Преглед на кода на Водород

{{Химичен елемент
| вид				=безцветен газ при нормални условия; поставен в силно електрическо поле, излъчва синьо-лилава светлина
| картинка			=Hydrogen_discharge_tube.jpg
| име				=Водород
| вляво				=
| вдясно			=[[Хелий]]
| отгоре			=
| отдолу			=[[Литий|Li]]
| група				=1
| период			=1
| блок				=s
| серия				=неметал
| серия_коментар		=
| конфигурация			=1s<sup>1</sup>
| конфигурация_коментар		=
| електрони_на_ниво		=1
| електрони_на_ниво_коментар	=
| CAS_номер			=12385-13-6 ('''[[водороден атом|H]]''')<br>1333-74-0 ('''Н<sub>2</sub>''')
| CAS_номер_коментар		=
| атомна_маса			=1,00797
| атомна_маса_коментар		=
| атомен_радиус			=25
| атомен_радиус2		=53
| атомен_радиус_коментар	=
| ковалентен_радиус		=37
| ковалентен_радиус_коментар	=
| ван_дер_Ваалс			=120
| ван_дер_Ваалс_коментар	=
| окс_състояния			='''-1''', '''1'''
| окс_състояния_коментар	=
| оксид				=H<sub>2</sub>O (амфотерен)
| оксид_коментар		=
| електроотрицателност		=2,2
| електроотрицателност_коментар =
| йон_потенциал			=1312
| йон_потенциал2		=
| йон_потенциал3		=
| йон_потенциал4		=
| йон_потенциал_коментар	=
| агрегатно			=газ
| агрегатно_коментар		=
| алотропи			=
| алотропи_коментар		=
| крист_структура		=шестоъгълна
| крист_структура_коментар	=
| крист_структура2		=
| крист_структура2_коментар	=
| плътност			=0,0899
| плътност_коментар		=
| топене_K			=14,01
| топене_C			=-259,14
| топене_коментар		=
| кипене_K			=20,28
| кипене_C			=-252,87
| кипене_коментар		=
| моларен_обем			=
| моларен_обем_коментар		=
| тройна_точка_темп		=13,8033
| тройна_точка_налягане		=7,041×10<sup>3</sup>
| тройна_точка_коментар		=
| крит_точка_темп		=32,938
| крит_точка_налягане		=1,2858×10<sup>6</sup>
| крит_точка_коментар		=
| топл_изпарение		=0,904
| топл_изпарение_коментар	=
| топл_топене			=0,117
| топл_топене_коментар		=
| налягане_пара_T1		=–
| налягане_пара_T10		=–
| налягане_пара_T100		=–
| налягане_пара_T1k		=–
| налягане_пара_T10k		=15
| налягане_пара_T100k		=20
| скорост_звук			=1310
| скорост_звук_коментар		=<br>при 27&nbsp;°C
| топл_капацитет		=14 304
| топл_капацитет_коментар	=
| електропроводимост		=
| електропроводимост_коментар	=
| елсъпротивление		=
| елсъпротивление_коментар	=
| топлопроводимост		=0,1805
| топлопроводимост_коментар	=
| магнетизъм			=[[диамагнетизъм|диамагнитен]]{{hrf|CRC Press|2005}}
| магнетизъм_коментар		=
| модул_еластичност		=
| модул_еластичност_коментар	=
| модул_срязване		=
| модул_срязване_коментар	=
| модул_натиск			=
| модул_натиск_коментар		=
| коефициент_Поасон		=
| коефициент_Поасон_коментар	=
| твърдост_Моос	        	=
| твърдост_Моос_коментар	=
| твърдост_Викерс 	=
| твърдост_Викерс_коментар      =
| твърдост_Бринел		=
| твърдост_Бринел_коментар 	=
| наименование			=
| открит_от			=[[Хенри Кавендиш]]{{hrf|Wylie-Interscience|2005}}{{hrf|Emsley|2001}}
| открит_през			=1766 г.
| изолиран_от			=
| изолиран_през			=
| изотопи			=
{{Химичен елемент/изотоп стабилен|символ=H|масово_число=1|честота=99,98 %|препратка=водороден атом|firstlinks=yes}}
{{Химичен елемент/изотоп стабилен|символ=H|масово_число=2|честота=0,02 %|препратка=деутерий|firstlinks=no}}
{{Химичен елемент/изотоп разпад1|символ=H|масово_число=3|препратка=тритий|честота=[[радиоизотоп|радио]]|период_полуразпад=12,32 г.|тип_разпад=[[бета-разпад|β<sup>-</sup>]]|продукт_символ=Hе|продукт_масово_число=3|препратка1=хелий-3}}
| общомедия_ID			=Hydrogen
| уикиданни_ID			=Q556
}}

'''Водородът''' е [[химичен елемент]], отбелязван със символа '''H''' и има [[атомен номер]] 1 в [[периодична система|периодичната система]]. С атомна маса 1,00794 [[Единица за атомна маса|u]] той е най-лекият химичен елемент, а неговата едноатомна форма (H) е най-разпространеното [[химично вещество]], формирайки около 75% от [[барион]]ната маса на [[Вселена]]та.{{hrf|Palmer|1997}}<ref group="б">В същото време основната част от масата на Вселената не е във вид на бариони или химични елементи – вижте [[тъмна материя]] и [[тъмна енергия]].</ref> [[Компактна звезда|Некомпактните]] [[Звезда|звезди]] са съставени главно от водород в [[плазма|плазмено]] състояние.

При [[стандартни температура и налягане]] водородът е безцветен, безвкусен, нетоксичен, неметален и леснозапалим двуатомен [[газ]] с молекулна формула H<sub>2</sub>. Основната част от водорода на [[Земя]]та е свързан в [[Молекула|молекули]], като тези на [[вода]]та и [[Органично съединение|органичните съединения]], тъй като той лесно образува [[Ковалентна връзка|ковалентни]] съединения с повечето неметални елементи.

