Apa este cel mai comun solvent de pe planeta Pământ, ceea ce determină în mare măsură natura chimiei terestre ca știință. Cea mai mare parte a chimiei, la începuturile sale ca știință, a început tocmai ca chimia soluțiilor apoase de substanțe. Uneori este considerat un amfolit - atât un acid, cât și o bază în același timp (cation H + anion OH -). În absența substanțelor străine în apă, concentrația ionilor de hidroxid și a ionilor de hidrogen (sau ionii de hidroniu) este aceeași.

Apa este o substanță destul de activă din punct de vedere chimic. Reacționează cu multe substanțe din chimia organică și anorganică.

1) Apa reacționează cu multe metale pentru a elibera hidrogen:

2Na + 2H 2 O \u003d H 2 + 2NaOH (furtunos)

2K + 2H 2 O = H 2 + 2KOH (violent)

3Fe + 4H 2 O = 4H 2 + Fe 3 O 4 (numai când este încălzit)

Nu toate, dar numai metalele suficient de active pot participa la reacțiile redox de acest tip. Metalele alcaline și alcalino-pământoase din grupele I și II reacționează cel mai ușor.

Din nemetale de exemplu, carbonul și compusul său de hidrogen (metanul) reacționează cu apa. Aceste substanțe sunt mult mai puțin active decât metalele, dar încă sunt capabile să reacționeze cu apa la temperaturi ridicate:

C + H 2 O \u003d H 2 + CO (cu încălzire puternică)

CH 4 + 2H 2 O \u003d 4H 2 + CO 2 (cu încălzire puternică)

2) Electroliza. Apa se descompune în hidrogen și oxigen sub acțiunea unui curent electric. Este, de asemenea, o reacție redox în care apa este atât un agent oxidant, cât și un agent reducător.

3) Apa reacționează cu mulți oxizi nemetalici. Spre deosebire de cele anterioare, aceste reacții nu sunt redox, ci reacții compuse:

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

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

CO 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3

4) Unii oxizi de metal pot reacționa și cu apa:

CaO + H2O \u003d Ca (OH) 2

Nu toți oxizii metalici sunt capabili să reacționeze cu apa. Unele dintre ele sunt practic insolubile în apă și, prin urmare, nu reacţionează cu apa. Ne-am întâlnit deja cu astfel de oxizi. Acestea sunt ZnO, TiO2, Cr2O3, din care, de exemplu, se prepară vopsele rezistente la apă. Oxizii de fier sunt, de asemenea, insolubili în apă și nu reacţionează cu aceasta.

5) Apa formează numeroși compuși în care molecula ei este complet conservată. Aceștia sunt așa-numiții hidrați. Dacă hidratul este cristalin, atunci se numește hidrat cristalin. De exemplu:

CuSO 4 + 5H 2 O \u003d CuSO 4 * 5H 2 O (hidrat cristalin (sulfat de cupru))

Iată și alte exemple de formare a hidratului:

H 2 SO 4 + H 2 O \u003d H 2 SO 4 * H 2 O (hidrat de acid sulfuric)

NaOH + H 2 O \u003d NaOH * H 2 O (hidrat de sodă caustică)

Compușii care leagă apa în hidrați și hidrați cristalini sunt utilizați ca desicanți. Cu ajutorul lor, de exemplu, îndepărtați vaporii de apă din aerul atmosferic umed.

6) Fotosinteza. O reacție specială a apei este sinteza amidonului de către plante (C 6 H 10 O 5) n și alți compuși similari (carbohidrați), care apar odată cu eliberarea de oxigen:

6n CO 2 + 5n H 2 O \u003d (C 6 H 10 O 5) n + 6n O 2 (sub acțiunea luminii)

7) Reacții de hidratare în chimia organică (adăugarea apei la moleculele de hidrocarburi). De exemplu:

C 2 H 4 + H 2 O \u003d C 2 H 5 OH

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. Legăturile H-O sunt foarte polare. 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 unor sarcini în exces pe atomii de H și O, precum și perechile de electroni neîmpărțiți la atomii de O, provoacă 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, are loc o ruptură heterolitică a legăturii polare O-H, 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:

În apă pură, [H + ] = [OH - ] = 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 acțiunea unui curent electric sau a temperaturii ridicate, apa se poate descompune 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. Unii ioni formează legături atât de puternice cu moleculele de apă, încât 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

Toată lumea ar trebui să cunoască proprietățile apei - deoarece acestea determină în mare măsură viața noastră și pe noi înșine ca atare...

