Wodór (H, łac. hydrogenium) jest najprostszym pierwiastkiem chemicznym. Składa się z jednego protonu i jednego elektronu i rozpoczyna układ okresowy pierwiastków. Jest najlżejszym z pierwiastków, jego masa atomowa jest równa 1,00797 a.u., promień atomowy 79 pm a promień kowalencyjny 32 pm. Jego temperatura topnienia wynosi -259°C, a temperatura wrzenia -252,8°C. Wodór to pierwiastek niemetaliczny, o stosunkowo dużej zawartości w skorupie ziemskiej (0,90%). W stanie wolnym występuje w niewielkich ilościach, głównie zawarty jest w wodzie, wodorkach, węglowodorach i innych związkach chemicznych, w minerałach i niektórych gazach. W związkach występuje na +1 lub -1 stopniu utlenienia, jego elektroujemność w skali Paulinga jest równa 2,4.

Wodór różni się reaktywnością chemiczną w zależności od tego czy jest w postaci cząsteczkowej czy atomowej. Cząsteczkowy wodór reaguje głównie z chlorem i fluorem dając chloro- i fluorowodór, w wyższych temperaturach reaguje z tlenem dając wodę, z niektórymi metalami dając wodorki (zawierające anion H-). W bardzo wysokich temperaturach reaguje z azotem i siarką dając amoniak (NH3) i kwas siarkowodorowy.

Wodór atomowy, powstający przez dysocjację wodoru cząsteczkowego w wysokich temperaturach, jest bardziej reaktywny. Stosuje się go do otrzymywania amoniaku, chlorowodoru, metanolu, w procesach redukcji tlenków metali do wolnych metali, w procesach uwodornienia tłuszczów i paliw. Jest także stosowany w palniku tlenowodorowym.

Pierwsze obserwacje wodoru pochodzą z 1661 roku, gdy R. Boyle otrzymał "powietrze palne" w reakcji żelaza z roztworem kwasu siarkowego. W 1766 roku H. Cavendish wytłumaczył to zjawisko zgodnie z panującą wówczas teorią "flogistonu" - opracowaną przez dwóch niemieckich chemików J. J. Bechera i J. E. Stahla, według której wszystkie ciała palne, zwłaszcza metale, składały się z "ziemi" i "flogistonu". Proces spalania miał polegać na wydzielaniu flogistonu i uwalnianiu "ziemi" - tlenku metalu. Cavendish uznał, że wydzielające się w reakcji kwasu z metalem "palne powietrze" to czysty flogiston. Pod koniec XVIII wieku A. Lavoisier udowodnił, iż podczas spalania nie następuje utrata żadnego "flogistonu", lecz że jest to reakcja przyłączania tlenu, podczas której wydziela się pierwiastek, nazwany przez Lavoisiera "hydrogenium" (tworzący wodę) - wodór.

Wodór jest najbardziej rozpowszechnionym pierwiastkiem chemicznym we wszechświecie. Jest obecny na Słońcu (około 80% masy Słońca to wodór) i innych gwiazdach (zwłaszcza młodych; starsze gwiazdy zawierają coraz mniej wodoru), w przestrzeni międzygwiezdnej oraz na innych obiektach krążących we kosmosie. Jest także pierwiastkiem, który według teorii Wielkiego Wybuchu utworzył się jako pierwszy. Z niego powstawały na drodze reakcji jądrowych inne, cięższe pierwiastki.

Na Ziemi wodór zawarty jest głównie w wodzie (H2O), węglowodorach (ropie naftowej, gazie ziemnym), w niemal wszystkich związkach organicznych, z których zbudowane są organizmy żywe - w prostych zasadach tworzących cząsteczkę DNA oraz skomplikowanych związkach tworzących ludzką tkankę mózgową, a także w niektórych minerałach. W postaci wolnej wodór występuje rzadko, głównie w gazie ziemnym i gazach wulkanicznych oraz w górnych warstwach atmosfery.

Dotychczas poznano trzy odmiany wodoru o znanym okresie półrozpadu: dwa trwałe (wodór - 1, prot oraz wodór - 2, deuter), oraz jeden promieniotwórczy (wodór - 3, tryt, o okresie półrozpadu 12,26 lat).

Wodór, w temperaturze pokojowej, jest mało reaktywny. Gwałtownie reaguje z tlenem dopiero w 550°C lub po zainicjowaniu reakcji iskrą elektryczną. Podczas spalania wodoru powstaje woda. W podwyższonej temperaturze wodór może również reagować z fluorowcami, azotem, siarką i innymi pierwiastkami. W reakcjach z metalami, np. z I i II grupy głównej, tworzy wodorki.

