氫   1H
氢(其他非金属)
氦(惰性气体)
锂(碱金属)
铍(碱土金属)
硼(类金属)
碳(其他非金属)
氮(其他非金属)
氧(其他非金属)
氟(卤素)
氖(惰性气体)
钠(碱金属)
镁(碱土金属)
铝(贫金属)
硅(类金属)
磷(其他非金属)
硫(其他非金属)
氯(卤素)
氩(惰性气体)
钾(碱金属)
钙(碱土金属)
钪(过渡金属)
钛(过渡金属)
钒(过渡金属)
铬(过渡金属)
锰(过渡金属)
铁(过渡金属)
钴(过渡金属)
镍(过渡金属)
铜(过渡金属)
锌(过渡金属)
镓(贫金属)
锗(类金属)
砷(类金属)
硒(其他非金属)
溴(卤素)
氪(惰性气体)
铷(碱金属)
锶(碱土金属)
钇(过渡金属)
锆(过渡金属)
铌(过渡金属)
钼(过渡金属)
锝(过渡金属)
钌(过渡金属)
铑(过渡金属)
钯(过渡金属)
银(过渡金属)
镉(过渡金属)
铟(贫金属)
锡(贫金属)
锑(类金属)
碲(类金属)
碘(卤素)
氙(惰性气体)
铯(碱金属)
钡(碱土金属)
镧(镧系元素)
铈(镧系元素)
镨(镧系元素)
钕(镧系元素)
钷(镧系元素)
钐(镧系元素)
铕(镧系元素)
钆(镧系元素)
铽(镧系元素)
镝(镧系元素)
鈥(镧系元素)
铒(镧系元素)
铥(镧系元素)
镱(镧系元素)
镥(镧系元素)
铪(过渡金属)
钽(过渡金属)
钨(过渡金属)
铼(过渡金属)
锇(过渡金属)
铱(过渡金属)
铂(过渡金属)
金(过渡金属)
汞(过渡金属)
铊(贫金属)
铅(贫金属)
铋(贫金属)
钋(贫金属)
砹(类金属)
氡(惰性气体)
钫(碱金属)
镭(碱土金属)
锕(锕系元素)
钍(锕系元素)
镤(锕系元素)
鈾(锕系元素)
镎(锕系元素)
钚(锕系元素)
镅(锕系元素)
锔(锕系元素)
锫(锕系元素)
锎(锕系元素)
锿(锕系元素)
镄(锕系元素)
钔(锕系元素)
铹(锕系元素)
锘(锕系元素)
鑪(过渡金属)
𨧀(过渡金属)
𨭎(过渡金属)
𨨏(过渡金属)
𨭆(过渡金属)
䥑(未知特性)
鐽(未知特性)
錀(未知特性)
鎶(过渡金属)
鉨(未知特性)
鈇(贫金属)
镆(未知特性)
鉝(未知特性)
Ts(未知特性)
Og(未知特性)




– ←
外觀
無色氣體

等離子態下發出的淺紫光

氫的原子光譜
概況
名稱·符號·序數氫(Hydrogen)·H·1
元素類別非金屬
·週期·1·1·s
標準原子質量(1.00784–1.00811)[1]
電子排布

1s1
1

氫的电子層(1)
歷史
發現亨利·卡文迪什[2][3](1766年)
命名安東萬-羅倫·德·拉瓦節[4](1783年)
物理性質
顏色無色
物態氣體
密度(0 °C, 101.325 kPa
0.08988 g/L
熔點時液體密度0.07 g·cm−3
沸點時液體密度0.07099 g·cm−3
熔點13.99 K,−259.16 °C,−434.49 °F
沸點20.271 K,−252.879 °C,−423.182 °F
三相點13.8033 K(−259 °C),7.041 kPa
臨界點32.938 K,1.2858 MPa
熔化熱(H2)0.117 kJ·mol−1
汽化熱(H2)0.904 kJ·mol−1
比熱容(H2)28.836 J·mol−1·K−1

