11.1. dizolvare fizică

Dacă orice substanță intră în apă, poate:
a) se dizolvă în apă, adică se amestecă cu aceasta la nivel atomo-molecular;
b) intră într-o reacție chimică cu apa;
c) nu se dizolvă şi nu reacţionează.
Ce determină rezultatul interacțiunii unei substanțe cu apa? Desigur, din caracteristicile substanței și din caracteristicile apei.
Să începem cu dizolvarea și să luăm în considerare ce caracteristici au apa și substanțele care interacționează cu ea cea mai mare valoareîn aceste procese.
Se pune în două eprubete o mică porție de naftalină C 10 H 8 . Se toarnă apă într-una dintre eprubete, iar C 7 H 16 heptan în cealaltă (se poate folosi benzină în loc de heptan pur). Naftalina se va dizolva în heptan, dar nu în apă. Să verificăm dacă naftalina s-a dizolvat într-adevăr în heptan sau a reacționat cu acesta. Pentru a face acest lucru, puneți câteva picături de soluție pe sticlă și așteptați până când heptanul se evaporă - pe sticlă se formează cristale lamelare incolore. Faptul că aceasta este naftalină se vede prin mirosul caracteristic.

Una dintre diferențele dintre heptan și apă este că moleculele sale sunt nepolare, în timp ce moleculele de apă sunt polare. În plus, există legături de hidrogen între moleculele de apă, dar nu există între moleculele de heptan.

Pentru a dizolva naftalina în heptan, este necesară ruperea legăturilor intermoleculare slabe dintre moleculele de naftaline și a legăturilor intermoleculare slabe între moleculele de heptan. Când sunt dizolvate, se formează legături intermoleculare la fel de slabe între moleculele de naftalină și heptan. Efectul termic al unui astfel de proces este practic zero.
De ce se dizolvă naftalina în heptan? Doar datorită factorului de entropie (tulburarea crește în sistemul naftalen-heptan).

Pentru a dizolva naftalina în apă, este necesar, pe lângă legăturile slabe dintre moleculele sale, să se rupă legăturile de hidrogen dintre moleculele de apă. În acest caz, nu se formează legături de hidrogen între moleculele de naftalină și apă. Procesul se dovedește a fi endotermic și atât de nefavorabil din punct de vedere energetic, încât factorul de entropie nu poate ajuta aici.
Și dacă în loc de naftalenă luăm o altă substanță ale cărei molecule sunt capabile să formeze legături de hidrogen cu moleculele de apă, se va dizolva o astfel de substanță în apă?
Dacă nu există alte obstacole, atunci vor exista. De exemplu, știți că zahărul (zaharoza C 12 H 22 O 11) este perfect solubil în apă. Privind formula structurală a zaharozei, veți vedea că există grupări –O–H în molecula sa care pot forma legături de hidrogen cu moleculele de apă.
Asigurați-vă experimental că zaharoza este slab solubilă în heptan și încercați să explicați singur de ce proprietățile naftalinei și ale zaharozei diferă atât de mult.
Se numește dizolvarea naftalinei în heptan și a zaharozei în apă dizolvare fizică.

Numai substanțele moleculare se pot dizolva fizic.

Celelalte componente ale soluției se numesc substanțe dizolvate.

Regularitățile pe care le-am dezvăluit se aplică și cazurilor de dizolvare în apă (și în majoritatea celorlalți solvenți) a substanțelor lichide și gazoase. Dacă toate substanțele care formează soluția se aflau în aceeași stare de agregare înainte de dizolvare, atunci solventul se numește de obicei substanța care se află mai mult în soluție. Excepția de la această regulă este apa: este de obicei numită solvent, chiar dacă este mai mică decât soluția.
Motivul dizolvării fizice a unei substanțe în apă poate fi nu numai formarea de legături de hidrogen între moleculele substanței dizolvate și apă, ci și formarea altor tipuri de legături intermoleculare. Acest lucru se întâmplă în primul rând în cazul dizolvării în apă a substanțelor gazoase (de exemplu, dioxid de carbon sau clor), în care moleculele nu sunt deloc legate între ele, precum și unele lichide cu legături intermoleculare foarte slabe (de exemplu, brom). Câștigul de energie se realizează aici datorită orientării dipolilor (moleculelor de apă) în jurul moleculelor polare sau a legăturilor polare din dizolvat, iar în cazul clorului sau bromului, este cauzat de tendința de a atașa electroni la atomii de clor. și brom, care se păstrează și în moleculele acestor substanțe simple (mai multe detalii - în § 11.4).
În toate aceste cazuri, substanțele sunt mult mai puțin solubile în apă decât în ​​formarea legăturilor de hidrogen.
Dacă solventul este îndepărtat din soluție (de exemplu, așa cum ați făcut în cazul unei soluții de naftalenă în heptan), atunci solutul se va evidenția într-o formă nemodificată din punct de vedere chimic.

DIzolvare FIZICĂ, SOLVENT.
1. Explicați de ce heptanul este insolubil în apă
2. Spune-mi semnul efectului de căldură al dizolvării alcoolului etilic (etanol) în apă.
3. De ce amoniacul este bine solubil în apă, iar oxigenul este rău?
4. Ce substanță este mai bine solubilă în apă - amoniac sau fosfină (PH 3)?
5. Explicați motivul solubilității mai bune a ozonului în apă decât a oxigenului.
6. Determinați fracția de masă a glucozei (zahăr din struguri, C 6 H 12 O 6) într-o soluție apoasă, dacă pentru prepararea acesteia s-au folosit 120 ml apă și 30 g glucoză (se consideră că densitatea apei este de 1 g / ml). Care este concentrația de glucoză din această soluție dacă densitatea soluției este de 1,15 g/ml?
7. Cât zahăr (zaharoză) se poate izola din 250 g de sirop cu o fracție de masă de apă egală cu 35%?

1. Experimente privind dizolvarea diferitelor substanțe în diverși solvenți.
2. Prepararea solutiilor.

11.2. Dizolvarea chimică

În primul paragraf am luat în considerare cazurile de dizolvare a substanțelor în care legăturile chimice au rămas neschimbate. Dar acest lucru nu este întotdeauna cazul.
Puneți câteva cristale de clorură de sodiu într-o eprubetă și adăugați apă. După un timp, cristalele se vor dizolva. Ce s-a întâmplat?
Clorura de sodiu este o substanță nemoleculară. Cristalul de NaCl este compus din ioni de Na și Cl. Când un astfel de cristal intră în apă, acești ioni trec în el. În acest caz, legăturile ionice din cristal și legăturile de hidrogen dintre moleculele de apă sunt rupte. Ionii care intră în apă interacționează cu moleculele de apă. În cazul ionilor de clorură, această interacțiune este limitată de atracția electrostatică a moleculelor de apă dipolă asupra anionului, iar în cazul cationilor de sodiu, se apropie în natură de interacțiunea donor-acceptor. Cumva, ionii sunt acoperiți înveliș de hidratare(Fig. 11.1).

Sub forma unei ecuații de reacție, aceasta poate fi scrisă după cum urmează:

NaCl cr + ( n + m)H2O = + A

sau prescurtat , unde indicele aqînseamnă că ionul hidratat. O astfel de ecuație se numește ecuația ionică.

De asemenea, puteți nota ecuația „moleculară” a acestui proces: (acest nume a fost păstrat deoarece s-a presupus că toate substanțele constau din molecule)

Ionii hidratați sunt mai slab atrași unul de celălalt, iar energia mișcării termice este suficientă pentru a împiedica acești ioni să se lipească împreună într-un cristal.

