Вода в таблице менделеева номер

Водород — самый лёгкий газ, он легче воздуха в 14,5 раз. Очевидно, что чем меньше масса молекул, тем выше их скорость при одной и той же температуре. Как самые лёгкие, молекулы водорода движутся быстрее молекул любого другого газа и тем самым быстрее могут передавать теплоту от одного тела к другому. Отсюда следует, что водород обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных веществ. Его теплопроводность примерно в семь раз выше теплопроводности воздуха.

Молекула водорода двухатомна — Н2. При нормальных условиях — это газ без цвета, запаха и вкуса. Плотность 0,08987 г/л (н. у.), температура кипения −252,76 °C, удельная теплота сгорания 120,9·106 Дж/кг, малорастворим в воде — 18,8 мл/л.

Водород хорошо растворим во многих металлах (Ni, Pt, Pd и др.), особенно в палладии (850 объёмов H2 на 1 объём Pd). С растворимостью водорода в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия водорода с углеродом (так называемая декарбонизация). Практически не растворим в серебре.

Жидкий водород существует в очень узком интервале температур от −252,76 до −259,2 °C. Это бесцветная жидкость, очень лёгкая (плотность при −253 °C 0,0708 г/см³) и текучая (вязкость при −253 °C 13,8 сП). Критические параметры водорода очень низкие: температура −240,2 °C и давление 12,8 атм. Этим объясняются трудности при ожижении водорода. В жидком состоянии равновесный водород состоит из 99,79 % пара-Н2, 0,21 % орто-Н2.

Твёрдый водород, температура плавления −259,2 °C, плотность 0,0807 г/см³ (при −262 °C) — снегоподобная масса, кристаллы гексагональной сингонии, пространственная группа P6/mmc, параметры ячейки a = 0,378 нм и c = 0,6167 нм. При высоком давлении водород переходит в металлическое состояние.

Молекулярный водород существует в двух спиновых формах (модификациях) — в виде орто- и параводорода. В молекуле ортоводорода o-H2 (т. пл. −259,10 °C, т. кип. −252,56 °C) ядерные спины направлены одинаково (параллельны), а у параводорода p-H2 (т. пл. −259,32 °C, т. кип. −252,89 °C) — противоположно друг другу (антипараллельны). Равновесная смесь o-H2 и p-H2 при заданной температуре называется равновесный водород e-H2.

Разделить модификации водорода можно адсорбцией на активном угле при температуре жидкого азота. При очень низких температурах равновесие между ортоводородом и параводородом почти нацело сдвинуто в сторону последнего. При 80 К соотношение форм приблизительно 1:1. Десорбированный параводород при нагревании превращается в ортоводород вплоть до образования равновесной при комнатной температуре смеси (орто-пара: 75:25). Без катализатора превращение происходит медленно (в условиях межзвёздной среды — с характерными временами вплоть до космологических), что даёт возможность изучить свойства отдельных модификаций.

3. Почему водород, в отличие от всех других элементов, записывают в Периодической таблице Д.И. Менделеева дважды? Докажите правомочность двойственного положения водорода в Периодической системе, сравнив строение и свойства его атома, простого вещества и соединений с соответствующими формами существования других элементов — щелочных металлов и галогенов.

Водород можно записать в первую группу, т.к. его атом имеет на внешней оболочке 1 электрон, как и щелочные металлы, но также ему не хватает до завершения внешнего электронного слоя одного электрона, как и галогенам, поэтому его можно записать в седьмую группу. Водород при обычных условиях образует как и галогены двухатомную молекулу простого вещества с одинарной связью — газа, как фтор или хлор. Водород, как и галогены, соединяется с металлами, образуя нелетучие гидриды. Однако как и щелочные металлы водород может проявлять валентность только равную I, а галогены, как правило, образуют множество соединений, проявляя различную валентность.

