Fluori ja kloori võrdlusomadused. Hapnik - elemendi omadused, levimus looduses, füüsikalised ja keemilised omadused, ülesannete saamine iseseisvaks tööks

Hapnik O omab aatomnumbrit 8, mis asub põhialarühmas (alarühm a) VI rühm, teisel perioodil. Hapnikuaatomites asuvad valentselektronid 2. energiatasandil, millel on ainult s- Ja lk-orbitaalid. See välistab võimaluse O-aatomite üleminekuks ergastatud olekusse, seetõttu on hapniku kõigis ühendites konstantne valents, mis on võrdne II-ga. Suure elektronegatiivsusega on ühendite hapnikuaatomid alati negatiivselt laetud (cd = -2 või -1). Erandiks on fluoriidid OF 2 ja O 2 F 2 .

Hapniku puhul on oksüdatsiooniastmed teada -2, -1, +1, +2

Elemendi üldised omadused

Hapnik on kõige levinum element Maal, moodustades veidi vähem kui poole, 49% kogumassist maakoor. Looduslik hapnik koosneb 3 stabiilsest isotoobist 16 O, 17 O ja 18 O (domineerib 16 O). Hapnik on osa atmosfäärist (20,9% mahust, 23,2 massiprotsenti), vee ja enam kui 1400 mineraali koostises: ränidioksiid, silikaadid ja aluminosilikaadid, marmorid, basaltid, hematiit ja muud mineraalid ja kivimid. Hapnik moodustab 50–85% taimede ja loomade kudede massist, kuna see sisaldub elusorganisme moodustavates valkudes, rasvades ja süsivesikutes. Hapniku roll hingamis- ja oksüdatsiooniprotsessides on hästi teada.

Hapnik lahustub vees suhteliselt vähe – 5 mahuosa 100 mahus vees. Kui aga kogu vees lahustunud hapnik läheks atmosfääri, võtaks see enda alla tohutu mahu – 10 miljonit km 3 (n.s.). See on ligikaudu 1% kogu atmosfääri hapnikust. Hapnikuatmosfääri moodustumine Maal on tingitud fotosünteesi protsessidest.

Selle avastasid rootslane K. Scheele (1771 - 1772) ja inglane J. Priestley (1774). Esimene kasutas nitraadi kuumutamist, teine - elavhõbeoksiidi (+2). Nime andis A. Lavoisier (“oxygenium” – “hapete sünnitamine”).

Vabal kujul eksisteerib see kahe allotroopse modifikatsioonina - "tavalises" hapnikus O 2 ja osoonis O 3 .

Osooni molekuli struktuur

3O 2 = 2O 3 – 285 kJ
Osoon stratosfääris moodustab õhukese kihi, mis neelab suurema osa bioloogiliselt kahjulikust ultraviolettkiirgusest.
Ladustamise ajal muutub osoon spontaanselt hapnikuks. Keemiliselt on hapnik O2 vähem aktiivne kui osoon. Hapniku elektronegatiivsus on 3,5.

Hapniku füüsikalised omadused

O 2 – värvitu, lõhnatu ja maitsetu gaas, st. –218,7 °C, bp. –182,96 °C, paramagnetiline.

Vedel O 2 sinine, tahke – sinist värvi. O 2 lahustub vees (parem kui lämmastik ja vesinik).

Hapniku saamine

1. Tööstuslik meetod- destilleerimine vedel õhk ja vee elektrolüüs:

2H2O → 2H2+O2

2. Laboris saadakse hapnikku:
1. Leeliseliste vesilahuste või hapnikku sisaldavate soolade (Na 2 SO 4 jne) vesilahuste elektrolüüs

2. Kaaliumpermanganaadi KMnO 4 termiline lagundamine:
2KMnO4 = K 2 MnO4 + MnO 2 + O 2,

Bertholleti sool KClO 3:
2KClO 3 = 2KCl + 3O 2 (MnO 2 katalüsaator)

Mangaanoksiid (+4) MnO 2:
4MnO2 = 2Mn2O3 + O2 (700 o C),

3MnO2 = 2Mn3O4 + O2 (1000 o C),

Baariumperoksiid BaO 2:
2BaO2 = 2BaO + O2

3. Vesinikperoksiidi lagunemine:
2H 2 O 2 = H 2 O + O 2 (MnO 2 katalüsaator)

4. Nitraatide lagunemine:
2KNO 3 → 2KNO 2 + O 2

Kosmoselaevadel ja allveelaevadel saadakse hapnikku K 2 O 2 ja K 2 O 4 segust:
2K2O4 + 2H2O = 4KOH +3O2
4KOH + 2CO2 = 2K2CO3 + 2H2O

Kokku:
2K 2 O 4 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + 3O 2

Kui kasutatakse K 2 O 2, näeb üldine reaktsioon välja järgmine:
2K 2 O 2 + 2CO 2 = 2K 2 CO 3 + O 2

Kui segate K 2 O 2 ja K 2 O 4 võrdsetes molaarsetes (st ekvimolaarsetes) kogustes, vabaneb 1 mool O 2 1 mooli neeldunud CO 2 kohta.

Hapniku keemilised omadused

Hapnik toetab põlemist. Põlemine - b aine kiire oksüdatsiooniprotsess, millega kaasneb suure hulga soojuse ja valguse eraldumine. Tõestamaks, et pudel sisaldab hapnikku ja mitte mõnda muud gaasi, peate pudelisse laskma hõõguva killu. Hapnikus vilgub hõõguv kild eredalt. Erinevate ainete põlemine õhus on redoksprotsess, milles hapnik on oksüdeerija. Oksüdeerivad ained on ained, mis "võtvad ära" redutseerivatelt ainetelt elektrone. Hapniku head oksüdeerivad omadused on kergesti seletatavad selle välise elektronkihi struktuuriga.

Hapniku valentskest asub 2. tasandil – tuumale suhteliselt lähedal. Seetõttu tõmbab tuum tugevalt elektrone enda poole. Hapniku valentskestal 2s 2 2p 4 seal on 6 elektroni. Järelikult puudub oktetil kaks elektroni, mida hapnik kipub vastu võtma teiste elementide elektronkihtidest, reageerides nendega oksüdeeriva ainena.

