Vodík

	Vodík → Helium
H ; Li	; <div id="box2" style="border:solid 1px black; position:absolute; top:0px; left:0px; width:7px; height:9px; overflow:hidden;" />
Obecné
Název, značka, číslo	Vodík, H, 1
Skupina, Perioda, Blok	1 (IA), 1, s
Vzhled	bezbarvý plyn
Atomové vlastnosti
Relativní atomová hmotnost	1,00794 amu
Atomový poloměr (vypočten)	25 (53) pm
Kovalentní poloměr	37 pm
van der Waalsův poloměr	120 pm
Elektronová konfigurace	1s1
Fyzikální vlastnosti
Skupenství	plynné
Krystalová struktura	šesterečná
Hustota	0,0899 kg/m3
Teplota tání	−259,125 °C = 14,025 K
Teplota varu	−252,882 °C = 20,268 K
Molární objem	11,42 · 10−6 m3/(0,5 mol H2) při 2 K
Skupenské teplo varu	0,44936 kJ/(0,5 mol H2)
Skupenské teplo tání	0,05868 kJ/(0,5 mol H2)
Tlak nasycené páry	209 Pa při 23 K
Rychlost zvuku	1270 m/s při 298,15 K
Měrná tepelná kapacita	14304 J/(kg · K)
Tepelná vodivost	0,1815 W/(m · K)
Různé
Elektrodový potenciál	0 V (H+ + e− → H)
Elektronegativita	2,1 (Paulingova stupnice)
Spalné teplo na m³	2,98 kWh/m³
Spalné teplo na kg	33,3 kWh/kg
Ionizační potenciál	1312 kJ/mol
Izotopy
Vlastnosti NMR spektroskopie
	Není-li uvedeno jinak, jsou použity jednotky SI a STP.

Z Multimediaexpo.cz

(Rozdíly mezi verzemi)

Aktuální verze z 23. 6. 2013, 12:45

Vodík, chemická značka H (lat. 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

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. Vodík je za normální teploty stabilní, pouze s fluorem se slučuje za pokojové teploty. Je značně reaktivnější při zahřátí, především s kyslíkem a halogeny 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, sírou a dusíkem, které tvoří základní stavební jednotky života na Zemi. Vodík je schopen tvořit zvláštní typ chemické vazby, nazývaný vodíková vazba nebo také vodíkový můstek, kdy 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 varu a tání 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

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

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, kyslíkem a dusíkem mezi tzv. 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

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 svítiplynu a koksárenském 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 zinku s kyselinou 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 sodného a hydroxidu 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

Hlavní využití elementárního vodíku:

V chemickém průmyslu je vodík hydrogenačním 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 přestavuje pravděpodobně budoucnost energetiky i dopravy. Při spalování vodíku vzniká vedle značného energetického zisku 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 reakce, 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 vzducholodí a balónů. 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. Stačí jediná jiskra a katastrofa je na světě.
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

Reakcí vodíku s chlorem vzniká chlorovodík, který pak zavádíme do vody a vzniká kyselina chlorovodíková, která se v průmyslu používá k mnoha reakcím a syntézám.

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 obsahm kyslíku 4%. Z tohoto důvodu je směs bezpečně dýchatelná teprve od hloubky 30m. 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 - 600m. Dýchací směs vodíku a kyslíku se nazývá HYDROX a směs kyslíku, vodíku a helia se nazývá HYDRELIOX.

Sloučeniny

Anorganické sloučeniny

Hydridy

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 někdy oxan) 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.
Sirovodík neboli 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 bromovodík a jodovodík. 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 jaho 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

K dalším sloučeninám vodíku patří kyslíkaté kyseliny, hydroxidy a hydráty solí.

Obecný vzorec kyslíkaté kyseliny je H_aA_bO_c, 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

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

Vodík má 3 izotopy:

Vodík

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

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 amu, 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 tzv. 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 rektorů k přípravě plutonia z uranu. 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

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 váha má hodnotu 3,01605 amu. Na rozdíl od deuteria je jádro tritia nestabilní a rozpadá se s poločasem rozpadu 12,4 roku za vyzáření pouze málo energetického beta záření. 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 ternonukleární bomby, nejničivější lidmi vyrobené zbraně. Tritium je jedním ze základních meziproduktů jaderné 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.

Související články

Literatura

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

Externí odkazy

Periodická soustava a tabulka vlastností prvků [1]
Chemický vzdělávací portál [2]
WebElements (anglicky) [3]
Periodická tabulka prvků [4]

Commons nabízí fotografie, obrázky a videa k tématu
Vodík

Náklady na energie a provoz naší encyklopedie prudce vzrostly. Potřebujeme vaši podporu... Kolik ?? To je na Vás. Náš FIO účet — 2500575897 / 2010
Informace o článku. Článek je převzat z Wikipedie, otevřené encyklopedie, do které přispívají dobrovolníci z celého světa. Tento text je dostupný za podmínek Creative Commons 3.0 Unported – creativecommons.org. Originální článek na české Wikipedii