Водоро́д — первый элемент периодической системы элементов; обозначается символом H. Название представляет собой кальку с латинского: лат. Hydrogenium (от др.-греч. ὕδωρ — «вода» и γεννάω — «рождаю») — «порождающий воду». Широко распространён в природе.

Три изотопа водорода имеют собственные названия: ¹H — протий (Н), ²H — дейтерий (D) и ³H — тритий (радиоактивен) (T).

Простое вещество водород — H₂ — лёгкий бесцветный газ. В смеси с воздухом или кислородом горюч и взрывоопасен. Нетоксичен^[3]. Растворим в этаноле и ряде металлов: железе, никеле, палладии, титане, платине.

История

Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в XVI и XVII веках на заре становления химии как науки. Прямо указывал на выделение его и Михаил Васильевич Ломоносов, но уже определённо сознавая, что это не флогистон. Английский физик и химик Генри Кавендиш в 1766 году исследовал этот газ и назвал его «горючим воздухом». При сжигании «горючий воздух» давал воду, но приверженность Кавендиша теории флогистона помешала ему сделать правильные выводы. Французский химик Антуан Лавуазье совместно с инженером Жаном Мёнье, используя специальные газометры, в 1783 г. осуществил синтез воды, а затем и её анализ, разложив водяной пар раскалённым железом. Таким образом, он установил, что «горючий воздух» входит в состав воды и может быть из неё получен.

Происхождение названия

А. Л. Лавуазье дал водороду название hydrogène (от др.-греч. ὕδωρ — «вода» и γεννάω — «рождаю») — «рождающий воду».

В 1801 году последователь А. Л. Лавуазье академик В. М. Севергин называл его «водотворное вещество», он писал^[4]:

«Водотворное вещество в соединении с кислотворным составляет воду. Сие можно доказать, как через разрешение, так и через составление»

Русское наименование «водород» предложил химик М. Ф. Соловьев в 1824 году — по аналогии с «кислородом» М. В. Ломоносова.

Распространённость

Во Вселенной

Водород — самый распространённый элемент во Вселенной^[5]. На его долю приходится около 88,6 % всех атомов (около 11,3 % составляют атомы гелия, доля всех остальных вместе взятых элементов — порядка 0,1 %)^[6]. Таким образом, водород — основная составная часть звёзд и межзвёздного газа. В условиях звёздных температур (например, температура поверхности Солнца ~ 6000 °C) водород существует в виде плазмы, в межзвёздном пространстве этот элемент существует в виде отдельных молекул, атомов и ионов и может образовывать молекулярные облака, значительно различающиеся по размерам, плотности и температуре.

Земная кора и живые организмы

Массовая доля водорода в земной коре составляет 1 % — это десятый по распространённости элемент. Однако его роль в природе определяется не массой, а числом атомов, доля которых среди остальных элементов составляет 17 % (второе место после кислорода, доля атомов которого равна ~ 52 %). Поэтому значение водорода в химических процессах, происходящих на Земле, почти так же велико, как и кислорода. В отличие от кислорода, существующего на Земле и в связанном, и в свободном состояниях, практически весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень незначительном количестве водород в виде простого вещества содержится в атмосфере (0,00005 % по объёму для сухого воздуха^[7][8]).

Водород входит в состав практически всех органических веществ и присутствует во всех живых клетках. В живых клетках по числу атомов на водород приходится почти 63 %.^[9]

Получение

В промышленности

• Конверсия с водяным паром при 1000 °C:

 :${\displaystyle {\mathsf {CH_{4}+H_{2}O\ \rightleftarrows {}\ CO+3H_{2}}}}$

• Пропускание паров воды над раскалённым коксом при температуре около 1000 °C:

 :${\displaystyle {\mathsf {H_{2}O+C\ \rightleftarrows {}\ CO\uparrow +H_{2}\uparrow }}}$

• Электролиз водных растворов солей:

 :${\displaystyle {\mathsf {2NaCl+2H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ 2NaOH+Cl_{2}\uparrow +H_{2}\uparrow }}}$

• Каталитическое окисление кислородом:

 :${\displaystyle {\mathsf {2CH_{4}+O_{2}\rightleftarrows {}\ 2CO+4H_{2}}}}$

• Крекинг и риформинг углеводородов в процессе переработки нефти.

