Chemický vzorec horké vody. Jsou peptidy všelékem na stáří? Izotopové modifikace vody

DEFINICE

Voda (oxid vodíku)– binární anorganická sloučenina.

Chemický vzorec: H2O

Strukturní vzorec:

Molární hmotnost: 18,01528 g/mol.

Alternativní názvy: oxid, hydroxid vodíku, hydroxylová kyselina, dihydrogenmonoxid, oxidan, dihydromonoxid.

V molekule vody je atom kyslíku ve stavu sp 3 hybridizace, protože na tvorbě hybridních orbitalů se podílejí nejen valenční elektrony, ale i osamocené elektronové páry. Hybridní orbitaly směřují k vrcholům čtyřstěnu:

V důsledku velkého rozdílu v elektronegativitě kyslíku a vodíku jsou vazby v molekule vysoce polarizované a elektron je posunut směrem k . Molekula vody má velký dipólový moment, protože polární vazby jsou uspořádány asymetricky.

Silná polarizace vazby O–H je spojena se vznikem Vodíkové vazby mezi molekulami vody. Každá molekula vody může tvořit až čtyři vodíkové vazby - dvě z nich jsou tvořeny atomem kyslíku a dvě další atomy vodíku:

Tvorba vodíkových vazeb určuje vyšší bod varu, viskozitu a povrchové napětí vody ve srovnání s analogickými hydridy (selen a telur).

Izotopové modifikace vody

V závislosti na typu izotopů vodíku obsažených v molekule se rozlišují následující: izotopové modifikace vody:

Vezmeme-li v úvahu skutečnost, že kyslík má tři stabilní izotopy (16 O, 17 O a 18 O), je možné vytvořit 18 vzorců pro molekuly vody, které se liší izotopovým složením. Přírodní voda obvykle obsahuje všechny tyto typy molekul.

Příklady řešení problémů na téma „vodní vzorec“

PŘÍKLAD 1

Cvičení	Do chladiče automobilu se nalilo 9 litrů vody a přidaly se 2 litry metylu o hustotě 0,8 g/ml. Při jaké minimální teplotě nyní můžete nechat auto venku bez obav, že voda v chladiči zamrzne (kryoskopická konstanta vody je 1,86 K kg/mol)?
Řešení	Podle Raoultova zákona je pokles teploty krystalizace zředěných roztoků neelektrolytů roven: kde: – pokles teploty tuhnutí roztoku; К cr – kryoskopická konstanta rozpouštědla; Cm je molární koncentrace roztoku; m B je hmotnost rozpuštěné látky; mA je hmotnost rozpouštědla; M B – molární hmotnost rozpuštěné látky. Hmotnost metylalkoholu je: Hmotnost vody se rovná: Molární hmotnost metylalkoholu je 32 g/mol Vypočítejme změnu teploty mrazu:
Odpovědět	Při teplotách nad –10,3°C lze auto nechat venku

PŘÍKLAD 2

Cvičení	Kolik gramů Na 2 SO 4 10H 2 O by se mělo rozpustit ve 250 g vody, aby se získal roztok obsahující 5 % bezvodého?
Řešení	Molární hmotnost Na2S04 je: Molární hmotnost krystalického hydrátu: Množství (mol) rozpuštěné soli označme jako x. Pak se řešení bude rovnat: Hmotnost bezvodé soli v hotovém roztoku se bude rovnat:

Vzorec pro základ života – voda – je dobře známý. Jeho molekula se skládá ze dvou atomů vodíku a jednoho kyslíku, který se zapisuje jako H2O. Pokud je kyslíku dvakrát více, získá se úplně jiná látka - H2O2. Co to je a jak se bude výsledná látka lišit od své „relativní“ vody?

H2O2 - co je to za látku?

Pojďme se na to podívat podrobněji. H2O2 je vzorec peroxidu vodíku, Ano, stejný, který se používá k ošetření škrábanců, bílý. Peroxid vodíku H2O2 - vědecký.

