Водородът е химичен елемент, отбелязван със символа H и има атомен номер 1 в периодичната система. С атомна маса 1,00794 u той е най-лекият химичен елемент, а неговата едноатомна форма (H) е най-разпространеното химично вещество, формирайки около 75% от барионната маса на Вселената.В същото време основната част от масата на Вселената не е във вид на бариони или химични елементи – вижте тъмна материя и тъмна енергия. Некомпактните звезди са съставени главно от водород в плазмено състояние.
При стандартни температура и налягане водородът е безцветен, безвкусен, нетоксичен, неметален и леснозапалим двуатомен газ с молекулна формула H2. Основната част от водорода на Земята е свързан в молекули, като тези на водата и органичните съединения, тъй като той лесно образува ковалентни съединения с повечето неметални елементи.
Водородът играе особено важна роля в неутрализационните процеси, в които при множество реакции се разменят протони между разтворими молекули. В йонни съединения той може да формира както отрицателно заредени аниони (H−), така и положително заредени катиони (H+). На пръв поглед водородните катиони приличат на самостоятелни протони, но в действителност те винаги представляват по-сложни структури.
Най-често срещаният изотоп на водорода е протият (1H), който съдържа един протон и никакви неутрони. Този най-прост водороден атом има голямо значение за теоретичната физика. Например той е единственият неутрален атом с аналитично решение на уравнението на Шрьодингер и изследването на енергиите и връзките в него изиграват важна роля в развитието на квантовата механика. Другите изотопи на водорода са деутерий (2Н) (тежък водород) с един неутрон, често отбелязван с D, който има маса 2,015 и тритий (3Н) (свръхтежък водород) с два неутрона, отбелязван и със знака T, като масата му е 3,017 .
Водороден газ е получен за пръв път по изкуствен път в началото на XVI век чрез смесването на метали и киселини. През 1766 – 1781 година англичанинът Хенри Кавендиш пръв го идентифицира като отделно вещество и установява, че при изгарянето му се образува вода – оттам идва и името на елемента. Антиматериалното съответствие на водорода – антиводород – е получено за пръв път в лабораторни условия през 1996 година.
Промишленото производство на водород най-често се извършва в процеса на преработка на природен газ, по-рядко при по-енергоемки технологии, като електролиза на вода. По-голямата част от водорода се използва в близост до мястото на производство, като двете му най-големи области на приложение са крекингът при преработка на изкопаеми горива и синтезът на амоняк, главно за производство на изкуствени торове. При излагане на водород много метали увеличават крехкостта си, което е особен проблем при конструирането на тръбопроводи и резервоари.
Откриване Още през XVII в. Парацелз — шведски лекар, алхимик, учен, астролог и философ — наблюдава отделянето на газ при действието на сярна киселина върху желязо. Продуктът е наречен горящ въздух или флогистон, тъй като може да гори. През 1766 г. английският физик и химик Хенри Кавендиш получава водород в чист вид, поради което е смятан за откривател на химичния елемент. Първи Кавендиш установява плътността му чрез измерване, разбирайки, че този газ е различен от другите горящи газове. През 1783 г. Лавоазие прави точни изследвания и потвърждава тези на Кавендиш. Елементът е наречен водород заради способността си да създава вода.
Физични свойства При обикновени условия водородът е газ с двуатомна молекула, без цвят и мирис, и е най-лекият от всички вещества – 0,0708 g/sm3 при 20 °C и около 14,5 пъти по-лек от въздуха. Във вода се разтваря слабо – около 0,02 обема в 1 обем вода. Дифузира през много метали, а се разтваря (оклудира) добре в никел, платина, паладий, като например до 850 обема в един обем паладий. Това може да се провери, ако в прибора за електролиза на вода катодът е във вид на пластинка от паладий, едната страна на която е покрита с лак. При разтварянето на водорода в свободната страна на пластинката, паладият увеличава своя обем и се огъва.
В твърдо състояние водородът образува молекулен кристал, във възлите на решетката на който се намират молекули H2. Този кристал е диелектрик, тъй като електроните са силно свързани със своите атоми. Теоретични изследвания са показали, че при налягане от порядъка на 1 милион атмосфери или повече, водородът преминава в твърдо състояние при обикновени температури. При налягане от 2 милиона атмосфери трябва да се извърши преход от молекулна към атомна форма. Следователно при тези условия водородът би образувал кристална решетка, по възлите на която има протони. Електроните се колективизират и такъв кристал притежава метална проводимост. Има съобщения за преход на течен водород в твърдо състояние при ниски температури (около 4К) и свръхвисоко налягане.
Енергийни нива на електроните Основното енергийно ниво на електрона във водородния атом е −13,6 eV, еквивалентно на ултравиолетов фотон с дължина на вълната 92 nm.
Енергийните нива на водорода могат да бъдат изчислени сравнително точно, като се използва моделът на Бор, при който електронът се разглежда като обикалящ около протона, подобно на въртенето на Земята около Слънцето. От друга страна електронът и протонът се привличат един към друг от електромагнитната сила, а астрономичните тела – от гравитацията. Поради дискретността на момента на импулса, постулиран в ранната квантова механика на Нилс Бор, електроните в неговия модел могат да заемат само определени разстояния от протона и съответно могат да имат само определени възможни енергии.
По-точно описание на атома на водорода се получава от чисто квантовомеханична гледна точка, чрез използването на уравнението на Шрьодингер или формулировката на Ричард Файнман с интеграли по траекторията за изчисляване на вероятността на положението на електрона спрямо това на протона. Най-усложнените модели дават възможност за отчитане и на малките ефекти на специалната теория на относителността и на поляризацията на вакуума. От гледна точка на квантовата механика електронът в основното състояние на водородния атом изобщо няма момент на импулса.
