Водород. 
Химия элементов

Распространение в природе и получение. На Земле водород — третий по распространенности химический элемент. Известно три изотопа: легкий водород (протай) ¹II, тяжелый (дейтерий) ²Н (D) и сверхтяжелый (тритий) ³Н (Т). Протай и дейтерий — стабильные изотопы, а тритий радиоактивен (период полураспада 12,34 года). В природе преобладает легкий водород (99,985%).

Встречается преимущественно в связанном виде (вода, живые организмы, нефть, уголь, минералы), атомная доля водорода составляет 15,52%. В промышленности получают из природного газа при 800—900°С в присутствии катализатора (Ni, Fe):

а также из коксового газа и газообразных продуктов переработки нефти путем глубокого охлаждения. При этом все газы, кроме водорода, сжижаются. Наряду с этим, водород получают из воды путем электролиза водных растворов кислот, щелочей и некоторых солей:

и восстановлением водяного пара раскаленным коксом:

В лабораторных условиях его получают электролизом водных растворов щелочей, а также вытеснением из растворов кислот или из воды (в щелочной среде) активными металлами в аппарате Киппа:

Вначале выделяется атомарный водород Н, который затем уже соединяется в молекулы (211 = Геофизические и химические свойства. Водород — самый легкий из газов (р = 0,09 г/л при н.у.), бесцветный, без запаха и вкуса, практически не растворяется в воде. При -240°С и давлении сжижается. При быстром испарении жидкого водорода образуется твердое вещество в виде прозрачных кристаллов. Из всех газообразных веществ он обладает наибольшей теплопроводностью (в 7 раз выше теплопроводности воздуха). Особенностью водорода является способность проникать в структуру многих^{-металлов} (Pd, Pt, Ni, Ti и др.). В одном объеме палладия растворяется до 700 объемов водорода. Катион водорода (протон) Н⁺ обладает сильной проникающей способностью в электронные оболочки атомов других элементов, образуя специфический вид связи — водородную связь. В водном растворе он соединяется с одной молекулой воды и образует катион оксония Н₃0⁺.

Характерные степени окисления:

• • +1 (в соединениях с неметаллами): Н₉0, Н⁺(Н₃0⁺), ОН, НС1, H₂S, NaHS, NH₃, NH₄C1, NaOH, H₂S0₄ и др.;
• • 0 (в свободном молекулярном и атомарном состоянии): Н₂ и Н°;
• • -1 (в соединениях с металлами): NaH, СаН₂, AlH₃, SnH₄ — гидриды.

Взаимодействие с простыми веществами. Водород образует двухатомную молекулу Н₂ с очень прочной ковалентной связью (?_св= 436 кДж/моль). При н.у. Н₂ малоактивен и способен взаимодействовать с фтором, а при освещении — с хлором. С другими неметаллами, металлами и сложными веществами он реагирует только при нагревании. В частности, с кислородом водород при н.у. не взаимодействует, по при 700 °C реакция протекает практически мгновенно со взрывом с образованием воды.

При взаимодействии с различными веществами водород обладает как восстановительными (с неметаллами), так и окислительными (с металлами) свойствами, например:

Атомарный водород Н°, образующийся в момент выделения, очень сильный восстановитель. Уже при н.у. он восстанавливает многие оксиды металлов, непосредственно соединяется с серой, азотом и фосфором, а с кислородом образует пероксид водорода Н₂0₂:

Соединения водорода с неметаллами представляют собой газообразные, легколетучие жидкие или твердые ковалентные вещества (Н₂0, H₂S, НС1, NH₃, SiH₄ и др.). Некоторые из них (галогенои халькогеноводороды) мри растворении в воде образуют сильные (IIC1, HBr, III), средней силы (IIF) и слабые (II₂S, II₂Se, Н₂Те) кислоты.