Proprietățile chimice și fizice ale apei în stare lichidă - termeni, definiții și comentarii

Strict vorbind, în acest articol vom lua în considerare pe scurt nu numaiproprietățile chimice și fizice ale apei lichide,dar şi proprietăţile inerente acestuia în general ca atare.

Puteți citi mai multe despre proprietățile apei în stare solidă în articolul nostru - PROPRIETĂȚI ALE APEI ÎN STARE SOLIDĂ (citește →).

Apă- o substanță super-semnificativă pentru planeta noastră. Fără el, viața pe Pământ este imposibilă; fără ea nu are loc niciun proces geologic. Marele om de știință și gânditor Vladimir Ivanovich Vernadsky a scris în lucrările sale că nu există o astfel de componentă, a cărei valoare s-ar putea „compara cu ea în ceea ce privește influența sa asupra cursului principalelor, cele mai formidabile procese geologice”. Apă este prezent nu numai în corpul tuturor ființelor vii de pe planeta noastră, ci și în toate substanțele de pe Pământ - în minerale, în roci... Studiul proprietăților unice ale apei ne dezvăluie în mod constant tot mai multe secrete, ne stabilește noi mistere și aruncă noi provocări.

Proprietăți anormale ale apei

Mulți proprietățile fizice și chimice ale apei surprinde și ies din regulile și tiparele generale și sunt anormale, de exemplu:

• În conformitate cu legile stabilite de principiul similarității, în cadrul unor științe precum chimia și fizica, ne-am putea aștepta ca:
  • apă va fierbe la minus 70°С și va îngheța la minus 90°С;
  • apă nu va picura din vârful robinetului, ci va turna un jet subțire;
  • gheața se va scufunda mai degrabă decât să plutească la suprafață;
  • în sticlă apă mai mult de câteva boabe de zahăr nu s-ar dizolva.
• Suprafaţă apă are un potențial electric negativ;
• Când este încălzită de la 0°C la 4°C (3,98°C mai exact), apa se contractă;
• Capacitatea termică surprinzător de mare a apei stare lichida;

După cum sa menționat mai sus, în acest material enumerăm principalele proprietăți fizice și chimice ale apei și facem scurte comentarii asupra unora dintre ele.

Proprietățile fizice ale apei

PROPRIETĂȚILE FIZICE sunt proprietăți care apar în afara reacțiilor chimice.

Puritate

Puritatea apei depinde de prezența impurităților, bacteriilor, sărurilor metalelor grele în ea ..., pentru a vă familiariza cu interpretarea termenului APĂ CLARĂ conform site-ului nostru, trebuie să citiți articolul APA PURA (citeste →) .

Culoare

Culoare apă– depinde de compoziția chimică și de impuritățile mecanice

De exemplu, să luăm definiția „Culorilor mării”, dată de „Marea Enciclopedie Sovietică”.

Culoarea mării. Culoarea percepută de ochi atunci când observatorul privește suprafața mării. Culoarea mării depinde de culoarea apei mării, culoarea cerului, numărul și natura norilor, înălțimea Soarelui deasupra orizont și alte motive.

