Chémia organická. Vodík Fyzikálne a chemické vlastnosti, získanie Rovnica reakcie vodíka s kyslíkom

Všeobecná a anorganická chémia

Prednáška 6. Vodík a kyslík. Voda. Peroxid vodíka.

Vodík

Atóm vodíka je najjednoduchším predmetom chémie. Presne povedané, jeho ión - protón - je ešte jednoduchší. Prvýkrát popísaný v roku 1766 Cavendishom. Názov je z gréčtiny. „Hydro gény“ - generuje vodu.

Polomer atómu vodíka je asi 0,5 x 10 až 10 m a jeho ión (protón) je 1,2 x 10 až 15 m. Alebo od 50 do 1,2 x 10 až 15 hodín alebo od 50 metrov (uhlopriečka CXA) do 1 mm.

Nasledujúci 1s prvok, lítium, sa pre Li +zmení iba od 155 do 68 hodín. Tento rozdiel vo veľkosti atómu a jeho katióne (5 rádov) je jedinečný.

Vzhľadom na malú veľkosť protónu dochádza k výmene vodíková väzba primárne medzi atómami kyslíka, dusíka a fluóru. Sila vodíkových väzieb je 10-40 kJ / mol, čo je oveľa menej ako energia lámania väčšiny bežných väzieb (100-150 kJ / mol v organických molekulách), ale je väčšia ako priemerná kinetická energia tepelného pohybu pri 370 ° C (4 kJ / mol). Výsledkom je, že v živom organizme sú vodíkové väzby reverzibilne prerušené, čo zaisťuje tok životne dôležitých procesov.

Vodík sa topí pri 14 K, vrie pri 20,3 K (tlak 1 atm), hustota kvapalného vodíka je iba 71 g / l (14 -krát ľahšia ako voda).

Excitované atómy vodíka s prechodmi do n 733 → 732 s vlnovou dĺžkou 18 m boli nájdené vo vzácnom medzihviezdnom prostredí, ktoré zodpovedá Bohrovmu polomeru (r = n2 * 0,5 * 10-10 m) rádovo 0,1 mm ( !).

Najbežnejší prvok vo vesmíre (88,6% atómov, 11,3% atómov tvorí hélium a iba 0,1% predstavujú atómy všetkých ostatných prvkov).

4 H → 4 He + 26,7 MeV 1 eV = 96,48 kJ / mol

Pretože sa protóny točia 1/2, existujú tri varianty molekúl vodíka:

ortohydrogén o-H2 s paralelnými jadrovými spinmi, parahydrogén p-H2 s antiparalelný spinov a normálneho n-H2-zmes 75% orto-vodíka a 25% para-vodíka. Transformácia o-H2 → p-H2 uvoľňuje 1418 J / mol.

Vlastnosti orto- a parahydrogénu

Pretože je atómová hmotnosť vodíka minimálna, jeho izotopy - deutérium D (2 H) a tritium T (3 H) sa od protia 1 H významne líšia fyzikálnymi a chemickými vlastnosťami. Napríklad nahradenie jedného z vodíkov v organickej zlúčenine deutériom sa výrazne prejavuje v jeho vibračnom (infračervenom) spektre, čo umožňuje stanoviť štruktúru komplexných molekúl. Také substitúcie („metóda označených atómov“) sa tiež používajú na stanovenie komplexných mechanizmov

chemické a biochemické procesy. Tracerová metóda je obzvlášť citlivá, keď sa namiesto protia použije rádioaktívne trícium (β-rozpad, polčas 12,5 roka).

Vlastnosti protia a deutéria

		Hustota, g / l (20 K)



Hlavná metóda výroba vodíka v priemysle - konverzia metánu
alebo hydratácia uhlia pri 800-11 000 ° C (katalyzátor):
CH4 + H20 = CO + 3 H2	nad 10 000 С
„Vodný plyn“: C + H20 = CO + H2	nad 10 000 С
Potom konverzia CO: CO + H2O = CO2 + H2			4000 C, oxidy kobaltu

Celkom: C + 2 H20 = CO2 + 2 H2

Iné zdroje vodíka.

Koksárenský plyn: asi 55% vodíka, 25% metánu, až 2% ťažkých uhľovodíkov, 4-6% CO, 2% CO2, 10-12% dusíka.

Vodík ako produkt spaľovania:

Si + Ca (OH) 2 + 2 NaOH = Na2 SiO3 + CaO + 2 H2

Na 1 kg pyrotechnickej zmesi sa uvoľní až 370 litrov vodíka.

Vodík vo forme jednoduchej látky sa používa na výrobu amoniaku a hydrogenáciu (stužovanie) rastlinných tukov, na redukciu určitých oxidov kovov (molybdén, volfrám), na výrobu hydridov (LiH, CaH2,

LiAlH4).

Entalpia reakcie: H. + H. = H2 je -436 kJ / mol, preto sa na získanie vysokoteplotného redukčného „plameňa“ („Langmuirov horák“) používa atómový vodík. Prúd vodíka v elektrickom oblúku sa atomizuje pri 35 000 ° C o 30%, potom je počas rekombinácie atómov možné dosiahnuť 50 000 ° C.

Skvapalnený vodík sa používa ako palivo v raketách (pozri kyslík). Sľubné palivo šetrné k životnému prostrediu pre pozemnú dopravu; prebiehajú experimenty s používaním vodíkových akumulátorov kovového hydridu. Zliatina LaNi5 môže napríklad absorbovať 1,5 až 2-krát viac vodíka, ako obsahuje, v rovnakom objeme (ako objem zliatiny) kvapalného vodíka.

Kyslík

Podľa všeobecne uznávaných údajov objavil kyslík v roku 1774 J. Priestley a nezávisle K. Scheele. Príbeh objavu kyslíka je dobrým príkladom vplyvu paradigiem na rozvoj vedy (pozri dodatok 1).

Zdá sa, že kyslík bol skutočne objavený oveľa skôr, ako bol oficiálny dátum. V roku 1620 mohol ktokoľvek jazdiť na Temži (v Temži) v ponorke, ktorú navrhol Cornelius van Drebbel. Čln sa pohyboval pod vodou vďaka úsiliu tucta veslárov. Podľa svedectiev mnohých očitých svedkov vynálezca ponorky úspešne vyriešil problém s dýchaním tým, že v ňom chemicky „osviežil“ vzduch. Robert Boyle v roku 1661 napísal: „... Okrem mechanickej konštrukcie člna mal vynálezca aj chemický roztok (alkohol), ktorý

považovaný za hlavné tajomstvo potápania. A keď z času na čas nadobudol presvedčenie, že priedušná časť vzduchu už bola spotrebovaná a ľuďom v člne sťažovala dýchanie, mohol otvorením nádoby naplnenej týmto roztokom rýchlo doplniť vzduch taký obsah životne dôležitých častí, vďaka ktorým by bol opäť vhodný na dostatočne dlhé dýchanie “.

Zdravý človek v pokojnom stave pumpuje pľúcami asi 7200 litrov vzduchu denne, pričom nenávratne odoberie 720 litrov kyslíka. V uzavretej miestnosti s objemom 6 m3 môže človek vydržať bez ventilácie až 12 hodín a s fyzickou prácou 3-4 hodiny. Hlavnou príčinou ťažkostí s dýchaním nie je nedostatok kyslíka, ale akumulácia oxidu uhličitého od 0,3 do 2,5%.

Hlavnou metódou výroby kyslíka bol dlhý čas cyklus „bária“ (získavanie kyslíka Brinovou metódou):

BaS04 -t- → BaO + SO3;

5 000 C ->

BaO + 0,5 O2 ====== BaO2<- 7000 C

Drebbelovým tajným riešením by mohol byť roztok peroxidu vodíka: BaO2 + H2 SO4 = BaSO4 ↓ + H2 O2

Produkcia kyslíka pri spaľovaní pyrozmesi: NaClO3 = NaCl + 1,5 O2 + 50,5 kJ

Zmes obsahuje až 80% NaClO3, až 10% práškového železa, 4% peroxidu bárnatého a sklenú vlnu.

Molekula kyslíka je paramagnetická (prakticky biradická), preto je jej aktivita vysoká. Organické látky sú vo vzduchu oxidované v štádiu tvorby peroxidu.

Kyslík sa topí pri 54,8 K, vrie pri 90,2 K.

Alotropická modifikácia prvku kyslík - látky ozón O3. Biologická ozónová ochrana Zeme je mimoriadne dôležitá. V nadmorskej výške 20-25 km sa vytvorí rovnováha:

Uv<280 нм		UV 280-320 nm
O2 ----> 2 O *	O * + O2 + M -> O3	O3 -------	> O2 + O
	(M - N2, Ar)

V roku 1974 sa zistilo, že atómový chlór, ktorý sa tvorí z freónov vo výške viac ako 25 km, katalyzuje rozklad ozónu, akoby nahradil „ozónové“ ultrafialové svetlo. Toto UV žiarenie je schopné spôsobiť rakovinu kože (v USA až 600 tisíc prípadov ročne). Zákaz freónov v aerosólových plechovkách platí v USA od roku 1978.

Od roku 1990 obsahuje zoznam zakázaných látok (v 92 krajinách) CH3 CCl3, CCl4, chlórované brómhydrokarbóny - do roku 2000 sa ich výroba obmedzí.

Spaľovanie vodíka v kyslíku

Reakcia je veľmi zložitá (diagram v prednáške 3), takže pred začatím praktickej aplikácie bola potrebná dlhá štúdia.