В лаборатории

• Действие разбавленных кислот на металлы. Для проведения такой реакции чаще всего используют цинк и разбавленную серную кислоту:

 :${\displaystyle {\mathsf {Zn+H_{2}SO_{4}\rightarrow ZnSO_{4}+H_{2}\uparrow }}}$

• Взаимодействие кальция с водой:

 :${\displaystyle {\mathsf {Ca+2H_{2}O\rightarrow Ca(OH)_{2}+H_{2}\uparrow }}}$

• Гидролиз гидридов:

 :${\displaystyle {\mathsf {NaH+H_{2}O\rightarrow NaOH+H_{2}\uparrow }}}$

• Действие щелочей на цинк или алюминий:

 :${\displaystyle {\mathsf {2Al+2NaOH+6H_{2}O\rightarrow 2Na[Al(OH)_{4}]+3H_{2}\uparrow }}}$

 :${\displaystyle {\mathsf {Zn+2KOH+2H_{2}O\rightarrow K_{2}[Zn(OH)_{4}]+H_{2}\uparrow }}}$

• С помощью электролиза. При электролизе водных растворов щелочей или кислот на катоде происходит выделение водорода, например:

 :${\displaystyle {\mathsf {2H_{3}O^{+}+2e^{-}\rightarrow 2H_{2}O+H_{2}\uparrow }}}$

Очистка

В промышленности реализованы несколько способов очистки водорода из углерод-содержащего сырья (т. н. водородсодержащий газ — ВСГ). ^[10].

• Низкотемпературная конденсация: ВСГ охлаждают до температур конденсации метана и этана, после чего водород отделяют ректификацией. Процесс ведут при температуре −158°С и давлении 4 МПа. Чистота очищенного водорода составляет 93-94 % при его концентрации в исходном ВСГ до 40 %.

• Адсорбционное выделение на цеолитах: Настоящий метод на сегодняшний день наиболее распространен в мире. Метод достаточно гибок и может использоваться как для выделения водорода из ВСГ, так и для доочистки уже очищенного водорода. В первом случае процесс ведут при давлениях 3,0-3,5 МПа. Степень извлечения водорода составляет 80-85 % с чистотой 99 %. Во втором случае часто используют процесс «PSA» фирмы «Union Carbide». Он впервые был реализован в промышленности в 1978 г. На настоящий момент функционирует более 250 установок от 0,6 до 3,0 млн нм³ Н₂/сут. Образуется водород высокой чистоты 99,99 %.

• Абсорбционное выделение жидкими растворителями: Этот метод применяется редко, хотя водород получается высокой чистоты 99,9 %.

• Концентрирование водорода на мембранах: На лучших образцах метод позволяет получать водород чистотой 95-96 %, однако производительность таких установок невысока.

• Селективное поглощение водорода металлами: Метод основан на способности сплавов лантана с никелем, железа с титаном, циркония с никелем и других поглощать до 30 объёмов водорода.

Физические свойства

Водород — самый лёгкий газ, он легче воздуха в 14,5 раз. Поэтому, например, мыльные пузыри, наполненные водородом, на воздухе стремятся вверх^[11]. Чем меньше масса молекул, тем выше их скорость при одной и той же температуре. Как самые лёгкие, молекулы водорода движутся быстрее молекул любого другого газа и тем самым быстрее могут передавать теплоту от одного тела к другому. Отсюда следует, что водород обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных веществ. Его теплопроводность примерно в семь раз выше теплопроводности воздуха.

Молекула водорода двухатомна — Н₂. При нормальных условиях — это газ без цвета, запаха и вкуса. Плотность 0,08987 г/л (н. у.), температура кипения −252,76 °C, удельная теплота сгорания 120,9·10⁶ Дж/кг, малорастворим в воде — 18,8 мл/л.

Водород хорошо растворим во многих металлах (Ni, Pt, Pd и др.), особенно в палладии (850 объёмов H₂ 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). Практически не растворим в серебре.

Жидкий водород существует в очень узком интервале температур от −252,76 до −259,2 °C. Это бесцветная жидкость, очень лёгкая (плотность при −253 °C 0,0708 г/см³) и текучая (вязкость при −253 °C 13,8 сП). Критические параметры водорода очень низкие: температура −240,2 °C и давление 12,8 атм. Этим объясняются трудности при ожижении водорода. В жидком состоянии равновесный водород состоит из 99,79 % пара-Н₂, 0,21 % орто-Н₂.

Твёрдый водород, температура плавления −259,2 °C, плотность 0,0807 г/см³ (при −262 °C) — снегоподобная масса, кристаллы гексагональной сингонии, пространственная группа P6/mmc, параметры ячейки a = 0,378 нм и c = 0,6167 нм.