Hapnikul on Paulingi skaalal teine (fluori järel) elektronegatiivsus. Seetõttu on enamikus selle ühendites teiste elementidega hapnik negatiivne oksüdatsiooniaste. Ainus hapnikust tugevam oksüdeerija on selle perioodi naaber fluor. Seetõttu on hapniku ja fluori ühendid ainsad, kus hapnikul on positiivne oksüdatsiooniaste.

Seega on hapnik perioodilise tabeli kõigi elementide seas kõige võimsam oksüdeerija. Enamik selle kõige olulisematest keemilistest omadustest on sellega seotud.
Kõik elemendid, välja arvatud Au, Pt, He, Ne ja Ar, reageerivad hapnikuga kõigis reaktsioonides (v.a interaktsioon fluoriga), hapnik on oksüdeeriv aine.

Hapnik reageerib kergesti leelis- ja leelismuldmetallidega:

4Li + O 2 → 2Li 2 O,

2K + O 2 → K 2 O 2,

2Ca + O 2 → 2CaO,

2Na + O 2 → Na 2 O 2,

2K + 2O 2 → K 2 O 4

Peen rauapulber (nn pürofoorne raud) süttib õhu käes spontaanselt, moodustades Fe 2 O 3, ja terastraat põleb hapnikus, kui seda eelnevalt kuumutada:

3 Fe + 2O 2 → Fe 3 O 4

2Mg + O2 → 2MgO

2Cu + O2 → 2CuO

Hapnik reageerib kuumutamisel mittemetallidega (väävel, grafiit, vesinik, fosfor jne):

S + O 2 → SO 2,

C + O 2 → CO 2,

2H 2 + O 2 → H 2 O,

4P + 5O 2 → 2P 2 O 5,

Si + O 2 → SiO 2 jne.

Peaaegu kõik hapniku O2-ga seotud reaktsioonid on eksotermilised, välja arvatud harvad erandid, näiteks:

N2+O2 → 2NO–Q

See reaktsioon toimub temperatuuril üle 1200 o C või elektrilahenduses.

Hapnik on võimeline oksüdeerima keerulisi aineid, näiteks:

2H 2S + 3O 2 → 2SO 2 + 2H 2 O (liigne hapnik),

2H 2S + O 2 → 2S + 2H 2 O (hapnikupuudus),

4NH3 + 3O2 → 2N2 + 6H2O (ilma katalüsaatorita),

4NH3 + 5O2 → 4NO + 6H2O (Pt-katalüsaatori juuresolekul),

CH 4 (metaan) + 2O 2 → CO 2 + 2H 2 O,

4FeS2 (püriit) + 11O2 → 2Fe2O3 + 8SO 2.

Dioksügenüülkatiooni O 2 + sisaldavad ühendid on tuntud, näiteks O 2 + - (selle ühendi edukas süntees ajendas N. Bartletti proovima saada inertgaaside ühendeid).

Osoon

Osoon on keemiliselt aktiivsem kui hapnik O2. Seega oksüdeerib osoon jodiidi - I ioone - Kl lahuses:

O 3 + 2Kl + H 2O = I 2 + O 2 + 2KOH

Osoon on väga mürgine ja mürgised omadused tugevam kui näiteks vesiniksulfiid. Kuid looduses kaitseb kõrgetes atmosfäärikihtides sisalduv osoon kogu Maal elavat elu päikese kahjuliku ultraviolettkiirguse eest. Õhuke osoonikiht neelab selle kiirguse ja see ei jõua Maa pinnale. Selle kihi paksus ja ulatus on aja jooksul märgatavad kõikumised (nn osooniauk on veel selgitamata);

Oxygen O kasutamine 2: malmi ja terase tootmisprotsesside intensiivistamiseks, värviliste metallide sulatamisel, oksüdeerijana erinevates keemiatööstuses, allveelaevade elu toetamiseks, raketikütuse (vedelhapniku) oksüdeerijana, meditsiinis, metallide keevitamisel ja lõikamisel.

Osoon O 3 kasutamine: desinfitseerimiseks joogivesi, Reovesi, õhk, kangaste pleegitamiseks.

Kontrolltööd keemia 9. klassis

Lõplik test keemias 9. klass

Versiooni koostas G. R. Subkhanova.

valik 1

Elementidel lämmastik ja fluor on samad

1) elektronide koguarv

2) täidetud energiatasemete arv

3) elektronide arv välistasandil

4) prootonite arv tuumas

Vastus:

Järjest keemilised elemendid B→C→N

1) aatomituumade laeng väheneb

2) suurenevad tekkinud hüdroksiidide happelised omadused

3) suureneb elektrooniliste tasemete arv

4) elektronegatiivsus suureneb

5) aatomiraadius suureneb

Vastus:

Neil on sama tüüpi keemiline side

1) kaaliumsulfaat ja lämmastikoksiid (I)

2) vesinikbromiid ja alumiiniumoksiid

3) vask ja naatriumkloriid

4) hapnik ja räni

Vastus:

Milliste järgmiste ainetega suhtlemisel on vesinik oksüdeeriv aine?

1) hapnik

Vastus:

Alumiiniumi interaktsioon raud(III)oksiidiga viitab reaktsioonidele

1) ühendid, redoks

2) vahetus, eksotermiline

3) redoks, asendus

4) neutraliseerimine, endotermiline

Vastus:

Suurim arv katioone moodustub 1 mol täielikul dissotsiatsioonil

1) kaaliumfosfaat

2) naatriumnitraat

3) vask(II)sulfaat

4) raud(III)kloriid

Vastus:

Nii naatriumsulfaadi lahus kui ka naatriumkarbonaadi lahus reageerivad

1) alumiiniumfosfaat

2) tsinkhüdroksiid

3) baariumkloriid

4) lämmastikhape

Vastus:

Raud(III)oksiid reageerib

1) alumiiniumhüdroksiid

2) magneesiumkloriid

3) lämmastikhape

4) alumiiniumoksiid

Vastus:

Atsetüleeni kohta kehtivad järgmised väited:

1) molekul koosneb kahest süsinikuaatomist ja kahest vesinikuaatomist

2) on küllastunud süsivesinik

3) süsinikuaatomid molekulis on omavahel seotud kaksiksidemega

4) reageerib klooriga

5) lagunemisel tekib süsihappegaas ja vesinik

Vastus:

Looge vastavus aine valemi ja reaktiivide vahel, millega see võib suhelda.

