Ar ko ūdeņradis reaģē bez karsēšanas? Kāda veida viela ir ūdeņradis? Ūdeņraža ķīmiskās un fizikālās īpašības

IN periodiskā tabulaŪdeņradis atrodas divās elementu grupās, kas pēc īpašībām ir absolūti pretējas. Šī funkcija padara to pilnīgi unikālu. Ūdeņradis ir ne tikai elements vai viela, bet arī ir neatņemama sastāvdaļa daudzi sarežģīti savienojumi, organogēni un biogēni elementi. Tāpēc aplūkosim tā īpašības un īpašības sīkāk.

Uzliesmojošu gāzu izdalīšanās metālu un skābju mijiedarbības laikā tika novērota jau 16. gadsimtā, tas ir, ķīmijas kā zinātnes veidošanās laikā. Slavenais angļu zinātnieks Henrijs Kavendišs pētīja vielu, sākot ar 1766. gadu, un deva tai nosaukumu “degošs gaiss”. Dedzinot šī gāze radīja ūdeni. Diemžēl zinātnieka pieturēšanās pie flogistona (hipotētiskās "ultrasmalkās vielas") teorijas neļāva viņam izdarīt pareizos secinājumus.

Franču ķīmiķis un dabaszinātnieks A. Lavuazjē kopā ar inženieri J. Menjē un ar speciālu gazometru palīdzību 1783. gadā sintezēja ūdeni un pēc tam analizēja to, sadalot ūdens tvaikus ar karstu dzelzi. Tādējādi zinātnieki varēja nonākt pie pareiziem secinājumiem. Viņi atklāja, ka "degošs gaiss" ir ne tikai ūdens daļa, bet arī to var iegūt.

1787. gadā Lavuazjē ierosināja, ka pētāmā gāze ir vienkārša viela un attiecīgi pieder pie primārās. ķīmiskie elementi. Viņš to sauca par ūdeņradi (no grieķu vārdiem hydor - ūdens + gennao - es dzemdēju), t.i., "ūdens dzemdēšana".

Krievu nosaukumu “ūdeņradis” 1824. gadā ierosināja ķīmiķis M. Solovjevs. Ūdens sastāva noteikšana iezīmēja “flogistona teorijas” beigas. 18. un 19. gadsimta mijā tika konstatēts, ka ūdeņraža atoms ir ļoti viegls (salīdzinot ar citu elementu atomiem), un tā masa tika ņemta par pamatvienību atomu masu salīdzināšanai, saņemot vērtību, kas vienāda ar 1.

Fizikālās īpašības

Ūdeņradis ir vieglākā zinātnei zināmā viela (tas ir 14,4 reizes vieglāks par gaisu), tā blīvums ir 0,0899 g/l (1 atm, 0 °C). Šis materiāls kūst (sacietē) un vārās (sašķidrinās) attiecīgi -259,1 ° C un -252,8 ° C temperatūrā (tikai hēlijam ir zemāka viršanas un kušanas temperatūra).

Ūdeņraža kritiskā temperatūra ir ārkārtīgi zema (-240 °C). Šī iemesla dēļ tā sašķidrināšana ir diezgan sarežģīts un dārgs process. Vielas kritiskais spiediens ir 12,8 kgf/cm², un kritiskais blīvums ir 0,0312 g/cm³. No visām gāzēm ūdeņradim ir visaugstākā siltumvadītspēja: pie 1 atm un 0 °C tā ir vienāda ar 0,174 W/(mxK).

Vielas īpatnējā siltumietilpība tādos pašos apstākļos ir 14,208 kJ/(kgxK) vai 3,394 cal/(gh°C). Šis elements nedaudz šķīst ūdenī (apmēram 0,0182 ml/g pie 1 atm un 20 °C), bet labi šķīst lielākajā daļā metālu (Ni, Pt, Pa un citos), īpaši pallādijā (apmēram 850 tilpumi uz Pd tilpumu). .

Pēdējā īpašība ir saistīta ar tā spēju izkliedēties, un difūziju caur oglekļa sakausējumu (piemēram, tēraudu) var pavadīt sakausējuma iznīcināšana ūdeņraža mijiedarbības ar oglekli dēļ (šo procesu sauc par dekarbonizāciju). Šķidrā stāvoklī viela ir ļoti viegla (blīvums - 0,0708 g/cm³ pie t° = -253 °C) un šķidra (viskozitāte - 13,8 spoisi tādos pašos apstākļos).

Daudzos savienojumos šim elementam ir +1 valence (oksidācijas pakāpe), tāpat kā nātrijs un citi sārmu metāli. To parasti uzskata par šo metālu analogu. Attiecīgi viņš vada periodiskās sistēmas I grupu. Metālu hidrīdos ūdeņraža jonam ir negatīvs lādiņš (oksidācijas pakāpe ir -1), tas ir, Na+H- struktūra ir līdzīga Na+Cl-hlorīdam. Saskaņā ar šo un dažiem citiem faktiem (elementa “H” un halogēnu fizikālo īpašību līdzība, spēja to aizstāt ar halogēniem organiskajos savienojumos) ūdeņradis tiek klasificēts periodiskās sistēmas VII grupā.

Normālos apstākļos molekulārajam ūdeņradim ir zema aktivitāte, tieši savienojoties tikai ar visaktīvākajiem nemetāliem (ar fluoru un hloru, ar pēdējo gaismā). Savukārt, sildot, tas mijiedarbojas ar daudziem ķīmiskiem elementiem.

Atomu ūdeņradim ir paaugstināta ķīmiskā aktivitāte (salīdzinājumā ar molekulāro ūdeņradi). Ar skābekli tas veido ūdeni pēc formulas:

Н₂ + ½О₂ = Н₂О,

izdalot 285,937 kJ/mol siltuma vai 68,3174 kcal/mol (25 °C, 1 atm). Normālos temperatūras apstākļos reakcija norit diezgan lēni, un pie t° >= 550 °C tā ir nekontrolējama. Ūdeņraža + skābekļa maisījuma sprādzienbīstamības robežas pēc tilpuma ir 4–94% H2, bet ūdeņraža + gaisa maisījumam ir 4–74% H2 (maisījumu, kurā ir divi tilpumi H2 un viens tilpums O2, sauc par detonējošu gāzi).

Šo elementu izmanto, lai reducētu lielāko daļu metālu, jo tas atdala skābekli no oksīdiem:

Fe₃O₄ + 4H₂ = 3Fe + 4H₂O,

CuO + H₂ = Cu + H₂O utt.

Ūdeņradis veido ūdeņraža halogenīdus ar dažādiem halogēniem, piemēram:

H2 + Cl2 = 2HCl.

Taču, reaģējot ar fluoru, ūdeņradis uzsprāgst (tas notiek arī tumsā, pie -252 ° C), ar bromu un hloru tas reaģē tikai sildot vai apgaismots, un ar jodu - tikai karsējot. Mijiedarbojoties ar slāpekli, veidojas amonjaks, bet tikai uz katalizatora, paaugstinātā spiedienā un temperatūrā:

ЗН₂ + N₂ = 2NN₃.

