**Ūdeņradis** (latīņu: *hydrogenium*) ir periodiskās tabulas pirmais elements. Šo elementu apzīmē ar **H** un tā atomskaitlis ir 1. Normālos apstākļos ūdeņradis ir viegli uzliesmojoša un bezkrāsaina divatomu gāze bez smaržas. Tās ķīmiskā formula ir H2. Ūdeņraža atommasa ir 1,00794 g/mol. Tā ir mazākā atommasa no visiem ķīmiskajiem elementiem, un tas nozīmē to, ka ūdeņradis ir vieglākais no visiem elementiem. Ūdeņradis vienmēr ir vienvērtīgs. Savienojumos ūdeņradim parasti ir oksidēšanas pakāpe +1, taču dažos savienojumos tā var būt arī -1 (metālu hidrīdos).

Ūdeņradis ir visizplatītākais elements Visumā. Tas sastāda aptuveni 75% no visa Visuma masas. Galvenās secības zvaigznes lielākoties sastāv tieši no ūdeņraža.

Vēsture
-------

Jau 16. un 17. gadsimtā tika novērota degošas gāzes izdalīšanās, skābēm reaģējot ar metāliem. 1766. gadā slavenais angļu ķīmiķis un fiziķis Henrijs Kevendišs pētīja šo gāzi un nosauca to par "degošo gaisu". Sadedzinot no "degošā gaisa" radās ūdens, taču Kevendišs 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.

Lavuazjē devis ūdeņradim nosaukumu *hydrogène* (grieķu: *hydōr* — ūdens un *genos* — izcelsme). Vairāk vai mazāk analoģisks nosaukums ūdeņradim ir visās valodās.

Atrašanās dabā
--------------

Jonizēta ūdeņraža miglājs NGC 604 Trijstūra galaktikā 
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.

### 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.

Ūdeņraža izotopu atomu uzbūve
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.

### Bioloģiskā nozīme

Ūdeņradis pieder pie biogēnajiem elementiem, jo ietilpst praktiski visu organisko vielu sastāvā. Ūdeņraža saites nosaka dabasvielu sarežģīto molekulu struktūru un mijiedarbību. Ūdeņradis ir ūdens sastāvdaļa, bet bez ūdens nav iespējama dzīvība.

Ūdeņraža peroksīda šķīdumu (perhidrolu) izmanto medicīnā kā dezinficējošu līdzekli. Ūdeņraža peroksīds uzskatāms par toksisku vielu, kas gan ātri sadalās par skābekli un ūdeni.

Deitērija oksīds jeb smagais ūdens var būt kaitīgs, uzņemot to lielos daudzumos. Kā noskaidrots eksperimentos ar dzīvniekiem (pelēm un žurkām), tās iet bojā, ja 30 līdz 35% ķermeņa ūdens aizstāj ar smago ūdeni. Lai kaitētu cilvēka veselībai, cilvēkam vajadzētu izdzert vismaz 5 l smagā ūdens (respektīvi, dzert to vismaz 4 dienas pēc kārtas). Tādēļ tiek uzskatīts, ka smagais ūdens parastos apstākļos nerada veselības traucējumus.

Brīvs gāzveida ūdeņradis nav toksisks. To retumis izmanto kā iesaiņošanas gāzi pārtikas iepakojumu piepildīšanai (pārtikas piedeva **E949**). Jāņem vērā, ka ūdeņradis, kas iegūts, netīram cinkam reaģējot ar skābēm, var saturēt ārkārtīgi indīgo arsēnūdeņradi.

Iegūšana
--------

### 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 monoksīdu;

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.

### 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

Fizikālās 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).

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 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.

### Ūdeņradis kā reducētājs

#### Reakcijas ar nemetāliem

Ūdeņraža un gaisa maisījuma eksplozija. Koniskais trauks ir pildīts ar tīru ūdeņradi; augšā ir atvere liesmai, bet apakšā var brīvi ieplūst gaiss. Ūdeņradim izdegot, tas sajaucas ar gaisu; pamazām degšana kļūst nestabila, par ko liecina mainīgā skaņa, bet pašās beigās, maisījuma sastāvam sasniedzot kritisko robežu, notiek eksplozija
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 ūdeņradi pildītā vācu dirižabļa "Hindenburgs" eksplozija 1937. gadā
Ar skābekli ūdeņradis reaģē aizdedzinot vai arī platīna katalizatora klātienē:

O2 + 2H2 → 2H2O (reakcija norit sprādzienveidīgi)
Divu tilpumu ūdeņraža maisījumu ar vienu tilpumu skābekļa sauc par sprāgstošo gāzi.

Karsējot kopā ar sēru, 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
#### 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
Šīs reakcijas var būt arī apgriezeniskas, piemēram, augstā temperatūrā ar karstu dzelzi no ūdens var izdalīt ūdeņradi.