VALEMIAINE REAKTIIVID

A) H2 1) CuO, N2

B) HBr 2) NO 2, Na 2 SO 4

B) CuCl2 3) Si, H2O

Vastus:

Teisendusskeem on antud: AlCl 3 → Al(OH) 3 → X → NaAlO 2

Kirjutage molekulaarsed reaktsioonivõrrandid, mida saab nende teisenduste läbiviimiseks kasutada

Lahendus:

AlCl 3 + 3NaOH → Al(OH) 3 + 3NaCl

2Al(OH)3 → Al2O3 + 3H2O

Al 2 O 3 + Na 2 O→ 2 NaAlO2

Pärast 2,24 liitri vääveldioksiidi (s.o.) juhtimist läbi kaaliumhüdroksiidi lahuse saadi 252,8 g kaaliumsulfiti lahust. Arvutage soola massiosa saadud lahuses.

Lahendus:

2KOH + SO 2 → K 2 SO 3 + H 2 O

2) Arvutage reaktsiooni tulemusena saadud kaaliumsulfiti aine mass ja kogus:

Vastavalt reaktsioonivõrrandilen(NII 2 ) = n(K 2 NII 3 ) = 0,1 mol

m(K2SO3) = n(K2SO3)*M(K2SO3) = 0,1sünnimärk * 158 G/ sünnimärk = 15.8 G

3) Määrake kaaliumsulfiti massiosa lahuses:

Vastus: 6,25%

2. võimalus

Elemendi aatomis on kaks energiataset täidetud elektronidega ja kolmas sisaldab 6 elektroni. Mis element see on?

1) räni

2) süsinik

3) hapnik

Vastus

Keemiliste elementide reas Be → Mg → Ca

1) kõrgeim oksüdatsiooniaste langeb

2) aatomiraadius suureneb

3) elektronegatiivsuse väärtus suureneb

4) paranevad moodustunud hüdroksiidide põhiomadused

5) elektronide arv välistasandil väheneb

Vastus:

Keemiline side ammooniumkloriidi molekulis

1) kovalentne mittepolaarne

2) kovalentne polaarne

4) vesinik

Vastus:

Süsinik läbib asendusreaktsiooni

1) raud(III)oksiid

2) hapnik

4) väävelhape

Vastus:

Lahendus:

CuSO 4 + 2 KOH = Cu(Oh) 2 + K 2 NII 4 sinise sademe moodustumine

Vastus:

Lahendus:

Lämmastikhape on tugev hape. seetõttu dissotsieerub see vesilahuses täielikult ioonideks.

Vastus:

Lahendus:
Veega kl toatemperatuuril aktiivsed metallid reageerivad

Vastus:

Lahendus:

Ammooniumkloriid ja baariumsulfaat reageerivad hõbenitraadiga, millest kaltsiumhüdroksiidiga reageerib ainult ammooniumkloriid.

Vastus:

Lahendus:

Etüleen on küllastumata süsivesinik (alkeen), mis sisaldab kaksiksidet, mistõttu võib see läbida polümerisatsioonireaktsiooni.C2H4 M = 28g/mol

Lahendus:

Magneesium:Mg + I 2 = MgI 2

Mg + CuCl2 = MgCl2 + Cu

Oksiid väävel(VI) –hape oksiid:SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4

SO 3 + Na 2 O = Na 2 SO 4

ZnBr 2 –sool:ZnBr 2 + Cl 2 = ZnCl 2 + Br 2

ZnBr2 + 2KOH = Zn(OH)2 + 2KBr

A	B	IN
1	2	4

Luua vastavus gaasilise aine ja selle äratundmise laboratoorse meetodi vahel. Valige esimese veeru iga elemendi jaoks vastav element teisest veerust.

Kirjutage vastuses olevad numbrid üles, asetades need tähtedele vastavasse järjekorda:

Teisendusskeem on antud: FeCl 2 → X → FeSO 4 → Fe

Kirjutage molekulaarsed reaktsioonivõrrandid, mida saab nende teisenduste läbiviimiseks kasutada.

Lahendus:

FeCl 2 + 2KOH → Fe(OH) 2 + 2 KCl

Fe(OH)2 + H2SO4 → FeSO4 + 2H2O

FeSO 4 + Zn → ZnSO 4 + Fe

Kui kaaliumkarbonaadi liiglahus reageeris 10% baariumnitraadi lahusega, sadenes 1,97 g setet. Määrake katse jaoks võetud baariumnitraadi lahuse mass.

Lahendus:

1) Loome reaktsioonivõrrandi:

K 2 CO 3 + Ba(EI 3 ) 2 → BaCO 3 + 2 KNO 3

2) Arvutage reaktsiooni tulemusena saadud baariumkarbonaadi kogus:

Vastavalt reaktsioonivõrrandilen(BaCO 3 ) = n(Ba(EI 3 ) 2 = 0,01 mol

m(Ba(NO 3) 2) = n(Ba(NO 3) 2) * M((Ba(NO 3) 2) = 0,01sünnimärk * 261 G/ sünnimärk = 2.61 G

3) Määrake lahuse mass (Ba(EI 3 ) 2):

Vastus: 26,1g

VII rühma põhialarühma kuuluvaid elemente fluor, kloor, broom, jood ja astatiin nimetatakse halogeenideks. See nimi, mis sõna-sõnalt tähendab "soola tootvat", anti nende võime tõttu suhelda metallidega, moodustades tüüpilisi sooli, näiteks naatriumkloriidi NaCl.

Halogeeni aatomite välimine elektronkiht sisaldab seitset elektroni – kaks s-orbitaalides ja viis p-orbitaalides (ns2np5). Halogeenidel on märkimisväärne elektronide afiinsus. nende aatomid seovad kergesti elektroni, moodustades vastava väärisgaasi (ns2np6) elektroonilise struktuuriga üksiku laenguga negatiivseid ioone. Kalduvus saada elektrone iseloomustab halogeene kui tüüpilisi mittemetalle. Välise elektronkihi sarnane struktuur määrab halogeenide suure sarnasuse üksteisega, mis avaldub nii nende keemilistes omadustes kui ka nendest moodustuvate ühendite tüüpides ja omadustes. Kuid nagu halogeenide omaduste võrdlus näitab, on nende vahel olulisi erinevusi.

Koos edutamisega seerianumber F - At jada elemendid suurenevad, elektronegatiivsus väheneb ning elementide mittemetallilised omadused ja oksüdatsioonivõime nõrgenevad.

