Водород. Физические и химические свойства, получение. Химические свойства водорода. Значение водорода в природе

Существуют три изотопные формы водорода: протий дейтерий и тритий разд. 1.1 и 4.1). В природном водороде содержится 99,985% изотопа , остальные 0,015% приходятся на долю дейтерия. Тритий представляет собой неустойчивый радиоактивный изотоп и поэтому встречается лишь в виде следов. Он испускает Р-частицы и имеет период полураспада 12,3 года (см. разд. 1.3).

Все изотопные формы водорода обладают практически одинаковыми химическими свойствами. Однако они различаются по физическим свойствам. В табл. 12.4 указаны некоторые физические свойства водорода и дейтерия.

Таблица 12.4. Физические свойства

Для каждого соединения водорода существует его дейтериевый аналог. Важнейшим из них является оксид дейтерия так называемая тяжелая вода. Она используется в качестве замедлителя в ядерных реакторах некоторых типов (см. разд. 1.3).

Оксид дейтерия получают электролизом воды. По мере того как на катоде происходит выделение остающаяся вода обогащается оксидом дейтерия. В среднем этот метод позволяет получать из 100 л воды .

Другие соединения дейтерия обычно получают из оксида дейтерия, например

Атомарный водород

Водород, получаемый описанными выше лабораторными методами, во всех случаях представляет собой газ, состоящий из двухатомных молекул , т. е. молекулярный водород. Его можно диссоциировать на агомы, используя какой-либо источник высокой энергии, например газоразрядную трубку, содержащую водород при низком давлении. Водород можно также атомизировать в электрической дуге, образуемой между вольфрамовыми электродами. Атомы водорода рекомбинируют на поверхности металла, и при этом выделяется столь большая энергия, что это приводит к

повышению температуры приблизительно до 3500°С. Этот эффект используется для водородно-дуговой сварки металлов.

Атомарный водород - сильный восстановитель. Он восстанавливает оксиды и хлориды металлов до свободных металлов.

Водород в момент выделения

Газообразный водород, т. е. молекулярный водород, является плохим восстановителем. Это обусловлено его большой энергией связи, равной Например, при пропускании газообразного водорода через раствор, содержащий ионы их восстановления не происходит. Однако, если образование водорода происходит непосредственно в растворе, содержащем ионы эти ионы немедленно восстанавливаются в ионы

Для того чтобы водород образовывался непосредственно в растворе, содержащем ионы туда добавляют разбавленную серную кислоту и цинк. Водород, образующийся в таких условиях, называют водород в момент выделения

Ортоводород и параводород

Два протона в молекуле водорода связаны между собой двумя , находящимися на -связывающей орбитали (см. разд. 2.1). Эти два электрона, находящиеся на указанной орбитали, должны иметь противоположно направленные спины. Однако в отличие от электронов два протона в молекуле водорода могут иметь либо параллельные, либо противоположно направленные спины. Разновидность молекулярного водорода с параллельными спинами протонов двух ядер называется ортоводородом, а разновидность с противоположно направленными спинами протонов двух ядер - параводородом (рис. 12.1).

Обычный водород представляет собой смесь ортоводорода и параводорода. При очень низких температурах в нем преобладает параводород. По мере повышения температуры доля ортоводорода возрастает, и при 25°С смесь содержит приблизительно 75% ортоводорода и 25% параводорода.

Параводород можно получать, пропуская обычный водород через трубку, наполненную древесным углем, а затем охлаждая его до температуры жидкого воздуха. Ортоводород и параводород совершенно одинаковы по своим химическим свойствам, но несколько различаются по температурам плавления и кипения (см. табл. 12.5).

Рис. 12.1. Ортоводород и параводород.

Таблица 12.5. Температуры плавления и кипения ортоводорода и параводорода

Водород

ВОДОРО́Д -а; м. Химический элемент (H), лёгкий газ без цвета и запаха, образующий в соединении с кислородом воду.

◁ Водоро́дный, -ая, -ое. В-ые соединения. В-ые бактерии. В-ая бомба (бомба огромной разрушительной силы, взрывное действие которой основано на термоядерной реакции). Водоро́дистый, -ая, -ое.

водоро́д

(лат. Hydrogenium), химический элемент VII группы периодической системы. В природе встречаются два стабильных изотопа (протий и дейтерий) и один радиоактивный (тритий). Молекула двухатомна (Н 2). Газ без цвета и запаха; плотность 0,0899 г/л, t кип - 252,76°C. Соединяется с многими элементами, с кислородом образует воду. Самый распространённый элемент космоса; составляет (в виде плазмы) более 70% массы Солнца и звёзд, основная часть газов межзвёздной среды и туманностей. Атом водорода входит в состав многих кислот и оснований, большинства органических соединений. Применяют в производстве аммиака, соляной кислоты, для гидрогенизации жиров и др., при сварке и резке металлов. Перспективен как горючее (см. Водородная энергетика).