Conceptul de culoare a mării ar trebui să fie distins de conceptul de culoare a apei de mare. Culoarea apei de mare este înțeleasă ca culoarea percepută de ochi atunci când vedeți apa de mare vertical pe un fundal alb. Doar o parte nesemnificativă a razelor de lumină care cad pe el este reflectată de la suprafața mării, restul pătrund adânc, unde sunt absorbite și împrăștiate de molecule de apă, particule de solide în suspensie și bule de gaz minuscule. Razele împrăștiate reflectate și care ies din mare sunt cele care creează C. m. Moleculele de apă împrăștie cel mai mult razele albastre și verzi. Particulele în suspensie împrăștie toate razele aproape în mod egal. Prin urmare, apa de mare cu o cantitate mică de suspensii pare albastru-verde (culoarea părților deschise ale oceanelor), iar cu o cantitate semnificativă de suspensii - verde-gălbui (de exemplu, baltică). Latura teoretică a doctrinei C. m. a fost dezvoltată de V. V. Shuleikin și C. V. Raman.

Marea Enciclopedie Sovietică. - M.: Enciclopedia Sovietică. 1969-1978

Miros

Miros apă– Apa pură este de obicei inodoră.

Transparenţă

Transparenţă apă- depinde de substanțele minerale dizolvate în el și de conținutul de impurități mecanice, substanțe organice și coloizi:

TRANSPARENȚA APEI - capacitatea apei de a transmite lumina. De obicei, măsurată de discul Secchi. Depinde în principal de concentrația de substanțe organice și anorganice suspendate și dizolvate în apă. Poate scădea brusc ca urmare a poluării antropice și a eutrofizării corpurilor de apă.

Dicționar enciclopedic ecologic. - Chișinău I.I. bunicul. 1989

TRANSPARENȚA APEI - capacitatea apei de a transmite raze de lumină. Depinde de grosimea stratului de apă trecut de raze, de prezența impurităților în suspensie, a substanțelor dizolvate etc. În apă, razele roșii și galbene sunt absorbite mai puternic, razele violete pătrund mai adânc. După gradul de transparență, în ordinea scăderii acestuia, apele se disting:

• transparent;
• ușor opalescent;
• opalescent;
• ușor înnorat;
• noros;
• foarte înnorat.

Dicționar de hidrogeologie și geologie inginerească. - M.: Gostoptekhizdat. 1961

Gust

Gustul apei depinde de compoziția substanțelor dizolvate în ea.

Dicționar de hidrogeologie și geologie inginerească

Gustul apei este o proprietate a apei care depinde de sarurile si gazele dizolvate in ea. Există tabele de concentrație palpabilă a sărurilor dizolvate în apă (în mg/l), de exemplu, următorul tabel (conform Personalului).

Temperatura

Punctul de topire al apei:

Punct de topire - temperatura la care o substanta trece de la solida la lichida. Punctul de topire al unui solid este egal cu punctul de îngheț al unui lichid, de exemplu, punctul de topire al gheții, 0°C, este egal cu punctul de îngheț al apei.

Punctul de fierbere al apei : 99,974°C

Dicționar enciclopedic științific și tehnic

Punct de fierbere, temperatura la care o substanță trece de la o stare (fază) la alta, adică de la lichid la vapori sau gaz. Punctul de fierbere crește pe măsură ce presiunea externă crește și scade pe măsură ce aceasta scade. Se măsoară de obicei la o presiune standard de 1 atmosferă (760 mm Hg) Punctul de fierbere al apei la o presiune standard este de 100 °C.

Dicționar enciclopedic științific și tehnic.

Punct triplu de apă

Punct triplu al apei: 0,01 °C, 611,73 Pa;

Dicționar enciclopedic științific și tehnic

PUNCT TRIPLU, temperatura și presiunea la care toate cele trei stări ale materiei (solid, lichid, gazos) pot exista simultan. Pentru apă, punctul triplu este la o temperatură de 273,16 K și o presiune de 610 Pa.

Dicționar enciclopedic științific și tehnic.

Tensiunea superficială a apei

Tensiunea de suprafață a apei - determină puterea de aderență a moleculelor de apă între ele, de exemplu, modul în care aceasta sau acea apă este absorbită de corpul uman depinde de acest parametru.