Erinevalt teistest halogeenidest on fluor selle ühendites alati oksüdatsiooniastmes -1, kuna sellel on kõigist elementidest kõrgeim elektronegatiivsus. Ülejäänud halogeenidel on erinevad oksüdatsiooniastmed vahemikus -1 kuni +7.

Kõik halogeenühendid, välja arvatud mõned oksiidid, mida arutatakse allpool, vastavad paaritutele oksüdatsiooniastmetele. See muster on tingitud võimalusest ergutada paariselektrone Cl, Br, I ja At aatomites d-alatasemele, mis viib kovalentsete sidemete moodustamisel osalevate elektronide arvu suurenemiseni 3, 5-ni. või 7.

Halogeeni aatomitest moodustatud lihtainete molekulid on kaheaatomilised. Aatomiraadiuse suurenemisega seerias F, Cl, Br, I, At suureneb molekulide polariseeritavus. Selle tulemusena suureneb molekulidevaheline dispersiooni interaktsioon, mis põhjustab halogeenide sulamis- ja keemistemperatuuri tõusu.

Seerias Cl 2 - Br 2 -I 2 väheneb järk-järgult sideme tugevus molekulis aatomite vahel. Halogeenmolekulide sideme tugevuse vähenemine väljendub nende kuumuskindluse vähenemises. Fluor jääb üldisest mustrist välja: sideme tugevus selle molekulis aatomite vahel on väiksem ja aste molekulide termiline dissotsiatsioon on suurem kui klooril. Selliseid fluori anomaalseid omadusi saab seletada d-alamkihi puudumisega selle aatomi välises elektronkihis. Kloori ja teiste halogeenide molekulis on vabad d-orbitaalid ja seetõttu toimub aatomite vahel täiendav doonor-aktseptor interaktsioon, mis tugevdab sidet.

F 2 molekuli moodustumise ajal saavutatakse elektronide energia vähenemine 2p-AO interaktsiooni tõttu fluori aatomite paaritute elektronidega (süsteem 1 + 1). Üksikute elektronpaaride ülejäänud p-AO-sid võib pidada keemilise sideme moodustamises mitteosalemiseks. Keemiline side Cl 2 molekulis moodustub lisaks sarnasele interaktsioonile valentssete 3d-AO klooriaatomite vahel (süsteem 1+1) ka ühe klooriaatomi üksiku elektronpaari 3p-AO interaktsioonide tõttu. teise vaba 3d-AO (2+0 süsteem). Selle tulemusena on sidemete järjestus C1 2 molekulis suurem kui F 2 molekulis ja keemiline side on tugevam.

Halogeene leidub nende kõrge keemilise aktiivsuse tõttu looduses eranditult seotud olekus – peamiselt vesinikhalogeniidhapete soolade kujul.

Fluor leidub looduses kõige sagedamini fluoriidi mineraali CaF 2 kujul.

Kõige olulisem looduslik ühend kloor on naatriumkloriid ( soola) NaCl, mis on peamine tooraine teiste klooriühendite tootmisel.

Kõik halogeenid on väga terava lõhnaga. Nende sissehingamine isegi väikestes kogustes põhjustab tugevat hingamisteede ärritust ja limaskestade põletikku. Suurem kogus halogeene võib põhjustada tõsist mürgistust.

Halogeenid lahustuvad vees suhteliselt vähe. Üks osa vett lahustab toatemperatuuril umbes 2,5 mahuosa kloor . Seda lahust nimetatakse klooriveeks.

Fluor ei saa vees lahustuda, kuna see lagundab seda intensiivselt:

2F 2 + 2H 2 0 = 4HF + 0 2

Fluor ja kloor Nad reageerivad intensiivselt paljude orgaaniliste lahustitega: süsinikdisulfiid, etüülalkohol, dietüüleeter, kloroform, benseen.

Halogeenide keemilised omadused.

Vabadel halogeenidel on väga kõrge keemiline aktiivsus. Nad suhtlevad peaaegu kõigi lihtsate ainetega. Reaktsioonid, mis ühendavad halogeene metallidega, toimuvad eriti kiiresti ja suure soojushulga eraldumisega.

2Na + C12 = 2NaCl.

Vask, tina ja paljud teised metallid põlevad klooris, moodustades vastavad soolad. Kõigil neil juhtudel loobuvad metalliaatomid elektronidest, st oksüdeeruvad, ja halogeeniaatomid saavad elektrone, st redutseeritakse. See elektronide sidumise võime, mis väljendub selgelt halogeeniaatomites, on nende iseloomulik keemiline omadus. Järelikult on halogeenid väga energilised oksüdeerivad ained.

Halogeenide oksüdatiivsed omadused avalduvad ka siis, kui nad interakteeruvad keeruliste ainetega. Toome paar näidet.

1. Kloori juhtimisel läbi raud(II)kloriidi lahuse oksüdeeritakse viimane raud(III)kloriidiks, mille tulemusena muutub lahus kahvaturohelisest kollaseks:

2FeCl 2 + C1 2 = 2FeCl 3

Keemiline aktiivsus fluoriid erakordselt kõrge. Leelismetallid, plii ja raud süttivad toatemperatuuril fluori atmosfääris. Fluor ei mõjuta külmas mõningaid metalle (Al, Fe, Ni. Cu, Zn), kuna nende pinnale tekib kaitsev fluoriidikiht. Kuumutamisel reageerib fluor aga kõigi metallidega, sealhulgas kulla ja plaatinaga.

Fluor interakteerub külmas paljude mittemetallidega (vesinik, jood, broom, väävel, fosfor, arseen, antimon, süsinik, räni, boor): reaktsioonid tekivad plahvatuse või leegi tekkega:

H2 (g) + F2 (g) = 2HF (g)

Si(K) + 2F 2 (r) = SiF 4 (r)

S(K) + 3F 2 (r) = SF 6 (r)

Kuumutamisel ühinevad kloor, krüptoon ja ksenoon fluoriga, näiteks: Xe(g) + F 2 tr) = XeF 2 (r)

Fluor ei reageeri otseselt ainult hapniku, lämmastiku ja süsinikuga (teemanti kujul).