ВОДОРОД

ВОДОРО́Д (лат. Hydrogenium), H, химический элемент с атомным номером 1, атомная масса 1,00794. Химический символ водорода Н читается в нашей стране «аш», как произносится эта буква по-французски.
Природный водород состоит из смеси двух стабильных нуклидов (см. НУКЛИД) с массовыми числами 1,007825 (99,985 % в смеси) и 2,0140 (0,015 %). Кроме того, в природном водороде всегда присутствуют ничтожные количества радиоактивного нуклида - трития (см. ТРИТИЙ) 3 Н (период полураспада Т 1/2 12,43 года). Так как в ядре атома водорода содержится только 1 протон (меньше в ядре атома элемента протонов быть не может), то иногда говорят, что водород образует естественную нижнюю границу периодической системы элементов Д. И. Менделеева (хотя сам элемент водород расположен в самой верхней части таблицы). Элемент водород расположен в первом периоде таблицы Менделеева. Его относят и к 1-й группе (группе IА щелочных металлов (см. ЩЕЛОЧНЫЕ МЕТАЛЛЫ) ), и к 7-й группе (группе VIIA галогенов (см. ГАЛОГЕНЫ) ).
Массы атомов у изотопов водорода различаются между собой очень сильно (в разы). Это приводит к заметным различиям в их поведении в физических процессах (дистилляция, электролиз и др.) и к определенным химическим различиям (различия в поведении изотопов одного элемента называют изотопными эффектами, для водорода изотопные эффекты наиболее существенны). Поэтому в отличие от изотопов всех остальных элементов изотопы водорода имеют специальные символы и названия. Водород с массовым числом 1 называют легким водородом, или протием (лат. Protium, от греческого protos - первый), обозначают символом Н, а его ядро называют протоном (см. ПРОТОН (элементарная частица)) , символ р. Водород с массовым числом 2 называют тяжелым водородом, дейтерием (см. ДЕЙТЕРИЙ) (лат Deuterium, от греческого deuteros - второй), для его обозначения используют символs 2 Н, или D (читается «де»), ядро d - дейтрон. Радиоактивный изотоп с массовым числом 3 называют сверхтяжелым водородом, или тритием (лат. Tritum, от греческого tritos - третий), символ 2 Н или Т (читается «те»), ядро t - тритон.
Конфигурация единственного электронного слоя нейтрального невозбужденного атома водорода 1s 1 . В соединениях проявляет степени окисления +1 и, реже, –1 (валентность I). Радиус нейтрального атома водорода 0,024 нм. Энергия ионизации атома 13,595 эВ, сродство к электрону 0,75 эВ. По шкале Полинга электроотрицательность водорода 2,20. Водород принадлежит к числу неметаллов.
В свободном виде - легкий горючий газ без цвета, запаха и вкуса.
История открытия
Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в 16 и 17 веках на заре становления химии как науки. Знаменитый английский физик и химик Г. Кавендиш (см. КАВЕНДИШ Генри) в 1766 исследовал этот газ и назвал его «горючим воздухом». При сжигании «горючий воздух» давал воду, но приверженность Кавендиша теории флогистона (см. ФЛОГИСТОН) помешала ему сделать правильные выводы. Французский химик А. Лавуазье (см. ЛАВУАЗЬЕ Антуан Лоран) совместно с инженером Ж. Менье (см. МЕНЬЕ Жан Батист Мари Шарль) , используя специальные газометры, в 1783 осуществил синтез воды, а затем и ее анализ, разложив водяной пар раскаленным железом. Таким образом он установил, что «горючий воздух» входит в состав воды и может быть из нее получен. В 1787 Лавуазье пришел к выводу, что «горючий воздух» представляет собой простое вещество, и, следовательно, относится к числу химических элементов. Он дал ему название hydrogene (от греческого hydor - вода и gennao - рождаю) - «рождающий воду». Установление состава воды положило конец «теории флогистона». Русское наименование «водород» предложил химик М. Ф. Соловьев (см. СОЛОВЬЕВ Михаил Федорович) в 1824. На рубеже 18 и 19 веков было установлено, что атом водорода очень легкий (по сравнению с атомами других элементов), и вес (масса) атома водорода был принят за единицу сравнения атомных масс элементов. Массе атома водорода приписали значение, равное 1.
Нахождение в природе
На долю водорода приходится около 1% массы земной коры (10-е место среди всех элементов). В свободном виде водород на нашей планете практически не встречается (его следы имеются в верхних слоях атмосферы), но в составе воды распространен на Земле почти повсеместно. Элемент водород входит в состав органических и неорганических соединений живых организмов, природного газа, нефти, каменного угля. Он содержится, разумеется, в составе воды (около 11% по массе), в различных природных кристаллогидратах и минералах, в составе которых имеется одна или несколько гидроксогрупп ОН.
Водород как элемент доминирует во Вселенной. На его долю приходится около половины массы Солнца и других звезд, он присутствует в атмосфере ряда планет.
Получение
Водород можно получить многими способами. В промышленности для этого используют природные газы, а также газы, получаемые при переработке нефти, коксовании и газификации угля и других топлив. При производстве водорода из природного газа (основной компонент - метан) проводят его каталитическое взаимодействие с водяным паром и неполное окисление кислородом:
CH 4 + H 2 O = CO + 3H 2 и CH 4 + 1/2 O 2 = CO 2 + 2H 2
Выделение водорода из коксового газа и газов нефтепереработки основано на их сжижении при глубоком охлаждении и удалении из смеси газов, сжижаемых легче, чем водород. При наличии дешевой электроэнергии водород получают электролизом воды, пропуская ток через растворы щелочей. В лабораторных условиях водород легко получить взаимодействием металлов с кислотами, например, цинка с соляной кислотой.
Физические и химические свойства
При обычных условиях водород - легкий (плотность при нормальных условиях 0,0899 кг/м 3) бесцветный газ. Температура плавления –259,15 °C, температура кипения –252,7 °C. Жидкий водород (при температуре кипения) обладает плотностью 70,8 кг/м 3 и является самой легкой жидкостью. Стандартный электродный потенциал Н 2 /Н - в водном растворе принимают равным 0. Водород плохо растворим в воде: при 0 °C растворимость составляет менее 0,02 см 3 /мл, но хорошо растворим в некоторых металлах (губчатое железо и других), особенно хорошо - в металлическом палладии (около 850 объемов водорода в 1 объеме металла). Теплота сгорания водорода равна 143,06 МДж/кг.
Существует в виде двухатомных молекул Н 2 . Константа диссоциации Н 2 на атомы при 300 К 2,56·10 -34 . Энергия диссоциации молекулы Н 2 на атомы 436 кДж/моль. Межъядерное расстояние в молекуле Н 2 0,07414 нм.
Так как ядро каждого атома Н, входящего в состав молекулы, имеет свой спин (см. СПИН) , то молекулярный водород может находиться в двух формах: в форме ортоводорода (о-Н 2) (оба спина имеют одинаковую ориентацию) и в форме параводорода (п-Н 2) (спины имеют разную ориентацию). При обычных условиях нормальный водород представляет собой смесь 75% о-Н 2 и 25% п-Н 2 . Физические свойства п- и о-Н 2 немного различаются между собой. Так, если температура кипения чистого о-Н 2 20,45 К, то чистого п-Н 2 - 20,26 К. Превращение о-Н 2 в п-Н 2 сопровождается выделением 1418 Дж/моль теплоты.
В научной литературе неоднократно высказывались соображения о том, что при высоких давлениях (выше 10 ГПа) и при низких температурах (около 10 К и ниже) твердый водород, обычно кристаллизующийся в гексагональной решетке молекулярного типа, может переходить в вещество с металлическими свойствами, возможно, даже сверхпроводник. Однако пока однозначных данных о возможности такого перехода нет.