Aderența și coeziunea apei

Aderența și coeziunea sunt proprietăți care determină „lipiciunea apei” la alte materiale. Aderența determină „lipiciune” apei la alte substanțe, iar coeziunea este lipiciitatea moleculelor de apă între ele.

Capilaritate

Capilaritatea este proprietatea apei care permite apei să se ridice vertical în materialele poroase. Această proprietate se realizează prin alte proprietăți ale apei, cum ar fi tensiunea superficială, aderența și coeziunea.

Duritatea apei

Duritatea apei - determinata de cantitatea de sare, citeste mai multe in materiale APA DURA - CE ESTE (citește →)și MINERALIZAREA APEI (citește →).

Vocabular marin

DURITATEA APEI (Riditatea apei) - o proprietate a apei, sângerată de conținutul de săruri de metal alcalino-pământos dizolvate în ea, cap. arr. calciu și magneziu (sub formă de săruri de bicarbonat - bicarbonați), și săruri ale acizilor minerali tari - sulfuric și clorhidric. Duritatea apei se măsoară în unități speciale, așa-numitele. grade de duritate. Gradul de duritate este conținutul în greutate de oxid de calciu (CaO), egal cu 0,01 g în 1 litru de apă. Apa dură este nepotrivită pentru alimentarea cazanelor, deoarece contribuie la formarea puternică de calcar pe pereții acestora, care poate provoca arderea tuburilor cazanului. Cazanele de capacitati mari si mai ales presiuni mari trebuie alimentate cu apa complet purificata (condens de la motoare cu abur si turbine, purificat prin filtre de impuritati de ulei, precum si distilat preparat in evaporatoare speciale).

Dicţionar marin Samoilov K.I. - M.-L.: Editura Navală de Stat a NKVMF a URSS, 1941

Dicționar enciclopedic științific și tehnic

DURITATEA APEI, incapacitatea apei de a forma spumă cu săpunul din cauza sărurilor dizolvate în ea, în principal calciu și magneziu.

Calcarul în cazane și țevi se formează din cauza prezenței carbonatului de calciu dizolvat în apă, care intră în apă la contactul cu calcarul. În apa fierbinte sau clocotită, carbonatul de calciu precipită ca depuneri de var dur pe suprafețele din interiorul cazanelor. Carbonatul de calciu previne, de asemenea, spumarea săpunului. Recipientul schimbător de ioni (3) este umplut cu granule acoperite cu materiale care conțin sodiu. cu care apa intră în contact. Ionii de sodiu, fiind mai activi, inlocuiesc ionii de calciu.Intrucat sarurile de sodiu raman solubile chiar si la fiert, nu se formeaza calcar.

Dicționar enciclopedic științific și tehnic.

Structura apei

sub structura apă se referă la o anumită aranjare a moleculelor de apă între ele. Acest concept este utilizat în mod activ în teoria structurilor apă- citește articolul nostru APA STRUCTURATA - CONCEPTE DE BAZĂ (citește →).

Mineralizarea apei

Mineralizare apă:

Dicţionar Enciclopedic Ecologic

MINERALIZAREA APEI - saturarea apei anorganice. (minerale) substanțe prezente în el sub formă de ioni și coloizi; cantitatea totală de săruri anorganice conținute în principal în apa dulce, gradul de mineralizare este de obicei exprimat în mg/l sau g/l (uneori în g/kg).

Dicționar enciclopedic ecologic. - Chișinău: Ediția principală a Enciclopediei Sovietice Moldovenești. I.I. bunicul. 1989

Vâscozitatea apei

Vâscozitatea apei - caracterizează rezistența internă a particulelor lichide la mișcarea acesteia:

Dicționar geologic

Vâscozitatea apei (lichidului) este o proprietate a unui lichid care provoacă apariția unei forțe de frecare în timpul mișcării. Este un factor care transferă mișcarea de la straturile de apă care se mișcă cu o viteză mare către straturi cu o viteză mai mică. Vâscozitatea apei depinde de temperatura și concentrația soluției. Din punct de vedere fizic, este estimat prin coeficient. vâscozitatea, care este inclusă într-o serie de formule pentru mișcarea apei.

