Ūdeņradis

Vikipēdijas raksts

Ūdeņradis
1 1 H 1,00794 g/mol 1s1
Ūdeņraža divatomu molekulas uzbūve
Oksidēšanas pakāpes:	+1, -1
Elektronegativitāte:	2,20
Blīvums:	0,0899 kg/m3
Kušanas temperatūra:	14,025 K (-259,14°C)
Viršanas temperatūra:	20,268 K (-252,87°C)

Ūdeņradis ir periodiskās tabulas pirmais elements. Ūdeņradis ir viegla, degoša, bezkrāsaina gāze. Ūdeņradis vienmēr ir vienvērtīgs. Savienojumos ūdeņradim parasti ir oksidēšanas pakāpe +1, taču dažos savienojumos tā var būt arī -1 (metālu hidrīdos).

Satura rādītājs 1 Vēsture 2 Atrašanās dabā 2.1 Izotopi 2.2 Bioloģiskā nozīme 3 Iegūšana 3.1 Rūpnieciskās ūdeņraža iegūšanas metodes 3.2 Ūdeņraža iegūšanas metodes laboratorijā 4 Fiziskās īpašības 5 Ķīmiskās īpašības 5.1 Ūdeņradis kā reducētājs 5.1.1 Reakcijas ar nemetāliem 5.1.2 Reakcijas ar metālu oksīdiem 5.1.3 Organisku savienojumu hidrēšana 5.2 Ūdeņradis kā oksidētājs 6 Ūdeņraža savienojumi 7 Izmantošana

[izmainīt šo sadaļu] Vēsture

Jau 16. un 17. gadsimtā tika novērota degošas gāzes izdalīšanās, skābēm reaģējot ar metāliem. 1766. gadā slavenais angļu ķīmiķis un fiziķis Henrijs Kavendišs pētīja šo gāzi un nosauca to par "degošo gaisu". Sadedzinot no "degošā gaisa" radās ūdens, taču Kavendišs no tā neizdarīja pareizos secinājumus, jo bija flogistona teorijas piekritējs.

Franču ķīmiķis Antuāns Lavuazjē kopā ar inženieri Žanu Menjē 1783. gadā, izmantojot speciālus gazometrus, veica ūdens sintēzi. Sadalot ūdens tvaiku ar nokaitētu dzelzi, viņš atkal ieguva ūdeņradi un secināja, ka tas ietilpst ūdens sastāvā.

[izmainīt šo sadaļu] Atrašanās dabā

Ūdeņradis ir pats izplatītākais elements Visumā, jo tas sastāda aptuveni trīs ceturtdaļas kosmiskās vielas. Zemes garozā ūdeņraža ir daudz mazāk (0,15% pēc masas jeb 3% pēc atomu skaita). Dabā, jūras līmenī ūdeņradis parasti ir sastopams savienojumu veidā, lai arī augstākajos atmosfēras slāņos ir diezgan daudz brīva ūdeņraža, kur tas veidojas, ūdens molekulām sadaloties UV starojuma iedarbībā. Retumis ūdeņradis sastopams vulkāniskajās gāzēs un dabas gāzē.

[izmainīt šo sadaļu] Izotopi

Ūdeņradim ir trīs izotopi, no kuriem visizplatītākais un stabilākais ir izotops ¹H ar atommasu 1 jeb protijs. Sastopams arī izotops ²H ar masas skaitli 2, kura kodolā ir viens protons un viens neitrons - deitērijs (D). Dabiskajos ūdeņraža savienojumos deitērija un protija attiecība ir 1 : 6800 (pēc atomu skaita). Ir pazīstams arī izotops ³H ar diviem neitroniem kodolā. To sauc par tritiju un apzīmē ar simbolu T. Tritijs ir β radioaktīvs un tā pussabrukšanas periods ir 12,32 gadi.

Ir iegūti ārkārtīgi nestabili ūdeņraža izotopi ar trim, četriem, pieciem un pat sešiem neitroniem kodolā. To vidējais dzīves laiks ir apmēram 10^-22 - 10^-23 sekundes.