K dezinfekci použijte tříprocentní roztok peroxidu. V čisté nebo koncentrované formě způsobuje chemické popáleniny pokožky. Třicetiprocentní roztok peroxidu se jinak nazývá perhydrol; Dříve se používal v kadeřnictví k odbarvování vlasů. Kůže jím spálená také zbělá.

Chemické vlastnosti H2O2

Peroxid vodíku je bezbarvá kapalina s „kovovou“ chutí. Je to dobré rozpouštědlo a snadno se rozpouští ve vodě, éteru a alkoholech.

Tří a šestiprocentní roztoky peroxidu se obvykle připravují zředěním třicetiprocentního roztoku. Při skladování koncentrované H2O2 se látka rozkládá za uvolňování kyslíku, proto by se neměla skladovat v těsně uzavřených nádobách, aby nedošlo k výbuchu. S klesající koncentrací peroxidu se zvyšuje jeho stabilita. Chcete-li zpomalit rozklad H2O2, můžete do něj přidat různé látky, například kyselinu fosforečnou nebo salicylovou. Pro skladování roztoků o vysoké koncentraci (více než 90 procent) se k peroxidu přidává pyrofosforečnan sodný, který stabilizuje skupenství látky, dále se používají hliníkové nádoby.

H2O2 in chemické reakce může být jak oxidační činidlo, tak redukční činidlo. Častěji však peroxid vykazuje oxidační vlastnosti. Peroxid je považován za kyselinu, ale velmi slabou; soli peroxidu vodíku se nazývají peroxidy.

jako způsob výroby kyslíku

K rozkladné reakci H2O2 dochází, když je látka vystavena vysoké teplotě (více než 150 stupňů Celsia). V důsledku toho se tvoří voda a kyslík.

Reakční vzorec - 2 H2O2 + t -> 2 H2O + O2

Oxidační stav H v H 2 O 2 a H 2 O = +1.
Oxidační stav O: v H 2 O 2 = -1, v H 2 O = -2, v O 2 = 0
20-1-2e ->020

O-1 + e -> O-2
2 H2O2 = 2 H2O + O2

K rozkladu peroxidu vodíku může dojít také při pokojové teplotě, pokud je použit katalyzátor ( Chemická látka urychlení reakce).

V laboratořích je jednou z metod výroby kyslíku spolu s rozkladem bertholitové soli nebo manganistanu draselného rozkladná reakce peroxidu. V tomto případě se jako katalyzátor používá oxid manganatý (IV). Dalšími látkami, které urychlují rozklad H2O2, jsou měď, platina a hydroxid sodný.

Historie objevu peroxidu

První kroky k objevu peroxidu učinil v roce 1790 Němec Alexander Humboldt, když objevil přeměnu oxidu barnatého na peroxid zahřátím. Tento proces byl doprovázen absorpcí kyslíku ze vzduchu. O dvanáct let později vědci Tenard a Gay-Lussac provedli experiment spalování alkalických kovů přebytkem kyslíku, jehož výsledkem byl peroxid sodíku. Ale peroxid vodíku byl získán později, až v roce 1818, kdy Louis Thénard studoval účinek kyselin na kovy; pro jejich stabilní interakci bylo nutné malé množství kyslíku. Vědec provedl potvrzující experiment s peroxidem barya a kyselinou sírovou a přidal k nim vodu, chlorovodík a led. Tenar po krátké době objevil na stěnách nádoby s peroxidem barnatým malé zmrzlé kapky. Bylo jasné, že se jedná o H2O2. Poté dali výsledné H2O2 název „oxidovaná voda“. Tím byl peroxid vodíku – bezbarvá, obtížně odpařitelná kapalina bez zápachu, která dobře rozpouští jiné látky. Výsledkem interakce H2O2 a H2O2 je disociační reakce, peroxid je rozpustný ve vodě.

Zajímavostí je, že vlastnosti nové látky byly rychle objeveny, což umožnilo její využití při restaurátorských pracích. Tenar sám pomocí peroxidu zrestauroval Raphaelův obraz, který časem ztmavl.