21. júla 1969 prvý pozemšťan - N. Armstrong kráčal po Mesiaci. Raketa Saturn 5 (podľa návrhu Wernhera von Brauna) pozostáva z troch stupňov. V prvom petrolej a kyslík, v druhom a treťom - kvapalný vodík a kyslík. Spolu 468 ton kvapalného O2 a H2. Vykonalo sa 13 úspešných štartov.

Od apríla 1981 USA lietajú na raketopláne: 713 ton kvapalného O2 a H2, ako aj dva boostery na tuhé palivo po 590 ton (celková hmotnosť tuhého paliva je 987 ton). Prvých 40 km stúpania na TTU, od 40 do 113 km motory bežia na vodík a kyslík.

15. mája 1987 prvý štart Energie, 15. novembra 1988 prvý a jediný let Buranu. Štartovacia hmotnosť je 2400 ton, hmotnosť paliva (petrolej v

bočné oddelenia, kvapalný O2 a H2) 2 000 ton.Výkon motora 125 000 MW, užitočné zaťaženie 105 ton.

Spaľovanie nebolo vždy kontrolované a úspešné.

V roku 1936 bola postavená najväčšia vodíková vzducholoď na svete LZ-129 „Hindenburg“. Objem 200 000 m3, dĺžka asi 250 m, priemer 41,2 m. Rýchlosť 135 km / h vďaka 4 motorom s výkonom 1 100 k, užitočné zaťaženie 88 ton. Vzducholoď uskutočnila 37 letov cez Atlantik a prepravila viac ako 3 tisíc pasažierov.

6. mája 1937 pri dokovaní v USA vzducholoď explodovala a zhorela. Jeden z možné dôvody- sabotáž.

28. januára 1986, v 74. sekunde letu, Challenger explodoval so siedmimi kozmonautmi - 25. let systému Shuttle. Dôvodom je porucha akcelerátora na tuhé palivo.

Ukážka:

výbuch detonačného plynu (zmes vodíka a kyslíka)

Palivové články

Technicky dôležitým variantom tejto spaľovacej reakcie je rozdelenie postupu na dva:

elektrooxidácia vodíka (anóda): 2 H2 + 4 OH– - 4 e– = 4 H2 O

elektroredukcia kyslíka (katóda): O2 + 2 H2O + 4 e– = 4 OH–

Systém, v ktorom sa takéto „spaľovanie“ vykonáva - palivový článok... Účinnosť je oveľa vyššia ako účinnosť tepelných elektrární, pretože neexistuje

špeciálna etapa výroby tepla. Maximálna účinnosť = ∆ G / ∆ H; na spaľovanie vodíka sa získa 94%.

Účinok je známy od roku 1839, ale boli implementované prvé prakticky fungujúce palivové články.

na konci 20. storočia vo vesmíre (Blíženci, Apollo, Shuttle - USA, Buran - ZSSR).

Vyhliadky palivových článkov [17]

Hovorca spoločnosti Ballard Power Systems, ktorý vystúpil na vedeckej konferencii vo Washingtone, zdôraznil, že motor s palivovými článkami sa stane komerčne životaschopným, ak bude spĺňať štyri hlavné kritériá: znížené náklady na energiu, dlhšia životnosť, zmenšená veľkosť závodu a schopnosť rýchlo naštartovať v chladnom počasí .... Náklady na jeden kilowatt energie vyrobenej závodom na palivové články by sa mali znížiť na 30 dolárov. Na porovnanie, v roku 2004 bol rovnaký údaj 103 dolárov a v roku 2005 sa očakáva dosiahnutie 80 dolárov. Na dosiahnutie tejto ceny je potrebné vyrobiť najmenej 500 tisíc motorov ročne. Európski vedci sú vo svojich prognózach opatrnejší a veria, že komerčné využitie vodíkových palivových článkov v automobilovom priemysle začne najskôr v roku 2020.

10.1 Vodík

Názov „vodík“ označuje chemický prvok aj jednoduchú látku. Element vodík pozostáva z atómov vodíka. Jednoduchá látka vodík pozostáva z molekúl vodíka.

a) Chemický prvok vodík

V prirodzenej sérii prvkov je radový počet vodíka 1. V sústave prvkov je vodík v prvom období v skupine IA alebo VIIA.

Vodík je jedným z najhojnejších prvkov na Zemi. Molárny podiel atómov vodíka v atmosfére, hydrosfére a litosfére Zeme (toto všetko sa nazýva zemská kôra) je 0,17. Nachádza sa vo vode, mnohých mineráloch, rope, zemnom plyne, rastlinách a zvieratách. Ľudské telo obsahuje v priemere asi 7 kilogramov vodíka.

Existujú tri izotopy vodíka:
a) ľahký vodík - protium,
b) ťažký vodík - deutérium(D),
c) veľmi ťažký vodík - trícium(T).

Tritium je nestabilný (rádioaktívny) izotop, preto sa v prírode prakticky nevyskytuje. Deutérium je stabilné, ale je ho veľmi málo: w D = 0,015% (z hmotnosti všetkého pozemského vodíka). Atómová hmotnosť vodíka sa preto veľmi málo líši od 1 D (1,00794 D).

b) Atóm vodíka

Z predchádzajúcich častí chemického kurzu už poznáte nasledujúce charakteristiky atómu vodíka:

Valenčné schopnosti atómu vodíka sú určené prítomnosťou jedného elektrónu v jednom valenčnom orbitáli. Vysoká ionizačná energia spôsobuje, že atóm vodíka nie je náchylný vzdať sa elektrónu a nie príliš vysoká energia afinity k elektrónu vedie k miernemu sklonu k jeho prijatiu. V dôsledku toho je v chemických systémoch tvorba H katiónu nemožná a zlúčeniny s H aniónom nie sú veľmi stabilné. Pre atóm vodíka je teda najcharakteristickejšia tvorba kovalentnej väzby s inými atómami v dôsledku jeho jedného nepárového elektrónu. A v prípade tvorby aniónu a v prípade vytvorenia kovalentnej väzby je atóm vodíka jednoväzbový.
V jednoduchej látke je oxidačný stav atómov vodíka nulový, vo väčšine zlúčenín vodík vykazuje oxidačný stav + I a iba v hydridoch s najmenej elektronegatívnymi prvkami má vodík oxidačný stav –I.
Informácie o valenčných schopnostiach atómu vodíka sú uvedené v tabuľke 28. Valenčný stav atómu vodíka viazaného jednou kovalentnou väzbou na akýkoľvek atóm je v tabuľke označený symbolom "H-".

Tabuľka 28.Valenčné schopnosti atómu vodíka

Valenčný stav		Príklady chemikálií
	Ja 0 –I	HCl, H20, H2S, NH3, CH4, C2H6, NH4CI, H2S04, NaHCO3, KOH H 2 B 2 H 6, SiH 4, GeH 4
		NaH, KH, CaH2, BaH2

c) Molekula vodíka

Diatomická molekula vodíka H 2 vzniká, keď sú atómy vodíka viazané jedinou kovalentnou väzbou, ktorá je pre ne možná. Väzba je tvorená mechanizmom výmeny. Mimochodom, elektrónové mraky sa prekrývajú, je to s-väzba (obr. 10.1 ale). Pretože sú atómy rovnaké, väzba je nepolárna.

Interatomická vzdialenosť (presnejšie rovnovážna medziatomová vzdialenosť, pretože atómy vibrujú) v molekule vodíka r(H - H) = 0,74 A (obr. 10.1.) v), čo je oveľa menej ako súčet orbitálnych polomerov (1,06 A). V dôsledku toho sa elektrónové oblaky spojených atómov hlboko prekrývajú (obr. 10.1 b) a väzba v molekule vodíka je silná. Svedčí o tom aj pomerne veľká hodnota väzbovej energie (454 kJ / mol).
Ak charakterizujeme tvar molekuly hraničným povrchom (podobne ako hraničný povrch elektrónového oblaku), potom môžeme povedať, že molekula vodíka má tvar mierne deformovanej (predĺženej) gule (obr. 10.1) G).

d) Vodík (látka)

Za normálnych podmienok je vodík plyn bez farby a zápachu. V malých množstvách nie je toxický. Pevný vodík sa topí pri 14 K (–259 ° C) a kvapalný vodík vrie pri 20 K (–253 ° C). Nízke teploty topenia a varu, veľmi malý teplotný rozsah na existenciu kvapalného vodíka (iba 6 ° C), ako aj malé hodnoty molárnych tepelných teplôt tavenia (0,117 kJ / mol) a odparovania (0,903 kJ / mol) naznačujú, že intermolekulárne väzby vo vodíku sú veľmi slabé.
Hustota vodíka r (H 2) = (2 g / mol) :( 22,4 l / mol) = 0,0893 g / l. Na porovnanie: priemerná hustota vzduchu je 1,29 g / l. To znamená, že vodík je 14,5 -krát ľahší ako vzduch. Je prakticky nerozpustný vo vode.
Pri izbovej teplote je vodík neaktívny, ale po zahriatí reaguje s mnohými látkami. Pri týchto reakciách môžu atómy vodíka zvyšovať aj znižovať svoj oxidačný stav: Н 2 + 2 e- = 2Н -I, Н 2 - 2 e- = 2H + I.
V prvom prípade je vodík oxidačné činidlo, napríklad pri reakciách so sodíkom alebo vápnikom: 2Na + H2 = 2NaH, ( t) Ca + H2 = CaH2. ( t)
Redukčné vlastnosti vodíka sú však charakteristickejšie: 02 + 2H2 = 2H20, ( t)
CuO + H 2 = Cu + H 2 O. ( t)
Pri zahrievaní sa vodík oxiduje nielen kyslíkom, ale aj niektorými inými nekovmi, napríklad fluórom, chlórom, sírou a dokonca dusíkom.
V laboratóriu sa v dôsledku reakcie získa vodík

Zn + H2S04 = ZnS04 + H2.

