Водень (лат. Hydrogenium), Н, хімічний елемент, перший по порядковому номеру в періодичній системі Менделєєва; атомна маса 1,00797. За звичайних умов Ст — газ; не має кольору, запаху і смаку.
Історична довідка. У працях хіміків 16 і 17 вв.(століття) неодноразово згадувалося про виділення горючого газу при дії кислот на метали. У 1766 Р. Кавендіш зібрав і досліджував газ, що виділяється, назвавши його «горюче повітря». Будучи прибічником теорії флогистона, Кавендіш вважав, що цей газ і є чистий флогистон. У 1783 А. Лавуазье шляхом аналізу і синтезу води довів складність її складу, а в 1787 визначив «горюче повітря» як новий хімічний елемент (Ст) і дав йому сучасне назва hydrogène (від греч.(грецький) hýdōr — вода і gennáō — народжую), що означає той, що «народжує воду»; цей корінь уживається в назвах з'єднань Ст і процесів з його участю (наприклад, гідриди, гідрогенізація). Сучасне російське найменування «В.» було запропоновано М. Ф. Соловьевим в 1824.
Поширеність в природі. Ст широко поширене в природі, його вміст в земній корі (літосфера і гідросфера) складає по масі 1%, а по числу атомів 16%. Ст входить до складу найпоширенішої речовини на Землі — води (11,19% Ст по масі), до складу з'єднань, що складають вугілля, нафту, природні гази, глини, а також організми тварин і рослин (тобто до складу білків, нуклеїнових кислот, жирів, вуглеводів і ін.). У вільному стані Ст зустрічається украй рідко, в невеликих кількостях він міститься у вулканічних і інших природних газах. Нікчемні кількості вільного Ст (0,0001% по числу атомів) присутні в атмосфері. У навколоземному просторі Ст у вигляді потоку протонів утворює внутрішній («протонний») радіаційний пояс Землі . У космосі Ст є найпоширенішим елементом. У вигляді плазми він складає близько половини маси Сонця і більшості зірок, основну частину газів міжзоряного середовища і газових туманностей. Ст присутнє в атмосфері ряду планет і в кометах у вигляді вільного H 2 , метану Ch 4 , аміаку Nh 3 , води H 2 O, радикалів типа CH, NH, ВІН, SIH, PH і т.д. У вигляді потоку протонів Ст входить до складу корпускулярного випромінювання Сонця і космічних променів.
Ізотопи, атом і молекула. Звичайне Ст складається з суміші 2 стійких ізотопів: легкого Ст, або протія ( 1 H), і важкого Ст, або дейтерію ( 2 H, або D). У природних з'єднаннях Ст на 1 атом 2 H доводиться в середньому 6800 атомів 1 H. Штучно отриманий радіоактивний ізотоп — надважке Ст, або тритій ( 3 H, або Т), з м'яким β-излучением і періодом напіврозпаду T 1/2 = 12,262 років. У природі тритій утворюється, наприклад, з атмосферного азоту під дією нейтронів космічних променів; у атмосфері його нікчемно мало (4·10 -15 % від загального числа атомів Ст). Отриманий украй нестійкий ізотоп 4 H. Масові числа ізотопів 1 H, 2 H, 3 H і 4 H, відповідно 1,2, 3 і 4, вказують на те, що ядро атома протія містить лише 1 протон, дейтерію — 1 протон і 1 нейтрон тритію — 1 протон і 2 нейтрони, 4 H — 1 протон і 3 нейтрони. Велику відмінність мас ізотопів Ст обумовлює помітніша відмінність їх фізичних і хімічних властивостей, чим в разі ізотопів інших елементів.
Атом Ст має найбільш проста будова серед атомів всіх інших елементів: він складається з ядра і одного електрона. Енергія зв'язку електрона з ядром (потенціал іонізації) складає 13,595 ев . Нейтральний атом Ст може приєднувати і другий електрон, утворюючи негативний іон Н - ; при цьому енергія зв'язку другого електрона з нейтральним атомом (спорідненість до електрона) складає 0,78 ев . Квантова механіка дозволяє розрахувати всі можливі енергетичні рівні атома Ст, а отже, дати повну інтерпретацію його атомного спектру . Атом Ст використовується як модельний в квантовомеханічних розрахунках енергетичних рівнів інших, складніших атомів. Молекула В. H 2 складається з двох атомів, сполучених ковалентним хімічним зв'язком. Енергія дисоціації (тобто розпаду на атоми) складає 4,776 ев (1 ев = 1,60210·10 -19 дж ). Міжатомна відстань при рівноважному положенні ядер рівна 0,7414·å. При високих температурах молекулярне Ст диссоціює на атоми (міра дисоціації при 2000°С 0,0013, при 5000°С 0,95). Атомарне Ст утворюється також в різних хімічних реакціях (наприклад, дією Zn на соляну кислоту). Проте існування Ст в атомарному стані триває лише короткий час, атоми рекомбінують в молекули H 2 .