Sildot, ūdeņradis aktīvi reaģē ar sēru:

H₂ + S = H2S (sērūdeņradis),

un daudz grūtāk ar telūru vai selēnu. Ūdeņradis reaģē ar tīru oglekli bez katalizatora, bet augstā temperatūrā:

2H₂ + C (amorfs) = CH₂ (metāns).

Šī viela tieši reaģē ar dažiem metāliem (sārmu, sārmzemju un citiem), veidojot hidrīdus, piemēram:

H₂ + 2Li = 2LiH.

Svarīgi praktiska nozīme ir mijiedarbība starp ūdeņradi un oglekļa (II) monoksīdu. Šajā gadījumā atkarībā no spiediena, temperatūras un katalizatora veidojas dažādi organiskie savienojumi: HCHO, CH₃OH utt. Nepiesātinātie ogļūdeņraži reakcijas laikā kļūst piesātināti, piemēram:

С n Н₂ n + Н₂ = С n Н₂ n ₊₂.

Ūdeņradim un tā savienojumiem ir izcila loma ķīmijā. Tas nosaka skābās īpašības tā saukto. protonskābes, mēdz veidot ūdeņraža saites ar dažādiem elementiem, kas būtiski ietekmē daudzu neorganisko un organisko savienojumu īpašības.

Ūdeņraža ražošana

Galvenie izejvielu veidi šī elementa rūpnieciskai ražošanai ir naftas rafinēšanas gāzes, dabīgās degošās un koksa krāsns gāzes. To iegūst arī no ūdens elektrolīzes ceļā (vietās, kur ir pieejama elektrība). Viena no svarīgākajām metodēm materiāla ražošanai no dabasgāze Tiek aplūkota ogļūdeņražu, galvenokārt metāna, katalītiskā mijiedarbība ar ūdens tvaikiem (tā sauktā konversija). Piemēram:

CH₄ + H₂O = CO + ZN2.

Nepilnīga ogļūdeņražu oksidēšana ar skābekli:

CH₄ + ½O2 = CO + 2H₂.

Sintezētais oglekļa monoksīds (II) tiek pārveidots:

CO + H₂O = CO₂ + H₂.

No dabasgāzes ražotais ūdeņradis ir lētākais.

Izmanto ūdens elektrolīzei D.C., kas tiek izlaista caur NaOH vai KOH šķīdumu (skābes netiek izmantotas, lai izvairītos no iekārtas korozijas). IN laboratorijas apstākļi materiālu iegūst ūdens elektrolīzē vai sālsskābes un cinka reakcijas rezultātā. Tomēr biežāk tiek izmantots jau gatavs rūpnīcas materiāls cilindros.

Šis elements ir izolēts no naftas rafinēšanas gāzēm un koksa krāsns gāzes, atdalot visas pārējās gāzu maisījuma sastāvdaļas, jo dziļas dzesēšanas laikā tās vieglāk sašķidrinās.

Šo materiālu rūpnieciski sāka ražot 18. gadsimta beigās. Toreiz to izmantoja balonu piepildīšanai. Šobrīd ūdeņradi plaši izmanto rūpniecībā, galvenokārt ķīmiskajā rūpniecībā, amonjaka ražošanai.

Vielas masveida patērētāji ir metilspirtu un citu spirtu, sintētiskā benzīna un daudzu citu produktu ražotāji. Tos iegūst sintēzes ceļā no oglekļa monoksīda (II) un ūdeņraža. Ūdeņradi izmanto smagā un cietā šķidrā kurināmā, tauku uc hidrogenēšanai, HCl sintēzei, naftas produktu hidroapstrādē, kā arī metāla griešanā/metināšanā. Svarīgākie elementi priekš kodolenerģija ir tā izotopi - tritijs un deitērijs.

Ūdeņraža bioloģiskā loma

Apmēram 10% no dzīvo organismu masas (vidēji) nāk no šī elementa. Tā ir daļa no ūdens un svarīgākajām dabisko savienojumu grupām, tostarp olbaltumvielām, nukleīnskābēm, lipīdiem un ogļhidrātiem. Kādam nolūkam to lieto?

Šim materiālam ir izšķiroša loma: proteīnu telpiskās struktūras uzturēšanā (kvartārā), komplementaritātes principa īstenošanā. nukleīnskābes(t.i., ģenētiskās informācijas ieviešanā un uzglabāšanā), kopumā “atpazīšanā” molekulārā līmenī.

Ūdeņraža jons H+ piedalās svarīgās dinamiskās reakcijās/procesos organismā. Tostarp: bioloģiskajā oksidācijā, kas nodrošina dzīvās šūnas ar enerģiju, biosintēzes reakcijās, fotosintēzē augos, baktēriju fotosintēzē un slāpekļa fiksācijā, skābju-bāzes līdzsvara un homeostāzes uzturēšanā, membrānas transporta procesos. Kopā ar oglekli un skābekli tas veido dzīvības parādību funkcionālo un strukturālo pamatu.

Ūdeņradis ir vienkārša viela H2 (diūdeņradis, diprotijs, vieglais ūdeņradis).

Īsumā ūdeņraža raksturlielums:

• Nemetāla.
• Bezkrāsaina gāze, grūti sašķidrināta.
• Slikti šķīst ūdenī.
• Tas labāk šķīst organiskajos šķīdinātājos.
• Ķīmiska absorbcija ar metāliem: dzelzs, niķelis, platīns, palādijs.
• Spēcīgs reducētājs.
• Mijiedarbojas (augstā temperatūrā) ar nemetāliem, metāliem, metālu oksīdiem.
• Atomu ūdeņradim H0, kas iegūts no H2 termiskās sadalīšanās, ir vislielākā reducēšanas spēja.
• Ūdeņraža izotopi:
  • 1 H - protium
  • 2H — deitērijs (D)
  • 3H — tritijs (T)
• Relatīvā molekulmasa = 2,016
• Cietā ūdeņraža relatīvais blīvums (t=-260°C) = 0,08667
• Šķidrā ūdeņraža relatīvais blīvums (t=-253°C) = 0,07108
• Pārspiediens (nr.) = 0,08988 g/l
• kušanas temperatūra = -259,19°C
• viršanas temperatūra = -252,87°C
• Tilpuma ūdeņraža šķīdības koeficients:
  • (t=0°C) = 2,15;
  • (t=20°C) = 1,82;
  • (t=60°C) = 1,60;

1. Ūdeņraža termiskā sadalīšanās(t = 2000-3500°C):
H 2 ↔ 2H 0

2. Ūdeņraža mijiedarbība ar nemetāli:

• H2+F2=2HF (t=-250...+20°C)
• H 2 +Cl 2 = 2HCl (kad tiek sadedzināts vai pakļauts gaismai istabas temperatūrā):
  • Cl 2 = 2Cl 0
  • Cl 0 + H 2 = HCl + H 0
  • H 0 +Cl 2 = HCl + Cl 0
• H2 +Br2 = 2HBr (t = 350-500°C, platīna katalizators)
• H2 +I2 = 2HI (t = 350-500°C, platīna katalizators)
• H2+O2=2H2O:
  • H 2 + O 2 = 2OH 0
  • OH 0 + H 2 = H 2 O + H 0
  • H 0 + O 2 = OH 0 + O 0
  • O 0 + H 2 = OH 0 + H 0
• H2+S = H2S (t=150...200°C)
• 3H2 +N2 = 2NH3 (t = 500°C, dzelzs katalizators)
• 2H2 +C(kokss) = CH4 (t = 600°C, platīna katalizators)
• H2 +2C(kokss) = C2H2 (t=1500..2000°C)
• H2 +2C(kokss)+N2 = 2HCN (t vairāk nekā 1800°C)

3. Ūdeņraža mijiedarbība ar sarežģītas vielas:

• 4H 2 +(Fe II Fe 2 III)O 4 = 3Fe+4H 2 O (t vairāk nekā 570°C)
• H2 +Ag2SO4 = 2Ag+H2SO4 (t vairāk nekā 200°C)
• 4H2 +2Na2SO4 = Na2S + 4H2O (t = 550-600°C, katalizators Fe 2O 3)
• 3H2 +2BCl3 = 2B+6HCl (t = 800-1200°C)
• H2 +2EuCl3 = 2EuCl2 +2HCl (t = 270°C)
• 4H 2 +CO 2 = CH 4 + 2H 2 O (t = 200°C, CuO 2 katalizators)
• H2 +CaC2 = Ca+C2H2 (t virs 2200°C)
• H2 +BaH2 = Ba(H2)2 (no t līdz 0°C, šķīdums)

4. Ūdeņraža līdzdalība redoksreakcijas:

• 2H 0 (Zn, atšķaidīts HCl) + KNO 3 = KNO 2 + H 2 O
• 8H 0 (Al, koncentr. KOH) + KNO 3 = NH 3 + KOH + 2H 2 O
• 2H 0 (Zn, atšķaidīts HCl) + EuCl 3 = 2EuCl 2 + 2HCl
• 2H 0 (Al)+NaOH(konc.)+Ag 2S = 2Ag↓+H2O+NaHS
• 2H 0 (Zn, atšķ. H2SO4) + C2N2 = 2HCN

Ūdeņraža savienojumi

D 2 - dideitērijs:

• Smagais ūdeņradis.
• Bezkrāsaina gāze, grūti sašķidrināta.
• Dideitērijs dabīgajā ūdeņradi satur 0,012-0,016% (pēc svara).
• Dideitērija un protija gāzu maisījumā izotopu apmaiņa notiek augstā temperatūrā.
• Nedaudz šķīst parastajā un smagā ūdenī.
• Ar parastu ūdeni izotopu apmaiņa ir niecīga.
• Ķīmiskās īpašības ir līdzīgas vieglajam ūdeņradim, bet dideiterijs ir mazāk reaģējošs.
• Relatīvā molekulmasa = 4,028
• Šķidrā dideitērija relatīvais blīvums (t=-253°C) = 0,17
• kušanas temperatūra = -254,5°C
• viršanas temperatūra = -249,49°C

T 2 - ditrijs:

• Supersmags ūdeņradis.
• Bezkrāsaina radioaktīvā gāze.
• Pusperiods 12,34 gadi.
• Dabā ditrijs veidojas 14 N kodolu bombardēšanas rezultātā ar kosmiskā starojuma palīdzību, dabiskajos ūdeņos ir atrastas ditritija pēdas.
• Ditriciju iegūst no kodolreaktors litija bombardēšana ar lēniem neitroniem.
• Relatīvā molekulmasa = 6,032
• kušanas temperatūra = -252,52°C
• viršanas temperatūra = -248,12°C

HD - deitērija ūdeņradis:

• Bezkrāsaina gāze.
• Nešķīst ūdenī.
• Ķīmiskās īpašības līdzīgas H2.
• Relatīvā molekulmasa = 3,022
• Cietā deitērija ūdeņraža relatīvais blīvums (t=-257°C) = 0,146
• Pārspiediens (nr.) = 0,135 g/l
• kušanas temperatūra = -256,5°C
• viršanas temperatūra = -251,02°C

Ūdeņraža oksīdi

H 2 O - ūdens:

• Bezkrāsains šķidrums.
• Pēc skābekļa izotopu sastāva ūdens sastāv no H 2 16 O ar piemaisījumiem H 2 18 O un H 2 17 O
• Saskaņā ar ūdeņraža izotopu sastāvu ūdens sastāv no 1 H 2 O ar HDO piejaukumu.
• Šķidrajam ūdenim tiek veikta protolīze (H 3 O + un OH -):
  • H 3 O + (oksonija katjons) ir visvairāk stipra skābeūdens šķīdumā;
  • OH - (hidroksīda jons) ir spēcīgākā bāze ūdens šķīdumā;
  • Ūdens ir vājākais konjugētais protolīts.
• Ar daudzām vielām ūdens veido kristāliskus hidrātus.
• Ūdens ir ķīmiski aktīva viela.
• Ūdens ir universāls šķidrs šķīdinātājs neorganiskiem savienojumiem.
• Ūdens relatīvā molekulmasa = 18,02
• Cietā ūdens (ledus) relatīvais blīvums (t=0°C) = 0,917
• Šķidra ūdens relatīvais blīvums:
  • (t=0°C) = 0,999841
  • (t=20°C) = 0,998203
  • (t=25°C) = 0,997044
  • (t=50°C) = 0,97180
  • (t=100°C) = 0,95835
• blīvums (n.s.) = 0,8652 g/l
• kušanas temperatūra = 0°C
• viršanas temperatūra = 100°C
• Ūdens jonu produkts (25°C) = 1,008·10 -14

1. Ūdens termiskā sadalīšanās:
2H 2O ↔ 2H 2 +O 2 (virs 1000°C)

D 2 O - deitērija oksīds:

• Smags ūdens.
• Bezkrāsains higroskopisks šķidrums.
• Viskozitāte ir augstāka nekā ūdens.
• Sajauc ar parasto ūdeni neierobežotā daudzumā.
• Izotopu apmaiņa rada pussmagu ūdeni HDO.
• Šķīdinātāja jauda ir zemāka nekā parastajam ūdenim.
• Deitērija oksīda ķīmiskās īpašības ir līdzīgas ūdens ķīmiskajām īpašībām, taču visas reakcijas notiek lēnāk.
• Dabiskajā ūdenī ir smagais ūdens (masas attiecība pret parasto ūdeni 1:5500).
• Deitērija oksīdu iegūst dabiskā ūdens atkārtotā elektrolīzē, kurā smagais ūdens uzkrājas elektrolīta atlikumos.
• Smagā ūdens relatīvā molekulmasa = 20,03
• Šķidra smagā ūdens relatīvais blīvums (t=11,6°C) = 1,1071
• Šķidra smagā ūdens relatīvais blīvums (t=25°C) = 1,1042
• kušanas temperatūra = 3,813°C
• viršanas temperatūra = 101,43°C