В 1935 году Уингер и Хунтингтон высказали предположение о том, что при давлении свыше 250 тысяч атм водород может перейти в металлическое состояние. Получение этого вещества в устойчивом состоянии открывало очень заманчивые перспективы его применения — ведь это был бы сверхлегкий металл, компонент легкого и энергоёмкого ракетного топлива. В 2014 году было установлено, что при давлении порядка 1,5—2,0 млн атм водород начинает поглощать инфракрасное излучение, а это означает, что электронные оболочки молекул водорода поляризуются. Возможно, при ещё более высоких давлениях водород превратится в металл^[12]. Переход водорода в металлическое состояние наблюдался экспериментально^[13].

Молекулярный водород существует в двух спиновых формах (модификациях) — в виде орто- и параводорода. В молекуле ортоводорода o-H₂ (т. пл. −259,10 °C, т. кип. −252,56 °C) спины ядер параллельны, а у параводорода p-H₂ (т. пл. −259,32 °C, т. кип. −252,89 °C) — противоположно друг другу (антипараллельны). Равновесная смесь o-H₂ и p-H₂ при заданной температуре называется равновесный водород e-H₂.

Разделить модификации водорода можно адсорбцией на активном угле при температуре жидкого азота. При очень низких температурах равновесие между ортоводородом и параводородом почти нацело сдвинуто в сторону параводорода, так как энергия пара-молекулы немного ниже энергии орто-молекулы. При 80 К соотношение форм приблизительно 1:1. Десорбированный параводород при нагревании превращается в ортоводород с образованием равновесной смеси. При комнатной температуре равновесная смесь (орто-пара 75:25). Без катализатора превращение происходит медленно, что даёт возможность изучить свойства обеих модификаций. В условиях межзвёздной среды характерное время перехода в равновесную смесь очень велико, вплоть до космологических.

Изотопы

Водород в природе встречается в виде трёх изотопов, которые имеют индивидуальные названия и химические символы: ¹H — протий (Н), ²Н — дейтерий (D), ³Н — тритий (T; радиоактивный).

Протий и дейтерий являются стабильными изотопами с массовыми числами 1 и 2. Содержание их в природе соответственно составляет 99,9885 ± 0,0070 % и 0,0115 ± 0,0070 %^[14]. Это соотношение может незначительно меняться в зависимости от источника и способа получения водорода.

Изотоп водорода ³Н (тритий) нестабилен. Его период полураспада составляет 12,32 лет^[14]. Тритий содержится в природе в очень малых количествах, образуясь главным образом при взаимодействии космических лучей со стабильными ядрами, при захвате дейтерием тепловых нейтронов и при взаимодействии природного изотопа лития-6 с нейтронами, порождёнными космическими лучами. Тритий претерпевает бета-распад, превращаясь в редкий стабильный изотоп гелия ³He.

Искусственно получены также тяжёлые радиоактивные изотопы водорода с массовыми числами 4—7 и периодами полураспада 10⁻²¹—10⁻²³ с^[14].

Природный молекулярный водород состоит из молекул H₂ и HD (дейтероводород) в соотношении 3200:1. Содержание в смеси молекул из чистого дейтерия D₂ ещё меньше. Отношение концентраций молекул HD и D₂ составляет примерно 6400:1.

Из всех изотопов химических элементов физические и химические свойства изотопов водорода отличаются друг от друга наиболее сильно. Это связано с наибольшим относительным изменением масс атомов^[15].

Дейтерий и тритий также имеют орто- и парамодификации: p-D₂, o-D₂, p-T₂, o-T₂. Гетероизотопный водород (HD, HT, DT) не имеют орто- и парамодификаций.

Свойства изотопов

Свойства изотопов водорода представлены в таблице^[14][16].

В круглых скобках приведено среднеквадратическое отклонение значения в единицах последнего разряда соответствующего числа.

Свойства ядра ¹H позволяют широко использовать ЯМР-спектроскопию в анализе органических веществ.

Химические свойства

Молекулы водорода достаточно прочны, и для того, чтобы водород мог вступить в реакцию, должна быть затрачена большая энергия:

 :${\displaystyle {\mathsf {H_{2}\rightarrow {}\ 2H}}}$ - 432 кДж

Поэтому при обычных температурах водород реагирует только с очень активными металлами, например, с кальцием, образуя гидрид кальция:

 :${\displaystyle {\mathsf {Ca+H_{2}\rightarrow {}\ CaH_{2}}}}$

и с единственным неметаллом — фтором, образуя фтороводород:

 :${\displaystyle {\mathsf {F_{2}+H_{2}\rightarrow {}\ 2HF}}}$

С большинством же металлов и неметаллов водород реагирует при повышенной температуре или при другом воздействии, например, при освещении:

 :${\displaystyle {\mathsf {O_{2}+2H_{2}\rightarrow {}\ 2H_{2}O}}}$

Он может «отнимать» кислород от некоторых оксидов, например:

 :${\displaystyle {\mathsf {CuO+H_{2}\rightarrow {}\ Cu+H_{2}O}}}$

Записанное уравнение отражает восстановительные свойства водорода.