Соединения с кислородом. Вода Н₂0 является наиболее распространенным и важным соединением водорода. В больших количествах она содержится в атмосфере и земной коре, составляет больше половины массы всех живых организмов. Известна изотопная разновидность воды — тяжелая вода D₂0. Она ядовита, замедляет биологические процессы в живых организмах. В ней вещества растворяются хуже, чем в обычной воде. Свойства тяжелой воды D₂0 отличаются от свойств обычной воды (?_пл = 3,8°С, ?_кип = 101,4°С, р = 1,105 г/мл).

Вода при н.у. не имеет цвета, вкуса и запаха, толстые слои воды (более 5 м) имеют голубую окраску. Полярные молекулы воды образуют между собой водородные связи, что обусловливает аномалию температур плавления и кипения воды (они значительно выше, чем у ее химических аналогов H₂S, H₂Se и Н₂Те).

Температура кипения воды — 100 °C, а замерзания (лед) — 0 °C. Переход в твердое состояние сопровождается увеличением объема на 9%, т. е. лед легче жидкой воды (вторая аномалия воды). Наибольшую плотность (р = 1,00 г/мл) вода имеет не при 0 °C, а при 4 °C (третья аномалия воды).

Вода — очень слабый электролит и практически не проводит электрический ток.

По химическим свойствам вода — активное вещество, в определенных условиях она реагирует со многими металлами и неметаллами, основными и кислотными оксидами, образуя кислоты и основания, например:

В ней растворяются и диссоциируют многие вещества типа оснований, кислот и солей. Она способствует протеканию огромного числа обменных и окислительно-восстановительных реакций между веществами (хлор взаимодействует с металлами, фтороводород разъедает стекло, гремучая смесь взрывается и т. д. только в присутствии воды), но иногда она затрудняет протекание реакций, может выступать в качестве каталитического яда (при синтезе аммиака на железном катализаторе и др.). Со многими безводными солями вода образует кристаллогидраты. Например, белый сульфат меди (П) CuS0₄ во влажной атмосфере превращается в голубой кристаллогидрат (медный купорос) CuSO/^^O.

Соединения с металлами. Водородные соединения большинства 5-металлов (т.е. щелочных и щелочноземельных металлов) образуют твердые ионные солеобразные гидриды типа NaH или СаН₂. Это ионные соединения постоянного состава. При их электролизе на аноде выделяется водород, что свидетельствует о наличии в них иона Н^-.

Взаимодействие^{-металлов} с водородом часто сопровождается образованием нестехиометрических соединений («переменного» состава), содержание водорода в которых зависит от природы металла, температуры и давления. Например, очень чистый металлический титан не поглощает водород до 300—400^оС, но при нагревании его до 900 °C с последующим охлаждением в атмосфере водорода до 300—400°С он поглощает водород вплоть до состава TiH₂. Очень большую активность по отношению к водороду проявляет палладий. Один объем палладия при обычной температуре поглощает более 700 объемов водорода. Металл при этом заметно деформируется, становится хрупким, поверхность покрывается трещинками. Он сохраняет свою кристаллическую структуру, но несколько изменяет параметры решетки. Такие гидриды называются металлообразными, или металлическими, они обладают электропроводностью, металлическим блеском и другими характерными признаками металлов.

Некоторые переходные металлы практически не поглощают водород. Их гидриды могут быть получены косвенным путем, например при взаимодействии галогенида металла с алюмогидридом лития в эфирном растворе с последующей термической диссоциацией Ме (А1Н₄)₂:

В настоящее время таким способом получены гидриды почти всех переходных металлов, при этом состав их близок к стехиометрическому. Они термически неустойчивы и при небольшом повышении температуры разлагаются на металл и водород. Это, например, гидриды: NiH₂, СоН₂, FeH₂, CrH₃, ZnH₂, CdH₂.

Применение. Водород применяют для получения аммиака, галогеноводородов, металлов, различных органических веществ. Гидриды d-элементов используют в качестве восстановителей. Путем их термического разложения получают покрытия из соответствующего металла.

Вода играет особую роль в процессах жизнедеятельности живых организмов и окружающего мира, а также в практической деятельности человека. Непрерывный рост потребления воды требует рационализации ее использования, охраны водных ресурсов, очистки сточных вод, борьбы с загрязнениями природных водоемов промышленными отбросами.