În practică, prezența ionilor într-o soluție poate fi ușor confirmată prin studierea conductivității electrice a clorurii de sodiu, a apei și a soluției rezultate. Știți deja că cristalele de clorură de sodiu nu conduc curentul electric, deoarece, deși conțin particule încărcate - ioni, sunt „fixate” în cristal și nu se pot mișca. Apa conduce curentul electric foarte slab, deoarece, deși în ea se formează ionii de oxoniu și ioni de hidroxid din cauza autoprotolizei, aceștia sunt foarte putini. O soluție de clorură de sodiu, dimpotrivă, conduce bine electricitatea, deoarece există mulți ioni în ea și se pot mișca liber, inclusiv sub influența unei tensiuni electrice.
Energia trebuie cheltuită pentru a rupe legăturile ionice dintr-un cristal și legăturile de hidrogen din apă. Când ionii sunt hidratați, energia este eliberată. Dacă costurile de energie pentru ruperea legăturilor depășesc energia eliberată în timpul hidratării ionice, atunci dizolvare endotermă, și dacă invers, atunci - exotermic.
Clorura de sodiu se dizolvă în apă cu efect termic aproape nul, prin urmare, dizolvarea acestei săruri are loc numai datorită creșterii entropiei. Dar, de obicei, dizolvarea este însoțită de o eliberare vizibilă de căldură (Na 2 CO 3, CaCl 2, NaOH etc.) sau de absorbția acesteia (KNO 3, NH 4 Cl etc.), de exemplu:

Când apa este evaporată din soluțiile obținute prin dizolvare chimică, substanțele dizolvate sunt din nou eliberate din acestea într-o formă nemodificată chimic.

Dizolvarea chimică- dizolvare, în care se rup legăturile chimice.

Atât în ​​dizolvarea fizică, cât și în cea chimică, se formează o soluție a substanței pe care am dizolvat-o, de exemplu, o soluție de zahăr în apă sau o soluție de clorură de sodiu în apă. Cu alte cuvinte, solutul poate fi separat de soluție atunci când apa este îndepărtată.

COCHILA DE HIDRATARE, HIDRATARE, DIUZARE CHIMICA.
Dați trei exemple de substanțe bine cunoscute de dvs. a) solubile în apă sau care reacţionează cu aceasta, b) insolubile în apă și nu reacţionează cu aceasta.
2. Ce este un solvent și ce este o substanță (sau substanțe) dizolvată în următoarele soluții: a) apă cu săpun, b) oțet de masă, c) vodcă d) acid clorhidric, e) combustibil pentru motociclete, f) farmacie „peroxid de hidrogen ", g) apă spumante, i) "verde strălucitor", j) colonie?
În caz de dificultate, consultați părinții.
3. Enumerați modurile în care un solvent poate fi îndepărtat dintr-o soluție lichidă.
4. Cum înțelegeți expresia „în formă nemodificată chimic” din ultimul paragraf al primului paragraf al acestui capitol? Ce modificări pot apărea substanței ca urmare a dizolvării acesteia și a separării ulterioare din soluție?
5. Se știe că grăsimile sunt insolubile în apă, dar se dizolvă bine în benzină. Pe baza acestui fapt, ce se poate spune despre structura moleculelor de grăsime?
6. Notați ecuațiile de dizolvare chimică în apă a următoarelor substanțe ionice:
a) azotat de argint, b) hidroxid de calciu, c) iodură de cesiu, d) carbonat de potasiu, e) azotit de sodiu, f) sulfat de amoniu.
7. Notați ecuațiile de cristalizare a substanțelor din soluțiile enumerate în sarcina 6 când apa este îndepărtată.
8. Cum diferă soluțiile obținute prin dizolvarea fizică a substanțelor de soluțiile obținute prin dizolvare chimică? Ce au aceste soluții în comun?
9. Determinați masa sării care trebuie dizolvată în 300 ml apă pentru a obține o soluție cu o fracție de masă a acestei săruri egală cu 0,1. Densitatea apei este de 1 g/ml, iar densitatea soluției este de 1,05 g/ml. Care este concentrația de sare din soluția rezultată dacă greutatea formulei sale este de 101 zile?
10. Câtă apă și azotat de bariu trebuie să luați pentru a prepara 0,5 l dintr-o soluție 0,1 M a acestei substanțe (densitatea soluției 1,02 g/ml)?
Experimente privind dizolvarea substanţelor ionice în apă.

11.3. solutii saturate. Solubilitate

Orice porțiune de clorură de sodiu (sau altă substanță similară) pusă în apă s-ar dizolva întotdeauna complet dacă, în afară de procesul de dizolvare

procesul invers nu ar continua - procesul de cristalizare a substanței inițiale din soluție:

În momentul în care cristalul este plasat în apă, viteza procesului de cristalizare este zero, dar pe măsură ce concentrația de ioni din soluție crește, aceasta crește și la un moment dat devine egală cu viteza de dizolvare. Apare o stare de echilibru:

soluția rezultată se numește saturată.

Ca o astfel de caracteristică, poate fi utilizată fracția de masă a substanței dizolvate, concentrația acesteia sau o altă mărime fizică care caracterizează compoziția soluției.
Prin solubilitate într-un anumit solvent, toate substanțele sunt împărțite în solubile, ușor solubile și practic insolubile. De obicei, substanțele practic insolubile sunt numite pur și simplu insolubile. Pentru limita condiționată dintre substanțele solubile și cele slab solubile, o solubilitate egală cu 1 g în 100 g de H 2 O ( w 1%) și dincolo de limita condiționată dintre substanțele slab solubile și insolubile - o solubilitate egală cu 0,1 g în 100 g H 2 O ( w 0,1%).
Solubilitatea unei substanțe depinde de temperatură. Întrucât solubilitatea este o caracteristică a echilibrului, modificarea acesteia cu schimbările de temperatură are loc în deplină concordanță cu principiul Le Chatelier, adică cu o dizolvare exotermă a unei substanțe, solubilitatea acesteia scade odată cu creșterea temperaturii, iar cu una endotermă crește.
Se numesc soluții în care, în aceleași condiții, soluția este mai mică decât în ​​cele saturate nesaturat.

SOLUȚIE SATURATĂ; SOLUȚIE NESATURĂ; SOLUBILITATEA SUBSTANȚEI; SUBSTANȚE SOLUBILE, ÎNCET SOLUBILE ȘI ÎN INSOLUȚIE.

1. Notați ecuațiile de echilibru din sistemul soluție saturată - sediment pentru a) carbonat de potasiu, b) azotat de argint și c) hidroxid de calciu.
2. Determinați fracția de masă de azotat de potasiu într-o soluție apoasă a acestei săruri saturată la 20 ° C, dacă, la prepararea unei astfel de soluții, s-au adăugat 100 g de azotat de potasiu la 200 g de apă și, în același timp, după la prepararea soluției, 36,8 g de azotat de potasiu nu s-au dizolvat.
3. Este posibil să se prepare o soluție apoasă de cromat de potasiu K 2 CrO 4 la 20 ° C cu o fracție de masă a substanței dizolvate egală cu 45%, dacă la această temperatură nu se dizolvă mai mult de 63,9 g din această sare în 100 g de apă.
4. Fracția de masă a bromură de potasiu într-o soluție apoasă saturată la 0 ° C este de 34,5%, iar la 80 ° C - 48,8%. Se determină masa de bromură de potasiu eliberată când 250 g dintr-o soluție apoasă din această sare saturată la 80°C este răcită la 0°C.
5. Fracția de masă a hidroxidului de calciu într-o soluție apoasă saturată la 20 ° C este de 0,12%. Câți litri dintr-o soluție de hidroxid de calciu (apă de var) saturată la această temperatură se pot obține cu 100 g de hidroxid de calciu? Se ia densitatea soluției egală cu 1 g/ml.
6. La 25 °C, fracția de masă a sulfatului de bariu într-o soluție apoasă saturată este de 2,33 10 -2%. Determinați volumul minim de apă necesar pentru a dizolva complet 1 g din această sare.
prepararea solutiilor saturate.