• Обозначение — H (Hydrogen);
• Латинское название — Hydrogenium;
• Период — I;
• Группа — 1 (Ia);
• Атомная масса — 1,00794;
• Атомный номер — 1;
• Радиус атома = 53 пм;
• Ковалентный радиус = 32 пм;
• Распределение электронов — 1s 1 ;
• t плавления = -259,14°C;
• t кипения = -252,87°C;
• Электроотрицательность (по Полингу/по Алпреду и Рохову) = 2,02/-;
• Степень окисления: +1; 0; -1;
• Плотность (н. у.) = 0,0000899 г/см 3 ;
• Молярный объем = 14,1 см 3 /моль.

Бинарные соединения водорода с кислородом:

Водород («рождающий воду») был открыт английским ученым Г. Кавендишем в 1766 году. Это самый простой элемент в природе — атом водорода имеет ядро и один электрон, наверное, по этой причине водород является самым распространенным элементом во Вселенной (составляет более половины массы большинства звезд).

Про водород можно сказать, что «мал золотник, да дорог». Несмотря на свою «простоту», водород дает энергию всем живым существам на Земле — на Солнце идет непрерывная термоядерная реакция в ходе которой из четырех атомов водорода образуется один атом гелия, данный процесс сопровождается выделением колоссального количества энергии (подробнее см. Ядерный синтез).

В земной коре массовая доля водорода составляет всего 0,15%. Между тем, подавляющее число (95%) всех известных на Земле химических веществ содержат один или несколько атомов водорода.

В соединениях с неметаллами (HCl, H 2 O, CH 4 …) водород отдает свой единственный электрон более электроотрицательным элементам, проявляя степень окисления +1 (чаще), образуя только ковалентные связи (см. Ковалентная связь).

В соединениях с металлами (NaH, CaH 2 …) водород, наоборот, принимает на свою единственную s-орбиталь еще один электрон, пытаясь, таким образом, завершить свой электронный слой, проявляя степень окисления -1 (реже), образуя чаще ионную связь (см. Ионная связь), т. к., разность в электроотрицательности атома водорода и атома металла может быть достаточно большой.

H 2

В газообразном состоянии водород находится в виде двухатомных молекул, образуя неполярную ковалентную связь.

Молекулы водорода обладают:

• большой подвижностью;
• большой прочностью;
• малой поляризуемостью;
• малыми размерами и массой.

Свойства газа водорода:

• самый легкий в природе газ, без цвета и запаха;
• плохо растворяется в воде и органических растворителях;
• в незначительных кол-вах растворяется в жидких и твердых металлах (особенно в платине и палладии);
• трудно поддается сжижению (по причине своей малой поляризуемости);
• обладает самой высокой теплопроводностью из всех известных газов;
• при нагревании реагирует со многими неметаллами, проявляя свойства восстановителя;
• при комнатной температуре реагирует со фтором (происходит взрыв): H 2 + F 2 = 2HF;
• с металлами реагирует с образованием гидридов, проявляя окислительные свойства: H 2 + Ca = CaH 2 ;

В соединениях водород гораздо сильнее проявляет свои восстановительные свойства, чем окислительные. Водород является самым сильным восстановителем после угля, алюминия и кальция. Восстановительные свойства водорода широко используются в промышленности для получения металлов и неметаллов (простых веществ) из оксидов и галлидов.

Fe 2 O 3 + 3H 2 = 2Fe + 3H 2 O

Реакции водорода с простыми веществами

Водород принимает электрон, играя роль восстановителя
, в реакциях:

• с кислородом
  (при поджигании или в присутствии катализатора), в соотношении 2:1 (водород:кислород) образуется взрывоопасный гремучий газ:
  2H 2 0 +O 2 = 2H 2 +1 O+572 кДж
• с серой
  (при нагревании до 150°C-300°C):
  H 2 0 +S ↔ H 2 +1 S
• с хлором
  (при поджигании или облучении УФ-лучами):
  H 2 0 +Cl 2 = 2H +1 Cl
• с фтором
  :
  H 2 0 +F 2 = 2H +1 F
• с азотом
  (при нагревании в присутствии катализаторов или при высоком давлении):
  3H 2 0 +N 2 ↔ 2NH 3 +1

Водород отдает электрон, играя роль окислителя
, в реакциях с щелочными
и щелочноземельными
металлами с образованием гидридов металлов — солеобразные ионные соединения, содержащие гидрид-ионы H — — это нестойкие кристаллические в-ва белого цвета.

