Водород самое главное, интересное, неожиданное

КОНСТАНТЫ И СВОЙСТВА
Атомный номер — 1 Атомная масса — 1,00797 Органолептические свойства — при нормальных условиях газ без вкуса, запаха и цвета
Число известных (на 1.01.80) изотопов — 4
Массовые числа изотопов —    (подчеркнуты природные изотопы, двумя чертами — самый рас-пространенный)
Молекула — Н2 Плотность при нормальных условиях — 0,0899 г/л Температура кипения (ожижения) — минус 252,6°С Температура    плавления
(твердения)    — минус
259, ГС
Критическая температура — минус 240°С
Степени окисления — 1 +, 1 —
Электронное строение атома — Is1
Энергия связи электрона с ядром — 13,595 эВ

ОТКРЫТИЕ ВОДОРОДА

Дата открытия водорода — 1766    г., когда английский естествоиспытатель Генри Кавендиш (1731 —1810) собрал и исследовал «горючий воздух», выделяющийся при взаимодействии кислот с металлами. Кавендиш полагал, что он открыл и выделил в чистом виде флогистон.
Самостоятельным химическим элементом этот «горючий воздух» был признан после того, как Антуан Лоран Лавуазье в 1787 г. разложил воду на составляющие, а затем вновь синтезировал ее. Лавуазье же предложил назвать новый элемент гидрогеном, т. е. «рождающим воду», отсюда и русское название элемента № 1 — водо-род.

НА ЗЕМЛЕ, В НЕБЕСАХ И НА МОРЕ...

Распространенность водорода... Одним словом, одной цифрой о ней не скажешь. Во Вселенной водород, безусловно, самый распространенный элемент. В виде плазмы он составляет около половины массы Солнца и большинства звезд. Из водорода в основном состоят газы межзвездной среды и газовые туманности. Корпускулярное излучение Солнца и космические лучи в значительной мере состоят из протонов — ядер атомов водорода.
Содержание водорода в земной коре — 1 % по массе и 16% по числу атомов. Практически весь земной водород связан в соединения. Очень редко в мини-мальных количествах встречается свободный водород в вулканических и других при-родных газах. Крайне незна-чительно его содержание и в атмосфере Земли (0,0001 % по числу атомов, если не считать, конечно, водорода водяных паров).
В составе воды — самого распространенного на Земле вещества — водорода 11,19% по массе, а сколько по числу атомов, вы сами знаете.

КОРОТКО О СВОЙСТВАХ

Водород — самое легкое из всех веществ. Он в 14,4 раза легче воздуха. Чрезвычайно легок и жидкий водород — 0,0708 г/см3 при минус 253°С.
Водород обладает наи-большей среди всех газов теплопроводностью.
В воде он растворяется плохо —    0,0182    мл/г при
нормальных условиях. Но зато очень хорошо — во многих металлах, лучше всего — в палладии (850 объемных частей водорода на одну часть металла). Чрезвычайно подвижный водород диффундирует сквозь многие металлы и сплавы — отсюда сложности его хранения. Иногда диффузия сопро-вождается    химическим
взаимодействием водорода с теми или иными компонентами сплава. Отсюда — широко известная инженерам водородная хрупкость. В стали под действием водорода происходит декарбонизация, обеднение ее углеродом.
В соединениях водород обычно проявляет степень окисления    (валентность)
+ 1, т. е. ведет себя подобно щелочным металлам. Однако в гидридах — соединениях водорода с металлами — ион водорода отрицательно одновалентен (1—). Этим объясняется двойственное положение водорода в таблице элементов: его помещают одно-временно ив I и в VII группу.
Водород обладает ярко выраженными восстанови-тельными свойствами, но при обычных условиях химическая активность молекулярного водорода в отличие от щелочных металлов вполне умеренна, Без нагрева он реагирует лишь с фтором (даже в темноте) и с хлором (на свету). Реакция синтеза воды (водород плюс кислород) при нормальных условиях идет очень медленно. Нагревание, естественно, ускоряет ее. При температуре выше 550°С она носит характер взрыва.
Вообще, как правило, с неметаллами    водород
взаимодействует активнее, чем с металлами. Из последних    предпочитает
химически активные — щелочные и щелочноземельные. В этих реакциях образуются гидриды.