Водородът играе особено важна роля в [[Неутрализация|неутрализационните процеси]], в които при множество реакции се разменят [[протон]]и между разтворими молекули. В [[Йонно съединение|йонни съединения]] той може да формира както отрицателно заредени [[анион]]и (H<sup>−</sup>), така и положително заредени [[катион]]и (H<sup>+</sup>). На пръв поглед водородните катиони приличат на самостоятелни протони, но в действителност те винаги представляват по-сложни структури.

Най-често срещаният [[изотоп]] на водорода е протият (<sup>1</sup>H), който съдържа един протон и никакви [[неутрон]]и. Този най-прост [[водороден атом]] има голямо значение за теоретичната физика. Например той е единственият неутрален атом с аналитично решение на [[уравнение на Шрьодингер|уравнението на Шрьодингер]] и изследването на енергиите и връзките в него изиграват важна роля в развитието на [[квантова механика|квантовата механика]]. Другите изотопи на водорода са [[деутерий]] (<sup>2</sup>Н) (тежък водород) с един неутрон, често отбелязван с D, който има маса 2,015 и [[тритий]] (<sup>3</sup>Н) (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 англичанинът [[Хенри Кавендиш]] пръв го идентифицира като отделно вещество{{hrf|BBC|2010}} 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 на [[природен газ]], по-рядко при по-енергоемки технологии, като [[електролиза]] на вода.{{hrf|Florida Solar Energy Center|2007}} По-голямата част от водорода се използва в близост до мястото на производство, като двете му най-големи области на приложение са [[крекинг]]ът при преработка на [[Изкопаемо гориво|изкопаеми горива]] и синтезът на [[амоняк]], главно за производство на [[Изкуствен тор|изкуствени торове]]. При излагане на водород много метали увеличават [[крехкост]]та си,{{hrf|Rogers|1999|1057 – 1064}} което е особен проблем при конструирането на тръбопроводи и резервоари.{{hrf|Christensen|2005}}

== Откриване ==
Още през XVII в. [[Парацелз]] — шведски лекар, алхимик, учен, астролог и философ —  наблюдава отделянето на газ при действието на [[сярна киселина]] върху [[желязо]]. Продуктът е наречен горящ въздух или флогистон, тъй като може да гори. През 1766 г. английският физик и химик [[Хенри 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 наречен ''водород'' заради способността си да създава вода.

== Физични свойства ==
При обикновени условия водородът е газ с двуатомна молекула, без цвят и мирис, и е най-лекият от всички вещества – 0,0708 g/sm<sup>3</sup><ref name=":0" /> 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 в [[никел]], [[платина]], [[паладий]], като например до 850 обема в един обем паладий.<ref name=":0" /> 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.<ref name=":0" /> При разтварянето на водорода в свободната страна на пластинката, паладият увеличава своя обем и се огъва.<ref name=":0" />

[[Файл:Emissions Spectra.webm|мини|247x247пкс|Спектрален анализ на водород (видео)]]

В твърдо състояние водородът образува молекулярен кристал, във възлите на решетката на който се намират молекули H<sub>2</sub>.<ref name=":0" /> Този кристал е диелектрик, тъй като електроните са силно свързани със своите атоми.<ref name=":0" /> Теоретични изследвания са показали, че при налягане от порядъка на 1 милион атмосфери или повече, водородът преминава в твърдо състояние при обикновени температури.<ref name=":0" /> При налягане от 2 милиона атмосфери трябва да се извърши преход от молекулярна към атомна форма.<ref name=":0" /> Следователно при тези условия водородът би образувал кристална решетка, по възлите на която има протони.<ref name=":0" /> Електроните се колективизират и такъв кристал притежава метална проводимост.<ref name=":0" /> Има съобщения за преход на течен водород в твърдо състояние при ниски температури (около 4К) и свръхвисоко налягане.<ref name=":0" />

=== Енергийни нива на електроните ===
[[Основно състояние на атома|Основното]] [[енергийно ниво]] на [[електрон]]а във [[Водороден атом|водородния атом]] е −13,6 [[електронволт|eV]], еквивалентно на ултравиолетов [[фотон]] с дължина на вълната 92 [[метър|nm]].{{hrf|Millar|2003}}

Енергийните нива на водорода могат да бъдат изчислени сравнително точно, като се използва [[модел на Бор|моделът на Бор]], при който електронът се разглежда като обикалящ около [[протон]]а, подобно на въртенето на Земята около Слънцето. От друга страна електронът и протонът се привличат един към друг от [[Електромагнетизъм|електромагнитната сила]], а астрономичните тела – от [[гравитация]]та. Поради дискретността на [[Момент на импулса|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.{{hrf|Stern|2005a}}

По-точно описание на атома на водорода се получава от чисто квантовомеханична гледна точка, чрез използването на [[уравнение на Шрьодингер|уравнението на Шрьодингер]] или формулировката на [[Ричард Файнман]] с интеграли по траекторията за изчисляване на вероятността на положението на електрона спрямо това на протона.{{hrf|Stern|2005b}} Най-усложнените модели дават възможност за отчитане и на малките ефекти на [[специална теория на относителността|специалната теория на относителността]] и на [[поляризация на вакуума|поляризацията на вакуума]]. От гледна точка на квантовата механика електронът в основното състояние на водородния атом изобщо няма момент на импулса.

