h3 — Википедия

Материал из Википедии — свободной энциклопедии

h3 — открытая кроссплатформенная СУБД, полностью написанная на языке Java.

Несмотря на малый размер (чуть более 1 МБ) h3 поддерживает следующие возможности «из коробки»:

• Два режима работы (клиент-сервер, встроенный)
• Два режима хранения данных (файловая система, память)
• Поддержка планов выполнения запросов
• Поддержка кластеризации и репликации
• Шифрование данных
• Внешние (связанные) таблицы
• Драйвер ODBC
• Полнотекстовый поиск
• Определение доменов
• Мультиверсионный конкурентный доступ
• Поддержка последовательностей
• Поддержка ключевых слов LIMIT и OFFSET в запросах
• Временные таблицы
• Вычисляемые столбцы
• Пользовательские агрегатные функции
• Пользовательские хранимые процедуры
• Сжатие CLOB/BLOB объектов
• Работа с CSV файлами на чтение и запись
• Браузерная консоль управления
• Запуск как сервис Windows

Что ещё не реализовано:

• Оконные функции (реализована только функция ROW_NUMBER() OVER())
• Многопоточная обработка запросов
• Полная поддержка стандарта SQL 2003

Применяется h3, например, в проекте Grails как базовая СУБД для разработки.

Разработка h3 началась в мае 2004 года, первый релиз состоялся 14 декабря 2005 года. Главным разработчиком является Томас Мюллер, один из разработчиков Hypersonic SQL (HSQLDB). Сокращение h3 означает Hypersonic 2, однако h3 не использует код HSQLDB и была написана заново.

• Легкая интеграция с Java-приложениями
• Кроссплатформенность
• Большая защищенность, чем у нативных приложений
• Пользовательские функции и триггеры работают очень быстро
• Поддержка Юникода

На сайте h3 расположены результаты сравнения тестов производительности h3 и некоторых других популярных СУБД (в частности, HSQLDB, PostgreSQL и MySQL), в которых указано, что h3 в целом более производительна, чем указанные СУБД. Сравнения с коммерческими СУБД (Oracle, DB2, MSSQL) не проводились ввиду ограничений, наложенных лицензиями на эти продукты.

В документации по h3 указано на имеющиеся проблемы с ACID в части надёжности (durability)^[2], что может привести к потере данных завершённых транзакций при отключении электропитания.
В документации заявлено, что в системе не используются вызовы FileDescriptor.sync(), FileChannel.force() и fsync, поскольку они существенно замедляют работу системы: при их использовании достижимы только 60 операций записи в секунду.
Другая причина, по которой не используется fsync, состоит в том, что многие диски поставляются со включенной опцией кэширования записи.
Для обеспечения durability в документации предлагается использовать дополнительные команды SET WRITE_DELAY и CHECKPOINT SYNC, которые доступны только с правами администратора.

Оригинальный текст (англ.)

Trying to flush hard drive buffers is hard, and if you do the performance is very bad. First you need to make sure that the hard drive actually flushes all buffers. Tests show that this can not be done in a reliable way. Then the maximum number of transactions is around 60 per second. Because of those reasons, the default behavior of h3 is to delay writing committed transactions.

In h3, after a power failure, a bit more than one second of committed transactions may be lost. To change the behavior, use SET WRITE_DELAY and CHECKPOINT SYNC. Most other databases support commit delay as well. In the performance comparison, commit delay was used for all databases that support it.

• Улучшение производительности
• Серверные курсоры

Над СУБД продолжается активная работа, новые версии выпускаются практически каждый месяц.

Весьма примечателен факт того, что, несмотря на богатую функциональность, при разработке СУБД не используются сторонние библиотеки. Вся необходимая функциональность реализована разработчиками самостоятельно с целью облегчения развертывания приложения. Фактически вся СУБД умещается в файле размером 1 МБ, а весь архив, включая примеры и исходный код, — в 5 МБ (для сравнения: дистрибутив СУБД Oracle 11 для Microsoft Windows занимает 1,7 ГБ).

СУБД весьма полезна в разработке, так как позволяет создавать тестовые наборы данных прямо в памяти, имеет развитые возможности запросов, многочисленные функции, совместимые с более тяжеловесными БД, легко настраивается, имеет подробную и понятную документацию. Для небольших программ СУБД возможно использовать саму по себе, так как она легко встраивается в приложение.

h3 — Википедия. Что такое h3

h3 — открытая кроссплатформенная СУБД, полностью написанная на языке Java.

Несмотря на малый размер (чуть более 1 МБ) h3 поддерживает следующие возможности «из коробки»:

• Два режима работы (клиент-сервер, встроенный)
• Два режима хранения данных (файловая система, память)
• Поддержка планов выполнения запросов
• Поддержка кластеризации и репликации
• Шифрование данных
• Внешние (связанные) таблицы
• Драйвер ODBC
• Полнотекстовый поиск
• Определение доменов
• Мультиверсионный конкурентный доступ
• Поддержка последовательностей
• Поддержка ключевых слов LIMIT и OFFSET в запросах
• Временные таблицы
• Вычисляемые столбцы
• Пользовательские агрегатные функции
• Пользовательские хранимые процедуры
• Сжатие CLOB/BLOB объектов
• Работа с CSV файлами на чтение и запись
• Браузерная консоль управления
• Запуск как сервис Windows

Что ещё не реализовано:

• Оконные функции (реализована только функция ROW_NUMBER() OVER())
• Многопоточная обработка запросов
• Полная поддержка стандарта SQL 2003

Применяется h3, например, в проекте Grails как базовая СУБД для разработки.

История создания

Разработка h3 началась в мае 2004 года, первый релиз состоялся 14 декабря 2005 года. Главным разработчиком является Томас Мюллер, один из разработчиков Hypersonic SQL (HSQLDB). Сокращение h3 означает Hypersonic 2, однако h3 не использует код HSQLDB и была написана заново.

Почему выбрана платформа Java

• Легкая интеграция с Java-приложениями
• Кроссплатформенность
• Большая защищенность, чем у нативных приложений
• Пользовательские функции и триггеры работают очень быстро
• Поддержка Юникода

Сравнения с существующими СУБД

На сайте h3 расположены результаты сравнения тестов производительности h3 и некоторых других популярных СУБД (в частности, HSQLDB, PostgreSQL и MySQL), в которых указано, что h3 в целом более производительна, чем указанные СУБД. Сравнения с коммерческими СУБД (Oracle, DB2, MSSQL) не проводились ввиду ограничений, наложенных лицензиями на эти продукты.

Проблемы надёжности

В документации по h3 указано на имеющиеся проблемы с ACID в части надёжности (durability)

[1], что может привести к потере данных завершённых транзакций при отключении электропитания.
В документации заявлено, что в системе не используются вызовы FileDescriptor.sync(), FileChannel.force() и fsync, поскольку они существенно замедляют работу системы: при их использовании достижимы только 60 операций записи в секунду.
Другая причина, по которой не используется fsync, состоит в том, что многие диски поставляются со включенной опцией кэширования записи.
Для обеспечения durability в документации предлагается использовать дополнительные команды SET WRITE_DELAY и CHECKPOINT SYNC, которые доступны только с правами администратора.

Оригинальный текст (англ.)

Trying to flush hard drive buffers is hard, and if you do the performance is very bad. First you need to make sure that the hard drive actually flushes all buffers. Tests show that this can not be done in a reliable way. Then the maximum number of transactions is around 60 per second. Because of those reasons, the default behavior of h3 is to delay writing committed transactions.

In h3, after a power failure, a bit more than one second of committed transactions may be lost. To change the behavior, use SET WRITE_DELAY and CHECKPOINT SYNC. Most other databases support commit delay as well. In the performance comparison, commit delay was used for all databases that support it.

Планируемые нововведения

• Улучшение производительности
• Серверные курсоры

Новые версии

Над СУБД продолжается активная работа, новые версии выпускаются практически каждый месяц.

Примечания

Весьма примечателен факт того, что, несмотря на богатую функциональность, при разработке СУБД не используются сторонние библиотеки. Вся необходимая функциональность реализована разработчиками самостоятельно с целью облегчения развертывания приложения. Фактически вся СУБД умещается в файле размером 1 МБ, а весь архив, включая примеры и исходный код, — в 5 МБ (для сравнения: дистрибутив СУБД Oracle 11 для Microsoft Windows занимает 1,7 ГБ).

СУБД весьма полезна в разработке, так как позволяет создавать тестовые наборы данных прямо в памяти, имеет развитые возможности запросов, многочисленные функции, совместимые с более тяжеловесными БД, легко настраивается, имеет подробную и понятную документацию. Для небольших программ СУБД возможно использовать саму по себе, так как она легко встраивается в приложение.

