Водородът играе особено важна роля внеутрализационните процеси, в които при множество реакции се разменятпротони между разтворими молекули. Вйонни съединения той може да формира както отрицателно зареденианиони (H−), така и положително зареденикатиони (H+). На пръв поглед водородните катиони приличат на самостоятелни протони, но в действителност те винаги представляват по-сложни структури.
Най-често срещаниятизотоп на водорода е протият (1H), който съдържа един протон и никаквинеутрони. Този най-простводороден атом има голямо значение за теоретичната физика. Например той е единственият неутрален атом с аналитично решение науравнението на Шрьодингер и изследването на енергиите и връзките в него изиграват важна роля в развитието наквантовата механика. Другите изотопи на водорода садеутерий (2Н) (тежък водород) с един неутрон, често отбелязван с D, който има маса 2,015 итритий (3Н) (свръхтежък водород) с два неутрона, отбелязван и със знака T, като масата му е 3,017 .
Водороден газ е получен за пръв път по изкуствен път в началото на XVI век чрез смесването на метали и киселини. През 1766 – 1781 година англичанинътХенри Кавендиш пръв го идентифицира като отделно вещество[5] и установява, че при изгарянето му се образува вода – оттам идва и името на елемента. Антиматериалното съответствие на водорода –антиводород – е получено за пръв път в лабораторни условия през 1996 година.
Промишленото производство на водород най-често се извършва в процеса на преработка наприроден газ, по-рядко при по-енергоемки технологии, катоелектролиза на вода.[6] По-голямата част от водорода се използва в близост до мястото на производство, като двете му най-големи области на приложение сакрекингът при преработка наизкопаеми горива и синтезът наамоняк, главно за производство наизкуствени торове. При излагане на водород много метали увеличаваткрехкостта си,[7] което е особен проблем при конструирането на тръбопроводи и резервоари.[8]
Още през XVII в.Парацелз — шведски лекар, алхимик, учен, астролог и философ — наблюдава отделянето на газ при действието насярна киселина върхужелязо. Продуктът е наречен горящ въздух или флогистон, тъй като може да гори. През 1766 г. английският физик и химикХенри Кавендиш получава водород в чист вид, поради което е смятан за откривател на химичния елемент. Първи Кавендиш установява плътността му чрез измерване, разбирайки, че този газ е различен от другите горящи газове. През 1783 г. Лавоазие прави точни изследвания и потвърждава тези на Кавендиш. Елементът е нареченводород заради способността си да създава вода.
При обикновени условия водородът е газ с двуатомна молекула, без цвят и мирис, и е най-лекият от всички вещества – 0,0708 g/sm3[9] при 20 °C и около 14,5 пъти по-лек от въздуха. Във вода се разтваря слабо – около 0,02 обема в 1 обем вода. Дифузира през много метали, а се разтваря (оклудира) добре вникел,платина,паладий, като например до 850 обема в един обем паладий.[9] Това може да се провери, ако в прибора за електролиза на вода катодът е във вид на пластинка от паладий, едната страна на която е покрита с лак.[9] При разтварянето на водорода в свободната страна на пластинката, паладият увеличава своя обем и се огъва.[9]
Спектрален анализ на водород (видео)
В твърдо състояние водородът образува молекулярен кристал, във възлите на решетката на който се намират молекули H2.[9] Този кристал е диелектрик, тъй като електроните са силно свързани със своите атоми.[9] Теоретични изследвания са показали, че при налягане от порядъка на 1 милион атмосфери или повече, водородът преминава в твърдо състояние при обикновени температури.[9] При налягане от 2 милиона атмосфери трябва да се извърши преход от молекулярна към атомна форма.[9] Следователно при тези условия водородът би образувал кристална решетка, по възлите на която има протони.[9] Електроните се колективизират и такъв кристал притежава метална проводимост.[9] Има съобщения за преход на течен водород в твърдо състояние при ниски температури (около 4К) и свръхвисоко налягане.[9]
Енергийните нива на водорода могат да бъдат изчислени сравнително точно, като се използвамоделът на Бор, при който електронът се разглежда като обикалящ околопротона, подобно на въртенето на Земята около Слънцето. От друга страна електронът и протонът се привличат един към друг отелектромагнитната сила, а астрономичните тела – отгравитацията. Поради дискретността намомента на импулса, постулиран в раннатаквантова механика наНилс Бор, електроните в неговия модел могат да заемат само определени разстояния от протона и съответно могат да имат само определени възможни енергии.[11]
По-точно описание на атома на водорода се получава от чисто квантовомеханична гледна точка, чрез използването науравнението на Шрьодингер или формулировката наРичард Файнман с интеграли по траекторията за изчисляване на вероятността на положението на електрона спрямо това на протона.[12] Най-усложнените модели дават възможност за отчитане и на малките ефекти наспециалната теория на относителността и наполяризацията на вакуума. От гледна точка на квантовата механика електронът в основното състояние на водородния атом изобщо няма момент на импулса.
