 106K, jakie panują w wielu gwiazdach, zachodzą reakcje termojądrowe, prowadzące do przemiany wodoru w hel. Tak się też dzieje na Słońcu i to uważa się za źródło energii Słońca. Wodór w przyrodzie występuje w stanie związanym, tylko śladowe ilości wodoru gazowego występują w atmosferze, w pobliżu powierzchni Ziemi jego zawartość w powietrzu jest rzędu 10-5% objętościowego. Na wysokości 100 km wodór jest głównym składnikiem bardzo rozrzedzonej atmosfery. Wodór spotyka się także w niewielkich ilościach w gazach wulkanicznych i w gazie ziemnym.
OTRZYMYWANIE WODORU
W przemyśle wodór otrzymuje się głównie w procesie konwersji węglowodorów z parą wodną. Źródłem węglowodorów jest najczęściej gaz ziemny, którego głównym składnikiem jest metan. Stosuje się temperaturę około 1025 K i katalizator niklowy. Zachodzą następujące reakcje:
Wodór można także otrzymać w reakcji litowców z wodą, np. w reakcji sodu z wodą, która zachodzi gwałtownie:
Inne metale nieszlachetne np. cynk, żelazo, glin itp. Nie reagują z wodą w normalnych warunkach. Metale te w atmosferze powietrza wytwarzają na powierzchni, cienką i szczelną warstewkę tlenku metalu, izolującą powierzchnię metalu od kontaktu z wodą.
Litowce także wytwarzają taką warstewkę, ale przy kontakcie z wodą i nawet tylko z wilgocią powstaje z tlenku metalu wodorotlenek, łatwo rozpuszczalny w wodzie i nie chroni powierzchni metalu.
Warstewkę tlenu na metalach nieszlachetnych daje się zwykle łatwo usunąć kwasem. Tak się też postępuje np. przed lutowaniem metali usuwając tlenek z powierzchni metalu, przed rozpoczęciem lutowania. Wytwarzanie się tlenków metali nieszlachetnych na ich powierzchniach jest korzystne z punktu widzenia np. spowalniania procesów korozyjnych. W przypadku cynku reakcje otrzymywania wodoru są następujące:
Odsłonięta powierzchnia cynku reaguje z jonem oksoniowym, który pochodzi z dysocjacji kwasu solnego.
Wodór można także otrzymać na drodze elektrolizy wody. Elektrolizer musi być tak skonstruowany, aby przestrzeń katodowa była oddzielona od przestrzeni anodowej, żeby gazowe produkty elektrolizy nie mieszały się ze sobą. Przemysłowo tej metody nie stosuje się, w laboratorium natomiast metodą elektrolizy można uzyskać wodór o wysokiej czystości. Wówczas na katodzie wywiązuje się wodór:
Na anodzie natomiast wydziela się tlen:
W skali przemysłowej wodór elektrolityczny uzyskuje się w procesie elektrolizy wodnego roztworu NaCl (chlorek sodu), na anodzie wydziela się wówczas chlor, a na katodzie wodór. Ten proces będzie omówiony przy innej okazji.
WŁAŚCIWOŚCI WODORU
Wodór jest gazem bezbarwnym, bez zapachu i bez smaku. W wodzie rozpuszcza się bardzo słabo.
Temperatura wrzenia: 20,28 K
Temperatura topnienia: 13,81 K
Temperatura krytyczna: 32,97 K
Ze względu na bardzo niską temperaturę krytyczną wodór jest trudno skroplić i otrzymać go w postaci ciekłej. Wymaga to oziębienia wodoru do 200 K i następnie rozpręża się go, wcześniej sprężony pod wysokim ciśnieniem. W czasie rozprężania ulega coraz mocniejszemu oziębieniu. Jest to tak zwana metoda ekspansyjna.
Skroplony wodór jest bezbarwną cieczą o gęstości 0,07 g/cm3 .
Znane są trzy izotopy wodoru: wodór zwykły H o liczbie masowej 1, zwany proten, deuter D o liczbie masowej 2 (tzw wodór ciężki), najcięższym izotopem wodoru jest tryt T o liczbie masowej 3. Zawartość izotopów D i T w wodorze jest bardzo niewielka i jest rzędu: D około 10-2% , T około 10-16%.