Ссылки

Вода — Википедия

Вода
({{{картинка}}}) ({{{картинка3D}}})
Вода в бассейне({{{изображение}}})
Систематическое наименование	Оксид водорода Вода[1]
Традиционные названия	вода
Хим. формула	H2O
Состояние	жидкость
Молярная масса	18,01528 г/моль
Плотность	0,9982 г/см3[2]
Твёрдость	1,5[4]
Динамическая вязкость	0,00101 Па·с
Кинематическая вязкость	0,01012 см²/с (при 20 °C)
Скорость звука в веществе	(дистиллированная вода) 1348 м/с
Температура
• плавления	273,1 K (0 ° C)
• кипения	373,1 K (99,974 ° C) °C
• разложения	2200 °C
Тройная точка	273,2 K (0,01 ° C), 611,72 Па
Критическая точка	647,1 K (374 ° C), 22,064 МПа
Мол. теплоёмк.	75,37 Дж/(моль·К)
Теплопроводность	0,56 Вт/(м·K)
Энтальпия
• образования	-285,83 кДж/моль
Удельная теплота испарения	2256,2 кДж/кг[3]
Удельная теплота плавления	332,4 кДж/кг[3]
Показатель преломления	1,3945, 1,33432, 1,32612, 1,39336, 1,33298 и 1,32524
Рег. номер CAS	7732-18-5
PubChem	962
Рег. номер EINECS	231-791-2
SMILES
InChI
RTECS	ZC0110000
ChEBI	15377
ChemSpider	937
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

71 % поверхности Земли покрывает вода

Вода́ (оксид водорода) — бинарное неорганическое соединение с химической формулой H₂O: молекула воды состоит из двух атомов водорода и одного — кислорода, которые соединены между собой ковалентной связью. При нормальных условиях представляет собой прозрачную жидкость, не имеющую цвета (при малой толщине слоя), запаха и вкуса. В твёрдом состоянии называется льдом (кристаллы льда могут образовывать снег или иней), а в газообразном — водяным паром. Вода также может существовать в виде жидких кристаллов (на гидрофильных поверхностях)^[5][6].

Вода является хорошим сильнополярным растворителем. В природных условиях всегда содержит растворённые вещества (соли, газы).

Исключительно важна роль воды в глобальном кругообороте вещества и энергии^[7], возникновении и поддержании жизни на Земле, в химическом строении живых организмов, в формировании климата и погоды. Вода является важнейшим веществом для всех живых существ на Земле^[8].

Всего на Земле около 1400 млн кубических километров воды. Вода покрывает 71 % поверхности земного шара (океаны, моря, озёра, реки, льды — 361,13 млн квадратных километров^[9][10]). Бо́льшая часть земной воды (97,54 %) принадлежит Мировому океану — это солёная вода, непригодная для сельского хозяйства и питья. Пресная же вода находится в основном в ледниках (1,81 %) и подземных водах (около 0,63 %), и лишь небольшая часть (0,009 %) в реках и озерах. Материковые солёные воды составляют 0,007 %, в атмосфере содержится 0,001 % от всей воды нашей планеты^[11][12].

Происходит от др.-русск. вода, далее от праславянского *voda^[13] (ср. ст.-слав. вода, болг. вода́, сербохорв. во̀да, словен. vóda, чеш. voda, слвц. voda, польск. woda, в.-луж., н.-луж. woda), затем от праиндоевропейского *wed-, родственно лит. vanduõ, жем. unduo, д.-в.-н. waʒʒar «вода», гот. watō, англ. water, греч. ὕδωρ, ὕδατος, арм. get «река», фриг. βέδυ, др.-инд. udakám, uda-, udán— «вода», unátti «бить ключом», «орошать», ṓdman— «поток», алб. uj «вода»^[14][15]. Также родственно русским словам ведро, выдра. В рамках необщепринятой гипотезы о существовании некогда праностратического языка слово может сравниваться с гипотетическим прауральским *wete (ср., например, фин. vesi, эст. vesi, коми va, венг. víz), а также с предполагаемыми праалтайскими, прадравидийским и пр. словами, и реконструироваться как *wetV для праязыка^[16].

С формальной точки зрения вода имеет несколько различных корректных химических названий:

• Оксид водорода: бинарное соединение водорода с атомом кислорода в степени окисления −2, встречается также устаревшее название окись водорода.
• Гидроксид водорода: соединение гидроксильной группы OH^— и катиона (H⁺)
• Гидроксильная кислота: воду можно рассматривать как соединение катиона H⁺, который может быть замещён металлом, и «гидроксильного остатка» OH^—
• Монооксид дигидрогена
• Дигидромонооксид

Физические свойства[править | править код]

Вода при нормальных условиях находится в жидком состоянии, тогда как аналогичные водородные соединения других элементов являются газами (H₂S, CH₄, HF). Атомы водорода присоединены к атому кислорода, образуя угол 104,45° (104°27′). Из-за большой разности электроотрицательностей атомов водорода и кислорода электронные облака сильно смещены в сторону кислорода. По этой причине молекула воды обладает большим дипольным моментом (p = 1,84 Д, уступает только синильной кислоте и диметилсульфоксиду). Каждая молекула воды образует до четырёх водородных связей — две из них образует атом кислорода и две — атомы водорода^[17]. Количество водородных связей и их разветвлённая структура определяют высокую температуру кипения воды и её удельную теплоту парообразования^[17]. Если бы не было водородных связей, вода, на основании места кислорода в таблице Менделеева и температур кипения гидридов аналогичных кислороду элементов (серы, селена, теллура), кипела бы при −80 °С, а замерзала при −100 °С^[18].

При переходе в твёрдое состояние молекулы воды упорядочиваются, при этом объёмы пустот между молекулами увеличиваются, и общая плотность воды падает, что и объясняет меньшую плотность (больший объём) воды в фазе льда. При испарении, напротив, все водородные связи рвутся. Разрыв связей требует много энергии, отчего у воды самая большая удельная теплоёмкость среди прочих жидкостей и твёрдых веществ. Для того чтобы нагреть один литр воды на один градус, требуется затратить 4,1868 кДж энергии. Благодаря этому свойству вода нередко используется как теплоноситель. Помимо большой удельной теплоёмкости, вода также имеет большие значения удельной теплоты плавления (333,55 кДж/кг при 0 °C) и парообразования (2250 кДж/кг).

Температура, °С	Удельная теплоёмкость воды, кДж/(кг*К)
-60 (лёд)	1,64
-20 (лёд)	2,01
-10 (лёд)	2,22
0 (лёд)	2,11
0 (чистая вода)	4,218
10	4,192
20	4,182
40	4,178
60	4,184
80	4,196
100	4,216

Физические свойства разных изотопных модификаций воды при различных температурах^[19]:

Модификация воды	Максимальная плотность при температуре, °С	Тройная точка при температуре, °С
Н2O	3,9834	0,01
D2O	11,2	3,82
T2O	13,4	4,49
Н218O	4,3	0,31

Вода обладает также высоким поверхностным натяжением, уступая в этом только ртути^[20][21][22]. Относительно высокая вязкость воды обусловлена тем, что водородные связи мешают молекулам воды двигаться с разными скоростями.

Вода является хорошим растворителем полярных веществ. Каждая молекула растворяемого вещества окружается молекулами воды, причём положительно заряженные участки молекулы растворяемого вещества притягивают атомы кислорода, а отрицательно заряженные — атомы водорода. Поскольку молекула воды мала по размерам, много молекул воды могут окружить каждую молекулу растворяемого вещества.

Это свойство воды используется живыми существами. В живой клетке и в межклеточном пространстве вступают во взаимодействие растворы различных веществ в воде^[23]. Вода необходима для жизни всех без исключения одноклеточных и многоклеточных живых существ на Земле.

Вода обладает отрицательным электрическим потенциалом поверхности.

Капля, ударяющаяся о поверхность воды

Чистая вода — хороший изолятор. При нормальных условиях вода слабо диссоциирована и концентрация протонов (точнее, ионов гидроксония H₃O⁺) и гидроксильных ионов OH⁻ составляет 10^-7 моль/л. Но поскольку вода — хороший растворитель, в ней практически всегда растворены те или иные соли, то есть присутствуют другие положительные и отрицательные ионы. Благодаря этому вода проводит электричество. По электропроводности воды можно определить её чистоту.

Вода имеет показатель преломления n=1,33 в оптическом диапазоне. Однако она сильно поглощает инфракрасное излучение, и поэтому водяной пар является основным естественным парниковым газом, отвечающим более чем за 60 % парникового эффекта. Благодаря большому дипольному моменту молекул, вода также поглощает микроволновое излучение, на чём основан принцип действия микроволновой печи.

Агрегатные состояния[править | править код]

По состоянию различают:

При нормальном атмосферном давлении (760 мм рт. ст., 101 325 Па) вода переходит в твёрдое состояние при температуре в 0 °C и кипит (превращается в водяной пар) при температуре 100 °C (значения 0 °C и 100 °C были выбраны как соответствующие температурам таяния льда и кипения воды при создании температурной шкалы «по Цельсию»). При снижении давления температура таяния (плавления) льда медленно растёт, а температура кипения воды — падает. При давлении в 611,73 Па (около 0,006 атм) температура кипения и плавления совпадает и становится равной 0,01 °C. Такие давление и температура называются тройной точкой воды. При более низком давлении вода не может находиться в жидком состоянии, и лёд превращается непосредственно в пар. Температура возгонки (сублимации) льда падает со снижением давления. При высоком давлении существуют модификации льда с температурами плавления выше комнатной.

