ЗАПОМНИТЕ!!!
Щелочные металлы – это I группа, А - главная подгруппа – Li , Na , K , Rb , Cs , Fr
Щелочно-земельные металлы – это II группа, А – главная подгруппа (Be , Mg не относятся) – Ca , Sr , Ba , Ra
n I
Основания Ме(ОН) n
ОН – гидроксильная группа, с валентностью (I )
Щёлочи – это растворимые в воде основания (см. ТАБЛИЦУ РАСТВОРИМОСТИ)
I n
Кислоты – это сложные вещества с общей формулой Н n (КО)
(КО) – кислотный остаток
V - VII
Кислотный оксид – неМе х О у иМе х О у
I, II
Основные оксиды – Ме х О у
I. Взаимодействие воды с металлами.
В зависимости от активности металла, реакция протекает при различных условиях и образуются разные продукты.
1). Взаимодействие с самыми активными металлами , стоящими в периодической системе в I А иI I А группах (щелочные и щелочно-земельные металлы) и алюминий . В ряду активности эти металлы расположены до алюминия (включительно)
Реакция протекает при обычных условиях, при этом образуется щелочь и водород.
I I
2Li + 2 H 2 O =2 Li OH + H 2
HOH гидроксид
лития
I II
Ba + 2 H 2 O= Ba (OH) 2 + H 2
2 Al + 6 H 2 O = 2Al (OH) 3 + 3 H 2
гидроксид
алюминия
ОН – гидроксогруппа, она всегда одновалентна
ВЫВОД – активные металлы - Li , Na , K , Rb , Cs , Fr , Ca , Sr , Ba , Ra + Al – реагируют так
Me + H 2 O =Me(OH) n + H 2 ( р . замещения ) Основание |
2) Взаимодействие с менее активными металлами , которые расположены в ряду активности от алюминия до водорода.
Реакция протекает только с парообразной водой, т.е. при нагревании.
При этом образуются: оксид этого металла и водород.
I II I
Fe + H 2 O = FeO + H 2 (протекает реакция замещения)
оксид
железа
Ni + H 2 O = NiO + H 2
(Валентность металла можно легко определить по ряду активности металлов, над их символом стоит значение, например +2, это означает, что валентность этого металла равна 2) .
ВЫВОД – металлы средней активности, стоящие в ряду активности до (Н 2) – Be , Mg , Fe , Pb , Cr , Ni , Mn , Zn – реагируют так
3) Металлы, стоящие в ряду активности после водорода, не реагируют с водой.
Cu + H 2 O = нет реакции
I I.Взаимодействие с оксидами (основными и кислотными)
С водой взаимодействуют только такие оксиды, которые при взаимодействии с водой дают растворимый в воде продукт(кислоту или щелочь).
1). Взаимодействие с основными оксидами.
С водой взаимодействуют только основные оксиды активных металлов, которые расположены в в I А иI I А группах, кроме Ве и Mg (оксид алюминия не реагирует, т.к. он амфотерный). Реакция протекает при обычных условиях, при этом образуется только щелочь.
I II
Na 2 O + H 2 O = 2 NaOHBaO + H 2 O =Ba (OH) 2 (протекает реакция соединения)
2) Взаимодействие кислотных оксидов с водой.
Кислотные оксиды реагируют с водой все. Исключение составляет только SiO 2 .
При этом образуются кислоты. Во всех кислотах на первом месте расположен водород, поэтому уравнение реакции записывают так:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 P 2 O 5 + H 2 O=2 HPO 3
SO 3 холодная
+H 2 O P 2 O 5
H 2 SO 4+ H 2 O
H 2 P 2 O 6
P 2 O 5 +3 H 2 O=2 H 3 PO 4
Горячая
P 2 O 5
+ H 6 O 3
H 6 P 2 O 8
Обратите внимание , что в зависимости от температуры воды при взаимодействии с Р 2 О 5 образуются разные продукты.
IV Взаимодействие воды c неметаллами
Примеры: Cl 2 +H 2 O =HCl +HClO
C +H 2 O =CO +H 2
угольугарный газ
Si +2H 2 O =SiO 2 +2H 2 .
Карбид кальция и карбиды щелочных металлов , гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, фосфиды кальция и натрия, силаны, негашеная известь, гидросулъфид натрия и др.
Щелочные металлы — калий, натрий, рубидий и цезий — взаимодействуют с водой с выделением водорода и значительного количества тепла
2Na + 2Н 2 О = 2NaОН + Н 2 2К + 2Н 2 О = 2КОН + Н 2
Выделяющийся водород самовоспламеняется и горит совместно с металлом только в том случае, если кусок металла по объему больше горошины. Взаимодействие указанных металлов с водой иногда сопровождается взрывом с разбрызгиванием расплавленного металла. Также ведут себя гидриды щелочных и щелочноземельных металлов (КН, NаН, СаН 2) при взаимодействии с небольшим количеством воды
NaН + Н 2 О = NaОН + Н 2
При взаимодействии карбида кальция с небольшим количеством воды выделяется столько тепла, что в присутствии воздуха образующийся ацетилен самовозгорается. При большом количестве воды этого не происходит.
Карбиды щелочных металлов (например, Nа 2 С 2 , К 2 С 2 при соприкосновении с водой взрываются, причем металлы сгорают, а углерод выделяется в свободном состоянии
2 Na 2 С 2 + 2Н 2 О+ 0 2 = 4 Na ОН + 4С
Фосфид кальция Са 3 Р 2 при взаимодействии с водой образует фосфористый водород (фосфин)
Са 3 Р 2 + 6Н 2 О = ЗСа(ОН) 2 + 2РН 3
Фосфин РН 3 является горючим газом, но самовозгораться не способен. Совместно с РН 3 выделяется некоторое количество жидкого Р 2 Н 4 , который способен самовозгораться на воздухе и может быть причиной воспламенения РН 3 .
Силаны , т. е. соединения кремния с различными металлами, например Мg 2 Si, Fе 2 Si при действии воды выделяют водородистый кремний, самовозгорающийся на воздухе
Мg 2 Si + 4Н 2 0 = 2Мg (ОН) 2 + SiН 4
Вещества, самовозгорающиеся при контакте с окислителями.
Многие вещества, в основном органические, при смешении или прикосновении с окислителями способны самовозгораться. К окислителям, вызывающим самовозгорание таких веществ, относятся сжатый кислород, галогены , азотная кислота , перекись натрия и бария, перманганат калия, хромовый ангидрид, двуокись свинца , селитры, хлораты , перхлораты, хлорная известь и др. Некоторые из смесей окислителей с горючими веществами способны самовозгораться только при воздействии на них серной или азотной кислот или при ударе и слабом нагревании.