Cząsteczka wodoru składa się z dwóch atomów i zapisuje się to jako H2. Wodór ma najmniejsza gęstość spośród wszystkich gazów.
Wodór wykazuje dużą szybkość dyfuzji przez porowate przegrody, jest także najlepszym przewodnikiem ciepła ze wszystkich gazów. Przewodność cieplna wodoru jest około 7 razy większa od przewodności cieplnej powietrza.
Wodór wykazuje znaczną rozpuszczalność w niektórych metalach. Gąbka palladowa może wchłonąć objętość wodoru około 800 razy większą od swej własnej objętości. Przenikanie wodoru przez blachę palladową w wysokich temperaturach jest tak szybkie, że zjawisko to wykorzystuje się do oddzielania wodoru od innych gazów.
Wodór po zmieszaniu z tlenem w stosunku objętościowym 2:1 stanowi tzw mieszaninę piorunującą. Wybuch wywołany iskrą elektryczną lub po zetknięciu z płomieniem jest bardzo gwałtowny. W wyniku spalania wodoru powstaje woda, wydziela się duża ilość ciepła. Temperatura płomienia palnika wodorowo - tlenowego może dochodzić do 3000 K.
GAZ DOSKONAŁY
Rozróżniamy trzy stany skupienia materii: gazowy, ciekły i stały.
Terminem gazy określamy takie ciała, które nie maja określonego kształtu i objętości. Gazy zawsze przyjmują kształt i objętość naczynia, w którym się znajdują. Gaz dążąc do zajęcia jak największej objętości, wywiera ciśnienie na ściany naczynia. Ściskając gaz możemy zmienić jego objętość.
Gaz jest zbiorem cząsteczek lub atomów, będących w ciągłym chaotycznym ruchu, o szybkości rosnącej ze wzrostem temperatury. Cząsteczki gazu są znacznie od siebie oddalone w porównaniu z cząsteczkami cieczy, poruszają się po torach, które tylko w nieznacznym stopniu są zależne od oddziaływań międzycząsteczkowych.
Fizyczny stan gazu jest określany przez jego cztery parametry:
objętość V,
ilość substancji (liczbę moli) n,
ciśnienie p
i temperaturę T.
GAZY I PODSTAWOWE PRAWA
Każdy gaz jest opisany przez równanie stanu, czyli równanie wiążące jego cztery zmienne:
Ogólna postać równania stanu gazu jest następująca:
RÓWNANIE STANU GAZU DOSKONAŁEGO
Ogólna postać równania stanu gazu doskonałego jest następująca:
Gdzie R jest stałą gazową = 8,31451 J•K-1•mol-1
Gaz spełniający powyższe równanie nosi nazwę gazu doskonałego. W rzeczywistości gazy wykazują odstępstwa od tego równania, a zgodność z nim ma miejsce wtedy, gdy gaz jest mocno rozrzedzony i ciśnienie p dąży do 0.
CIŚNIENIE
Ciśnienie definiujemy jako siłę przypadającą na jednostkę powierzchni, na którą ona działa. Gaz, poprzez bombardowanie cząsteczek na ścianki naczynia wywiera siłę. Zderzenia ze ściankami naczynia są tak częste, że wypadkowa sił stanowi stałe ciśnienie w naczyniu.
Jednostką ciśnienia w układzie SI jest pascal (Pa) zdefiniowany jako siła 1 newtona przypadająca na powierzchnię 1 m2.
Ciśnienie 105 Pa = 1 bar przyjęto za ciśnienie standardowe.
TEMPERATURA
Jeżeli energia cieplna przepływa od ciała A do ciała B, to określamy, że ciało A ma wyższą temperaturę od ciała B. Temperatura jest parametrem określającym kierunek przepływu ciepła. Temperatura określa czy dwa obiekty będące ze sobą w kontakcie diatermicznym (bez bariery dla przepływu ciepła) pozostają w równowadze termicznej.
W termodynamicznej skali temperatury oznacza się ją symbolem T a jednostką jest kelwin K. Temperaturowa skalę termodynamiczną ze stopniową Celsiusza łączy zależność:
PRAWO BOYLE’A - 1661 r.