Ca+H 2 = CaH 2 -1
2Na+H 2 0 = 2NaH -1

Для водорода нехарактерно проявлять степень окисления -1. Реагируя с водой, гидриды разлагаются, восстанавливая воду до водорода. Реакция гидрида кальция с водой имеет следующий вид:

CaH 2 -1 +2H 2 +1 0 = 2H 2 0 +Ca(OH) 2

Реакции водорода со сложными веществами

• при высокой температуре водород восстанавливает многие оксиды металлов:
  ZnO+H 2 = Zn+H 2 O
• метиловый спирт получают в результате реакции водорода с оксидом углерода (II):
  2H 2 +CO → CH 3 OH
• в реакциях гидрогенизации водород реагирует с многими органическими веществами.

Более подробно уравнения химических реакций водорода и его соединений рассмотрены на странице «Водород и его соединения — уравнения химических реакций с участием водорода «.

Применение водорода

• в атомной энергетике используются изотопы водорода — дейтерий и тритий;
• в химической промышленности водород используют для синтеза многих органических веществ, аммиака, хлороводорода;
• в пищевой промышленности водород применяют в производстве твердых жиров посредство гидрогенизации растительных масел;
• для сварки и резки металлов используют высокую температуру горения водорода в кислороде (2600°C);
• при получении некоторых металлов водород используют в качестве восстановителя (см. выше);
• поскольку водород является легким газом, его используют в воздухоплавании в качестве наполнителя воздушных шаров, аэростатов, дирижаблей;
• как топливо водород используют в смеси с СО.

В последнее время ученые уделяют достаточно много внимания поиску альтернативных источников возобновляемой энергии. Одним из перспективных направлений является «водородная» энергетика, в которой в качестве топлива используется водород, продуктом сгорания которого является обыкновенная вода.

Способы получения водорода

Промышленные способы получения водорода:

• конверсией метана (каталитическим восстановлением водяного пара) парами воды при высокой температуре (800°C) на никелевом катализаторе: CH 4 + 2H 2 O = 4H 2 + CO 2 ;
• конверсией оксида углерода с водяным паром (t=500°C) на катализаторе Fe 2 O 3: CO + H 2 O = CO 2 + H 2 ;
• термическим разложением метана: CH 4 = C + 2H 2 ;
• газификацией твердых топлив (t=1000°C): C + H 2 O = CO + H 2 ;
• электролизом воды (очень дорогой способ при котором получается очень чистый водород): 2H 2 O → 2H 2 + O 2 .

Лабораторные способы получения водорода:

• действием на металлы (чаще цинк) соляной или разбавленной серной кислотой: Zn + 2HCl = ZCl 2 + H 2 ; Zn + H 2 SO 4 = ZnSO 4 + H 2 ;
• взаимодействием паров воды с раскаленными железными стружками: 4H 2 O + 3Fe = Fe 3 O 4 + 4H 2 .

Водород — неорганическое вещество, первый и самый легкий элемент таблицы Менделеева. Обозначается буквой H (Hydrogenium), переводится с греческого как «рождающий воду».

В природе существует три устойчивых атома водорода:
протий — стандартный вариант атома, состоящий из протона и электрона;
дейтерий — состоит из протона, нейтрона и электрона;
тритий — в ядре протон и два нейтрона.

Водорода на Земле достаточно много. Если исходить из числа атомов, то его примерно 17%. Больше лишь кислорода — около 52%. И это только в коре земли и атмосфере — ученые не знают, сколько его в мантии и ядре планеты. На Земле водород находится преимущественно в связанном состоянии. Он часть воды, всех живых клеток, природного газа, нефти, угля, некоторых горных пород и минералов. В несвязанном состоянии его можно обнаружить в вулканических газах, в продуктах разложения органики.