Namiesto zinku sa môže použiť železo, hliník a niektoré ďalšie kovy a namiesto kyseliny sírovej sa môžu použiť niektoré ďalšie zriedené kyseliny. Výsledný vodík sa zhromažďuje v skúmavke metódou vytesnenia vody (pozri obr. 10.2 b) alebo jednoducho do obrátenej banky (obr. 10.2 ale).

V priemysle sa vodík vo veľkých množstvách získava zo zemného plynu (hlavne metánu) jeho interakciou s vodnou parou pri 800 ° C v prítomnosti niklového katalyzátora:

CH 4 + 2H20 = 4H2 + CO 2 ( t, Ni)

alebo sa uhlie spracováva pri vysokej teplote vodnou parou:

2H20 + C = 2H2 + C02. ( t)

Čistý vodík sa získava z vody jeho rozkladom elektrickým prúdom (podrobením elektrolýze):

2H20 = 2H2 + O2 (elektrolýza).

e) Zlúčeniny vodíka

Hydridy (binárne zlúčeniny obsahujúce vodík) sa delia na dva hlavné typy:
a) prchavý (molekulárne) hydridy,
b) soli (iónové) hydridy.
Prvky IVA - VIIA skupín a bóru tvoria molekulárne hydridy. Z nich sú stabilné iba hydridy prvkov, ktoré tvoria nekovy:

B2H6; CH4; NH3; H20; HF
SiH4; PH3; H2S; HCl
AsH3; H 2 Se; HBr
H 2 Te; AHOJ
S výnimkou vody sú všetky tieto zlúčeniny plynné látky pri izbovej teplote, odtiaľ pochádza aj ich názov - „prchavé hydridy“.
Niektoré prvky, ktoré tvoria nekovy, sa nachádzajú aj v komplexnejších hydridoch. Napríklad uhlík tvorí zlúčeniny so všeobecnými vzorcami C n H 2 n+2, C. n H 2 n, C. n H 2 n–2 a ďalšie, kde n môže byť veľmi veľký (tieto zlúčeniny sú študované organickou chémiou).
Iónové hydridy zahrnujú hydridy alkalických kovov, prvkov alkalických zemín a horčíka. Kryštály týchto hydridov pozostávajú z aniónov H a kovových katiónov v najvyššom oxidačnom stave Me alebo Me 2 (v závislosti od skupiny systému prvkov).

LiH
NaH	MgH2
KH	CaH 2
RbH	SrH 2
CsH	BaH 2

Iónové aj takmer všetky molekulárne hydridy (okrem H20 a HF) sú redukčné činidlá, ale iónové hydridy vykazujú redukčné vlastnosti oveľa silnejšie ako molekulárne.
Okrem hydridov je súčasťou hydroxidov a niektorých solí aj vodík. S vlastnosťami týchto zložitejších vodíkových zlúčenín sa zoznámite v nasledujúcich kapitolách.
Hlavnými spotrebiteľmi vodíka vyrábaného v priemysle sú závody na výrobu amoniaku a dusíkatých hnojív, kde sa amoniak získava priamo z dusíka a vodíka:

N 2 + 3H 2 2NH 3 ( R., t, Pt - katalyzátor).

Vo veľkých množstvách sa vodík používa na získanie metylalkoholu (metanolu) reakciou 2H2 + CO = CH30H ( t, ZnO - katalyzátor), ako aj pri výrobe chlorovodíka, ktorý sa získava priamo z chlóru a vodíka:

H2 + Cl2 = 2HCI.

Vodík sa niekedy používa v metalurgii ako redukčné činidlo pri výrobe čistých kovov, napríklad: Fe203 + 3H2 = 2Fe + 3H20.

1. Aké častice sú jadrá a) protia, b) deutéria, c) trícia?
2. Porovnajte ionizačnú energiu atómu vodíka s ionizačnou energiou atómov ostatných prvkov. Ktorému prvku je vodík najbližší k tejto charakteristike?
3. To isté urobte s energiou afinity elektrónov
4. Porovnajte smer polarizácie kovalentnej väzby a oxidačný stav vodíka v zlúčeninách: a) BeH2, CH4, NH3, H20, HF; b) CH4, SiH4, GeH4.
5. Napíšte najjednoduchší, molekulárny, štruktúrny a priestorový vzorec vodíka. Ktorý sa najčastejšie používa?
6. Často sa hovorí: „Vodík je ľahší ako vzduch.“ Čo to znamená? Kedy možno tento výraz brať doslovne a kedy nie?
7. Vytvorte štruktúrne vzorce hydridov draslíka a vápnika, ako aj amoniaku, sírovodíka a bromovodíka.
8. Keď poznáte molárne teplo fúzie a odparovania vodíka, určte hodnoty zodpovedajúcich špecifických veličín.
9. Pre každú zo štyroch reakcií ilustrujúcich hlavné Chemické vlastnosti vodík, tvorí elektronickú váhu. Všimnite si oxidačné a redukčné činidlá.
10. Určte hmotnosť zinku potrebného na získanie 4,48 litra vodíka laboratórnym spôsobom.
11. Určte hmotnosť a objem vodíka, ktorý je možné získať z 30 m 3 zmesi metánu a vodnej pary, odobratej v objemovom pomere 1: 2, s výťažkom 80%.
12. Vytvorte rovnice reakcií prebiehajúcich pri interakcii vodíka a) s fluórom, b) so sírou.
13. Nasledujúce reakčné schémy ilustrujú hlavné chemické vlastnosti iónových hydridov:

a) MH + 02 MOH ( t); b) MH + Cl2 MCl + HCl ( t);
c) MH + H20 MOH + H2; d) MH + HCl (p) MCl + H2
Tu M je lítium, sodík, draslík, rubídium alebo cézium. Napíšte rovnice zodpovedajúcich reakcií, ak M je sodík. Chemické vlastnosti hydridu vápenatého ilustrujte pomocou reakčných rovníc.
14. Pomocou metódy elektronickej rovnováhy napíšte rovnice nasledujúcich reakcií, ktoré ilustrujú redukčné vlastnosti niektorých molekulárnych hydridov:
a) HI + Cl2 HCl + I 2 ( t); b) NH3 + O 2 H 2 O + N 2 ( t); c) CH4 + O 2 H 2 O + CO 2 ( t).

10.2 Kyslík

Rovnako ako v prípade vodíka, slovo „kyslík“ je názov chemického prvku aj jednoduchej látky. Okrem jednoduchej látky “ kyslík "(dioxygén) chemický prvok kyslík tvorí ďalšiu jednoduchú látku nazývanú „ ozón “(trioxygén). Ide o alotropické modifikácie kyslíka. Látka kyslík pozostáva z molekúl kyslíka O 2 a látka ozón sa skladá z molekúl ozónu O 3.

a) Chemický prvok kyslík

V prirodzenej sérii prvkov je radový počet kyslíka 8. V sústave prvkov je kyslík v druhom období v skupine VIA.
Kyslík je najrozšírenejším prvkom na Zemi. V zemskej kôre je každý druhý atóm atóm kyslíka, to znamená, že molárna frakcia kyslíka v atmosfére, hydrosfére a litosfére Zeme je asi 50%. Kyslík (látka) - zložka vzduch. Objemový podiel kyslíka vo vzduchu je 21%. Kyslík (prvok) je súčasťou vody, mnohých minerálov, ako aj rastlín a živočíchov. Ľudské telo obsahuje v priemere 43 kg kyslíka.
Prírodný kyslík pozostáva z troch izotopov (16 O, 17 O a 18 O), z ktorých je najhojnejší najľahší izotop 16 O. Atómová hmotnosť kyslíka sa preto blíži 16 D (15,9994 D).

b) Atóm kyslíka

Nasledujúce charakteristiky atómu kyslíka sú vám známe.