Peroxid vodíku ve 20. století

Po důkladném prostudování výsledné látky se začala vyrábět v průmyslovém měřítku. Na počátku dvacátého století byla zavedena elektrochemická technologie výroby peroxidu, založená na procesu elektrolýzy. Ale trvanlivost látky získané touto metodou byla krátká, asi pár týdnů. Čistý peroxid je nestálý a většinou se vyráběl ve třicetiprocentní koncentraci pro bělení tkanin a ve tří až šestiprocentní koncentraci pro potřeby domácnosti.

Vědci fašistické Německo použil peroxid k vytvoření raketového motoru kapalné palivo, který sloužil k obranným účelům ve druhé světové válce. V důsledku interakce H2O2 a metanolu/hydrazinu bylo získáno výkonné palivo, na které letoun dosahoval rychlosti více než 950 km/h.

Kde se H2O2 nyní používá?

• v lékařství - pro léčbu ran;
• PROTI celulózový a papírenský průmysl využívají se bělící vlastnosti látky;
• v textilním průmyslu se přírodní a syntetické tkaniny, kožešiny a vlna bělí peroxidem;
• jako raketové palivo nebo jeho okysličovadlo;
• v chemii - vyrábět kyslík, jako pěnidlo pro výrobu porézních materiálů, jako katalyzátor nebo hydrogenační činidlo;
• na výrobu dezinfekčních nebo čisticích prostředků, bělidel;
• pro odbarvování vlasů (toto je zastaralá metoda, protože vlasy jsou vážně poškozeny peroxidem);

Peroxid vodíku lze úspěšně použít k řešení různých problémů v domácnosti. Ale pro tyto účely lze použít pouze tříprocentní peroxid vodíku. Zde je několik způsobů:

• K čištění povrchů je třeba nalít peroxid do nádoby s rozprašovačem a nastříkat na kontaminovaná místa.
• K dezinfekci předmětů je potřeba je otřít neředěným roztokem H2O2. To je pomůže vyčistit od škodlivých mikroorganismů. Mycí houby lze namočit do vody s peroxidem (poměr 1:1).
• K bělení tkanin přidejte při praní bílého prádla sklenici peroxidu. Bílé tkaniny můžete také vymáchat ve vodě smíchané se sklenicí H2O2. Tato metoda obnovuje bělost, chrání tkaniny před žloutnutím a pomáhá odstraňovat odolné skvrny.
• Pro boj proti plísním a plísním smíchejte peroxid a vodu v poměru 1:2 v nádobě s rozprašovačem. Výslednou směs nastříkejte na znečištěné povrchy a po 10 minutách je očistěte štětcem nebo houbou.
• Tmavou spárovací hmotu v obkladech obnovíte nastříkáním peroxidu na požadovaná místa. Po 30 minutách je musíte důkladně otřít tuhým kartáčem.
• K mytí nádobí přidejte půl sklenice H2O2 do plné vany s vodou (nebo dřezu s uzavřeným odtokem). Šálky a talíře umyté v tomto roztoku se budou lesknout.
• Chcete-li kartáček vyčistit, musíte jej ponořit do neředěného tříprocentního roztoku peroxidu. Poté opláchněte pod silnou tekoucí vodou. Tato metoda dobře dezinfikuje hygienické potřeby.
• Pro dezinfekci zakoupené zeleniny a ovoce na ně nastříkejte roztok 1 dílu peroxidu a 1 dílu vody, poté je důkladně opláchněte vodou (může být studená).
• Na Letní chata S pomocí H2O2 můžete bojovat proti chorobám rostlin. Musíte je postříkat roztokem peroxidu nebo semena krátce před výsadbou namočit do 4,5 litru vody smíchané s 30 ml čtyřicetiprocentního peroxidu vodíku.
• Oživit akvarijní ryby, pokud byly otráveny čpavkem, udušeny při vypnutí vzduchování nebo z jiného důvodu, můžete je zkusit umístit do vody s peroxidem vodíku. Je třeba smíchat tři procenta peroxidu s vodou v množství 30 ml na 100 litrů a do výsledné směsi umístit ryby bez života po dobu 15-20 minut. Pokud během této doby neožijí, pak náprava nepomohla.