W stałej temperaturze iloczyn ciśnienia i objętości gazu jest wartością stałą, co zapisuje się:
Prawo to oznacza, że w stałej temperaturze ciśnienie próbki gazu jest odwrotnie proporcjonalne do jego objętości, a zajmowana objętość jest odwrotnie proporcjonalna do jego ciśnienia. Izotermy gazowe są hiperbolami. Izotermy oznaczają to, że każda hiperbola odpowiada jednej stałej temperaturze.
Zależność ciśnienie - objętość dla określonej ilości gazu doskonałego w różnych temperaturach.
rosnąca temperatura
Obecnie wiadomo, że prawo Boyl’a spełnione jest tylko w zakresie niskich ciśnień.
PRAWO CHARLES’A
Pod niskimi ciśnieniami objętość próbki gazu zmienia się liniowo z temperaturą, niezależnie od rodzaju gazu. Prawo Charles’a można zapisać:
malejące ciśnienie, p
Prawo to sugeruje, że objętość dowolnego gazu powinna zmierzać do zera i dlatego temperatura ta jest naturalnym zerem fundamentalnej skali temperatury.
Alternatywna wersja prawa Charles’a ma postać:
Taka wersja wskazuje, że gdy temperatura zmierza do zera, ciśnienie gazu również maleje do zera.
PRAWO DALTONA
Ciśnienie wywierane przez mieszaninę gazów doskonałych jest sumą ciśnień cząstkowych wywieranych przez poszczególne składniki tej mieszaniny:
Przy czym dla każdego składnika mieszaniny (i) spełniona jest zależność:
LICZBA AVOGADRA I OBJĘTOŚĆ MOLOWA GAZU
Liczba Avogadra oznacza liczbę cząsteczek odpowiadającą jednemu molowi. Za najdokładniejszą wartość liczby Avogadra przyjmuje się obecnie: NA=6,0221367(36)·1023mol-1
Znajomość liczby Avogadra umożliwia obliczenie bezwzględnej masy atomu i cząsteczki.
Dwie różne substancje gazowe w ilości 1 mola cząsteczek każda zajmują taką samą objętość w warunkach tego samego ciśnienia i temperatury.
W danych warunkach objętość 1 mola cząsteczek dowolnej substancji gazowej jest stała. Twierdzenie to jest słuszne pod warunkiem, że rozpatrywane substancje stosują się do praw gazu doskonałego.
W warunkach normalnych tj. w temperaturze T=273,15K i pod ciśnieniem 1,01325·105 Pa (OoC i 1 atm) objętość ta wynosi:
2,241383(70)·10-2m3·mol-1
czyli 22,41410(70) L·mol-1
GAZY RZECZYWISTE
Gazy rzeczywiste wykazują odchylenia od prawa gazu doskonałego, ponieważ cząsteczki oddziałują ze sobą. Siły odpychające między nimi sprzyjają rozprężaniu, natomiast przyciągające - sprężaniu gazu. Dla gazów rzeczywistych, jedną z propozycji jest przybliżone równanie van der Waalsa zaproponowane w 1837 roku. Zaproponował to równanie na podstawie faktów doświadczalnych, argumentując je także termodynamicznie.
Równanie van der Waalsa ma postać:
W równaniu tym występuje objętość molowa Vm=V/n i wtedy:
Stałe a i b noszą nazwę współczynników van der Waalsa. Są one charakterystyczne dla danego gazu i nie zależą od temperatury. Współczynniki a i b są to parametry empiryczne.
Rozpatrując gaz rzeczywisty, cząsteczki gazu można traktować jako małe nie przenikające się kulki. Wtedy nie poruszają się one w całej objętości, którą zajmuje dany gaz, lecz ruch ich jest ograniczony do objętości mniejszej:
Ciśnienie gazu w naczyniu zależy od częstości i siły każdego ze zderzeń ze ścianką. Siły przyciągania między cząsteczkami są proporcjonalne do stężenia molowego cząsteczek gazu n/V. Ciśnienie gazu ulega zmniejszeniu pod wpływem sił przyciągania między cząsteczkami gazu. Ciśnienie zmniejsza się proporcjonalnie do kwadratu stężenia. Obniżenie ciśnienia można zapisać w postaci:
Biorąc pod uwagę zmniejszenie się objętości i ciśnienia i wprowadzając te poprawki do równania stanu gazu doskonałego otrzymuje się równanie van der Waalsa
weronka9639