С ростом давления температура кипения воды растёт^[24]:

Давление, атм.	Температура кипения (Ткип), °C
0,987 (105 Па — нормальные условия)	99,63
1	100
2	120
6	158
218,5	374,1

При росте давления плотность насыщенного водяного пара в точке кипения тоже растёт, а жидкой воды — падает. При температуре 374 °C (647 K) и давлении 22,064 МПа (218 атм) вода проходит критическую точку. В этой точке плотность и другие свойства жидкой и газообразной воды совпадают. При более высоком давлении и/или температуре исчезает разница между жидкой водой и водяным паром. Такое агрегатное состояние называют «сверхкритическая жидкость».

Вода может находиться в метастабильных состояниях — пересыщенный пар, перегретая жидкость, переохлаждённая жидкость. Эти состояния могут существовать длительное время, однако они неустойчивы и при соприкосновении с более устойчивой фазой происходит переход. Например, можно получить переохлаждённую жидкость, охладив чистую воду в чистом сосуде ниже 0 °C, однако при появлении центра кристаллизации жидкая вода быстро превращается в лёд.

Оптические свойства[править | править код]

Они оцениваются по прозрачности воды, которая, в свою очередь, зависит от длины волны излучения, проходящего через воду. Вследствие поглощения оранжевых и красных компонентов света вода приобретает голубоватую окраску. Вода прозрачна только для видимого света и сильно поглощает инфракрасное излучение, поэтому на инфракрасных фотографиях водная поверхность всегда получается чёрной. Ультрафиолетовые лучи легко проходят через воду, поэтому растительные организмы способны развиваться в толще воды и на дне водоёмов, инфракрасные лучи проникают только в поверхностный слой. Вода отражает 5 % солнечных лучей, в то время как снег — около 85 %. Под лёд океана проникает только 2 % солнечного света.

Изотопные модификации[править | править код]

И кислород, и водород имеют природные и искусственные изотопы. В зависимости от типа изотопов водорода, входящих в молекулу, выделяют следующие виды воды:

Последние три вида возможны, так как молекула воды содержит два атома водорода. Протий — самый лёгкий изотоп водорода, дейтерий имеет атомную массу 2,0141017778 а. е. м., тритий — самый тяжёлый, атомная масса 3,0160492777 а. е. м. В воде из-под крана тяжелокислородной воды (H₂O¹⁷ и H₂O¹⁸) содержится больше, чем воды D₂O¹⁶: их содержание, соответственно, 1,8 кг и 0,15 кг на тонну^[18].

Хотя тяжёлая вода часто считается мёртвой водой, так как живые организмы в ней жить не могут, некоторые микроорганизмы могут быть приучены к существованию в ней^[18].

По стабильным изотопам кислорода ¹⁶O, ¹⁷O и ¹⁸O существуют три разновидности молекул воды. Таким образом, по изотопному составу существуют 18 различных молекул воды. В действительности любая вода содержит все разновидности молекул.

Химические свойства[править | править код]

Вода является наиболее распространённым растворителем на планете Земля, во многом определяющим характер земной химии, как науки. Большая часть химии, при её зарождении как науки, начиналась именно как химия водных растворов веществ.

Её иногда рассматривают как амфолит — и кислоту и основание одновременно (катион H⁺анион OH⁻). В отсутствие посторонних веществ в воде одинакова концентрация гидроксид-ионов и ионов водорода (или ионов гидроксония), pK_a ≈ 16.

Вода — химически активное вещество. Сильно полярные молекулы воды сольватируют ионы и молекулы, образуют гидраты и кристаллогидраты. Сольволиз, и в частности гидролиз, происходит в живой и неживой природе, и широко используется в химической промышленности.

Воду можно получать:

• в ходе реакций —

2h3O2→2h3O+O2↑{\displaystyle {\mathsf {2H_{2}O_{2}\rightarrow 2H_{2}O+O_{2}\uparrow }}}

NaHCO3+Ch4COOH→Ch4COONa+h3O+CO2↑{\displaystyle {\mathsf {NaHCO_{3}+CH_{3}COOH\rightarrow CH_{3}COONa+H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}}

2Ch4COOH+CaCO3→Ca(Ch4COO)2+h3O+CO2↑{\displaystyle {\mathsf {2CH_{3}COOH+CaCO_{3}\rightarrow Ca(CH_{3}COO)_{2}+H_{2}O+CO_{2}\uparrow }}}

h3SO4+2KOH→K2SO4+2h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{2}SO_{4}+2KOH\rightarrow K_{2}SO_{4}+2H_{2}O}}}

HNO3+Nh5OH→Nh5NO3+h3O{\displaystyle {\mathsf {HNO_{3}+NH_{4}OH\rightarrow NH_{4}NO_{3}+H_{2}O}}}

2Ch4COOH+Ba(OH)2→Ba(Ch4COO)2+2h3O{\displaystyle {\mathsf {2CH_{3}COOH+Ba(OH)_{2}\rightarrow Ba(CH_{3}COO)_{2}+2H_{2}O}}}

• Восстановлением водородом оксидов металлов —

CuO+h3→Cu+h3O{\displaystyle {\mathsf {CuO+H_{2}\rightarrow Cu+H_{2}O}}}

Под воздействием очень высоких температур или электрического тока (при электролизе)^[25], а также под воздействием ионизирующего излучения, как установил в 1902 году^[26]Фридрих Гизель^[en] при исследовании водного раствора бромида радия^[27], вода разлагается на молекулярный кислород и молекулярный водород:

2h3O→2h3↑+O2↑{\displaystyle {\mathsf {2H_{2}O\rightarrow 2H_{2}\uparrow +O_{2}\uparrow }}}

Вода реагирует при комнатной температуре:

2h3O+2Na→2NaOH+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2H_{2}O+2Na\rightarrow 2NaOH+H_{2}\uparrow }}}

• со фтором и межгалоидными соединениями

2h3O+2F2→4HF+O2{\displaystyle {\mathsf {2H_{2}O+2F_{2}\rightarrow 4HF+O_{2}}}}

h3O+F2→HF+HOF{\displaystyle {\mathsf {H_{2}O+F_{2}\rightarrow HF+HOF}}} (при низких температурах)

3h3O+2IF5→5HF+HIO3{\displaystyle {\mathsf {3H_{2}O+2IF_{5}\rightarrow 5HF+HIO_{3}}}}

9h3O+5BrF3→15HF+Br2+3HBrO3{\displaystyle {\mathsf {9H_{2}O+5BrF_{3}\rightarrow 15HF+Br_{2}+3HBrO_{3}}}}

• с солями, образованными слабой кислотой и слабым основанием, вызывая их полный гидролиз

Al2S3+6h3O→2Al(OH)3↓+3h3S↑{\displaystyle {\mathsf {Al_{2}S_{3}+6H_{2}O\rightarrow 2Al(OH)_{3}\downarrow +3H_{2}S\uparrow }}}

• с ангидридами и галогенангидридами карбоновых и неорганических кислот
• с активными металлорганическими соединениями (диэтилцинк, реактивы Гриньяра, метилнатрий и т. д.)
• с карбидами, нитридами, фосфидами, силицидами, гидридами активных металлов (кальция, натрия, лития и др.)
• со многими солями, образуя гидраты
• с боранами, силанами
• с кетенами, недоокисью углерода
• с фторидами благородных газов

Вода реагирует при нагревании:

4h3O+3Fe→Fe3O4+4h3{\displaystyle {\mathsf {4H_{2}O+3Fe\rightarrow Fe_{3}O_{4}+4H_{2}}}}

h3O+C⇄ CO+h3{\displaystyle {\mathsf {H_{2}O+C\rightleftarrows \ CO+H_{2}}}}

• с некоторыми алкилгалогенидами

Вода реагирует в присутствии катализатора:

• с амидами, эфирами карбоновых кислот
• с ацетиленом и другими алкинами
• с алкенами
• с нитрилами

Волновая функция основного состояния воды[править | править код]

В валентном приближении электронная конфигурация молекулы h3

Водород — Википедия

Водород
Гелий →
Газ без цвета, запаха и вкуса
Водород в разрядной трубке
Название, символ, номер	Водород / Hydrogenium (H), 1
Атомная масса (молярная масса)	[1,00784; 1,00811][комм 1][1] а. е. м. (г/моль)
Электронная конфигурация	1s1
Радиус атома	53 пм
Ковалентный радиус	32 пм
Радиус иона	54 (−1 e) пм
Электроотрицательность	2,20[2] (шкала Полинга)
Степени окисления	+1, 0, −1
Энергия ионизации (первый электрон)	1311,3 (13,595) кДж/моль (эВ)
Плотность (при н. у.)	0,0000899 (при 273 K (0 °C)) г/см³
Температура плавления	14,01 K; −259,14 °C
Температура кипения	20,28 K; −252,87 °C
Уд. теплота плавления	0,117 кДж/моль
Уд. теплота испарения	0,904 кДж/моль
Молярная теплоёмкость	28,47[3] Дж/(K·моль)
Молярный объём	14,1 см³/моль
Структура решётки	гексагональная
Параметры решётки	a = 3,780 c = 6,167 Å
Отношение c/a	1,631
Температура Дебая	110 K
Теплопроводность	(300 K) 0,1815 Вт/(м·К)
Номер CAS	12385-13-6

Водоро́д (H, лат. hydrogenium) — химический элемент периодической системы с обозначением H и атомным номером 1, самый лёгкий из элементов периодической таблицы. Его одноатомная форма — самое распространённое химическое вещество во Вселенной, составляющее примерно 75 % всей барионной массы. Звёзды, кроме компактных, в основном состоят из водородной плазмы.