=== Изомери ===
Водородът съществува в две форми (модификации) – '''ортоводород''' и '''параводород.''' В молекулата на ортоводорода ''o''-H<sub>2</sub> (т. топене −259,10&nbsp;°C, т. кипене −252,56&nbsp;°C) ядрените [[спин]]ове са еднопосочни, докато при параводорода ''p''-H<sub>2</sub> (т. топене −259,32&nbsp;°C, т. кипене −252,89&nbsp;°C) са противопосочни. Равновесната смес ''o''-H<sub>2</sub> и ''p''-H<sub>2</sub> при дадена температура се нарича ''равновесен водород'' ''e''-H<sub>2</sub>. 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 [[изомер]]ни форми, които се отличават по относителния спин на ядрата на двата образуващи ги атома.{{hrf|Universal Industrial Gases, Inc.|2003}} При [[ортоводород]]ната форма спиновете на двата протона са с една и съща посока и молекулният спин е с квантово число 1 (½+½), докато при [[параводород]]ната 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“.{{hrf|Tikhonov|2002|2363}}

Равновесното съотношение между ортоводород и параводород зависи от температурата, но тъй като ортоводородната форма представлява [[Възбудено състояние на атома|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]]).{{hrf|Hritz|2006}}

Разграничението между орто- и параводород е налице и в други водородни молекули и функционални групи, като тези на [[вода]]та или [[метилен]]а, но оказва слабо влияние върху техните свойства.{{hrf|Shinitzky|2006|754 – 756}}

Възможен е преход между двата изомера:<ref name=":2" />

<chem>o-H2 <=> p-H2</chem> <math>\Delta H = -13,8 </math> <math>kJ/mol, T=0K</math>

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.{{hrf|Milenko|1997|77 – 92}} 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]], платиниран [[азбест]], редкоземни метали, [[хромов оксид]], някои съединения на [[уран (елемент)|урана]] и [[никел]]а{{hrf|Svadlenak|1957|5385 – 5388}} – вещества, молекули или йони с парамагнитни свойства.

=== Изотопи ===
[[Файл:Hydrogen.svg|мини|150п|ляво|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 естествени [[изотоп]]а – [[протий]] (<sup>1</sup>Н), [[деутерий]] (<sup>2</sup>Н) и [[тритий]] (<sup>3</sup>Н). От тях само протият и дуетрият са стабилни. Други четири силно нестабилни изотопа (<sup>4</sup>H, <sup>5</sup>H, <sup>6</sup>H, <sup>7</sup>H) са синтезирани в лабораторни условия, но не се срещат в природата.

* '''Протият (<sup>1</sup>H)''' 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 (<sup>2</sup>H или D)''' е другият [[стабилен изотоп]] на водорода. Ядрото му се състои се от един [[протон]] и един [[неутрон]]. Деутерият не е радиоактивен, но все пак е отровен. Вода, чиито молекули съдържат деутерий вместо протий, се нарича [[тежка вода]] (D<sub>2</sub>O). Тежката вода намира полезно приложение в [[ядрен реактор|ядрените реактори]], но е отровна за живите организми. Деутерият е открит от американците [[Харолд Юри]], Фердинанд Брикведе и Джордж Мърфи през 1932 г., изследвайки водородния спектър в електрическа дъга, която показала съществуването и на тритий.<ref name=":0" />
* '''Тритият (<sup>3</sup>H или T)''' 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]] 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 T<sub>2</sub> O, се нарича [[свръхтежка вода]]. Използва се при термоядрените реакции, като индикатор в [[геохимия]]та 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 (вместо <sup>2</sup>H и <sup>3</sup>H) 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 [[Международен съюз за чиста и приложна химия|Международния съюз за чиста и приложна химия]] могат да бъдат използвани означенията D и T, както и 2H и 3H, въпреки че <sup>2</sup>H и <sup>3</sup>H са предпочитани.
{| class="wikitable"
|+Някои физични константи на водорода, деутерия и трития<ref name=":2">{{Cite book |last=Киркова |first=Елена |title=Химия на елементите и техните съединения |year=2013 |publisher=Университетско издателство „Св. Климент Охридски“ |location=София |isbn=978-954-07-3504-7 |pages=36 – 55}}</ref>
!Изотоп
!Температура на кипене, °C
!Температура на кипене, °C
!Плътност спрямо въздуха, g/cm<sup>3</sup> (20 °C)
!Междуатомно разстояние, nm
!Енергия на дисоциация на молекулата, kJ/mol
|-
|H<sub>2</sub>
| –252,6
|–259,2
|0,069
|0,074
|436
|-
|D
| –254,5
|–254,5
|1,138
|0,074
|443,3
|-
|T
|~ –247
|~ –252,6
|~ 1,207
|–
|–
|}

== Химични свойства ==
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.<ref name=":0" /> 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.<ref name=":0" /> 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 (1s<sup>1</sup>). Потенциалът на йонизация на протия е 13,59eV,<ref name=":0" /> точно колкото се получава по теорията на Бор, като за деутрия и трития е малко повече.<ref name=":0" /> 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 – H<sub>2</sub>, HD, D<sub>2</sub>, HT, DT и T<sub>2</sub>, проявяващи най-големи различия в химичните и физичните свойства, сравнени с изотопите на другите елементи.<ref name=":0" />

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) и ''параводород'' (антипаралелни спинове).<ref name=":0" /> При 0 °C параводородът в сместа е 25,13%, като с понижаване на температурата, съдържанието му се увеличава<ref name=":0" /> и при -254,43 °C (температура на втвърдяване на водорода) е 99,82%.<ref name=":0" /> 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.<ref name=":0" /> Това се дължи на високата енергия на дисоциация на молекулата (104 kcal/mol).<ref name=":0" /> При повишена температура скоростта на реакцията е висока. При нагряване с атомна горелка на Ленгмюр атомният водород съществува между ½ и ⅓ от секундата.<ref name=":2" />

Молекулният водород реагира с всички окисляващи елементи. При обикновени условия реагира само с флуор до флуороводород:<ref name=":2" />

<chem>H2 + F2 -> 2HF</chem>.