Fluori interaktsioon kompleksainetega toimub väga jõuliselt. Selle atmosfääris põlevad stabiilsed ained, nagu klaas (vati kujul) ja veeaur:

Si0 2 (k) + 2F 2 (r) = SiF 4 (r) + 0 2 (g)

2H 2 0 (g) + 2F 2 (r) = 4HF (r) + 0 2 (g)

Vabal klooril on ka väga kõrge keemiline aktiivsus, kuigi vähem kui fluor. See interakteerub otseselt kõigi lihtsate ainetega, välja arvatud hapnik, lämmastik ja väärisgaasid. Mittemetallid, nagu fosfor, arseen, antimon ja räni, reageerivad klooriga isegi madalatel temperatuuridel; see vabastab suure hulga soojust. Kloori interaktsioon aktiivsete metallide naatriumiga toimub jõuliselt, kaalium, magneesium jne. Toatemperatuuril ilma valgustuseta kloor praktiliselt ei interakteeru vesinikuga, kuid kuumutamisel või heledas valguses päikesevalgus reaktsioon kulgeb ahelmehhanismi kaudu koos plahvatusega.

Kviitung.

Fluor, tänu oma suurele elektronegatiivsusele saab ühenditest eraldada ainult elektrolüüsi teel (kompositsiooni KF+2HF sulatus allutatakse elektrolüüsile. Elektrolüüs viiakse läbi niklianumas, mis on katoodiks ja anoodiks on kivisüsi) .

Kloor saadakse praegu suurtes kogustes naatrium- või kaaliumkloriidide vesilahuste elektrolüüsil.

Laborites tekib kloori erinevate oksüdeerivate ainete toimel vesinikkloriidhappele.

Мn0 2 + 4НС1 = МnС1 2 + С1 2 + 2Н 2 0.

Halogeenide ühendid vesinikuga.

Vesinikhalogeniidi molekulide keemiline side on polaarne kovalentne: ühine elektronpaar nihkub halogeeniaatomi poole, kuna see on elektronegatiivsem. Keemilise sideme tugevus vesinikhalogeniidmolekulide seerias HF - HC1 - HBr - HI loomulikult väheneb: see väljendub molekulide aatomiteks dissotsiatsiooni entalpia muutumises.

Näiteks üleminekul HF-lt HI-le väheneb vesiniku ja halogeeni aatomite elektronpilvede kattumise aste ning kattumispiirkond asub halogeeni aatomi tuumast kaugemal ja on tugevamini varjatud. suurenenud elektrooniliste vahekihtide arv. Lisaks väheneb seerias F - Cl - Br - I halogeeni aatomi elektronegatiivsus. Seetõttu nihkub HF molekulis vesinikuaatomi elektronpilv suurimal määral halogeeni aatomi poole ning HC1, HBr ja HI molekulides üha vähem. See toob kaasa ka interakteeruvate elektronipilvede kattuvuse vähenemise ja nõrgestab seeläbi aatomite vahelist sidet.

Vesinikhalogeniidid lahustuvad vees väga hästi. Temperatuuril 0 °C lahustab üks maht vett umbes 500 mahuosa NS1, 600 mahtu HBr ja umbes 425 mahtu HI (temperatuuril 10 °C); vesinikfluoriid seguneb veega mis tahes vahekorras.

Vesinikhalogeniidide lahustumisega kaasneb nende happeline dissotsiatsioon ja ainult vesinikfluoriid dissotsieerunud on suhteliselt nõrgalt, samas kui ülejäänud kuuluvad tugevaimate hapete hulka.

Negatiivsed vesinikhalogeniidioonid, v.a fgorid-ioonidel on redutseerivad omadused, mis suurenevad järjekorras Cl-, Br_, I-.

Kloriidiioon oksüdeerub torus, kaaliumpermanganaat, mangaandioksiid ja muud tugevad oksüdeerivad ained, näiteks:

16NS1 + 2KMp0 4 = 5S1 2 + 2KS1 + 2MnS1 2 + 8N 2 0.

Vesinikfluoriidi lahust vees nimetatakse vesinikfluoriidhappeks. See nimi pärineb fluoriidist, millest vesinikfluoriid saadakse tavaliselt kontsentreeritud väävelhappe toimel:

CaF 2 + H 2 S0 4 = CaSO 4 + 2HF.

Vesinikfluoriid reageerib enamiku metallidega. Paljudel juhtudel on aga tekkinud sool vähelahustuv, mille tulemusena tekib metalli pinnale kaitsekile.

Vesinikfluoriidi ja vesinikfluoriidhappe tähelepanuväärne omadus on nende võime interakteeruda ränidioksiidiga Si0 2, mis on klaasi osa; Selle tulemusena moodustub gaasiline ränifluoriid SiF 4:

Si02 + 4HF = SiF4 + 2H20.

Vesinikkloriidhape saadakse vesinikkloriidi lahustamisel vees. Praegu on vesinikkloriidi tööstusliku tootmise peamine meetod selle sünteesi protsess vesinikust ja kloorist:

H2 (g) + C12 (G) = 2HC1 (G),

Samuti saadakse skeemi järgi orgaaniliste ühendite kloorimise kõrvalsaadusena suures koguses HCl

RH + C1 2 = RC1 + HC1,

Halogeenid moodustavad hapnikuga mitmeid ühendeid. Kuid kõik need ühendid on ebastabiilsed ja neid ei saada halogeenide otsesel interaktsioonil hapnikuga, vaid ainult kaudselt. Halogeenide hapnikuühendite sellised omadused on kooskõlas tõsiasjaga, et peaaegu kõiki neid iseloomustavad standardse Gibbsi moodustumise energia positiivsed väärtused.

Hapnikku sisaldavatest halogeenühenditest on kõige stabiilsemad hapnikhapete soolad, kõige vähem stabiilsed oksiidid ja happed. Kõigis hapnikku sisaldavates ühendites on halogeenidel, välja arvatud fluoril, positiivne oksüdatsiooniaste, mis ulatub seitsmeni.

Hapnikfluoriidi OF 2 saab valmistada fluori juhtimisel jahutatud 2% NaOH lahusesse. Reaktsioon kulgeb vastavalt võrrandile:

2F 2 + 2NaOH = 2NaF + H 2 0 + OF 2

Nagu juba märgitud, hapnikuühendid kloor saab ainult kaudsete meetoditega. Alustame nende moodustumise viiside käsitlemist kloori hüdrolüüsi protsessiga, st kloori ja vee vahelise pöörduva reaktsiooniga

S1 2 (p) + N 2 0 (F)<->HC1(R) + HClO(R)

mille tulemusena moodustuvad vesinikkloriidhape ja hüpokloorhape HOC1.