Сжатый кислород вызывает самовозгорание веществ (минерального масла), которые не самовозгораются в кислороде при нормальном давлении.
Хлор, бром, фтор и иод чрезвычайно активно соединяются с некоторыми горючими веществами, причем реакция сопровождается выделением большого количества тепла и вещества самовозгораются. Так, ацетилен, водород, метан и этилен в смеси с хлором самовозгораются на свету или от света горящего магния. Если указанные газы присутствуют в момент выделения хлора из любого вещества, самовозгорание их происходит даже в темноте
С 2 Н 2 + С1 2 = 2НС1 + 2С
СН 4 + 2С1 2 = 4НС1 + С и т. д.
Нельзя хранить галогены вместе с легко воспламеняющимися жидкостями. Известно, что скипидар, распределенный в каком-либо пористом веществе (в бумаге, ткани, вате), самовозгорается в хлоре. Пары диэтилового эфира могут также самовозгораться в атмосфере хлора
С 2 Н 5 ОС 2 Н 5 + 4С1 2 = Н 2 0 + 8НС1 + 4С
Красный фосфор моментально самовозгорается при соприкосновении с хлором или бромом.
Смесь четыреххлористого углерода СС1 4 или четырехбромистого углерода со щелочными металлами при нагревании до 70 °С взрывается.
Азотная кислота, разлагаясь, выделяет кислород, поэтому является сильным окислителем, способным вызвать самовозгорание ряда веществ.
4НNО 3 = 4N0 2 + О 2 + 2Н 2 О
При соприкосновении с азотной кислотой самовозгораются скипидар и этиловый спирт.
Растительные материалы (солома, лен, хлопок, древесные опилки и стружки) самовозгораются, если на них попадет концентрированная азотная кислота.
При соприкосновении с перекисью натрия способны самовозгораться следующие горючие и легковоспламеняющиеся жидкости: метиловый, этиловый, пропиловый, бутиловый, изоамиловый и бензиловый спирты, этиленгликоль, диэтиловый эфир, анилин, скипидар и уксусная кислота. Некоторые жидкости самовозгорались с перекисью натрия после введения в них небольшого количества воды. Так ведут себя уксусноэтиловый эфир
(этилацетат), ацетон, глицерин и изобутиловый спирт. Началом реакции служит взаимодействие воды с перекисью натрия и выделение при этом атомарного кислорода и тепла
Nа 2 О 2 + Н 2 О = 2NаОН + О
Атомарный кислород в момент выделения окисляет горючую жидкость, и она самовозгорается. Порошок алюминия, опилки, уголь, сера и другие вещества в смеси с перекисью натрия моментально самовозгораются от попадания на них капли воды.
Сильным окислителем является перманганат калия КМпО 4 . Его смеси с твердыми горючими веществами крайне опасны. Они самовозгораются от действия концентрированных серной и азотной кислот, а также от удара и трения. Глицерин С 3 Н 5 (ОН) 3 и этиленгликоль С 2 Н 4 (ОН) 2 самовозгораются в смеси с перманганатом калия через несколько секунд после смешения.
Сильным окислителем является также хромовый ангидрид. При попадании на хромовый ангидрид самовозгораются следующие жидкости: метиловый, этиловый, бутиловый, изобутиловый и изоамиловый спирты; уксусный, масляный, бензойный, пропионовый альдегиды и паральдегид; диэтиловый эфир, этил ацетат, амилацетат, метилдиоксан, диметилдиоксан; уксусная, пеларгоновая, нитрилакриловая кислоты, ацетон.
Смеси селитр, хлоратов, перхлоратов способны самовозгораться при действии на них серной, а иногда азотной кислоты. Причиной самовозгорания является выделение кислорода под действием кислот.
При действии серной кислоты на бертолетову соль происходит следующая реакция:
Н 2 SО 4 + 2КСlО 3 = К 2 SО 4 + 2НСlО 3
Хлорноватая кислота малоустойчива и при образовании распадается с выделением кислорода
ВОУД 2о13, помогите хотябы пару штук очень нужно1. Инертные элементы характеризуются свойством: а) при взаимодействии с водой образуют щелочи; в) пассивные, неактивные; б) при взаимодействии с металлами образуют соли; г) типичные металлы; 2. Металл, который можно использовать для получения водорода (путем взаимодействия его с кислотой): а) Zn; б) Pt; в) Au; г) Hg; д) Cu; 3. Основные оксиды и гидроксиды взаимодействуют с: а) кислотами; б) основаниями; в) и кислотами, и щелочами; 4. Сверху вниз в главных подгруппах неметаллические свойства: а) усиливаются б) ослабляются в) остаются неизменными 5. Элемент главной подгруппы IV группы: а) сера б) титан в) кремний г) хром 6. Число электронов на последнем энергетическом уровне определяется: а) по порядковому номеру б) по номеру периода в) по номеру группы 7. Одинаковое в строении атомов элементов с порядковыми номерами 19 и 32: а) общее количество электронов; в) количество электронных уровней; г) число электронов на последнем энергетическом уровне; б) количество нейтронов; 8. Элемент с электронной формулой 1s22s22p6: а) неон; б) бром; в) кальций; г) бериллий; 9. Атом натрия имеет электронную формулу: а) 1s22s22р1 б) 1s22s22p63s1 в) 1s22s22p63s2 10. Атом какого элемента имеет следующее строение последнего энергетического уровня…3s23p2: а) углерод; б) бром; в) кремний; г) фосфор; 11. Число неспаренных электронов содержит электронная оболочка элемента № 16 (сера): а) 1; б) 2; в) 3; г) 4; 12. Порядковый номер элемента, атомы которого способны образовывать высший оксид типа RO: а) № 11 (натрий); б) № 12 (магний); в) № 14 (кремний); 13. Элемент с электронной формулой 1s22s22p3 образует летучее водородное соединение типа: а) RH4; б) RH3; в) RH2; г) RH; 14. Объем 4 моль водорода при нормальных условиях: б) 44,8 л; в) 67,2 л; г) 89,6 л; д) 112 л; 15. Элемент расположен во II периоде. Валентность в высшем оксиде и гидроксиде равна I. Соединение проявляет основные свойства. Этот элемент … а) бериллий б) магний в) литий г) фтор 16. Максимальная валентность хлора (№ 17): а) IV б) V в) VII г) VIII 17. Минимальная валентность мышьяка (№ 33): а) IV б) III в) V г) VII 18. Молекулярная