С неметали и металоиди реагира при подходящи условия – нагряване, облъчване със светлина или катализатор, образувайки водородни съединения.<ref name=":1">{{Cite book |last=проф. Иванов |first=Иван |last2=доц. Върбанова |first2=Сийка |title=Неорганична химия |year=1974 |publisher=Земиздат София |pages=181 – 183}}</ref> 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 (V<sub>2</sub>O<sub>5</sub>), нагряване (500 °C) и налягане (1000 atm) (Синтез на Хабер–Бош).<ref name=":0" />

=== Горене ===
Водородният газ (диводород){{hrf|University of Southern Maine}} е силно запалим и гори при контакт с [[въздух]]а при обемни концентрации между 4 и 75%.{{hrf|Carcassi|2005|1439 – 1451}} [[Енталпия]]та на [[горене]]то на водорода е −286 kJ/mol:{{hrf|CASFHPU|2004|240}}
: <chem>2H2{}_{(g)} + O2 -> 2H2O + 572kJ</chem>

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. [[Температура на самовъзпламеняване|Температурата на самовъзпламеняване]], при която водородът започва да гори спонтанно във въздух, е 500&nbsp;°C.{{hrf|Patnaik|2007|402}} 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.{{hrf|Schefe|2009|1234 – 1241}} Известен пример за самозапалване на водород е катастрофата с [[дирижабъл]]а „[[Хинденбург]]“ – оранжевите пламъци при този пожар се дължат на горенето освен на водород, и на [[въглерод]]ни съединения от корпуса на дирижабъла.

== Съединения ==
=== Неорганични съединения ===
==== Хидриди ====
{{основна|Хидрид}}

[[Хидрид]]ите са съединения на водорода, в които водородните атоми получават отрицателен заряд (H<sup>−</sup>) – 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 [[Алкален метал|алкални]] и [[Алкалоземен метал|алкалоземни метали]], е доказано през 1920 година чрез [[електролиза]] на разтопен [[литиев хидрид]] (LiH), която генерира [[Стехиометрия|стехиометрично]] количество водород на [[анод]]а.{{hrf|Moers|1920|179 – 228}} Изключение между алкалоземните хидриди е [[берилиев хидрид|берилиевият хидрид]] BeH<sub>2</sub>, който е [[полимер]]ен. При [[литиево-алуминиев хидрид|литиево-алуминиевия хидрид]] анионът AlH<sub>4</sub><sup>-</sup> 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 [[Бор (елемент)|бора]], а само един на [[Алуминий|алуминия]].{{hrf|Downs|1994|175 – 184}} Все още не е получен двуелементен хидрид на [[Индий|индия]], макар че съществуват по-сложни хидриди с участие на индий.{{hrf|Hibbs|1999|185 – 186}}

В [[неорганична химия|неорганичната химия]] хидридите служат и като [[Мостов лиганд|мостови лиганди]], свързващи два метални центъра в [[комплексно съединение|комплексни съединения]]. Тази функция е особено честа при елементите от [[Група 13 на периодичната система|група 13]], най-вече при комплексните съединения на [[Борен хидрид|борния хидрид]] и алуминия, както и при клъстерираните [[карборан]]и.{{hrf|Miessler|2003|}}

Металите от IА и IIА реагират до хидриди съответно с формулите MH и MH<sub>2</sub>. Тъй като образуването на H<sup>-</sup> 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 (TiO<sub>2</sub>) при MgH<sub>2</sub>; ромбична, тип PbCl<sub>2</sub> при Ca, Sr и Ba. Високотопими са, а стопилките им имат висока електропроводимост и водородът се отделя на анода.
{| class="wikitable"
|+Вариране на радиуса на H<sup>-</sup> в алкални хидриди<ref name=":2" />
|съединение
|LiH
|NaH
|KH
|RbH
|CsH
|-
|r(H<sup>-</sup>), pm
|126
|146
|152
|152
|154
|}
Пресметнатият йонен радиус на H<sup>-</sup> е 208 pm поради малкия електричен заряд на ядрото. Това силно намаляване на кристалографския радиус на H<sup>-</sup> чрез физически методи показва, че той се поляризира. Причина е известната ковалентност на връзката в LiH (20%).<ref name=":2" />

Хидридите са силни редуктори и хидриращи агенти, като стандартният потенциал на двойката H<sup>-</sup>/½H<sub>2</sub> е E<sup>0</sup>=-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<sup>+</sup>, например вода:

<chem>MH + H2O -> MOH + H2</chem>.<ref name=":2" />

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.<ref name=":2" />

При елементите от IIIA, както и BeH<sub>2</sub>, 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.<ref name=":2" />

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 CaH<sub>2</sub>. Хидридите на Y, Ti, Nb, Hf, Ce и Th по външен вид наподобяват съответните метали.<ref name=":2" />

Преходните метали от VIБ до VIIIБ, с изключение на хрома, не реагират с водорода, но се разтварят добре в него.<ref name=":2" />

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

Самостоятелният протон H<sup>+</sup> 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 за [[плазма]]та, такива протони не могат да бъдат отделени от [[електронен облак|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 – „[[Хидроксоний|хидроксониев]] йон“ (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>). Но в този случай е по-правдоподобно предположението, че разтворените водородни катиони се групират в йони H<sub>9</sub>O<sub>4</sub><sup>+</sup>.{{hrf|Okumura|1990|3416 – 3427}}

Във водна среда протоните формират съединенията H(H<sub>2</sub>O)<sub>n</sub>, n = 1 – 6.<ref name=":2" />

Един от най-разпространените йони във Вселената (но не и на Земята) е H<sub>3</sub><sup>+</sup> – [[протонизиран молекулен водород|протонизираният молекулен водород]].{{hrf|Carrington|1989|218 – 222}}

==== Вода ====
{{Основна|Вода}}{{Основна|Тежка вода}}
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.<ref name=":2" />

Реагира с метали, метални оксиди, неметали и неметални оксиди:

<chem>Na + H2O -> NaOH + 1/2 H2 ^</chem>

<chem>CaO + H2O ->Ca(OH)2</chem>.

Само металните оксиди, които не се разтварят във вода, не реагират с нея.<ref name=":2" />

Водната молекула образува координационни съединения – хидрати и клапрати.