T 2 O - tritija oksīds:

• Super smags ūdens.
• Bezkrāsains šķidrums.
• Viskozitāte ir augstāka un šķīdināšanas spēja ir zemāka nekā parastajam un smagajam ūdenim.
• Sajauc ar parasto un smago ūdeni neierobežotā daudzumā.
• Izotopu apmaiņa ar parasto un smago ūdeni noved pie HTO, DTO veidošanās.
• Supersmagā ūdens ķīmiskās īpašības ir līdzīgas ūdens ķīmiskajām īpašībām, taču visas reakcijas norit vēl lēnāk nekā smagajā ūdenī.
• Tritija oksīda pēdas ir atrodamas dabiskajā ūdenī un atmosfērā.
• Supersmago ūdeni iegūst, izlaižot tritiju virs karsta vara oksīda CuO.
• Supersmagā ūdens relatīvā molekulmasa = 22,03
• kušanas temperatūra = 4,5°C

Ūdeņradi 18. gadsimta otrajā pusē atklāja angļu zinātnieks fizikas un ķīmijas jomā G. Kavendišs. Viņam izdevās izolēt vielu tīrā stāvoklī, viņš sāka to pētīt un aprakstīja tās īpašības.

Šis ir stāsts par ūdeņraža atklāšanu. Eksperimentu laikā pētnieks noskaidroja, ka tā ir viegli uzliesmojoša gāze, kurai, sadegot gaisā, rodas ūdens. Tas noveda pie ūdens kvalitatīvā sastāva noteikšanas.

Kas ir ūdeņradis

Franču ķīmiķis A. Lavuazjē ūdeņradi kā vienkāršu vielu pirmo reizi pasludināja 1784. gadā, jo viņš noteica, ka tā molekulā ir tāda paša tipa atomi.

Ķīmiskā elementa nosaukums latīņu valodā izklausās kā hidrogēnijs (lasiet "hidrogēnijs"), kas nozīmē "ūdeni dodošs". Nosaukums attiecas uz degšanas reakciju, kas rada ūdeni.

Ūdeņraža raksturojums

Ūdeņraža apzīmējums N. Mendeļejevs šim ķīmiskajam elementam piešķīra pirmo atomskaitli, ievietojot to pirmās grupas un pirmā perioda galvenajā apakšgrupā un nosacīti septītās grupas galvenajā apakšgrupā.

Ūdeņraža atomu masa (atommasa) ir 1,00797. H2 molekulmasa ir 2 a. e. Molārā masa skaitliski vienāds ar to.

To attēlo trīs izotopi, kuriem ir īpašs nosaukums: visizplatītākais protijs (H), smagais deitērijs (D), radioaktīvais tritijs (T).

Tas ir pirmais elements, ko vienkāršā veidā var pilnībā sadalīt izotopos. Tā pamatā ir liela izotopu masas atšķirība. Pirmo reizi process tika veikts 1933. Tas izskaidrojams ar to, ka tikai 1932. gadā tika atklāts izotops ar masu 2.

Fizikālās īpašības

Normālos apstākļos vienkāršā viela ūdeņradis diatomu molekulu veidā ir gāze, bezkrāsaina, bez garšas un smaržas. Nedaudz šķīst ūdenī un citos šķīdinātājos.

Kristalizācijas temperatūra - 259,2 o C, viršanas temperatūra - 252,8 o C.Ūdeņraža molekulu diametrs ir tik mazs, ka tām ir iespēja lēnām difundēt caur vairākiem materiāliem (gumiju, stiklu, metāliem). Šo īpašību izmanto, ja nepieciešams attīrīt ūdeņradi no gāzveida piemaisījumiem. Kad n. u. ūdeņraža blīvums ir 0,09 kg/m3.

Vai ir iespējams pārveidot ūdeņradi metālā pēc analoģijas ar elementiem, kas atrodas pirmajā grupā? Zinātnieki noskaidrojuši, ka ūdeņradis apstākļos, kad spiediens tuvojas 2 miljoniem atmosfēru, sāk absorbēt infrasarkanos starus, kas liecina par vielas molekulu polarizāciju. Varbūt ar pat vairāk augsts spiediensūdeņradis kļūs par metālu.

Tas ir interesanti: Pastāv pieņēmums, ka uz milzu planētām Jupitera un Saturna ūdeņradis ir atrodams metāla formā. Tiek pieņemts, ka zemes kodolā ir arī metālisks ciets ūdeņradis, pateicoties īpaši augstajam spiedienam, ko rada zemes apvalks.

Ķīmiskās īpašības

IN ķīmiskā reakcija ar ūdeņradi reaģē gan ar vienkāršu, gan sarežģītas vielas. Bet ūdeņraža zemo aktivitāti nepieciešams palielināt, radot atbilstošus apstākļus - paaugstinot temperatūru, izmantojot katalizatorus utt.

Sildot, vienkāršas vielas, piemēram, skābeklis (O 2), hlors (Cl 2), slāpeklis (N 2), sērs (S) reaģē ar ūdeņradi.

Ja jūs aizdedzinat tīru ūdeņradi gāzes izplūdes caurules galā gaisā, tas sadegs vienmērīgi, bet tikko manāmi. Ja novietojat gāzes izplūdes cauruli tīra skābekļa atmosfērā, tad reakcijas rezultātā degšana turpināsies, veidojot ūdens pilienus uz trauka sienām:

Ūdens sadegšanu pavada liela siltuma daudzuma izdalīšanās. Tā ir eksotermiska savienojuma reakcija, kurā ūdeņradis oksidē ar skābekli, veidojot oksīdu H 2 O. Tā ir arī redoksreakcija, kurā tiek oksidēts ūdeņradis un reducēts skābeklis.

Reakcija ar Cl2 notiek līdzīgi, veidojot hlorūdeņradi.

Slāpekļa mijiedarbībai ar ūdeņradi ir nepieciešama augsta temperatūra un augsts spiediens, kā arī katalizatora klātbūtne. Rezultāts ir amonjaks.

Reakcijas rezultātā ar sēru veidojas sērūdeņradis, kura atpazīšanu atvieglo puvušu olu raksturīgā smaka.

Ūdeņraža oksidācijas pakāpe šajās reakcijās ir +1, bet tālāk aprakstītajos hidrīdos - 1.

Reaģējot ar dažiem metāliem, veidojas hidrīdi, piemēram, nātrija hidrīds - NaH. Daži no šiem kompleksajiem savienojumiem tiek izmantoti kā degviela raķetēm, kā arī kodolenerģētikā.