Водородът съществува в две форми (модификации) –ортоводород ипараводород. В молекулата на ортоводородаo-H2 (т. топене −259,10 °C, т. кипене −252,56 °C) ядренитеспинове са еднопосочни, докато при параводородаp-H2 (т. топене −259,32 °C, т. кипене −252,89 °C) са противопосочни. Равновесната смесo-H2 иp-H2 при дадена температура се наричаравновесен водородe-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 двеизомерни форми, които се отличават по относителния спин на ядрата на двата образуващи ги атома.[13] Приортоводородната форма спиновете на двата протона са с една и съща посока и молекулният спин е с квантово число 1 (½+½), докато припараводородната 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 като „нормална форма“.[14]
Равновесното съотношение между ортоводород и параводород зависи от температурата, но тъй като ортоводородната форма представлявавъзбудено 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 (вижтеСпинови изомери на водорода).[15]
Разграничението между орто- и параводород е налице и в други водородни молекули и функционални групи, като тези наводата илиметилена, но оказва слабо влияние върху техните свойства.[16]
Некатализираното взаимно преобразуване между параводород и ортоводород се усилва при нарастване на температурата, поради което рязко кондензираният молекулен водород съдържа големи количества високоенергиен ортоводород, който се превръща в параводород много бавно.[18] 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 –железен оксид,активен въглен, платинираназбест, редкоземни метали,хромов оксид, някои съединения наурана иникела[19] – вещества, молекули или йони с парамагнитни свойства.
Протият е най-разпространеният изотоп на водорода и има един протон и един електрон. Уникален е с това, че е единственият изотоп, който няма нито един неутрон в ядрото.
Водородът има три естествениизотопа –протий (1Н),деутерий (2Н) итритий (3Н). От тях само протият и дуетрият са стабилни. Други четири силно нестабилни изотопа (4H,5H,6H,7H) са синтезирани в лабораторни условия, но не се срещат в природата.
Протият (1H) е най-разпространеният изотоп на водорода: 99,98% от всичкия водород е протий. Ядрото на този изотоп съдържа само един протон и нито един неутрон.
Деутерият (2H или D) е другиятстабилен изотоп на водорода. Ядрото му се състои се от единпротон и единнеутрон. Деутерият не е радиоактивен, но все пак е отровен. Вода, чиито молекули съдържат деутерий вместо протий, се наричатежка вода (D2O). Тежката вода намира полезно приложение вядрените реактори, но е отровна за живите организми. Деутерият е открит от американцитеХаролд Юри, Фердинанд Брикведе и Джордж Мърфи през 1932 г., изследвайки водородния спектър в електрическа дъга, която показала съществуването и на тритий.[9]
Тритият (3H или T) съдържа един протон и два неутрона в ядрото си. Той е радиоактивен и се разпада на хелий-3 чрезбета-разпад спериод на полуразпад 12,32 години. Малки количества тритий се срещат в естествено състояние, породени от взаимодействието на космическите лъчи с атмосферните газове. Тритий се отделя и при ядрени опити. Вода, чиито молекули имат формулата T2 O, се наричасвръхтежка вода. Използва се при термоядрените реакции, като индикатор вгеохимията и при самозахранващи се светещи устройства.