Pilet 16

Vesiniku keemia

Vesinikul on kolm isotoopi: protium, deuteerium ehk D ja triitium ehk T. Nende massiarvud on 1, 2 ja 3. Protium ja deuteerium on stabiilsed, triitium on radioaktiivne.

Vesiniku molekul koosneb kahest aatomist.

Vabas olekus vesinikku leidub Maal vaid väikestes kogustes. Mõnikord eraldub see koos teiste gaasidega vulkaanipursete ajal, samuti puurkaevudest naftatootmise ajal. Kuid ühendite kujul on vesinik väga levinud.

Tööstuses toodetakse vesinikku peamiselt maagaasist. See peamiselt metaanist koosnev gaas on segatud veeauru ja hapnikuga. Kui gaasisegu kuumutatakse katalüsaatori juuresolekul temperatuurini 800–900 ° C, toimub reaktsioon, mida saab skemaatiliselt esitada võrrandiga:

2CH4 + 02 + 2H20 = 2C02 + 6H2.

Laborites saadakse vesinik enamasti NaOH või KOH vesilahuste elektrolüüsil, nende lahuste kontsentratsioon valitakse vastavalt nende maksimaalsele elektrijuhtivusele. Elektroodid on tavaliselt valmistatud nikli lehtedest. See metall ei korrodeeru leeliselahustes, isegi anoodina. Vajadusel puhastatakse tekkinud vesinik veeaurust ja hapniku jälgedest. Teistelt laboratoorsed meetodid levinuim meetod vesiniku eraldamiseks lahustest väävel- või vesinikkloriidhape tsingi mõju neile.

Vesiniku omadused ja rakendused.

Vesinik on värvitu, lõhnatu gaas. Vesinik lahustub vees väga vähe, kuid mõnes metallis, näiteks niklis, pallaadiumis, plaatinas, lahustub see märkimisväärsetes kogustes.

Vesiniku lahustuvus metallides on seotud selle võimega difundeeruda läbi metallide. Lisaks on vesinik, olles kõige kergem gaas, suurim difusioonikiirus: selle molekulid levivad kiiremini kui kõigi teiste gaaside molekulid mõne muu aine keskkonnas ja läbivad mitmesugused vaheseinad. Selle difusioonivõime on eriti suur, kui kõrge vererõhk ja kõrged temperatuurid.

Vesiniku keemilised omadused on suuresti määratud selle aatomi võimega loobuda oma ainsast saadaolevast elektronist ja muutuda positiivselt laetud iooniks. Sel juhul ilmneb vesinikuaatomi omadus, mis eristab seda kõigi teiste elementide aatomitest: vahepealsete elektronide puudumine valentselektroni ja tuuma vahel.

Vesiniku ioon, mis moodustub elektroni kadumise tulemusena vesinikuaatomi poolt, on prooton, mille suurus on mitu suurusjärku väiksem suurus kõigi teiste elementide katioonid. Seetõttu on prootoni polariseeriv toime väga tugev, mille tulemusena ei suuda vesinik moodustada ioonseid ühendeid, milles ta toimiks katioonina. Selle ühendid, isegi kõige aktiivsemate mittemetallidega, nagu fluor, on polaarsete kovalentsete sidemetega ained.

Vesinikuaatom on võimeline mitte ainult annetama, vaid ka saama ühe elektroni. Sel juhul moodustub heeliumi aatomi elektronkihiga negatiivselt laetud vesinikuioon. Selliste ioonide kujul leidub vesinikku mõne aktiivse metalliga ühendites. Seega on vesinikul kahekordne keemiline olemus, millel on nii oksüdeerivad kui ka redutseerivad omadused. Enamikus reaktsioonides toimib see redutseerijana, moodustades ühendeid, mille oksüdatsiooniaste on +1. Kuid reaktsioonides aktiivsete metallidega toimib see oksüdeeriva ainena: selle oksüdatsiooniaste metallidega ühendites on -1.

Seega, loobudes ühest elektronist, näitab vesinik sarnasusi perioodilisustabeli esimese rühma metallidega ja elektroni liites. - seitsmenda rühma mittemetallidega. Seetõttu paigutatakse vesinik perioodilisuse tabelis tavaliselt kas esimesse rühma ja samal ajal sulgudes seitsmendas või seitsmendas rühmas ja sulgudes esimesse rühma.

Vesiniku ühendeid metallidega nimetatakse hüdriidideks.

Leelis- ja leelismuldmetallide hüdriidid on soolad. st metalli ja vesiniku vaheline keemiline side neis on ioonne. Kui vesi neile mõjub, toimub redoksreaktsioon, milles hüdriidioon H - toimib redutseerijana ja vee vesinik toimib oksüdeeriva ainena:

N - e~ = N°; H20 + e - = H° + OH - .

Reaktsiooni käigus tekib vesinik ja alus. Näiteks kaltsiumhüdriid reageerib veega vastavalt võrrandile:

CaH2 + 2H20 = 2H2 + Ca(OH)2.

Kui tuua mõnest kitsast august väljuvale vesinikuvoolule süüdatud tikk, süttib vesinik ja põleb mitteheleneva leegiga, moodustades vett:

2H2 + 02 = 2H20.

Kell madalad temperatuurid Vesinik ja hapnik praktiliselt ei interakteeru. Kui segate mõlemad gaasid ja jätate segu välja, ei suuda te isegi mitme aasta pärast tuvastada selles isegi vee märke.

Vesiniku ja hapniku madal interaktsiooni kiirus madalatel temperatuuridel on tingitud selle reaktsiooni kõrgest aktivatsioonienergiast. Vesiniku ja hapniku molekulid on väga tugevad; valdav enamus kokkupõrkeid nende vahel toatemperatuuril on ebaefektiivsed. Ainult kõrgetel temperatuuridel, kui põrkuvate molekulide kineetiline energia muutub suureks, muutuvad mõned molekulide kokkupõrked tõhusaks ja põhjustavad aktiivsete keskuste moodustumist.

Kõrgel temperatuuril võib vesinik eemaldada hapnikku paljudest ühenditest, sealhulgas enamikust metallioksiididest. Näiteks kui vesinik juhitakse üle kuuma vaskoksiidi, redutseeritakse vask:

CuO + H 2 = Cu + H 2 0.

Aatomi vesinik: Kõrgetel temperatuuridel dissotsieeruvad vesiniku molekulid aatomiteks:

H 2<=>2N.

