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 водорода 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% водорода 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 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 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 H2, метана CH4, аммиака NH3, воды H2O, 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. Обыкновенный водород состоит из смеси 2 устойчивых изотопов: лёгкого водорода, или протия (1H), и тяжёлого водорода, или дейтерия (2H, или D). В природных соединениях водорода 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 водорода). 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 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 водорода 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 водорода, а следовательно, дать полную интерпретацию его атомного спектра. Атом водород используется как модельный в квантовомеханических расчётах энергетических уровней других, более сложных атомов. Молекула водорода 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 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 H2.
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 водорода 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 водорода 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 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 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 водорода заряжен отрицательно (степень окисления —1), т. е. гидрид Na+H- построен подобно хлориду Na+Cl-. Этот и некоторые другие 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 (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: H2 + 1/2O2 = H2O 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% H2, а водородо-воздушной смеси — от 4 до 74% H2 (смесь 2 объёмов H2 и 1 объёма О2 называется гремучим газом). Водород 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 водород образует галогеноводороды, например:
H2 + Cl2 = 2HCl.
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: 3H2 + N2 = 2NH3 лишь на катализаторе и при повышенных температурах и давлениях. При нагревании водород энергично реагирует с серой: H2 + S = H2S (сероводород), значительно труднее с селеном и теллуром. С чистым углеродом водород может реагировать без катализатора только при высоких температурах: 2H2 + С (аморфный) = CH4 (метан). Водород непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щёлочноземельными и др.), образуя гидриды: H2 + 2Li = 2LiH. Важное практическое значение имеют реакции водорода 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 водородом, переходя в насыщенные, например: CnH2n + H2 = CnH2n+2 (см. Гидрогенизация).
Роль водорода 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 водорода — 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 водорода из природного газа являются каталитическое взаимодействие углеводородов, главным образом метана, с водяным паром (конверсия): CH4 + H2O = CO + 3H2, и неполное окисление углеводородов кислородом: CH4 + 1/2O2 = CO + 2H2. Образующаяся окись углерода также подвергается конверсии: CO + H2O = CO2 + H2. Водород, добываемый из природного газа, самый дешёвый. Очень распространён способ производства водорода из водяного и паровоздушного газов, получаемых газификацией угля. Процесс основан на конверсии окиси углерода. Водяной газ содержит до 50% H2 и 40% CO; в паровоздушном газе, кроме H2 и CO, имеется значительное количество N2, который используется вместе с получаемым водородом для синтеза NH3. 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 KOH 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. 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 водорода является также производство метилового и других спиртов, синтетического бензина (синтина) и других продуктов, получаемых синтезом из водорода и окиси углерода. Водород применяют для гидрогенизации твёрдого и тяжёлого жидкого топлив, жиров и др., 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.
Лит.: Некрасов Б. В., 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. В., Общая химическая технология неорганических веществ, 4 изд., М., 1964; Общая химическая технология. Под ред. С. И. Вольфковича, т. 1, М., 1952; Лебедев В. В., Водород, его получение и использование, М., 1958; Налбандян А. Б., Воеводский В. В., Механизм окисления и горения водорода, М. — Л., 1949; Краткая химическая энциклопедия, т. 1, М., 1961, с. 619—24.
С. Э. Вайсберг.