[izmainīt šo sadaļu] Bioloģiskā nozīme

Ūdeņradis pieder pie biogēnajiem elementiem, jo ir visu organisko vielu neatņemama sastāvdaļa. Brīvs gāzveida ūdeņradis nav toksisks.

[izmainīt šo sadaļu] Iegūšana

[izmainīt šo sadaļu] Rūpnieciskās ūdeņraža iegūšanas metodes

• ūdens tvaika katalītiskā konversija ar dažādiem ogļūdeņražiem (galvenokārt metānu);

CH₄ + H₂O ⇄ CO + 3H₂ (800 °C)

• ūdens tvaika katalītiskā konversija ar oglekļa oksīdu;

CO + H₂O ⇄ CO₂ + H₂ (600 °C)

• ogļūdeņražu nepilnīga katalītiska oksidēšana;

2CH₄ + O₂ → 2CO + 4H₂

• elektrolizējot ūdeni vai sāļu šķīdumus;

2NaCl + 2H₂O → H₂↑ + 2NaOH + Cl₂

• reaģējot ūdens tvaikiem ar oglekli (koksu) 1000°C temperatūrā.

H₂O + C → H₂ + CO

No gāzu maisījumiem ūdeņradi iegūst, atdzesējot tos līdz pietiekami zemai temperatūrai.

[izmainīt šo sadaļu] Ūdeņraža iegūšanas metodes laboratorijā

• iedarbojoties uz metāliem ar atšķaidītām skābēm (parasti ņem cinku un sālsskābi, sk. arī Kipa aparāts);

Zn + 2HCl → ZnCl₂ + H₂↑

Parasti nevar lietot slāpekļskābi, jo, tai reaģējot ar metāliem, ūdeņradis neizdalās.

• kalcijam reaģējot ar ūdeni;

Ca + 2H₂O → Ca(OH)₂ + H₂↑

• hidrolizējot hidrīdus;

NaH + H₂O → NaOH + H₂↑

• iedarbojoties ar sārmiem uz cinku vai alumīniju;

2Al + 2NaOH + 6H₂O → 2Na[Al(OH)₄] + 3H₂↑

Zn + 2KOH + 2H₂O → K₂[Zn(OH)₄] + H₂↑

• elektrolizējot sārmu vai skābju ūdens šķīdumus, pie katoda izdalās ūdeņradis.

2H₃O⁺ + 2e^- → H₂↑ + 2H₂O

Jāatceras, ka nekad nedrīkst pārbaudīt iegūtā ūdeņraža tīrību, aizdedzinot to tieši iegūšanas iekārtas izejā - tas var novest pie bīstamas eksplozijas! Ar ūdeņradi vispirms jāpiepilda mēģene, turot tās vaļējo galu uz leju, jāaiznes tālāk no iekārtas un jāaizdedzina. Tīrs ūdeņradis sadeg mierīgi, ar klusu troksni, bet netīrs, sajaukts ar gaisu - ar svilpienu vai pat nelielu sprādzienu.

[izmainīt šo sadaļu] Fiziskās īpašības

Ūdeņraža divatomu molekulas ir ar ļoti niecīgiem izmēriem un masu, tādēļ tās ir ļoti kustīgas un ūdeņraža kušanas un viršanas temperatūras ir stipri zemas (vēl zemākas ir tikai cēlgāzei hēlijam, kas vispār neveido molekulas). H₂ molekulas ir visai stabilas (sadalīties atomos sāk tikai temperatūrā, kas augstāka par 2000°C) un maz polarizējamas. Ūdeņradis tikpat kā nešķīst ūdenī un organiskos šķīdinātājos. Cietam ūdeņradim ir heksagonāls kristālrežģis. Ārkārtīgi liela spiediena (miljonos atmosfēru) iedarbībā ūdeņradis veido kristālrežģi no protoniem, bet elektroni kļūst kopīgi (sk. metāliskais ūdeņradis).