Tabuľka 29.Valencia atómu kyslíka

Valenčný stav		Príklady chemikálií
		Al 2 O 3, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3 *

	–II –I 0 + Ja + II	H 2 O, SO 2, SO 3, CO 2, SiO 2, H 2 SO 4, HNO 2, HClO 4, COCl 2, H 2 O 2 O 2 ** O 2 F 2 Z 2
		NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2 Na 2 O 2, K 2 O 2, CaO 2, BaO 2
		Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3

* Tieto oxidy možno tiež považovať za iónové zlúčeniny.
** Atómy kyslíka v molekule nie sú v danom valenčnom stave; toto je len príklad látky s oxidačným stavom atómov kyslíka rovným nule
Vysoká ionizačná energia (ako vodík) vylučuje tvorbu jednoduchého katiónu z atómu kyslíka. Energia afinity elektrónov je pomerne vysoká (takmer dvojnásobná oproti vodíku), čo poskytuje atómu kyslíka väčšiu tendenciu pripájať elektróny a schopnosť vytvárať anióny O 2A. Energia elektrónovej afinity pre atóm kyslíka je však stále menšia ako energia atómov halogénu a dokonca aj ďalších prvkov skupiny VIA. Preto kyslíkové anióny ( oxidové ióny) existujú iba v zlúčeninách kyslíka s prvkami, ktorých atómy veľmi ľahko darujú elektróny.
Socializáciou dvoch nepárových elektrónov môže atóm kyslíka vytvoriť dve kovalentné väzby. Vzhľadom na nemožnosť excitácie môžu dva osamelé páry elektrónov vstúpiť iba do interakcie darca-akceptor. Bez ohľadu na multiplicitu väzby a hybridizáciu teda môže byť atóm kyslíka v jednom z piatich valenčných stavov (tabuľka 29).
Najcharakteristickejším pre atóm kyslíka je valenčný stav s W k = 2, to znamená vznik dvoch kovalentných väzieb v dôsledku dvoch nepárových elektrónov.
Veľmi vysoká elektronegativita atómu kyslíka (vyššia - iba pre fluór) vedie k tomu, že vo väčšine jeho zlúčenín má kyslík oxidačný stav –II. Existujú látky, v ktorých kyslík vykazuje ďalšie hodnoty oxidačného stavu, pričom niektoré z nich sú uvedené v tabuľke 29 ako príklady a porovnávacia stabilita je znázornená na obr. 10.3.

c) Molekula kyslíka

Experimentálne sa zistilo, že diatomická molekula kyslíka O 2 obsahuje dva nepárové elektróny. Použitím metódy valenčných väzieb nemožno takúto elektronickú štruktúru tejto molekuly vysvetliť. Napriek tomu je väzba v molekule kyslíka svojimi vlastnosťami blízka kovalentným. Molekula kyslíka je nepolárna. Interatomická vzdialenosť ( r o - o = 1,21 A = 121 nm) je menšia ako vzdialenosť medzi atómami spojenými jednoduchou väzbou. Molárna väzbová energia je pomerne vysoká a dosahuje 498 kJ / mol.

d) Kyslík (látka)

Za normálnych podmienok je kyslík plyn bez farby a zápachu. Pevný kyslík sa topí pri 55 K (–218 ° C) a kvapalný kyslík vrie pri 90 K (–183 ° C).
Intermolekulárne väzby v pevnom a kvapalnom kyslíku sú o niečo silnejšie ako vo vodíku, čo dokazuje širší teplotný rozsah pre existenciu kvapalného kyslíka (36 ° C) a vyššie molárne teplo fúzie (0,446 kJ / mol) a odparovania (6, 83 kJ / mol).
Kyslík je vo vode nevýznamne rozpustný: pri 0 ° C iba 5 objemov kyslíka (plyn!) Rozpustite v 100 objemoch vody (kvapaliny!).
Vysoká tendencia atómov kyslíka prichytávať elektróny a vysoká elektronegativita vedú k tomu, že kyslík vykazuje iba oxidačné vlastnosti. Tieto vlastnosti sú obzvlášť výrazné pri vysokých teplotách.
Kyslík reaguje s mnohými kovmi: 2Ca + O 2 = 2CaO, 3Fe + 2O 2 = Fe 3 O 4 ( t);
nekovy: C + O 2 = CO 2, P 4 + 5O 2 = P 4 O 10,
a komplexné látky: CH4 + 2O 2 = C02 + 2H20, 2H2S + 302 = 2H20 + 2S02.

V dôsledku týchto reakcií sa najčastejšie získavajú rôzne oxidy (pozri kapitolu II § 5), ale aktívne alkalické kovy, napríklad sodík, sa spaľovaním premieňajú na peroxidy:

2Na + 02 = Na202.

Štrukturálny vzorec výsledného peroxidu sodného (Na) 2 (O-O).
Dymivá trieska, umiestnená v kyslíku, vzplanie. Je to pohodlný a ľahký spôsob detekcie čistého kyslíka.
V priemysle sa kyslík získava zo vzduchu rektifikáciou (komplexná destilácia) a v laboratóriu vystavením niektorých zlúčenín obsahujúcich kyslík tepelnému rozkladu, napríklad:
2KMn04 = K2Mn04 + MnO2 + 02 (200 ° C);
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (150 ° C, MnO 2 - katalyzátor);
2KNO 3 = 2KNO 2 + 3O 2 (400 ° C)
a okrem toho katalytickým rozkladom peroxidu vodíka pri teplote miestnosti: 2H202 = 2H20 + 02 (Mn02 -katalyzátor).
Čistý kyslík sa v priemysle používa na zintenzívnenie procesov, v ktorých dochádza k oxidácii, a na vytvorenie vysokoteplotného plameňa. V raketovom priemysle sa kvapalný kyslík používa ako okysličovadlo.
Kyslík má veľký význam pre zachovanie života rastlín, zvierat a ľudí. Za normálnych podmienok má človek dostatok kyslíka na dýchanie. Ale v podmienkach, kde nie je dostatok vzduchu alebo chýba úplne (v lietadlách, počas potápačských prác, vo vesmírnych lodiach atď.), Špeciálne plynné zmesi obsahujúci kyslík. Kyslík sa používa aj v medicíne pri chorobách, ktoré spôsobujú ťažkosti s dýchaním.

e) Ozón a jeho molekuly

Ozón O 3 je druhou alotropickou modifikáciou kyslíka.
Molekula triatomického ozónu má uhlovú štruktúru, stred medzi týmito dvoma štruktúrami, zobrazenú podľa nasledujúcich vzorcov:

Ozón je tmavomodrý plyn so štipľavým zápachom. Vďaka svojej silnej oxidačnej aktivite je jedovatý. Ozón je jedenapolkrát „ťažší“ ako kyslík a o niečo viac ako kyslík, rozpustíme vo vode.
Ozón sa tvorí v atmosfére z kyslíka počas bleskových elektrických výbojov:

3O 2 = 2O 3 ().

Za normálnych teplôt sa ozón pomaly mení na kyslík a pri zahrievaní tento proces pokračuje výbuchom.
Ozón je obsiahnutý v takzvanej „ozónovej vrstve“ zemskej atmosféry, ktorá chráni všetok život na Zemi pred škodlivými účinkami slnečného žiarenia.
V niektorých mestách sa na dezinfekciu (dekontamináciu) pitnej vody používa namiesto chlóru ozón.

Nakreslite štruktúrne vzorce nasledujúcich látok: OF 2, H 2 O, H 2 O 2, H 3 PO 4, (H 3 O) 2 SO 4, BaO, BaO 2, Ba (OH) 2. Pomenujte tieto látky. Popíšte valenčné stavy atómov kyslíka v týchto zlúčeninách.
Určte valenciu a oxidačný stav každého z atómov kyslíka.
2. Vytvorte rovnice spaľovacích reakcií v kyslíku lítia, horčíka, hliníka, kremíka, červeného fosforu a selénu (atómy selénu sa oxidujú na oxidačný stav + IV, atómy ostatných prvkov - na najvyšší oxidačný stav). Aké triedy oxidov sú produktmi týchto reakcií?
3. Koľko litrov ozónu je možné získať (za normálnych podmienok) a) z 9 litrov kyslíka, b) z 8 g kyslíka?

Voda je najrozšírenejšou látkou v zemskej kôre. Hmotnosť zemskej vody sa odhaduje na 10 18 ton. Voda je základom hydrosféry našej planéty, navyše je obsiahnutá v atmosfére, vo forme ľadu tvorí polárne čiapky Zeme a vysokohorské ľadovce a je tiež súčasťou rôznych hornín. Hmotnostný podiel vody v ľudskom tele je asi 70%.
Voda je jedinou látkou, ktorá je prítomná vo všetkých troch agregátne stavy majú svoje vlastné špeciálne mená.

Elektronická štruktúra molekuly vody (obr. 10.4 ale) sme podrobne študovali skôr (pozri § 7.10).
Vzhľadom na polaritu väzieb O - H a uhlový tvar je molekula vody elektrický dipól.

Na charakterizáciu polarity elektrického dipólu je fyzikálna veličina nazývaná „ elektrický moment elektrického dipólu “ alebo jednoducho " dipólového momentu ".

V chémii sa dipólový moment meria v Debyes: 1 D = 3,34. 10-30 Cl. m

V molekule vody existujú dve polárne kovalentné väzby, to znamená dva elektrické dipóly, z ktorých každý má svoj vlastný dipólový moment (a). Celkový dipólový moment molekuly sa rovná vektorovému súčtu týchto dvoch momentov (obr. 10.5):

(H20) = ,

kde q 1 a q 2 - čiastočné náboje (+) na atómoch vodíka a - interatomické vzdialenosti O - H v molekule. Ako q 1 = q 2 = q, a, potom

Experimentálne určené dipólové momenty molekuly vody a niektorých ďalších molekúl sú uvedené v tabuľke.

Tabuľka 30.Dipólové momenty niektorých polárnych molekúl

Molekula	Molekula	Molekula

Vzhľadom na dipólový charakter molekuly vody je často schematicky znázornený takto:
Čistá voda je bezfarebná kvapalina bez chuti a zápachu. V tabuľke sú uvedené niektoré z hlavných fyzikálnych vlastností vody.

Tabuľka 31.Niektoré fyzikálne vlastnosti vody

Veľké hodnoty molárnych teplôt fúzie a odparovania (rádovo vyššie ako vodíka a kyslíka) naznačujú, že molekuly vody, v tuhej aj v kvapalnej hmote, sú celkom tesne spojené. Tieto spojenia sa nazývajú „ vodíkové väzby “.