Три изотопа водорода имеют собственные названия: ¹H — протий, ²H — дейтерий и ³H — тритий (радиоактивен). Ядро самого распространённого изотопа, протия, состоит из одного только протона и не содержит нейтронов.

При стандартных температуре и давлении водород — бесцветный, не имеющий запаха и вкуса, нетоксичный двухатомный газ с химической формулой H₂, который в смеси с воздухом или кислородом горюч и крайне пожаро- и взрывоопасен^[3]. В присутствии других окисляющих газов, например фтора или хлора, водород также взрывоопасен. Поскольку водород охотно формирует ковалентные связи с большинством неметаллов, большая часть водорода на Земле существует в молекулярных соединениях, таких как вода или органические вещества. Водород играет особенно важную роль в кислотно-основных реакциях.

Растворим в этаноле и ряде металлов: железе, никеле, палладии, титане, платине, ниобии.

Выделение горючего газа при взаимодействии кислот и металлов наблюдали в XVI и XVII веках на заре становления химии как науки. Впервые водород получил Парацельс, погружая железные опилки в серную кислоту в XVI веке.

В 1671 году Роберт Бойль подробно описал реакцию между железными опилками и разбавленными кислотами, при которой выделяется газообразный водород^[4][5].

В 1766 году Генри Кавендиш был первым, кто признал газообразный водород индивидуальным элементом, назвав газ, выделяющийся при реакции металла с кислотой «горючим воздухом». Он предположил, что «горючий воздух» идентичен гипотетическому веществу, называемому «флогистон», и в 1781 году обнаружил, что при его сгорании образуется вода^[6][7].

Прямо указывал на выделение водорода и Михаил Ломоносов, но он уже понимал, что это не флогистон.

Французский химик Антуан Лавуазье совместно с инженером Жаном Мёнье, используя специальные газометры, в 1783 году осуществил синтез воды, а затем и её анализ, разложив водяной пар раскалённым железом. Так он установил, что «горючий воздух» входит в состав воды и может быть из неё получен.

Лавуазье дал водороду название hydrogène (от др.-греч. ὕδωρ — вода и γεννάω — рождаю) — «рождающий воду». В 1801 году последователь Лавуазье, академик Василий Севергин, называл его «водотворное вещество», он писал^[8]:

Водотворное вещество в соединении с кислотворным составляет воду. Сие можно доказать, как через разрешение, так и через составление.

Русское наименование «водород» предложил химик Михаил Соловьёв в 1824 году — по аналогии с «кислородом» Ломоносова.

Во Вселенной[править | править код]

В настоящее время водород — самый распространённый элемент во Вселенной^[9]. На его долю приходится около 88,6 % всех атомов (около 11,3 % составляют атомы гелия, доля всех остальных вместе взятых элементов — порядка 0,1 %)^[10]. Таким образом, водород — основная составная часть звёзд и межзвёздного газа. Повсеместное возникновение атомарного водорода впервые произошло в эпоху рекомбинации.

В условиях звёздных температур (например, температура поверхности Солнца ~6000 °C) водород существует в виде плазмы, в межзвёздном пространстве этот элемент существует в виде отдельных молекул, атомов и ионов и может образовывать молекулярные облака, значительно различающиеся по размерам, плотности и температуре.

Земная кора и живые организмы[править | править код]

Массовая доля водорода в земной коре составляет 1 % — это десятый по распространённости элемент. Однако его роль в природе определяется не массой, а числом атомов, доля которых среди остальных элементов составляет 17 % (второе место после кислорода, доля атомов которого равна ~52 %). Поэтому значение водорода в химических процессах, происходящих на Земле, почти так же велико, как и кислорода.

В отличие от кислорода, существующего на Земле и в связанном, и в свободном состояниях, практически весь водород на Земле находится в виде соединений; лишь в очень незначительном количестве водород в виде простого вещества содержится в атмосфере (0,00005 % по объёму для сухого воздуха^[11][12]).

Водород входит в состав практически всех органических веществ и присутствует во всех живых клетках, где по числу атомов на водород приходится почти 63 %^[13].

В промышленности[править | править код]

На 2019 год в мире потребляется 75 млн тонн водорода, в основном в нефтепереработке и производстве аммиака. Из них более 3/4 производится из природного газа, для чего расходуется более 205 млрд м³ газа.^[14] Почти все остальное получают из угля. Около 0,1 % (~100 тыс. тонн) вырабатывается электролизом. При производстве водорода в атмосферу поступает ~830 млн тонн CO₂. Себестоимость водорода из природного газа оценивается в 1,5-3 доллара за 1 кг.

Ch5+h3O ⇄ CO+3h3{\displaystyle {\mathsf {CH_{4}+H_{2}O\ \rightleftarrows {}\ CO+3H_{2}}}}

• Пропускание паров воды над раскалённым коксом при температуре около 1000 °C:

h3O+C ⇄ CO↑+h3↑{\displaystyle {\mathsf {H_{2}O+C\ \rightleftarrows {}\ CO\uparrow +H_{2}\uparrow }}}

2NaCl+2h3O → 2NaOH+Cl2↑+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2NaCl+2H_{2}O\ {\xrightarrow {}}\ 2NaOH+Cl_{2}\uparrow +H_{2}\uparrow }}}

2h3O→4e−2h3↑+O2↑{\displaystyle {\ce {2h3O ->[4e^{-}] 2h3 ^ + O2 ^}}}

Кроме того, существует промышленная технология электролиза химически чистой воды, без применения каких-либо добавок. Фактически, устройство представляет собой обратимый топливный элемент с твёрдой полимерной мембраной^[15] (англ.).

2Ch5+O2⇄ 2CO+4h3{\displaystyle {\mathsf {2CH_{4}+O_{2}\rightleftarrows {}\ 2CO+4H_{2}}}}

В лаборатории[править | править код]

Zn+h3SO4→ZnSO4+h3↑{\displaystyle {\mathsf {Zn+H_{2}SO_{4}\rightarrow ZnSO_{4}+H_{2}\uparrow }}}

Ca+2h3O→Ca(OH)2+h3↑{\displaystyle {\mathsf {Ca+2H_{2}O\rightarrow Ca(OH)_{2}+H_{2}\uparrow }}}

NaH+h3O→NaOH+h3↑{\displaystyle {\mathsf {NaH+H_{2}O\rightarrow NaOH+H_{2}\uparrow }}}

2Al+2NaOH+6h3O→2Na[Al(OH)4]+3h3↑{\displaystyle {\mathsf {2Al+2NaOH+6H_{2}O\rightarrow 2Na[Al(OH)_{4}]+3H_{2}\uparrow }}}

Zn+2KOH+2h3O→K2[Zn(OH)4]+h3↑{\displaystyle {\mathsf {Zn+2KOH+2H_{2}O\rightarrow K_{2}[Zn(OH)_{4}]+H_{2}\uparrow }}}

2h4O++2e−→2h3O+h3↑{\displaystyle {\mathsf {2H_{3}O^{+}+2e^{-}\rightarrow 2H_{2}O+H_{2}\uparrow }}}

Очистка[править | править код]

В промышленности реализованы несколько способов очистки водорода из углерод-содержащего сырья (т. н. водородсодержащий газ — ВСГ)^[16].

• Низкотемпературная конденсация: ВСГ охлаждают до температур конденсации метана и этана, после чего водород отделяют ректификацией. Процесс ведут при температуре −158 °C и давлении 4 МПа. Чистота очищенного водорода составляет 93—94 % при его концентрации в исходном ВСГ до 40 %.
• Адсорбционное выделение на цеолитах: Настоящий метод на сегодняшний день наиболее распространён в мире. Метод достаточно гибок и может использоваться как для выделения водорода из ВСГ, так и для доочистки уже очищенного водорода. В первом случае процесс ведут при давлениях 3,0—3,5 МПа. Степень извлечения водорода составляет 80-85 % с чистотой 99 %. Во втором случае часто используют процесс «PSA» фирмы «Union Carbide». Он впервые был реализован в промышленности в 1978 году. На настоящий момент функционирует более 250 установок от 0,6 до 3,0 млн м³ Н₂/сут. Образуется водород высокой чистоты 99,99 %.
• Абсорбционное выделение жидкими растворителями: Этот метод применяется редко, хотя водород получается высокой чистоты 99,9 %.
• Концентрирование водорода на мембранах: На лучших образцах метод позволяет получать водород чистотой 95-96 %, однако производительность таких установок невысока.
• Селективное поглощение водорода металлами: Метод основан на способности сплавов лантана с никелем, железа с титаном, циркония с никелем и других поглощать до 30 объёмов водорода.

Стоимость[править | править код]

Стоимость водорода при крупнооптовых поставках колеблется в диапазоне 2—7 USD/кг.^[17] В небольших количествах перевозится в стальных баллонах зелёного или тёмно-зелёного цвета.

Эмиссионный спектр атомов водорода. Четыре видимые глазом спектральные линии серии Бальмера

Водород — самый лёгкий газ: он легче воздуха в 14,5 раз. Поэтому, например, мыльные пузыри, наполненные водородом, на воздухе стремятся вверх^[18]. Чем меньше масса молекул, тем выше их скорость при одной и той же температуре. Как самые лёгкие, молекулы водорода движутся быстрее молекул любого другого газа и тем самым быстрее могут передавать теплоту от одного тела к другому. Отсюда следует, что водород обладает самой высокой теплопроводностью среди газообразных веществ. Его теплопроводность примерно в 7 раз выше теплопроводности воздуха.