Высокая прочность химической связи между атомами в молекуле Н 2 (что, например, используя метод молекулярных орбиталей, можно объяснить тем, что в этой молекуле электронная пара находится на связывающей орбитали, а разрыхляющая орбиталь электронами не заселена) приводит к тому, что при комнатной температуре газообразный водород химически малоактивен. Так, без нагревания, при простом смешивании водород реагирует (со взрывом) только с газообразным фтором:
H 2 + F 2 = 2HF + Q.
Если смесь водорода и хлора при комнатной температуре облучить ультрафиолетовым светом, то наблюдается немедленное образование хлороводорода НСl. Реакция водорода с кислородом происходит со взрывом, если в смесь этих газов внести катализатор - металлический палладий (или платину). При поджигании смесь водорода и кислорода (так называемый гремучий газ (см. ГРЕМУЧИЙ ГАЗ) ) взрывается, при этом взрыв может произойти в смесях, в которых содержание водорода составляет от 5 до 95 объемных процентов. Чистый водород на воздухе или в чистом кислороде спокойно горит с выделением большого количества теплоты:
H 2 + 1/2O 2 = Н 2 О + 285,75 кДж/моль
С остальными неметаллами и металлами водород если и взаимодействует, то только при определенных условиях (нагревание, повышенное давление, присутствие катализатора). Так, с азотом водород обратимо реагирует при повышенном давлении (20-30 МПа и больше) и при температуре 300-400 °C в присутствии катализатора - железа:
3H 2 + N 2 = 2NH 3 + Q.
Также только при нагревании водород реагирует с серой с образованием сероводорода H 2 S, с бромом - с образованием бромоводорода НBr, с иодом - с образованием иодоводорода НI. С углем (графитом) водород реагирует с образованием смеси углеводородов различного состава. С бором, кремнием, фосфором водород непосредственно не взаимодействует, соединения этих элементов с водородом получают косвенными путями.
При нагревании водород способен вступать в реакции с щелочными, щелочноземельными металлами и магнием с образованием соединений с ионным характером связи, в составе которых содержится водород в степени окисления –1. Так, при нагревании кальция в атмосфере водорода образуется солеобразный гидрид состава СаН 2 . Полимерный гидрид алюминия (AlH 3) x - один из самых сильных восстановителей - получают косвенными путями (например, с помощью алюминийорганических соединений). Со многими переходными металлами (например, цирконием, гафнием и др.) водород образует соединения переменного состава (твердые растворы).
Водород способен реагировать не только со многими простыми, но и со сложными веществами. Прежде всего надо отметить способность водорода восстанавливать многие металлы из их оксидов (такие, как железо, никель, свинец, вольфрам, медь и др.). Так, при нагревании до температуры 400-450 °C и выше происходит восстановление железа водородом из его любого оксида, например:
Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O.
Следует отметить, что восстановить водородом из оксидов можно только металлы, расположенные в ряду стандартных потенциалов за марганцем. Более активные металлы (в том числе и марганец) до металла из оксидов не восстанавливаются.
Водород способен присоединяться по двойной или тройной связи ко многим органическим соединениям (это - так называемые реакции гидрирования). Например, в присутствии никелевого катализатора можно осуществить гидрирование этилена С 2 Н 4 , причем образуется этан С 2 Н 6:
С 2 Н 4 + Н 2 = С 2 Н 6 .
Взаимодействием оксида углерода(II) и водорода в промышленности получают метанол:
2Н 2 + СО = СН 3 ОН.
В соединениях, в которых атом водорода соединен с атомом более электроотрицательного элемента Э (Э = F, Cl, O, N), между молекулами образуются водородные связи (см. ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ) (два атома Э одного и того же или двух разных элементов связаны между собой через атом Н: Э"... Н... Э"", причем все три атома расположены на одной прямой). Такие связи существуют между молекулами воды, аммиака, метанола и др. и приводят к заметному возрастанию температур кипения этих веществ, увеличению теплоты испарения и т. д.
Применение
Водород используют при синтезе аммиака NH 3 , хлороводорода HCl, метанола СН 3 ОН, при гидрокрекинге (крекинге в атмосфере водорода) природных углеводородов, как восстановитель при получении некоторых металлов. Гидрированием (см. ГИДРИРОВАНИЕ) природных растительных масел получают твердый жир - маргарин. Жидкий водород находит применение как ракетное топливо, а также как хладагент. Смесь кислорода с водородом используют при сварке.
Одно время высказывалось предположение, что в недалеком будущем основным источником получения энергии станет реакция горения водорода, и водородная энергетика вытеснит традиционные источники получения энергии (уголь, нефть и др.). При этом предполагалось, что для получения водорода в больших масштабах можно будет использовать электролиз воды. Электролиз воды - довольно энергоемкий процесс, и в настоящее время получать водород электролизом в промышленных масштабах невыгодно. Но ожидалось, что электролиз будет основан на использовании среднетемпературной (500-600 °C) теплоты, которая в больших количествах возникает при работе атомных электростанций. Эта теплота имеет ограниченное применение, и возможности получения с ее помощью водорода позволили бы решить как проблему экологии (при сгорании водорода на воздухе количество образующихся экологически вредных веществ минимально), так и проблему утилизации среднетемпературной теплоты. Однако после Чернобыльской катастрофы развитие атомной энергетики повсеместно свертывается, так что указанный источник энергии становится недоступным. Поэтому перспективы широкого использования водорода как источника энергии пока сдвигаются по меньшей мере до середины 21-го века.
Особенности обращения
Водород не ядовит, но при обращении с ним нужно постоянно учитывать его высокую пожаро- и взрывоопасность, причем взрывоопасность водорода повышена из-за высокой способности газа к диффузии даже через некоторые твердые материалы. Перед началом любых операций по нагреванию в атмосфере водорода следует убедиться в его чистоте (при поджигании водорода в перевернутой вверх дном пробирке звук должен быть глухой, а не лающий).
Биологическая роль
Биологическое значение водорода определяется тем, что он входит в состав молекул воды и всех важнейших групп природных соединений, в том числе белков, нуклеиновых кислот, липидов, углеводов. Примерно 10 % массы живых организмов приходится на водород. Способность водорода образовывать водородную связь играет решающую роль в поддержании пространственной четвертичной структуры белков, а также в осуществлении принципа комплементарности (см. КОМПЛЕМЕНТАРНОСТЬ) в построении и функциях нуклеиновых кислот (то есть в хранении и реализации генетической информации), вообще в осуществлении «узнавания» на молекулярном уровне. Водород (ион Н +) принимает участие в важнейших динамических процессах и реакциях в организме - в биологическом окислении, обеспечивающим живые клетки энергией, в фотосинтезе у растений, в реакциях биосинтеза, в азотфиксации и бактериальном фотосинтезе, в поддержании кислотно-щелочного равновесия и гомеостаза (см. ГОМЕОСТАЗ) , в процессах мембранного транспорта. Таким образом, наряду с кислородом и углеродом водород образует структурную и функциональную основы явлений жизни.