ELEKTRICKÝ DIPOL, DIPOLOVÝ MOMENT, POLARITA VIAZANIA, POLOLITA V MOLEKULE.
Koľko valenčných elektrónov atómu kyslíka sa podieľa na tvorbe väzieb v molekule vody?
2. Kedy sa prekrývajú, z ktorých orbitálov sú v molekule vody vytvorené väzby medzi vodíkom a kyslíkom?
3. Vytvorte diagram tvorby väzieb v molekule peroxidu vodíka H 2 O 2. Čo môžete povedať o priestorovej štruktúre tejto molekuly?
4. Interatomické vzdialenosti v molekulách HF, HCl a HBr sú 0,92; 1,28 a 1,41. Pomocou tabuľky dipólových momentov vypočítajte a porovnajte parciálne náboje na atómoch vodíka v týchto molekulách.
5. Interatomické vzdialenosti S - H v molekule sírovodíka sú rovné 1,34 a uhol medzi väzbami je 92 °. Určte hodnoty parciálnych nábojov na atómoch síry a vodíka. Čo môžete povedať o hybridizácii valenčných orbitálov atómu síry?

10.4. Vodíková väzba

Ako už viete, vzhľadom na významný rozdiel v elektronegativite vodíka a kyslíka (2,10 a 3,50) má atóm vodíka v molekule vody veľký kladný parciálny náboj ( q h = 0,33 e) a atóm kyslíka má ešte väčší záporný parciálny náboj ( q h = -0,66 e). Pripomeňme tiež, že atóm kyslíka má dva osamelé páry elektrónov na sp 3-hybridný AO. Atóm vodíka jednej molekuly vody je priťahovaný k atómu kyslíka inej molekuly a navyše poloprázdny 1s-AO atómu vodíka čiastočne prijíma dvojicu elektrónov atómu kyslíka. V dôsledku týchto interakcií medzi molekulami, zvláštny druh medzimolekulové väzby - vodíková väzba.
V prípade vody možno vodíkové väzby schematicky znázorniť takto:

V poslednom štruktúrnom vzorci tri bodky (bodkovaná čiara, nie elektróny!) Zobrazujú vodíkovú väzbu.

Vodíková väzba existuje nielen medzi molekulami vody. Vzniká, ak sú splnené dve podmienky:
1) v molekule je silne polárna väzba N - E (E je symbol atómu dostatočne elektronegatívneho prvku),
2) v molekule je atóm E s veľkým negatívnym parciálnym nábojom a osamelým párom elektrónov.
Prvkom E môže byť fluór, kyslík a dusík. Vodíkové väzby sú oveľa slabšie, ak E je chlór alebo síra.
Príklady látok s vodíkovou väzbou medzi molekulami: fluorovodík, pevný alebo kvapalný amoniak, etylalkohol a mnohé ďalšie.

V kvapalnom fluorovodíku sú jeho molekuly spojené vodíkovými väzbami v pomerne dlhých reťazcoch a v tekutom a pevnom amoniaku sa vytvárajú trojrozmerné siete.
Z hľadiska pevnosti je vodíková väzba medzi nimi chemická väzba a ďalšie typy intermolekulárnych väzieb. Molárna energia vodíkovej väzby sa obvykle pohybuje od 5 do 50 kJ / mol.
V pevnej vode (to znamená v ľadových kryštáloch) sú všetky atómy vodíka vodíkovo viazané na atómy kyslíka, pričom každý atóm kyslíka vytvára dve vodíkové väzby (pomocou oboch osamelých párov elektrónov). Vďaka tejto štruktúre je ľad „voľnejší“ v porovnaní s kvapalnou vodou, kde sú niektoré vodíkové väzby prerušené a molekuly sa dokážu „hustejšie“ zabaliť. Táto vlastnosť štruktúry ľadu vysvetľuje, prečo má voda v tuhom stave na rozdiel od väčšiny ostatných látok nižšiu hustotu ako v kvapalnom stave. Voda dosahuje maximálnu hustotu pri 4 ° C - pri tejto teplote sa veľa vodíkových väzieb rozbije a tepelná rozťažnosť zatiaľ nie je veľmi hustá.
Vodíkové väzby sú v našom živote veľmi dôležité. Predstavme si na chvíľu, že sa vodíkové väzby prestali vytvárať. Tu sú niektoré z dôsledkov:

voda pri izbovej teplote by sa stala plynnou, pretože jej bod varu by klesol na približne –80 ° C;
všetky nádrže by zamrzli z dna, pretože hustota ľadu by bola väčšia ako hustota kvapalnej vody;
dvojitá špirála DNA by prestala existovať a oveľa viac.

Uvedené príklady stačia na to, aby pochopili, že v tomto prípade by sa príroda na našej planéte stala úplne inou.

VÁZANIE VODÍKOM, PODMIENKY JEHO FORMÁCIE.
Vzorec etylalkohol CH 3 –CH 2 –O - H. Medzi ktorými atómami rôznych molekúl tejto látky sa tvoria vodíkové väzby? Vytvorte štruktúrne vzorce, ktoré ilustrujú ich tvorbu.
2. Vodíkové väzby existujú nielen v jednotlivých látkach, ale aj v roztokoch. Ukážte pomocou štruktúrnych vzorcov, ako sa tvoria vodíkové väzby vo vodnom roztoku a) amoniaku, b) fluorovodíka, c) etanolu (etylalkoholu). = 2H20.
Obe tieto reakcie sa vyskytujú vo vode neustále a rovnakou rýchlosťou, preto vo vode existuje rovnováha: 2H20 AH30 + OH.
Táto rovnováha sa nazýva rovnováha autoprotolýzy voda.

Priama reakcia tohto reverzibilného procesu je endotermická, preto sa pri zahrievaní zvyšuje autoprotolýza, ale pri izbovej teplote sa rovnováha posunie doľava, to znamená, že koncentrácia iónov H30 a OH je zanedbateľná. Čomu sa rovnajú?
Podľa zákona konajúcich más

Ale vzhľadom na skutočnosť, že počet zreagovaných molekúl vody je v porovnaní s celkovým počtom molekúl vody zanedbateľný, dá sa predpokladať, že koncentrácia vody počas autoprotolýzy sa prakticky nemení a 2 = const Tak nízka koncentrácia opačne nabitých iónov v čistá voda vysvetľuje, prečo táto kvapalina, aj keď je zlá, stále vedie elektrický prúd.

AUTOPROTOLÝZA VODY, KONSTANT AUTOPROTOLÝZY (IONICKÝ VÝROBOK) VODY.
Iónový produkt kvapalného amoniaku (teplota varu –33 ° C) je 2,10 –28. Vytvorte rovnicu pre automatickú protolýzu amoniaku. Stanovte koncentráciu amónnych iónov v čistom kvapalnom amoniaku. Ktorá z látok má najvyššiu elektrickú vodivosť, voda alebo kvapalný amoniak?

1. Získanie vodíka a jeho spaľovanie (redukčné vlastnosti).
2. Získanie kyslíka a spaľovanie látok v ňom (oxidačné vlastnosti).

Účel lekcie. V tejto lekcii sa dozviete o azda najdôležitejších chemických prvkoch pre život na Zemi - vodík a kyslík, dozviete sa o ich chemických vlastnostiach, ako aj o fyzikálnych vlastnostiach jednoduchých látok, ktoré tvoria, dozviete sa viac o úlohe kyslíka a vodík v prírode a živote človeka.

Vodík- najbežnejší prvok vo vesmíre. Kyslík- najhojnejší prvok na Zemi. Spolu tvoria vodu - látku, ktorá tvorí viac ako polovicu hmotnosti ľudského tela. Kyslík je plyn, ktorý potrebujeme na dýchanie, a bez vody by sme nemohli žiť niekoľko dní, takže kyslík a vodík možno nepochybne považovať za najdôležitejšie chemické prvky nevyhnutné pre život.

Štruktúra atómov vodíka a kyslíka

Vodík teda vykazuje nekovové vlastnosti. V prírode sa vodík vyskytuje vo forme troch izotopov, protia, deutéria a trícia, izotopy vodíka sa navzájom veľmi líšia vo fyzikálnych vlastnostiach, takže sú im dokonca priradené jednotlivé symboly.

Ak si nepamätáte alebo neviete, čo sú izotopy, pracujte s materiálmi elektronického vzdelávacieho zdroja „Izotopy ako odrody atómov jedného chemického prvku“. V ňom sa dozviete, ako sa od seba líšia izotopy jedného prvku, čo má za následok prítomnosť niekoľkých izotopov v jednom prvku, a tiež sa zoznámite s izotopmi viacerých prvkov.

Možné oxidačné stavy kyslíka sú teda obmedzené na hodnoty od –2 do +2. Ak kyslík prijme dva elektróny (stane sa aniónom) alebo vytvorí dve kovalentné väzby s menej elektronegatívnymi prvkami, prejde do oxidačného stavu –2. Ak kyslík tvorí jednu väzbu s iným atómom kyslíka a druhú väzbu s atómom menej elektronegatívneho prvku, prechádza do oxidačného stavu –1. Kyslík, ktorý tvorí dve kovalentné väzby s fluórom (jediný prvok s vyššou hodnotou elektronegativity), prechádza do oxidačného stavu +2. Jedna väzba s iným atómom kyslíka a druhá s atómom fluóru - +1. Nakoniec, ak kyslík tvorí jednu väzbu s menej elektronegatívnym atómom a druhú väzbu s fluórom, bude v oxidačnom stave 0.