Молекула водорода двухатомна — Н₂. При нормальных условиях это газ без цвета, запаха и вкуса. Плотность 0,08987 г/л (н. у.), температура кипения −252,76 °C, удельная теплота сгорания 120,9⋅10⁶ Дж/кг, малорастворим в воде — 18,8 мл/л.

Водород хорошо растворим во многих металлах (Ni, Pt, Pd и др.), особенно в палладии (850 объёмов H₂ на 1 объём Pd). С растворимостью водорода в металлах связана его способность диффундировать через них; диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия водорода с углеродом (так называемая декарбонизация). Практически не растворим в серебре.

Жидкий водород существует в очень узком интервале температур от −252,76 до −259,2 °C. Это бесцветная жидкость, очень лёгкая (плотность при −253 °C 0,0708 г/см³) и текучая (вязкость при −253 °C 13,8 сП). Критические параметры водорода очень низкие: температура −240,2 °C и давление 12,8 атм. Этим объясняются трудности при ожижении водорода. В жидком состоянии равновесный водород состоит из 99,79 % пара-Н₂, 0,21 % орто-Н₂^[⇨].

Твёрдый водород, температура плавления −259,2 °C, плотность 0,0807 г/см³ (при −262 °C) — снегоподобная масса, кристаллы гексагональной сингонии, пространственная группа P6/mmc, параметры ячейки a = 0,378 нм и c = 0,6167 нм.

В 1935 году Уингер и Хунтингтон высказали предположение о том, что при давлении свыше 250 тысяч атм водород может перейти в металлическое состояние. Получение этого вещества в устойчивом состоянии открывало очень заманчивые перспективы его применения — ведь это был бы сверхлёгкий металл, компонент лёгкого и энергоёмкого ракетного топлива. В 2014 году было установлено, что при давлении порядка 1,5—2,0 млн атм водород начинает поглощать инфракрасное излучение, а это означает, что электронные оболочки молекул водорода поляризуются. Возможно, при ещё более высоких давлениях водород превратится в металл^[19]. В 2017 году появилось сообщение о возможном экспериментальном наблюдении перехода водорода в металлическое состояние под высоким давлением^[20][21].

Молекулярный водород существует в двух спиновых формах (модификациях): ортоводород и параводород. Модификации немного различаются по физическим свойствам, оптическим спектрам, также по характеристикам рассеивания нейтронов. В молекуле ортоводорода o-H₂ (т. пл. −259,10 °C, т. кип. −252,56 °C) спины ядер параллельны, а у параводорода p-H₂ (т. пл. −259,32 °C, т. кип. −252,89 °C) — противоположно друг другу (антипараллельны). Равновесная смесь o-H₂ и p-H₂ при заданной температуре называется равновесный водород e-H₂.

Равновесная мольная концентрация параводорода в смеси в зависимости от температуры

Разделить модификации водорода можно адсорбцией на активном угле при температуре жидкого азота. При очень низких температурах равновесие между ортоводородом и параводородом почти нацело сдвинуто в сторону параводорода, так как энергия пара-молекулы немного ниже энергии орто-молекулы. При 80 К соотношение модификаций приблизительно 1:1. Десорбированный с угля параводород при нагревании превращается в ортоводород с образованием равновесной смеси. При комнатной температуре равновесна смесь ортоводорода и параводорода в отношении около 75:25^[22]. Без катализатора взаимное превращение происходит относительно медленно, что даёт возможность изучить свойства обеих модификаций. В условиях разреженной межзвёздной среды характерное время перехода в равновесную смесь очень велико, вплоть до космологических.

Термодинамическое состояние насыщенного пара водорода с различным изотопным составом

Наиболее известны три изотопа водорода: протий ¹H (атомное ядро — протон), дейтерий ²Н (ядро состоит из одного протона и одного нейтрона) и тритий ³Н (ядро состоит из одного протона и двух нейтронов). Эти изотопы имеют собственные химические символы: протий — H, дейтерий — D, тритий — T.

Протий и дейтерий стабильны. Содержание этих изотопов в природном водороде составляет 99,9885 ± 0,0070 % и 0,0115 ± 0,0070 % соответственно^[23]. Оно может незначительно меняться в зависимости от источника и способа получения водорода. Тритий нестабилен, претерпевает бета-распад с периодом 12,32 года, превращаясь в стабильный гелий-3^[23]. Тритий встречается в природе в следовых количествах, образуясь главным образом при взаимодействии космических лучей со стабильными ядрами, при захвате дейтерием тепловых нейтронов и при взаимодействии природного изотопа лития-6 с нейтронами, порождёнными космическими лучами.

Искусственно получены также тяжёлые радиоактивные изотопы водорода с массовыми числами 4—7 и периодами полураспада 10⁻²¹—10⁻²³ с^[23].

Природный молекулярный водород состоит из молекул H₂ и HD (дейтероводород) в соотношении 3200:1. Содержание в нём молекул из чистого дейтерия D₂ ещё меньше, отношение концентраций HD и D₂ составляет примерно 6400:1.

Из всех изотопов химических элементов физические свойства изотопов водорода отличаются друг от друга наиболее сильно. Это связано с наибольшим относительным изменением масс атомов^[24].

	Температура плавления, K	Температура кипения, K	Тройная точка		Критическая точка		Плотность, кг/м³
			T, K	P, кПа	T, K	P, МПа	жидкий	газ
H2	13,96	20,39	13,96	7,3	32,98	1,31	70,811	1,316
HD	16,65	22,13	16,6	12,8	35,91	1,48	114,0	1,802
HT		22,92	17,63	17,7	37,13	1,57	158,62	2,31
D2	18,65	23,67	18,73	17,1	38,35	1,67	162,50	2,23
DT		24.38	19,71	19,4	39,42	1,77	211,54	2,694
T2	20,63	25,04	20,62	21,6	40,44	1,85	260,17	3,136

Молекулы чистых протия, дейтерия и трития могут существовать в двух аллотропных модификациях (отличающихся взаимной ориентацией спинов ядер) — орто- и параводород: o-D₂, p-D₂, o-T₂, p-T₂. Молекулы водорода с другим изотопным составом (HD, HT, DT) не имеют орто- и парамодификаций.

Свойства изотопов[

Что такое h2 и h3 в тексте?, Galinka-Malinka-2013 — Advego.com

Тип текста: ЛюбойКопирайтингРерайтинг без источникаПеревод

Язык: ЛюбойRussian — РусскийEnglishGermany — DeutschSpanish — EspañolFrench — FrançaisChinese — 中国Ukrainian — УкраїнськаJapanese — 日本のPortuguese — PortuguêsPolish — PolskiItalian — ItalianoTurkish — TürkArabic — العربيةVietnamese — tiếng ViệtKorean — 한국의Urdu — اردوPersian — فارسیHindi — हिन्दीDutch — HollandskFinnish — suomalainenAnother language — другой язык

Категория: ЛюбаяБез категорииIT, софтАвиация, военная техника, ГОАвто, мотоАзартные игры, казино, покерБытовая техникаДизайн и предметы интерьераДомашние животныеДомашние растения, цветы, растительный мирЗакон и ПравоИгрушки, товары для детейИнтернет-маркетинг, SEO, SMM, создание сайтовИстория, религия, традиции и обрядыКиноКомпьютерные игры, видеоигры и приставкиКрасота и здоровье, питание, диеты, фитнесКулинарияКультура и искусствоЛандшафтный дизайн и архитектураМатериалы 18+Мебель и аксессуарыМедицина, лечение и профилактика болезнейМобильные игры и приложенияМода и СтильМузыкаНаука, открытия, высокие технологииНедвижимостьНепознанное: фэн-шуй, астрология, гороскопыОбразование, учеба, тренингиОтдых, активные игры, охота и рыбалкаОтношения, знакомства, личная жизньПолиграфия, рекламная продукция, маркетингПолитика: аналитика и обзорыПраздники и торжества, свадьбаПрирода и экологияПромышленность и оборудованиеПсихологияРабота и карьера, фрилансРемонт и обустройствоРукоделие, хобби, handmadeСад и огород, сельское хозяйствоСемья, воспитание детей, беременность и родыСобственный бизнес, ForexСпорт и спортивный инвентарь, велотехникаСтихи и поздравленияСтроительный инструмент и материалы, садовая техникаСтроительство домов, дачное хозяйствоТуризм, достопримечательностиУслуги и сервисФинансы, банки и кредиты, экономикаФототехника, искусство фотографииЭлектроника: гаджеты, мобильные телефоны, компьютеры, телевизорыЮмор