==== Хидроксониеви съединения ====
При пълно донорно координиране на водни молекули се образува серия хидроксониеви йони – [H(H<sub>2</sub>O)<sub>n</sub>], n = 1 – 6. Те са доказани в структурата на различни съединения чрез рентгенострктурен анализ. Най-простият хидроксониев йон (H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>) е открит в монохидратите на солната, азотната, перхлорната, сярната и други киселини – H<sub>2</sub>O•HNO<sub>3</sub> ≡ H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>●NO<sub>3</sub><sup>-</sup>. При нормална температура е стабилен H<sub>3</sub>O<sup>+</sup>SbF<sub>5</sub><sup>+</sup>. [H<sub>2</sub>O<sub>5</sub>]<sup>+</sup>, [H<sub>7</sub>O<sub>3</sub>]<sup>+</sup> и [H<sub>9</sub>O<sub>4</sub>]<sup>+</sup> са открити в полихидратите на някои халогенни неорганични киселини, а [H<sub>13</sub>O<sub>3</sub>]<sup>+</sup> е доказан в структурата на някои по-сложни органични съединения.<ref name=":2" />

==== Водороден пероксид ====
{{Основна|Водороден пероксид}}
Чист силно концентриран H<sub>2</sub>O<sub>2</sub> 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 H<sub>2</sub>O<sub>2</sub>●2H<sub>2</sub>O.<ref name=":2" />

Лабораторно се получава от бариев пероксид и сярна или фосфорна киселина:

<chem>BaO2 + H2SO4 -> BaSO4 v + H2O2</chem>

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.

=== Органични съединения ===
Водородът образува многобройни съединения с [[въглерод]]а, наричани [[въглеводород]]и, и множество съединения с [[хетероатом]]и, които са важни съставки на живата материя и поради това се наричат [[Органично съединение|органични съединения]].{{hrf|Purdue University|2008}} Изследването на техните свойства е предмет на [[органична химия|органичната химия]],{{hrf|Lexico Publishing Group|2008a}} а тяхното влияние върху жизнените процеси се изучава в [[биохимия]]та.{{hrf|Lexico Publishing Group|2008b}} 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.{{hrf|Lexico Publishing Group|2008a}}

== История на изследванията ==
През 16 век Парацелз получава водород при взаимодействие на желязо със сярна киселина.<ref name=":0" />

През 1766 г. англичанинът Хенри Кавендиш пръв получава чист водород и се смята за негов откривател.<ref name=":0" />

През 1783 г. Лавоазие направил точни изследвания, потвърдил резултатите на Кавендиш и открил, че водородът е съставна част на водата.<ref name=":0" />{{раздел-мъниче}}

== Наличие в природата ==
Водородът е широко разпространен елемент в природата.

В Космоса той е най-разпространеният елемент – около 92%<ref name=":0" /> – и служи като гориво за поддържане на енергията на [[Звезда|звездите]]. Във вид на [[плазма]] водородът представлява около половината от масата на Слънцето, повечето звезди и газовите мъглявини. В междузвездното пространство (Hi-район)<ref name=":0" /> присъства неутрален<ref name=":0" /> водород. В голяма част от материята в междузвездното пространство на [[Млечен път|Млечния път]], както и другите [[Спирална галактика|спирални галактики]],<ref name=":0" /> водородът е под формата на „студен“, неутрален водороден газ с температура около 100 К и плътност приблизително 1 атом/cm³.<ref name=":0" /> Тези облаци лесно се откриват по характерното си вълново излъчване от 21 cm.<ref name=":0" /> В т. нар. „Hi-райони“ плътността е 10 – 1000 частици/cm³, а температурата е около 10 000 К.<ref name=":0" /> 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 например [[Орион (мъглявина)|мъглявината Орион]].<ref name=":0" />

Водородът се намира в атмосферата на редица планети и в свободно състояние в кометите,<ref name=":0" /> в съединения ([[метан]], [[етан]], [[вода]]) и радикали (CH, NH, OH, SiH, PH, MgH, NaH и др.),<ref name=":0" /> 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),<ref name=":0" /> но той лесно може да добие втора космическа скорост (11,2 km/s) и по този начин лесно да напусне атмосферата.<ref name=":0" /> В околоземното пространство образува вътрешния радиационен (протонен)<ref name=":0" /> пояс на Земята.

== Производство ==
{{раздел-мъниче}}
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.
{| class="wikitable"
|+Компютърно генерирани цикли за получаване на водород<ref name=":2" />
!Цикъл 1
!Цикъл 2
|-
|1. <math>\mathrm{CaBr_{2} + H_{2}O\ \xrightarrow{750\ ^{\circ}C}\ CaO + 2HBr}</math>
|1. <math>\mathrm{3FeCl_{2} + 4H_{2}O\ \xrightarrow{500\ ^{\circ}C}\ Fe_{3}O_{4} + 6HCl + H_{2}}</math>
|-
|2. <math>\mathrm{Hg + 2HBr\ \xrightarrow{100\ ^{\circ}C}\ HgBr_{2} + H_{2}}</math>
|2. <math>\mathrm{Fe_{3}O_{4} + \frac{3}{2} Cl_{2} + 6HCl\ \xrightarrow{100\ ^{\circ}C}\ 3FeCl_{3} + 3H_{2}O + \frac{1}{2} O_{2}}</math>
|-
|3. <math>\mathrm{HgBr_{2} + CaO\ \xrightarrow{25\ ^{\circ}C}\ HgO + CaBr_{2}}</math>
|3. <math>\mathrm{3FeCl_{3}\ \xrightarrow{300\ ^{\circ}C}\ 3FeCl_{2} + \frac{3}{2} Cl_{2}}</math>
|-
|4. <math>\mathrm{HgO\ \xrightarrow{500\ ^{\circ}C}\ Hg + \frac{1}{2} O_{2}}</math>
| -
|}

=== Промишлени методи ===
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: <chem>2H2O +2e- -> H2 + 2 OH-</chem>

анод: <chem>2OH- -2e- -> H2O + O -> (O2)</chem>

При електролит бариев хидроксид е възможно използването на по-евтини никелови електроди.
* [[Конверсия (химия)|Конверсия]] на метан и други въглеродороди от природен газ<ref name=":2" /> с водна пара при 1000&nbsp;°C:
<math>\mathrm{CH_{4} + H_{2}O\ \xrightarrow{1000\ ^{\circ}C}\ CO + 3\,H_{2}}</math>
* Пропускане на водни пари над разкален [[кокс]] при температура около 1000&nbsp;°C и незадължителен катализатор циментит (Fe<sub>2</sub>C<sub>3</sub>):<ref name=":1" />
<math>\mathrm{H_{2}O + C\ \xrightarrow[Fe_{2}C_{3}]{400\ -\ 500\ ^{\circ}C}\ 2\,CO + H_{2}}</math>