масса соли, полученной взаимодействием двух высших оксидов элементов с конфигурацией атома в них соответственно 1s22s22p3 и 1s22s22p63s1: а) 85; б) 111; в) 63; г) 101; д) 164; 19. Определите формулу вещества «Х», которое образуется в результате превращений: N2 → N2O5 A; Ba → BaO B; А + В → Х + Д; а) HNO3 б) Ba(OH)2 в) Ba (NO3)2 г) BaSO4 д) BaOHNO3 20. Сумма коэффициентов в уравнении реакции, схема которой KMnO4 → K2MnO4 + MnO2 + O2 а) 2; б) 3; в) 4; г) 5; д) 6; 21. Молярная масса оксида калия (в г/моль): а) 55; б) 56; в) 74; г) 94; д) 112; 22. Количество молей оксида алюминия, составляющих 204 г данного соединения: а) 1; б) 2; в) 3; г) 4; д) 5; 23. Количество теплоты, выделяющейся при сгорании 2 г угля (термохимическое уравнение реакции С + О2 = СО2 + 402,24 кДж): а) 67,04 кДж; б) 134,08 кДж; в) 200 кДж; г) 201,12 кДж; д) 301,68 кДж; 24. При нормальных условиях 44,8 л кислорода имеют массу: а) 8 г; б) 16 г; в) 32 г; г) 64 г; д) 128 г; 25. Массовая доля водорода в соединении РН3 составляет: а) 5,4%; б) 7,42%; в) 8,82%; г) 78,5%; д) 82,2%; 26. Массовая доля кислорода в соединении ЭО3 равна 60%. Название элемента Э в соединении: а) азот; б) фосфор; в) сера; г) кремний; д) селен; 27. При взаимодействии натрия с 72 г воды выделился водород объемом (н.у.): а) 11,2 л; б) 22,4 л; в) 44,8 л; г) 67,2 л; д) 112 л; 28. Масса соляной кислоты, необходимая для получения 224 л водорода (н.у.): (Ва + 2HCl = ВаCl2 + H2): а) 219 г; б) 109,5 г; в) 730 г; г) 64 г; д) 365 г; 29. Масса гидроксида натрия, которая содержится в 200 г 30%-ного раствора: а) 146 г; б) 196 г; в) 60 г; г) 6 г; д) 200 г; 30. Масса соли, которая образуется при взаимодействии гидроксида натрия с 400 г 75%-ного раствора серной кислоты: а) 146 г; б) 196 г; в) 360 г; г) 435 г; д) 200 г;
1)К слабым электролитам относится: 1)KBr 2)Zn(OH)2 3)HCl 4)CuSo4 2)При взаимодействии с водой образуется щёлочь: 1)Na2O 2)P2O5 3)NO 4)CO211.1. Физическое растворение
При попадании какого-либо вещества в
воду оно может:
а) раствориться в воде, то есть перемешаться с ней
на атомно-молекулярном уровне;
б) вступить с водой в химическую реакцию;
в) не раствориться и не прореагировать.
От чего же зависит результат взаимодействия
вещества с водой? Естественно, от характеристик
вещества и от характеристик воды.
Начнем с растворения и рассмотрим, какие
характеристики воды и взаимодействующих с ней
веществ имеют наибольшее значение в этих
процессах.
Поместим в две пробирки по небольшой порции
нафталина С 10 Н 8 . Нальем в одну из
пробирок воду, а в другую – гептан С 7 Н 16
(можно вместо чистого гептана использовать
бензин). Нафталин в гептане растворится, а в воде
– нет. Проверим, действительно ли нафталин
растворился в гептане или прореагировал с ним.
Для этого поместим несколько капель раствора на
стекло и подождем, пока гептан испарится – на
стекле образуются бесцветные пластинчатые
кристаллики. В том, что это нафталин, можно
убедиться по характерному запаху.
Одно из отличий гептана от воды в том, что его молекулы неполярны, а молекулы воды полярны. Кроме того, между молекулами воды есть водородные связи, а между молекулами гептана их нет.
Для растворения нафталина в гептане
требуется разорвать слабые межмолекулярные
связи между молекулами нафталина и слабые
межмолекулярные связи между молекулами гептана.
При растворении образуются столь же слабые
межмолекулярные связи между молекулами
нафталина и гептана. Тепловой эффект такого
процесса практически равен нулю.
За счет чего же нафталин растворяется в гептане?
Только за счет энтропийного фактора (растет
беспорядок в системе нафталин – гептан).
Для растворения нафталина в воде
необходимо, кроме слабых связей между его
молекулами, разорвать водородные связи между
молекулами воды. При этом водородные связи между
молекулами нафталина и воды не образуются.
Процесс получается эндотермическим и настолько
энергетически невыгодным, что энтропийный
фактор здесь помочь не в силах.
А если вместо нафталина взять другое вещество,
молекулы которого способны образовывать
водородные связи с молекулами воды, то будет ли
такое вещество растворяться в воде?
Если нет других препятствий, то будет. Например,
вы знаете, что сахар (сахароза С 12 Н 22 О 11)
прекрасно растворим в воде. Посмотрев на
структурную формулу сахарозы, вы увидите, что в
ее молекуле есть группы –О–Н, способные
образовывать водородные связи с молекулами воды.
Убедитесь экспериментально, что сахароза
малорастворима в гептане, и попробуйте
самостоятельно объяснить, почему так
различаются свойства нафталина и сахарозы.
Растворение нафталина в гептане и сахарозы в
воде называют физическим растворением
.
Физически растворяться могут только молекулярные вещества.
Другие компоненты раствора называются растворенными веществами .
Выявленные нами закономерности
относятся и к случаям растворения в воде (да и в
большинстве других растворителей) жидких и
газообразных веществ. Если все вещества,
образующие раствор, до растворения находились в
одном агрегатном состоянии, то растворителем
обычно называют то вещество, которого в растворе
больше. Исключение из этого правила – вода: ее
обычно называют растворителем, даже если ее
меньше, чем растворенного вещества.
Причиной физического растворения вещества в
воде может быть не только образование водородных
связей между молекулами растворяемого вещества
и воды, но и образование других видов
межмолекулярных связей. Так бывает прежде всего
в случае растворения в воде газообразных веществ
(например, углекислого газа или хлора), в которых
молекулы вообще не связаны друг с другом, а также
некоторых жидкостей с очень слабыми
межмолекулярными связями (например, брома).