[izmainīt šo sadaļu] Ķīmiskās īpašības

Ūdeņraža atoms ir pats vienkāršākais atoms, taču ūdeņraža ķīmija nav vienkārša un stipri atšķiras no citu elementu ķīmijas. Galvenā ūdeņraža īpatnība ir tā, ka tam nav elektronu čaulas starp kodolu un un vērtības elektroniem - ūdeņraža vienīgais valences elektrons atrodas tieši kodola (šajā gadījumā protona - ūdeņraža pozitīvais jons H⁺ ir protons) iedarbības sfērā. Tāda īpatnība ir vēl vienīgi hēlijam, taču tas neveido savienojumus. Šī specifika ir pamatā sevišķam ķīmiskās saites veidam, kas sastopams tikai ūdeņraža savienojumos - ūdeņraža saitei.
Brīvā veidā protons jeb H⁺ jons parastajās ķīmiskajās reakcijās neeksistē (ja arī vienkāršības labad, piemēram, ūdens vidē norisošu reakciju vienādojumos raksta H⁺, īstenībā tas ir hidroksonija jons H₃O⁺). Ar oksidēšanas pakāpi +1 ūdeņradis veido tikai kovalentos savienojumus (pat ar tādu spēcīgu oksidētāju kā fluors). Tas var būt kompleksa veidotājs anjonu kompleksos. Savukārt oksidēšanas pakāpē -1 ūdeņradim iespējami jonu savienojumi (hidrīdi). Tātad ūdeņradis var būt gan oksidētājs, gan reducētājs.

[izmainīt šo sadaļu] Ūdeņradis kā reducētājs

[izmainīt šo sadaļu] Reakcijas ar nemetāliem

Parastajos apstākļos ūdeņradis tieši reaģē tikai ar fluoru, jo saite starp ūdeņraža atomiem tā molekulā ir visai stabila. Karsējot, apgaismojot (ar hloru) vai katalizatoru klātienē tas reaģē kā reducētājs ar daudziem nemetāliem - slāpekli, skābekli, bromu.

Ar skābekli ūdeņradis reaģē aizdedzinot vai arī platīna katalizatora klātienē:

O₂ + 2H₂ → 2H₂O (reakcija norit sprādzienveidīgi)

Divu tilpumu ūdeņraža maisījumu ar vienu tilpumu ūdeņraža sauc par sprāgstošo gāzi.

Karsējot ūdeņradis apgriezeniski veido sērūdeņradi:

S + H₂ ⇄ H₂S

Ar slāpekli ūdeņradis iedarbojas smagos apstākļos - karsējot, lielā spiedienā un dzelzs katalizatora klātienē:

N₂ + 3H₂ → 2NH₃

Ar halogēniem veido halogēnūdeņražus:

F₂ + H₂ → 2HF (reakcija noris sprādzienveidīgi pat tumsā un jebkurā temperatūrā)

Cl₂ + H₂ → 2HCl(apgaismojot reakcija noris sprādzienveidīgi)

Stipri karsējot, reaģē ar oglekli (kvēpiem):

C + 2H₂ → CH₄

[izmainīt šo sadaļu] Reakcijas ar metālu oksīdiem

Ūdeņradis spēj reducēt metālu (parasti d elementu) oksīdus līdz brīviem metāliem:

CuO + H₂ → Cu + H₂O

Fe₂O₃ + 3H₂ → 2Fe + 3H₂O

WO₃ + 3H₂ → W + 3H₂O

[izmainīt šo sadaļu] Organisku savienojumu hidrēšana

Iedarbojoties uz nepiesātinātajiem ogļūdeņražiem niķeļa katalizatora klātienē paaugstinātā temperatūrā, notiek ūdeņraža pievienošana dubultsaitēm (hidrogenēšana jeb hidrēšana):

CH₂=CH₂ + H₂ → CH₃-CH₃

Ūdeņradis reducē aldehīdus līdz spirtiem:

CH₃CHO + H₂ → C₂H₅OH.