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 H<sub>2</sub>. Полученият CO се конвертира до CO<sub>2</sub>:

<math>\mathrm{H_{2}O + CO\ \xrightarrow[Cr_{2}O_{3}/NiO]{500\ ^{\circ}C}\ CO_{2} + H_{2}}</math>

Реакцията е слабо екзотермична.<ref name=":2" />

* [[Електролиза]] на [[Вода|водни]] солни разтвори:
<chem>2NaCl + 2H2O -> 2NaOH + H2 + Cl2</chem>

* [[Катализа|Каталитично]] окисление на метан с кислород:
<chem>2CH4 + O2 <=> 2CO + 4H2 </chem>

=== Лабораторни методи ===
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:<ref name=":2" />

<chem>Zn + H2SO4 -> ZnSO4 + H2 </chem>

При недостатъчно чист цинк заедно с водорода е отделят AsH<sub>3</sub>, PH<sub>3</sub>, SO<sub>2</sub> и H<sub>2</sub>S. 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.H<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> или силикагел.<ref name=":2" />

* взаимодействие на [[Калций|калция]] с вода:

<chem>Ca + 2H2O -> Ca(OH)2 + H2 </chem>

* хидролиза на хидриди

<chem>NaH + H2O-> NaOH + H2 </chem>

* действие на основи на [[цинк]] или [[алуминий]]<ref name=":0">{{Cite book |last=Лефтеров |first=Димитър |title=Химичните елементи и техните изотопи |year=2015 |publisher=Издателство на БАН „Проф. Марин Дринов“ |isbn=978-954-322-831-7 |pages=146 – 152}}</ref>

<chem> Zn + 2KOH + 2H2O-> K2[Zn(OH)4] + H2 </chem>

== Приложение ==
Водородът има различни приложения, някои от които са посочени по-долу:

; Химическа промишленост
* за чисто производство на петролни продукти (виж други приложения)
* изстудяващ елемент (особено виж [[течен водород]])
* при производство на [[амоняк]] и [[метанол]]
* за хидрогениране на масла за нехранителни цели (изолация, пластмаси, кремове, сапуни и други химикали).
* като газ-носител в газовата [[хроматография]].

; Хранително-вкусова промишленост
* Регистриран е като [[хранителна 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 ядрените [[реактор с кипяща вода|реактори с кипяща вода]] за потискане на междукристалното корозионно напукване под напрежение в охладителната система
* [[водородна енергетика]]

; Производство на метали
* като защитна среда при високотемпературни химични реакции и операции, като при производство на [[неръждаема 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.

== Биологични ефекти ==
{{раздел-мъниче}}

== Рискове и техники на безопасност ==
Водородът крие редица опасности. Реакциите на водорода със някои силнореактивни елементи могат да доведат до пожари и/или [[детонация]].<ref name="NASAH2">[https://ntrs.nasa.gov/archive/nasa/casi.ntrs.nasa.gov/19970033338.pdf Стандарт за безопасност за водород и водородни системи, NSS 1740.16], [[НАСА]], 1997 [https://web.archive.org/web/20170501105215/https://ntrs.nasa.gov/archive/nasa/casi.ntrs.nasa.gov/19970033338.pdf архив]</ref> Продължително дишане на чист водород може да причини [[асфиксия]]. Tечният водород е [[криоген]] и невнимателно боравене с него може да причини [[измръзване|измръзвания]].<ref>[http://www.hydrogenandfuelcellsafety.info/resources/mdss/Praxair-LH2.pdf Течен водород], Praxair, Inc., 2004 [https://web.archive.org/web/20080527233910/http://www.hydrogenandfuelcellsafety.info/resources/mdss/Praxair-LH2.pdf архив]</ref> 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/cm<sup>2</sup>.<ref name=":2" />