I v důsledku prudkého protřepávání lahví s vodou se v ní tvoří určité množství peroxidu, protože voda je při tomto působení nasycena kyslíkem.

Čerstvé ovoce a zelenina také obsahují H2O2, dokud nejsou uvařeny. Při zahřívání, vaření, smažení a dalších procesech doprovázených vysokou teplotou se ničí. velký počet kyslík. To je důvod, proč nejsou vařené potraviny považovány za tak zdravé, ačkoli v nich některé vitamíny zůstávají. Čerstvě vymačkané šťávy nebo kyslíkové koktejly podávané v sanatoriích jsou užitečné ze stejného důvodu - kvůli nasycení kyslíkem, který dodává tělu novou sílu a čistí ho.

Nebezpečí peroxidu při požití

Po výše uvedeném se může zdát, že peroxid lze specificky užívat perorálně a to tělu prospěje. To ale vůbec není pravda. Ve vodě nebo šťávách se sloučenina nachází v minimálním množství a je úzce spojena s jinými látkami. Užívání „nepřirozeného“ peroxidu vodíku vnitřně (a veškerý peroxid zakoupený v obchodě nebo vyrobený v důsledku chemických experimentů nezávisle nelze považovat za přírodní a má také příliš vysokou koncentraci ve srovnání s přírodním) může vést k ohrožení života a zdraví. Abychom pochopili proč, musíme se znovu obrátit k chemii.

Jak již bylo zmíněno, za určitých podmínek se peroxid vodíku rozkládá a uvolňuje kyslík, který je aktivním oxidačním činidlem. může nastat, když se H2O2 srazí s peroxidázou, intracelulárním enzymem. Použití peroxidu k dezinfekci je založeno na jeho oxidačních vlastnostech. Takže když je rána ošetřena H2O2, uvolněný kyslík ničí živé patogenních mikroorganismů, chycený v něm. Stejný účinek má i na ostatní živé buňky. Pokud ošetříte neporušenou pokožku peroxidem a následně ošetřenou oblast otřete alkoholem, ucítíte pálení, které potvrzuje přítomnost mikroskopického poškození po peroxidu. Ale když je peroxid v nízké koncentraci používán externě, nedojde k žádnému znatelnému poškození těla.

Jiná věc je, když to zkusíte vzít ústně. Ta látka, která dokáže navenek poškodit i poměrně silnou kůži, končí na sliznicích trávicího traktu. To znamená, že dochází k chemickým minipopáleninám. Uvolněné oxidační činidlo – kyslík – samozřejmě dokáže zabíjet i škodlivé mikroby. Ale stejný proces se stane s buňkami potravního traktu. Pokud se popáleniny v důsledku působení oxidačního činidla opakují, pak je možná atrofie sliznic, a to je první krok na cestě k rakovině. Smrt střevních buněk vede k neschopnosti těla vstřebávat živiny, což vysvětluje například hubnutí a vymizení zácpy u některých lidí, kteří praktikují „léčbu“ peroxidem.

Samostatně je třeba říci o této metodě použití peroxidu, jako jsou intravenózní injekce. I kdyby je z nějakého důvodu předepsal lékař (to lze odůvodnit pouze v případě otravy krve, kdy nejsou k dispozici jiné vhodné léky), pak pod lékařským dohledem a s přísnými výpočty dávkování stále existují rizika. Ale v takové extrémní situaci to bude šance na zotavení. V žádném případě byste si neměli předepisovat injekce peroxidu vodíku. H2O2 představuje velké nebezpečí pro krevní buňky – červené krvinky a krevní destičky, protože je při vstupu do krevního oběhu ničí. Navíc může dojít k fatálnímu ucpání cév uvolněným kyslíkem – plynové embolii.

Bezpečnostní opatření pro manipulaci s H2O2

• Uchovávejte mimo dosah dětí a handicapovaných osob. Kvůli nedostatku zápachu a výrazné chuti je pro ně peroxid obzvláště nebezpečný, protože mohou být přijaty velké dávky. Pokud se roztok dostane dovnitř, následky použití mohou být nepředvídatelné. Měli byste se okamžitě poradit s lékařem.
• Peroxidové roztoky s koncentrací vyšší než tři procenta způsobují při kontaktu s pokožkou popáleniny. Popálenou oblast je třeba umýt velkým množstvím vody.