Сероводород — Википедия

Сероводород
({{{картинка}}}) ({{{картинка3D}}}) ({{{картинка малая}}})
Систематическое наименование	сульфид водорода
Традиционные названия	сероводород, сернистый водород
Хим. формула	H2S
Рац. формула	H2S
Состояние	газ
Молярная масса	34.082 г/моль
Плотность	1.5206 (н.у.)г/литр
Энергия ионизации	10,46 ± 0,01 эВ[1]
Температура
• плавления	−82.30 °C
• кипения	−60.28 °C
Пределы взрываемости	4 ± 1 об.%[1]
Давление пара	17,6 ± 0,1 атм[1]
Константа диссоциации кислоты pKa{\displaystyle pK_{a}}	6.89, 19±2
Растворимость
• в воде	0.025 (40 °C)
Рег. номер CAS	7783-06-4
PubChem	402
Рег. номер EINECS	231-977-3
SMILES
InChI
RTECS	MX1225000
ChEBI	16136
Номер ООН	1053
ChemSpider	391
ЛД50	713 ppm (крыса, 1 час) 673 ppm (мышь, 1 час) 634 ppm (мышь, 1 час) 444 ppm (крыса, 4 часа) 600 ppm (человек, 30 мин.) 800 ppm (человек, 5 мин.)
Токсичность	Высокотоксичен, СДЯВ
Пиктограммы ECB
NFPA 704
Приведены данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иное.
Медиафайлы на Викискладе

Сероводоро́д (серни́стый водоро́д, сульфи́д водоро́да, дигидросульфи́д) — бесцветный газ со сладковатым вкусом, обеспечивающий характерный неприятный тяжёлый запах тухлых яиц (тухлого мяса). Бинарное химическое соединение водорода и серы. Химическая формула — H₂S. Плохо растворим в воде, хорошо — в этаноле. В больших концентрациях ядовит. Огнеопасен. Концентрационные пределы воспламенения в смеси с воздухом составляют 4,5—45 % сероводорода. Используется в химической промышленности для синтеза некоторых соединений, получения элементарной серы, серной кислоты, сульфидов. Сероводород также используют в лечебных целях, например в сероводородных ваннах^[2].

В природе встречается редко в составе попутных нефтяных газов, природного газа, вулканических газах, в растворённом виде в природных водах (например, в Чёрном море слои воды, расположенные глубже 150—200 м, содержат растворённый сероводород). Образуется при гниении белков, которые содержат в составе серосодержащие аминокислоты метионин и/или цистеин. Небольшое количество сероводорода содержится в кишечных газах человека и животных.

Термически устойчив (при температурах больше 400 °C разлагается на простые вещества — S и H₂). Молекула сероводорода имеет изогнутую форму, поэтому она полярна (μ = 0,34⋅10⁻²⁹ Кл·м). В отличие от воды, в сероводороде не образуются водородные связи, поэтому сероводород в обычных условиях не сжижается. Раствор сероводорода в воде — очень слабая сероводородная кислота. Является сверхпроводником при температуре 203 К (−70 °C) и давлении 150 ГПа^[3].

Собственная ионизация жидкого сероводорода ничтожно мала.

В воде сероводород мало растворим, водный раствор H₂S является очень слабой кислотой:

h3S→HS−+H+{\displaystyle {\mathsf {H_{2}S\rightarrow HS^{-}+H^{+}}}} K_a = 6,9⋅10⁻⁷ ; pK_a = 6,89.

Реагирует со щелочами:

h3S+2NaOH→Na2S+2h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{2}S+2NaOH\rightarrow Na_{2}S+2H_{2}O}}} (средняя соль, при избытке NaOH)

h3S+NaOH→NaHS+h3O{\displaystyle {\mathsf {H_{2}S+NaOH\rightarrow NaHS+H_{2}O}}} (кислая соль, при отношении 1:1)

Сероводород — сильный восстановитель. Окислительно-восстановительные потенциалы:

S+2e−→S2−(Eh=−0.444B){\displaystyle {\mathsf {S+2e^{-}\rightarrow S^{2-}(Eh=-0.444B)}}}

S+2H++2e−→h3S(Eh=0.144B){\displaystyle {\mathsf {S+2H^{+}+2e^{-}\rightarrow H_{2}S(Eh=0.144B)}}}

В воздухе горит синим пламенем:

2h3S+3O2→2h3O+2SO2{\displaystyle {\mathsf {2H_{2}S+3O_{2}\rightarrow 2H_{2}O+2SO_{2}}}}

при недостатке кислорода:

2h3S+O2→2S+2h3O{\displaystyle {\mathsf {2H_{2}S+O_{2}\rightarrow 2S+2H_{2}O}}} (на этой реакции основан промышленный способ получения серы).

Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера или ион SO₄²⁻, например:

3h3S+4HClO3→3h3SO4+4HCl{\displaystyle {\mathsf {3H_{2}S+4HClO_{3}\rightarrow 3H_{2}SO_{4}+4HCl}}}

2h3S+SO2→2h3O+3S{\displaystyle {\mathsf {2H_{2}S+SO_{2}\rightarrow 2H_{2}O+3S}}}

Качественной реакцией на сероводородную кислоту и её соли является их взаимодействие с солями свинца, при котором образуется чёрный осадок сульфида свинца, например^[4]:

h3S+Pb(NO3)2→PbS↓+2HNO3{\displaystyle {\mathsf {H_{2}S+Pb(NO_{3})_{2}\rightarrow PbS{\downarrow }+2HNO_{3}}}}

При пропускании сероводорода через человеческую кровь она чернеет, поскольку гемоглобин разрушается и железо, входящее в его состав и придающее крови красный цвет, вступает в реакцию с сероводородом и образует чёрный сульфид железа^[4].

Сульфиды[править | править код]

Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов и растворимой соли сероводородной кислоты, например сульфида аммония (NH₄)₂S. Многие сульфиды ярко окрашены.

Для всех щелочных и щелочноземельных металлов известны также гидросульфиды M⁺HS и M²⁺(HS)². Гидросульфиды Са²⁺ и Sr²⁺ очень нестойки. Являясь солями слабой кислоты, в водном растворе растворимые сульфиды подвергаются гидролизу. Гидролиз сульфидов, содержащих металлы в высоких степенях окисления, либо гидроксиды которых являются очень слабыми основаниями (например, Al₂S₃, Cr₂S₃ и др.), часто проходит необратимо с выпадением в осадок нерастворимого гидроксида.

Сульфиды применяются в технике, например полупроводники и люминофоры (сульфид кадмия, сульфид цинка), смазочные материалы (дисульфид молибдена) и др.

Многие природные сульфиды в виде минералов являются ценными рудами (пирит, халькопирит, киноварь, молибденит).

Пример окисления сульфида перекисью водорода:

PbS+4h3O2=PbSO4+4h3O{\displaystyle {\mathsf {PbS+4H_{2}O_{2}=PbSO_{4}+4H_{2}O}}}

• Взаимодействием разбавленных кислот с сульфидами:

FeS+2 HCl⟶ FeCl2+ h3S↑{\displaystyle {\mathsf {FeS+2\ HCl\longrightarrow \ FeCl_{2}+\ H_{2}S\uparrow }}}

Al2S3+6 h3O⟶2 Al(OH)3↓+3 h3S↑{\displaystyle {\mathsf {Al_{2}S_{3}+6\ H_{2}O\longrightarrow 2\ Al(OH)_{3}\downarrow +3\ H_{2}S\uparrow }}}

• Сплавлением парафина с серой.

Соединения, генетически связанные с сероводородом[править | править код]

Является первым членом в ряде полисероводородов (сульфанов) — H₂S_n (выделены полисероводороды с n=1÷8)^[5].

Сероводород из-за своей токсичности находит ограниченное применение.

В норме[править | править код]

Эндогенный сероводород производится в небольших количествах клетками млекопитающих и выполняет ряд важных биологических функций, в том числе сигнальную. Это третий из открытых «газотрансмиттеров» (после окиси азота и угарного газа).

Эндогенный сероводород образуется в организме из цистеина при помощи ферментов цистатионин-β-синтетазы и цистатионин-γ-лиазы. Он является спазмолитиком (расслабляет гладкие мышцы) и вазодилататором, подобно окиси азота и угарному газу^[6]. Он также проявляет активность в ЦНС, где он повышает NMDA-опосредованную нейротрансмиссию и способствует долговременному запоминанию информации^[7].

В дальнейшем сероводород окисляется до сульфит-иона в митохондриях при помощи фермента тиосульфат-редуктазы. Сульфит-ион в дальнейшем окисляется до тиосульфат-иона и затем в сульфат-ион ферментом сульфит-оксидазой. Сульфаты, как конечный продукт метаболизма, экскретируются с мочой^[8].

Благодаря свойствам, сходным со свойствами окиси азота (но без её способности образовывать пероксиды, реагируя с супероксидом), эндогенный сероводород считается сейчас одним из важных факторов, защищающих организм от сердечно-сосудистых заболеваний^[6]. Известные кардиопротективные свойства чеснока связаны с катаболизмом полисульфидных групп аллицина в сероводород, причём эта реакция катализируется восстановительными свойствами глютатиона^[9].

Хотя и оксид азота(II) NO, и сероводород способны расслаблять мышцы и вызывать вазодилатацию, их механизмы действия, судя по всему, различны. В то время как оксид азота активирует фермент гуанилатциклазу, сероводород активирует АТФ-чувствительные калиевые каналы в гладкомышечных клетках. Исследователям до настоящего времени неясно, как распределяются физиологические роли в регулировании тонуса сосудов между окисью азота, угарным газом и сероводородом. Однако существуют некоторые данные, позволяющие предположить, что окись азота в физиологических условиях в основном расширяет крупные сосуды, в то время как сероводород ответствен за аналогичное расширение мелких кровеносных сосудов^[10].