Свойства

Самый легкий газ. Не имеет цвета, вкуса и запаха. В воде плохорастворим, хорошо — в этаноле, во многих металлах, например, в железе, титане, палладии — в одном объеме палладия может раствориться 850 объемов Н2. Не растворяется в серебре. Лучше всех газов проводит тепло. При сильном охлаждении преобразуется в очень подвижную текучую бесцветную жидкость, и далее в твердое снегообразное вещество. Интересно, что жидкое состояние элемент сохраняет в очень узком температурном диапазоне: от −252,76 до −259,2 °C. Предполагается, что твердый водород при гигантских давлениях в сотни тысяч атмосфер приобретет металлические свойства. При высоких температурах вещество проникает сквозь мельчайшие поры металлов и сплавов.

Водород — важный биогенный элемент. Образует воду, содержится во всех живых тканях, в амино- и нуклеиновых кислотах, белках, липидах, жирах, углеводах.

С точки зрения химии, водород обладает уникальной особенностью — его относят сразу к двум группам таблицы Менделеева: к щелочным металлам и галогенам. Как щелочной металл, проявляет сильные восстановительные свойства. Реагирует с фтором при обычных условиях, с хлором — под действием света, с другими неметаллами — только при нагревании или в присутствии катализаторов. Вступает в реакции с кислородом, азотом, серой, углеродом, галогенами, угарным газом и др. Образует такие важные соединения как аммиак, сероводород, углеводороды, спирты, фтороводород (фтористоводородную кислоту) и хлороводород (соляную кислоту). При взаимодействии с оксидами и галогенидами металлов восстанавливает их до металлов; это свойство используется в металлургии.

Как галоген Н2 проявляет окислительные свойства при взаимодействии с металлами.

Во Вселенной водорода 88,6%. Большей частью он содержится в звездах и межзвездном газе.

Из-за своей легкости молекулы вещества двигаются с огромными скоростями, сопоставимыми со второй космической скоростью. Благодаря этому его теплопроводность превышает теплопроводность воздуха в 7,3 раза. Из верхних частей атмосферы молекулы Н2 легко улетают в космос. Таким образом наша планета теряет 3 кг водорода каждую секунду.

Техника безопасности

Водород нетоксичен, но пожаро- и взрывоопасен. Смесь с воздухом (гремучий газ) легко взрывается от малейшей искры. Сам водород горит. Это следует учитывать при его получении для лабораторных нужд или при проведении опытов, в ходе которых выделяется водород.

Пролив жидкий водород на кожу, можно получить серьезное обморожение.

Применение

В химпроме с помощью Н2 производят аммиак , спирты, соляную кислоту, мыло, полимеры, искусственное топливо, многие орг.вещества.
В нефтеперерабатывающей индустрии — для получения из нефти и нефтяных остатков различных производных (дизельного топлива, смазочных масел, бензинов, сжиженных газов и др.); для очистки нефтепродуктов, смазочных масел.
В пищепроме: при изготовлении твердых маргаринов методом гидрогенизации из растительных масел; используется как газ для упаковок некоторых продуктов (добавка Е949).
В металлургии в процессах получения металлов и сплавов. Для атомно-водородной (t пламени доходит до +4000 °С) и кислородно-водородной (до +2800 °С) резки и сварки жаростойких сталей и сплавов.
В метеорологии веществом наполняют воздушные зонды и шары.
Как топливо для ракет.
Как охладитель для крупных электрогенераторов.
В стекольной индустрии для выплавки кварцевого стекла в высокотемпературном пламени.
В газовой хроматографии; для заполнения (жидким Н2) пузырьковых камер.
Как хладагент в криогенных вакуумных насосах.
Дейтерий и тритий используются в атомной энергетике и военном деле.