Dicţionar geologic: în 2 volume. - M.: Nedra. Editat de K. N. Paffengolts și colab., 1978

Există două tipuri de vâscozitate apă:

• Vâscozitatea dinamică a apei - 0,00101 Pa s (la 20°C).
• Vâscozitatea cinematică a apei este de 0,01012 cm2/s (la 20°C).

Punctul critic al apei

punct critic apă numită starea sa la un anumit raport de presiune și temperatură, când proprietățile sale sunt aceleași în starea gazoasă și lichidă (fază gazoasă și lichidă).

Punct critic al apei: 374°C, 22,064 MPa.

Constanta dielectrică

Constanta dielectrică, în general, este un coeficient care arată cât de mult este mai mare forța de interacțiune între două sarcini în vid decât într-un anumit mediu.

În cazul apei, această cifră este neobișnuit de mare, iar pentru câmpurile electrice statice este de 81.

Capacitatea termică a apei

Capacitate termica apă- apa are o capacitate termică surprinzător de mare:

Dicționar ecologic

Capacitatea termică este proprietatea substanțelor de a absorbi căldura. Se exprimă ca cantitatea de căldură absorbită de o substanță atunci când este încălzită cu 1°C. Capacitatea termică a apei este de aproximativ 1 cal/g sau 4,2 J/g. Capacitatea termică a solului (la 14,5-15,5°C) variază (de la soluri nisipoase la turboase) de la 0,5 la 0,6 cal (sau 2,1-2,5 J) pe unitate de volum și de la 0,2 până la 0,5 cal (sau 0,8-2,1 J). ) pe unitate de masă (g).

Dicționar ecologic. - Alma-Ata: „Știință”. B.A. Bykov. 1983

Dicționar enciclopedic științific și tehnic

CAPACITATE TERMICA SPECIFICA (simbol c), caldura necesara pentru a ridica temperatura a 1 kg dintr-o substanta cu 1K. Se măsoară în J / K.kg (unde J este JOUL). Substanțele cu căldură specifică mare, cum ar fi apa, necesită mai multă energie pentru a crește temperatura decât substanțele cu căldură specifică scăzută.

Dicționar enciclopedic științific și tehnic.

Conductibilitatea termică a apei

Conductivitatea termică a unei substanțe se referă la capacitatea sa de a conduce căldura din părțile sale mai fierbinți către părțile sale mai reci.

Transferul de căldură în apă are loc fie la nivel molecular, adică este transferat de molecule apă, sau din cauza mișcării / mișcării oricăror volume de apă - conductivitate termică turbulentă.

Conductivitatea termică a apei depinde de temperatură și presiune.

Fluiditate

Fluiditatea substanțelor este înțeleasă ca capacitatea lor de a-și schimba forma sub influența stresului constant sau a presiunii constante.

Fluiditatea lichidelor este determinată și de mobilitatea particulelor lor, care în repaus sunt incapabile să perceapă tensiunile de forfecare.

Inductanţă

Inductanța determină proprietățile magnetice ale circuitelor de curent electric închise. Apa, cu excepția unor cazuri, conduce curentul electric și, prin urmare, are o anumită inductanță.

Densitatea apei

Densitate apă- este determinată de raportul dintre masa sa și volumul la o anumită temperatură. Citiți mai multe în materialul nostru - CARE ESTE DENSITATEA APEI (citește →) .

Compresibilitatea apei

Compresibilitatea apei– este foarte mic și depinde de salinitatea apei și de presiune. De exemplu, pentru apa distilată, este 0,0000490. În condiții naturale, apa este practic incompresibilă, dar în producția industrială în scopuri tehnice, apa este foarte comprimată. De exemplu, pentru tăierea materialelor dure, inclusiv precum metalele.