Последние исследования заставляют предполагать значительное внутриклеточное кросс-общение между сигнальными путями оксида азота(II) и сигнальными путями сероводорода^[11], демонстрирующие, что вазодилатирующие, спазмолитические, противовоспалительные и цитопротективные свойства этих газов взаимозависимы и взаимодополняющи. Кроме того, показано, что сероводород способен реагировать с внутриклеточными S-нитрозотиолами, в результате чего образуется наименьший возможный S-нитрозотиол — HSNO. Это заставляет предполагать, что сероводород играет роль в контроле за уровнем внутриклеточного содержания S-нитрозотиолов^[12].

Подобно окиси азота, сероводород играет роль в расширении сосудов полового члена, необходимом для осуществления эрекции, что создаёт новые возможности для терапии эректильной дисфункции при помощи тех или иных средств, повышающих продукцию эндогенного сероводорода^[13][14].

При патологических состояниях[править | править код]

При инфаркте миокарда обнаруживается выраженный дефицит эндогенного сероводорода, что может иметь неблагоприятные последствия для сосудов.^[15] Инфаркт миокарда приводит к некрозу сердечной мышцы в зоне инфаркта через два различных механизма: один — это повышенный оксидативный стресс и повышенное образование свободных радикалов, и другой — это сниженная биодоступность эндогенных вазодилататоров и «защитников» тканей от свободнорадикального повреждения — окиси азота и сероводорода.^[16] Повышенное образование свободных радикалов происходит вследствие повышенного несвязанного электронного транспорта в активном сайте фермента эндотелиальной синтазы оксида азота — фермента, ответственного за превращение L-аргинина в окись азота.^[15][16] Во время инфаркта, окислительная деградация тетрагидробиоптерина, кофактора в процессе производства окиси азота, ограничивает доступность тетрагидробиоптерина и соответственно ограничивает способность синтазы оксида азота к производству NO.^[16] В результате синтаза оксида азота реагирует с кислородом, другим косубстратом, необходимым для производства окиси азота. Результатом этого является образование супероксидов, повышенное образование свободных радикалов и внутриклеточный оксидативный стресс.^[15] Дефицит сероводорода ещё более ухудшает эту ситуацию, нарушая активность синтазы оксида азота за счёт ограничения активности Akt и угнетения фосфорилирования Akt синтазы оксида азота в сайте eNOSS1177, необходимом для её активации.^[15][17] Вместо этого при дефиците сероводорода активность Akt изменяется таким образом, что Akt фосфорилирует ингибирующий сайт синтазы оксида азота — eNOST495 — что приводит к ещё большему угнетению биосинтеза окиси азота.^[15][17]

«Сероводородная терапия» использует донор или прекурсор сероводорода, такой как диаллил-трисульфид, для того, чтобы повысить содержание сероводорода в крови и тканях пациента с инфарктом миокарда. Доноры или прекурсоры сероводорода уменьшают повреждение миокарда после ишемии и реперфузии и риск осложнений инфаркта миокарда.^[15] Повышенные уровни сероводорода в тканях и крови реагируют с кислородом, содержащимся в крови и тканях, в результате чего образуется сульфан-сера, промежуточный продукт, в составе которого сероводород «запасается», хранится и транспортируется в клетки.^[15] Пулы сероводорода в тканях реагируют с кислородом, повышение содержания сероводорода в тканях активирует синтазу оксида азота и тем самым повышает продукцию окиси азота.^[15] Вследствие повышения использования кислорода для производства окиси азота, меньше кислорода остаётся для реагирования с эндотелиальной синтазой оксида азота и производства супероксидов, повышенного при инфаркте, что в итоге приводит к уменьшению образования свободных радикалов.^[15] Кроме того, меньшее образование свободных радикалов понижает оксидативный стресс в гладкомышечных клетках сосудов, понижая тем самым окислительную деградацию тетрагидробиоптерина.^[16] Повышение доступности кофактора синтазы оксида азота — тетрагидробиоптерина — также способствует увеличению продукции окиси азота в организме.^[16] Кроме того, более высокие концентрации сероводорода непосредственно повышают активность синтазы оксида азота через активацию Akt, что приводит к повышению фосфорилирования активирующего сайта eNOSS1177 и снижению фосфорилирования ингибирующего сайта eNOST495.^[15][17] Это фосфорилирование приводит к повышению каталитической активности синтазы оксида азота, что приводит к более эффективному и более быстрому превращению L-аргинина в окись азота и повышению концентрации окиси азота.^[15][17] Повышение концентрации окиси азота повышает активность растворимой гуанилатциклазы, что, в свою очередь, приводит к повышению образования циклического гуанозинмонофосфата цГМФ из ГТФ.^[18] Повышение уровня циклического ГМФ приводит к повышению активности протеинкиназы G (PKG).^[19] А протеинкиназа G приводит к снижению уровня внутриклеточного кальция в гладких мышцах стенок сосудов, что приводит к их расслаблению и усилению кровотока в сосудах.^[19] Кроме того, протеинкиназа G также ограничивает пролиферацию гладкомышечных клеток стенок сосудов, уменьшая тем самым утолщение интимы сосудов. В конечном итоге «сероводородная терапия» приводит к уменьшению размеров зоны инфаркта.^[15][18]

При болезни Альцгеймера уровень сероводорода в мозгу резко понижен.^[20] В модели на крысах болезни Паркинсона концентрация сероводорода в мозгу крыс также оказалась пониженной, причём введение крысам доноров или прекурсоров сероводорода улучшало состояние животных вплоть до полного исчезновения симптомов.^[21] При трисомии 21 (синдроме Дауна) организм, напротив, вырабатывает избыточное количество сероводорода.^[8] Эндогенный сероводород также вовлечён в патогенез сахарного диабета 1-го типа. Бета-клетки поджелудочной железы больных сахарным диабетом 1-го типа вырабатывают чрезмерно повышенные количества сероводорода, что приводит к гибели этих клеток и к понижению секреции инсулина соседними, пока ещё живыми, клетками.^[10]

Использование для гибернации и анабиоза[править | править код]

В 2005 году было показано, что мышь можно погрузить в состояние почти анабиоза: искусственной гипотермии, подвергнув её воздействию низких концентраций сероводорода (81 ppm) во вдыхаемом воздухе. Дыхание животных замедлилось со 120 до 10 дыхательных движений в минуту, а их температура тела упала с 37 градусов Цельсия до уровня, всего на 2 градуса Цельсия превышающего температуру окружающей среды (то есть эффект был таков, как будто теплокровное животное внезапно стало холоднокровным). Мыши пережили эту процедуру в течение 6 часов, причём после этого у них не наблюдалось никаких негативных последствий для здоровья, нарушений поведения или каких-либо повреждений внутренних органов^[22] В 2006 году было показано, что артериальное давление у мыши, подвергнутой подобным образом воздействию сероводорода, существенно не снижается^[23].

Сходный процесс, известный как гибернация или «зимняя спячка», наблюдается в природе у многих видов млекопитающих, а также у жаб, но не у мыши (хотя мышь может впадать в ступор при долгом отсутствии еды). Было показано, что во время «зимней спячки» продукция эндогенного сероводорода у тех животных, которые впадают в зимнюю спячку, значительно повышается. Теоретически, если бы удалось заставить вызываемую сероводородом гибернацию столь же эффективно работать у людей, это могло бы быть очень полезным в клинической практике для спасения жизни тяжело травмированных или перенёсших тяжёлую гипоксию, инфаркты, инсульты больных, а также для консервации донорских органов. В 2008 году было показано, что гипотермия, вызванная сероводородом в течение 48 часов, у крыс способна уменьшать степень повреждения головного мозга, вызываемого экспериментальным инсультом или травмой мозга^[24].

Сероводород связывается с цитохромоксидазой C и тем самым предотвращает связывание с нею кислорода, что приводит к резкому замедлению метаболизма, но в больших количествах «парализует» клеточное дыхание и приводит к «удушью» на уровне клетки — к клеточной гипоксии. И у человека, и у животных все клетки организма в норме производят некоторое количество сероводорода. Ряд исследователей предположили, что, помимо других физиологических ролей, сероводород также используется организмом для естественной саморегуляции скорости метаболизма (метаболической активности), температуры тела и потребления кислорода, что может объяснить вышеописанное наступление гибернации у мышей и крыс при повышенных концентрациях сероводорода, а также повышение его концентрации при физиологической спячке у животных^[25].

Однако два последних исследования вызывают сомнения в том, что этого эффекта гибернации и индукции гипометаболизма при помощи сероводорода возможно достичь у более крупных животных. Так, исследование 2008 года не смогло воспроизвести этот же эффект на свиньях, что привело исследователей к заключению, что эффект, наблюдаемый у мышей, не наблюдается у более крупных животных^[26]. Аналогично другая статья отмечает, что эффекта индукции гипометаболизма и гибернации при помощи сероводорода, легко достижимого у мышей и крыс, не удаётся достичь у овец^[27].

В феврале 2010 года учёный Марк Рот заявил на конференции, что вызванная сероводородом гипотермия у человека прошла I фазу клинических испытаний^[28]. Однако решение о проведении дальнейших клинических испытаний на больных с инфарктом было отозвано основанной им компанией Ikaria в августе 2011 года ещё до начала набора участников испытаний без объяснения причин со ссылкой на «решение компании»^[29][30].