Энциклопедический словарь . 2009 .

Синонимы :

Смотреть что такое "водород" в других словарях:

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 4, 4H Нейтронов 3 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 4,027810(110) … Википедия

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 5, 5H Нейтронов 4 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 5,035310(110) … Википедия

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 6, 6H Нейтронов 5 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 6,044940(280) … Википедия

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 7, 7H Нейтронов 6 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 7,052750(1080) … Википедия

ВОДОРОД
Н (лат. hydrogenium) ,
самый легкий газообразный химический элемент - член IA подгруппы периодической системы элементов, иногда его относят к VIIA подгруппе. В земной атмосфере водород в несвязанном состоянии существует только доли минуты, его количество составляет 1-2 части на 1 500 000 частей воздуха. Он выделяется обычно с другими газами при извержениях вулканов, из нефтяных скважин и в местах разложения больших количеств органических веществ. Водород соединяется с углеродом и(или) кислородом в органическом веществе типа углеводов, углеводородов, жиров и животных белков. В гидросфере водород входит в состав воды - наиболее распространенного соединения на Земле. В породах, грунтах, почвах и других частях земной коры водород соединяется с кислородом, образуя воду и гидроксид-ион OH-. Водород составляет 16% всех атомов земной коры, но по массе лишь около 1%, так как он в 16 раз легче кислорода. Масса Солнца и звезд на 70% состоит из водородной плазмы: в космосе это самый распространенный элемент. Концентрация водорода в атмосфере Земли возрастает с высотой благодаря его низкой плотности и способности подниматься на большие высоты. Обнаруженные на поверхности Земли метеориты содержат 6-10 атомов водорода на 100 атомов кремния.
Историческая справка. Еще немецкий врач и естествоиспытатель Парацельс в 16 в. установил горючесть водорода. В 1700 Н.Лемери обнаружил, что газ, выделяющийся при действии серной кислоты на железо, взрывается на воздухе. Водород как элемент идентифицировал Г.Кавендиш в 1766 и назвал его "горючим воздухом", а в 1781 он доказал, что вода - это продукт его взаимодействия с кислородом. Латинское hydrogenium, которое происходит от греческого сочетания "рождающий воду", было присвоено этому элементу А.Лавуазье.
Общая характеристика водорода. Водород - это первый элемент в периодической системе элементов; его атом состоит из одного протона и вращающегося вокруг него одного электрона
(см. также ПЕРИОДИЧЕСКАЯ СИСТЕМА ЭЛЕМЕНТОВ).
Один из 5000 атомов водорода отличается наличием в ядре одного нейтрона, увеличивающего массу ядра с 1 до 2. Этот изотоп водорода называют дейтерием 21H или 21D. Другой, более редкий изотоп водорода содержит два нейтрона в ядре и называется тритием 31H или 31T. Тритий радиоактивен и распадается с выделением гелия и электронов. Ядра различных изотопов водорода различаются спинами протонов. Водород может быть получен а) действием активного металла на воду, б) действием кислот на определенные металлы, в) действием оснований на кремний и некоторые амфотерные металлы, г) действием перегретого пара на уголь и метан, а также на железо, д) электролитическим разложением воды и термическим разложением углеводородов. Химическая активность водорода определяется его способностью отдавать электрон другому атому или обобществлять его почти поровну с другим элементами при образовании химической связи либо присоединять электрон другого элемента в химическом соединении, называемом гидридом. Водород, производимый промышленностью, в огромных количествах расходуют на синтез аммиака, азотной кислоты, гидридов металлов. Пищевая промышленность применяет водород для гидрирования (гидрогенизации) жидких растительных масел в твердые жиры (например, маргарин). При гидрировании насыщенные органические масла, содержащие двойные связи между углеродными атомами, превращаются в насыщенные, имеющие одинарные углерод-углеродные связи. Высокочистый (99,9998%) жидкий водород используется в космических ракетах в качестве высокоэффективного горючего.
Физические свойства. Для сжижения и затвердевания водорода требуются очень низкие температуры и высокое давление (см. таблицу свойств). В нормальных условиях водород - бесцветный газ, без запаха и вкуса, очень легкий: 1 л водорода при 0° C и атмосферном давлении имеет массу 0,08987 г (ср. плотность воздуха и гелия 1,2929 и 0,1785 г/л соответственно; поэтому воздушный шар, наполненный гелием и имеющий такую же подъемную силу, как и воздушный шар с водородом, должен иметь на 8% больший объем). В таблице приведены некоторые физические и термодинамические свойства водорода. СВОЙСТВА ОБЫЧНОГО ВОДОРОДА
(при 273,16 К, или 0° С)
Атомный номер 1 Атомная масса 11Н 1,00797 Плотность, г/л

при нормальном давлении 0,08987 при 2,5*10 5 атм 0,66 при 2,7*10 18 атм 1,12*10 7

Ковалентный радиус, 0,74 Температура плавления, ° С -259,14 Температура кипения, ° С -252,5 Критическая температура, ° С -239,92 (33,24 K) Критическое давление, атм 12,8 (12,80 K) Теплоемкость, Дж/(мольЧK) 28,8 (H2) Растворимость

в воде, объем/100 объемов H2O (при стандартных условиях) 2,148 в бензоле, мл/г (35,2° С, 150,2 атм) 11,77 в аммиаке, мл/г (25° С) при 50 атм 4,47 при 1000 атм 79,25

Степени окисления -1, +1
Строение атома. Обычный водородный атом (протий) состоит из двух фундаментальных частиц (протона и электрона) и имеет атомную массу 1. Из-за огромной скорости движения электрона (2,25 км/с или 7*1015 об./с) и его дуалистической корпускулярно-волновой природы невозможно точно установить координату (положение) электрона в любой данный момент времени, но имеются некоторые области высокой вероятности нахождения электрона, и они определяют размеры атома. Большинство химических и физических свойств водорода, особенно относящихся к возбуждению (поглощению энергии), точно предсказываются математически (см. СПЕКТРОСКОПИЯ). Водород сходен со щелочными металлами в том, что все эти элементы способны отдавать электрон атому-акцептору для образования химической связи, которая может изменяться от частично ионной (переход электрона) до ковалентной (общая электронная пара). С сильным акцептором электронов водород образует положительный ион Н+, т.е. протон. На электронной орбите атома водорода могут находиться 2 электрона, поэтому водород способен также принимать электрон, образуя отрицательный ион Н-, гидрид-ион, и это роднит водород с галогенами, для которых характерно принятие электрона с образованием отрицательного галогенид-иона типа Cl-. Дуализм водорода находит отражение в том, что в периодической таблице элементов его располагают в IA подгруппе (щелочные металлы), а иногда - в VIIA подгруппе (галогены) (см. также ХИМИЯ).
Химические свойства. Химические свойства водорода определяются его единственным электроном. Количество энергии, необходимое для отрыва этого электрона, больше, чем может предоставить любой известный химический окислитель. Поэтому химическая связь водорода с другими атомами ближе к ковалентной, чем к ионной. Чисто ковалентная связь возникает при образовании молекулы водорода: H + H H2
При образовании одного моля (т.е. 2 г) H2 выделяется 434 кДж. Даже при 3000 K степень диссоциации водорода очень невелика и равна 9,03%, при 5000 K достигает 94% и лишь при 10000 K диссоциация становится полной. При образовании двух молей (36 г) воды из атомарного водорода и кислорода (4H + O2 -> 2H2O) выделяется более 1250 кДж и температура достигает 3000-4000° C, тогда как при сгорании молекулярного водорода (2H2 + O2 -> 2H2O) выделяется всего 285,8 кДж и температура пламени достигает лишь 2500° C. При комнатной температуре водород менее реакционноспособен. Для инициирования большинства реакций необходимо разорвать или ослабить прочную связь H-H, израсходовав много энергии. Скорость реакций водорода возрастает с использованием катализатора (металлы платиновой группы, оксиды переходных или тяжелых металлов) и методов возбуждения молекулы (свет, электрический разряд, электрическая дуга, высокие температуры). В таких условиях водород реагирует практически с любым элементом, кроме благородных газов. Активные щелочные и щелочноземельные элементы (например, литий и кальций) реагируют с водородом, являясь донорами электронов и образуя соединения, называемые солевыми гидридами (2Li + H2 -> 2LiH; Ca + H2 -> CaH2).
Вообще гидридами называются соединения, содержащие водород. Широкое разнообразие свойств таких соединений (в зависимости от атома, связанного с водородом) объясняется возможностями водорода проявлять заряд от -1 до практически +1. Это отчетливо проявляется в сходстве LiH и CaH2 и солей типа NaCl и CaCl2. Считается, что в гидридах водород заряжен отрицательно (Н-); такой ион является восстановителем в кислой водной среде: 2H- H2 + 2e- + 2,25B. Ион H- способен восстанавливать протон воды H+ до газообразного водорода: H- + H2O (r) H2 + OH-.
Соединения водорода с бором - бороводороды (борогидриды) - представляют необычный класс веществ, называемых боранами. Простейшим представителем их является BH3, существующий только в устойчивой форме диборана B2H6. Соединения с большим количеством атомов бора получают разными способами. Известны, например, тетраборан B4H10, стабильный пентаборан B5H9 и нестабильный пентаборан B5H11, гексаборан B6H10, декаборан B10H14. Диборан может быть получен из H2 и BCl3 через промежуточное соединение B2H5Cl, которое при 0° C диспропорционирует до B2H6, а также взаимодействием LiH или литийалюминийгидрида LiAlH4 c BCl3. В литийалюминийгидриде (комплексном соединении - солевом гидриде) четыре атома водорода образуют ковалентные связи с Al, но имеется ионная связь Li+ с []-. Другим примером водородсодержащего иона является борогидрид-ион BH4-. Ниже приведена приблизительная классификация гидридов по их свойствам в соответствии с положением элементов в периодической системе элементов. Гидриды переходных металлов называются металлическими или промежуточными и часто не образуют стехиометрических соединений, т.е. отношение атомов водорода к металлу не выражается целым числом, например, гидрид ванадия VH0,6 и гидрид тория ThH3,1. Металлы платиновой группы (Ru, Rh, Pd, Os, Ir и Pt) активно поглощают водород и служат эффективными катализаторами реакций гидрирования (например, гидрогенизации жидких масел с образованием жиров, конверсии азота в аммиак, синтеза метанола CH3OH из CO). Гидриды Be, Mg, Al и подгрупп Cu, Zn, Ga - полярные, термически нестабильные.