Водород
(лат. hydrogenium), Н, химический элемент, первый по порядковому номеру в периодической системе Менделеева; атомная масса 1,00797. При обычных условиях В. — газ; не имеет цвета, запаха и вкуса.

Историческая справка.

В трудах химиков 16 и 17 вв. неоднократно упоминалось о выделении горючего газа при действии кислот на металлы. В 1766 Г. Кавендиш
собрал и исследовал выделяющийся газ, назвав его «горючий воздух». Будучи сторонником теории флогистона
, Кавендиш полагал, что этот газ и есть чистый флогистон. В 1783 А. Лавуазье
путём анализа и синтеза воды доказал сложность её состава, а в 1787 определил «горючий воздух» как новый химический элемент (В.) и дал ему современное название hydrog e ne (от греч. h y d o r — вода и genn a o — рождаю), что означает «рождающий воду»; этот корень употребляется в названиях соединений В. и процессов с его участием (например, гидриды, гидрогенизация). Современное русское наименование «В.» было предложено М. Ф. Соловьёвым в 1824.

Распространённость в природе

. В. широко распространён в природе, его содержание в земной коре (литосфера и гидросфера) составляет по массе 1%, а по числу атомов 16%. В. входит в состав самого распространённого вещества на Земле — воды (11,19% В. по массе), в состав соединений, слагающих угли, нефть, природные газы, глины, а также организмы животных и растений (т. е. в состав белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов и др.). В свободном состоянии В. встречается крайне редко, в небольших количествах он содержится в вулканических и других природных газах. Ничтожные количества свободного В. (0,0001% по числу атомов) присутствуют в атмосфере. В околоземном пространстве В. в виде потока протонов образует внутренний («протонный») радиационный пояс Земли
. В космосе В. является самым распространённым элементом. В виде плазмы
он составляет около половины массы Солнца и большинства звёзд, основную часть газов межзвёздной среды и газовых туманностей. В. присутствует в атмосфере ряда планет и в кометах в виде свободного h 2 , метана ch 4 , аммиака nh 3 , воды h 2 o, радикалов типа ch, nh, oh, sih, ph и т.д. В виде потока протонов В. входит в состав корпускулярного излучения Солнца и космических лучей.

Изотопы, атом и молекула.

Обыкновенный В. состоит из смеси 2 устойчивых изотопов: лёгкого В., или протия (1 h), и тяжёлого В., или дейтерия
(2 h, или d). В природных соединениях В. на 1 атом 2 h приходится в среднем 6800 атомов 1 h. Искусственно получен радиоактивный изотоп — сверхтяжёлый В., или тритий
(3 h, или Т), с мягким?-излучением и периодом полураспада t 1/2
= 12,262 года. В природе тритий образуется, например, из атмосферного азота под действием нейтронов космических лучей; в атмосфере его ничтожно мало (4 · 10 -15 % от общего числа атомов В.). Получен крайне неустойчивый изотоп 4 h. Массовые числа изотопов 1 h, 2 h, 3 h и 4 h, соответственно 1,2, 3 и 4, указывают на то, что ядро атома протия содержит только 1 протон, дейтерия — 1 протон и 1 нейтрон, трития — 1 протон и 2 нейтрона, 4 h —
1 протон и 3 нейтрона. Большое различие масс изотопов В. обусловливает более заметное различие их физических и химических свойств, чем в случае изотопов других элементов.