• Nedovolte, aby se roztok peroxidu dostal do vašich očí, protože může způsobit otoky, zarudnutí, podráždění a někdy bolestivé pocity. První pomocí před kontaktováním lékaře je vypláchnout oči velkým množstvím vody.
• Látku skladujte tak, aby bylo zřejmé, že se jedná o H2O2, tedy v nádobě s nálepkou, aby nedošlo k náhodnému použití pro jiné účely.
• Podmínky skladování, které prodlužují jeho životnost, jsou tmavé, suché a chladné místo.
• Peroxid vodíku by se neměl míchat s jinými kapalinami než s čistou vodou, včetně chlorované vody z vodovodu.
• Vše výše uvedené platí nejen pro H2O2, ale i pro všechny přípravky, které ji obsahují.

Z oxidů vodíku je na Zemi nejrozšířenější voda. Empirický vzorec - H2O. Molekulová hmotnost – 18. Struktura molekuly vody(strukturní vzorec):

Molekuly vody mají trojúhelníkový vzorec: atomy vodíku svírají s atomem kyslíku úhel 104,3 %. V blízkosti atomu kyslíku se vytváří záporně nabité pole, protože největší hustota elektronů je soustředěna na atom kyslíku a v blízkosti atomů vodíku se vytváří kladně nabité pole - molekula vody - dipól. Díky polaritě se molekuly vody spojují vytvářením vodíkových vazeb. Poslední určují vše fyzikální vlastnosti voda.

Fyzikální vlastnosti: voda je bezbarvá kapalina, bez chuti a zápachu, hustota – 1 g/cm3; teplota tuhnutí – 0 °C (led), bod varu – 100 °C (pára). Při 100 °C a normálním tlaku se vodíkové vazby ruší a voda přechází do plynného skupenství – páry. Voda má špatnou tepelnou a elektrickou vodivost, ale dobrou rozpustnost.

Chemické vlastnosti: voda mírně disociuje:

V přítomnosti vody dochází k hydrolýze solí - jejich rozkladu vodou za vzniku slabého elektrolytu:

Interaguje s mnoha zásadité oxidy, kovy:

S oxidy kyselin:

Účtenka: voda vzniká spalováním vodíku v kyslíku: 2H2 + O2 = 2H2O

Tato reakce probíhá okamžitě při 700 °C. Nazývá se směs dvou objemů vodíku a jednoho objemu kyslíku výbušná směs. Čistá voda se získává destilací - destilovaná voda.

Nález v přírodě: voda tvoří 2/3 povrchu Země. Přírodní voda není nikdy čistá, protože je v ní rozpuštěno obrovské množství solí. Voda je součástí mnoha krystalických hydrátů: Na2СО3? 10H20; CuSO4? 5H20; MgS04? 7H20. Těžká voda D2O se liší od obvyklého tvořeného vodíkem - protium - přítomností druhého izotopu vodíku - D(deuterium), Ar z toho je 2, proto je molekulová hmotnost těžké vody 20. Hustota D2O = 1,1050 g/cm3; bod varu – 101,4 °C, bod tuhnutí – 3,8 °C. Chemicky méně aktivní. Používá se jako moderátor neutronů v jaderných reaktorech. Pro životní procesy je nevhodný, protože mění rychlost biochemických reakcí. Obyčejná voda obsahuje nějakou těžkou vodu.

Molekula vody se skládá z jednoho atomu kyslíku a dvou atomů vodíku (H 2 O). Struktura molekuly vody může být schematicky znázorněna následovně:

Molekula vody je takzvaná polární molekula, protože její kladné a záporné náboje nejsou rozmístěny rovnoměrně kolem středu, ale jsou umístěny asymetricky a tvoří kladné a záporné póly. Obrázek ukazuje v extrémně zjednodušené formě, jak jsou dva atomy vodíku připojeny k atomu kyslíku za vzniku molekuly vody.