Водородът е единственият елемент, който има различни имена за изотопите си, употребявани и днес (в 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 (вместо2H и3H) понякога се използват за деутерий и тритий, но съответния символ P се използва за означаване на елементафосфор и затова не може да бъде използван за протий. СпоредМеждународния съюз за чиста и приложна химия могат да бъдат използвани означенията D и T, както и 2H и 3H, въпреки че2H и3H са предпочитани.
Някои физични константи на водорода, деутерия и трития[17]
Водородът е с пореден номер 1 и е част от първи период на Менделеевата периодична система. Образува стабилни съединения с всички елементи и е силно химически активен. Молекулата на водорода се състои от два атома, свързани с проста ковалентна неполярна връзка. Атомната му маса е 1,00794.[9] В химичните съединения винаги е от +1 валентност, с изключение на алкалните и алкалоземните хидриди, където е електроотрицателен (-1). Образува стабилни химични съединения с всички химични елементи.
Дълго време химиците са поставяли водорода само в първа група на Периодичната таблица – над лития, тъй като притежава един валентен електрон като всички останали едновалентни метали в групата. Но в съвременните таблици водородът се поставя и/или над флуора, тъй като логиката на периодичния закон изисква зарядът на ядрата на елементите, аналогични на първите три периода, да се различава с осем единици.[9] По брой на недостигащите за запълване на електронната обвивка водородът прилича на халогените, тъй като присъединява излишен втори електрон. По тези причини, водородът се разглежда като аналог на флуора. И двата елемента са способни да създават съединения с металите (водородът образува хидриди, а флуорът – флуориди).
Водородният атом има един орбитален електрон (1s1). Потенциалът на йонизация на протия е 13,59eV,[9] точно колкото се получава по теорията на Бор, като за деутрия и трития е малко повече.[9] При йонизацията на протия се получава голо ядро, наречено „протон“ –p, „деутрон“ –d и „тритон“ –t. Трите изотопа правят възможно образуването на шест различни водородни молекули – H2, HD, D2, HT, DT и T2, проявяващи най-големи различия в химичните и физичните свойства, сравнени с изотопите на другите елементи.[9]
Химичната активност на молекулата водород се определя от голямата енергия на дисоциация на молекулата.
В зависимост от ориентацията на ядрените спинове съществуват две модификации на водородната молекула –ортоводород (паралелни спинове) ипараводород (антипаралелни спинове).[9] При 0 °C параводородът в сместа е 25,13%, като с понижаване на температурата, съдържанието му се увеличава[9] и при -254,43 °C (температура на втвърдяване на водорода) е 99,82%.[9] Двете модификации имат някои разлики във физичните свойства.
Молекулярният водород може да реагира с много елементи и съединения, но при стайна температура скоростта на реакцията е незначителна.[9] Това се дължи на високата енергия на дисоциация на молекулата (104 kcal/mol).[9] При повишена температура скоростта на реакцията е висока. При нагряване с атомна горелка на Ленгмюр атомният водород съществува между ½ и ⅓ от секундата.[17]
Молекулният водород реагира с всички окисляващи елементи. При обикновени условия реагира само с флуор до флуороводород:[17]
.
С неметали и металоиди реагира при подходящи условия – нагряване, облъчване със светлина или катализатор, образувайки водородни съединения.[20] С хлора реакцията протича с взрив при непряка слънчева светлина. С кислород взаимодействието води до образуване на вода с отделяне на голямо количество топлина. С азот реагира в присъствието на катализатор (V2O5), нагряване (500 °C) и налягане (1000 atm) (Синтез на Хабер–Бош).[9]
Водородният газ (диводород)[21] е силно запалим и гори при контакт свъздуха при обемни концентрации между 4 и 75%.[22]Енталпията нагоренето на водорода е −286 kJ/mol:[23]
Водородният газ образува взривна смес с въздух при концентрации 4 – 74% и схлор 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.[24] Чисто водородно-кислородното горене имаултравиолетово 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.[25] Известен пример за самозапалване на водород е катастрофата сдирижабъла „Хинденбург“ – оранжевите пламъци при този пожар се дължат на горенето освен на водород, и навъглеродни съединения от корпуса на дирижабъла.
