Водород

1 - ← Водород → Хелий - ↑ H ↓ Литий Периодична система
Външен вид
безцветен газ
Общи данни
Име, символ, №	Водород, H, 1
Химическа серия	Неметал
Група, период, блок	1, 1, s
Свойства на атома
Атомна маса	1,00797 u
Атомен радиус (calc)	25 (53) pm
Ковалентен радиус	37 pm
Радиус на ван дер Ваалс	120 pm
Електронна конфигурация	1s1
e- на енергийно ниво	1
Оксидационни с-ния (оксид)	1 (амфотерен)
Кристална структура	хексагонална
Физични свойства
Агрегатно състояние	Газ
Плътност	0,0899 kg/m³
Температура на топене	14.01 K (−259.14 °C)
Температура на кипене	20,28 K (−252.87 °C)
Моларен обем	11,42 ×10-6 m³/mol
Специф. топлина на топене	0,05868 kJ/mol
Специф. топлина на изпарение	0,44936 kJ/mol
Скорост на звука	1270 m/s при 298,15 K
Други
Електроотрицателност	2,2 (скала на Полинг)
Специф. топлинен капацитет	14304 J/(kg·K)
Специф. електропроводимост	n.a. S/m
Топлопроводимост	0,1815 W/(m·K)
Йонизационен потенциал	1312 kJ/mol

Водородът (лат. Hydrogenium) е химичен елемент, който е отбелязан със символа H, в периодичната система на елементите и е с пореден атомен номер 1. При стандартно налягане и температура е безцветен, няма мирис, моновалентен, запалим, двуатомен (H₂) газ. Той е най-лекият химичен елемент в природата.

Водородът е най-често срещаният химичен елемент във Вселената, съставлява 73-75% от нея и 10-тият по разпространяемост на Земята. Той има голямо значение за сегашното състояние на Земята — участва в състава на много органични съединения. Антиматериалното съответствие на водорода - антиводород - е получено за пръв път в лабораторни условия през 1996 година.

В съотношение с кислорода 2:1 при облъчване със светлина реагира с взрив и се получава вода. Реагира с повечето елементи като дава хидриди. В промишлеността се използва за синтез на амоняк, за хидрогенизация на мазнини и масла, за синтез на метанол и др. а 0,0694.

Открит е през 1766 г. от английския химик и физик Хенри Кавендиш, при опити с живак и киселина. Антоан Лавоазие дава името му, което от гръцки означава „раждащ вода“.

Има три изотопа — протий (¹Н), деутерий (²Н) и тритий (³Н). Това е единственият елемент с отделни наименования на изотопите.

Свойства

Горене

Водородният газ (диводород) е силно запалим и се гори при контакт с въздуха при обемни концентрации между 4 и 75%. Енталпията на горенето на водорода е −286 kJ/mol:

2 H₂(g) + O₂(g) → 2 H₂O(l) + 572 kJ

Водородният газ образува взривна смес с въздух при концентрации 4-74% и с хлор при концентрации 5-95%. Тези смеси детонират спонтанно от искра, нагряване или досег със слънчева светлина. Температурата на самовъзпламеняване е 500°C. Чисто водородно-кислородното горене има ултравиолетово излъчване и е почти незабележимо с невъоръжено око, което прави установяването на изтичане на водород във въздуха трудно и опасно. Тъй като водородът е по-лек от въздуха, водородните пламъци се издигат бързо и причиняват по-малко щети от тези при горенето на въглеводороди.

Енергийни нива на електроните

Основното енергетично 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 модела на Бор. Електромагнитната сила е сила на привличане между протона и електрона. Енергийните нива са дискретни, дискретен е и момента на импулса, което означава, че електронът в модела на Бор може да заема само определени разрешени разстояния от протона и може да има само определени разрешени енергии.

По-точно описание на атома на водорода идва от чисто квантово механична гледна точка, използвайки уравнението на Шрьодингер или формулировката на Ричард Файнман с интеграли по траекторията, което позволява да се изчисли вероятността на положението на електрона спрямо това на протона.

Изомерни форми

Водородът може да съществува в две форми (или модификации) орто- и пара- водород. В молекулата на ортоводорода o-H₂ (т. топене −259,10 °C, т. кипене −252,56 °C) ядрените спинове са с една и съща посока (успоредни), докато при параводорода p-H₂ (т. топене −259,32 °C, т. кипене −252,89 °C) — са в посоки, противоположни един на друг (антиуспоредни). 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).

Съединения

При обикновени температури водородът реагира само с много активните метали като калций:

Ca + Н₂ = СаН₂,

а от неметалите — единствено с флуор:

F₂ + H₂ = 2HF

С повечето метали и неметали реагира при повишена температура или осветяване като формира широк спектър от съединения.

Изотопи

Протият е най-разпространеният изотоп на водорода и има един протон и един електрон. Уникален e с това, че е единствения изотоп, който няма нито един неутрон в ядрото.

Водородът има три естествени изотопа — протий (¹Н), деутерий (²Н) и тритий (³Н). Други четири силно нестабилни изотопи (⁴H, ⁵H, ⁶H, ⁷H) са били синтезирани в лабораторни условия, но не се срещат в естествено състояние в природата.

• ¹H е най-разпространеният изотоп на водорода 99.98%. Този изотоп има един единствен протон и нито един неутрон в ядрото си и има описателното, но рядко използвано име протий.

• ²H, е другият стабилен изотоп на водорода познат като деутерий. Ядрото му се състои се от един протон и един неутрон. Деутерият не е радиоактивен, но е токсичен. Вода, чиито молекули съдържат деутерий вместо нормален водород, се нарича тежка вода. Тежката вода се използва в ядрените реактори.

• ³H познат като тритий 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 от 12.32  години. Малки количества тритий се срещат в естествено състояние породени от взаимодействието на космическите лъчи с атмосферните газове. Тритий се отделя още и при опити с ядрено оръжие. 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, които се употребяват и днес (по време на 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.

Източници

• Carcassi, M.N. Deflagrations of H₂–air and CH₄–air lean mixtures in a vented multi-compartment environment. // Energy 30 (8). 2005. DOI:10.1016/j.energy.2004.02.012. с. 1439–1451.
• CASFHPU. The Hydrogen Economy: Opportunities, Costs, Barriers, and R&D Needs. National Academies Press, 2004. ISBN 0309091632.
• Patnaik, P. A comprehensive guide to the hazardous properties of chemical substances. Wiley-Interscience, 2007. ISBN 0471714585.
• Dihydrogen. // O=CHem Directory. University of Southern Maine. Посетен на 6 април 2009.

Тази страница частично или изцяло представлява превод на страницата „ Hydrogen“ в Уикипедия на английски. Оригиналният текст, както и този превод, са защитени от Лиценза „Криейтив Комънс - Признание - Споделяне на споделеното“, а за съдържание, създадено преди юни 2009 година — от Лиценза за свободна документация на ГНУ. Прегледайте историята на редакциите на оригиналната страница, както и на преводната страница, за да видите списъка на съавторите.