Unikalną właściwością wodoru jest jego zdolność zarówno do przyjmowania, jak i oddawania elektronu podczas tworzenia wiązania chemicznego. W zależności od rodzaju związku, może być więc pierwiastkiem elektrododatnim (oddającym elektron) jak i elektroujemnym (przyjmującym elektron). Stopień utlenienia wodoru może więc być -1 lub +1. W stanie wolnym wodór występuje zazwyczaj w postaci cząsteczkowej, dwuatomowej H2, mającej dwie odmiany:

  • ortowodór, w którym oba protony "obracają się" w jednym kierunku;
  • parawodór, w którym protony "obracają się" przeciwnie.

Dla celów laboratoryjnych wodór otrzymuje się w reakcji metali (np. Fe, Zn) z rozcieńczonymi kwasami. Jest to metoda identyczna jak ta, wykorzystywana w XVIII wieku przez Cavendisha i Lavoisiera. Przykładowymi reakcjami są reakcje cynku z kwasem siarkowym:

Zn + H2SO4 ® H2 + ZnSO4

oraz cynku z kwasem solnym:

Zn + 2HCl ® H2 + ZnCl2.

Wodór, w niewielkich ilościach, można też uzyskać w reakcji dysocjacji elektrolitycznej wodnego roztworu wodorotlenku potasu KOH lub chlorku sodu NaCl, podczas której następuje wydzielenie wodoru na katodzie i tlenu na anodzie:

reakcja katodowa: 2H2O + 2e- ® 2OH-

reakcja anodowa: 2H2O ® O2 + 4H+ + 4e-

reakcja sumaryczna: 2H2O ® 2H2 + O2.

Przemysłowo wodór uzyskuje się z gazu wodnego, będącego mieszaniną CO i H2 powstałą w wyniku reakcji pary wodnej z rozżarzonym koksem. Wodór przechowuje się i transportuje sprężony w butlach.

Wodór stosuje się głównie w syntezach przemysłowych, na przykład jako surowiec do otrzymywania amoniaku metodą Habera (zużycie około 66% wytwarzanej przez przemysł ilości wodoru), chlorowodoru, metanolu, utwardzania (uwodorniania) olejów roślinnych, syntezy benzyny i innych. Na co dzień można spotkać wodór w balonach - jako najlżejszy z gazów jest stosowany do ich napełniania. Ważnym zastosowaniem wodoru są palniki tlenowo - wodorowe, umożliwiające uzyskanie temperatury do 2500°C. Wodór stosowany jest także jako źródło energii w ogniwach paliwowych, wykorzystywanych na przykład w statkach kosmicznych jako źródła energii. Powszechne zastosowanie ogniw paliwowych jako odnawialnego źródła energii wymaga opanowania technologii kontrolowanej syntezy jądrowej.

Wodór występuje w wielu związkach. Poniżej podano najczęściej stosowane w przemyśle i w chemii laboratoryjnej:

  • kwas borowy, H3BO4 - c. stałe, lekkie, bezbarwne łuski; zastosowanie: kosmetyka, medycyna;
  • kwas chlorowodorowy (kwas solny) - wodny roztwór HCl; zastosowanie: laboratoria, przemysł, medycyna. Kwas solny występuje naturalnie - jest obecny w ludzkim żołądku, gdzie umożliwia wytwarzanie enzymu trawiącego białka;
  • kwas siarkowodorowy - wodny roztwór siarkowodoru, H2S; siarkowodór jest bardzo silnie trującym gazem, o charakterystycznym zapachu gnijących jaj, powodującym zgon już przy stężeniu 100 ppm (parts per milion = części na milion);
  • kwas azotowy, HNO3 - zastosowanie: laboratoria, produkcja azotowych nawozów sztucznych i materiałów wybuchowych (środek nitrujący w produkcji np. trinitrotoluenu (TNT) oraz nitrogliceryny);
  • kwas fosforowy(V) (ortofosforowy), H3PO4 - w stanie czystym ciało stałe, zazwyczaj jest stosowany w postaci rozcieńczonych roztworów wodnych; zastosowanie: produkcja sztucznych nawozów fosforowych;
  • kwas siarkowy(VI), H2SO4 - mocny kwas, trwały w temperaturze pokojowej, łatwy do otrzymania, tani; zastosowanie: przemysł i laboratorium;
  • kwas siarkowy(IV) (siarkawy), H2SO3 - łatwy do otrzymania przez rozpuszczenie dwutlenku siarki w wodzie;
  • metan, CH4 - bezbarwny, bezwonny gaz, bardzo lotny; podstawowy związek dla całej chemii węglowodorów i związków organicznych; występuje głównie jako składnik gazu ziemnego, bardzo łatwopalny;
  • etan, C2H6 - bezbarwny i bezwonny gaz, składnik gazu ziemnego; podobnie jak metan stosowany do celów opałowych;
  • amoniak (azan), NH3 - bezbarwny gaz, charakteryzuje się ostrym zapachem; zastosowanie: rozpuszczalniki, czynnik chłodniczy, produkcja nawozów sztucznych;
  • fosforowodór (fosfan), PH3 - gaz o duszącym, czosnkowym zapachu, silnie trujący; zastosowanie: produkcja niektórych tworzyw sztucznych oraz ognioodpornych tkanin bawełnianych;