Неметаллы образуют летучие гидриды общей формулы MHx (х - целое число) с относительно низкой температурой кипения и высоким давлением паров. Эти гидриды существенно отличаются от солевых гидридов, в которых водород имеет более отрицательный заряд. У летучих гидридов (например, углеводородов) преобладает ковалентная связь между неметаллами и водородом. По мере усиления неметаллического характера образуются соединения с частично ионной связью, например H+Cl-, (H2)2+O2-, N3-(H3)3+. Отдельные примеры образования различных гидридов приведены ниже (в скобках указана теплота образования гидрида):

Изомерия и изотопы водорода. Атомы изотопов водорода непохожи. Обычный водород, протий, всегда представляет собой протон, вокруг которого вращается один электрон, находящийся от протона на огромном расстоянии (относительно размеров протона). Обе частицы обладают спином, поэтому атомы водорода могут различаться либо спином электрона, либо спином протона, либо и тем, и другим. Водородные атомы, различающиеся спином протона или электрона, называются изомерами. Комбинация двух атомов с параллельными спинами приводит к образованию молекулы "ортоводорода", а с противоположными спинами протонов - к молекуле "параводорода". Химически обе молекулы идентичны. Ортоводород имеет очень слабый магнитный момент. При комнатной или повышенной температуре оба изомера, ортоводород и параводород, находятся обычно в равновесии в соотношении 3:1. При охлаждении до 20 K (-253° C) содержание параводорода возрастает до 99%, так как он более стабилен. При сжижении методами промышленной очистки ортоформа переходит в параформу с выделением теплоты, что служит причиной потерь водорода от испарения. Скорость конверсии ортоформы в параформу возрастает в присутствии катализатора, например древесного угля, оксида никеля, оксида хрома, нанесенного на глинозем. Протий - необычный элемент, так как в ядре его нет нейтронов. Если в ядре появляется нейтрон, то такой водород называется дейтерий 21D. Элементы с одинаковым количеством протонов и электронов и разным количеством нейтронов называются изотопами. Природный водород содержит небольшую долю HD и D2. Аналогично, природная вода содержит в малой концентрации (менее 0,1%) DOH и D2O. Тяжелая вода D2O, имеющая массу больше, чем у H2O, отличается по физическим и химическим свойствам, например, плотность обычной воды 0,9982 г/мл (20° С), а тяжелой - 1,105 г/мл, температура плавления обычной воды 0,0° С, а тяжелой - 3,82° С, температура кипения - соответственно 100° С и 101,42° С. Реакции с участием D2O протекают с меньшей скоростью (например, электролиз природной воды, содержащей примесь D2O, с добавкой щелочи NaOH). Скорость электролитического разложения оксида протия H2O больше, чем D2O (с учетом постоянного роста доли D2O, подвергающейся электролизу). Благодаря близости свойств протия и дейтерия можно замещать протий на дейтерий. Такие соединения относятся к так называемым меткам. Смешивая соединения дейтерия с обычным водородсодержащим веществом, можно изучать пути, природу и механизм многих реакций. Таким методом пользуются для изучения биологических и биохимических реакций, например процессов пищеварения. Третий изотоп водорода, тритий (31T), присутствует в природе в следовых количествах. В отличие от стабильного дейтерия тритий радиоактивен и имеет период полураспада 12,26 лет. Тритий распадается до гелия (32He) с выделением b-частицы (электрона). Тритий и тритиды металлов используют для получения ядерной энергии; например, в водородной бомбе происходит следующая реакция термоядерного синтеза: 21H + 31H -> 42He + 10n + 17,6 МэВ
Получение водорода. Зачастую дальнейшее применение водорода определяется характером самого производства. В некоторых случаях, например при синтезе аммиака, небольшие количества азота в исходном водороде, конечно, не являются вредной примесью. Примесь оксида углерода(II) также не будет помехой, если водород используют как восстановитель. 1. Самое крупное производство водорода основано на каталитической конверсии углеводородов с водяным паром по схеме CnH2n + 2 + nH2O (r) nCO + (2n + 1)H2 и CnH2n + 2 + 2nH2O (r) nCO2 + (3n + 1)H2. Температура процесса зависит от состава катализатора. Известно, что температуру реакции с пропаном можно снизить до 370° С, используя в качестве катализатора боксит. До 95% производимого при этом CO расходуется при дальнейшей реакции с парами воды: H2O + CO -> CO2 + H2
2. Метод водяного газа дает значительную часть общего производства водорода. Сущность метода заключается в реакции паров воды с коксом с образованием смеси CO и H2. Реакция эндотермична (DH° = 121,8 кДж/моль), и ее проводят при 1000° С. Нагретый кокс обрабатывают паром; выделяющаяся очищенная газовая смесь содержит некоторое количество водорода, большой процент CO и небольшую примесь CO2. Для повышения выхода H2 монооксид CO удаляют дальнейшей паровой обработкой при 370° C, при этом получается больше CO2. Углекислый газ довольно легко удалить, пропуская газовую смесь через скруббер, орошаемый водой противотоком. 3. Электролиз. В электролитическом процессе водород является фактически побочным продуктом производства главных продуктов - хлора и щелочи (NaOH). Электролиз проводят в слабощелочной водной среде при 80° C и напряжении около 2В, используя железный катод и никелевый анод:

4. Железо-паровой метод, по которому пар при 500-1000° C пропускают над железом: 3Fe + 4H2O Fe3O4 + 4H2 + 160,67 кДж. Получаемый этим методом водород обычно используют для гидрогенизации жиров и масел. Состав оксида железа зависит от температуры процесса; при nC + (n + 1)H2
6. Следующим по объему производства является метанол-паровой метод: CH3OH + H2O -> 3H2 + CO2. Реакция эндотермична и ее проводят при ВОДОРОД260° C в обычных стальных реакторах при давлении до 20 атм. 7. Каталитическое разложение аммиака: 2NH3 -> Реакция обратима. При небольших потребностях в водороде этот процесс неэкономичен. Существуют также разнообразные способы получения водорода, которые, хотя и не имеют большого промышленного значения, в некоторых случаях могут оказаться экономически наиболее выгодными. Очень чистый водород получается при гидролизе очищенных гидридов щелочных металлов; при этом из малого количества гидрида образуется много водорода: LiH + H2O -> LiOH + H2
(Этот метод удобен при непосредственном применении получаемого водорода.) При взаимодействии кислот с активными металлами также выделяется водород, однако при этом он обычно загрязнен парами кислоты или другим газообразным продуктом, например фосфином PH3, сероводородом H2S, арсином AsH3. Наиболее активные металлы, реагируя с водой, вытесняют водород и образуют щелочной раствор: 2H2O + 2Na -> H2 + 2NaOH Распространен лабораторный метод получения H2 в аппарате Киппа по реакции цинка с соляной или серной кислотой:
Zn + 2HCl -> ZnCl2 + H2. Гидриды щелочноземельных металлов (например, CaH2), комплексные солевые гидриды (например, LiAlH4 или NaBH4) и некоторые бороводороды (например, B2H6) при реакции с водой или в процессе термической диссоциации выделяют водород. Бурый уголь и пар при высокой температуре также взаимодействуют с выделением водорода.
Очистка водорода. Степень требуемой чистоты водорода определяется его областью применения. Примесь углекислого газа удаляют вымораживанием или сжижением (например, пропуская газообразную смесь через жидкий азот). Эту же примесь можно полностью удалить барботированием через воду. CO может быть удален каталитическим превращением в CH4 или CO2 или сжижением при обработке жидким азотом. Примесь кислорода, образующаяся в процессе электролиза, удаляется в виде воды после искрового разряда.
Применение водорода. Водород применяется главным образом в химической промышленности для производства хлороводорода, аммиака, метанола и других органических соединений. Он используется при гидрогенизации масел, а также угля и нефти (для превращения низкосортных видов топлив в высококачественные). В металлургии с помощью водорода восстанавливают некоторые цветные металлы из их оксидов. Водород используют для охлаждения мощных электрогенераторов. Изотопы водорода находят применение в атомной энергетике. Водородно-кислородное пламя применяется для резки и сварки металлов.
ЛИТЕРАТУРА
Некрасов Б.В. Основы общей химии. М., 1973 Жидкий водород. М., 1980 Водород в металлах. М., 1981

Энциклопедия Кольера. - Открытое общество . 2000 .

Синонимы :

Смотреть что такое "ВОДОРОД" в других словарях:

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 4, 4H Нейтронов 3 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 4,027810(110) … Википедия

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 5, 5H Нейтронов 4 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 5,035310(110) … Википедия

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 6, 6H Нейтронов 5 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 6,044940(280) … Википедия

Таблица нуклидов Общие сведения Название, символ Водород 7, 7H Нейтронов 6 Протонов 1 Свойства нуклида Атомная масса 7,052750(1080) … Википедия

Распространённость в природе. В. широко распространён в природе, его содержание в земной коре (литосфера и гидросфера) составляет по массе 1%, а по числу атомов 16%. В. входит в состав самого распространённого вещества на Земле - воды (11,19% В. по массе), в состав соединений, слагающих угли, нефть, природные газы, глины, а также организмы животных и растений (т. е. в состав белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов и др.). В свободном состоянии В. встречается крайне редко, в небольших количествах он содержится в вулканических и других природных газах. Ничтожные количества свободного В. (0,0001% по числу атомов) присутствуют в атмосфере. В околоземном пространстве В. в виде потока протонов образует внутренний ("протонный") радиационный пояс Земли. В космосе В. является самым распространённым элементом. В виде плазмы он составляет около половины массы Солнца и большинства звёзд, основную часть газов межзвёздной среды и газовых туманностей. В. присутствует в атмосфере ряда планет и в кометах в виде свободного H2, метана CH4, аммиака NH3, воды H2O, радикалов типа CH, NH, OH, SiH, PH и т.д. В виде потока протонов В. входит в состав корпускулярного излучения Солнца и космических лучей.

Изотопы, атом и молекула. Обыкновенный В. состоит из смеси 2 устойчивых изотопов: лёгкого В., или протия (1H), и тяжёлого В., или дейтерия (2H, или D). В природных соединениях В. на 1 атом 2H приходится в среднем 6800 атомов 1H. Искусственно получен радиоактивный изотоп - сверхтяжёлый В., или тритий (3H, или Т), с мягким β-излучением и периодом полураспада T1/2 = 12,262 года. В природе тритий образуется, например, из атмосферного азота под действием нейтронов космических лучей; в атмосфере его ничтожно мало (4-10-15% от общего числа атомов В.). Получен крайне неустойчивый изотоп 4H. Массовые числа изотопов 1H, 2H, 3H и 4H, соответственно 1,2, 3 и 4, указывают на то, что ядро атома протия содержит только 1 протон, дейтерия - 1 протон и 1 нейтрон, трития - 1 протон и 2 нейтрона, 4H - 1 протон и 3 нейтрона. Большое различие масс изотопов В. обусловливает более заметное различие их физических и химических свойств, чем в случае изотопов других элементов.

Атом В. имеет наиболее простое строение среди атомов всех других элементов: он состоит из ядра и одного электрона. Энергия связи электрона с ядром (потенциал ионизации) составляет 13,595 эв. Нейтральный атом В. может присоединять и второй электрон, образуя отрицательный ион Н-; при этом энергия связи второго электрона с нейтральным атомом (сродство к электрону) составляет 0,78 эв. Квантовая механика позволяет рассчитать все возможные энергетические уровни атома В., а следовательно, дать полную интерпретацию его атомного спектра. Атом В. используется как модельный в квантовомеханических расчётах энергетических уровней других, более сложных атомов. Молекула В. H2 состоит из двух атомов, соединённых ковалентной химической связью. Энергия диссоциации (т. е. распада на атомы) составляет 4,776 эв (1 эв = 1,60210-10-19 дж). Межатомное расстояние при равновесном положении ядер равно 0,7414-Å. При высоких температурах молекулярный В. диссоциирует на атомы (степень диссоциации при 2000°C 0,0013, при 5000°C 0,95). Атомарный В. образуется также в различных химических реакциях (например, действием Zn на соляную кислоту). Однако существование В. в атомарном состоянии длится лишь короткое время, атомы рекомбинируют в молекулы H2.