蒸汽壓

壓/Pa1101001 k10 k100 k
溫/K1520
原子性質
氧化態−1, +1
兩性氧化物)
電負性2.20(鲍林标度)
電離能第一:1312.0 kJ·mol−1
共價半徑31±5 pm
范德華半徑120 pm
雜項
晶體結構六方
磁序抗磁性[5]
熱導率0.1805 W·m−1·K−1
聲速1310 m·s−1
CAS號1333-74-0
最穩定同位素

主条目:氫的同位素

同位素丰度半衰期 (t1/2)衰變
方式能量MeV產物
1H99.9885%穩定,帶0個中子
2H0.0115%穩定,帶1個中子
3H痕量12.32年β0.018613He

是一種化學元素,其化學符號H原子序為1。氫的原子量1.0079u,是元素週期表中最輕的元素。單原子氫(H)是宇宙中最常見的化學物質,佔重子總質量的75%[6][註 1]等離子態的氫是主序星的主要成份。氫的最常見同位素是「」(此名稱甚少使用,符號為1H),含1個質子,不含中子;天然氫還含極少量的同位素「」(2H),含1個質子和1個中子。

氫原子最早在宇宙復合階段出現並遍佈全宇宙。在標準溫度和壓力之下,氫形成雙原子分子分子式為H2),呈無色、無臭、無味非金屬氣體,不具毒性,高度易燃。氫很容易和大部份非金屬元素形成共價鍵,所以地球上大部份的氫都以分子的形態存在,比如有機化合物等。氫在酸鹼反應中尤其重要,因為在這類反應中各種分子須互相交換質子。在離子化合物中,氫原子可以獲得一個電子成為氫陰離子(H),或失去一個電子成為氫陽離子(H+)。雖然在一般寫法中,氫陽離子就是質子,但在實際化合物中,氫陽離子的實際結構是更為複雜的。氫原子是唯一一個有薛定諤方程式解析解的原子,[7]所以對氫原子模型的研究在量子力學的發展過程中起到了關鍵的作用。

16世紀,人們通過混合金屬和強酸,首次製備出氫氣。1766至1781年,亨利·卡文迪什第一次發現氫氣是一種獨立的物質[8],燃燒後會產生水。安東萬-羅倫·德·拉瓦節根據這一性質,將其命名為「Hydrogen」,在希臘文中意為「生成水的物質」。19世纪50年代,英国医生合信编写《博物新编》(1855年)时,把元素名翻译为“轻气”,成為今天中文「氫」字的來源。[9][10]

氫氣的工業生產主要使用天然氣的蒸汽重整過程,或通過能源消耗更高的水電解反應[11]。大部份的氫氣都在生產地點直接使用,主要應用包括化石燃料處理(如裂化反應)和生產(一般用於化肥工業)。在冶金學上,氫氣會對許多金屬造成氫脆現象[12],使運輸管和儲存罐的設計更加複雜[13]

性質

燃燒

倒掛著的黑色杯狀物噴出藍光
氫和氧在太空穿梭機主引擎中燃燒,在最大推力下產生近乎無色的火焰

氫氣(單原子或雙原子氫氣)[14]是一種高度易燃的物質,只要在空氣中體積比例在4%和75%之間就可燃燒[15]。氫的燃燒熱為−286 kJ/mol:[16]

2 H2(g) + O2(g) → 2 H2O(l) + 572 kJ (286 kJ/mol)[註 2]

氫氣與空氣混合濃度處於4%至74%時,或與氯氣混合濃度處於5%至95%時,會形成爆炸性混合物,可經火花、高溫或陽光點燃。氫氣在空氣中的自燃溫度為500 °C[17]。純氫氧混合氣在燃燒時發出紫外光,且在氧氣比例較高時,火焰是無色的──例如,太空穿梭機主引擎的火焰呈淡蓝色,但穿梭機固體助推器的火焰則顏色鮮豔。正在燃燒的氫氣洩漏點需要 火焰探測器英语Flame detector才能發現,所以非常危險。在其他情況下,氫氣的燃燒火焰呈藍色,與天然氣的火焰顏色相似。[18]

H2可以和所有氧化性元素發生反應。氫氣可以在室溫下與氯氣氟氣自發產生劇烈反應,分別形成氯化氫氟化氫兩種酸。[19]

電子能級

氫原子模型(圖示不按比例)

氫原子的電子基態能級為−13.6 eV[20]對應於波長約為91納米的紫外線光子[21]

