ных и щелочно-земельных металлов типа NaH и СаН 2, а, может быть, и нек-рые другие соединения В. с металлами. Эти соединения по своим физическим свойствам приближаются к галоидным солям соответствующих металлов; в расплавленном состоянии они проводят ток, при чем В. движется к аноду (см. Электролиз). Отсюда следует, что В. в этих соединениях заряжен отрицательно, а металл положительно: Na+ Н“ подобно поваренной соли Na+Cl". Т. о., В. имеет здесь заряд, противоположный заряду его в соединениях типа Н+ С1~, и, следовательно, В. должен быть отнесен к числу амфотерных (см.) элементов. При действии воды эти соединения разлагаются с выделением водорода: Na+H”+H+(OH)“=Na+(OH)“+H1.
3. Соединения В., обладающие металлическими свойствами. К этому классу относятся по преимуществу соединения, образуемые В. с металлами группы железа и платины. При поглощении В. этими металлами свойства их изменяются непрерывно, при чем металлический характер не утрачивается; в большинстве случаев не представляется возможным указать для этих соединений определенные формулы.
Возможно, что мы имеем здесь дело с растворами В. в атомарном состоянии. — О соединениях В., в состав которых наряду с водородом входит более одного элемента, подробнее см. в ст. ст. Кислоты, Основания, Щелочи, Гидраты.
Лит.: Н ii 1t i g G-., Zur Systematic der festen
Metall-Wasserstoff-Verbindungen, «Zeitschrift fur Angewandte Chemie», 1926; Paneth F., Tiber die Gruppe der fliichtigen Hydride, «Berichte der Deutschen chem. Gesellschaft», 1925.
ВОДОРОДИСТЫЙ МЕТАЛЛ, 'см. Водород.
ВОДОРОДНЫЙ ИОН, положительно заря женный, т. е. потерявший один электрон, атом водорода Н+ или Н*. Т. к. в состав атома водорода входит только один электрон (см. Атом), то В. и. тождественен с положительным ядром атома водорода — протоном (см.). Для того, чтобы получить из атома водорода и, тем более, из молекулы водорода свободные В. и., необходима очень большая затрата внешней энергии (в первом случае 310 больших калорий на грамматом), величину к-рой можно вычислить из спектра водорода (см. Атом); такую энергию может дать, напр., электрический разряд (см. Ионизация газов). Образующиеся под действием разряда при низких давлениях В. и. могут быть обнаружены в положительных лучах (см. Анодные лучи, Каналовые лучи). При достаточно высоких температурах атомы водорода могут распадаться на В. и. и электроны и за счет энергии теплового движения, но для этого, как показывает расчет, основанный на законах химического равновесия (см.), нужны такие температуры, которых мы не можем осуществить на поверхности земли.
В. и. в растворах. Многие соединения, в состав к-рых входит водород, дают при растворении их в воде (и в др. растворителях с высокой диэлектрической постоянной, см.) растворы, хорошо проводящие лектрический ток и обладающие целым ря 90
дом общих свойств, как-то: способностью действовать на металлы с выделением водорода и образованием соответствующих солей, кислым вкусом и т. д. Такие соединения мы называем кислотами (см.); по теории электролитической диссоциации (см.), электропроводность их растворов объясняется тем, что в растворах молекулы этих соединений распадаются на ионы (см.), при чем, как следует из наличия у всех кислот общих реакций, один из ионов, образующихся при их диссоциации, должен быть у всех кислот общим, т. е. это должен быть ион водорода. Указанные реакции и являются специфическими реакциями В. и.; так, при действии на металлы реакция идет следующим образом: 2Н- + 2Ме = 2Ме- + Н2,
где Me обозначает одновалентный металл: металл в виде иона идет в раствор, а водород выделяется в виде молекулярного водорода.
Содержание В. и. в растворе обусловливает, т. о., «кислые» свойства раствора; из современной теории электролитической диссоциации следует, что так наз. «сильные» кислоты в разбавленных растворах диссоциированы практически нацело, т. е. все молекулы кислоты распадаются на В. и. и на соответствующие анионы (см.); в случае же слабых кислот распадается только часть молекул кислоты, при чем степень распада определяется уравнением [Н ] ГАЧ __ ь [HAJ
m W
где [Н’], [А'] и [НА] обозначают соответ• ственно концентрации В. и., аниона и недиссоциированных молекул кислоты, а к есть постоянная, т. н. константа диссоциации кислоты; чем к меньше, тем кислота слабее, так, напр., для уксусной кислоты 7с = 1, 8. 10“5. Подобным же образом диссоциирует и сама вода, распадаясь по уравнению нао = н- + ОН' на ионы водорода и гидроксила (см.); если принимать во внимание, что концентрация недиссоциированных молекул воды практически не меняется, то, согласно сказанному выше, между концентрациями этих ионов должно существовать соотношение: [Н ] [OH'] = hHaO.
(2) Величина &н8о очень мала: при 18° она равна 0, 6. 10—14 (об ее определении см. ниже, а также в ст. Гидролиз). При диссоциации чистой воды ионы водорода и гидроксила образуются в равных количествах: [Н*] = = [ОН']. В этом случае мы говорим, что реакция раствора нейтральна. Если в раствор ввести какую-нибудь кислоту, то концентрация ионов водорода будет больше, чем концентрация ионов гидроксила, реакция будет кислой. Так, напр., в децинормальном растворе соляной кислоты [Н*] = =0, 1, а [ОН'] = 6. Ю~:4, а в децинормальном растворе уксусной кислоты [Н*] = 1, 3. 10“3, а [ОН'] = 5. Ю“12. Если же растворить в воде какое-нибудь основание (см.), т. е. такое соединение, при диссоциации которого образуются ионы гидроксила, как, напр., едкий натр, диссоциирующий по схеме NaOH = = Na*+OH', то величина [ОН'] в растворе