#### 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.

### Ūdeņradis kā oksidētājs

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

2Na + H2 → 2NaH
Ca + H2 → CaH2
Hidrīdi ir cietas, sāļiem līdzīgas vielas, kas viegli hidrolizējas:

CaH2 + 2H2O → Ca(OH)2 + 2H2 ↑

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). Tādas pašas saites ūdeņradis mēdz veidot organiskajos savienojumos, ja ir savienojies ar oglekli, bet citos gadījumos saite var būt daudz polārāka, piemēram, karboksilgrupā esošajam ūdeņradim.

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.

Izmantošana
-----------

Daļiņu treki ūdeņraža pūslīšu kamerā
Ūdeņradi plaši lieto ķīmiskajā rūpniecībā — hlorūdeņraža, amonjaka, metanola sintēzēm, kā arī dažādu degvielu un tauku hidrogenēšanai. Maisījumā ar CO (šādu maisījumu sauc par ūdens gāzi) to lieto kā kurināmo. Pēdējā laikā tīru ūdeņradi sāk lietot kā alternatīvo degvielu autotransportā un kā degvielas piedevu transporta līdzekļos ar iekšdedzes dzinējiem ar mērķi samazināt fosilo degvielu patēriņu. Ūdeņradim ir liela siltumietilpība un tas sadegot nerada kaitīgus izmešus, tādēļ ūdeņraža enerģētikai ir labas nākotnes izredzes.

Šķidrs ūdeņradis ir laba raķešdegviela. 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 — litija deiterīds ir ūdeņraža bumbas enerģijas avots.

Skatīt arī
----------

|  |  |
| --- | --- |
|  | Vikikrātuvē par šo tēmu ir pieejami multivides faili. Skatīt: ***Ūdeņradis*** |

* Protijs
* Deitērijs
* Tritijs

Atsauces
--------

1. ↑  David Palmer. «Hydrogen in the Universe» (angliski). NASA, 1997. gada 13. novembrī. Skatīts: 2008. gada 4. februārī.
2. ↑  Вредные химические вещества. Неорганические соединения элементов I-IV групп. Справочник. Л. "Химия", 1988 (krieviski)
3. ↑  Bils Stetems. Zini, ko tu pērc! Rīga, Zvaigzne ABC, 2007 ISBN 978-9984-40-470-7
4. ↑  G. Rudzītis, F. Feldmanis. Neorganiskā ķīmija. R. "Zvaigzne", 1981
5. ↑  N.Ahmetovs. Neorganiskā ķīmija, Rīga, "Zvaigzne", 1978

Ārējās saites
-------------

* Vikikrātuvē par šo tēmu ir pieejami multivides faili. Skatīt: ***Ūdeņradis***.
* *Encyclopædia Britannica* raksts (angliski)
* *Brockhaus Enzyklopädie* raksts (vāciski)
* Krievijas Lielās enciklopēdijas raksts (krieviski)
* *Encyclopædia Universalis* raksts (franciski)
* Enciklopēdijas *Krugosvet* raksts (krieviski)

 Ķīmisko elementu periodiskā tabula

|  |  |  |
| --- | --- | --- |
| H |   | He |
| Li | Be |   | B | C | N | O | F | Ne |
| Na | Mg |   | Al | Si | P | S | Cl | Ar |
| K | Ca | Sc |   | Ti | V | Cr | Mn | Fe | Co | Ni | Cu | Zn | Ga | 

Ge
 | As | 

Se
 | Br | Kr |
| Rb | Sr | Y |   | Zr | Nb | Mo | Tc | Ru | Rh | Pd | Ag | Cd | In | Sn | 

Sb
 | Te | I | Xe |
| Cs | Ba | La | Ce | Pr | Nd | Pm | Sm | Eu | Gd | Tb | Dy | Ho | Er | Tm | Yb | Lu | Hf | Ta | W | Re | Os | Ir | Pt | Au | Hg | Tl | Pb | Bi | 

Po
 | 

At
 | Rn |
| Fr | Ra | Ac | Th | Pa | U | Np | Pu | Am | Cm | Bk | Cf | Es | Fm | Md | No | Lr | Rf | Db | Sg | Bh | Hs | Mt | Ds | Rg | Cn | Nh | Fl | Mc | Lv | Ts | Og |

  

|  |  |  |  |  |  |  |  |  |  |
| --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- | --- |
| Sārmu metāli | Sārmzemju metāli | Lantanīdi | Aktinīdi | Pārejas metāli | Citi metāli | Pusmetāli | Citi nemetāli | Halogēni | Cēlgāzes |

 

|  |  |  |
| --- | --- | --- |
| 

|  |  |
| --- | --- |
| Autoritatīvā vadība | 
* WorldCat
* LCCN: sh85063416
* GND: 4064784-5
* BNF: cb120632855 (data)
* NDL: 00571624
* NKC: ph127177
* BNE: XX527582

 |

 |