Фізичні і хімічні властивості. Ст — якнайлегше зі всіх відомих речовин (у 14,4 разу легше за повітря), щільність 0,0899 г/л при 0°С і 1 атм . Ст кипить (зріджується) і плавиться (твердне) відповідно при —252,6°С і —259,1°С (лише гелій має нижчі температури плавлення і кипіння). Критична температура Ст дуже низька (—240°С), тому його зріджування зв'язане з великими труднощами; критичний тиск 12,8 кгс/см 2 (12,8 атм ), критична щільність 0,0312 г/см 3 . Зі всіх газів Ст володіє найбільшою теплопровідністю рівною при 0°С і 1 атм 0,174 вт/ ( м-код · До ), тобто 4,16·0 -4 кал/ ( з · см · °С ). Питома теплоємність Ст при 0°С і 1 атм С р 14,208·10 3 дж/ ( кг · До ), тобто 3,394 кал/ ( г · °С ). Ст мало розчинимо у воді (0,0182 мл/г при 20°С і 1 атм ), але добре — в багатьох металах (Ni, Pt Pd і ін.), особливо в паладії (850 об'ємів на 1 об'єм Pd). З розчинністю Ст в металах зв'язана його здатність дифундувати через них; дифузія через вуглецевий сплав (наприклад, сталь) інколи супроводиться руйнуванням сплаву унаслідок взаємодії Ст з вуглецем (так звана декарбонізація). Рідке Ст дуже легке (щільність при —253°С 0,0708 г/см 3 ) і текуче (в'язкість при — 253°С 13,8 спуаз ).
В більшості з'єднань Ст проявляє валентність (точніше, міра окислення) +1, подібно до натрію і інших лужних металів; зазвичай він і розглядається як аналог цих металів, що очолює 1 гр. системи Менделєєва. Проте в гідридах металів іон Ст заряджений негативно (міра окислення —1), тобто гідрид Na + H - побудований подібно до хлориду Na + Cl - . Цей і деякі інші факти (близькість фізичних властивостей Ст і галогенів здатність галогенів заміщати Ст в органічних сполуках) дають підставу відносити Ст також і до VII групи періодичної системи (детальніше за див.(дивися) Періодична система елементів ). За звичайних умов молекулярне Ст порівняно мало активне, безпосередньо з'єднуючись лише з найбільш активними з неметалів (з фтором, а на світлу і з хлором). Проте при нагріванні він вступає в реакції з багатьма елементами. Атомарне Ст володіє підвищеною хімічною активністю в порівнянні з молекулярним. З киснем Ст утворює воду: H 2 + 1 / 2 O 2 = H 2 O з виділенням 285,937·10 3 дж/моль , тобто 68,3174 ккал/міль тепла (при 25°С і 1 атм ). При звичайних температурах реакція протікає украй повільно, вище 550°С — з вибухом. Межі вибухонебезпеки водородо-кисневій суміші складають (за об'ємом) від 4 до 94% H 2 , а водородо-повітряній суміші — від 4 до 74% H 2 (суміш 2 об'ємів H 2 і 1 об'єму О 2 називається гримучим газом ). Ст використовується для відновлення багатьох металів, оскільки віднімає кисень в їх оксидів:
CUO +Н 2 = Cu + H 2 O,
Fe 3 O 4 + 4h 2 = 3fe + 4h 2 O, і т.д.
З галогенами Ст утворює галогеноводороди, наприклад:
H 2 + Cl 2 = 2hcl.