Выигрыш в энергии достигается здесь за счет
ориентации диполей (молекул воды) вокруг
полярных молекул или полярных связей в
растворяемом веществе, а в случае хлора или брома
–вызван склонностью к присоединению электронов
атомов хлора и брома, сохраняющейся и в молекулах
этих простых веществ (подробнее –в § 11.4).
Во всех этих случаях вещества значительно хуже
растворяются в воде, чем при образовании
водородных связей.
Если из раствора удалить растворитель (например
так, как вы это делали в случае раствора
нафталина в гептане), то растворенное вещество
выделится в химически неизменном виде.
ФИЗИЧЕСКОЕ
РАСТВОРЕНИЕ, РАСТВОРИТЕЛЬ.
1.Объясните, почему гептан нерастворим в воде
2.Подскажите знак теплового эффекта растворения
в воде этилового спирта (этанола).
3.Почему аммиак хорошо растворим в воде, а
кислород – плохо?
4.Какое вещество лучше растворимо в воде – аммиак
или фосфин (PH 3)?
5.Объясните причину лучшей растворимости в воде
озона, чем кислорода.
6.Определите массовую долю глюкозы (виноградного
сахара, С 6 Н 12 О 6) в водном
растворе, если для его приготовления
использовали 120 мл воды и 30 г глюкозы (плотность
воды примите равной 1 г/мл). Какова концентрация
глюкозы в этом растворе, если плотность раствора
равна 1,15 г/мл?
7.Сколько сахара (сахарозы) можно выделить из 250 г
сиропа с массовой долей воды, равной 35 %?.
1. Опыты по растворению
различных веществ в различных растворителях.
2. Приготовление растворов.
11.2. Химическое растворение
В первом параграфе мы рассмотрели
случаи растворения веществ, при которых
химические связи оставались неизменными. Но так
бывает далеко не всегда.
Поместим в пробирку несколько кристаллов
хлорида натрия и добавим воду. Через некоторое
время кристаллы растворятся. Что произошло?
Хлорид натрия – вещество немолекулярное.
Кристалл NaCl состоит из ионов Na и Cl . При
попадании такого кристалла в воду в нее
переходят эти ионы. При этом рвутся ионные связи
в кристалле и водородные связи между молекулами
воды. Попавшие в воду ионы вступают во
взаимодействие с молекулами воды. В случае
хлорид-ионов это взаимодействие ограничивается
электростатическим притяжением дипольных
молекул воды к аниону, а в случае катионов натрия
оно приближается по своей природе к
донорно-акцепторному. Так или иначе, ионы
покрываются гидратной оболочкой
(рис. 11.1).
В виде уравнения реакции это можно записать так:
NaCl кр + (n + m )H 2 O = + A
или сокращенно , где индекс aq означает, что ион гидратирован . Такое уравнение называют ионным уравнением .
Можно записать и "молекулярное" уравнение этого процесса:(такое название сохранилось с тех пор, когда предполагалось, что все вещества состоят из молекул)
Гидратированные ионы слабее притягиваются друг к другу, и энергии теплового движения оказывается достаточно для того, чтобы эти ионы не слипались в кристалл.
Практически наличие ионов в растворе
легко подтвердить, изучив электропроводность
хлорида натрия, воды и получившегося раствора. Вы
уже знаете, что кристаллы хлорида натрия
электрический ток не проводят, потому что в них
хоть и есть заряженные частицы – ионы, но они "
закреплены" в кристалле и не могут двигаться.
Вода проводит электрический ток очень плохо,
потому что в ней хоть и образуются за счет
автопротолиза ионы оксония и гидроксид-ионы, но
их очень
мало. Раствор хлорида натрия,
наоборот, хорошо проводит электрический ток,
потому что в нем много ионов, и они могут свободно
двигаться, в том числе под действием
электрического напряжения.
Для разрыва ионных связей в кристалле и
водородных связей в воде необходимо затратить
энергию. При гидратации ионов энергия
выделяется. Если затраты энергии на разрыв
связей превышают энергию, выделяющуюся при
гидратации ионов, то растворение
эндотермическое
, а если наоборот, то – экзотермическое.
Хлорид натрия растворяется в воде с практически
нулевым тепловым эффектом, следовательно,
растворение этой соли происходит только за счет
увеличения энтропии. Но обычно растворение
сопровождается заметным выделением теплоты (Na 2 CO 3 ,
CaCl 2 , NaOH и др.) или ее поглощением (KNO 3 , NH 4 Cl
и др.), например:
При выпаривании воды из растворов, получившихся при химическом растворении, из них вновь выделяются растворенные вещества в химически неизменном виде.
Химическое растворение – растворение, при котором происходит разрыв химических связей. |
И при физическом, и при химическом растворении образуется раствор того вещества, которое мы растворяли, например, раствор сахара в воде или раствор хлорида натрия в воде. Иными словами, растворенное вещество может быть выделено из раствора при удалении воды.
ГИДРАТНАЯ
ОБОЛОЧКА, ГИДРАТАЦИЯ, ХИМИЧЕСКОЕ РАСТВОРЕНИЕ.
Приведите по три примера хорошо известных вам
веществ а) растворимых в воде или с ней
реагирующих, б) не растворимых в воде и не
реагирующих с ней.
2.Что является растворителем, а что растворенным
веществом (или веществами) в следующих растворах:
а) мыльная вода, б) столовый уксус, в) водка г)
соляная кислота, д) горючее для мотоцикла, е)
аптечная "перекись водорода" , ж)
газированная вода, и) " зеленка" , к) одеколон?
В случае затруднения проконсультируйтесь с
родителями.
3.Перечислите способы, с помощью которых можно
удалить растворитель из жидкого раствора.
4.Как вы понимаете выражение " в химически
неизменном виде" в последнем абзаце первого
параграфа этой главы? Какие изменения могут
произойти с веществом в результате его
растворения и последующего выделения из
раствора?
5.Известно, что жиры нерастворимы в воде, но
хорошо растворяются в бензине. Исходя из этого,
что можно сказать о строении молекул жиров?
6.Запишите уравнения химического растворения в
воде следующих ионных веществ:
а) нитрата серебра, б) гидроксида кальция, в)
йодида цезия, г) карбоната калия, д) нитрита
натрия, е) сульфата аммония.
7.Запишите уравнения кристаллизации веществ из
растворов, перечисленных в задании 6, при
удалении воды.
8.Чем отличаются растворы, полученные при
физическом растворении веществ, от растворов,
полученных при химическом растворении? Что
общего у этих растворов?