Seda reaktsiooni saab läbi viia näiteks volframtraadi kuumutamisel vooluga väga haruldase vesiniku atmosfääris. Reaktsioon on pöörduv ja mida kõrgem on temperatuur, seda rohkem tasakaal nihkub paremale.

Aatomi vesinik toodetakse ka molekulaarse vesiniku vaikse elektrilahenduse toimel rõhul umbes 70 Pa. Nendes tingimustes moodustunud vesinikuaatomid ei ühine koheselt molekulideks, mis võimaldab uurida nende omadusi.

Vesiniku lagunemisel aatomiteks neeldub suur hulk soojust:

N2 (g) = 2H (G)

Sellest on selge, et vesinikuaatomid peavad olema palju aktiivsemad kui selle molekulid. Selleks, et molekulaarne vesinik saaks mis tahes reaktsioonis osaleda, peavad molekulid lagunema aatomiteks, mis nõuab suure hulga energia kulutamist. Aatomi vesiniku reaktsioonides ei ole selline energiakulu vajalik.

Tõepoolest, aatomvesinik juba toatemperatuuril redutseerib paljusid metallioksiide ja ühineb otseselt väävli, lämmastiku ja fosforiga; hapnikuga moodustab see vesinikperoksiidi.

Vesinikperoksiidi.

Vesinikperoksiid (peroksiid) on värvitu siirupjas vedelik. See on väga habras aine, mis võib plahvatuslikult laguneda veeks ja hapnikuks, eraldades suurel hulgal soojust:

2H 2 0 2 (W) - 2 H 2 O (W) + 0 2 (G)

Vesinikperoksiidi vesilahused on stabiilsemad; jahedas kohas säilivad need päris kaua.

Vesinikperoksiid tekib vaheproduktina vesiniku põlemisel, kuid tänu kõrge temperatuur vesiniku leek laguneb koheselt veeks ja hapnikuks. Kui aga suunata vesiniku leegi jäätükile, võib tekkinud veest leida vesinikperoksiidi jälgi.

Vesinikperoksiid tekib ka aatomi vesiniku toimel hapnikule.

Vesinikperoksiidis on vesinikuaatomid kovalentselt seotud hapnikuaatomitega, mille vahel on ka lihtside. Vesinikperoksiidi struktuuri saab väljendada järgmise struktuurivalemiga: H - O-O - H.

H 2 0 2 molekulidel on märkimisväärne polaarsus, mis tuleneb nende ruumilisest struktuurist.

Vesinikperoksiid reageerib otse mõne alusega, moodustades soolad. Seega, kui vesinikperoksiid mõjutab baariumhüdroksiidi vesilahust, sadestub vesinikperoksiidi baariumsoola sade:

Ba(OH)2 + H202 = Ba02 + 2H20.

Vesinikperoksiidi sooli nimetatakse peroksiidideks või peroksiidideks. Need koosnevad positiivselt laetud metalliioonidest ja negatiivselt laetud O 2-ioonidest. Hapniku oksüdatsiooniaste vesinikperoksiidis on -1, seetõttu on vesinikperoksiidil nii oksüdeerija kui ka redutseerija omadused, st sellel on redoks-duaalsus. Sellegipoolest iseloomustavad seda rohkem oksüdeerivad omadused, kuna elektrokeemilise süsteemi standardpotentsiaal

Н 2 0 2 + 2Н + + 2е~ = 2Н 2 0,

Reaktsioonide näited, milles H202 toimib oksüdeeriva ainena, hõlmavad kaaliumnitriti oksüdeerimist

KNO 2 + H 2 0 2 = KN0 3 + H 2 O

ja joodi eraldamine kaaliumjodiidist:

2KI + H 2 0 2 = I 2 + 2KON.

Vesinikperoksiidi redutseerimisvõime näitena toome välja H 2 0 2 reaktsiooni hõbeoksiidiga (I)

Ag 2 0 + H 2 0 2 = 2 Ag + H 2 0 + 0 2,

Kõik keemilised elemendid jagunevad olenevalt aatomite struktuurist ja omadustest metallideks, mittemetallideks ja väärisgaasideks. Samuti liigitatakse elementidest moodustunud lihtained nende füüsikaliste ja keemiliste omaduste alusel metallideks ja mittemetallideks. Eelmises peatükis tutvustati teile metalle. Liigume nüüd edasi mittemetallide kaalumisele.

Juba sõna "mittemetallid" viitab sellele, et mittemetalliliste elementide ja vastavate lihtainete omadused on vastupidised metallide omadustele.

Kui metalliaatomeid iseloomustavad suhteliselt suured raadiused ja väike elektronide arv (1-3) välisel tasandil, siis mittemetallide aatomeid iseloomustavad vastupidi väikesed aatomiraadiused ja elektronide arv välisel energiatasandil. 4 kuni 8 (booril on neid elektrone 3, kuid selle elemendi aatomitel on väike raadius). Siit ka metalliaatomite soov loobuda välistest elektronidest ehk redutseerivatest omadustest ja mittemetallide aatomite puhul - soov saada elektrone, mis puuduvad ihaldatud kaheksa ehk oksüdeerivate omadusteni. Neid omadusi iseloomustab mittemetallide asukoht elektronegatiivsuse jadas. Seega on fluoril ainult oksüdeerivad omadused ja hapnikul on ainult fluori jms suhtes redutseerivad omadused.

Tänapäeval tuntud 114 keemilise elemendi hulgast (millest 92 elementi leidub looduses) on 22 elementi klassifitseeritud mittemetallideks. Metallide ja mittemetallide paigutusest oleme juba rääkinud D.I. Mendelejevi perioodilises tabelis. Siinkohal märgime veel kord, et D.I. Mendelejevi perioodilises tabelis asuvad metallid peamiselt diagonaali B-At all ning mittemetallid piki seda diagonaali ja selle kohal põhialarühmades (joonis 71).

Riis. 71.
Mittemetalliliste keemiliste elementide (märgitud punasega) asukoht D. I. Mendelejevi perioodilises tabelis

Mittemetallide moodustatud lihtainete omadused on väga mitmekesised. Kuigi mittemetalle on võrreldes metallidega palju vähem, on nende jaoks raske tuvastada ühiseid tunnusjooni.

Otsustage ise: vesinik H2, hapnik O2 ja osoon O2, fluor F2, kloor Cl2, lämmastik N2 on normaaltingimustes gaasid, broom Br2 on vedelik ning boor, süsinik (teemant ja grafiit), räni, fosfor (punane ja valge). ), väävel (plastik ja romb), seleen, telluur, jood I 2, astatiin - tahked ained.