11.4. Reacții chimice ale substanțelor cu apa

Multe substanțe, în contact cu apa, intră în reacții chimice. Ca urmare a unei astfel de interacțiuni cu un exces de apă, ca și în cazul dizolvării, se obține o soluție. Dar dacă apa este îndepărtată din această soluție, nu vom obține substanța originală.

Ce produse se formează în reacția chimică a unei substanțe cu apa? Depinde de tipul de legătură chimică din substanță; dacă legăturile sunt covalente, atunci pe gradul de polaritate al acestor legături. În plus, influențează și alți factori, dintre care unii ne vom familiariza.

a) Compuși cu legătură ionică

Majoritatea compușilor ionici fie se dizolvă chimic în apă, fie nu. Hidrururile și oxizii ionici se deosebesc, adică compuși care conțin aceleași elemente ca și apa însăși și alte substanțe. Să luăm în considerare comportamentul oxizilor ionici în contact cu apa folosind ca exemplu oxidul de calciu.
Oxidul de calciu, fiind o substanță ionică, se poate dizolva chimic în apă. În acest caz, ionii de calciu și ionii de oxid ar trece în soluție. Dar un anion dublu încărcat nu este cea mai stabilă stare de valență a atomului de oxigen (fie și doar pentru că energia de afinitate pentru al doilea electron este întotdeauna negativă, iar raza ionului de oxid este relativ mică). Prin urmare, atomii de oxigen tind să-și scadă sarcina formală. În prezența apei, acest lucru este posibil. Ionii de oxid găsiți pe suprafața cristalului interacționează cu moleculele de apă. Această reacție poate fi reprezentată ca o diagramă care arată mecanismul ei ( diagrama mecanismului).

Pentru o mai bună înțelegere a ceea ce se întâmplă, împărțim condiționat acest proces în etape:
1. Molecula de apă se transformă în ionul de oxid cu un atom de hidrogen (încărcat opus).
2. Ionul de oxid este împărțit cu atomul de hidrogen de o pereche de electroni neîmpărțiți; între ele se formează o legătură covalentă (se formează prin mecanismul donor-acceptor).
3. La atomul de hidrogen dintr-un singur orbital de valență (1 s) se dovedește a fi patru electroni (doi „vechi” și doi „noi”), ceea ce contrazice principiul Pauli. Prin urmare, atomul de hidrogen donează o pereche de electroni de legătură („vechi” electroni) atomului de oxigen, care face parte din molecula de apă, mai ales că această pereche de electroni a fost deja în mare măsură deplasată către atomul de oxigen. Legătura dintre atomul de hidrogen și atomul de oxigen este ruptă.
4. Datorită formării unei legături de către mecanismul donor-acceptor, sarcina formală a fostului ion oxid devine egală cu –1 e; pe atomul de oxigen, care anterior făcea parte din molecula de apă, apare o sarcină, de asemenea, egală cu -1 e. Astfel, se formează doi ioni de hidroxid.
5. Ionii de calciu, acum nelegați printr-o legătură ionică cu ionii de oxid, intră în soluție și sunt hidratați:

Sarcina pozitivă a ionilor de calciu pare să fie „untată” pe întregul ion hidratat.
6. Ionii de hidroxid rezultați sunt de asemenea hidratați:

Sarcina negativă a ionului hidroxid este, de asemenea, „spălată”.
Ecuația ionică globală pentru reacția oxidului de calciu cu apa
CaO cr + H2O Ca2 aq+ 2OH aq .

Ionii de calciu și ionii de hidroxid apar în soluție într-un raport de 1:2. Același lucru s-ar întâmpla dacă hidroxidul de calciu ar fi dizolvat în apă. Într-adevăr, prin evaporarea apei și uscarea reziduului, putem obține hidroxid de calciu cristalin din această soluție (dar în niciun caz un oxid!). Prin urmare, ecuația pentru această reacție este adesea scrisă după cum urmează:

CaO cr + H 2 O \u003d Ca (OH) 2p

si a sunat " molecular„ecuația acestei reacții. În ambele ecuații, uneori nu sunt dați indici de litere, ceea ce face adesea foarte dificilă înțelegerea proceselor în curs, sau chiar induce în eroare. În același timp, absența indicilor de litere în ecuații este permisă. , de exemplu, la rezolvarea problemelor de calcul
Pe lângă oxidul de calciu, următorii oxizi interacționează și cu apa în același mod: Li 2 O, Na 2 O, K 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O, SrO, BaO - adică oxizii acelor metale care ei înșiși reacționează cu apa. Toți acești oxizi sunt oxizi bazici. Alți oxizi ionici nu reacționează cu apa.
Hidrururile ionice, de exemplu, hidrura de sodiu NaH, reacţionează cu apa exact în acelaşi mod. Ionul de sodiu este doar hidratat, iar ionul de hidrură reacţionează cu o moleculă de apă:

Ca urmare, hidroxidul de sodiu rămâne în soluție.
Ecuația ionică pentru această reacție

NaH cr + H20 = Na aq+OH aq+H2,

iar ecuația „moleculară” este NaH cr + H 2 O = NaOH p + H 2.

b) Substanţe cu o legătură metalică

Ca exemplu, luați în considerare interacțiunea sodiului cu apa.

În diagrame, o curbă cu jumătate de săgeată înseamnă transferul sau mișcarea unui electron

Atomul de sodiu tinde să doneze singurul său electron de valență. Odată ajuns în apă, îl dă ușor atomului de hidrogen al moleculei de apă (există un + semnificativ pe ea) și se transformă într-un cation de sodiu (Na). Atomul de hidrogen, după ce a primit un electron, devine neutru (H · ) și nu mai poate susține o pereche de electroni care o leagă de un atom de oxigen (amintiți-vă de principiul Pauli). Această pereche de electroni trece complet la atomul de oxigen (în molecula de apă era deja deplasată spre el, dar doar parțial). Atomul de oxigen capătă o sarcină formală A, legătura dintre atomii de hidrogen și oxigen se rupe și se formează un ion hidroxid (О–Н).
Soarta particulelor rezultate este diferită: ionul de sodiu interacționează cu alte molecule de apă și, în mod natural, este hidratat

la fel ca ionul de sodiu, ionul de hidroxid este hidratat, iar atomul de hidrogen, „așteptând” apariția unui alt atom de hidrogen similar, formează cu el o moleculă de hidrogen 2H · \u003d H 2.
Datorită nepolarității moleculelor sale, hidrogenul este practic insolubil în apă și este eliberat din soluție sub formă de gaz. Ecuația ionică pentru această reacție

2Na cr + 2H20 = 2Na aq+ 2OH aq+H2

un „molecular” –

2Na cr + 2H 2 O \u003d 2NaOH p + H 2

La fel ca sodiul, Li, K, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba reacționează violent cu apa la temperatura camerei. Când este încălzit, Mg reacționează cu acesta, precum și cu alte metale.