Fyzikálne vlastnosti vodíka a kyslíka, alotropia kyslíka

Vodík- bezfarebný plyn bez chuti a zápachu. Veľmi ľahký (14,5 -krát ľahší ako vzduch). Teplota skvapalnenia vodíka - -252,8 ° C - je takmer najnižšia zo všetkých plynov (na druhom mieste za héliom). Tekutý a pevný vodík sú veľmi ľahké bezfarebné látky.

Kyslík- bezfarebný plyn, bez zápachu a chuti, o niečo ťažší ako vzduch. Pri teplote -182,9 ° C sa zmení na ťažkú modrú kvapalinu, pri -218 ° C tuhne za vzniku modrých kryštálov. Molekuly kyslíka sú paramagnetické, čo znamená, že kyslík je priťahovaný magnetom. Kyslík je slabo rozpustný vo vode.

Na rozdiel od vodíka, ktorý tvorí molekuly iba jedného druhu, kyslík vykazuje alotropiu a tvorí molekuly dvoch typov, to znamená, že prvok kyslík tvorí dve jednoduché látky: kyslík a ozón.

Chemické vlastnosti a výroba jednoduchých látok

Vodík

Väzba v molekule vodíka je jednoduchá, ale je to jedna z najsilnejších jednoduchých väzieb v prírode a na jej prerušenie je potrebné veľa energie. Z tohto dôvodu je vodík pri izbovej teplote veľmi neaktívny, keď však teplota stúpa ( alebo za prítomnosti katalyzátora) vodík ľahko interaguje s mnohými jednoduchými a komplexnými látkami.

Z chemického hľadiska je vodík typickým nekovom. To znamená, že je schopný interakcie s aktívnymi kovmi za vzniku hydridov, v ktorých vykazuje oxidačný stav –1. Pri niektorých kovoch (lítium, vápnik) interakcia pokračuje aj pri izbovej teplote, ale skôr pomaly, preto sa pri syntéze hydridov používa zahrievanie:

Tvorba hydridov priamou interakciou jednoduchých látok je možná iba pre aktívne kovy. Hliník už nereaguje s vodíkom priamo, jeho hydrid sa získava výmennými reakciami.

Vodík reaguje s nekovmi iba vtedy, ak je zahriaty. Výnimkou sú halogény chlóru a brómu, ktoré je možné indukovať svetlom:

Reakcia s fluórom tiež nevyžaduje zahrievanie, pokračuje výbuchom aj pri silnom ochladení a v absolútnej tme.

Reakcia s kyslíkom prebieha podľa mechanizmu rozvetveného reťazca, preto sa reakčná rýchlosť rýchlo zvyšuje a v zmesi kyslíka s vodíkom v pomere 1: 2 reakcia prebieha s výbuchom (takáto zmes sa nazýva „detonačný plyn“ "):

Reakcia so sírou prebieha oveľa pokojnejšie, prakticky bez uvoľňovania tepla:

Reakcie s dusíkom a jódom sú reverzibilné:

Táto okolnosť značne komplikuje výrobu amoniaku v priemysle: tento proces vyžaduje použitie vysoký krvný tlak na miešanie rovnováhy smerom k tvorbe amoniaku. Jodovodík sa nezískava priamou syntézou, pretože existuje niekoľko oveľa pohodlnejších spôsobov jeho syntézy.

Vodík nereaguje priamo s málo aktívnymi nekovmi (), aj keď sú jeho zlúčeniny s nimi známe.

Pri reakciách s komplexnými látkami vodík vo väčšine prípadov pôsobí ako redukčné činidlo. V roztokoch môže vodík redukovať kovy s nízkou aktivitou (umiestnené po vodíku v sérii napätí) z ich solí:

Pri zahrievaní môže vodík redukovať mnoho kovov z ich oxidov. Navyše, čím je kov aktívnejší, tým je ťažšie ho obnoviť a tým vyššia je teplota:

Kovy, ktoré sú aktívnejšie ako zinok, je takmer nemožné redukovať vodíkom.

Vodík v laboratóriu sa získava interakciou kovov s silné kyseliny... Najčastejšie sa používa zinok a kyselina chlorovodíková:

Menej bežne používaná elektrolýza vody v prítomnosti silných elektrolytov:

V priemysle sa vodík získava ako vedľajší produkt pri výrobe hydroxidu sodného elektrolýzou roztoku chloridu sodného:

Vodík sa navyše získava z rafinácie ropy.

Výroba vodíka fotolýzou vody je jednou z najsľubnejších metód v budúcnosti, ale v súčasnosti priemyselná aplikácia táto metóda je náročná.

Pracujte so zdrojmi elektronického vzdelávania Laboratórne práce"Získavanie a vlastnosti vodíka" a laboratórne práce "Redukčné vlastnosti vodíka". Študujte princíp Kippovho aparátu a Kirjuškinovho aparátu. Zamyslite sa nad tým, v ktorých prípadoch je výhodnejšie použiť prístroj Kipp a v ktorom - Kiryushkin. Aké vlastnosti ukazuje vodík v reakciách?

Kyslík.

Väzba v molekule kyslíka je dvojitá a veľmi silná. Kyslík je preto pri izbovej teplote dosť neaktívny. Po zahriatí však začne vykazovať silné oxidačné vlastnosti.

Kyslík bez zahrievania reaguje s aktívnymi kovmi (alkálie, alkalické zeminy a niektoré lantanoidy):

Pri zahrievaní kyslík interaguje s väčšinou kovov za vzniku oxidov:

Striebro a menej aktívne kovy nie sú oxidované kyslíkom.

Kyslík tiež reaguje s väčšinou nekovov za vzniku oxidov:

Interaguje s dusíkom iba pri veľmi vysokých teplotách, okolo 2 000 ° C.

Kyslík nereaguje s chlórom, brómom a jódom, aj keď mnohé z ich oxidov je možné získať nepriamo.

Interakcia kyslíka s fluórom sa môže uskutočniť prechodom elektrického výboja cez zmes plynov:

Fluorid kyslíka (II) je nestabilná zlúčenina, ktorá sa ľahko rozkladá a je veľmi silným oxidačným činidlom.

V roztokoch je kyslík silné, aj keď pomalé oxidačné činidlo. Kyslík spravidla podporuje prechod kovov do vyšších oxidačných stavov:

Prítomnosť kyslíka často umožňuje rozpustiť v kyselinách kovy umiestnené bezprostredne za vodíkom v sérii napätí:

Pri zahrievaní môže kyslík oxidovať nižšie oxidy kovov:

Kyslík sa v priemysle nevyrába chemickými metódami, získava sa zo vzduchu destiláciou.

Laboratórium využíva rozkladné reakcie na zlúčeniny bohaté na kyslík - dusičnany, chlorečnany, manganistany pri zahrievaní:

Kyslík môžete získať aj katalytickým rozkladom peroxidu vodíka:

Okrem toho možno vyššie uvedenú reakciu elektrolýzy vody použiť na výrobu kyslíka.

Práca s materiálmi elektronického vzdelávacieho zdroja. Laboratórna práca „Získavanie kyslíka a jeho vlastností“.

Ako sa nazýva metóda zberu kyslíka používaná v laboratórnych prácach? Aké ďalšie spôsoby zberu plynov existujú a ktoré sú vhodné na zber kyslíka?

Úloha 1. Pozrite sa na video „Rozklad manganistanu draselného pri zahrievaní“.

Odpovedz na otázku:

1. Ktoré z tuhých reakčných produktov sú rozpustné vo vode?
2. Akú farbu má roztok manganistanu draselného?
3. Aká je farba roztoku manganistanu draselného?

Napíšte rovnice prebiehajúcich reakcií. Vyrovnajte ich pomocou metódy elektronického vyváženia.

Diskutujte o zadaní s učiteľom vo video miestnosti alebo vo video miestnosti.

Ozón.

Molekula ozónu je triatomická a väzby v nej sú menej silné ako v molekule kyslíka, čo vedie k väčšej chemickej aktivite ozónu: ozón ľahko oxiduje mnohé látky v roztokoch alebo v suchej forme bez zahrievania:

Ozón je schopný ľahko oxidovať oxid dusičitý (IV) na oxid dusičitý (V) a oxid sírový (IV) na oxid sírový (VI) bez katalyzátora:

Ozón sa postupne rozkladá za vzniku kyslíka:

Na získavanie ozónu sa používajú špeciálne zariadenia - ozonizátory, v ktorých prechádza žeravý výboj kyslíkom.

Na získanie malého množstva ozónu sa v laboratóriu pri zahrievaní niekedy používajú rozkladné reakcie peroxidových zlúčenín a niektorých vyšších oxidov:

Práca s materiálmi elektronického vzdelávacieho zdroja. Laboratórna práca „Získanie ozónu a štúdium jeho vlastností“.

Vysvetlite, prečo je roztok indiga odfarbený. Napíšte rovnice pre reakcie, ku ktorým dochádza pri zmiešaní roztokov dusičnanu olovnatého a sulfidu sodného a pri prechode výslednej suspenzie ozonizovaným vzduchom. Pre iónomeničovú reakciu zostavte iónové rovnice... Ak chcete dosiahnuť redoxnú reakciu, vytvorte elektronickú váhu.

Diskutujte o zadaní s učiteľom vo video miestnosti alebo vo video miestnosti.

Chemické vlastnosti vody

Pre lepšie zoznámenie sa s fyzikálne vlastnosti voda a jej význam, práca s materiálmi elektronických vzdelávacích zdrojov „Abnormálne vlastnosti vody“ a „Voda je najdôležitejšou kvapalinou na Zemi“.