Kui valdavat enamust metalle iseloomustab hõbevalge värvus, siis mittemetallide – lihtainete – värv katab kõik spektri värvid: punane (punane fosfor, punakaspruun vedel broom), kollane (väävel), roheline (kloor - kollakasroheline gaas), violetne (joodiaur).

Mittemetallide sulamistemperatuurid on väga laias vahemikus: grafiidi puhul 3800 °C kuni vesiniku puhul -259 °C. See mittemetallide omaduste tunnus on kahte tüüpi kristallvõre moodustumise tagajärg: molekulaarne (O 2, O 2, N 2, halogeenid, valge fosfor jne) ja aatom (teemant, grafiit, räni, boor jne). Kristallvõrede erinevad struktuurid seletavad ka allotroopia fenomeni (pidage meeles, mis see on). Näiteks element fosfor moodustab molekulaarse kristallvõrega lihtsa aine - valge fosfori, mille molekulide koostis on P 4, ja aatomkristallvõrega lihtsa aine - punase fosfori P.

Teine allotroopia põhjus on seotud erineva aatomite arvuga lihtainete molekulides. Tüüpiliseks näiteks on hapnikust moodustuvad lihtsad ained: hapnik O 2 ja osoon O 3 .

Erinevalt O2-st, mis on värvitu ja lõhnatu, on osoon helesinine tugeva lõhnaga gaas.

Teate juba eelmise aasta kursusest, et pärast äikest tekkiv osooni segu õhus annab meeldiva värskuse tunde; Osooni leidub ka männimetsade ja mereranniku õhus.

Looduses tekib osoon elektrilahenduste või orgaaniliste vaiguliste ainete oksüdeerumise käigus, samuti ultraviolettkiirte mõjul hapnikule. Laboris saadakse seda spetsiaalsetes seadmetes - osonisaatorites (joonis 72), kui hapnik puutub kokku vaikse (ilma sädemeteta) elektrilahendusega.

Riis. 72.
Osonisaator

Osoon on palju tugevam oksüdeerija kui hapnik. Selle kasutamine põhineb osooni tugeval oksüdeerimisvõimel: kangaste pleegitamine, rasvade ja õlide desodoreerimine (lõhna eemaldamine), õhu ja joogivee desinfitseerimine.

Osoon on väga oluline kogu elu säilimiseks meie planeedil. Meenutagem, et Maa osoonikiht (joon. 73), mis asub 20-25 km kõrgusel, püüab kinni ultraviolettkiirguse, mis mõjub hävitavalt elusorganismide rakkudele. Seetõttu on selge, kui oluline on kaitsta seda planeedi "osoonikilpi", mis on väga tundlik erinevate kemikaalide toimele, hävingu eest.

Riis. 73.
Maa osoonikiht

Osoon on klassifitseeritud õhu muutuva komponendina. Veel 18. sajandi lõpus. A. Lavoisier tegi kindlaks, et õhk ei ole lihtne aine, vaid gaasiliste mittemetallide segu: lämmastik N2 (moodustab 4/5 õhu mahust) ja hapnik O2 (ruumalaosaga 1/5). Seejärel viimistleti ideid õhu koostise kohta. Praegu eristatakse õhu konstantseid, muutuvaid ja juhuslikke komponente.

Õhu püsivateks komponentideks on lämmastik, hapnik ja väärisgaasid (argoon, heelium, neoon jne). Nende sisaldus troposfääris on sama (tabel 6).

Tabel 6
Õhu koostis

Õhu muutuvad komponendid on süsinikdioksiid(umbes 0,03 mahuprotsenti), veeauru ja osooni (umbes 0,00004 mahuprotsenti). Nende sisaldus võib sõltuvalt looduslikest ja tööstuslikest tingimustest suuresti erineda.

Õhu juhuslike komponentide hulka kuuluvad tolm, mikroorganismid, õietolm, mõned gaasid, sealhulgas need, mis moodustavad happevihmasid: väävel-, lämmastikoksiidid jne.

Õhk vaba muutujatest ja õnnetustest komponendid, läbipaistev, värvi, maitse ja lõhnata, 1 liiter seda n. u. mille mass on 1,29 g Õhu molaarmass mahuga 22,4 liitrit (1 mol) on 29 g/mol.

Õhk on gaaside ookean, mille põhjas elavad inimesed, loomad ja taimed. See on vajalik hingamise ja fotosünteesi jaoks. Vees lahustunud õhuhapnik on veekeskkonna elanike (kalad, veetaimed) hingamiseks.

Õhu roll kivimite murenemise (hävitamise) protsessides ja pinnase tekkes on suur (joon. 74). Õhu ja bakterite mõjul orgaanilised jäägid mineraliseeruvad – vananenud orgaanilised ained muudetakse mineraalseteks ühenditeks ja imenduvad taas taimedesse.

Riis. 74.
Ilmastiku mõjul tekivad kummalise kujuga kivimid.

Lämmastikku, argooni ja hapnikku saadakse vedelast õhust kasutades erinevad temperatuurid nende keetmine (joon. 75). Veeldatud õhu destilleerimisel aurustub esimesena lämmastik.

Riis. 75.
Vedela õhu destilleerimine:
a - protsessiskeem; c - tööstuspaigaldis

Uued sõnad ja mõisted

Metallelemendid ja mittemetallist elemendid. Mittemetallide aatomite struktuur.
Lihtained on metallid ja lihtained mittemetallid.
Allotroopia. Hapnik ja osoon.
Õhu koostis.

Ülesanded iseseisvaks tööks

Tehke kindlaks, mitu korda on õhust raskemad (kergemad) hapnik, süsihappegaas, vesinik, s.t määrake nende gaaside suhteline tihedus õhus (D õhk).
Teades õhu mahulist koostist, leidke iga gaasi aine kogus: lämmastik ja hapnik 100 liitris õhus N juures. u.
Määrake molekulide arv: a) hapnik; b) lämmastik, mis sisaldub 22,4 liitris õhus N. u.
Arvutage õhu maht (nr), mis kulub 20 m 3 vesiniksulfiidi põletamiseks, kui tekib vesi ja vääveloksiid (IV). Arvutage selle õhu mass.
Valmistage ette sõnum hapniku kasutamise kohta.
Mis on osooniaugud? Kuidas nende tekkimist vältida?