Свойства

​

Горене

​

Водородният газ (диводород)[9] е силно запалим и гори при контакт с въздуха при обемни концентрации между 4 и 75%.[10] Енталпията на горенето на водорода е −286 kJ/mol:[11]

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, при която водородът започва да гори спонтанно във въздух, е 500 °C.[12] Чисто водородно-кислородното горене има ултравиолетово излъчване и при висока концентрация на кислорода е почти незабележимо с невъоръжено око, което прави установяването на изтичане на водород във въздуха трудно и опасно. При други условия водородните пламъци са сини, подобни на тези при горенето на природен газ.[13]Известен пример за самозапалзване на водород е катастрофата с дирижабъла „Хинденбург“ – оранжевите пламъци при този пожар се дължат на горенето освен на водород, и на въглеродни съединения от корпуса на дирижабъла.

Молекулният водород реагира с всички оксидиращи елементи. При стайна температура протичат спонтанни и мощни реакции с хлор и флуор, при което се образуват съответните водородни халиди – хлороводород и флуороводород – които са и потенциално опасни киселини.[14]

​

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.[15]

Енергийните нива на водорода могат да бъдат изчислени сравнително точно, като се използва моделът на Бор, при който електронът се разглежда като обикалящ около протона, подобно на въртенето на Земята около Слънцето. От друга страна електронът и протонът се привличат един към друг от електромагнитната сила, а астрономичните тела – от гравитацията. Поради дискретността на момента на импулса, постулиран в ранната квантова механика на Нилс Бор, електроните в неговия модел могат да заемат само определени разстояния от протона и съответно могат да имат само определени възможни енергии.[16]

По-точно описание на атома на водорода се получава от чисто квантовомеханична гледна точка, чрез използването на уравнението на Шрьодингер или формулировката на Ричард Файнман с интеграли по траекторията за изчисляване на вероятността на положението на електрона спрямо това на протона.[17] Най-усложнените модели дават възможност за отчитане и на малките ефекти на специалната теория на относителността и на поляризацията на вакуума. От гледна точка на квантовата механика електронът в основното състояние на водородния атом изобщо няма момент на импулса.

​

​

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).

​

Двуатомните молекули на водорода могат да съществуват в две изомерни форми, които се отличанат по относителния спин на ядрата на двата образуващи ги атома.[18]При ортоводородната форма спиновете на двата протона са с една и съща посока и молекулният спин е с квантово число 1 (½+½), докато при параводородната форма спиновете са срещуположни и молекулният спин е с квантово число 0 (½-½). При стандартна температура и налягане водородният газ съдържа около 25% параводородни и 75% ортоводородни молекули – съотношение, известно също като „нормална форма“.[19]

 

Равновесното съотношение между ортоводород и параводород зависи от температурата, но тъй като ортоводородната форма представлява възбудено състояние и има по-висока енергия от параводородната форма, тя е неустойчива и не може да се получи в чист вид. При много ниски температури равновесната смес се състои почти изцяло от параводород. Топлинните свойства на течната и газова фаза на чистия параводород се отличават значително от тези на нормалната форма, поради различия в ротационните топлоемкости (вижте Спинови изомери на водорода).[20]

​

Разграничението между орто- и пара- форми е налице и в други водородни молекули и функционални групи, като тези на водата или метилена, но оказва слабо влияние върху техните свойства.[21]

​

Некатализираното взаимно преобразуване между параводород и ортоводород се усилва при нарастване на температурата, поради което рязко кондензирания молекулен водород съдържа големи количества високоенергиен ортоводород, който се превръща в параводород много бавно.[22] Съотношението между двете форми в кондензирания водород е важно съображение при неговата подготовка и съхранение – преобразуването на ортоводорода в параводород е екзотермично и създава достатъчно топлина за изпаряването на част от водородната течност, което води до загуба на втечнен материал. По тази причина при охлаждането на водорода се използват катализатори на преобразуването, като железен оксид, активен въглен, платинизиран азбест, редкоземни метали, хромов оксид, някои съединения на урана и никела.[23]