Очень токсичен. Вдыхание воздуха с небольшим содержанием сероводорода вызывает головокружение, головную боль, тошноту, а со значительной концентрацией приводит к коме, судорогам, отёку лёгких и даже к летальному исходу. При высокой концентрации однократное вдыхание может вызвать мгновенную смерть. При вдыхании воздуха с небольшими концентрациями у человека довольно быстро возникает адаптация к неприятному запаху «тухлых яиц» и он перестаёт ощущаться. Во рту возникает сладковатый металлический привкус^[31].

При вдыхании воздуха с большой концентрацией из-за паралича обонятельного нерва запах сероводорода почти сразу перестаёт ощущаться.

Порог запаха сероводорода (концентрации, при которых начинает ощущаться запах) по данным Всемирной Организации Здравоохранения («Рекомендации по качеству воздуха для Европы») составляет 0,007 мг/м3.

В Российской Федерации предельно-допустимая максимально-разовая концентрация сероводорода в атмосферном воздухе (ПДКм.р.) установлена на уровне порога запаха и составляет 0,008 мг/м3

Концентрации сероводорода в воздухе, при которых начинаются обратимые реакции у чувствительных групп населения, значительно выше порога запаха.

В рекомендациях Всемирной Организации Здравоохранения по качеству атмосферного воздуха для Европы рекомендуемое значение, при котором могут возникнуть первые обратимые от воздействия сероводорода (раздражение глаз), составляет 0,15 мг/м3 — в 18,75 раз больше, чем порог запаха. Согласно отдельному докладу Всемирной Организации Здравоохранения, посвященному исследованиям воздействия сероводорода на здоровье населения, обратимая реакция у чувствительных групп населения (астматиков и аллергиков) начинается с концентрации 2,8 мг/м3, что в 350 раз выше порога запаха.

1. ↑ ^{1 2 3} http://www.cdc.gov/niosh/npg/npgd0337.html
2. ↑ Польза сероводородных ванн
3. ↑ A. P. Drozdov, M. I. Eremets, I. A. Troyan, V. Ksenofontov, S. I. Shylin. Conventional superconductivity at 203 kelvin at high pressures in the sulfur hydride system (англ.) // Nature. — Vol. 525, iss. 7567. — P. 73—76. — DOI:10.1038/nature14964.
4. ↑ ^{1 2} Ходаков Ю.В., Эпштейн Д.А., Глориозов П.А. § 88. Сероводород // Неорганическая химия: Учебник для 7—8 классов средней школы. — 18-е изд. — М.: Просвещение, 1987. — С. 206—207. — 240 с. — 1 630 000 экз.
5. ↑ Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1995. — Т. 4 (Пол-Три). — 639 с. — ISBN 5-82270-092-4.
6. ↑ ^{1 2} Lefer, David J. A new gaseous signaling molecule emerges: Cardioprotective role of hydrogen sulfide (англ.) // Proceedings of the National Academy of Sciences of the United States of America : journal. — 2007. — November (vol. 104, no. 46). — P. 17907—17908. — DOI:10.1073/pnas.0709010104. — Bibcode: 2007PNAS..10417907L. — PMID 17991773.
7. ↑ Kimura, Hideo. Hydrogen sulfide as a neuromodulator (неопр.) // Molecular Neurobiology. — 2002. — Т. 26, № 1. — С. 13—19. — DOI:10.1385/MN:26:1:013. — PMID 12392053.
8. ↑ ^{1 2} Kamoun, Pierre. H₂S, a new neuromodulator (неопр.) // Médecine/Sciences. — 2004. — July (т. 20, № 6—7). — С. 697—700. — DOI:10.1051/medsci/2004206-7697. — PMID 15329822.
9. ↑ Benavides, Gloria A; Squadrito, Giuseppe L; Mills, Robert W; Patel, Hetal D; Isbell, T Scott; Patel, Rakesh P; Darley-Usmar, Victor M; Doeller, Jeannette E; Kraus, David W. Hydrogen sulfide mediates the vasoactivity of garlic (англ.) // Proceedings of the National Academy of Sciences of the United States of America : journal. — 2007. — 13 November (vol. 104, no. 46). — P. 17977—17982. — DOI:10.1073/pnas.0705710104. — Bibcode: 2007PNAS..10417977B. — PMID 17951430.
10. ↑ ^{1 2} «Toxic Gas, Lifesaver», Scientific American, March 2010
11. ↑ Coletta C., Papapetropoulos A., Erdelyi K., Olah G., Módis K., Panopoulos P., Asimakopoulou A., Gerö D., Sharina I., Martin E., Szabo C. Hydrogen sulfide and nitric oxide are mutually dependent in the regulation of angiogenesis and endothelium-dependent vasorelaxation. (англ.) // Proceedings of the National Academy of Sciences of the United States of America. — 2012. — Vol. 109, no. 23. — P. 9161—9166. — DOI:10.1073/pnas.1202916109. — PMID 22570497. [исправить]
12. ↑ Filipovic M. R., Miljkovic J. Lj, Nauser T., Royzen M., Klos K., Shubina T., Koppenol W. H., Lippard S. J., Ivanović-Burmazović I. Chemical characterization of the smallest S-nitrosothiol, HSNO; cellular cross-talk of h3S and S-nitrosothiols. (англ.) // Journal of the American Chemical Society. — 2012. — Vol. 134, no. 29. — P. 12016—12027. — DOI:10.1021/ja3009693. — PMID 22741609. [исправить]
13. ↑ Roberta d’Emmanuele di Villa Biancaa, Raffaella Sorrentinoa, Pasquale Maffiaa, Vincenzo Mironeb, Ciro Imbimbob, Ferdinando Fuscob, Raffaele De Palmad, Louis J. Ignarroe und Giuseppe Cirino. Hydrogen sulfide as a mediator of human corpus cavernosum smooth-muscle relaxation (англ.) // Proceedings of the National Academy of Sciences of the United States of America : journal. — 2009. — Vol. 106, no. 11. —

Теги h2, h3 и h4 | Хороший копирайтер

Что такое теги h2, h3 и h4, Alt-тег

Каждая статья, будь то газета или веб-страница, имеет свой заголовок. Это определенное слово или какое-либо сочетание слов, обобщающих смысл отображающий содержание печатной информации, которая следует после заголовка.

Например, совсем необязательно читать всю статью, чтобы понять, о чем она написана. Просмотрев заголовок, и естественно подзаголовки, можно понять, о чем там пишется, и стоит ли терять время на ее чтение. То есть заголовок, кроме привлечения читателя, исполняет для него еще и роль краткого информатора. Следует уточнить, что именно заголовок является определяющим фактором для читателя и его действия, будет он читать эту статью или нет.

Естественно, что любой текст, расположенный на сайте, обязан иметь свой заголовок, и определенные подзаголовки. Для этого существует две причины:

1. Заголовки определяют структуру текстов, и делают их для читателей более удобным.
2. Все заголовки и естественно подзаголовки подсказывают поисковикам информацию, которая содержится в определенной части текста. Именно используя заголовки, системы поиска определяют и выдают по запросу соответствующую информацию.

Теги h2 и h3

Такие теги как h2, совместно с h3 определяю заголовки и подзаголовки текста и являются заголовками разных уровней, дающие понять, какие части данного текста наиболее точно отражают тему и определенные преимущества строения статьи. По этому, грамотное расположение в тексте тегов, обеспечит ее быстрый поиск и выдачу по запросу, что положительно отражается на позиции всего сайта.

Теги h2, h3 и h4 и другие дают короткую информацию о тексте, который следует после них. При этом главную информацию выдает заголовок h2. Заголовок h3, по сути, является подзаголовком и исполняет второстепенную роль, но для СЕО, они оба играют довольно важную роль для продвижения текстовой страницы.

Теги h2, h3 и h4

Заголовок тег h2

Представляет немаловажное значение для оптимизации написанного текста для всей страниц сайта. Именно он информирует поисковик, насколько предоставленный текст соответствует теме заголовка. Он должен быть не длинным, но в то же время довольно емким. При этом в тексте должен упоминаться не больше одного раза.

Заголовок тег h3

Этот заголовок должен детализировать заглавие h2 и подчеркивать структуру текста и дополнить главный заголовок h3. В него включаются расширенные запросы с более низкой частотностью, которые могут использоваться несколько раз и в середине текста.

В самих текстах, заголовки h3 бывают не только прямого вхождения, но и могут разбавляться с помощью других слов, при этом их можно склонять. Также они сигнализируют поисковик о соответствии текста, написанного после них, заглавию, который находиться в начале данной статьи.

Альт-теги

Это описание определенного графического изображения, находящегося на странице определенного веб-сайта, которое дает более широкую информацию поисковику о нем, улучшая при этом навигацию всего сайта.

Часто пользователи специально отключают показ графических рисунков, а об их содержании либо назначении узнают при помощи заменяющих картинку альт-тегов, или просто наводят курсор на изображение.

Поисковик, просмотрев страницу сайта и увидев оптимизированный рисунок, прочитает его альт-теги, и быстро определит, что на нем изображено. При этом он поместит полученную информацию в поисковый индекс, и сайт получит для этой страницы определенный SEO-плюс и преимущества для выдачи по запросу.