Атом В. имеет наиболее простое строение среди атомов всех других элементов: он состоит из ядра и одного электрона. Энергия связи электрона с ядром (потенциал ионизации) составляет 13,595 эв
. Нейтральный атом В. может присоединять и второй электрон, образуя отрицательный ион Н — ; при этом энергия связи второго электрона с нейтральным атомом (сродство к электрону) составляет 0,78 эв
. Квантовая механика
позволяет рассчитать все возможные энергетические уровни атома В., а следовательно, дать полную интерпретацию его атомного спектра
. Атом В. используется как модельный в квантовомеханических расчётах энергетических уровней других, более сложных атомов. Молекула В. h 2 состоит из двух атомов, соединённых ковалентной химической связью. Энергия диссоциации (т. е. распада на атомы) составляет 4,776 эв
(1 эв
= 1,60210 · 10 -19 дж
). Межатомное расстояние при равновесном положении ядер равно 0,7414 · a . При высоких температурах молекулярный В. диссоциирует на атомы (степень диссоциации при 2000°С 0,0013, при 5000°С 0,95). Атомарный В. образуется также в различных химических реакциях (например, действием zn на соляную кислоту). Однако существование В. в атомарном состоянии длится лишь короткое время, атомы рекомбинируют в молекулы h 2 .

Физические и химические свойства

. В. — легчайшее из всех известных веществ (в 14,4 раза легче воздуха), плотность 0,0899 г/л
при 0°С и 1 атм
. В. кипит (сжижается) и плавится (затвердевает) соответственно при -252,6°С и -259,1°С (только гелий имеет более низкие температуры плавления и кипения). Критическая температура В. очень низка (-240°С), поэтому его сжижение сопряжено с большими трудностями; критическое давление 12,8 кгс/см
2 (12,8 атм
), критическая плотность 0,0312 г/см
3 . Из всех газов В. обладает наибольшей теплопроводностью, равной при 0°С и 1 атм
0,174 вт/
(м
· К
), т. е. 4,16 · 0 -4 кал/
(с
· см
· °С
). Удельная теплоёмкость В. при 0°С и 1 атм
С р
14,208 · 10 3 дж/
(кг
· К
), т. е. 3,394 кал/
(г
· °С
). В. мало растворим в воде (0,0182 мл/г
при 20°С и 1 атм
), но хорошо — во многих металлах (ni, pt, pd и др.), особенно в палладии (850 объёмов на 1 объём pd). С растворимостью В. в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия В. с углеродом (так называемая декарбонизация). Жидкий В. очень лёгок (плотность при -253°С 0,0708 г/см
3) и текуч (вязкость при — 253°С 13,8 спуаз
).

В большинстве соединений В. проявляет валентность (точнее, степень окисления) +1, подобно натрию и другим щелочным металлам; обычно он и рассматривается как аналог этих металлов, возглавляющий 1 гр. системы Менделеева. Однако в гидридах металлов ион В. заряжен отрицательно (степень окисления -1), т. е. гидрид na + h — построен подобно хлориду na + cl — . Этот и некоторые другие факты (близость физических свойств В. и галогенов, способность галогенов замещать В. в органических соединениях) дают основание относить В. также и к vii группе периодической системы. При обычных условиях молекулярный В. сравнительно мало активен, непосредственно соединяясь лишь с наиболее активными из неметаллов (с фтором, а на свету и с хлором). Однако при нагревании он вступает в реакции со многими элементами. Атомарный В. обладает повышенной химической активностью по сравнению с молекулярным. С кислородом В. образует воду: h 2 + 1 / 2 o 2 = h 2 o с выделением 285,937 · 10 3 дж/моль
, т. е. 68,3174 ккал/моль
тепла (при 25°С и 1 атм
). При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°С — со взрывом. Пределы взрывоопасности водородо-кислородной смеси составляют (по объёму) от 4 до 94% h 2 , а водородо-воздушной смеси — от 4 до 74% h 2 (смесь 2 объёмов h 2 и 1 объёма О 2 называется гремучим газом
). В. используется для восстановления многих металлов, так как отнимает кислород у их окислов:

cuo +Н 2 = cu + h 2 o,

fe 3 o 4 + 4h 2 = 3fe + 4h 2 o, и т.д.

С галогенами В. образует галогеноводороды, например:

h 2 + cl 2 = 2hcl.