玻爾原子模型可以很準確地計算出氫原子的各個能級,該模型假設電子圍繞著中心質子「公轉」,就像地球繞太陽公轉一樣。不同的是,電子和質子通過電磁力互相吸引,行星和恒星則通過重力相吸。早期量子力學假定角動量分立原理,電子和質子的距離只能取特殊的數值,因此電子在原子中也只能擁有特殊的能量值。[22]

要更準確地描述氫原子,須用到純量子力學理論中的薛定諤方程式狄拉克方程式,甚至是費曼路徑積分表述,來計算電子在質子周圍的機率密度[23]最複雜的計算可考慮到狹義相對論真空極化效應。在量子力學的氫原子模型中,位於基態的電子不含任何角動量,可見「行星軌道」模型與事實情況有著根本性的分別。

單質分子形態

貝法英语Bevatron粒子加速器的液氫氣泡室觀測到的粒子軌跡

雙原子氫分子有兩個原子核相對自旋不同的自旋異構體[24]其中正氫的兩個質子自旋平行,形成三重態,分子自旋量子數為1;仲氫的兩個質子自旋反平行,形成單重態,分子自旋量子數為0。在標準溫度和壓力下,氫氣含74.87%正氫和25.13%仲氫。[25]正氫和仲氫的平衡比例受溫度影響,但由於正氫屬於激發態,而非穩定態,所以無法純化分離出來。在極低溫度下,處於平衡狀態的氫幾乎完全由仲氫組成,如在25 K下仲氫的含量為99.01%;隨著溫度的升高,正氫和仲氫的平衡比例趨向于3:1。[26]純正氫在液態和氣態時的熱力屬性與混合態截然不同,這是因為兩者在旋轉熱容上有很大的差異。[27]其他含氫分子和官能基也有正、仲之分,例如水和亞甲基,但它們在熱力屬性上的差別極小。[28]

在沒有催化劑的情況下,正氫和仲氫之間的轉換速率隨著溫度的升高而增加,所以急速冷卻的氫會含有高比例的仲氫,且這一仲氫會非常緩慢地轉變為正氫。[29]氫在冷卻後的正、仲比例對液氫的製備和儲存十分重要:仲氫向正氫的轉化是一個放熱過程,其產生的熱量足以使一部份液氫蒸發並流失出去。在氫冷卻過程中協助正、仲氫轉化的催化劑有:三氧化二鐵活性炭、鉑石棉稀土金屬、鈾化合物、 三氧化二鉻及某些鎳化合物等等[30][31]

形态

化合物

共價及有機化合物

雖然H2在標準條件下的反應性不高,但它卻可以和大部份元素形成化合物。氫可以和電負性更高元素結合,如鹵素(氟、氯、溴、碘)和,這些化合物中的氫帶有部份正電荷。[32]氫與結合而成的分子之間可以形成氫鍵。這種中等強度的非共價化學鍵,正是許多生物分子能夠穩定存在的原因。[33][34]氫也可以和電負性更低的元素結合,如各種金屬類金屬,這些化合物稱為氫化物,其中氫帶有部份負電荷。[35]

氫和可形成名目繁多的化合物,稱為碳氫化合物,又稱烴;再加上各種雜原子,所能形成的化合物數量則更大。由於這些物質和生物息息相關,所以統稱有機化合物[36]有機化學是對此類化學物屬性的研究,[37]而對有機化合物在生物體中的作用之研究,則稱為生物化學[38]根據某些定義,有機化合物囊括所有含有碳的化合物。然而,大部份有機化合物同時也含有氫,而且是其中的碳-氫鍵賦予了它們獨特的化學性質,因此在另一些定義中,有機化合物必須含有碳-氫鍵。[36]現在已知的碳氫化合物以數百萬計,它們的合成途徑一般都十分複雜,而且很少會直接使用單質氫。