Ūdeņradis reaģē arī ar kompleksās kategorijas vielām. Piemēram, ar vara (II) oksīdu, formula CuO. Lai veiktu reakciju, vara ūdeņradis tiek izvadīts virs sakarsēta pulverveida vara (II) oksīda. Mijiedarbības laikā reaģents maina savu krāsu un kļūst sarkanbrūns, un ūdens pilieni nosēžas uz mēģenes aukstajām sieniņām.

Reakcijas laikā tiek oksidēts ūdeņradis, veidojot ūdeni, un varš no oksīda tiek reducēts uz vienkāršu vielu (Cu).

Lietojumprogrammas

Ūdeņradim ir liela nozīme cilvēkiem, un to izmanto dažādās jomās:

1. IN ķīmiskā ražošana– tās ir izejvielas, citās nozarēs – degviela. Naftas ķīmijas un naftas pārstrādes uzņēmumi nevar iztikt bez ūdeņraža.
2. Elektroenerģijas nozarē šī vienkāršā viela darbojas kā dzesēšanas līdzeklis.
3. Melnajā un krāsainajā metalurģijā ūdeņradim ir reducētāja loma.
4. Tas palīdz radīt inertu vidi, iesaiņojot produktus.
5. Farmācijas rūpniecība - izmanto ūdeņradi kā reaģentu ūdeņraža peroksīda ražošanā.
6. Laika apstākļu baloni ir piepildīti ar šo vieglo gāzi.
7. Šis elements ir pazīstams arī kā degvielas reduktors raķešu dzinējiem.

Zinātnieki vienbalsīgi prognozē, ka ūdeņraža degviela ieņems vadību enerģētikas sektorā.

Saņemšana rūpniecībā

Rūpniecībā ūdeņradi iegūst elektrolīzes ceļā, kas tiek pakļauts ūdenī izšķīdinātu sārmu metālu hlorīdu vai hidroksīdu iedarbībai. Izmantojot šo metodi, ir iespējams arī iegūt ūdeņradi tieši no ūdens.

Šiem nolūkiem izmanto koksa vai metāna pārveidošanu ar ūdens tvaikiem. Metāna sadalīšanās paaugstinātā temperatūrā rada arī ūdeņradi. Tiek izmantota arī koksa krāsns gāzes sašķidrināšana ar frakcionētu metodi rūpnieciskā ražošanaūdeņradis.

Iegūts laboratorijā

Laboratorijā ūdeņraža ražošanai izmanto Kipp aparātu.

Reaģenti ir sālsskābe vai sērskābe un cinks. Reakcija rada ūdeņradi.

Ūdeņraža atrašana dabā

Ūdeņradis ir izplatītāks nekā jebkurš cits Visuma elements. Lielākā daļa zvaigžņu, tostarp Saule un citas kosmiskie ķermeņi veido ūdeņradi.

IN zemes garoza tas ir tikai 0,15%. Tas ir daudzos minerālos, visos organisko vielu, kā arī ūdenī, kas klāj 3/4 no mūsu planētas virsmas.

Augšējos atmosfēras slāņos var atrast ūdeņraža pēdas tīrā formā. Tas ir atrodams arī vairākās uzliesmojošās dabas gāzēs.

Gāzveida ūdeņradis ir vismazāk blīvs, un šķidrais ūdeņradis ir blīvākā viela uz mūsu planētas. Ar ūdeņraža palīdzību jūs varat mainīt savas balss tembru, ja to ieelpojat un izelpojot runājat.

Visspēcīgākā darbības centrā ūdeņraža bumba slēpjas vieglākā atoma šķelšanās.

Ūdeņradis H ir ķīmiskais elements, viens no visizplatītākajiem mūsu Visumā. Ūdeņraža kā elementa masa vielu sastāvā ir 75% no cita veida atomu kopējā satura. Tā ir daļa no vissvarīgākā un vissvarīgākā savienojuma uz planētas - ūdens. Ūdeņraža īpatnība ir arī tā, ka tas ir pirmais elements D. I. Mendeļejeva periodiskajā ķīmisko elementu sistēmā.

Atklāšana un izpēte

Pirmā pieminēšana par ūdeņradi Paracelza rakstos ir datēta ar sešpadsmito gadsimtu. Bet tā izolāciju no gaisa gāzu maisījuma un uzliesmojošo īpašību izpēti jau septiņpadsmitajā gadsimtā veica zinātnieks Lemery. Ūdeņradi rūpīgi izpētīja angļu ķīmiķis, fiziķis un dabaszinātnieks, kurš eksperimentāli pierādīja, ka ūdeņraža masa ir mazākā salīdzinājumā ar citām gāzēm. Turpmākajos zinātnes attīstības posmos ar viņu strādāja daudzi zinātnieki, jo īpaši Lavuazjē, kurš viņu sauca par “ūdens radītāju”.

Raksturlielumi pēc amata PSHE

Elements, kas atver D.I. Mendeļejeva periodisko tabulu, ir ūdeņradis. Fiziskā un ķīmiskās īpašības atomiem ir noteikta dualitāte, jo ūdeņradis vienlaikus tiek klasificēts kā pirmās grupas, galvenās apakšgrupas, dalībnieks, ja tas uzvedas kā metāls un procesā ziedo vienu elektronu ķīmiskā reakcija, un uz septīto - valences apvalka pilnīgas piepildīšanas gadījumā, tas ir, negatīvas daļiņas uztveršana, kas to raksturo kā līdzīgu halogēniem.

Elementa elektroniskās struktūras iezīmes

Sarežģīto vielu, kurās tas ir iekļauts, un vienkāršākās vielas H2 īpašības galvenokārt nosaka ūdeņraža elektroniskā konfigurācija. Daļiņai ir viens elektrons ar Z= (-1), kas griežas savā orbītā ap kodolu, kas satur vienu protonu ar masas vienību un pozitīvu lādiņu (+1). Viņa elektroniskā konfigurācija ir rakstīts kā 1s 1, kas nozīmē vienas negatīvas daļiņas klātbūtni pašā pirmajā un vienīgajā ūdeņraža s-orbitālē.

Kad elektrons tiek noņemts vai atdots, un šī elementa atomam ir tāda īpašība, ka tas ir saistīts ar metāliem, tiek iegūts katjons. Būtībā ūdeņraža jons ir pozitīva elementārdaļiņa. Tāpēc ūdeņradi, kam atņemts elektrons, vienkārši sauc par protonu.

Fizikālās īpašības

Īsi raksturojot ūdeņradi, tā ir bezkrāsaina, nedaudz šķīstoša gāze, kuras relatīvā atommasa ir 2,14,5 reizes vieglāka par gaisu, un sašķidrināšanas temperatūra ir -252,8 grādi pēc Celsija.