[izmainīt šo sadaļu] Ūdeņradis kā oksidētājs

Kā oksidētājs ūdeņradis spēj reaģēt ar aktīviem metāliem (sārmu metāliem un sārmzemju metāliem), veidojot hidrīdus:

Na + H₂ → 2NaH

Ca + H₂ → CaH₂

Hidrīdi ir cietas, sāļiem līdzīgas vielas, kas viegli hidrolizējas:

CaH₂ + 2H₂O → Ca(OH)₂ + 2H₂ ↑

[izmainīt šo sadaļu] Ūdeņraža savienojumi

Ūdeņraža binārie savienojumi ir iedalāmi atkarībā no elementa, ar kuru saistījies ūdeņradis, dabas (elektronegativitātes). Ja šis elements ir maz elektronegatīvs (piemēram, sārmu metāls), veidojas hidrīdi ar jonu saiti (piemēram, LiH, CaH₂). Ja elements ir vairāk elektronegatīvs (tomēr ar zemāku elektronegativitāti nekā ūdeņradim), attiecīgie hidrīdi ir ar kovalento saiti (piemēram, B₂H₆). Hidrīdos ūdeņraža oksidēšanas pakāpe ir -1. Ja ūdeņraža un otra elementa elektronegativitātes ir līdzīgas, veidojas tā saucamie starpsavienojumi ar kovalento saiti, kuros ūdeņradis veido maz polāras saites (piemēram, metāns CH₄ vai arsēnūdeņradis AsH₃).
Savienojoties ar elementiem, kas jūtami elektronegatīvāki par ūdeņradi, tā atoms polarizējas pozitīvi (oksidēšanas pakāpe +1). Pazīstamākais no šādiem kovalentajiem savienojumiem ir ūdeņraža oksīds H₂O jeb ūdens. Binārajiem savienojumiem ar fluoru, skābekli un slāpekli (fluorūdeņradim, ūdenim un amonjakam) ir sevišķi raksturīga starpmolekulāro ūdeņraža saišu veidošanās, tādēļ to kušanas un viršanas temperatūras ir anomāli augstas. Ūdeņradim oksidēšanas pakāpe +1 ir arī visās "klasiskajās" skābēs (kā HNO₃ vai H₂SO₄) un to tā saucamajos skābajos sāļos.

Ūdeņradis var veidot anjonu kompleksus, ko sauc par hidrogenātiem. Piemēram, kālija fluorīds ar fluorūdeņražskābi veido kālija hidrogēnfluorīdu jeb kālija difluorohidrogenātu:

KF + HF → K[HF₂]

Analoģiski veidojas kālija dinitratohidrogenāts:

KNO₃ + HNO₃ → K[H(NO₃)₂]

Hidrogenāti var eksistēt vai nu cietā veidā, vai arī neūdens šķīdumos (dažreiz arī piesātinātos ūdens šķīdumos). Šie kompleksi rodas, veidojoties starpatomārai ūdeņraža saitei (piemēram, [F···H···F]⁻), kas ir trīsreiz stabilāka, nekā starpmolekulārā ūdeņraža saite.

Ar d un f elementiem (pārejas metāliem) ūdeņradis veido hidrīdus ar metāliskām īpašībām (lielu elektrovadītspēju un siltumvadītspēju). Lielākoties šādiem hidrīdiem ir nestehiometrisks sastāvs.

[izmainīt šo sadaļu] Izmantošana

Ūdeņradi plaši lieto ķīmiskajā rūpniecībā - hlorūdeņraža, amonjaka, metanola sintēzēm, ka arī dažādu degvielu un tauku hidrogenēšanai. Maisījumā ar CO (sk. ūdens gāze) to lieto kā kurināmo. Pēdējā laikā tīru ūdeņradi sāk lietot kā alternatīvo degvielu, kam ir liela siltumietilpība un kas sadegot nerada kaitīgus izmešus (sk. ūdeņraža enerģētika).
Ciets ūdeņradis ir laba raķešu degviela. Ūdeņradis, degot skābeklī, dod ļoti karstu liesmu (līdz 2600°C), ar kuras palīdzību var griezt un metināt grūti kūstošus metālus, kā arī kvarcu un citus materiālus. Ūdeņradi lieto arī gāzu hromatogrāfijā katarometrisko un liesmas jonizācijas detektoru darbināšanai. Šķidru ūdeņradi izmanto pūslīšu kamerās elementārdaļiņu reģistrēšanai.

Agrāk ūdeņradi lietoja gaisa balonu un dirižabļu uzpildīšanā, bet mūsdienās to aizstāj ar ugunsdrošo hēliju.

Deitērijam un tritijam ir liela nozīme kodolreakciju realizēšanā atomenerģētikā un kodolieročos (sk. ūdeņraža bumba).