Водород (лат. Hydrogenium), Н, химический элемент, первый по порядковому номеру в периодической системе Менделеева; атомная масса 1,00797. При обычных условиях Водород — газ; не имеет цвета, запаха и вкуса.
Историческая справка. В трудах химиков 16 и 17 вв. неоднократно упоминалось о выделении горючего газа при действии кислот на металлы. В 1766 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 А. Лавуазье путём анализа и синтеза воды доказал сложность её состава, а в 1787 определил «горючий воздух» как новый химический элемент (Водород ) и дал ему современное название hydrogène (от греч. hýdōr — вода и gennáō — рождаю), что означает «рождающий воду»; этот корень употребляется в названиях соединений Водород и процессов с его участием (например, гидриды, гидрогенизация). Современное русское наименование «Водород » было предложено М. Ф. Соловьёвым в 1824.
Распространённость в природе. Водород широко распространён в природе, его содержание в земной коре (литосфера и гидросфера) составляет по массе 1%, а по числу атомов 16%. Водород входит в состав самого распространённого вещества на Земле — воды (11,19% Водород 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 Водород встречается крайне редко, в небольших количествах он содержится в вулканических и других природных газах. Ничтожные количества свободного Водород (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 распространённым элементом. В виде плазмы он составляет около половины массы Солнца и большинства звёзд, основную часть газов межзвёздной среды и газовых туманностей. Водород присутствует в атмосфере ряда планет и в кометах в виде свободного H 2, метана C H 4, аммиака N H 3, воды H 2O, радикалов типа C H, N H, O H, Si H, P H и т.д. В виде потока протонов Водород входит в состав корпускулярного излучения Солнца и космических лучей.
Изотопы, атом и молекула. Обыкновенный Водород состоит из смеси 2 устойчивых изотопов: лёгкого Водород , или протия (1H), и тяжёлого Водород , или дейтерия (2H, или D). В природных соединениях Водород на 1 атом 2H приходится в среднем 6800 атомов 1H. Искусственно получен радиоактивный изотоп — сверхтяжёлый Водород , 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 Водород ). 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 Водород обусловливает более заметное различие их физических и химических свойств, чем в случае изотопов других элементов.
Атом Водород 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 Водород используется как модельный в квантовомеханических расчётах энергетических уровней других, более сложных атомов. Молекула Водород H 2 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 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 Водород в атомарном состоянии длится лишь короткое время, атомы рекомбинируют в молекулы H 2.
Физические и химические свойства. 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 —252,6°С и —259,1°С (только гелий имеет более низкие температуры плавления и кипения). Критическая температура Водород очень низка (—240°С), 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 Водород обладает наибольшей теплопроводностью, равной при 0°С и 1 атм 0,174 вт/(м·К), т. е. 4,16·0-4 кал/(с·см·°С). Удельная теплоёмкость Водород при 0°С и 1 атм Ср 14,208·103 дж/(кг·К), т. е. 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, Pd и др.), особенно в палладии (850 объёмов на 1 объём Pd). С растворимостью Водород в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия Водород с углеродом (так называемая декарбонизация). Жидкий Водород очень лёгок (плотность при —253°С 0,0708 г/см3) и текуч (вязкость при — 253°С 13,8 спуаз).
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 1 гр. системы Менделеева. Однако в гидридах металлов ион Водород заряжен отрицательно (степень окисления —1), т. е. гидрид Na +H - построен подобно хлориду Na +Cl -. Этот и некоторые другие факты (близость физических свойств Водород и галогенов, способность галогенов замещать Водород в органических соединениях) дают основание относить Водород также и к VII группе периодической системы (подробнее см. Периодическая система элементов ). 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 химической активностью по сравнению с молекулярным. С кислородом Водород образует воду: H 2 + 1/2O 2 = H 2O с выделением 285,937·103 дж/моль, т. е. 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 объёму) от 4 до 94% H 2, а водородо-воздушной смеси — от 4 до 74% H 2 (смесь 2 объёмов H 2 и 1 объёма О2 называется гремучим газом ). Водород используется для восстановления многих металлов, так как отнимает кислород у их окислов:
Fe 3O 4 + 4H 2 = 3Fe + 4H 2O, и т.д.