No pieredzes varat viegli pārbaudīt, vai H 2 ir vieglākais. Lai to izdarītu, pietiek piepildīt trīs bumbiņas ar dažādām vielām - ūdeņradi, oglekļa dioksīdu, parasto gaisu - un vienlaikus atbrīvot tās no rokas. Visātrāk zemi sasniegs ar CO 2 piepildītais, pēc tam ar gaisa maisījumu uzpūstais nolaidīsies, bet H 2 saturošais pacelsies līdz griestiem.

Ūdeņraža daļiņu mazā masa un izmērs attaisno tā spēju iekļūt dažādas vielas. Izmantojot tās pašas bumbas piemēru, to ir viegli pārbaudīt pēc pāris dienām, jo ​​gāze vienkārši iet cauri gumijai. Ūdeņradis var uzkrāties arī dažu metālu (palādija vai platīna) struktūrā un, paaugstinoties temperatūrai, no tā iztvaikot.

Ūdeņraža zemās šķīdības īpašība tiek izmantota laboratorijas praksē, lai to izolētu, izspiežot ūdeņradi (tālāk redzamajā tabulā ir norādīti galvenie parametri), lai noteiktu tā pielietojuma jomu un ražošanas metodes.

Vienkāršas vielas atoma vai molekulas parametrs	Nozīme
Atomu masa (molmasa)	1,008 g/mol
Elektroniskā konfigurācija	1s 1
Kristāla režģis	Sešstūrains
Siltumvadītspēja	(300 K) 0,1815 W/(m K)
Blīvums pie n. u.	0,08987 g/l
Vārīšanās temperatūra	-252,76 °C
Īpatnējais sadegšanas siltums	120,9 10 6 J/kg
Kušanas punkts	-259,2 °C
Šķīdība ūdenī	18,8 ml/l

Izotopu sastāvs

Tāpat kā daudziem citiem ķīmisko elementu periodiskās sistēmas pārstāvjiem, ūdeņradim ir vairāki dabiski izotopi, tas ir, atomi ar vienādu protonu skaitu kodolā, bet atšķirīgu neitronu skaitu - daļiņas ar nulles lādiņu un vienības masu. Atomu piemēri ar līdzīgām īpašībām ir skābeklis, ogleklis, hlors, broms un citi, tostarp radioaktīvie.

Ūdeņraža 1H fizikālās īpašības, kas ir visizplatītākā no šīs grupas pārstāvjiem, ievērojami atšķiras no tām pašām tā kolēģu īpašībām. Jo īpaši atšķiras to saturošo vielu īpašības. Tādējādi ir parasts un deuterēts ūdens, kura sastāvā ūdeņraža atoma vietā ir viens protons deitērijs 2 H - tā izotops ar diviem elementārdaļiņas: pozitīva un neuzlādēta. Šis izotops ir divreiz smagāks par parasto ūdeņradi, kas izskaidro to veidoto savienojumu īpašību dramatiskās atšķirības. Dabā deitērijs ir sastopams 3200 reižu retāk nekā ūdeņradis. Trešais pārstāvis ir tritijs 3H, tā kodolā ir divi neitroni un viens protons.

Ražošanas un izolācijas metodes

Laboratorijas un rūpnieciskās metodes ir diezgan atšķirīgas. Tādējādi gāze tiek ražota nelielos daudzumos galvenokārt reakcijās, kurās iesaistītas minerālvielas, savukārt liela mēroga ražošanā lielākā mērā tiek izmantota organiskā sintēze.

Laboratorijā tiek izmantotas šādas ķīmiskās mijiedarbības:

Rūpnieciskiem nolūkiem gāzi ražo ar šādām metodēm:

1. Metāna termiskā sadalīšanās katalizatora klātbūtnē līdz tā sastāvā esošajām vienkāršām vielām (šāda indikatora vērtība, kad temperatūra sasniedz 350 grādus) - ūdeņradis H2 un ogleklis C.
2. Tvaikojoša ūdens izvadīšana caur koksu 1000 grādu pēc Celsija, veidojot oglekļa dioksīdu CO 2 un H 2 (visbiežāk sastopamā metode).
3. Metāna gāzes pārvēršana uz niķeļa katalizatora temperatūrā, kas sasniedz 800 grādus.
4. Ūdeņradis ir elektrolīzes blakusprodukts ūdens šķīdumi kālija vai nātrija hlorīdi.

Ķīmiskā mijiedarbība: vispārīgi noteikumi

Ūdeņraža fizikālās īpašības lielā mērā izskaidro tā uzvedību reakcijas procesos ar noteiktu savienojumu. Ūdeņraža valence ir 1, jo tas atrodas periodiskās tabulas pirmajā grupā, un oksidācijas pakāpe ir atšķirīga. Visos savienojumos, izņemot hidrīdus, ūdeņradis d.o. = (1+), CN, CN 2, CN 3 - (1-) tipa molekulās.

Ūdeņraža gāzes molekula, kas veidojas, izveidojot vispārinātu elektronu pāri, sastāv no diviem atomiem un ir enerģētiski diezgan stabila, tāpēc normālos apstākļos tā ir nedaudz inerta un reaģē mainoties. normāli apstākļi. Atkarībā no ūdeņraža oksidācijas pakāpes citu vielu sastāvā tas var darboties gan kā oksidētājs, gan kā reducētājs.

Vielas, ar kurām reaģē un veidojas ūdeņradis

Elementu mijiedarbība, veidojot sarežģītas vielas (bieži vien paaugstinātā temperatūrā):

1. Sārmu un sārmzemju metāls + ūdeņradis = hidrīds.
2. Halogēns + H 2 = halogenīds.
3. Sērs + ūdeņradis = sērūdeņradis.
4. Skābeklis + H 2 = ūdens.
5. Ogleklis + ūdeņradis = metāns.
6. Slāpeklis + H 2 = amonjaks.

Mijiedarbība ar sarežģītām vielām:

1. Sintēzes gāzes ražošana no oglekļa monoksīda un ūdeņraža.
2. Metālu reducēšana no to oksīdiem, izmantojot H2.
3. Nepiesātināto alifātisko ogļūdeņražu piesātinājums ar ūdeņradi.

Ūdeņraža saite

Ūdeņraža fizikālās īpašības ir tādas, ka savienojumā ar elektronnegatīvu elementu tās ļauj izveidot īpaša veida saiti ar to pašu atomu no blakus esošajām molekulām, kurām ir vientuļi elektronu pāri (piemēram, skābeklis, slāpeklis un fluors). Spilgtākais piemērs, kurā labāk apsvērt šo parādību, ir ūdens. Var teikt, ka tas ir sašūts ar ūdeņraža saitēm, kas ir vājākas par kovalentajām vai jonu saitēm, taču, ņemot vērā to, ka to ir daudz, tās būtiski ietekmē vielas īpašības. Būtībā ūdeņraža saite ir elektrostatiska mijiedarbība, kas saista ūdens molekulas dimēros un polimēros, radot augstu viršanas temperatūru.