Conductibilitatea electrică a apei

Conductivitatea electrică a apei - depinde în mare măsură de cantitatea de săruri dizolvate în ele.

Radioactivitate

Radioactivitatea apei- depinde de conținutul de radon din acesta, de emanația de radiu.

Proprietățile fizice și chimice ale apei

Dicționar de hidrogeologie și geologie inginerească

PROPRIETĂȚI FIZICO-CHIMICE ALE APEI - parametri care determină caracteristicile fizico-chimice ale apelor naturale. Acestea includ indicatori ai concentrației ionilor de hidrogen (pH) și potențialului redox (Eh).

Dicționar de hidrogeologie și geologie inginerească. - M.: Gostoptekhizdat. Alcătuit de: A. A. Makkaveev, editor O. K. Lange. 1961

Solubilitate

Diferite surse clasifică această proprietate în moduri diferite - unele se referă la fizicul, altele la proprietățile chimice ale substanței. Prin urmare, în această etapă, l-am atribuit proprietăților fizico-chimice ale apei, ceea ce este confirmat de una dintre definițiile solubilității date mai jos.

Dicţionar enciclopedic mare

SOLUBILITATE - capacitatea unei substanțe într-un amestec cu una sau mai multe alte substanțe de a forma soluții. O măsură a solubilității unei substanțe într-un anumit solvent este concentrația soluției sale saturate la o anumită temperatură și presiune. Solubilitatea gazelor depinde de temperatură și presiune, solubilitatea corpurilor lichide și solide practic nu depinde de presiune.

Dicţionar enciclopedic mare. 2000

Director de termeni de drum

Solubilitatea este proprietatea unui material (substanțe) de a forma sisteme omogene având aceeași compoziție chimică și proprietăți fizice.

Directorul termenilor de drum, M. 2005

Chimie generală

Solubilitate - proprietatea substanțelor gazoase, lichide și solide de a intra în stare dizolvată; exprimat prin raportul masic de echilibru dintre dizolvat și solvent la o temperatură dată.

Chimie generală: manual A. V. Zholnin; ed. V. A. Popkova, A. V. Zholnina. 2012

Enciclopedia fizică

Solubilitate - capacitatea unei substanțe de a forma soluții cu alte substanțe. Se caracterizează cantitativ prin concentrația unei substanțe într-o soluție saturată. Solubilitatea este determinată de fizic. si chimic. afinitatea moleculelor solventului și solutului, o tăietură este caracterizată de așa-numita. energia de schimb de molecule de soluție. De regulă, solubilitatea este mare dacă moleculele substanței dizolvate și ale solventului au proprietăți similare („cum se dizolvă asemănător”).

Dependența solubilității de temperatură și presiune este stabilită folosind principiul Le Chatelier-Brown. Solubilitatea crește odată cu creșterea presiunii și trece printr-un maxim la presiuni mari; Solubilitatea gazelor în lichide scade odată cu creșterea temperaturii, în timp ce în metale crește.

Enciclopedie fizică. În 5 volume. - M.: Enciclopedia Sovietică. Redactor-șef A. M. Prokhorov. 1988

Echilibrul acido-bazic (pH-ul apei)

Echilibrul acido-bazic al apei este determinat de indicatorul de pH, a cărui valoare poate varia de la 0 la 14. O valoare de 7 - determină echilibrul acido-bazic al apei ca neutru, dacă este mai mic de 7 - apă acidă, mai mult decât 7 - apă alcalină.

Potențialul redox al apei

Potențialul redox al apei (ORP) este capacitatea apei de a intra în reacții biochimice.

Proprietățile chimice ale apei

PROPRIETĂȚILE CHIMICE ALE UNEI SUBSTANȚE sunt proprietăți care apar ca urmare a reacțiilor chimice.

Mai jos sunt proprietățile chimice ale apei conform manualului „Fundamentals of Chemistry. Manual de internet” de A. V. Manuylov, V. I. Rodionov.