9.Определите массу соли, которую надо растворить
в 300 мл воды, чтобы получить раствор с массовой
долей этой соли, равной 0,1. Плотность воды равна 1
г/мл, а плотность раствора – 1,05 г/мл. Какова
концентрация соли в полученном растворе, если ее
формульная масса равна 101 Дн?
10.Сколько нужно взять воды и нитрата бария, чтобы
приготовить 0,5 л 0,1 М раствора этого вещества
(плотность раствора 1,02 г/мл)?
Опыты
по растворению ионных веществ в воде.
11.3. Насыщенные растворы. Растворимость
Любая порция помещенного в воду хлорида натрия (или другого подобного вещества) всегда растворялась бы полностью, если бы кроме процесса растворения
не протекал бы обратный процесс – процесс кристаллизации исходного вещества из раствора:
В момент помещения кристалла в воду скорость процесса кристаллизации равна нулю, но, по мере увеличения концентрации ионов в растворе, она увеличивается и в какой-то момент становится равной скорости растворения. Наступает состояние равновесия:
образовавшийся при этом раствор называется насыщенным.
В качестве такой характеристики может
быть использована массовая доля растворенного
вещества, его концентрация или другая физическая
величина, характеризующая состав раствора.
По растворимости в данном растворителе все
вещества делятся на растворимые,
малорастворимые и практически нерастворимые.
Обычно практически нерастворимые вещества
называют просто нерастворимыми. За условную
границу между растворимыми и малорастворимыми
веществами принята растворимость, равная 1 г в 100
г Н 2 О (w
1 %), а за условную
границу между малорастворимыми и нерастворимыми
веществами – растворимость, равная 0,1 г в 100 г Н 2 О
(w
0,1%).
Растворимость вещества зависит от температуры.
Так как растворимость – характеристика
равновесия, то ее изменение с изменением
температуры происходит в полном соответствии с
принципом Ле Шателье, то есть при
экзотермическом растворении вещества его
растворимость с увеличением температуры
уменьшается, а при эндотермическом –
увеличивается.
Растворы, в которых при тех же условиях
растворенного вещества меньше, чем в насыщенных,
называются ненасыщенными
.
НАСЫЩЕННЫЙ РАСТВОР; НЕНАСЫЩЕННЫЙ РАСТВОР; РАСТВОРИМОСТЬ ВЕЩЕСТВА; РАСТВОРИМЫЕ, МАЛОРАСТВОРИМЫЕ И НЕРАСТВОРИМЫЕ ВЕЩЕСТВА.
1.Запишите уравнения равновесия в системе
насыщенный раствор – осадок для а) карбоната
калия, б) нитрата серебра и в) гидроксида кальция.
2.Определите массовую долю нитрата калия в
насыщенном при 20 °С водном растворе этой соли,
если при приготовлении такого раствора к 200 г
воды прибавили 100 г нитрата калия, и при этом
после окончания приготовления раствора 36,8 г
нитрата калия не растворилось.
3.Можно ли при 20 °С приготовить водный раствор
хромата калия K 2 CrO 4 с массовой долей
растворенного вещества, равной 45 %, если при этой
температуре в 100 г воды растворяется не более 63,9 г
этой соли.
4.Массовая доля бромида калия в насыщенном водном
растворе при 0 °С равна 34,5 %, а при 80 °С – 48,8 %.
Определите массу бромида калия, выделившегося
при охлаждении до 0 °С 250 г насыщенного при 80°С
водного раствора этой соли.
5.Массовая доля гидроксида кальция в насыщенном
водном растворе при 20 °С равна 0,12 %. Сколько
литров насыщенного при этой температуре
раствора гидроксида кальция (известковой воды)
можно получить, имея в своем распоряжении 100 г
гидроксида кальция? Плотность раствора примите
равной 1 г/мл.
6.При 25 °C массовая доля сульфата бария в
насыщенном водном растворе составляет 2,33·10 –2
%. Определите минимальный объем воды, необходимой
для полного растворения 1 г этой соли.
приготовление
насыщенных растворов.
11.4. Химические реакции веществ с водой
Многие вещества при соприкосновении с водой вступают с ней в химические реакции. В результате такого взаимодействия при избытке воды, как и при растворении, получается раствор. Но если из этого раствора удалить воду, исходного вещества мы не получим.
Какие продукты образуются при химической реакции вещества с водой? Это зависит от типа химической связи в веществе; если связи ковалентные, то от степени полярности этих связей. Кроме этого, влияние оказывают и другие факторы, с некоторыми из которых мы познакомимся.
а) Соединения с ионной связью
Большинство ионных соединений либо
химически растворяются в воде, либо не
растворяются. Особняком стоят ионные гидриды и
оксиды, то есть соединения, содержащие те же
элементы, что и сама вода, и некоторые другие
вещества. Поведение ионных оксидов при контакте
с водой рассмотрим на примере оксида кальция.
Оксид кальция, будучи ионным веществом, мог бы
химически растворяться в воде. При этом в раствор
переходили бы ионы кальция и оксид-ионы. Но
двухзарядный анион – не самое устойчивое
валентное состояние атома кислорода (хотя бы
потому, что энергия сродства ко второму
электрону всегда отрицательна, да и радиус
оксид-иона сравнительно мал). Поэтому атомы
кислорода стремятся понизить свой формальный
заряд. В присутствии воды это оказывается
возможным. Оказавшиеся на поверхности кристалла
оксид-ионы взаимодействуют с молекулами воды.
Эту реакцию можно представить в виде схемы,
показывающей ее механизм (схемы механизма
).
Для лучшего понимания происходящего
условно разделим этот процесс на этапы:
1. Молекула воды поворачивается к оксидному иону
атомом водорода (противоположно заряжены).
2. Оксид-ион делится с атомом водорода
неподеленной парой электронов; между ними
образуется ковалентная связь (образуется по
донорно-акцепторному механизму).
3. У атома водорода на единственной валентной
орбитали (1s
) оказывается четыре электрона
(два "старых" и два "новых"), что
противоречит принципу Паули. Поэтому атом
водорода отдает пару электронов связи
("старых" электронов) атому кислорода,
входящему в состав молекулы воды, тем более что
эта пара электронов и так была в значительной
степени смещена к атому кислорода. Связь между
атомом водорода и атомом кислорода разрывается.
4. За счет образования связи по
донорно-акцепторному механизму формальный заряд
на бывшем оксидном ионе становится равным –1 е
;
на атоме кислорода, входившем прежде в состав
молекулы воды, появляется заряд, также равный –1 е
.