c) Substanţe cu legături covalente

Dintre substanțele cu legături covalente cu apa, numai acele substanțe pot reacționa
a) legăturile în care sunt foarte polare, ceea ce conferă acestor substanțe o oarecare asemănare cu compușii ionici sau
b) care includ atomi care au o tendință foarte mare de a atașa electroni.
Astfel, nu reacţionează cu apa şi sunt insolubile în ea (sau foarte puţin solubile):
a) diamant, grafit, siliciu, fosfor roșu și alte substanțe simple nemoleculare;
b) dioxid de siliciu, carbură de siliciu și alte substanțe complexe nemoleculare;
c) metan, heptan și alte substanțe moleculare cu legături de polaritate scăzută;
d) hidrogen, sulf, fosfor alb și alte substanțe moleculare simple, atomii cărora nu sunt foarte înclinați să accepte electroni, precum și azotul, ale căror molecule sunt foarte puternice.
De cea mai mare importanță este interacțiunea cu apa a oxizilor, hidrurilor și hidroxizilor moleculari și a substanțelor simple - halogenii.
Cum reacţionează oxizii moleculari cu apa, ne vom uita la exemplul trioxidului de sulf:

În detrimentul uneia dintre perechile singure de electroni ale atomului de oxigen, molecula de apă atacă atomul de sulf încărcat pozitiv (+) și îl unește cu legătura O–S, iar pe atomul de oxigen ia naștere o sarcină formală B. a primit electroni suplimentari, atomul de sulf încetează să mai dețină o pereche de electroni a uneia dintre legăturile -, care trece complet la atomul de oxigen corespunzător, pe care din acest motiv ia naștere o sarcină formală A. Atunci perechea de electroni a acestui atom de oxigen este acceptat de unul dintre atomii de hidrogen care făceau parte din molecula de apă, care trece astfel de la un atom de oxigen la altul. Ca rezultat, se formează o moleculă de acid sulfuric. Ecuația reacției:

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4.

În mod similar, dar ceva mai dificil, N 2 O 5 , P 4 O 10 și alți oxizi moleculari reacţionează cu apa. Toți sunt oxizi acizi.
N2O5 + H2O \u003d 2HNO3;
P 4 O 10 + 6H 2 O \u003d 4H 3 PO 4.

În toate aceste reacții se formează acizi care, în prezența unui exces de apă, reacţionează cu aceasta. Dar, înainte de a lua în considerare mecanismul acestor reacții, să vedem cum reacționează cu apa clorura de hidrogen, o substanță moleculară cu legături covalente puternic polare între atomii de hidrogen și clor:

O moleculă de clorură de hidrogen polară, odată ajunsă în apă, se orientează așa cum se arată în diagramă (se atrag sarcinile opuse ale dipolilor). Învelișul de electroni rarefiat din cauza polarizării (1 s-EO) al unui atom de hidrogen acceptă o pereche singură sp 3-electroni hibrizi ai atomului de oxigen, iar hidrogenul se alătură moleculei de apă, dând complet atomului de clor o pereche de electroni care leagă acești atomi în molecula de clorură de hidrogen. Ca rezultat, atomul de clor se transformă într-un ion de clorură, iar molecula de apă într-un ion de oxoniu. Ecuația reacției:

HCl g + H2O \u003d H3O aq+Cl aq .

La temperaturi scăzute, clorură de oxoniu cristalin (H 3 O) Cl ( t pl = –15 °С).

Interacțiunea HCl și H 2 O poate fi imaginată într-un alt mod:

adică ca urmare a transferului unui proton de la o moleculă de clorură de hidrogen la o moleculă de apă. Prin urmare, este o reacție acido-bazică.
În mod similar, acidul azotic interacționează cu apa

care poate fi reprezentat și ca transfer de protoni:

Acizii, în moleculele cărora se află mai mulți hidroxili (grupe OH), reacționează cu apa în mai multe etape (în trepte). Un exemplu este acidul sulfuric.

Cel de-al doilea proton este despărțit mult mai dificil decât primul, așa că a doua etapă a acestui proces este reversibilă. Comparând mărimea și distribuția sarcinilor dintr-o moleculă de acid sulfuric și dintr-un ion hidrosulfat, încercați să explicați singur acest fenomen.
La răcire, substanțele individuale pot fi izolate din soluții de acid sulfuric: (H 3 O) HSO 4 (t pl \u003d 8,5 ° С) și (H 3 O) 2 SO 4 (t pl \u003d - 40 ° С).
Se numesc anioni formați din molecule acide după extracția unuia sau mai multor protoni reziduuri acide.
Dintre substanţele moleculare simple, numai F 2 , Cl 2 , Br 2 şi, într-o măsură extrem de mică, I 2 reacţionează cu apa în condiţii normale. Fluorul reacționează violent cu apa, oxidând-o complet:

2F 2 + H 2 O \u003d 2HF + OF 2.

Au loc și alte reacții.
Mult mai importantă este reacția clorului cu apa. Deținând o înclinație mare de a atașa electroni (energia molară a afinității electronice a atomului de clor este de 349 kJ/mol), atomii de clor îl rețin parțial și în moleculă (energia molară a afinității electronice a moleculei de clor este de 230). kJ/mol). Prin urmare, la dizolvare, moleculele de clor sunt hidratate, atrăgând atomii de oxigen ai moleculelor de apă la ei înșiși. La unii dintre acești atomi de oxigen, atomii de clor pot accepta o singură pereche de electroni. Următoarele sunt prezentate în diagrama mecanismului:

Ecuația generală pentru această reacție

CI2 + 2H2O \u003d HClO + H3O + Cl.

Dar reacția este reversibilă, deci se stabilește un echilibru:

CI2 + 2H2O HCIO + H30 + CI.

Soluția rezultată se numește „apă cu clor”. Datorită prezenței acidului hipocloros în el, are proprietăți oxidante puternice și este folosit ca albitor și dezinfectant.
Reținând că Cl și H 3 O se formează în timpul interacțiunii ("dizolvarea") clorurii de hidrogen în apă, putem scrie ecuația "moleculară":

CI2 + H2O HCIO p + HCI p.

Bromul reacționează în mod similar cu apa, doar echilibrul în acest caz este puternic deplasat spre stânga. Iodul practic nu reacționează cu apa.

Pentru a ne imagina măsura în care clorul și bromul se dizolvă fizic în apă și în ce măsură reacționează cu ele, folosim caracteristicile cantitative ale solubilității și echilibrului chimic.

Fracția molară de clor într-o soluție apoasă saturată la 20 ° C și presiunea atmosferică este de 0,0018, adică pentru fiecare 1000 de molecule de apă există aproximativ 2 molecule de clor. Pentru comparație, într-o soluție de azot saturată în aceleași condiții, fracția molară de azot este de 0,000012, adică o moleculă de azot reprezintă aproximativ 100.000 de molecule de apă. Și pentru a obține o soluție de acid clorhidric saturat în aceleași condiții, pentru fiecare 100 de molecule de apă, trebuie să luați aproximativ 35 de molecule de acid clorhidric. Din aceasta putem concluziona că clorul, deși este solubil în apă, este nesemnificativ. Solubilitatea bromului este puțin mai mare - aproximativ 4 molecule la 1000 de molecule de apă.