Interacțiunea apei cu metalele

Când apa interacționează cu majoritatea metalelor, are loc o reacție cu eliberarea de hidrogen:

• 2Na + 2H2O = H2 + 2NaOH (violent);
• 2K + 2H2O = H2 + 2KOH (violent);
• 3Fe + 4H2O = 4H2 + Fe3O4 (doar când este încălzit).

Nu toate, dar numai metalele suficient de active pot participa la reacțiile redox de acest tip. Metalele alcaline și alcalino-pământoase din grupele I și II reacționează cel mai ușor.

Când apa interacționează cu metale nobile precum aurul, platina..., nu există nicio reacție.

Interacţiune apă cu nemetale

Printre nemetale, de exemplu, carbonul și compusul său de hidrogen (metanul) reacționează cu apa. Aceste substanțe sunt mult mai puțin active decât metalele, dar încă sunt capabile să reacționeze cu apa la temperaturi ridicate:

• C + H2O = H2 + CO (cu încălzire puternică);
• CH4 + 2H2O = 4H2 + CO2 (cu încălzire puternică).

Interacţiune apă cu curent electric

Când este expusă la un curent electric, apa se descompune în hidrogen și oxigen. Este, de asemenea, o reacție redox în care apa este atât un agent oxidant, cât și un agent reducător.

Interacțiunea apei cu oxizii nemetalici

Apa reacționează cu mulți oxizi nemetalici și unii oxizi metalici. Acestea nu sunt reacții redox, ci reacții compuse:

• SO2 + H2O = H2SO3 (acid sulfuros);
• SO3 + H2O = H2SO4 (acid sulfuric);
• CO2 + H2O = H2CO3 (acid carbonic).

Interacțiunea apei cu oxizii metalici

Unii oxizi de metal pot reacționa și cu apa.

Am văzut deja exemple de astfel de reacții:

CaO + H2O = Ca(OH)2 (hidroxid de calciu (var stins).

Nu toți oxizii metalici sunt capabili să reacționeze cu apa. Unele dintre ele sunt practic insolubile în apă și, prin urmare, nu reacţionează cu apa. De exemplu: ZnO, TiO2, Cr2O3, din care, de exemplu, se prepară vopsele rezistente la apă. Oxizii de fier sunt, de asemenea, insolubili în apă și nu reacţionează cu aceasta.

Hidratează și hidrați cristalini

Apa formează compuși, hidrați și hidrați cristalini, în care molecula de apă este complet conservată. .

De exemplu:

• CuS04 + 5H2O = CuS04,5H2O;
• CuSO4 - substanță albă (sulfat de cupru anhidru);
• CuSO4.5H2O - hidrat cristalin (sulfat de cupru), cristale albastre.

Alte exemple de formare a hidratului:

• H2SO4 + H2O = H2SO4.H2O (hidrat de acid sulfuric);
• NaOH + H2O = NaOH.H2O (hidrat de sodă caustică).

Compușii care leagă apa în hidrați și hidrați cristalini sunt utilizați ca desicanți. Cu ajutorul lor, de exemplu, îndepărtați vaporii de apă din aerul atmosferic umed.

Biosinteza

Apa este implicată în biosinteză, în urma căreia se formează oxigen:

6n CO 2 + 5n H 2 O \u003d (C 6 H 10 O 5) n + 6n O 2 (sub acțiunea luminii)

Concluzie

Vedem că proprietățile apei sunt diverse și acoperă aproape toate aspectele vieții de pe Pământ. După cum a formulat unul dintre oamenii de știință... este necesar să se studieze apa într-un mod complex, și nu în contextul manifestărilor sale individuale.

La pregătirea materialului s-au folosit informații din cărți- Yu. P. Rassadkina „Apă obișnuită și extraordinară”, Yu. Ya. Fialkov „Proprietăți neobișnuite ale soluțiilor obișnuite”, Manualul „Fundamentele chimiei. Manual de internet” de A. V. Manuylov, V. I. Rodionov și alții.