Таким образом образуются два гидроксидных иона.
5. Не связанные теперь ионной связью с
оксид-ионами ионы кальция переходят в раствор и
гидратируются:
Положительный заряд ионов кальция как
бы "размывается" по всему гидратированному
иону.
6. Образовавшиеся гидроксид-ионы тоже
гидратируются:
Отрицательный заряд гидроксид-иона
при этом тоже "размывается".
Суммарное ионное уравнение реакции оксида
кальция с водой
CaO кр + H 2 O Ca 2 aq
+ 2OH aq
.
В растворе появляются ионы кальция и гидроксид-ионы в соотношении 1:2. То же самое получилось бы при растворении в воде гидроксида кальция. И действительно, выпарив воду и высушив остаток, мы можем получить из этого раствора кристаллический гидроксид кальция (но отнюдь не оксид!). Поэтому часто уравнение этой реакции записывают так:
CaO кр + H 2 O = Ca(OH) 2р
и называют " молекулярным
"
уравнением этой реакции. И в тех, и в других
уравнениях буквенные индексы иногда не приводят,
что часто сильно затрудняет понимание
происходящих процессов, а то и просто вводит в
заблуждение. Вместе с тем, отсутствие буквенных
индексов в уравнениях допустимо, например, при
решении расчетных задач
Кроме оксида кальция, точно также
взаимодействуют с водой следующие оксиды: Li 2 O,
Na 2 O, K 2 O, Rb 2 O, Cs 2 O, SrO, BaO – то
есть оксиды тех металлов, которые и сами
реагируют с водой. Все эти оксиды относятся к
основным оксидам. Остальные ионные оксиды с
водой не реагируют.
Совершенно аналогично реагируют с водой и ионные
гидриды, например, гидрид натрия NaH. Ион натрия
только гидратируется, а гидрид-ион реагирует с
молекулой воды:
В результате в растворе остается
гидроксид натрия.
Ионное уравнение этой реакции
NaH кр + H 2 O = Na aq + OH aq + H 2 ,
а " молекулярное" уравнение – NaH кр + H 2 O = NaOH р + H 2 .
б) Вещества с металлической связью
В качестве примера рассмотрим взаимодействие с водой натрия.
На схемах кривая полустрелка означает передачу или перемещение о д н о г о э л е к т р о н а
Атом натрия склонен к отдаче своего
единственного валентного электрона. Оказавшись
в воде, он легко отдает его атому водорода
молекулы воды (на нем есть значительный +) и превращается в
катион натрия (Na ).
Атом водорода, получив электрон, становится
нейтральным (Н·
) и больше не может удержать
пару электронов, связывающую его с атомом
кислорода (вспомните принцип Паули). Эта пара
электронов полностью переходит к атому
кислорода (в молекуле воды она уже была смещена в
его сторону, но только частично). Атом кислорода
приобретает формальный заряд A, связь между
атомами водорода и кислорода рвется, и
образуется гидроксид-ион ( О– Н).
Судьба получившихся частиц различна: ион натрия
взаимодействует с другими молекулами воды и,
естественно, гидратируется
так же, как и ион натрия, гидратируется
гидроксид-ион ,
а атом водорода, " дождавшись" появления
другого такого же атома водорода, образует с ним
молекулу водорода 2Н·
= Н 2 .
Из-за неполярности своих молекул водород в воде
практически нерастворим и выделяется из
раствора в виде газа. Ионное уравнение этой
реакции
2Na кр + 2H 2 O = 2Na aq + 2OH aq + H 2
a " молекулярное" –
2Na кр + 2H 2 O = 2NaOH р + H 2
Так же, как натрий, при комнатной температуре с водой бурно реагируют Li, К, Rb, Cs, Ca, Sr, Ba. При нагревании с ней реагирует и Mg, а также некоторые другие металлы.
в) Вещества с ковалентными связями
Из веществ с ковалентными связями с
водой могут реагировать только те вещества
а) связи в которых сильно полярны, что придает
этим веществам некоторое сходство с ионными
соединениями, или
б) в состав которых входят атомы, обладающие
очень высокой склонностью к присоединению
электронов.
Таким образом, не реагируют с водой и в ней
нерастворимы (или очень мало растворимы):
а) алмаз, графит, кремний, красный фосфор и другие
простые немолекулярные вещества;
б) диоксид кремния, карбид кремния и другие
сложные немолекулярные вещества;
в) метан, гептан и другие молекулярные вещества с
малополярными связями;
г) водород, сера, белый фосфор и другие простые
молекулярные вещества, атомы которых не очень
склонны присоединять электроны, а также азот,
молекулы которого очень прочны.
Наибольшее значение имеет взаимодействие с
водой молекулярных оксидов, гидридов и
гидроксидов, а из простых веществ – галогенов.
Как реагируют с водой молекулярные оксиды, мы
рассмотрим на примере триоксида серы:
Молекула воды за счет одной из неподеленных пар электронов атома кислорода атакует положительно заряженный атом серы ( +) и присоединяется к нему связью O– S, на атоме кислорода при этом возникает формальный заряд B. Получив лишние электроны, атом серы перестает удерживать электронную пару одной из -связей, которая полностью переходит к соответствующему атому кислорода, на котором за счет этого возникает формальный заряд A. Затем неподеленная пара электронов этого атома кислорода акцептируется одним из атомов водорода, входившего в состав молекулы воды, который таким образом переходит от одного атома кислорода к другому. В итоге образуется молекула серной кислоты. Уравнение реакции:
SO 3 + H 2 O = H 2 SO 4 .
Аналогично, но несколько более сложно
с водой реагирует N 2 O 5 , P 4 O 10
и некоторые другие молекулярные оксиды. Все они
– кислотные оксиды.
N 2 O 5 + H 2 O = 2HNO 3 ;
P 4 O 10 + 6H 2 O = 4H 3 PO 4 .
Во всех этих реакциях образуются кислоты, которые при наличии избытка воды с ней реагируют. Но, прежде чем рассмотреть механизм этих реакций, посмотрим, как реагирует с водой хлороводород – молекулярное вещество с сильно полярными ковалентными связями между атомами водорода и хлора:
Полярная молекула хлороводорода, попав в воду, ориентируется так, как это показано на схеме (разноименные заряды диполей притягиваются). Разреженная из-за поляризации электронная оболочка (1s -ЭО) атома водорода акцептирует неподеленную пару sp 3 -гибридных электронов атома кислорода, и водород присоединяется к молекуле воды, полностью отдав атому хлора пару электронов, которая связывала эти атомы в молекуле хлороводорода. В результате атом хлора превращается в хлорид-ион, а молекула воды – в ион оксония. Уравнение реакции:
HCl г + H 2 O = H 3 O aq + Cl aq .
