План лекции: Международная система единиц Атомно-молекулярное учение Стехиометрия химических реакций

Простые вещества. Имея один электрон, водород образует лишь двухатомные молекулы с электронной конфигурацией невозбужден­ного состояния [σ^св_s]². При этом возможны молекулы легкого водоро­да — протия Н₂, тяжелого водорода — дейтерия D₂, трития Т₂, протодейтерия HD, прототрития НТ, дейтеротрития DT.
Молекулы водорода отличаются большой прочностью и малой по­ляризуемостью, незначительными размерами и малой массой, а, сле­довательно, и большой подвижностью. Поэтому у водорода очень низ­кие температуры плавления (-259,1⁰С) и кипения (-252,6⁰С); он уступает в этом отношении лишь гелию. По тем же причинам он очень незначительно растворяется в воде и органических растворителях. У твердого водорода гексагональная молекулярная решетка. Вслед­ствие высокой энергии диссоциации (435 кДж/моль) распад молекул Н₂ на атомы происходит в заметной степени лишь при температуре выше 2000⁰С.
Водород проявляет и восстановительные, и окислительные свойст­ва. В обычных условиях благодаря прочности молекул он сравнитель­но мало активен и непосредственно взаимодействует лишь со фтором. При нагревании же вступает во взаимодействие со многими неметалла­ми — хлором, бромом, кислородом и пр. Восстановительная способ­ность водорода используется для получения некоторых простых веществ из оксидов и галидов:
СuО + Н₂ = Сu + Н₂О
В качестве окислителя водород взаимодействует с активными метал­лами: 2Na + Н₂ = 2NaH.
В промышленности водород получают главным образом из природ­ных и попутных газов, продуктов газификации топлива (водяного и паровоздушного газов) и коксового газа. В основе производства водо­рода лежат каталитические реакции взаимодействия с водяным паром (конверсии) соответственно углеводородов (главным образом метана) и оксида (II) углерода, например:

Водород получают также неполным окислением углеводородов, например:
2СН⁴ + О₂ = 2СО + 4Н₂ - 71,3 кДж/моль.
В связи с уменьшением запасов углеводородного сырья большой интерес приобретает метод получения водорода восстановлением водя­ного пара раскаленным углем:
С+Н₂О = СО + Н₂ +131,3 кДж/моль.
При этом образуется генераторный газ. Затраты энергии на его полу­чение можно скомпенсировать за счет реакции неполного окисления угля:
2С + О₂ = 2СО - 221,0 кДж/моль.
При комбинировании этих двух процессов получается водяной газ, состоящий в основном из смеси Н₂ и СО.
Водород широко используется в химической промышленности для синтеза аммиака, метанола, хлорида водорода, для гидрогенизации твердого и жидкого тяжелого топлива, жиров и т. д. В смеси с СО (в виде водяного газа) применяется как топливо. При горении водорода в кислороде возникает высокая температура (до 2600°С), используемая для сварки и резки тугоплавких металлов, кварца и др.. Жидкий во­дород используют как одно из наиболее эффективных реактивных топлив. В атомной энергетике для осуществления ядерных реакций боль­шое значение имеют изотопы водорода — тритий и дейтерий.
В настоящее время проблема использования водорода приобрела особое значение. Энергетический кризис, проблема защиты окружаю­щей среды от непрерывного и угрожающего загрязнения нефтью и продуктами сгорания органических топлив — все это стимулирует резкое возрастание интереса к водороду как «экологически чистому» горючему. Водород — основа химической технологии и энергетики будущего.