Ūdeņradis minerālu savienojumos

Visi satur protonu, atoma, piemēram, ūdeņraža, katjonu. Vielu, kuras skābā atlikuma oksidācijas pakāpe ir lielāka par (-1), sauc par daudzbāzisku savienojumu. Tas satur vairākus ūdeņraža atomus, kas padara disociāciju ūdens šķīdumos daudzpakāpju. Katrs nākamais protons kļūst arvien grūtāk atdalāms no skābes atlikuma. Barotnes skābumu nosaka kvantitatīvais ūdeņraža saturs vidē.

Pielietojums cilvēka darbībā

Cilindriem ar vielu, kā arī konteineriem ar citām sašķidrinātām gāzēm, piemēram, skābekli, ir specifiska izskats. Tie ir nokrāsoti tumši zaļā krāsā un spilgti sarkanā krāsā uzrakstīts vārds “Ūdeņradis”. Gāze tiek iesūknēta cilindrā aptuveni 150 atmosfēru spiedienā. Ūdeņraža fizikālās īpašības, jo īpaši gāzveida agregācijas stāvokļa vieglums, tiek izmantotas, lai piepildītu ar hēliju sajauktu balonus, balonus utt.

Ūdeņradis, kura fizikālās un ķīmiskās īpašības cilvēki iemācījās lietot pirms daudziem gadiem, šobrīd tiek izmantots daudzās nozarēs. Lielākā daļa no tā tiek novirzīta amonjaka ražošanai. Ūdeņradis piedalās arī (hafnija, germānija, gallija, silīcija, molibdēna, volframa, cirkonija un citos) oksīdos, kas reakcijā darbojas kā reducētājs, ciānūdeņražskābēs un sālsskābēs, kā arī mākslīgajā šķidrajā kurināmajā. Pārtikas rūpniecība to izmanto, lai augu eļļas pārvērstu cietos taukos.

Tika noteiktas ūdeņraža ķīmiskās īpašības un izmantošana dažādos tauku, ogļu, ogļūdeņražu, eļļu un mazuta hidrogenēšanas un hidrogenēšanas procesos. To izmanto, lai ražotu dārgakmeņi, kvēlspuldzes, kalti un metināti metāla izstrādājumi skābekļa-ūdeņraža liesmas ietekmē.

Periodiskajā tabulā tai ir sava īpaša pozīcija, kas atspoguļo tās īpašības un runā par tām elektroniskā struktūra. Tomēr starp tiem visiem ir viens īpašs atoms, kas vienlaikus aizņem divas šūnas. Tas atrodas divās elementu grupās, kas savās īpašībās ir pilnīgi pretējas. Tas ir ūdeņradis. Šādas īpašības padara to unikālu.

Ūdeņradis ir ne tikai elements, bet arī vienkārša viela, kā arī sastāvdaļa daudzi kompleksi savienojumi, biogēns un organogēns elements. Tāpēc ļaujiet mums sīkāk apsvērt tā īpašības un īpašības.

Ūdeņradis kā ķīmiskais elements

Ūdeņradis ir 1. grupas elements galvenā apakšgrupa, kā arī galvenās apakšgrupas septītā grupa pirmajā mazajā periodā. Šis periods sastāv tikai no diviem atomiem: hēlija un elementa, kuru mēs apsveram. Aprakstīsim galvenās ūdeņraža stāvokļa pazīmes periodiskajā tabulā.

1. Ūdeņraža atomu skaits ir 1, elektronu skaits ir vienāds, un attiecīgi arī protonu skaits ir vienāds. Atommasa - 1,00795. Šim elementam ir trīs izotopi ar masas skaitļiem 1, 2, 3. Tomēr katra no tiem īpašības ir ļoti atšķirīgas, jo ūdeņraža masas pieaugums pat par vienu ir uzreiz divkāršs.
2. Fakts, ka tā ārējā virsmā satur tikai vienu elektronu, ļauj tai veiksmīgi parādīt gan oksidējošās, gan reducējošās īpašības. Turklāt pēc elektrona ziedošanas tas paliek brīvā orbitālē, kas piedalās veidošanā ķīmiskās saites saskaņā ar donora-akceptora mehānismu.
3. Ūdeņradis ir spēcīgs reducētājs. Līdz ar to par viņa galveno vietu tiek uzskatīta galvenās apakšgrupas pirmā grupa, kurā viņš vada visvairāk aktīvie metāli- sārmains.
4. Tomēr, mijiedarbojoties ar spēcīgiem reducētājiem, piemēram, metāliem, tas var būt arī oksidētājs, kas pieņem elektronu. Šos savienojumus sauc par hidrīdiem. Saskaņā ar šo pazīmi tas ir halogēnu apakšgrupas vadītājs, ar kuru tas ir līdzīgs.
5. Tā kā ūdeņradis ir ļoti mazs, tas tiek uzskatīts par vieglāko elementu. Turklāt tā blīvums ir arī ļoti zems, tāpēc tas ir arī viegluma etalons.

Tādējādi ir acīmredzams, ka ūdeņraža atoms ir pilnīgi unikāls elements, atšķirībā no visiem citiem. Līdz ar to arī tās īpašības ir īpašas, un ļoti svarīgas ir izveidotās vienkāršās un sarežģītās vielas. Apskatīsim tos sīkāk.

Vienkārša viela

Ja mēs runājam par šo elementu kā molekulu, tad jāsaka, ka tas ir divatomisks. Tas ir, ūdeņradis (vienkārša viela) ir gāze. Tā empīriskā formula tiks uzrakstīta kā H2, un tās grafiskā formula tiks uzrakstīta, izmantojot vienu sigma H-H attiecību. Saišu veidošanās mehānisms starp atomiem ir kovalents nepolārs.

1. Tvaika metāna reformēšana.
2. Ogļu gazifikācija – process ietver ogļu karsēšanu līdz 1000 0 C, kā rezultātā veidojas ūdeņradis un ogles ar augstu oglekļa saturu.
3. Elektrolīze. Šo metodi var izmantot tikai dažādu sāļu ūdens šķīdumiem, jo ​​kausējumi neizraisa ūdens izlādi pie katoda.

Laboratorijas metodes ūdeņraža iegūšanai:

1. Metālu hidrīdu hidrolīze.
2. Atšķaidīto skābju ietekme uz aktīvajiem metāliem un vidējo aktivitāti.
3. Sārmu un sārmzemju metālu mijiedarbība ar ūdeni.

Lai savāktu saražoto ūdeņradi, jums ir jātur mēģene otrādi. Galu galā šo gāzi nevar savākt tāpat kā, piemēram, oglekļa dioksīdu. Tas ir ūdeņradis, tas ir daudz vieglāks par gaisu. Tas ātri iztvaiko, un lielos daudzumos tas eksplodē, sajaucoties ar gaisu. Tāpēc mēģene ir jāapgriež otrādi. Pēc iepildīšanas tas jāaizver ar gumijas aizbāzni.