Úhel vyznačený na obrázku a vzdálenost mezi atomy závisí na stavu agregace vody (předpokládají se rovnovážné parametry, protože dochází ke stálým fluktuacím). Takže ve stavu páry je úhel 104° 40", Vzdálenost O-H- 0,096 nm; v ledu je úhel 109° 30", vzdálenost O-H je 0,099 nm. Rozdíl v parametrech molekuly v parním (volném) stavu a v ledu je způsoben vlivem sousedních molekul. Molekuly v kapalné fázi jsou ovlivněny také, u kterých je kromě vlivu sousedních molekul vody silný vliv rozpuštěných iontů jiných látek.

Historie určování složení molekuly vody

Od počátků chemie vědci uvažovali o vodě poměrně dlouhou dobu jednoduchá látka, protože nemohl být rozložen v důsledku reakcí, které byly v té době známy. Kromě toho se zdálo, že stálost vlastností vody tuto pozici potvrzovala.

Na jaře roku 1783 Canendish ve své cambridgeské laboratoři pracoval s nově objeveným „životně důležitým vzduchem“ – jak se v té době nazýval kyslík, a „hořlavým vzduchem“ (jak se nazýval vodík). Smíchal jeden objem „životně důležitého vzduchu“ se dvěma objemy „hořlavého vzduchu“ a směsí prošel elektrickým výbojem. Směs vzplanula a stěny baňky byly pokryty kapičkami kapaliny. Při zkoumání kapaliny vědec dospěl k závěru, že ano čistá voda. Dříve podobný jev popsal francouzský chemik Pierre Macker: do plamene „hořlavého vzduchu“ vnesl porcelánový talířek, na kterém se tvořily kapičky kapaliny. Představte si Mackerovo překvapení, když zkoumal výslednou kapalinu a zjistil, že jde o vodu. Ukázalo se, že jde o jakýsi paradox: voda, která hasí oheň, se sama tvoří při hoření. Jak nyní víme, voda byla syntetizována z kyslíku a vodíku:

H2 + 02 -> 2H20 + 136,74 kcal.

V normální podmínky tato reakce neprobíhá a aby se vodík stal aktivním, je nutné zvýšit teplotu směsi např. pomocí elektrické jiskry jako v Cavendishových experimentech. Henry Cavendish měl dostatek dat pro stanovení poměrů kyslíku a vodíku ve vodě. Ale neudělal to. Možná ho brzdila hluboká víra v teorii flogistonu, v jejímž rámci se snažil své experimenty interpretovat.

Zprávy o Cavendishových experimentech se do Paříže dostaly v červnu téhož roku. Lavoisier tyto pokusy ihned zopakoval, pak provedl celou řadu podobných pokusů a o pár měsíců později, 12. listopadu 1783, na svátek svatého Martina, podal zprávu o výsledcích výzkumu na tradičním zasedání Francouzské akademie věd. Název jeho zprávy je zvláštní, typický pro celou tu nenáročnou, pedantskou éru velkých objevů v přírodní vědě: „O povaze vody a experimentech, které zjevně potvrzují, že tato látka není, přísně vzato, prvkem, ale lze ji rozložit a znovu se zformoval." Zpráva se setkala s ostrými námitkami - Lavoisierova data jasně odporovala teorii flogistonu, v té době respektované a oblíbené. Správně došel k závěru, že voda vzniká spojením „hořlavého plynu“ s kyslíkem a obsahuje (hmotnostně) 15 % prvního a 85 % druhého (moderní údaje - 11,19 % a 88,81 %).