5. Dați ecuațiile de reacție care fac posibilă efectuarea următoarelor transformări:

11.5. Hidratează cristalele

Odată cu dizolvarea chimică a substanțelor ionice, are loc hidratarea ionilor care trec în soluție. Atât cationii, cât și anionii sunt hidratați. De regulă, cationii hidratați sunt mai puternici decât anionii, iar cationii simpli hidratați sunt mai puternici decât cei complecși. Acest lucru se datorează faptului că cationii simpli au orbitali de valență liberi, care pot accepta parțial perechi de electroni neîmpărțiți de atomi de oxigen care formează moleculele de apă.
Când se încearcă izolarea substanței inițiale din soluție prin îndepărtarea apei, adesea nu reușește să o obțină. De exemplu, dacă dizolvăm sulfat de cupru incolor CuSO 4 în apă, obținem o soluție albastră, care îi este dată de ionii de cupru hidratați:

După evaporarea soluției (îndepărtarea apei) și răcire, din aceasta se vor evidenția cristale albastre, având compoziția CuSO 4 5H 2 O (punctul dintre formulele de sulfat de cupru și apă înseamnă că pentru fiecare formulă de unitate de sulfat de cupru există este numărul de molecule de apă indicat în formulă). Sulfatul de cupru original poate fi obținut din acest compus prin încălzirea acestuia la 250 ° C. În acest caz, reacția are loc:

CuSO 4 5H 2 O \u003d CuSO 4 + 5H 2 O.

Un studiu al structurii cristalelor de CuSO 4 5H 2 O a arătat că în unitatea sa de formulă patru molecule de apă sunt asociate cu un atom de cupru, iar a cincea cu ioni de sulfat. Astfel, formula acestei substanțe este SO 4 H 2 O și se numește tetraaquacopper(II) sulfat monohidrat, sau pur și simplu „sulfat de cupru”.
Patru molecule de apă legate de un atom de cupru sunt restul învelișului de hidratare al ionului Cu 2 aq, iar a cincea moleculă de apă este restul învelișului de hidratare al ionului sulfat.
O structură similară are compusul SO 4 H 2 O - sulfat de fier hexaaqua monohidrat (II) sau „vitriol de fier”.
Alte exemple:
Cl este clorură de hexaacvacalciu;
Cl 2 - clorură de hexaacvamagneziu.
Acestea și substanțele similare sunt numite hidraţii cristalini, și apa pe care o conțin apa de cristalizare.
Adesea, structura hidratului cristalin este necunoscută sau nu poate fi exprimată prin formule convenționale. În aceste cazuri, „formulele punctate” menționate mai sus și denumirile simplificate sunt folosite pentru hidrații cristalini, de exemplu:
CuSO 4 5H 2 O - sulfat de cupru pentahidrat;
Na2CO310H20 - carbonat de sodiu decahidrat;
AlCl 3 6H 2 O - clorură de aluminiu hexahidrat.

Când se formează hidrați cristalini din materiile prime și apă, legăturile O-H nu se rupe în moleculele de apă.

Dacă apa de cristalizare este reținută în hidratul de cristal prin legături intermoleculare slabe, atunci este ușor îndepărtată atunci când este încălzită:
Na 2 CO 3 10H 2 O \u003d Na 2 CO 3 + 10H 2 O (la 120 ° C);
K 2 SO 3 2H 2 O \u003d K 2 SO 3 + 2H 2 O (la 200 ° C);
CaCl 2 6H 2 O \u003d CaCl 2 + 6H 2 O (la 250 ° C).

Dacă, într-un hidrat cristalin, legăturile dintre moleculele de apă și alte particule sunt aproape chimice, atunci un astfel de hidrat cristalin fie se deshidratează (pierde apă) la o temperatură mai ridicată, de exemplu:
Al 2 (SO 4 ) 3 18H 2 O \u003d Al 2 (SO 4 ) 3 + 18H 2 O (la 420 ° C);
СoSO 4 7H 2 O \u003d CoSO 4 + 7H 2 O (la 410 ° C);

sau, atunci când este încălzit, se descompune pentru a forma alte substanțe chimice, cum ar fi:
2 (FeCl 3 6H 2 O) \u003d Fe 2 O 3 + 6HCl + 9H 2 O (peste 250 ° C);
2 (AlCl 3 6H 2 O) \u003d Al 2 O 3 + 6HCl + 9H 2 O (200 - 450 ° C).

Astfel, interacțiunea substanțelor anhidre care formează hidrați cristalini cu apa poate fi fie o dizolvare chimică, fie o reacție chimică.

HIDRATE DE CRISTAL
Se determină fracția de masă a apei în a) sulfat de cupru pentahidrat, b) hidroxid de sodiu dihidrat, c) KAl (SO 4) 2 12H 2 O (alaun de potasiu).
2. Determinați compoziția hidratului cristalin de sulfat de magneziu dacă fracția de masă a apei din acesta este de 51,2%. 3. Care este masa de apă eliberată în timpul calcinării sulfatului de sodiu decahidrat (Na 2 SO 4 10H 2 O) cântărind 644 g?
4. Câtă clorură de calciu anhidră se poate obține prin calcinarea a 329 g de clorură de calciu hexahidrat?
5. Sulfat de calciu dihidrat CaSO 4 2H 2 O își pierde 3/4 din apă atunci când este încălzit la 150 ° C. Faceți o formulă pentru hidratul cristalin rezultat (alabastru) și notați ecuația pentru transformarea gipsului în alabastru.
6. Determinați masa vitriol albastruși apă, care trebuie luată pentru a prepara 10 kg dintr-o soluție 5% de sulfat de cupru.
7. Se determină fracția de masă a sulfatului de fier (II) în soluția obținută prin amestecarea a 100 g de sulfat feros (FeSO 4 7H 2 O) cu 9900 g de apă.
Obținerea și descompunerea hidraților cristalini.

Apă- cel mai răspândit compus de pe planeta noastră. Acoperă 4/5 din întreaga suprafață a Pământului. Acesta este singurul compus unic care poate fi în 3 stări diferite de agregare: gheață, apă și abur.

Apa joacă un rol important nu numai în industrie, ci și în viața fiecărei persoane. Se știe că fără mâncare o persoană poate trăi o lună, dar fără apă nu va trăi nici măcar o săptămână.

Apa curata nu exista in natura, exista intotdeauna impuritati. Pentru a curăța acești contaminanți, se utilizează procesul de distilare, distilare, așa că puteți găsi adesea sintagma „apă distilată”,

Apă nu are miros, culoare și gust.

Proprietățile chimice ale apei.

Apa este un compus chimic. Legătura este covalentă.

Apa servește ca un solvent excelent pentru multe substanțe datorită momentului său dipol semnificativ. Procesul de dizolvare se numește hidratare, iar acele substanțe care intră în reacții de hidratare sunt cel mai adesea electroliți (conduc curentul electric).

1. Reacții acido-bazice. Apa este amfoteră, deci poate reacționa cu acizi și baze:

BaO + H 2 O \u003d Ba (OH) 2,

N 2 O 5 + H 2 O \u003d 2HNO 3.

2. Apa reacționează cu aproape toate sărurile, formând hidrați:

CaCl 2 + 6 H 2 O = CaCl2 6H2 O.

3. Apa oxidează metalele din seria de tensiune la staniu. cu metale alcaline ( N / A, Li, K) reactioneaza violent:

2 K + H 2 O =2 KOH + H 2 .

Cu metale mai puțin active, apa reacționează atunci când este încălzită:

Ca + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 2.