 :${\displaystyle {\mathsf {N_{2}+3H_{2}\rightarrow {}\ 2NH_{3}}}}$

С галогенами образует галогеноводороды:

 :${\displaystyle {\mathsf {H_{2}+F_{2}\rightarrow {}\ 2HF}}}$, реакция протекает со взрывом в темноте и при любой температуре,

 :${\displaystyle {\mathsf {H_{2}+Cl_{2}\rightarrow {}\ 2HCl}}}$, реакция протекает со взрывом, только на свету.

С сажей взаимодействует при сильном нагревании:

 :${\displaystyle {\mathsf {C+2H_{2}\rightarrow {}\ CH_{4}}}}$

Взаимодействие со щелочными и щёлочноземельными металлами

При взаимодействии с активными металлами водород образует гидриды:

 :${\displaystyle {\mathsf {2Na+H_{2}\rightarrow {}\ 2NaH}}}$

 :${\displaystyle {\mathsf {Ca+H_{2}\rightarrow {}\ CaH_{2}}}}$

 :${\displaystyle {\mathsf {Mg+H_{2}\rightarrow {}\ MgH_{2}}}}$

Гидриды — солеобразные, твёрдые вещества, легко гидролизуются:

 :${\displaystyle {\mathsf {CaH_{2}+2H_{2}O\rightarrow {}\ Ca(OH)_{2}+2H_{2}\uparrow }}}$

Взаимодействие с оксидами металлов (как правило, d-элементов)

Оксиды восстанавливаются до металлов:

 :${\displaystyle {\mathsf {CuO+H_{2}\rightarrow {}\ Cu+H_{2}O}}}$

 :${\displaystyle {\mathsf {Fe_{2}O_{3}+3H_{2}\rightarrow {}\ 2Fe+3H_{2}O}}}$

 :${\displaystyle {\mathsf {WO_{3}+3H_{2}\rightarrow {}\ W+3H_{2}O}}}$

Гидрирование органических соединений

Молекулярный водород широко применяется в органическом синтезе для восстановления органических соединений. Эти процессы называют реакциями гидрирования. Эти реакции проводят в присутствии катализатора при повышенных давлении и температуре. Катализатор может быть как гомогенным (напр., Катализатор Уилкинсона), так и гетерогенным (напр., никель Ренея, палладий на угле).

Так, в частности, при каталитическом гидрировании ненасыщенных соединений, таких, как алкены и алкины, образуются насыщенные соединения — алканы.

${\displaystyle {\mathsf {R\!\!-\!\!CH\!\!=\!\!CH\!\!-\!\!R'+H_{2}}}\rightarrow {\mathsf {R\!\!-\!\!CH_{2}\!\!-\!\!CH_{2}\!\!-\!\!R'}}}$

Геохимия водорода

На Земле содержание водорода понижено по сравнению с Солнцем, планетами-гигантами и первичными метеоритами, из чего следует, что во время образования Земля была значительно дегазирована: основная масса водорода, как и других летучих элементов, покинула планету во время аккреции или вскоре после неё.^{[источник не указан 1560 дней]} Однако точное содержание данного газа в составе геосфер нашей планеты (исключая земную кору) — астеносферы, мантии, ядра Земли — неизвестно.^{[источник не указан 1560 дней]}

Свободный водород H₂ относительно редко встречается в земных газах, но в виде воды он принимает исключительно важное участие в геохимических процессах. Известно содержание водорода в составе вулканических газов, истечение некоторых количеств водорода вдоль разломов в зонах рифтогенеза, выделение этого газа в некоторых угольных месторождениях ^[17][18].

В состав минералов водород может входить в виде иона аммония, гидроксил-иона и воды.

В атмосфере молекулярный водород непрерывно образуется в результате разложения формальдегида, образующегося в цепочке окисления метана или другой органики, солнечным излучением (31—67 Тгр/год), неполного сгорания различных топлив и биомасс (по 5—25 Тгр/год), в процессе фиксации азота микроорганизмами из воздуха (3−22 Тгр/год).^[19][20][21].