Изомери Водородът съществува в две форми (модификации) – ортоводород и параводород. В молекулата на ортоводорода o-H2 (т. топене −259,10 °C, т. кипене −252,56 °C) ядрените спинове са еднопосочни, докато при параводорода p-H2 (т. топене −259,32 °C, т. кипене −252,89 °C) са противопосочни. Равновесната смес o-H2 и p-H2 при дадена температура се нарича равновесен водород e-H2. При много ниски температури равновесието между ортоводорода и параводорода почти изцяло е изместено към страната на последния. При 80 К съотношението на двете форми е приблизително 1:1. При нагряване параводородът се превръща в ортоводород до образуване на равновесна смес при стайна температура (орто:пара = 75:25).
Двуатомните молекули на водорода могат да съществуват в две изомерни форми, които се отличават по относителния спин на ядрата на двата образуващи ги атома. При ортоводородната форма спиновете на двата протона са с една и съща посока и молекулният спин е с квантово число 1 (½+½), докато при параводородната форма спиновете са срещуположни и молекулният спин е с квантово число 0 (½-½). При стандартна температура и налягане водородният газ съдържа около 25% параводородни и 75% ортоводородни молекули – съотношение, известно като „нормална форма“.
Равновесното съотношение между ортоводород и параводород зависи от температурата, но тъй като ортоводородната форма представлява възбудено състояние и има по-висока енергия от параводородната форма, тя е неустойчива и не може да се получи в чист вид. При много ниски температури равновесната смес се състои почти изцяло от параводород. Топлинните свойства на течната и газова фаза на чистия параводород се отличават значително от тези на нормалната форма, поради различия в ротационните топлоемкости (вижте Спинови изомери на водорода).
Разграничението между орто- и параводород е налице и в други водородни молекули и функционални групи, като тези на водата или метилена, но оказва слабо влияние върху техните свойства.
Възможен е преход между двата изомера:
o-H2 <=> p-H2
Некатализираното взаимно преобразуване между параводород и ортоводород се усилва при нарастване на температурата, поради което рязко кондензираният молекулен водород съдържа големи количества високоенергиен ортоводород, който се превръща в параводород много бавно. Съотношението между двете форми в кондензирания водород е важно съображение при неговата подготовка и съхранение – преобразуването на ортоводорода в параводород е екзотермично и създава достатъчно топлина за изпаряването на част от водородната течност, което води до загуба на втечнен материал. По тази причина при охлаждането на водорода се използват катализатори – железен оксид, активен въглен, платиниран азбест, редкоземни метали, хромов оксид, някои съединения на урана и никела – вещества, молекули или йони с парамагнитни свойства.
Изотопи
Водородът има три естествени изотопа – протий (1Н), деутерий (2Н) и тритий (3Н). От тях само протият и дуетрият са стабилни. Други четири силно нестабилни изотопа (4H, 5H, 6H, 7H) са синтезирани в лабораторни условия, но не се срещат в природата.
Протият (1H) е най-разпространеният изотоп на водорода: 99,98% от всичкия водород е протий. Ядрото на този изотоп съдържа само един протон и нито един неутрон. Деутерият (2H или D) е другият стабилен изотоп на водорода. Ядрото му се състои се от един протон и един неутрон. Деутерият не е радиоактивен, но все пак е отровен. Вода, чиито молекули съдържат деутерий вместо протий, се нарича тежка вода (D2O). Тежката вода намира полезно приложение в ядрените реактори, но е отровна за живите организми. Деутерият е открит от американците Харолд Юри, Фердинанд Брикведе и Джордж Мърфи през 1932 г., изследвайки водородния спектър в електрическа дъга, която показала съществуването и на тритий. Тритият (3H или T) съдържа един протон и два неутрона в ядрото си. Той е радиоактивен и се разпада на хелий-3 чрез бета-разпад с период на полуразпад 12,32 години. Малки количества тритий се срещат в естествено състояние, породени от взаимодействието на космическите лъчи с атмосферните газове. Тритий се отделя и при ядрени опити. Вода, чиито молекули имат формулата T2 O, се нарича свръхтежка вода. Използва се при термоядрените реакции, като индикатор в геохимията и при самозахранващи се светещи устройства.
Водородът е единственият елемент, който има различни имена за изотопите си, употребявани и днес (в ранните години от откриването на радиоактивността и началото на нейното изучаване различни тежки изотопи са получавали имена, но тези имена вече не се използват). Символите D и T (вместо 2H и 3H) понякога се използват за деутерий и тритий, но съответния символ P се използва за означаване на елемента фосфор и затова не може да бъде използван за протий. Според Международния съюз за чиста и приложна химия могат да бъдат използвани означенията D и T, както и 2H и 3H, въпреки че 2H и 3H са предпочитани. +Някои физични константи на водорода, деутерия и тритияИзотопТемпература на кипене, °CТемпература на кипене, °CПлътност спрямо въздуха, g/cm3 (20 °C)Междуатомно разстояние, nmЕнергия на дисоциация на молекулата, kJ/molH2 –252,6–259,20,0690,074436D –254,5–254,51,1380,074443,3T~ –247~ –252,6~ 1,207––
Химични свойства Водородът е с пореден номер 1 и е част от първи период на Менделеевата периодична система. Образува стабилни съединения с всички елементи и е силно химически активен. Молекулата на водорода се състои от два атома, свързани с проста ковалентна неполярна връзка. Атомната му маса е 1,00794. В химичните съединения винаги е от +1 валентност, с изключение на алкалните и алкалоземните хидриди, където е електроотрицателен (-1). Образува стабилни химични съединения с всички химични елементи.