О    ГИДРИДАХ
Далеко не все соединения водорода с металлами построены так просто, как гидриды щелочных и щелочноземельных металлов: валентность водорода —1, металла — +1 или + 2 состав соединений соответственно МеН или MeH2- Эти гидриды — их называют солеобразными — образованы классическими ионными связями. Они хорошо изучены и довольно широко применяются в практике. Гидрид кальция, например, СаН2 используют в порошковой металлургии, с его помощью получают титан, тантал, ниобий, цирконий.
Чтобы удалить с металла окисную пленку, иногда применяют слабый, 1,5—2%- ный раствор гидрида натрия в едком натре. Этот же гидрид (и гидрид лития) используют, получая боров одороды.
Но вот строение борово- дородов — тоже гидридов! — в рамки классических представлений о валентности не укладывается. Какова валентность бора в таких соединениях: В2Н6, В4Н|0, В5Н9 и т. д.? Эти гид- риды, так же как гидриды гелия и элементов IV, V, VI и VII групп (главных подгрупп), называют летучими гидридами. Химическая связь в них — ковалентная или полярная. Между прочим, все многообразие углеводородов — лишь частный случай летучих гидридов.
А еще есть гидриды ме-таллические (металлообразные). Как    правило, это
твердые растворы водорода в металле. По свойствам и характеру химической связи эти гидриды сходны с металлами.    К гидридам
этой группы относится, в частности, двойной гидрид переменного состава TiFeXx его применяют в экспериментальных    автомобильных
двигателях,    для которых
горючим служит выделенный из гидрида водород.'
ВОДОРОДНАЯ СВЯЗЬ
Так называется один из самых своеобразных видов химической связи, возникающей во многих водородсодержащих молекулах, начиная с воды и кончая белками и ферментами. В образовании этих связей участвуют атомы водорода, уже ковалентно связанные с другими атомами. Водородные связи слабые, примерно в 20 раз слабее обычных, но значение их велико. Ими, в частности, объясняются во многом аномальные свойства обыкновенной воды (например, намного большие, чем «положено», температуры кипения). Причиной тому — многочисленные меж-молекулярные водородные связи. А возникают они оттого, что ион водорода — положительно заряженный протон, хорошо притягивается к отрицательно заряженным электронным обо-лочкам других атомов, не испытывая при этом (заряд- то минимальный) сильного отталкивания ядер.

pH — ВОДОРОДНЫЙ ПОКАЗАТЕЛЬ
Так называется традиционная численная характеристика кислотности (или щелочности) раствора. Величина pH — десятичный логарифм активности ионов водорода Н*(в грамм-ионах на литр), взятый со знаком минус. Для нейтральных водных растворов pH равен 7,0, для щелочных — от 7 до 14, для кислых — от 0 до 7. Но для чистой воды рН=7 лишь при комнатной температуре. С повышением тем-пературы диссоциация водных молекул увеличивается, и при 100°С величина pH нейтрального водного раствора чистой воды — около 6, а при температуре ниже 20°С — выше 7.
ВОДОРОД В ФИЗИКЕ
Заслуги элемента N9 1 перед этой наукой, особенно ядер- ной физикой, очень велики. Постулаты Бора, объяснившие строение атома на основе представлений квантовой механики, были быстро признаны прежде всего потому, что спектр водорода, вычисленный Бором по его теории, совпал с реально наблюдаемым.
Важным инструментом по-знания микромира стали во-дородные пузырьковые камеры.
Протон — ядро водорода — легчайший из атомных «снарядов», используемых при ядерном синтезе.
ОРТО И ПАРА
На заре квантовой механики В. Гейзенберг и Ф. Гунд предсказали, что молекула водорода Н2 должна суще-ствовать в двух состояниях, которые по аналогии с ор-ганическими соединениями назвали орто- и параводородом. В молекулах параводорода ядерные спины ан- типараллельны, в ортоводороде — параллельны. Это предсказание сбылось. Экспериментально    доказан
факт существования двух разновидностей водородных молекул, свойства которых (температуры плавления, теплоемкости, теплопроводности и др.) незначительно отличаются, При нормальной температуре примерно 75% водородных молекул находятся в ортопо- пожении. С уменьшением температуры растет доля параводорода. А на грани перехода в жидкое состояние практически все водородные молекулы — это параводород.

ВОДОРОД в химии
В химической промышленности большая часть водорода используется для синтеза аммиака. Из водорода и СО получают метанол и другие спирты, а из них, в свою очередь, широчайшую гамму разнообразных органических продуктов.
Гидрогенизация — обога-щение водородом природных горючих ископаемых (углей, сланцев) и продуктов их переработки (каменноугольной смолы, мазута) — позволяет получить ценные жидкие продукты — топлива, масла и т. д.
Гидроочистка — облаго-раживание с помощью того же водорода моторных топлив нефтяного происхождения, в частности авиационного керосина.
Кроме того, водород в химии, естественно, используется и как восстановитель.

ЧТО ЕЩЕ ЧИТАТЬ О ВОДОРбДЕ И ЕГО СОЕДИНЕНИЯХ

В. Е. Ж в и р 6 л и с. Водород.— 1969, № 9, стр. 30—38.
В. 3 я 6 л о в. Нечто плюс водород.— 1979, № 5, стр. 20— 24.
В. 3 я б л о в. Слабость и могущество водородной связи-1979, № 2, стр. 14—18.
И. В. П е т р я н о в. Самое необыкновенное вещество. (Вода) — 1965, № 3, стр. 2— 14.
М. Б. Черненко. Водород: может быть, элемент №    1 энергетики    будущего.— 1977, № 9, стр. 19—21.
В. А. Цукерман. Автомобиль и водород.— 1977, № 9, стр. 21—26.