Voda má veľký význam pre všetky živé organizmy - v skutočnosti mnohé živé organizmy pozostávajú z viac ako polovice vody. Voda je jedným z najvšestrannejších rozpúšťadiel (pri vysokých teplotách a tlakoch sa jej schopnosť rozpúšťadla výrazne zvyšuje). Z chemického hľadiska je voda oxidom vodíka, zatiaľ čo vo vodnom roztoku disociuje (aj keď vo veľmi malej miere) na vodíkové katióny a hydroxidové anióny:

Voda interaguje s mnohými kovmi. S aktívnou (zásaditou, alkalickou zeminou a niektorými lantanoidmi) voda reaguje bez zahrievania:

K interakcii s menej aktívnymi dochádza pri zahrievaní.

10.1 Vodík

Názov „vodík“ označuje chemický prvok aj jednoduchú látku. Element vodík pozostáva z atómov vodíka. Jednoduchá látka vodík pozostáva z molekúl vodíka.

a) Chemický prvok vodík

V prirodzenej sérii prvkov je radový počet vodíka 1. V sústave prvkov je vodík v prvom období v skupine IA alebo VIIA.

Existujú tri izotopy vodíka:
a) ľahký vodík - protium,
b) ťažký vodík - deutérium(D),
c) veľmi ťažký vodík - trícium(T).

b) Atóm vodíka

Z predchádzajúcich častí chemického kurzu už poznáte nasledujúce charakteristiky atómu vodíka:

Tabuľka 28.Valenčné schopnosti atómu vodíka

Valenčný stav		Príklady chemikálií
	Ja 0 –I	HCl, H20, H2S, NH3, CH4, C2H6, NH4CI, H2S04, NaHCO3, KOH H 2 B 2 H 6, SiH 4, GeH 4
		NaH, KH, CaH2, BaH2

c) Molekula vodíka

d) Vodík (látka)

Zn + H2S04 = ZnS04 + H2.

V priemysle sa vodík vo veľkých množstvách získava zo zemného plynu (hlavne metánu) jeho interakciou s vodnou parou pri 800 ° C v prítomnosti niklového katalyzátora:

CH 4 + 2H20 = 4H2 + CO 2 ( t, Ni)

alebo sa uhlie spracováva pri vysokej teplote vodnou parou:

2H20 + C = 2H2 + C02. ( t)

Čistý vodík sa získava z vody jeho rozkladom elektrickým prúdom (podrobením elektrolýze):

2H20 = 2H2 + O2 (elektrolýza).

e) Zlúčeniny vodíka

LiH
NaH	MgH2
KH	CaH 2
RbH	SrH 2
CsH	BaH 2

N 2 + 3H 2 2NH 3 ( R., t, Pt - katalyzátor).

H2 + Cl2 = 2HCI.

Vodík sa niekedy používa v metalurgii ako redukčné činidlo pri výrobe čistých kovov, napríklad: Fe203 + 3H2 = 2Fe + 3H20.

1. Aké častice sú jadrá a) protia, b) deutéria, c) trícia?
2. Porovnajte ionizačnú energiu atómu vodíka s ionizačnou energiou atómov ostatných prvkov. Ktorému prvku je vodík najbližší k tejto charakteristike?
3. To isté urobte s energiou afinity elektrónov
4. Porovnajte smer polarizácie kovalentnej väzby a oxidačný stav vodíka v zlúčeninách: a) BeH2, CH4, NH3, H20, HF; b) CH4, SiH4, GeH4.
5. Napíšte najjednoduchší, molekulárny, štruktúrny a priestorový vzorec vodíka. Ktorý sa najčastejšie používa?
6. Často sa hovorí: „Vodík je ľahší ako vzduch.“ Čo to znamená? Kedy možno tento výraz brať doslovne a kedy nie?
7. Vytvorte štruktúrne vzorce hydridov draslíka a vápnika, ako aj amoniaku, sírovodíka a bromovodíka.
8. Keď poznáte molárne teplo fúzie a odparovania vodíka, určte hodnoty zodpovedajúcich špecifických veličín.
9. Pre každú zo štyroch reakcií, ktoré ilustrujú základné chemické vlastnosti vodíka, zostavte elektronickú váhu. Všimnite si oxidačné a redukčné činidlá.
10. Určte hmotnosť zinku potrebného na získanie 4,48 litra vodíka laboratórnym spôsobom.
11. Určte hmotnosť a objem vodíka, ktorý je možné získať z 30 m 3 zmesi metánu a vodnej pary, odobratej v objemovom pomere 1: 2, s výťažkom 80%.
12. Vytvorte rovnice reakcií prebiehajúcich pri interakcii vodíka a) s fluórom, b) so sírou.
13. Nasledujúce reakčné schémy ilustrujú hlavné chemické vlastnosti iónových hydridov:

10.2 Kyslík

a) Chemický prvok kyslík

V prirodzenej sérii prvkov je radový počet kyslíka 8. V sústave prvkov je kyslík v druhom období v skupine VIA.
Kyslík je najrozšírenejším prvkom na Zemi. V zemskej kôre je každý druhý atóm atóm kyslíka, to znamená, že molárna frakcia kyslíka v atmosfére, hydrosfére a litosfére Zeme je asi 50%. Kyslík (látka) je neoddeliteľnou súčasťou vzduchu. Objemový podiel kyslíka vo vzduchu je 21%. Kyslík (prvok) je súčasťou vody, mnohých minerálov, ako aj rastlín a živočíchov. Ľudské telo obsahuje v priemere 43 kg kyslíka.
Prírodný kyslík pozostáva z troch izotopov (16 O, 17 O a 18 O), z ktorých je najhojnejší najľahší izotop 16 O. Atómová hmotnosť kyslíka sa preto blíži 16 D (15,9994 D).

b) Atóm kyslíka

Nasledujúce charakteristiky atómu kyslíka sú vám známe.

Tabuľka 29.Valencia atómu kyslíka

Valenčný stav		Príklady chemikálií
		Al 2 O 3, Fe 2 O 3, Cr 2 O 3 *

	–II –I 0 + Ja + II	H 2 O, SO 2, SO 3, CO 2, SiO 2, H 2 SO 4, HNO 2, HClO 4, COCl 2, H 2 O 2 O 2 ** O 2 F 2 Z 2
		NaOH, KOH, Ca (OH) 2, Ba (OH) 2 Na 2 O 2, K 2 O 2, CaO 2, BaO 2
		Li 2 O, Na 2 O, MgO, CaO, BaO, FeO, La 2 O 3

c) Molekula kyslíka

d) Kyslík (látka)

V dôsledku týchto reakcií sa najčastejšie získavajú rôzne oxidy (pozri kapitolu II § 5), ale aktívne alkalické kovy, napríklad sodík, sa spaľovaním premieňajú na peroxidy:

2Na + 02 = Na202.

Štrukturálny vzorec výsledného peroxidu sodného (Na) 2 (O-O).
Dymivá trieska, umiestnená v kyslíku, vzplanie. Je to pohodlný a ľahký spôsob detekcie čistého kyslíka.
V priemysle sa kyslík získava zo vzduchu rektifikáciou (komplexná destilácia) a v laboratóriu vystavením niektorých zlúčenín obsahujúcich kyslík tepelnému rozkladu, napríklad:
2KMn04 = K2Mn04 + MnO2 + 02 (200 ° C);
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (150 ° C, MnO 2 - katalyzátor);
2KNO 3 = 2KNO 2 + 3O 2 (400 ° C)
a okrem toho katalytickým rozkladom peroxidu vodíka pri teplote miestnosti: 2H202 = 2H20 + 02 (Mn02 -katalyzátor).
Čistý kyslík sa v priemysle používa na zintenzívnenie procesov, v ktorých dochádza k oxidácii, a na vytvorenie vysokoteplotného plameňa. V raketovom priemysle sa kvapalný kyslík používa ako okysličovadlo.
Kyslík má veľký význam pre zachovanie života rastlín, zvierat a ľudí. Za normálnych podmienok má človek dostatok kyslíka na dýchanie. Ale v podmienkach, keď nie je dostatok vzduchu alebo neexistuje žiadny vzduch (v lietadlách, počas potápačských operácií, vo vesmírnych lodiach atď.), Sú na dýchanie pripravené špeciálne zmesi plynov obsahujúce kyslík. Kyslík sa používa aj v medicíne pri chorobách, ktoré spôsobujú ťažkosti s dýchaním.

e) Ozón a jeho molekuly

Ozón O 3 je druhou alotropickou modifikáciou kyslíka.
Molekula triatomického ozónu má uhlovú štruktúru, stred medzi týmito dvoma štruktúrami, zobrazenú podľa nasledujúcich vzorcov:

3O 2 = 2O 3 ().

Voda je najrozšírenejšou látkou v zemskej kôre. Hmotnosť zemskej vody sa odhaduje na 10 18 ton. Voda je základom hydrosféry našej planéty, navyše je obsiahnutá v atmosfére, vo forme ľadu tvorí polárne čiapky Zeme a vysokohorské ľadovce a je tiež súčasťou rôznych hornín. Hmotnostný podiel vody v ľudskom tele je asi 70%.
Voda je jedinou látkou, ktorá má svoje vlastné špeciálne názvy vo všetkých troch stavoch agregácie.

Elektronická štruktúra molekuly vody (obr. 10.4 ale) sme podrobne študovali skôr (pozri § 7.10).
Vzhľadom na polaritu väzieb O - H a uhlový tvar je molekula vody elektrický dipól.