С галогенами Водород образует галогеноводороды, например:
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: 3H 2 + N 2 = 2N H 3 лишь на катализаторе и при повышенных температурах и давлениях. При нагревании Водород энергично реагирует с серой: H 2 + S = H 2S (сероводород), значительно труднее с селеном и теллуром. С чистым углеродом Водород может реагировать без катализатора только при высоких температурах: 2H 2 + С (аморфный) = C H 4 (метан). Водород непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щёлочноземельными и др.), образуя гидриды: H 2 + 2Li = 2Li H. Важное практическое значение имеют реакции Водород с окисью углерода, при которых образуются в зависимости от температуры, давления и катализатора различные органические соединения, например H C H O, C H 3O H и др. (см. Углерода окись ). Ненасыщенные углеводороды реагируют с Водород , переходя в насыщенные, например: C nH 2n + H 2 = C nH 2n+2 (см. Гидрогенизация ).
Роль Водород и его соединений в химии исключительно велика. Водород обусловливает кислотные свойства так называемых протонных кислот (см. Кислоты и основания ). Водород склонен образовывать с некоторыми элементами так называемую водородную связь , оказывающую определяющее влияние на свойства многих органических и неорганических соединений.
Получение. Основные виды сырья для промышленного получения Водород — газы природные горючие , коксовый газ (см. Коксохимия ) и газы нефтепереработки , а также продукты газификации твёрдых и жидких топлив (главным образом угля). Водород получают также из воды электролизом (в местах с дешёвой электроэнергией). Важнейшими способами производства Водород из природного газа являются каталитическое взаимодействие углеводородов, главным образом метана, с водяным паром (конверсия): C H 4 + H 2O = C O + 3H 2, и неполное окисление углеводородов кислородом: C H 4 + 1/2O 2 = C O + 2H 2. Образующаяся окись углерода также подвергается конверсии: C O + H 2O = C O 2 + H 2. Водород , добываемый из природного газа, самый дешёвый. Очень распространён способ производства Водород из водяного и паровоздушного газов, получаемых газификацией угля. Процесс основан на конверсии окиси углерода. Водяной газ содержит до 50% H 2 и 40% C O; в паровоздушном газе, кроме H 2 и C O, имеется значительное количество N 2, который используется вместе с получаемым Водород для синтеза N H 3. Из коксового газа и газов нефтепереработки Водород выделяют путём удаления остальных компонентов газовой смеси, сжижаемых более легко, чем Водород , при глубоком охлаждении. Электролиз воды ведут постоянным током, пропуская его через раствор K O H или Na O H (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. В промышленном масштабе Водород стали получать в конце 18 в. для наполнения воздушных шаров. В настоящее время Водород широко применяют в химической промышленности, главным образом для производства аммиака . Крупным потребителем Водород является также производство метилового и других спиртов, синтетического бензина (синтина) и других продуктов, получаемых синтезом из Водород и окиси углерода. Водород применяют для гидрогенизации твёрдого и тяжёлого жидкого топлив, жиров и др., для синтеза H Cl, для гидроочистки нефтепродуктов, в сварке и резке металлов кислородо- href="http://H-Hydrogen.info/">водородным пламенем (температура до 2800°С) и в атомно-водородной сварке (до 4000°С). Очень важное применение в атомной энергетике нашли изотопы Водород — дейтерий и тритий.
Лит.: Некрасов Б. Водород , Курс общей химии, 14 изд., М., 1962; Реми Г., Курс неорганической химии, пер. с нем., т. 1, М., 1963; Егоров А. П., Шерешевский Д. И., Шманенков И. Водород , Общая химическая технология неорганических веществ, 4 изд., М., 1964; Общая химическая технология. Под ред. С. И. Вольфковича, т. 1, М., 1952; Лебедев Водород Водород , Водород, его получение и использование, М., 1958; Налбандян А. Б., Воеводский Водород Водород , Механизм окисления и горения водорода, М. — Л., 1949; Краткая химическая энциклопедия, т. 1, М., 1961, с. 619—24.
С. Э. Вайсберг.