Oxidul de hidrogen (H 2 O), mult mai cunoscut de noi toți sub numele de „apă”, fără exagerare, este principalul lichid din viața organismelor de pe Pământ, deoarece toate reacțiile chimice și biologice au loc fie cu participarea apa sau in solutii.

Apa este a doua cea mai importantă substanță pentru corpul uman, după aer. O persoană poate trăi fără apă nu mai mult de 7-8 zile.

Apa pură în natură poate exista în trei stări de agregare: în solid - sub formă de gheață, în lichid, de fapt apă, în gaz - sub formă de abur. Nicio altă substanță din natură nu se poate lăuda cu o asemenea varietate de stări agregate.

Proprietățile fizice ale apei

• la n.o. - este un lichid incolor, inodor si insipid;
• apa are o capacitate termică mare și conductivitate electrică scăzută;
• punct de topire 0°C;
• punct de fierbere 100°C;
• densitatea maximă a apei la 4°C este de 1 g/cm 3 ;
• apa este un solvent bun.

Structura moleculei de apă

Molecula de apă este formată dintr-un atom de oxigen, care este conectat la doi atomi de hidrogen, în timp ce legăturile O-H formează un unghi de 104,5 °, în timp ce perechile de electroni obișnuiți sunt deplasate către atomul de oxigen, care este mai electronegativ în comparație cu atomii de hidrogen, prin urmare , printr-o sarcină negativă parțială se formează pe atomul de oxigen, respectiv, pe atomii de hidrogen - una pozitivă. Astfel, molecula de apă poate fi considerată un dipol.

Moleculele de apă pot forma legături de hidrogen între ele, atrase de părți încărcate opus (în figură, legăturile de hidrogen sunt prezentate printr-o linie punctată):

Formarea legăturilor de hidrogen explică densitatea mare a apei, punctele sale de fierbere și de topire.

Numărul de legături de hidrogen depinde de temperatură - cu cât temperatura este mai mare, cu atât numărul de legături formate este mai mic: în vaporii de apă există doar moleculele sale individuale; în stare lichidă se formează asociații (H 2 O) n; în stare cristalină, fiecare moleculă de apă este legată de moleculele vecine prin patru legături de hidrogen.

Proprietățile chimice ale apei

Apa reacționează „de bunăvoie” cu alte substanțe:

• apa reacționează cu metale alcaline și alcalino-pământoase la n.o.: 2Na + 2H 2 O \u003d 2NaOH + H 2
• cu metale și nemetale mai puțin active, apa reacționează numai la temperaturi ridicate: 3Fe + 4H 2 O \u003d FeO → Fe 2 O 3 + 4H 2 C + 2H 2 O → CO 2 + 2H 2
• cu oxizi bazici la n.o. apa reacționează pentru a forma baze: CaO + H 2 O \u003d Ca (OH) 2
• cu oxizi acizi la n.s.a. apa reacționează pentru a forma acizi: CO 2 + H 2 O \u003d H 2 CO 3
• apa este principalul participant în reacțiile de hidroliză (pentru mai multe detalii, vezi Hidroliza sărurilor);
• apa participă la reacțiile de hidratare, adăugându-se la substanțe organice cu legături duble și triple.

Solubilitatea substanțelor în apă

• substanțe foarte solubile - mai mult de 1 g de substanță se dizolvă în 100 g de apă la n.o.s.;
• substanțe slab solubile - 0,01-1 g de substanță se dizolvă în 100 g de apă;
• substanțe practic insolubile - mai puțin de 0,01 g de substanță se dizolvă în 100 g de apă.

Substanțele complet insolubile nu există în natură.

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 ale apei și ale substanțelor care interacționează cu aceasta sunt de cea mai mare importanță în 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 plus față 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 sa 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 cu aceasta. 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 la sine atomi de oxigen ai moleculelor de apă. 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 în ce măsură 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 de sulfat de cupru și apă care trebuie luată pentru a prepara 10 kg de soluție de sulfat de cupru 5%.
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.