== Бележки ==
<references group="б"/>

== Източници ==
<references />

; Цитирани източници
{{дребно|
* {{Cite book |editor-last=Lide, D. R. |title=CRC Handbook of Chemistry and Physics |url=https://web.archive.org/web/20110303222309/http://www-d0.fnal.gov/hardware/cal/lvps_info/engineering/elementmagn.pdf |edition=86th |year=2005 |publisher=CRC Press |location=Boca Raton (FL) |lang=en |isbn=0-8493-0486-5 |chapter=Magnetic susceptibility of the elements and inorganic compounds}}
* {{cite encyclopedia|title=Hydrogen|encyclopedia=Van Nostrand's Encyclopedia of Chemistry| pages=797 – 799|publisher=Wylie-Interscience|year=2005|isbn=0-471-61525-0|lang=en}}
* {{Cite book |last=Emsley |first=John |title=Nature's Building Blocks |year=2001 |publisher=Oxford University Press |location=Oxford |lang=en |isbn=0-19-850341-5 |pages=183 – 191}}
* {{Цитат уеб |уеб_адрес=http://www.bbc.co.uk/programmes/b00q2mk5 |заглавие=Discovering the Elements |труд=bbc.co.uk |издател=BBC |език=en |достъп_дата=11 ноември 2013 |year=2010}}
* {{Cite journal |last=Carcassi |first=M.N |year=2005 |title=Deflagrations of H<sub>2</sub>–air and CH<sub>4</sub>–air lean mixtures in a vented multi-compartment environment |journal=Energy |volume=30 |issue=8 |pages=1439 – 1451 |doi=10.1016/j.energy.2004.02.012 |coauthors=F. Fineschi |lang=en | issn=0360-5442}}
* {{Cite journal |last=Carrington |first=Alan |year=1989 |title=The infrared predissociation spectrum of triatomic hydrogen cation (H<sub>3</sub><sup>+</sup>) |journal=Accounts of Chemical Research |volume=22 |issue=6 |pages=218 – 222 |doi=10.1021/ar00162a004 |coauthors=Iain R. McNab |lang=en}}
* {{Cite book |last=CASFHPU |title=The Hydrogen Economy: Opportunities, Costs, Barriers, and R&D Needs |year=2004 |publisher=National Academies Press |lang=en |isbn=0309091632}}
* {{Цитат уеб |уеб_адрес=http://www.dtu.dk/English/About_DTU/News.aspx?guid=%7BE6FF7D39-1EDD-41A4-BC9A-20455C2CF1A7%7D |заглавие=Making society independent of fossil fuels – Danish researchers reveal new technology |фамилно_име=Christensen |първо_име=C.H |издател=Technical University of Denmark |език=en |съавтори=J.K. Nørskov, T. Johannessen |достъп_дата=28 март 2008 |year=2005 |date=9 юли 2005|archive-url = http://web.archive.org/web/20051226175615/http://www.dtu.dk:80/English/About_DTU/News.aspx?guid={E6FF7D39-1EDD-41A4-BC9A-20455C2CF1A7} |archive-date = 2005-12-26}}
* {{Цитат уеб |уеб_адрес=http://www.chemguide.co.uk/inorganic/group7/acidityhx.html#top |заглавие=The Acidity of the Hydrogen Halides |фамилно_име=Clark |първо_име=Jim |труд=Chemguide |език=en |достъп_дата=9 март 2008 |year=2002}}
* {{Cite book |last=Clayton |first=D.D |title=Handbook of Isotopes in the Cosmos: Hydrogen to Gallium |url=https://archive.org/details/handbookofisotop0000clay |year=2003 |publisher=Cambridge University Press |lang=en |isbn=0-521-82381-1}}
* {{Cite journal |last=Downs |first=Anthony J. |year=1994 |title=The hydrides of aluminium, gallium, indium, and thallium: a re-evaluation |journal=Chemical Society Reviews |volume=23 |issue=3 |pages=175 – 184 |doi=10.1039/CS9942300175 |coauthors=Colin R. Pulham |lang=en}}
* {{Цитат уеб |уеб_адрес=http://www.fsec.ucf.edu/en/consumer/hydrogen/basics/production.htm |заглавие=Hydrogen Basics – Production |издател=Florida Solar Energy Center |език=en |достъп_дата=5 февруари 2008 |year=2007}}
* {{Cite journal |last=Hibbs |first=David E. |year=1999 |title=A remarkably stable indium trihydride complex: synthesis and characterisation of [InH<sub>3</sub>P(C<sub>6</sub>H<sub>11</sub>)<sub>3</sub>] |journal=Chemical Communications |issue=2 |pages=185 – 186 |doi=10.1039/a809279f |coauthors=Cameron Jones, Neil A. Smithies |lang=en}}
* {{Цитат уеб |уеб_адрес=http://smad-ext.grc.nasa.gov/gso/manual/chapter_06.pdf |заглавие=CH. 6 – Hydrogen |фамилно_име=Hritz |първо_име=James |труд=NASA Glenn Research Center Glenn Safety Manual, Document GRC-MQSA.001 |издател=NASA |език=en |формат=PDF |достъп_дата=5 февруари 2008 |month=March |year=2006}}
* {{Цитат уеб |уеб_адрес=http://users.rcn.com/jkimball.ma.ultranet/BiologyPages/H/HydrogenBonds.html |заглавие=Hydrogen |фамилно_име=Kimball |първо_име=John W |труд=Kimball's Biology Pages |език=en |достъп_дата=4 март 2008 |year=2003 |date=7 август 2003|archive-url = http://web.archive.org/web/20030210212428/http://users.rcn.com:80/jkimball.ma.ultranet/BiologyPages/H/HydrogenBonds.html |archive-date = 2003-02-10}}
* {{Цитат уеб |уеб_адрес=http://dictionary.reference.com/browse/organic%20chemistry |заглавие=Organic Chemistry |труд=Dictionary.com |издател=Lexico Publishing Group |език=en |достъп_дата=23 март 2008 |year=2008a}}
* {{Цитат уеб |уеб_адрес=http://dictionary.reference.com/browse/biochemistry |заглавие=Biochemistry |труд=Dictionary.com |издател=Lexico Publishing Group |език=en |достъп_дата=23 март 2008 |year=2008b}}
* {{Цитат уеб |уеб_адрес=http://goldbook.iupac.org/H02899.html |заглавие=hydrogen bond |фамилно_име=McNaught |първо_име=A. D. |труд=Compendium of Chemical Terminology, 2nd ed. (the „Gold Book“) |издател=IUPAC |език=en |съавтори=A. Wilkinson |достъп_дата=13 ноември 2013 |year=2012}}
* {{Cite book |last=Miessler |first=Gary L. |coauthors=Donald A. Tarr |title=Inorganic Chemistry |edition=3rd |year=2003 |publisher=Prentice Hall |lang=en |isbn=0-13-035471-6}}