Физические и химические свойства. В. - легчайшее из всех известных веществ (в 14,4 раза легче воздуха), плотность 0,0899 г/л при 0°C и 1 атм. В. кипит (сжижается) и плавится (затвердевает) соответственно при -252,6°C и -259,1°C (только гелий имеет более низкие температуры плавления и кипения). Критическая температура В. очень низка (-240°C), поэтому его сжижение сопряжено с большими трудностями; критическое давление 12,8 кгс/см2 (12,8 атм), критическая плотность 0,0312 г/см3. Из всех газов В. обладает наибольшей теплопроводностью, равной при 0°C и 1 атм 0,174 вт/(м-К), т. е. 4,16-0-4 кал/(с-см-°C). Удельная теплоёмкость В. при 0°C и 1 атм Ср 14,208-103 дж/(кг-К), т. е. 3,394 кал/(г-°C). В. мало растворим в воде (0,0182 мл/г при 20°C и 1 атм), но хорошо - во многих металлах (Ni, Pt, Pd и др.), особенно в палладии (850 объёмов на 1 объём Pd). С растворимостью В. в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия В. с углеродом (так называемая декарбонизация). Жидкий В. очень лёгок (плотность при -253°C 0,0708 г/см3) и текуч (вязкость при - 253°C 13,8 спуаз).

В большинстве соединений В. проявляет валентность (точнее, степень окисления) +1, подобно натрию и другим щелочным металлам; обычно он и рассматривается как аналог этих металлов, возглавляющий 1 гр. системы Менделеева. Однако в гидридах металлов ион В. заряжен отрицательно (степень окисления -1), т. е. гидрид Na+H- построен подобно хлориду Na+Cl-. Этот и некоторые другие факты (близость физических свойств В. и галогенов, способность галогенов замещать В. в органических соединениях) дают основание относить В. также и к VII группе периодической системы (подробнее см. Периодическая система элементов). При обычных условиях молекулярный В. сравнительно мало активен, непосредственно соединяясь лишь с наиболее активными из неметаллов (с фтором, а на свету и с хлором). Однако при нагревании он вступает в реакции со многими элементами. Атомарный В. обладает повышенной химической активностью по сравнению с молекулярным. С кислородом В. образует воду: H2 + 1/2O2 = H2O с выделением 285,937-103 дж/моль, т. е. 68,3174 ккал/моль тепла (при 25°C и 1 атм). При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°C - со взрывом. Пределы взрывоопасности водородо-кислородной смеси составляют (по объёму) от 4 до 94% H2, а водородо-воздушной смеси - от 4 до 74% H2 (смесь 2 объёмов H2 и 1 объёма О2 называется гремучим газом). В. используется для восстановления многих металлов, так как отнимает кислород у их окислов:

CuO +Н2 = Cu + H2O,
Fe3O4 + 4H2 = 3Fe + 4H2O, и т.д.
С галогенами В. образует галогеноводороды, например:
H2 + Cl2 = 2HCl.

При этом с фтором В. взрывается (даже в темноте и при -252°C), с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с иодом только при нагревании. С азотом В. взаимодействует с образованием аммиака: 3H2 + N2 = 2NH3 лишь на катализаторе и при повышенных температурах и давлениях. При нагревании В. энергично реагирует с серой: H2 + S = H2S (сероводород), значительно труднее с селеном и теллуром. С чистым углеродом В. может реагировать без катализатора только при высоких температурах: 2H2 + С (аморфный) = CH4 (метан). В. непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щёлочноземельными и др.), образуя гидриды: H2 + 2Li = 2LiH. Важное практическое значение имеют реакции В. с окисью углерода, при которых образуются в зависимости от температуры, давления и катализатора различные органические соединения, например HCHO, CH3OH и др. (см. Углерода окись). Ненасыщенные углеводороды реагируют с В., переходя в насыщенные, например: CnH2n + H2 = CnH2n+2 (см. Гидрогенизация).

В трудах химиков 16 и 17 веков неоднократно упоминалось о выделении горючего газа при действии кислот на металлы. В 1766 году Г. Кавендиш собрал и исследовал выделяющийся газ, назвав его "горючий воздух". Будучи сторонником теории флогистона, Кавендиш полагал, что этот газ и есть чистый флогистон. В 1783 году А. Лавуазье путем анализа и синтеза воды доказал сложность ее состава, а в 1787 определил "горючий воздух" как новый химический элемент (Водород) и дал ему современное название hydrogene (от греч. hydor - вода и gennao - рождаю), что означает "рождающий воду"; этот корень употребляется в названиях соединений Водорода и процессов с его участием (например, гидриды, гидрогенизация). Современное русское наименование "Водород" было предложено М. Ф. Соловьевым в 1824 году.

Распространение Водорода в природе. Водород широко распространен в природе, его содержание в земной коре (литосфера и гидросфера) составляет по массе 1%, а по числу атомов 16%. Водород входит в состав самого распространенного вещества на Земле - воды (11,19% Водорода по массе), в состав соединений, слагающих угли, нефть, природные газы, глины, а также организмы животных и растений (то есть в состав белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов и других). В свободном состоянии Водород встречается крайне редко, в небольших количествах он содержится в вулканических и других природных газах. Ничтожные количества свободного Водорода (0,0001% по числу атомов) присутствуют в атмосфере. В околоземном пространстве Водород в виде потока протонов образует внутренний ("протонный") радиационный пояс Земли. В космосе Водород является самым распространенным элементом. В виде плазмы он составляет около половины массы Солнца и большинства звезд, основную часть газов межзвездной среды и газовых туманностей. Водород присутствует в атмосфере ряда планет и в кометах в виде свободного Н 2 , метана СН 4 , аммиака NH 3 , воды Н 2 О, радикалов типа CH, NH, OH, SiH, PH и т. д. В виде потока протонов Водород входит в состав корпускулярного излучения Солнца и космических лучей.

Изотопы, атом и молекула Водорода. Обыкновенный Водород состоит из смеси 2 устойчивых изотопов: легкого Водорода, или протия (1 H), и тяжелого Водорода, или дейтерия (2 Н, или D). В природных соединениях Водорода на 1 атом 2 Н приходится в среднем 6800 атомов 1 Н. Радиоактивный изотоп с массовым числом 3 называют сверхтяжелым Водородом, или тритием (3 Н, или Т), с мягким β-излучением и периодом полураспада T ½ = 12,262 года. В природе тритий образуется, например, из атмосферного азота под действием нейтронов космических лучей; в атмосфере его ничтожно мало (4·10 -15 % от общего числа атомов Водорода). Получен крайне неустойчивый изотоп 4 Н. Массовые числа изотопов 1 Н, 2 Н, 3 Н и 4 Н, соответственно 1, 2, 3 и 4, указывают на то, что ядро атома протия содержит только один протон, дейтерия - один протон и один нейтрон, трития - один протон и 2 нейтрона, 4 Н - один протон и 3 нейтрона. Большое различие масс изотопов Водорода обусловливает более заметное различие их физических и химических свойств, чем в случае изотопов других элементов.