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 отГилбърт Люис през 1916 година за солите на водорода салкални иалкалоземни метали, е доказано през 1920 година чрезелектролиза на разтопенлитиев хидрид (LiH), която генерирастехиометрично количество водород наанода.[26] Изключение между алкалоземните хидриди еберилиевият хидрид BeH2, който еполимерен. Прилитиево-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 набора, а само един наалуминия.[27] Все още не е получен двуелементен хидрид наиндия, макар че съществуват по-сложни хидриди с участие на индий.[28]
Металите от IА и IIА реагират до хидриди съответно с формулите MH и MH2. Тъй като образуването на H- в случая е ендотермичен процес, синтезът на алкалните и алкалоземните хидриди е при температури между 300 и 700 °C. Степента на йонност на връзката нараства към последните елементи в групите. Всички те са бели твърди вещества с различна кристалографска структура – тип NaCl при хидридите на алкалните метали; тетрагонална, тип рутил (TiO2) при MgH2; ромбична, тип PbCl2 при Ca, Sr и Ba. Високотопими са, а стопилките им имат висока електропроводимост и водородът се отделя на анода.
Пресметнатият йонен радиус на H- е 208 pm поради малкия електричен заряд на ядрото. Това силно намаляване на кристалографския радиус на H- чрез физически методи показва, че той се поляризира. Причина е известната ковалентност на връзката в LiH (20%).[17]
Хидридите са силни редуктори и хидриращи агенти, като стандартният потенциал на двойката H-/½H2 е E0=-2,25 V поради малкото електронно сродство на водородния атом и голямата стабилност на водородната молекула. Хидридите са особено активни към веществата, даващи макар и малко количество H+, например вода:
В този случай те се отнасят като много силни киселини на Бьонстред-Лоури и могат да се използват за отстраняване на влага от органични съединения.[17]
При елементите от IIIA, както и BeH2, е характерно образуването на асоциати. Поради твърде сложната им структура не са добре изучени, с изключение на бораните. Известни са и комплексни хидриди.
При елементите от IVA интерес представлява връзката C–H, която е нискополярна, позволява образуването на дълги въглеводородни вериги – причина за огромното разнообразие от органични съединения. Аналогични съединения образуват и съседите му, силиций и бор, но техните вериги са много къси.[17]
Хидридите на елементите от V, VI и VIIA са газообразни с ковалентна връзка. Електронната плътност е изтеглена към елемента партньор и са налице водородни връзки.
Хидридите на преходните метали от IIIБ до VБ група и някои f-елементи имат разнообразен и понякога нестехиометричен характер. Европиевият и иритиевият дихидрид са аналогични по структура и свойства на CaH2. Хидридите на Y, Ti, Nb, Hf, Ce и Th по външен вид наподобяват съответните метали.[17]
Преходните метали от VIБ до VIIIБ, с изключение на хрома, не реагират с водорода, но се разтварят добре в него.[17]
Окисляването на водорода отнема електрона от неговите атоми и ги превръща във водородни катиони (H+), които не съдържат електрони, а самоатомно ядро, съставено обикновено от единпротон. По тази причина H+ често се нарича и протон. Тези частици играят централна роля в изследването накиселините, като втеорията 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 си привличане към други атоми или молекули, съдържащи електрони. С изключение на високи температури, типични заплазмата, такива протони не могат да бъдат отделени отелектронните 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 в този случай е по-правдоподобно предположението, че разтворените водородни катиони се групират в йони H9O4+.[30]
Във водна среда протоните формират съединенията H(H2O)n, n = 1 – 6.[17]
Водата е оксид на водорода. Заема ¾ от повърхността на Земята. Чистата вода е прозрачна безцветна течност без вкус и мирис. Известни са разлики в свойствата на обикновената, деутериевата и тритиевата вода. Всички особености на водата се обясняват с ковалентната полярна химична връзка между водорода и кислорода и образуването на водородни връзки между молекулите. Ковалентната връзка определя ниската топлопроводимост на водата в течно и твърдо състояние. Водородните връзки обясняват по-ниската плътност на леда спрямо водата.