Lai pārbaudītu savāktā ūdeņraža tīrību, uz kakla jānes aizdedzināts sērkociņš. Ja klakšķēšana ir blāva un klusa, tas nozīmē, ka gāze ir tīra, ar minimāliem gaisa piemaisījumiem. Ja tas ir skaļš un svilpo, tas ir netīrs, ar lielu svešķermeņu īpatsvaru.

Lietošanas jomas

Dedzinot ūdeņradi, izdalās tik liels enerģijas (siltuma) daudzums, ka šī gāze tiek uzskatīta par visrentablāko degvielu. Turklāt tas ir videi draudzīgs. Tomēr līdz šim tā piemērošana šajā jomā ir ierobežota. Tas ir saistīts ar nepārdomātām un neatrisinātām tīra ūdeņraža sintezēšanas problēmām, kas būtu piemērotas izmantošanai kā degviela reaktoros, dzinējos un pārnēsājamās ierīcēs, kā arī dzīvojamo māju apkures katlos.

Galu galā šīs gāzes ražošanas metodes ir diezgan dārgas, tāpēc vispirms ir jāizstrādā īpaša sintēzes metode. Tādu, kas ļaus iegūt preci lielos apjomos un ar minimālām izmaksām.

Ir vairākas galvenās jomas, kurās tiek izmantota gāze, kuru mēs apsveram.

1. Ķīmiskās sintēzes. Hidrogenēšanu izmanto ziepju, margarīnu un plastmasas ražošanai. Piedaloties ūdeņradim, tiek sintezēts metanols un amonjaks, kā arī citi savienojumi.
2. IN pārtikas rūpniecība- kā piedeva E949.
3. Aviācijas nozare (raķešu zinātne, lidmašīnu ražošana).
4. Elektroenerģijas nozare.
5. Meteoroloģija.
6. Videi draudzīga degviela.

Acīmredzot ūdeņradis ir tikpat svarīgs, cik daudz dabā ir. Vēl lielāku lomu spēlē dažādie savienojumi, ko tas veido.

Ūdeņraža savienojumi

Tās ir sarežģītas vielas, kas satur ūdeņraža atomus. Ir vairāki galvenie šādu vielu veidi.

1. Ūdeņraža halogenīdi. Vispārējā formula- HHal. Īpaša nozīme starp tiem ir hlorūdeņradis. Tā ir gāze, kas izšķīst ūdenī, veidojot šķīdumu sālsskābe. Šo skābi plaši izmanto gandrīz visās ķīmiskajās sintēzēs. Turklāt gan organiskas, gan neorganiskas. Ūdeņraža hlorīds ir savienojums ar empīrisko formulu HCL un ir viens no lielākajiem mūsu valstī ražotajiem gadā. Ūdeņraža halogenīdi ietver arī ūdeņraža jodīdu, ūdeņraža fluorīdu un ūdeņraža bromīdu. Tie visi veido atbilstošās skābes.
2. Gaistošas ​​Gandrīz visas no tām ir diezgan indīgas gāzes. Piemēram, sērūdeņradis, metāns, silāns, fosfīns un citi. Tajā pašā laikā tie ir ļoti viegli uzliesmojoši.
3. Hidrīdi ir savienojumi ar metāliem. Tie pieder pie sāļu klases.
4. Hidroksīdi: bāzes, skābes un amfotērie savienojumi. Tie obligāti satur ūdeņraža atomus, vienu vai vairākus. Piemērs: NaOH, K 2, H 2 SO 4 un citi.
5. Ūdeņraža hidroksīds. Šis savienojums ir labāk pazīstams kā ūdens. Vēl viens nosaukums ir ūdeņraža oksīds. Empīriskā formula izskatās šādi - H2O.
6. Ūdeņraža peroksīds. Tas ir spēcīgs oksidētājs, kura formula ir H 2 O 2.
7. Daudzi organiskie savienojumi: ogļūdeņraži, olbaltumvielas, tauki, lipīdi, vitamīni, hormoni, ēteriskās eļļas un citi.

Ir acīmredzams, ka mūsu aplūkotā elementa savienojumu daudzveidība ir ļoti liela. Tas vēlreiz apliecina tā lielo nozīmi dabai un cilvēkiem, kā arī visām dzīvajām būtnēm.

- tas ir labākais šķīdinātājs

Kā minēts iepriekš, šīs vielas vispārpieņemtais nosaukums ir ūdens. Sastāv no diviem ūdeņraža atomiem un viena skābekļa, kas savienoti ar kovalentām polārām saitēm. Ūdens molekula ir dipols, tas izskaidro daudzas tās īpašības. Jo īpaši tas ir universāls šķīdinātājs.

Tieši ūdens vidē notiek gandrīz viss ķīmiskie procesi. Plastmasas iekšējās reakcijas un enerģijas metabolisms dzīvajos organismos tiek veikta arī, izmantojot ūdeņraža oksīdu.

Ūdens pamatoti tiek uzskatīts par vissvarīgāko vielu uz planētas. Ir zināms, ka neviens dzīvs organisms nevar dzīvot bez tā. Uz Zemes tas var pastāvēt trīs agregācijas stāvokļos:

• šķidrums;
• gāze (tvaiks);
• ciets (ledus).

Atkarībā no molekulā iekļautā ūdeņraža izotopa izšķir trīs ūdens veidus.

1. Gaisma vai protium. Izotops ar masas skaitli 1. Formula - H 2 O. Tā ir parastā forma, ko izmanto visi organismi.
2. Deitērijs vai smagais, tā formula ir D 2 O. Satur izotopu 2 ​​H.
3. Super smags vai tritijs. Formula izskatās kā T 3 O, izotops - 3 H.

Svaiga protium ūdens rezerves uz planētas ir ļoti svarīgas. Daudzās valstīs jau tā trūkst. Tiek izstrādātas metodes sālsūdens apstrādei, lai iegūtu dzeramo ūdeni.

Ūdeņraža peroksīds ir universāls līdzeklis

Šis savienojums, kā minēts iepriekš, ir lielisks oksidētājs. Taču ar spēcīgiem pārstāvjiem viņš var uzvesties arī kā restaurators. Turklāt tam ir izteikta baktericīda iedarbība.

Vēl viens šī savienojuma nosaukums ir peroksīds. Tieši šajā formā to izmanto medicīnā. Attiecīgā savienojuma kristāliskā hidrāta 3% šķīdums ir medicīnisks medikaments, ko izmanto nelielu brūču ārstēšanai, lai tās dezinficētu. Tomēr ir pierādīts, ka tas palielina brūces dzīšanas laiku.

Ūdeņraža peroksīdu izmanto arī raķešu degvielā, rūpniecībā dezinfekcijai un balināšanai, kā arī kā putotāju atbilstošu materiālu (piemēram, putu) ražošanā. Turklāt peroksīds palīdz tīrīt akvārijus, balināt matus un balināt zobus. Tomēr tas rada kaitējumu audiem, tāpēc speciālisti to neiesaka šiem nolūkiem.