* {{Cite journal |last=Milenko |first=Yu. Ya |year=1997 |title=Natural ortho-para conversion rate in liquid and gaseous hydrogen |journal=Journal of Low Temperature Physics |volume=107 |issue=1 – 2 |pages=77 – 92 |bibcode=1997JLTP..107...77M |doi=10.1007/BF02396837 |coauthors=R. M. Sibileva, M. A. Strzhemechny |lang=en}}
* {{Цитат уеб |уеб_адрес=http://jupiter.phy.umist.ac.uk/~tjm/ISPhys/l7/ispl7.html |заглавие=Lecture 7, Emission Lines – Examples |фамилно_име=Millar |първо_име=Tom |труд=PH-3009 (P507/P706/M324) Interstellar Physics |издател=University of Manchester |език=en |достъп_дата=5 февруари 2008 |year=2003 |date=10 декември 2003}} {{Webarchive|url=https://web.archive.org/web/20111116023018/http://jupiter.phy.umist.ac.uk/~tjm/ISPhys/l7/ispl7.html |date=2011-11-16 }}
* {{Cite journal |last=Moers |first=Kurt |year=1920 |title=Investigations on the Salt Character of Lithium Hydride |journal=Zeitschrift für Anorganische und Allgemeine Chemie |volume=113 |issue=191 |pages=179 – 228 |doi=10.1002/zaac.19201130116 |lang=en}}
* {{Cite journal |last=Okumura |first=Anthony M. |year=1990 |title=Infrared spectra of the solvated hydronium ion: vibrational predissociation spectroscopy of mass-selected H<sub>3</sub>O+•(H<sub>2</sub>O<sub>)n</sub>•(H<sub>2</sub>)<sub>m</sub> |journal=Journal of Physical Chemistry |volume=94 |issue=9 |pages=3416 – 3427 |doi=10.1021/j100372a014 |coauthors=L. I. Yeh, J. D. Myers, Y. T. Lee |lang=en}}
* {{Cite book |last=Patnaik |first=P |title=A comprehensive guide to the hazardous properties of chemical substances |url=http://books.google.co.jp/books?id=-CRRJBVv5d0C&pg=PA402 |year=2007 |publisher=Wiley-Interscience |lang=en |isbn=0471714585}}
* {{Цитат уеб |уеб_адрес=http://imagine.gsfc.nasa.gov/docs/ask_astro/answers/971113i.html |заглавие=Hydrogen in the Universe |фамилно_име=Palmer |първо_име=D |издател=NASA |език=en |достъп_дата=5 февруари 2008 |year=1997 |date=13 септември 1997}}
* {{Цитат уеб |уеб_адрес=http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/1organic/organic.html |заглавие=Structure and Nomenclature of Hydrocarbons |издател=Purdue University |език=en |достъп_дата=23 март 2008 |year=2008}}
* {{Cite journal |last=Rogers |first=H.C |year=1999 |title=Hydrogen Embrittlement of Metals |journal=Science |volume=159 |issue=3819 |pages=1057 – 1064 |bibcode=1968Sci...159.1057R |doi=10.1126/science.159.3819.1057 |pmid=17775040 |lang=en}}
* {{Цитат уеб |уеб_адрес=http://hydpark.ca.sandia.gov/DBFrame.html |заглавие=Metal-Hydrogen Systems |фамилно_име=Sandrock |първо_име=Gary |издател=Sandia National Laboratories |език=en |достъп_дата=23 март 2008 |year=2003 |date=2 май 2002}} {{Webarchive|url=https://www.webcitation.org/6D9jPh4UQ?url=http://hydpark.ca.sandia.gov/DBFrame.html |date=2012-12-24 }}
* {{Cite journal |last=Schefe |first=R. W. |year=2009 |title=Visible emission of hydrogen flames |journal=Combustion and Flame |volume=156 |issue=6 |pages=1234 – 1241 |doi=10.1016/j.combustflame.2009.01.011 |coauthors=W.D. Kulatilaka, B.D. Patterson, T.B. Settersten |month=June |lang=en}}
* {{Cite journal |last=Shinitzky |first=Meir |year=2006 |title=Ortho-para spin isomers of the protons in the methylene group |journal=Chirality |volume=18 |issue=9 |pages=754 – 756 |doi=10.1002/chir.20319 |pmid=16856167 |coauthors=Avshalom C. Elitzur |lang=en}}
* {{Цитат уеб |уеб_адрес=http://www.iki.rssi.ru/mirrors/stern/stargaze/Q5.htm |заглавие=The Atomic Nucleus and Bohr's Early Model of the Atom |фамилно_име=Stern |първо_име=David P |издател=NASA Goddard Space Flight Center (mirror) |език=en |достъп_дата=20 декември 2007 |year=2005a |date=16 май 2005}}
* {{Цитат уеб |уеб_адрес=http://www-spof.gsfc.nasa.gov/stargaze/Q7.htm |заглавие=Wave Mechanics |фамилно_име=Stern |първо_име=David P |издател=NASA Goddard Space Flight Center |език=en |достъп_дата=16 април 2008 |year=2005b |date=13 февруари 2005}}
* {{Cite journal |last=Svadlenak |first=R. Eldo |year=1957 |title=The Conversion of Ortho- to Parahydrogen on Iron Oxide-Zinc Oxide Catalysts |journal=Journal of the American Chemical Society |volume=79 |issue=20 |pages=5385 – 5388 |doi=10.1021/ja01577a013 |coauthors=Allen B. Scott |lang=en}}
* {{Cite journal |last=Tikhonov |first=Vladimir I. |year=2002 |title=Separation of Water into Its Ortho and Para Isomers |journal=Science |volume=296 |issue=5577 |page=2363 |doi=10.1126/science.1069513 |pmid=12089435 |coauthors=Alexander A. Volkov |lang=en}}
* {{Цитат уеб |уеб_адрес=http://www.uigi.com/hydrogen.html |заглавие=Hydrogen (H<sub>2</sub>) Properties, Uses, Applications: Hydrogen Gas and Liquid Hydrogen |издател=Universal Industrial Gases, Inc. |език=en |достъп_дата=5 февруари 2008 |year=2003}}
* {{Цитат уеб |уеб_адрес=http://www.usm.maine.edu/~newton/Chy251_253/Lectures/LewisStructures/Dihydrogen.html |заглавие=Dihydrogen |труд=O{{=}}CHem Directory |издател=University of Southern Maine |език=en |достъп_дата=6 април 2009}} {{Webarchive|url=https://www.webcitation.org/6D9jJ0ebz?url=http://web1.uct.usm.maine.edu/~newton/Chy251_253/Lectures/LewisStructures/Dihydrogen.html |date=2012-12-24 }}
}}

{{превод от|en| Hydrogen|204488653 }}

== Библиография ==
* Newton, David E. (1994). ''The Chemical Elements.'' New York: Franklin Watts. ISBN 978-0-531-12501-4.

{{Периодична система}}

[[Категория:Водород| ]]