Водната молекула е силно реактивоспособна и проявява амфотерни свойства. Тя е силен окислител на метали и други редуктори с отрицателни стойности на стандартни потенциали спрямо нея.[17]
Реагира с метали, метални оксиди, неметали и неметални оксиди:
.
Само металните оксиди, които не се разтварят във вода, не реагират с нея.[17]
Водната молекула образува координационни съединения – хидрати и клапрати.
При пълно донорно координиране на водни молекули се образува серия хидроксониеви йони – [H(H2O)n], n = 1 – 6. Те са доказани в структурата на различни съединения чрез рентгенострктурен анализ. Най-простият хидроксониев йон (H3O+) е открит в монохидратите на солната, азотната, перхлорната, сярната и други киселини – H2O•HNO3 ≡ H3O+●NO3-. При нормална температура е стабилен H3O+SbF5+. [H2O5]+, [H7O3]+ и [H9O4]+ са открити в полихидратите на някои халогенни неорганични киселини, а [H13O3]+ е доказан в структурата на някои по-сложни органични съединения.[17]
Чист силно концентриран H2O2 е маслообразна синкава течност с неприятна миризма. При обикновена температура се разпада на вода и кислород. Разтваря се във вода във всякакво отношение. При -51 °C са изолирани кристали със структура H2O2●2H2O.[17]
Лабораторно се получава от бариев пероксид и сярна или фосфорна киселина:
Водородният пероксид участва в окислително-редукционни реакции в кисела и алкална среда.
Използва се за избелване на вълнени и памучни тъкани, слама, кожа и пера. 3%-ен разтвор се използва като медицински дезинфектант – кислородна вода.
Водородът образува многобройни съединения свъглерода, наричанивъглеводороди, и множество съединения схетероатоми, които са важни съставки на живата материя и поради това се наричаторганични съединения.[32] Изследването на техните свойства е предмет наорганичната химия,[33] а тяхното влияние върху жизнените процеси се изучава вбиохимията.[34] 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.[33]
Водородът е широко разпространен елемент в природата.
В Космоса той е най-разпространеният елемент – около 92%[9] – и служи като гориво за поддържане на енергията назвездите. Във вид наплазма водородът представлява около половината от масата на Слънцето, повечето звезди и газовите мъглявини. В междузвездното пространство (Hi-район)[9] присъства неутрален[9] водород. В голяма част от материята в междузвездното пространство наМлечния път, както и другитеспирални галактики,[9] водородът е под формата на „студен“, неутрален водороден газ с температура около 100 К и плътност приблизително 1 атом/cm³.[9] Тези облаци лесно се откриват по характерното си вълново излъчване от 21 cm.[9] В т. нар. „Hi-райони“ плътността е 10 – 1000 частици/cm³, а температурата е около 10 000 К.[9] Преобладаващото излъчване на тези райони е от водорода. Голяма част от това излъчване е във видимия спектър на светлината и е възможно наблюдаването им, като напримермъглявината Орион.[9]
Водородът се намира в атмосферата на редица планети и в свободно състояние в кометите,[9] в съединения (метан,етан,вода) и радикали (CH, NH, OH, SiH, PH, MgH, NaH и др.),[9] в състава на корпускулярното излъчване на Слънцето. В космическите лъчи влиза във вид на поток от протони (йонизиран водород).
Във вид на плазма, водородът в Слънцето служи за синтезиране на нови елементи чрез термоядрени процеси. Огромни количества от водород се изхвърлят чрез слънчевия вятър. Разсейвайки се в атмосферата, протоните намаляват енергията си и част от тях попадат на повърхността на Земята или остават в радиационният пояс. При това разсейване в атмосферата се получава излъчване във видимата област, което е причина за образуването на полярното сияние. Когато та Слънцето станат локални избухвания, насочени към Земята, върху нея попадат интензивни потоци от заредени частици, които създават магнитни бури.