Атом Водорода имеет наиболее простое строение среди атомов всех других элементов: он состоит из ядра и одного электрона. Энергия связи электрона с ядром (потенциал ионизации) составляет 13,595 эв. Нейтральный атом Водород может присоединять и второй электрон, образуя отрицательный ион Н - при этом энергия связи второго электрона с нейтральным атомом (сродство к электрону) составляет 0,78 эв. Квантовая механика позволяет рассчитать все возможные энергетические уровни атома Водород, а следовательно, дать полную интерпретацию его атомного спектра. Атом Водорода используется как модельный в квантовомеханических расчетах энергетических уровней других, более сложных атомов.

Молекула Водород Н 2 состоит из двух атомов, соединенных ковалентной химической связью. Энергия диссоциации (то есть распада на атомы) составляет 4,776 эв. Межатомное расстояние при равновесном положении ядер равно 0,7414Å. При высоких температурах молекулярный Водород диссоциирует на атомы (степень диссоциации при 2000°С 0,0013, при 5000°С 0,95). Атомарный Водород образуется также в различных химических реакциях (например, действием Zn на соляную кислоту). Однако существование Водорода в атомарном состоянии длится лишь короткое время, атомы рекомбинируют в молекулы Н 2 .

Физические свойства Водорода. Водород - легчайшее из всех известных веществ (в 14,4 раза легче воздуха), плотность 0,0899 г/л при 0°С и 1 атм. Водород кипит (сжижается) и плавится (затвердевает) соответственно при -252,8°С и -259,1°С (только гелий имеет более низкие температуры плавления и кипения). Критическая температура Водорода очень низка (-240°С), поэтому его сжижение сопряжено с большими трудностями; критическое давление 12,8 кгс/см 2 (12,8 атм), критическая плотность 0,0312 г/см 3 . Из всех газов Водород обладает наибольшей теплопроводностью, равной при 0°С и 1 атм 0,174 вт/(м·К), то есть 4,16·10 -4 кал/(с·см·°С). Удельная теплоемкость Водорода при 0°С и 1 атм С p 14,208 кДж/(кг·К), то есть 3,394 кал/(г·°С). Водород мало растворим в воде (0,0182 мл/г при 20°С и 1 атм), но хорошо - во многих металлах (Ni, Pt, Pa и других), особенно в палладии (850 объемов на 1 объем Pd). С растворимостью Водорода в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия Водорода с углеродом (так называемая декарбонизация). Жидкий Водород очень легок (плотность при -253°С 0,0708 г/см 3) и текуч (вязкость при -253°С 13,8 спуаз).

Химические свойства Водорода. В большинстве соединений Водород проявляет валентность (точнее, степень окисления) +1, подобно натрию и другим щелочным металлам; обычно он и рассматривается как аналог этих металлов, возглавляющий I группу системы Менделеева. Однако в гидридах металлов ион Водорода заряжен отрицательно (степень окисления -1), то есть гидрид Na + H - построен подобно хлориду Na + Cl - . Этот и некоторые других факты (близость физических свойств Водорода и галогенов, способность галогенов замещать Водород в органических соединениях) дают основание относить Водород также и к VII группе периодической системы. При обычных условиях молекулярный Водород сравнительно мало активен, непосредственно соединяясь лишь с наиболее активными из неметаллов (с фтором, а на свету и с хлором). Однако при нагревании он вступает в реакции со многими элементами. Атомарный Водород обладает повышенной химические активностью по сравнению с молекулярным. С кислородом Водород образует воду:

Н 2 + 1 / 2 О 2 = Н 2 О

с выделением 285,937 кДж/моль, то есть 68,3174 ккал/моль тепла (при 25°С и 1 атм). При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°С - со взрывом. Пределы взрывоопасности водородо-кислородной смеси составляют (по объему) от 4 до 94% Н 2 , а водородо-воздушной смеси - от 4 до 74% Н 2 (смесь 2 объемов Н 2 и 1 объема О 2 называется гремучим газом). Водород используется для восстановления многих металлов, так как отнимает кислород у их оксидов:

CuO + H 2 = Cu + H 2 O,

Fe 3 O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4Н 2 О, и т. д.

С галогенами Водород образует галогеноводороды, например:

Н 2 + Cl 2 = 2НСl.

При этом с фтором Водород взрывается (даже в темноте и при - 252°С), с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с иодом только при нагревании. С азотом Водород взаимодействует с образованием аммиака:

ЗН 2 + N 2 = 2NН 3

лишь на катализаторе и при повышенных температуpax и давлениях. При нагревании Водород энергично реагирует с серой:

Н 2 + S = H 2 S (сероводород),

значительно труднее с селеном и теллуром. С чистым углеродом Водород может реагировать без катализатора только при высоких температуpax:

2Н 2 + С (аморфный) = СН 4 (метан).

Водород непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щелочноземельными и другими), образуя гидриды:

Н 2 + 2Li = 2LiH.

Важное практическое значение имеют реакции Водорода с оксидом углерода (II), при которых образуются в зависимости от температуры, давления и катализатора различные органические соединения, например НСНО, СН 3 ОН и другие. Ненасыщенные углеводороды реагируют с Водородом, переходя в насыщенные, например:

С n Н 2n + Н 2 = С n Н 2n+2 .

Роль Водород и его соединений в химии исключительно велика. Водород обусловливает кислотные свойства так называемых протонных кислот. Водород склонен образовывать с некоторыми элементами так называемую водородную связь, оказывающую определяющее влияние на свойства многих органических и неорганических соединений.

Получение Водорода. Основные виды сырья для промышленного получения Водорода - газы природные горючие, коксовый газ и газы нефтепереработки. Водород получают также из воды электролизом (в местах с дешевой электроэнергией). Важнейшими способами производства Водорода из природного газа являются каталитическое взаимодействие углеводородов, главным образом метана, с водяным паром (конверсия):

СН 4 + H 2 О = СО + ЗН 2 ,

и неполное окисление углеводородов кислородом:

СН 4 + 1 / 2 О 2 = СО + 2Н 2

Образующийся оксид углерода (II) также подвергается конверсии:

СО + Н 2 О = СО 2 + Н 2 .

Водород, добываемый из природного газа, самый дешевый.

Из коксового газа и газов нефтепереработки Водород выделяют путем удаления остальных компонентов газовой смеси, сжижаемых более легко, чем Водород, при глубоком охлаждении. Электролиз воды ведут постоянным током, пропуская его через раствор КОН или NaOH (кислоты не используются во избежание коррозии стальной аппаратуры). В лабораториях Водород получают электролизом воды, а также по реакции между цинком и соляной кислотой. Однако чаще используют готовый заводской Водород в баллонах.

Применение Водорода. В промышленном масштабе Водород стали получать в конце 18 века для наполнения воздушных шаров. В настоящее время Водород широко применяют в химической промышленности, главным образом для производства аммиака. Крупным потребителем Водорода является также производство метилового и других спиртов, синтетического бензина и других продуктов, получаемых синтезом из Водорода и оксида углерода (II). Водород применяют для гидрогенизации твердого и тяжелого жидкого топлив, жиров и других, для синтеза HCl, для гидроочистки нефтепродуктов, в сварке и резке металлов кислородо-водородным пламенем (температура до 2800°С) и в атомно-водородной сварке (до 4000°С). Очень важное применение в атомной энергетике нашли изотопы Водорода - дейтерий и тритий.