При низких температурах из такого раствора может быть выделен кристаллический хлорид оксония (H 3 O)Cl (t пл = –15 °С).
Взаимодействие HCl и H 2 O можно представить себе и по-другому:
то есть как результат передачи протона
от молекулы хлороводорода к молекуле воды.
Следовательно, это кислотно-основная реакция.
Аналогично происходит взаимодействие с водой
азотной кислоты
что тоже можно представит как передачу протона:
Кислоты, в молекулах которых несколько гидроксилов (OH-групп), реагируют с водой в несколько стадий (ступенчато). Пример – серная кислота.
Второй протон отщепляется значительно
труднее, чем первый, поэтому вторая стадия этого
процесса обратима. Сравнив величину и
распределение зарядов в молекуле серной кислоты
и в гидросульфат-ионе, попробуйте самостоятельно
объяснить это явление.
При охлаждении из растворов серной кислоты могут
быть выделены индивидуальные вещества: (H 3 O)HSO 4
(t пл = 8,5 °С) и (H 3 O) 2 SO 4 (t пл
= – 40 °С).
Анионы, образующиеся из молекул кислот после
отрыва одного или нескольких протонов,
называются кислотными остатками.
Из молекулярных простых веществ с водой при
обычных условиях реагируют только F 2 , Cl 2 ,
Br 2 и, в крайне незначительной степени, I 2 .
Фтор бурно реагирует с водой, полностью ее
окисляя:
2F 2 + H 2 O = 2HF + OF 2 .
При этом протекают также и другие
реакции.
Значительно важнее реакция хлора с водой.
Обладая высокой склонностью к присоединению
электронов (молярная энергия сродства к
электрону атома хлора равна 349 кДж/моль), атомы
хлора частично сохраняют ее и в молекуле
(молярная энергия сродства к электрону молекулы
хлора равна 230 кДж/моль). Поэтому, растворяясь,
молекулы хлора гидратируются, притягивая к себе
атомы кислорода молекул воды. У некоторых из этих
атомов кислорода атомы хлора могут
акцептировать неподеленную пару электронов.
Дальнейшее показано на схеме механизма:
Суммарное уравнение этой реакции
Cl 2 + 2H 2 O = HClO + H 3 O + Cl .
Но реакция обратима, поэтому устанавливается равновесие:
Cl 2 + 2H 2 O HClO + H 3 O + Cl .
Получившийся раствор называют "
хлорной водой" . За счет
присутствия в нем хлорноватистой кислоты он
обладает сильными окислительными свойствами и
используется в качестве отбеливающего и
дезинфицирующего средства.
Вспомнив, что Cl и Н 3 О образуются при
взаимодействии (" растворении")
хлороводорода в воде, можно записать "
молекулярное" уравнение:
Cl 2 + H 2 O HClO p + HCl p .
Аналогично с водой реагирует бром, только равновесие в этом случае сильно смещено влево. Йод же с водой практически не реагирует.
Чтобы представить себе, в какой степени хлор и бром физически растворяются в воде, а в какой – реагируют с ней, используем количественные характеристики растворимости и химического равновесия.
Мольная доля хлора в насыщенном при 20°С и атмосферном давлении водном растворе равна 0,0018, то есть на каждую 1000 молекул воды приходится примерно 2 молекулы хлора. Для сравнения, в насыщенном при тех же условиях растворе азота мольная доля азота равна 0,000012, то есть одна молекула азота приходится примерно на 100000 молекул воды. А для получения насыщенного при тех же условиях раствора хлороводорода на каждые 100 молекул воды нужно взять около 35 молекул хлороводорода. Отсюда можно сделать вывод, что хлор хоть и растворим в воде, но незначительно. Растворимость брома несколько больше – примерно 4 молекулы на 1000 молекул воды.
5.Приведите уравнения реакций, позволяющих осуществить следующие превращения:
11.5. Кристаллогидраты
При химическом растворении ионных
веществ происходит гидратация переходящих в
раствор ионов. Гидратируются как катионы, так и
анионы. Как правило, гидратированные катионы
прочнее, чем анионы, а гидратированные простые
катионы - прочнее, чем сложные. Это связано с тем,
что у простых катионов есть свободные валентные
орбитали, которые могут частично акцептировать
неподеленные электронные пары атомов кислорода,
входящих в молекулы воды.
При попытке выделить исходное вещество из
раствора, удаляя воду, получить его часто не
удается. Например, если мы растворим в воде
бесцветный сульфат меди CuSO 4 , то получим
раствор голубого цвета, который придают ему
гидратированные ионы меди:
После упаривания раствора (удаления воды) и охлаждения из него выделятся кристаллы синего цвета, имеющие состав CuSO 4· 5H 2 O (точка между формулами сульфата меди и воды означает, что на каждую формульную единицу сульфата меди приходится указанное в формуле число молекул воды). Исходный сульфат меди можно получить из этого соединения, нагрев его до 250 ° С. При этом происходит реакция:
CuSO 4· 5H 2 O = CuSO 4 + 5H 2 O .
Исследование строения кристаллов CuSO 4·
5H 2 O показало, что в его формульной
единице четыре молекулы воды связаны с атомом
меди, а пятая – с сульфатными ионами. Таким
образом, формула этого вещества – SO 4·
H 2 O, а называется оно моногидрат сульфата
тетрааквамеди(II), или просто " медный
купорос" .
Четыре молекулы воды, связанные с атомом меди, –
остаток гидратной оболочки иона Cu 2 aq
, а
пятая молекула воды – остаток гидратной
оболочки сульфат-иона.
Аналогичное строение имеет соединение SO 4·
H 2 O – моногидрат сульфата
гексаакважелеза(II), или " железный купорос" .
Другие примеры:
Cl – хлорид гексааквакальция;
Cl 2 – хлорид
гексааквамагния.
Эти и подобные им вещества называются кристаллогидратами
,
а содержащаяся в них вода – кристаллизационной
водой
.
Часто структура кристаллогидрата бывает
неизвестна, или ее невозможно выразить обычными
формулами. В этих случаях для кристаллогидратов
используются упомянутые выше " формулы с
точками" и упрощенные названия, например:
CuSO 4· 5H 2 O – пентагидрат сульфата меди;
Na 2 CO 3· 10H 2 O – декагидрат
карбоната натрия;
AlCl 3· 6H 2 O – гексагидрат хлорида
алюминия.