При этом с фтором В. взрывается (даже в темноте и при -252°С), с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с иодом только при нагревании. С азотом В. взаимодействует с образованием аммиака: 3h 2 + n 2 = 2nh 3 лишь на катализаторе и при повышенных температурах и давлениях. При нагревании В. энергично реагирует с серой: h 2 + s = h 2 s (сероводород), значительно труднее с селеном и теллуром. С чистым углеродом В. может реагировать без катализатора только при высоких температурах: 2h 2 + С (аморфный) = ch 4 (метан). В. непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щёлочноземельными и др.), образуя гидриды: h 2 + 2li = 2lih. Важное практическое значение имеют реакции В. с окисью углерода, при которых образуются в зависимости от температуры, давления и катализатора различные органические соединения, например hcho, ch 3 oh и др. Ненасыщенные углеводороды реагируют с В., переходя в насыщенные, например:

c n h 2 n + h 2 = c n h 2 n +2.

Роль В. и его соединений в химии исключительно велика. В. обусловливает кислотные свойства так называемых протонных кислот. В. склонен образовывать с некоторыми элементами так называемую водородную связь
, оказывающую определяющее влияние на свойства многих органических и неорганических соединений.

Получение

. Основные виды сырья для промышленного получения В. — газы природные горючие
, коксовый газ
(см. Коксохимия
) и газы нефтепереработки
, а также продукты газификации твёрдых и жидких топлив (главным образом угля). В. получают также из воды
электролизом (в местах с дешёвой электроэнергией). Важнейшими способами производства В. из природного газа являются каталитическое взаимодействие углеводородов, главным образом метана, с водяным паром (конверсия): ch 4 + h 2 o = co + 3h 2 , и неполное окисление углеводородов кислородом: ch 4 + 1 / 2 o 2 = co + 2h 2 . Образующаяся окись углерода также подвергается конверсии: co + h 2 o = co 2 + h 2 . В., добываемый из природного газа, самый дешёвый. Очень распространён способ производства В. из водяного и паровоздушного газов, получаемых газификацией угля. Процесс основан на конверсии окиси углерода. Водяной газ содержит до 50% h 2 и 40% co; в паровоздушном газе, кроме h 2 и co, имеется значительное количество n 2 , который используется вместе с получаемым В. для синтеза nh 3 . Из коксового газа и газов нефтепереработки В. выделяют путём удаления остальных компонентов газовой смеси, сжижаемых более легко, чем В., при глубоком охлаждении. Электролиз воды ведут постоянным током, пропуская его через раствор koh или naoh (кислоты не используются во избежание коррозии стальной аппаратуры). В лабораториях В. получают электролизом воды, а также по реакции между цинком и соляной кислотой. Однако чаще используют готовый заводской В. в баллонах.

Применение

. В промышленном масштабе В. стали получать в конце 18 в. для наполнения воздушных шаров. В настоящее время В. широко применяют в химической промышленности, главным образом для производства аммиака
. Крупным потребителем В. является также производство метилового и других спиртов, синтетического бензина (синтина) и других продуктов, получаемых синтезом из В. и окиси углерода. В. применяют для гидрогенизации твёрдого и тяжёлого жидкого топлив, жиров и др., для синтеза hcl, для гидроочистки нефтепродуктов, в сварке и резке металлов кислородо-водородным пламенем (температура до 2800°С) и в атомно-водородной сварке
(до 4000°С). Очень важное применение в атомной энергетике нашли изотопы В. — дейтерий и тритий.

Лит.:
Некрасов Б. В., Курс общей химии, 14 изд., М., 1962; Реми Г., Курс неорганической химии, пер. с нем., т. 1, М., 1963; Егоров А. П., Шерешевский Д. И., Шманенков И. В., Общая химическая технология неорганических веществ, 4 изд., М., 1964; Общая химическая технология. Под ред. С. И. Вольфковича, т. 1, М., 1952; Лебедев В. В., Водород, его получение и использование, М., 1958; Налбандян А. Б., Воеводский В. В., Механизм окисления и горения водорода, М. — Л., 1949; Краткая химическая энциклопедия, т. 1, М., 1961, с. 619-24.