Apa (oxid de hidrogen)- o substanta chimica sub forma unui lichid transparent care nu are culoare (in volum mic), miros si gust. Formula chimica: H 2 O. In stare solida se numeste gheata, zapada sau bruma, iar in stare gazoasa se numeste vapori de apa. Aproximativ 71% din suprafața Pământului este acoperită cu apă (oceane, mări, lacuri, râuri, gheață). În condiții naturale, conține întotdeauna substanțe dizolvate (săruri, gaze).

Este de o importanță cheie în crearea și menținerea vieții pe Pământ, în structura chimică a organismelor vii, în formarea climei și a vremii. Este cel mai important nutrient pentru toate ființele vii de pe planeta Pământ.

Proprietăți fizice

În condiții atmosferice normale, păstrează o stare lichidă de agregare, în timp ce compușii similari cu hidrogen sunt gaze. Acest lucru se datorează caracteristicilor speciale ale atomilor constitutivi ai moleculei și prezenței legăturilor între ei. Atomii de hidrogen sunt atașați de atomul de oxigen la un unghi de 104,45°, iar această configurație este strict conservată. Datorită diferenței mari de electronegativitate a atomilor de hidrogen și oxigen, norii de electroni sunt puternic deplasați către oxigen. Din acest motiv, molecula de apă este un dipol activ, unde partea de oxigen este negativă, iar partea de hidrogen este pozitivă. Drept urmare, moleculele de apă sunt atrase de polii lor opuși și formează legături polare, care necesită multă energie pentru a se rupe. Ca parte a fiecărei molecule, ionul de hidrogen (protonul) nu are straturi interne de electroni și are dimensiuni mici, drept urmare poate pătrunde în învelișul de electroni al unui atom de oxigen polarizat negativ al unei molecule învecinate, formând o legătură de hidrogen. cu o altă moleculă. Fiecare moleculă este conectată la alte patru prin legături de hidrogen - două dintre ele formează un atom de oxigen și doi atomi de hidrogen. Combinația acestor legături între moleculele de apă - polar și hidrogen - determină punctul de fierbere foarte ridicat al acesteia și căldura specifică de vaporizare. Ca urmare a acestor legături, în mediul acvatic ia naștere o presiune de 15-20 mii de atmosfere, ceea ce explică motivul dificultății de comprimare a apei, astfel încât la creșterea presiunii atmosferice cu 1 bar, apa este comprimată cu 0,00005 din ea. volumul initial.

Apa are, de asemenea, cea mai mare tensiune superficială dintre lichide, a doua după mercur. Vâscozitatea relativ mare a apei se datorează faptului că legăturile de hidrogen împiedică moleculele de apă să se deplaseze la viteze diferite.

Din motive similare, apa este un bun solvent pentru substanțele polare. Fiecare moleculă de solut este înconjurată de molecule de apă, iar părțile încărcate pozitiv ale moleculei de dizolvat atrag atomii de oxigen, iar părțile încărcate negativ atrag atomii de hidrogen. Deoarece molecula de apă este mică, multe molecule de apă pot înconjura fiecare moleculă de dizolvat. Această proprietate a apei este folosită de ființele vii. Într-o celulă vie și în spațiul intercelular, interacționează soluțiile diferitelor substanțe din apă. Apa este necesară pentru viața tuturor ființelor vii unicelulare și multicelulare de pe Pământ, fără excepție.

Proprietăți chimice

Apa este o substanță destul de activă din punct de vedere chimic. Moleculele de apă puternic polare solvat ionii și moleculele, formează hidrați și hidrați cristalini. Solvoliza, și în special hidroliza, are loc în natura animată și neînsuflețită și este utilizată pe scară largă în industria chimică.

Apa reactioneaza la temperatura camerei:

• cu metale active (sodiu, potasiu, calciu, bariu etc.);
• cu halogeni (fluor, clor) și compuși interhalogeni;
• cu săruri formate dintr-un acid slab și o bază slabă, determinând hidroliza lor completă;
• cu anhidride și halogenuri ale acizilor carboxilici și anorganici;
• cu compuși organometalici activi (dietilzinc, reactivi Grignard, metil sodiu etc.);
• cu carburi, nitruri, fosfuri, siliciuri, hidruri ale metalelor active (calciu, sodiu, litiu etc.);
• cu multe săruri, formând hidrați;
• cu borani, silani;
• cu cetene, suboxid de carbon;
• cu fluoruri de gaze nobile.

Apa reacționează când este încălzită:

• cu fier, magneziu;
• cu cărbune, metan;
• cu unele halogenuri de alchil.

Apa reacţionează în prezenţa unui catalizator:

• cu amide, esteri ai acizilor carboxilici;
• cu acetilenă și alte alchine;
• cu alchene;
• cu nitrili.

Apă și sport

Sportivii trebuie să bea lichide, dar exact câtă apă ar trebui să consume?

Cantitatea de apă sau alt lichid de care aveți nevoie înainte, în timpul și după exercițiu depinde în mare măsură de intensitatea și durata exercițiului. Dar există și alți factori, cum ar fi temperatura aerului, umiditatea, altitudinea și chiar propria ta fiziologie. Toate acestea pot afecta cantitatea de apă de care aveți nevoie în timpul antrenamentului.

Câtă apă trebuie consumată zilnic?

Dacă faci sport în mod regulat, atunci probabil că va trebui să bei jumătate până la o uncie plină de apă (sau alt lichid) pentru fiecare kilogram de greutate corporală pe zi.

Pentru a determina intervalul necesar de apă de bază, utilizați următoarea formulă:

Sfârșitul inferior al intervalului = greutatea corporală (kg) x 0,5 = (uncii lichide/zi)
Limită superioară = greutatea corporală (kg) x 1 = (uncii lichide/zi)

Când să bei apă în timp ce faci sport?

Începeți-vă ziua cu un pahar mare de apă în fiecare dimineață, indiferent dacă veți face mișcare sau vă relaxați. În timpul zilelor de antrenament, se aplică următorul program, care este eficient pentru majoritatea sportivilor:

1. Înainte de exercițiu
   Bea două-trei căni de apă cu două ore înainte de antrenament. Cântărește-te chiar înainte de a începe exercițiile.
2. În timpul unui antrenament
   Bea o cană de apă la fiecare 15 minute.
3. După exercițiu
   Cântărește-te imediat după antrenament.
   Bea două până la trei căni de apă pentru fiecare kilogram de greutate corporală pe care îl slăbești în timpul exercițiilor fizice.

Câtă apă trebuie consumată în timpul antrenamentului de forță?

Dacă antrenamentul durează mai mult de 90 de minute la intensitate moderată până la mare, trebuie să consumi mai mult decât apă. Trebuie să vă umpleți rezervele de glicogen cu carbohidrați simpli. Băuturile pentru sport sunt cele mai multe într-un mod simplu obţinerea energiei necesare. Pentru antrenamente mai lungi, alegeți băuturi între 60 și 100 de calorii pe opt uncii și consumați opt până la zece grame la fiecare 15 până la 30 de minute.

Pentru cei care sunt în condiții extreme electroliții vor trebui înlocuiți în trei, patru sau cinci ore. Băuturile sportive complexe și alimentele de specialitate vor contribui la furnizarea corpului cu caloriile și electroliții de care are nevoie pentru a continua.