При цьому з фтором Ст вибухає (навіть у темноті і при —252°С), з хлором і бромом реагує лише при освітленні або нагріванні, а з йодом лише при нагріванні. З азотом Ст взаємодіє з утворенням аміаку: 3h 2 + N 2 = 2nh 3 лише на каталізаторі і при підвищених температурах і тиску. При нагріванні Ст енергійно реагує з сіркою: H 2 + S = H 2 S (сірководень), значно важче з селеном і теллуром. З чистим вуглецем Ст може реагувати без каталізатора лише при високих температурах: 2h 2 + З (аморфний) = Ch 4 (метан). Ст безпосередньо реагує з деякими металами (лужними, лужноземельними і ін.), утворюючи гідриди: H 2 + 2li = 2lih. Важливе практичне значення мають реакції Ст з окислом вуглецю, при яких утворюються залежно від температури, тиску і каталізатора різні органічні сполуки, наприклад HCHO, Ch 3 ВІН і ін. (див. Вуглецю окисел ). Ненасичені вуглеводні реагують із Ст, переходячи в насичені, наприклад: C n H 2 n + H 2 = C n H 2 n +2 (див. Гідрогенізація ).
Роль Ст і його з'єднань в хімії виключно велика. Ст обумовлює кислотні властивості так званих протонних кислот (див. Кислоти і підстави ). Ст схильне утворювати з деякими елементами так звану водневий зв'язок, що робить визначальний вплив на властивості багатьох органічних і неорганічних сполук.
Здобуття. Основні види сировини для промислового здобуття Ст — гази природні пальні, коксовий газ (див. Коксохімія ) і гази нафтопереробки, а також продукти газифікації твердих і рідких палив (головним чином вугілля). Ст отримують також з води електролізом (у місцях з дешевою електроенергією). Найважливішими способами виробництва Ст з природного газу є каталітична взаємодія вуглеводнів, головним чином метану, з водяною парою (конверсія): Ch 4 + H 2 O = CO + 3h 2 , і неповне окислення вуглеводнів киснем: Ch 4 + 1 / 2 O 2 = CO + 2h 2 . Окисел вуглецю, що утворюється, також піддається конверсії: CO + H 2 O = Co 2 + H 2 . Ст що добувається з природного газу, найдешевший. Дуже поширений спосіб виробництва Ст з водяного і пароповітряного газів, що отримуються газифікацією вугілля. Процес заснований на конверсії окислу вуглецю. Водяний газ містить до 50% H 2 і 40% CO; у пароповітряному газі, окрім H 2 і CO, є значна кількість N 2 , який використовується разом з отримуваним Ст для синтезу Nh 3 . З коксового газу і газів нафтопереробки Ст виділяють шляхом видалення останніх компонентів газової суміші, що зріджуються легше, ніж Ст, при глибокому охолоджуванні. Електроліз води ведуть постійним струмом, пропускаючи його через розчин KOH або NAOH (кислоти не використовуються щоб уникнути корозії сталевої апаратури). У лабораторіях Ст отримують електролізом води, а також по реакції між цинком і соляною кислотою. Проте частіше використовують готове заводське Ст в балонах.
Вживання. У промисловому масштабі Ст стали отримувати в кінці 18 ст для наповнення повітряних куль. В даний час Ст широко застосовують в хімічній промисловості, головним чином для виробництва аміаку . Крупним споживачем Ст є також виробництво метилового і інших спиртів, синтетичного бензину (синтину) і інших продуктів, що отримуються синтезом із Ст і окислу вуглецю. Ст застосовують для гідрогенізації твердого і важкого рідкого палив, жирів і ін., для синтезу Hcl, для гідроочистки нафтопродуктів, в зварці і різанні металів кислородо-водневім полум'ям (температура до 2800°С) і в атомно-водневій зварці (до 4000°С). Дуже важливе вживання в атомній енергетиці знайшли ізотопи Ст — дейтерій і тритій.
Літ.: Некрасов Би. Ст, Курс загальної хімії, 14 видавництво, М., 1962; Ремі Г., Курс неорганічної хімії, пер.(переведення) з йому.(німецький), т. 1, М., 1963; Егоров А. П., Шерешевський Д. І., Шманенков І. Ст, Загальна хімічна технологія неорганічних речовин, 4 видавництва, М., 1964; Загальна хімічна технологія. Під ред. С. І. Вольфковіча, т. 1, М., 1952; Лебедев Ст Ст, Водень, його здобуття і використання, М., 1958; Налбандян А. Б., Воєводське Ст Ст, Механізм окислення і горіння водню, М. — Л., 1949; Коротка хімічна енциклопедія, т. 1, М., 1961, с. 619—24.