O dva roky později se Lavoisier vrátil k experimentům s vodou. Akademie věd stanovila Lavoisierovi praktický úkol – najít levný způsob výroby vodíku jako nejlehčího plynu pro potřeby nastupující aeronautiky. Lavoisier naverboval do práce vojenského inženýra, matematika a chemika Jeana Meuniera. Jako výchozí surovinu zvolili vodu – levněji se dala surovina sehnat jen stěží. S vědomím, že voda je kombinací vodíku a kyslíku, se pokusili najít způsob, jak z ní kyslík odebrat. K tomuto účelu se hodila různá redukční činidla, ale nejdostupnější bylo kovové železo. Z retortového kotle proudila vodní pára do rozžhavené hlavně se železnými pilinami na pánvi. Při rozžhavené teplotě (800 °C) železo reaguje s vodní párou a uvolňuje se vodík:

3Fe + 4H20 → Fe304 + 4H2

V tomto případě vzniklý vodík se shromáždil a nezreagovaná vodní pára se kondenzovala v chladničce a oddělila se od vodíku jako kondenzát. Na každých 100 zrnek vody bylo získáno 15 zrnek vodíku a 85 zrnek kyslíku (1 zrnko = 62,2 mg). Tato práce měla také důležitý teoretický význam. Potvrdila dřívější závěry (ze zkušenosti spalování vodíku v kyslíku pod zvonem), že voda obsahuje 15 % vodíku a 85 % kyslíku (moderní údaje – 11,19 % a 88,81 %).

Na základě skutečnosti, že se na tvorbě vody podílí „hořlavý vzduch“, navrhl francouzský chemik Guiton de Morveau v roce 1787 její označení jako vodík (ze slov hydro-voda a gennao-generovat). ruské slovo"vodík", tj. „zrození do vody“ je přesný překlad latinského názvu.

Joseph Louis Gay-Lussac a Alexander Humboldt, provádějící společné experimenty v roce 1805, poprvé zjistili, že tvorba vody vyžaduje dva objemy vodíku a jeden objem kyslíku. Podobné myšlenky vyslovil italský vědec Amedeo Avogadro. V roce 1842 Jean Baptiste Dumas stanovil hmotnostní poměr vodíku a kyslíku ve vodě na 2:16.

Vzhledem k tomu, že v první polovině 19. století došlo k velkému zmatku s atomovými hmotnostmi prvků a tato situace se dále zkomplikovala zavedením pojmu „ekvivalentní hmotnost“, se na dlouhou dobu nejvíce byl zapsán vzorec vody různé možnosti: někdy jako HO, někdy jako H 2 O a dokonce H 2 O 2. O tom napsal D.I. Mendělejev: „V 50. letech někteří brali O=8, jiní O=16, pokud H=1 voda pro první byla HO, peroxid vodíku HO 2, pro druhou, jako nyní, voda H 2 O, peroxid vodíku H. 2 O 2 nebo HO vládl zmatek a zmatek...“

Po Mezinárodním kongresu chemiků v Karlsruhe, konaném v roce 1860, se podařilo vyjasnit některé otázky, které hrály významnou roli v další vývoj atomově-molekulární teorie a následně ve správné interpretaci atomového složení vody. Byla zavedena jednotná chemická symbolika.

Experimentální studie provedené v 19. století pomocí gravimetrických a objemových metod nakonec přesvědčivě ukázaly, že voda chemická sloučenina lze vyjádřit vzorcem H20.

Jak je již známo, molekula vody je poměrně „jednostranná“ - oba atomy vodíku sousedí na jedné straně s kyslíkem. Je zajímavé, že je to extrémně důležitou vlastností molekul vody byla založena čistě spekulativně dávno před érou spektroskopického výzkumu anglickým profesorem D. Bernalem. Vycházel z toho, že voda má velmi silný elektrický moment (to se vědělo už tehdy, v roce 1932). Nejjednodušší je samozřejmě „konstruovat“ molekulu vody tak, že všechny její atomy uspořádáme do přímky, tzn. H-O-H. „Nicméně,“ píše Bernal, „molekula vody nemůže být zkonstruována tímto způsobem, protože s takovou strukturou by molekula obsahující dva kladné atomy vodíku a záporný atom kyslíku byla elektricky neutrální a neměla by určitou směrovost... elektrický moment může být pouze tehdy, když oba atomy vodíku sousedí s kyslíkem na stejné straně."

Z chemických vlastností vody je důležitá především schopnost jejích molekul disociovat (rozpadat se) na ionty a schopnost rozpouštět látky různé chemické povahy.