• În medie, corpul plantelor și animalelor conține mai mult de 50% apă.
• Compoziția mantalei Pământului conține de 10-12 ori mai multă apă decât cantitatea de apă din oceane.
• Cu o adâncime medie de 3,6 km, Oceanul Mondial acoperă aproximativ 71% din suprafața planetei și conține 97,6% din rezervele de apă libere cunoscute ale lumii.
• Dacă nu ar exista depresiuni și umflături pe Pământ, apa ar acoperi întregul Pământ, iar grosimea lui ar fi de 3 km.
• Dacă toți ghețarii s-ar topi, atunci nivelul apei de pe Pământ ar crește cu 64 m și aproximativ 1/8 din suprafața pământului ar fi inundată cu apă.
• Apa de mare, cu salinitatea sa obișnuită de 35 ‰, îngheață la o temperatură de -1,91 ° C.
• Uneori, apa îngheață la o temperatură pozitivă.
• În anumite condiții (în interiorul nanotuburilor), moleculele de apă formează o nouă stare în care își păstrează capacitatea de a curge chiar și la temperaturi apropiate de zero absolut.
• Apa reflectă 5% din razele soarelui, în timp ce zăpada reflectă aproximativ 85%. Doar 2% din lumina soarelui pătrunde sub gheața oceanului.
• Culoarea albastră a apei limpede din ocean se datorează absorbției selective și împrăștierii luminii în apă.
• Cu ajutorul picăturilor de apă de la robinete, puteți crea o tensiune de până la 10 kilovolți, experimentul se numește „Kelvin Dropper”.
• Există următoarea zicală folosind formula apei - H2O: „My boots of that - pass H2O”. În loc de cizme, în zicală pot fi implicați și alți pantofi găuriți.
• Apa este una dintre puținele substanțe din natură care se extind în timpul trecerii de la o fază lichidă la una solidă (pe lângă apă, bismut, galiu, germaniu și unii compuși și amestecuri au această proprietate).
• Apa și vaporii de apă ard într-o atmosferă de fluor. Amestecuri de vapori de apă cu fluor în concentrații explozive sunt explozive. Ca rezultat al acestei reacții, se formează fluorura de hidrogen și oxigenul elementar.

TINE MINTE!!!

Metale alcaline - acesta este grupul I, A - subgrupul principal - Li, N / A, K, rb, Cs, pr

metale alcalino-pământoase - acesta este grupul II, A - subgrupul principal (Be, Mg nu aparțin) - Ca, sr, Ba, Ra

n eu

Fundamente Eu (OH) n

OH - grupare hidroxil, cu valență (I)

alcalii sunt baze solubile în apă (vezi TABELUL DE SOLUBILITATE)

eu n

acizi sunt substante complexe formula generala H n (KO)

(KO) - reziduu acid

V-VII

oxid acid – non-Me x O yși Eu x O y

I, II

Oxizii bazici – Eu x O y

eu. Interacțiunea apei cu metalele.

În funcție de activitatea metalului, reacția se desfășoară la diverse conditiiși se formează diferite produse.

1). Interacțiunea cu cele mai active metale stând în sistemul periodic în Grupele I A și I I A (metale alcaline și alcalino-pământoase) și aluminiu . În seria de activități, aceste metale sunt situate până la aluminiu (inclusiv)

Reacția se desfășoară în condiții normale, cu formarea de alcali și hidrogen.

eu eu

2Li + 2 H 2 O \u003d 2 Li OH + H 2

hidroxid de HOH

litiu

I II

Ba + 2 H 2 O \u003d Ba (OH) 2 + H 2

2 Al + 6 H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 + 3 H 2

hidroxid

aluminiu

OH este o grupare hidroxo, este întotdeauna monovalentă

CONCLUZIE - metale active - Li, N / A, K, rb, Cs, fr, Ca, sr, Ba, Ra + Al - reacționează așa

Me + H 2 O \u003d Me (OH) n + H 2( R. substituţie) Baza

2) Interacțiune cu metale mai puțin active, care se află în seria de activitate de la aluminiu la hidrogen.

Reacția are loc numai cu apă vaporoasă, adică când este încălzită.

În acest caz, se formează un oxid al acestui metal și hidrogen.

I II I

Fe + H 2 O \u003d FeO + H 2 (are loc o reacție de substituție)

oxid

glandă

Ni + H 2 O \u003d NiO + H 2

(Valența unui metal poate fi determinată cu ușurință de seria de activitate a metalelor, există o valoare deasupra simbolului lor, de exemplu +2, ceea ce înseamnă că valența acestui metal este 2).

CONCLUZIE - metale cu activitate medie, situate în seria de activitate până la (Н 2) - fi, mg, Fe, Pb, cr, nu, Mn, Zn - reacționează astfel

3) Metalele din seria de activitate după hidrogen nu reacţionează cu apa.

Cu + H2O = nicio reacție

eu eu. Interacțiunea cu oxizii (bazici și acizi)

Doar acei oxizi interacționează cu apa, care, atunci când interacționează cu apa, dau un produs solubil în apă (acid sau alcalin).

unu). Interacțiunea cu oxizii bazici.

Doar oxizii bazici ai metalelor active interactioneaza cu apa, care se afla in grupele I A si I I A, cu exceptia Be si Mg (alumina nu reactioneaza, deoarece este amfoter). Reacția se desfășoară în condiții normale și se formează numai alcali.

I II

Na 2 O + H 2 O \u003d 2 NaOHBaO + H 2 O \u003d Ba (OH) 2 (reacția compusă are loc)

2) Interacțiunea oxizilor acizi cu apa.

Toți oxizii acizi reacţionează cu apa. Singura excepție este SiO2.

Aceasta produce acizi. În toți acizii, hidrogenul este pe primul loc, deci ecuația reacției se scrie după cum urmează:

SO 3 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 P 2 O 5 + H 2 O \u003d 2 HPO 3

SO 3 rece

+H2O P2O5

H2SO4 + H2O

H2P2O6

P 2 O 5 +3 H 2 O \u003d 2 H 3 PO 4

Fierbinte

P2O5

+ H 6 O 3

H6P2O8

Notă că, în funcţie de temperatura apei, la interacţiunea cu P 2 O 5 se formează diferiţi produşi.

IVInteracțiunea apei cnemetale

Exemple: Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO

C + H 2 O \u003d CO + H 2

gaz de cărbune

Si + 2H 2 O \u003d SiO 2 + 2H 2.

Apa (oxidul de hidrogen) este un compus anorganic binar cu formula chimică H 2 O. Molecula de apă este formată din doi atomi de hidrogen și unul de oxigen, care sunt interconectați printr-o legătură covalentă.

Apă oxigenată.

Proprietati fizice si chimice

Proprietățile fizice și chimice ale apei sunt determinate de structura chimică, electronică și spațială a moleculelor de H 2 O.

Atomii de H şi O din molecula de H 2 0 se află în stările lor stabile de oxidare, respectiv +1 şi -2; prin urmare, apa nu prezintă proprietăți oxidante sau reducătoare pronunțate. Vă rugăm să rețineți: în hidrurile metalice, hidrogenul se află în starea de oxidare -1.

Molecula de H 2 O are o structură unghiulară. Legături H-O foarte polar. Există o sarcină negativă în exces pe atomul de O și sarcini pozitive în exces pe atomii de H. În general, molecula de H 2 O este polară, adică. dipol. Aceasta explică faptul că apa este un bun solvent pentru substanțele ionice și polare.

Prezența sarcinilor în exces pe atomii de H și O, precum și a perechilor de electroni neîmpărțiți la atomii de O, determină formarea de legături de hidrogen între moleculele de apă, în urma cărora acestea sunt combinate în asociații. Existența acestor asociați explică valorile anormal de mari ale mp. etc kip. apă.