氫化物

含氫的化合物有時會稱為氫化物,但這一用詞並沒有嚴格的定義。氫化物一般是氫和電負性更低的元素結合而成,當中的氫呈負價,記作H吉爾伯特·路易斯在1916年提出,1族2族的氫鹽中存在氫陰離子。1920年,K. Moers通過電解氫化鋰(LiH),在陽極提取出氫氣,證明了氫陰離子的存在。[39]由於氫的電負性較低,所以「氫化物」一詞對於1、2族以外元素的氫化物並不完全準確。2族元素氫化物中有一個例外,即高聚物氫化鈹(BeH2)。在氫化鋁鋰AlH
4
離子中,四個氫陰離子緊靠著鋁(III)。

幾乎所有主族元素都可以形成氫化物,不過化種類數量卻有著巨大的差異。例如,已知的硼氫二元化合物共有100多種,但鋁氫二元化合物卻只有一種。[40]二元 氫化銦還未被發現,但它存在於更大的銦氫配合物中。[41]

無機化學中,氫化物還可用作橋接配體,連接配合物中的兩個金屬中心。這一用途在13族元素配合物中最為常見,特別是硼烷配合物和碳硼烷簇。[42]

質子與酸

氫在氧化後會失去它的電子,形成氫陽離子(H+)。氫陽離子不含電子,其原子核通常只含一個質子,所以H+經常被直接稱為質子。氫陽離子是酸鹼理論中不可或缺的化學物質。酸鹼質子理論分別定義為質子供體和質子受體。

質子H+不能在溶液或離子晶體中裸露存在,因為它不可避免地會靠近其他含有電子的原子或分子。除非在高溫等離子狀態,原子和分子的電子雲會一直附在質子的周圍,質子是無法脫離開來的。然而,人們常以「質子」來不嚴謹地表示與其他原子或離子鍵合的氫陽離子和帶正電荷的氫原子,並記作H+。此時寫「H+」,並不意味著質子自由存在。

為了避免認為溶液中存在裸露的質子,人們有時會把酸性水溶液中的陽離子記作H3O+,稱為水合氫離子。這其實是一種假想的情況,現實中水分子和氫離子會結合組成更接近H9O+
4
的化學物質。[43]當酸溶液同時含有水和其他溶劑時,會形成其他的𨦡鹽[44]

儘管在地球上十分罕見,但H+
3
離子(三氫陽離子,又稱質子化分子氫)卻是宇宙中最常見的離子之一。[45]

同位素

氕放電管
氘放電管
氕是最常見的氫同位素,含一個質子和一個電子。它是所有元素中唯一不含中子的穩定同位素

氫有三種天然同位素,分別為,記作1H2H3H。其他不穩定同位素原子核(4H7H)可在實驗室中合成,但不存在於自然界中。[46][47]

  • 1H)是最常見的氫同位素,豐度高於99.98%。氕原子不含中子,只含一個質子和一個電子。[48]
  • 2H,符號為D)是氫的另一種穩定同位素,其原子核含有一個質子和一個中子。宇宙中幾乎所有的氘都是在大爆炸中形成的,殘留至今。氘不具放射性,亦無毒性。含氘的水分子稱為重水。氘以及含氘的化合物可以在化學實驗及氕核磁共振波譜法溶劑中,作為非放射性標識。[49]在核反應爐中,重水是一種中子減速劑和冷卻劑。氘也有潛力成為商業核聚變反應的燃料。[50]
  • 3H)(T) 的原子核含有一個質子和兩個中子。氚具有放射性,會β衰變氦-3半衰期為12.32年。[42]它的放射性可用於 發光顏料,例如夜光鐘錶等(錶面玻璃可阻擋其輻射)。[51]因為宇宙射線和大氣氣體的相互作用會造成核嬗變,再加上多次核武器試驗的輻射性微塵,所以自然界中存在少量的氚。[52]氚的應用包括:核聚變反應、[53] 同位素地球化學示蹤劑[54]以及自發光照明器材[55]並可在化學和生物學實驗中用作放射性標識。[56]

氫是唯一一個同位素各自擁有不同名稱的元素。在放射性研究的早期,其他更重的同位素都有自己的名稱,但至今仍在廣泛使用的就只剩下氘和氚。2H3H有時會記作D和T,但本來對應於氕(Protium)的符號P,已經是的元素符號,所以不再通用。[57]根據國際純粹與應用化學聯合會(IUPAC)的命名指引,D、T、2H3H均可使用,其中以2H3H較為適宜。[58]