В земната кора, водородът заема около 1% по маса и 16 – 17% по брой на атомите. В свободно състояние се среща рядко. Водородът влиза в състава на водата, нефта, природния газ, глината, живите организми. Малки количества свободен водород се среща в земното въздушно пространство (0,00001% по брой на атомите),[9] но той лесно може да добие втора космическа скорост (11,2 km/s) и по този начин лесно да напусне атмосферата.[9] В околоземното пространство образува вътрешния радиационен (протонен)[9] пояс на Земята.
Този раздел е празен или емъниче. Можете да помогнете на Уикипедия, като горазширите.
Въпросът за евтино получаване на водород е актуален, заради световните екологични и енергийни проблеми. За да бъде решен, се създават компютърно генерирани затворени производствени цикли, които се подлагат на експериментална проверка.
Компютърно генерирани цикли за получаване на водород[17]
Промишленото получаване на водорода става главно по следните начини:
Електролиза на разтвор на калиева основа с платинови електроди. Този метод се използва и за получаване на кислород, отделящ се на анода:
катод:
анод:
При електролит бариев хидроксид е възможно използването на по-евтини никелови електроди.
Конверсия на метан и други въглеродороди от природен газ[17] с водна пара при 1000 °C:
Пропускане на водни пари над разкаленкокс при температура около 1000 °C и незадължителен катализатор циментит (Fe2C3):[20]
Реакцията е известна като „газификация на въглища“. Тъй като е ендотермична, с напредването ѝ въглищата загасват. За предотвратяването на този нежелан ефект, периодично се спира потокът на водната пара и се продухва въздух. Така въглищата изгарят напълно с краен продукт смес от CO и H2. Полученият CO се конвертира до CO2:
В лабораторни условия водород се получава при един от следните методи:
действие на разредени киселини върху метали. Реакцията на взаимодействие между цинк и сярна киселина е най-използваната реакция за лабораторно получаване на водород:[17]
При недостатъчно чист цинк заедно с водорода е отделят AsH3, PH3, SO2 и H2S. За да бъде пречистен от тези газове, водородът преминава през разтвор на окислител – калиев перманганат или калиев дихромат, последван от разтвор на калиева основа, Газът се суши с k.H2SO4 или силикагел.[17]
Регистриран е катохранителна добавка E949 (консервиращ газ, клас „Разни“).
Използва се за хидрогениране на течни масла (като масла от соеви семена, риба, памучни семена и зърнени култури), което ги превръща в полутвърди, използвани като мазнини за сладкиши, маргарин, в някои видове фъстъчено масло.
Енергетика
за реакция с кислород в системите за водно охлаждане в ядренитереактори с кипяща вода за потискане на междукристалното корозионно напукване под напрежение в охладителната система
като защитна среда при високотемпературни химични реакции и операции, като при производство нанеръждаема стомана.
Обработка на метали
смесен с аргон при заваряване на аустенитна неръждаема стомана
при плазмено заваряване и рязане
Други приложения
във фармацевтичната промишленост – за получаване на сорбитол (използван в козметиката), за производство на лепила и витамини А и С
в нефтохимическата промишленост – за подобряване на характеристиките на петролните продукти чрез отстраняване на органичната сяра от суровия петрол, както и за преобразуване на тежките суровини в по-леки, по-лесни за рафиниране и по-продаваеми продукти.
Водородът крие редица опасности. Реакциите на водорода със някои силнореактивни елементи могат да доведат до пожари и/илидетонация.[35] Продължително дишане на чист водород може да причиниасфиксия. Tечният водород екриоген и невнимателно боравене с него може да причиниизмръзвания.[36] Течният водород се разтваря в много метали, като това може да има неблагоприятни ефекти за самите метали – т.нар. „водородна трошливост“, която може да презивика напукване на метала или дори експлозия.