Odată cu formarea legăturilor de hidrogen, rezultatul influenței reciproce a moleculelor de H 2 O unul asupra celuilalt este autoionizarea lor:
într-o moleculă există o rupere heterolitică a polarului Conexiuni O-N, iar protonul eliberat se alătură atomului de oxigen al altei molecule. Ionul hidroxoniu rezultat H 3 O + este în esență un ion de hidrogen hidratat H + H 2 O, prin urmare, ecuația de autoionizare a apei este simplificată după cum urmează:

H 2 O ↔ H + + OH -

Constanta de disociere a apei este extrem de mică:

Aceasta indică faptul că apa se disociază foarte puțin în ioni și, prin urmare, concentrația moleculelor de H 2 O nedisociate este aproape constantă:

LA apă curată[H +] \u003d [OH -] \u003d 10 -7 mol / l. Aceasta înseamnă că apa este un electrolit amfoter foarte slab care nu prezintă nici proprietăți acide, nici bazice într-un grad vizibil.
Cu toate acestea, apa are un efect ionizant puternic asupra electroliților dizolvați în ea. Sub acțiunea dipolilor de apă, legăturile covalente polare din moleculele de substanțe dizolvate se transformă în ionice, ionii sunt hidratați, legăturile dintre ei sunt slăbite, rezultând disocierea electrolitică. De exemplu:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -

(electrolit puternic)

(sau excluzând hidratarea: HCl → H + + Cl -)

CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (electrolit slab)

(sau CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)

Conform teoriei Bronsted-Lowry a acizilor și bazelor, în aceste procese, apa prezintă proprietățile unei baze (acceptor de protoni). Conform aceleiași teorii, apa acționează ca un acid (donator de protoni) în reacții, de exemplu, cu amoniacul și aminele:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -

CH 3 NH 2 + H 2 O ↔ CH 3 NH 3 + + OH -

Reacții redox care implică apă

I. Reacţii în care apa joacă rolul de agent oxidant

Aceste reacții sunt posibile numai cu agenți reducători puternici, care sunt capabili să reducă ionii de hidrogen care fac parte din moleculele de apă pentru a elibera hidrogen.

1) Interacțiunea cu metalele

a) În condiții normale, H 2 O interacționează numai cu alcalii. și alcalino-pământoase. metale:

2Na + 2H + 2 O \u003d 2NaOH + H 0 2

Ca + 2H + 2 O \u003d Ca (OH) 2 + H 0 2

b) La temperaturi ridicate, H 2 O reacționează și cu alte metale, de exemplu:

Mg + 2H + 2 O \u003d Mg (OH) 2 + H 0 2

3Fe + 4H + 2 O \u003d Fe 2 O 4 + 4H 0 2

c) Al și Zn înlocuiesc H 2 din apă în prezența alcaline:

2Al + 6H + 2 O + 2NaOH \u003d 2Na + 3H 0 2

2) Interacțiune cu nemetale cu EO scăzut (reacțiile apar în condiții dure)

C + H + 2 O \u003d CO + H 0 2 ("gaz de apă")

2P + 6H + 2 O \u003d 2HPO 3 + 5H 0 2

În prezența alcalinelor, siliciul înlocuiește hidrogenul din apă:

Si + H + 2 O + 2NaOH \u003d Na 2 SiO 3 + 2H 0 2

3) Interacțiunea cu hidruri metalice

NaH + H + 2 O \u003d NaOH + H 0 2

CaH 2 + 2H + 2 O \u003d Ca (OH) 2 + 2H 0 2

4) Interacțiunea cu monoxidul de carbon și metanul

CO + H + 2 O \u003d CO 2 + H 0 2

2CH 4 + O 2 + 2H + 2 O \u003d 2CO 2 + 6H 0 2

Reacțiile sunt folosite în industrie pentru a produce hidrogen.

II. Reacții în care apa acționează ca agent reducător

Aceste reacții sunt posibile numai cu agenți oxidanți foarte puternici care sunt capabili să oxideze oxigenul CO CO -2, care face parte din apă, pentru a elibera oxigenul O 2 sau la anioni peroxid 2-. Într-un caz excepțional (în reacție cu F 2), cu c o se formează oxigen. +2.

1) Interacțiunea cu fluorul

2F 2 + 2H 2 O -2 \u003d O 0 2 + 4HF

2F 2 + H 2 O -2 \u003d O +2 F 2 + 2HF

2) Interacțiunea cu oxigenul atomic

H 2 O -2 + O \u003d H 2 O - 2

3) Interacțiunea cu clorul

La T mare, are loc o reacție reversibilă

2Cl 2 + 2H 2 O -2 \u003d O 0 2 + 4HCl

III. Reacții de oxidare intramoleculară - reducerea apei.

Sub influenta curent electric sau la temperatură ridicată, apa poate fi descompusă în hidrogen și oxigen:

2H + 2 O -2 \u003d 2H 0 2 + O 0 2

Descompunerea termică este un proces reversibil; gradul de descompunere termică a apei este scăzut.

Reacții de hidratare

I. Hidratarea ionilor. Ionii formați în timpul disocierii electroliților în soluții apoase atașează un anumit număr de molecule de apă și există sub formă de ioni hidratați. Se formează unii ioni legături puternice cu molecule de apă că hidrații lor pot exista nu numai în soluție, ci și în stare solidă. Astfel se explică formarea hidraților cristalini precum CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7H 2 O etc., precum și a complexelor acvatice: CI 3 , Br 4 etc.

II. Hidratarea oxizilor

III. Hidratarea compușilor organici care conțin legături multiple

Reacții de hidroliză

I. Hidroliza sărurilor

Hidroliza reversibilă:

a) după cationul de sare

Fe 3+ + H 2 O \u003d FeOH 2+ + H +; (mediu acid. pH

b) prin anion de sare

CO32- + H2O \u003d HCO3- + OH-; (mediu alcalin. pH > 7)

c) prin cation şi prin anionul sării

NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O \u003d NH 4 OH + CH 3 COOH (mediu apropiat de neutru)

Hidroliza ireversibilă:

Al 2 S 3 + 6H 2 O \u003d 2Al (OH) 3 ↓ + 3H 2 S

II. Hidroliza carburilor metalice

Al 4 C 3 + 12H 2 O \u003d 4Al (OH) 3 ↓ + 3CH 4 netan

CaC 2 + 2H 2 O \u003d Ca (OH) 2 + C 2 H 2 acetilenă

III. Hidroliza siliciurilor, nitrururilor, fosfurilor

Mg 2 Si + 4H 2 O \u003d 2Mg (OH) 2 ↓ + SiH 4 silan

Ca 3 N 2 + 6H 2 O \u003d ZCa (OH) 2 + 2NH 3 amoniac

Cu 3 P 2 + 6H 2 O \u003d ZCu (OH) 2 + 2PH 3 fosfină

IV. Hidroliza halogenilor

Cl 2 + H 2 O \u003d HCl + HClO

Br 2 + H 2 O \u003d HBr + HBrO

V. Hidroliza compuşilor organici

Clase de substanțe organice	Produse de hidroliză (organice)
Halogenalcani (halogenuri de alchil)
Halogenuri de arii
Dihaloalcani	Aldehide sau cetone
Alcooliți metalici
Halogenuri de acid carboxilic	acizi carboxilici
Anhidride ale acizilor carboxilici	acizi carboxilici
Esteri ai acizilor carboxilici	Acizi carboxilici și alcooli
	Glicerina și acizii carboxilici superiori
Di- și polizaharide	Monozaharide
Peptide și proteine	α-aminoacizi
Acizi nucleici