При образовании кристаллогидратов из исходных веществ и воды в молекулах воды не происходит разрыва связей О-Н.
Если кристаллизационная вода
удерживается в кристаллогидрате слабыми
межмолекулярными связями, то она легко удаляется
при нагревании:
Na 2 CO 3· 10H 2 O = Na 2 CO 3 + 10H 2 O
(при 120 ° С);
K 2 SO 3· 2H 2 O = K 2 SO 3 + 2H 2 O
(при 200 ° С);
CaCl 2· 6H 2 O = CaCl 2 + 6H 2 O (при 250 °
С).
Если же в кристаллогидрате связи между
молекулами воды и другими частицами близки к
химическим, то такой кристаллогидрат или
дегидратируется (теряет воду) при более высокой
температуре, например:
Al 2 (SO 4) 3· 18H 2 O = Al 2 (SO 4) 3
+ 18H 2 O (при 420 ° С);
СoSO 4· 7H 2 O = CoSO 4 + 7H 2 O (при 410 °
С);
или при нагревании разлагается с образованием
других химических веществ, например:
2{FeCl 3· 6H 2 O} = Fe 2 O 3 + 6HCl + 9H 2 O
(выше 250 ° С);
2{AlCl 3· 6H 2 O} = Al 2 O 3 + 6HCl + 9H 2 O
(200 – 450 ° С).
Таким образом, взаимодействие с водой безводных веществ, образующих кристаллогидраты, может быть как химическим растворением, так и химической реакцией.
КРИСТАЛЛОГИДРАТЫ
Определите массовую долю воды в а) пентагидрате
сульфата меди, б) дигидрате гидроксида натрия, в)
KAl(SO 4) 2· 12H 2 O (алюмокалиевых
квасцах).
2.Определите состав кристаллогидрата сульфата
магния, если массовая доля воды в нем равна 51,2%.
3.Какова масса воды, выделившейся при
прокаливании декагидрата сульфата натрия (Na 2 SO 4·
10H 2 O) массой 644 г?
4.Сколько безводного хлорида кальция можно
получить, прокаливая 329 г гексагидрата хлорида
кальция?
5.Дигидрат сульфата кальция CaSO 4· 2H 2 О
при нагревании до 150° С теряет 3/4 своей воды.
Составьте формулу образующегося
кристаллогидрата (алебастра) и запишите
уравнение превращения гипса в алебастр.
6.Определите массу медного купороса и воды,
которые необходимо взять для приготовления 10 кг 5
%-го раствора сульфата меди.
7.Определите массовую долю сульфата железа(II) в
растворе, полученном при смешении 100 г железного
купороса (FeSO 4· 7H 2 O) с 9900 г воды.
Получение
и разложение кристаллогидратов.
К этой группе относятся щелочные металлы, карбиды щелочных металлов, карбид кальция, гидриды щелочных и щелочноземельных металлов, негашеная известь, фосфористый кальций, сернистый натрий и другие вещества, взаимодействие которых с водой сопровождается значительным экзотермическим эффектом. Оора- зующейся при этом теплоты бывает достаточно для того, чтобы вызвать воспламенение выделяющихся в результате реакции горючих соединений. Газообразными продуктами реакции являются водород, ацетилен, метан, пропан и т.д.
Так, взаимодействие щелочных и щелочноземельных металлов с водой сопровождается выделением горючего газа - водорода - и значительным количеством теплоты (при реакции с натрием выделяется 366,5 кДж). Образующийся водород самовоспламеняется и горит совместно с металлом только в том случае, если кусок металла по объему больше горошины. Если же взаимодействуют достаточно крупные куски металла, может произойти взрыв, сопровождающийся разбрызгиванием металла.
Водород выделяется также при взаимодействии гидридов щелочных и щелочноземельных металлов:
L"H + Н20 -gt; LiOH + Н2 + 132 кДж/моль.
Гидриды металлов самовозгораются даже при наличии незначительного количества воды.
Карбиды щелочных металлов взаимодействуют с водой со взрывом и выделением углерода по реакции:
П2С2 + Н20 + У202 -» 2LiOH + 2С + 630,4 кДж/моль.
При медленном поступлении водяного пара разложение карбидов щелочноземельных металлов происходит с выделением ацетилена, способного воспламеняться (температура его самовоспламенения 335 °С):
СаС2 + 2Н20 -» Са(ОН)2 + С2Н2 + 125,2 кДж/моль.
Технический карбид кальция, содержащий примеси фосфида кальция, наряду с ацетиленом выделяет перфосфид водорода Н4Р2, который также способен самовозгораться.
Взаимодействие с водой карбида бериллия и алюминия сопровождается выделением метана, карбида магния - метилацетиле- на, карбида марганца - метана и водорода. Перфосфид водорода образуется при взаимодействии фосфида кальция с водой.
При контакте негашеной извести с небольшим количеством воды выделяется столько теплоты, сколько достаточно для воспламенения дерева.
Влажный гидросульфит натрия и сернистый натрий, окисляясь на воздухе, выделяют серу, реакция сопровождается значительным выделением теплоты, достаточным для воспламенения серы.
Взаимодействие слабых растворов ряда алюмоорганических соединений с водой приводит к взрыву образующихся углеводородных газов.
Силициды лития, магния, железа и других металлов при взаимодействии с водой образуют силан SiH4 - горючий газ, самовозгорающийся на воздухе.
Пероксиды лития, натрия, стронция и бария при взаимодействии с водой образуют пероксид водорода Н202. Надпероксиды калия, рубидия и цезия, являясь сильными окислителями, реагируя с водой, образуют пероксид водорода и кислород.
Вода катализирует экзотермические реакции. При взаимодействии ацетилхлорида с водой образуется уксусная кислота. Теплота, выделяющаяся при реакции, способствует испарению ацетилхлорида и уксусной кислоты и образованию взрывоопасной смеси паров жидкости с воздухом.
При взаимодействии хлорангидрида щавелевой кислоты, хлорида водорода, монооксида и диоксида углерода с водой выделяются токсичные газы.
Металлоорганические соединения, обладая высокой реакционной способностью, реагируют с водой со взрывом и образованием углеводородных горючих газов.
Еще по теме Вещества, самовозгорающиеся при взаимодействии с водой. :
- Выдача молока и лечебно-профилактического питания. Обеспечение работников горячих цехов газированной соленой водой