Използваният за индустриални цели водород се пренася в стоманени бутилки под налягане 150 kg/cm2.[17]
↑абвгдежзиклмнопрстуфхцКиркова, Елена. Химия на елементите и техните съединения. София, Университетско издателство „Св. Климент Охридски“, 2013. ISBN 978-954-07-3504-7. с. 36 – 55.
Carcassi, M.N et al. 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. p. 1439 – 1451. (на английски)
Carrington, Alan et al. The infrared predissociation spectrum of triatomic hydrogen cation (H3+) // Accounts of Chemical Research 22 (6). 1989. DOI:10.1021/ar00162a004. p. 218 – 222. (на английски)
CASFHPU. The Hydrogen Economy: Opportunities, Costs, Barriers, and R&D Needs. National Academies Press, 2004. ISBN 0309091632. (на английски)
Downs, Anthony J. et al. The hydrides of aluminium, gallium, indium, and thallium: a re-evaluation // Chemical Society Reviews 23 (3). 1994. DOI:10.1039/CS9942300175. p. 175 – 184. (на английски)
Hibbs, David E. et al. A remarkably stable indium trihydride complex: synthesis and characterisation of [InH3P(C6H11)3] // Chemical Communications (2). 1999. DOI:10.1039/a809279f. p. 185 – 186. (на английски)
Hritz, James.CH. 6 – Hydrogen (PDF) // NASA Glenn Research Center Glenn Safety Manual, Document GRC-MQSA.001. NASA, March 2006. Посетен на 5 февруари 2008. (на английски)
Kimball, John W.Hydrogen // Kimball's Biology Pages. 7 август 2003. Архивиран оторигинала на 2003-02-10. Посетен на 4 март 2008. (на английски)
Organic Chemistry // Dictionary.com. Lexico Publishing Group, 2008a. Посетен на 23 март 2008. (на английски)
Biochemistry // Dictionary.com. Lexico Publishing Group, 2008b. Посетен на 23 март 2008. (на английски)
McNaught, A. D. et al.hydrogen bond // Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. (the „Gold Book“). IUPAC, 2012. Посетен на 13 ноември 2013. (на английски)
Miessler, Gary L. et al. Inorganic Chemistry. 3rd. Prentice Hall, 2003. ISBN 0-13-035471-6. (на английски)
Milenko, Yu. Ya et al. Natural ortho-para conversion rate in liquid and gaseous hydrogen // Journal of Low Temperature Physics 107 (1 – 2). 1997. DOI:10.1007/BF02396837. p. 77 – 92. (на английски)
Moers, Kurt. Investigations on the Salt Character of Lithium Hydride // Zeitschrift für Anorganische und Allgemeine Chemie 113 (191). 1920. DOI:10.1002/zaac.19201130116. p. 179 – 228. (на английски)
Okumura, Anthony M. et al. Infrared spectra of the solvated hydronium ion: vibrational predissociation spectroscopy of mass-selected H3O+•(H2O)n•(H2)m // Journal of Physical Chemistry 94 (9). 1990. DOI:10.1021/j100372a014. p. 3416 – 3427. (на английски)
Schefe, R. W. et al. Visible emission of hydrogen flames // Combustion and Flame 156 (6). June 2009. DOI:10.1016/j.combustflame.2009.01.011. p. 1234 – 1241. (на английски)
Shinitzky, Meir et al. Ortho-para spin isomers of the protons in the methylene group // Chirality 18 (9). 2006. DOI:10.1002/chir.20319. p. 754 – 756. (на английски)
Stern, David P.Wave Mechanics // NASA Goddard Space Flight Center, 13 февруари 2005. Посетен на 16 април 2008. (на английски)
Svadlenak, R. Eldo et al. The Conversion of Ortho- to Parahydrogen on Iron Oxide-Zinc Oxide Catalysts // Journal of the American Chemical Society 79 (20). 1957. DOI:10.1021/ja01577a013. p. 5385 – 5388. (на английски)
_NIST_ASD_emission_spectrum.png)