Role vody jako hlavního a univerzálního rozpouštědla je dána především polaritou jejích molekul a v důsledku toho její extrémně vysokou dielektrickou konstantou. Opačné elektrické náboje, a zejména ionty, se k sobě ve vodě přitahují 80krát méně, než by byly přitahovány ve vzduchu. Síly vzájemné přitažlivosti mezi molekulami nebo atomy tělesa ponořeného ve vodě jsou také slabší než ve vzduchu. V tomto případě je pro tepelný pohyb snazší rozbít molekuly. To je důvod, proč dochází k rozpouštění, včetně mnoha málo rozpustných látek: kapka opotřebovává kámen.

Elektrolytická disociace (autodisociace vody) probíhá jen v malé míře podle následujícího schématu:

H 2 O H + + OH -

Výše uvedená rovnice je však podmíněna: proton H + bez elektronového obalu nemůže existovat ve vodném prostředí. Je okamžitě hydratován vodou na oxoniové kationty H 3 O +. Pro usnadnění zápisu se však obvykle používá zápis H+.

Podle Brønstenda se tato reakce nazývá autoprotolýza vody:

H 2 O + H 2 O H 3 O + + OH -

Elektrolytická disociace vody je příčinou hydrolýzy solí slabých kyselin a zásad. Stupeň elektrolytické disociace se výrazně zvyšuje s rostoucí teplotou.

Vznik vody z prvků podle reakce:

H 2 + 1/2 O 2 H 2 O -242 kJ/mol pro páru

286 kJ/mol pro kapalnou vodu

Při nízkých teplotách v nepřítomnosti katalyzátorů probíhá extrémně pomalu, ale se zvyšující se teplotou prudce roste reakční rychlost a při 550 0 C probíhá explozivně. S poklesem tlaku a zvýšením teploty se rovnováha posouvá doleva.

Voda se vlivem ultrafialového záření fotodisociuje na ionty H + a OH -.

Voda je oxidována atomárním kyslíkem:

H20 + OH202

Při interakci s F2 se tvoří HF, stejně jako O 3; H202; F 2 O a další sloučeniny. Voda reaguje s jinými halogeny při nízkých teplotách za vzniku směsi kyselin H Gal. a N Gal. O.

Za normálních podmínek se v něm rozpustí až polovina CI 2 a výrazně menší množství Br 2 a J 2 interaguje s vodou. Při zvýšených teplotách CI2 a Br2 rozkládají vodu za vzniku H Gal. a O2.

Při průchodu žhavým uhlím se vodní pára rozkládá a vzniká tzv. vodní plyn:

H20 + C CO + H2

Při zvýšených teplotách v přítomnosti katalyzátoru voda reaguje s CO; CH4 a jiné uhlovodíky, například:

H 2 O + CO CO 2 + H 2

H20 + CH4CO + 3H 2

Tyto reakce se využívají pro průmyslovou výrobu vodíku.

Fosfor se po zahřátí s vodou pod tlakem v přítomnosti katalyzátoru oxiduje na kyselinu metafosforečnou:

6H20 + 3P2HRO3 + 5H2

Voda reaguje s mnoha kovy za vzniku H2 a odpovídajícího hydroxidu. U alkalických kovů a kovů alkalických zemin (kromě Mg) tato reakce probíhá již při pokojové teplotě. Méně aktivní kovy rozkládají vodu při zvýšených teplotách, například Mg a Zn - nad 100 0 C; Fe – nad 600 0 C:

2Fe + 3H20 Fe203 + 3H2

Když mnoho oxidů reaguje s vodou, tvoří kyseliny nebo zásady.

Voda může sloužit jako katalyzátor, například alkalické kovy a vodík reagují s CI 2 pouze za přítomnosti stop vody.

Někdy je voda katalytickým jedem, například pro železný katalyzátor při syntéze NH3.

Schopnost molekul vody tvořit trojrozměrné sítě vodíkových vazeb jí umožňuje vytvářet hydráty plynů s inertními plyny, uhlovodíky, CO 2, CI 2, (CH 2) 2 O, CHCI 3 a mnoha dalšími látkami.