​

Ковалентни и органични съединения

​

Въпреки че двуатомният водород не е много активен при стандартни условия, той образува съединения с повечето елементи. Той може да се свързва с елементи, които са с по-голяма електроотрицателност, като халогените (флуор, хлор, бром, йод) или кислорода. В тези съединения той получава частичен положителен заряд.[24] В съединенията с флуор, кислород или азот водородът участва, образувайки водородна връзка – вид умерено силна нековалентна връзка, която има съществено значение за устойчивостта на много биологични молекули.[25][26] Водородът образува съединения и с елементи с по-малка от неговата елекроотрицателност, като металите и металоидите, като в тях получава частичен отрицателен заряд. Тези съединения обикновено се наричат хидриди.[27]

Водородът образува широк кръг от съединения с въглерода, наричани въглеводороди, и още по-широко множество съединения с хетероатоми, които, поради връзката си с живите същества, се наричат органични съединения.[28] Изследването на техните свойства е предмет на органичната химия,[29] а изучаването им контекста на живите организми – на биохимията.[30] Известни са милиони въглеводороди, като повечето от тях се образуват по сложни синтетични пътища, които рядко включват реакции с чист водород.

Повечето органични съединения съдържат водород и въглерод, като на връзката между атомите на тези два елемента се дължат много от основните свойства на тези съединения. Според много класификации именно наличието на водородно-въглеродни връзки е определящата характеристика на органичните съединения.[29]

​

Хидриди

​

Хидридите са съединения на водорода, в които водородните атоми получават отрицателен заряд (H−) – това става при свързване с елементи, които имат по-малка електроотрицателност. Съществуването на хидриден анион, предположено от Гилбърт Люис през 1916 година за солите на водорода с алкални и алкалоземни метали, е доказано през 1920 година чрез електролиза на разтопен литиев хидрид (LiH), която генерира стехиометрично количество водород на анода.[31] Изключение между алкалоземните хидриди е берилиевият хидрид BeH2, който е полимерен. При литиево-алуминиевия хидрид анионът AlH4- е образуван от хидридни центрове, добре свързани с Al(III).

Макар хидриди да се образуват с почти всички елементи от основната група, броят и съчетанието на възможни съединения е много разнообразно. Например, известни са над 100 двуелементни хидрида на бора, а само един на алуминия.[32] Все още не е получен двуелементен хидрид на индия, макар че съществуват по-сложни хидриди с участие на индий.[33]

В неорганичната химия хидридите служат и като мостови лиганди, свързващи два метални центъра в комплексни съединения. Тази функция е особено честа при елементите от група 13, най-вече при комплексните съединения на борния хидрид и алуминия, както и при клъстерираните карборани.[34]

​

Протони и киселини

​

Окисляването на водорода отнема електрона от неговите атоми и ги превръща във водородни катиони (H+), които не съдържат електрони, а само атомно ядро, съставено обикновено от един протон. По тази причина H+ често се нарича и протон. Тези частици играят централна роля в изследването на киселините, като в теорията на Брьонстед и Лаури киселините се дефинират като донори на протони, а основите – като приемници на протони.

Самостоятелният протон H+ не може да съществува в разтвор или в йонни кристали поради неограниченото му привличане към други атоми или молекули, съдържащи електрони. С изключение на високи температури, типични за плазмата, такива протони не могат да бъдат отделени от електронните облаци на атоми или молекули и остават свързани с тях. Въпреки това, терминът „протон“ се използва понякога в широк смисъл за водородните катиони, без в това да се влага смисъл на обособеност на тези частици.

За да се избегне двусмислеността на термина, предполагащ наличието на разтворени протони, понякога за водните разтвори на киселини се казва, че съдържат друга фиктивна структура – „хидроксониев йон“ (H3O+). Но дори и в този случай за разтворените катиони се смята, че е по-реалистично да се организират физически в клъстери като H9O4+.[35]

Макар и рядка за Земята, един от най-разпространените йони във Вселената е H3+ – протонизиран молекулен водород.[36]

​

Изотопи

​

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.