Имея малую массу, молекулы водорода обладают высокой скоростью диффузионного движения (она близка ко второй космической скорости) и, попадая в верхние слои атмосферы, могут улететь в космическое пространство (см. Диссипация атмосфер планет). Объёмы потерь оцениваются в 3 кг в секунду.^[22][23]

Меры предосторожности

Водород при смеси с воздухом образует взрывоопасную смесь — так называемый гремучий газ. Наибольшую взрывоопасность этот газ имеет при объёмном отношении водорода и кислорода 2:1, или водорода и воздуха приближённо 2:5, так как в воздухе кислорода содержится примерно 21 %. Также водород пожароопасен. Жидкий водород при попадании на кожу может вызвать сильное обморожение.

Считается, что взрывоопасные концентрации водорода с кислородом возникают от 4 % до 96 % объёмных. При смеси с воздухом от 4 % до 75 (74) % по объёму. Такие цифры фигурируют сейчас в большинстве справочников, и ими вполне можно пользоваться для ориентировочных оценок. Однако следует иметь в виду, что более поздние исследования (примерно конец 80-х) выявили, что водород в больших объёмах может быть взрывоопасен и при меньшей концентрации. Чем больше объём, тем меньшая концентрация водорода опасна.

Источник этой широко растиражированной ошибки в том, что взрывоопасность исследовалась в лабораториях на малых объёмах. Поскольку реакция водорода с кислородом — это цепная химическая реакция, которая проходит по свободнорадикальному механизму, «гибель» свободных радикалов на стенках (или, скажем, поверхности пылинок) критична для продолжения цепочки. В случаях, когда возможно создание «пограничных» концентраций в больших объёмах (помещения, ангары, цеха), следует иметь в виду, что реально взрывоопасная концентрация может отличаться от 4 % как в большую, так и в меньшую стороны.

Сегодня также исследуется малоизученное свойство самовозгорания водорода при резком понижении давления^{[источник не указан 508 дней]}.

Экономика

Стоимость водорода при крупнооптовых поставках колеблется в диапазоне $2—7 за кг^[24]. В небольших количествах перевозится в стальных баллонах зелёного или тёмно-зелёного цвета.

Применение

Атомарный водород используется для атомно-водородной сварки.

Химическая промышленность

• При производстве аммиака, метанола, мыла и пластмасс.
• В качестве газа-носителя в газовой хроматографии. Несмотря на горючесть водорода, его использование в такой роли считается достаточно безопасным, поскольку скорость расхода газа обычно недостаточна для достижения опасных концентраций в помещении. Эффективность водорода как газа-носителя при этом лучше, чем у гелия, при существенно более низкой стоимости.^[25]

Пищевая промышленность

• При производстве маргарина из жидких растительных масел.
• Зарегистрирован в качестве пищевой добавки E949 (упаковочный газ, класс «Прочие»). Входит в список пищевых добавок, допустимых к применению в пищевой промышленности Российской Федерации в качестве вспомогательного средства для производства пищевой продукции.^{[источник не указан 2388 дней]}

Авиационная промышленность

Водород очень лёгок и в воздухе всегда поднимается вверх. Когда-то дирижабли и воздушные шары наполняли водородом. Но в 30-х гг. XX в. произошло несколько катастроф, в ходе которых дирижабли взрывались и сгорали. В наше время дирижабли наполняют гелием, несмотря на его существенно более высокую стоимость.

Метеорология

Используется в метеорологии для заполнения шаропилотных оболочек.

Топливо

Водород используют в качестве ракетного топлива.

Ведутся исследования по применению водорода как топлива для легковых и грузовых автомобилей. Водород в ДВС меньше загрязняет окружающую среду локально (использование водорода в этом качестве затрудняет низкая эффективность его получения и сопряжённых дополнительных расходов на его сжатие, транспортировку), но так же, как и бензиновые/дизельные аналоги, потребляет и деградирует моторное масло и все остальные неэкологичные материалы, присущие двигателям внутреннего сгорания. В смысле экологии электромобили значительно лучше, перспективен также двигатель Стирлинга.^{[источник не указан 1723 дня]}

В водородно-кислородных топливных элементах используется водород для непосредственного преобразования энергии химической реакции в электрическую.

Электроэнергетика

Водород применяется для охлаждения мощных электрических генераторов^[26].

Интересные факты

• Хорватское название водорода — Vodik, ввёл в употребление филолог Богослав Шулек.

См. также

• Атом водорода
• Жидкий водород
• Металлический водород
• Соединения водорода
• Антиводород
• Водородная энергетика
• Молекула водорода
• Молекулярный ион водорода