Na charakterizáciu polarity elektrického dipólu je fyzikálna veličina nazývaná „ elektrický moment elektrického dipólu “ alebo jednoducho " dipólového momentu ".

V chémii sa dipólový moment meria v Debyes: 1 D = 3,34. 10-30 Cl. m

(H20) = ,

kde q 1 a q 2 - čiastočné náboje (+) na atómoch vodíka a - interatomické vzdialenosti O - H v molekule. Ako q 1 = q 2 = q, a, potom

Experimentálne určené dipólové momenty molekuly vody a niektorých ďalších molekúl sú uvedené v tabuľke.

Tabuľka 30.Dipólové momenty niektorých polárnych molekúl

Molekula	Molekula	Molekula

Tabuľka 31.Niektoré fyzikálne vlastnosti vody

10.4. Vodíková väzba

Ako už viete, vzhľadom na významný rozdiel v elektronegativite vodíka a kyslíka (2,10 a 3,50) má atóm vodíka v molekule vody veľký kladný parciálny náboj ( q h = 0,33 e) a atóm kyslíka má ešte väčší záporný parciálny náboj ( q h = -0,66 e). Pripomeňme tiež, že atóm kyslíka má dva osamelé páry elektrónov na sp 3-hybridný AO. Atóm vodíka jednej molekuly vody je priťahovaný k atómu kyslíka inej molekuly a navyše poloprázdny 1s-AO atómu vodíka čiastočne prijíma dvojicu elektrónov atómu kyslíka. V dôsledku týchto interakcií medzi molekulami vzniká špeciálny typ medzimolekulových väzieb - vodíková väzba.
V prípade vody možno vodíkové väzby schematicky znázorniť takto:

V poslednom štruktúrnom vzorci tri bodky (bodkovaná čiara, nie elektróny!) Zobrazujú vodíkovú väzbu.

V kvapalnom fluorovodíku sú jeho molekuly spojené vodíkovými väzbami v pomerne dlhých reťazcoch a v tekutom a pevnom amoniaku sa vytvárajú trojrozmerné siete.
Z hľadiska pevnosti je vodíková väzba medzi chemickou väzbou a inými typmi medzimolekulárnych väzieb. Molárna energia vodíkovej väzby sa obvykle pohybuje od 5 do 50 kJ / mol.
V pevnej vode (to znamená v ľadových kryštáloch) sú všetky atómy vodíka vodíkovo viazané na atómy kyslíka, pričom každý atóm kyslíka vytvára dve vodíkové väzby (pomocou oboch osamelých párov elektrónov). Vďaka tejto štruktúre je ľad „voľnejší“ v porovnaní s kvapalnou vodou, kde sú niektoré vodíkové väzby prerušené a molekuly sa dokážu „hustejšie“ zabaliť. Táto vlastnosť štruktúry ľadu vysvetľuje, prečo má voda v tuhom stave na rozdiel od väčšiny ostatných látok nižšiu hustotu ako v kvapalnom stave. Voda dosahuje maximálnu hustotu pri 4 ° C - pri tejto teplote sa veľa vodíkových väzieb rozbije a tepelná rozťažnosť nemá na hustotu veľmi silný vplyv.
Vodíkové väzby sú v našom živote veľmi dôležité. Predstavme si na chvíľu, že sa vodíkové väzby prestali vytvárať. Tu sú niektoré z dôsledkov:

voda pri izbovej teplote by sa stala plynnou, pretože jej bod varu by klesol na približne –80 ° C;
všetky nádrže by zamrzli z dna, pretože hustota ľadu by bola väčšia ako hustota kvapalnej vody;
dvojitá špirála DNA by prestala existovať a oveľa viac.

Uvedené príklady stačia na to, aby pochopili, že v tomto prípade by sa príroda na našej planéte stala úplne inou.

VÁZANIE VODÍKOM, PODMIENKY JEHO FORMÁCIE.
Vzorec etylalkoholu je CH3 – CH2 –O - H. Medzi ktorými atómami rôznych molekúl tejto látky sa tvoria vodíkové väzby? Vytvorte štruktúrne vzorce, ktoré ilustrujú ich tvorbu.
2. Vodíkové väzby existujú nielen v jednotlivých látkach, ale aj v roztokoch. Ukážte pomocou štruktúrnych vzorcov, ako sa tvoria vodíkové väzby vo vodnom roztoku a) amoniaku, b) fluorovodíka, c) etanolu (etylalkoholu). = 2H20.
Obe tieto reakcie sa vyskytujú vo vode neustále a rovnakou rýchlosťou, preto vo vode existuje rovnováha: 2H20 AH30 + OH.
Táto rovnováha sa nazýva rovnováha autoprotolýzy voda.

Ale vzhľadom na skutočnosť, že počet zreagovaných molekúl vody je v porovnaní s celkovým počtom molekúl vody zanedbateľný, dá sa predpokladať, že koncentrácia vody počas autoprotolýzy sa prakticky nemení a 2 = const Tak nízka koncentrácia opačne nabitých iónov v čistej vode vysvetľuje, prečo táto kvapalina, aj keď zle, stále vedie elektrický prúd.

1. Získanie vodíka a jeho spaľovanie (redukčné vlastnosti).
2. Získanie kyslíka a spaľovanie látok v ňom (oxidačné vlastnosti).

V našom Každodenný život sú veci, ktoré sú také bežné, že o nich vie takmer každý. Každý napríklad vie, že voda je kvapalina, je ľahko dostupná a nehorí, preto môže uhasiť oheň. Zamysleli ste sa však niekedy nad tým, prečo je to tak?

Zdroj obrázku: pixabay.com

Voda sa skladá z atómov vodíka a kyslíka. Oba tieto prvky podporujú spaľovanie. Na základe všeobecnej logiky (nie vedeckej) teda vyplýva, že aj voda musí horieť, nie? To sa však nestane.

Kedy dochádza k spaľovaniu?

Spaľovanie je chemický proces, pri ktorom sa molekuly a atómy spájajú a uvoľňujú energiu vo forme tepla a svetla. Na to, aby ste niečo spálili, potrebujete dve veci - palivo ako zdroj spaľovania (napríklad list papiera, kus dreva atď.) A oxidačné činidlo (kyslík v zemskej atmosfére je hlavným oxidačným činidlom). Potrebujeme tiež teplo potrebné na dosiahnutie teploty vznietenia látky, aby sa mohol začať proces spaľovania.

Zdroj obrázku auclip.ru

Zvážte napríklad proces spaľovania papiera pomocou zápaliek. V tomto prípade bude palivom papier, plynný kyslík obsiahnutý vo vzduchu bude pôsobiť ako oxidačné činidlo a teplota vznietenia sa dosiahne v dôsledku horiacej zápalky.

Štruktúra chemického zloženia vody

Zdroj obrázku: water-service.com.ua

Voda sa skladá z dvoch atómov vodíka a jedného atómu kyslíka. Jeho chemický vzorec je H2O. Teraz je zaujímavé poznamenať, že tieto dve zložky vody sú skutočne veľmi horľavé.

Prečo je vodík horľavou látkou?

Atómy vodíka majú iba jeden elektrón, a preto sa ľahko viažu s inými prvkami. Vodík sa spravidla prirodzene vyskytuje vo forme plynu, ktorého molekuly pozostávajú z dvoch atómov. Tento plyn je vysoko reaktívny a rýchlo oxiduje v prítomnosti oxidačného činidla, vďaka čomu je horľavý.

Zdroj obrázku: myshared.ru

Pri spaľovaní vodíka sa uvoľňuje veľké množstvo energie, takže sa často používa v skvapalnenej forme na štart kozmických lodí do vesmíru.

Kyslík podporuje spaľovanie

Ako už bolo uvedené, na akékoľvek spaľovanie je potrebné oxidačné činidlo. Existuje mnoho chemických oxidantov, vrátane kyslíka, ozónu, peroxidu vodíka, fluóru atď. Kyslík je hlavným oxidantom, ktorého sa v zemskej atmosfére nachádza nadbytok. Je to spravidla hlavné oxidačné činidlo pri väčšine požiarov. Preto je na udržanie ohňa potrebný neustály prísun kyslíka.

Voda hasí oheň

Voda môže uhasiť oheň z niekoľkých dôvodov, jedným z nich je, že je nehorľavou kvapalinou, napriek tomu, že sa skladá z dvoch prvkov, ktoré môžu oddelene vytvárať ohnivé peklo.

Voda je najbežnejším hasiacim prostriedkom. Zdroj obrázku: pixabay.com

Ako sme už uviedli, vodík je vysoko horľavý, na spustenie reakcie je potrebné iba oxidačné činidlo a teplota vznietenia. Pretože kyslík je najrozšírenejším oxidačným činidlom na Zemi, rýchlo sa kombinuje s atómami vodíka, pričom uvoľňuje veľké množstvo svetla a tepla, čím sa tvoria molekuly vody. Funguje to takto:

Všimnite si toho, že zmes vodíka s malým objemom kyslíka alebo vzduchu je výbušná a nazýva sa plynný kyslík, horí extrémne rýchlo s hlasným puknutím, ktoré je vnímané ako výbuch. Havária vzducholode Hindenburg v roku 1937 v New Jersey si vyžiadala desiatky mŕtvych v dôsledku zapálenia vodíka, ktorý zaplnil škrupinu vzducholode. Horľavosť vodíka a jeho výbušnosť v kombinácii s kyslíkom je hlavným dôvodom, prečo v laboratóriách nedostávame vodu chemicky.