Благодаря сильному притяжению между молекулами у воды высокие температуры плавления (0° С) и кипения (100° С). Толстый слой воды имеет голубой цвет, что обусловливается не только ее физическими свойствами, но и присутствием взвешенных частиц примесей. Вода горных рек зеленоватая из-за содержащихся в ней взвешенных частиц карбоната кальция. Чистая вода – плохой проводник электричества, ее удельная электропроводность равна 1,5×10–8 Ом–1×см–1 при 0° С. Сжимаемость воды очень мала: 43×10–6 см3 на мегабар при 20° С. Плотность воды максимальна при 4° С; это объясняется свойствами водородных связей ее молекул.
Давление паров. Если оставить воду в открытой емкости, то она постепенно испарится – все ее молекулы перейдут в воздух. В то же время вода, находящаяся в плотно закупоренном сосуде, испаряется лишь частично, т.е. при определенном давлении водяных паров между водой и воздухом, находящимся над ней, устанавливается равновесие. Давление паров в равновесии зависит от температуры и называется давлением насыщенного пара (или его упругостью). Когда давление насыщенного пара сравнивается с внешним давлением, вода закипает. При обычном давлении 760 мм рт.ст. вода кипит при 100° С, а на высоте 2900 м над уровнем моря атмосферное давление падает до 525 мм рт.ст. и температура кипения оказывается равной 90° С.
|
|
Испарение происходит даже с поверхности снега и льда, именно поэтому высыхает на морозе мокрое белье.
Вязкость воды с ростом температуры быстро уменьшается и при 100° С оказывается в 8 раз меньше, чем при 0° С.
Химические свойства воды
Каталитическое действие. Очень многие химические реакции протекают только в присутствии воды. Так, окисление кислородом не происходит в сухих газах, металлы не реагируют с хлором и т.д.
Гидраты. Многие соединения всегда содержат определенное число молекул воды и называются поэтому гидратами. Природа образующихся при этом связей может быть разной. Например, в пентагидрате сульфата меди, или медном купоросе CuSO4×5H2O, четыре молекулы воды образуют координационные связи с ионом сульфата, разрушающиеся при 125° С; пятая же молекула воды связана так прочно, что отрывается лишь при температуре 250° С. Еще один стабильный гидрат – серная кислота; она существует в двух гидратных формах, SO3×H2O и SO2(OH)2, между которыми устанавливается равновесие. Ионы в водных растворах тоже часто бывают гидратированы. Так, Н+ всегда находится в виде иона гидроксония Н3О+ или Н5О2+; ион лития – в виде Li (H2O)6+ и т.д. Элементы как таковые редко находятся в гидратированной форме. Исключение составляют бром и хлор, которые образуют гидраты Br2×10 H2O и Cl2×6H2О. Некоторые обычные гидраты содержат кристаллизационную воду, например хлорид бария BaCl2×2H2O, английская соль (сульфат магния) MgSO4×7H2O, питьевая сода (карбонат натрия) Na2CO3×10 H2O, глауберова соль (сульфат натрия) Na2SO4×10 H2O. Соли могут образовывать несколько гидратов; так, сульфат меди существует в видеCuSO4×5H2O, CuSO4×3H2O и CuSO4×H2O. Если давление насыщенного пара гидрата больше, чем атмосферное давление, то соль будет терять воду. Этот процесс называется выцветанием (выветриванием). Процесс, при котором соль поглощает воду, называется расплыванием.
|
|
Гидролиз. Гидролиз – это реакция двойного разложения, в которой одним из реагентов является вода; трихлорид фосфора PCl3 легко вступает в реакцию с водой:
PCl3 + 3H2O = P (OH)3 + 3HCl
Аналогичным образом гидролизуются жиры с образованием жирных кислот и глицерина.
Сольватация. Вода – полярное соединение, а потому охотно вступает в электростатическое взаимодействие с частицами (ионами или молекулами) растворенных в ней веществ. Образовавшиеся в результате сольватации молекулярные группы называются сольватами. Слой молекул воды, связанный с центральной частицей сольвата силами притяжения, составляет сольватную оболочку. Впервые понятие сольватации было введено в 1891 И.А.Каблуковым.
БИЛЕТ №34
Галогены. Общая характеристика. Хлор и его свойства.
Галогены составляют главную подгруппу седьмой группы периодической таблицы. К ним относятся элементы фтор F, хлор Cl, бром Br, йод I, астат Аt. На внешнем уровне у них имеется по семь электронов: nS2nP5. Фтор является самым электроотрицательным элементом, проявляет степень окисления F-1. Другие галогены проявляют степени окисления от (-1) до (+7). В свободном состоянии молекулы галогенов двухатомны (F2), (Cl2), (Br2), (I2) и являются типичными неметаллическими простыми веществами. Фтор и хлор являются газами, бром – жидкость, йод и астат – твердые вещества. Окислительная способность галогенов при переходе от фтора к астату уменьшается, галоген с меньшим порядковым номером всегда вытесняет галоген с большим порядковым номером из бескислородных солей: F2 + 2KBr → 2KF + Br2.
Хлор Сl2. При обычных условиях ядовитый газ зеленовато-желтого цвета.
Химические свойства. Хлор реагирует со многими веществами:
1. с металлами: 2Fe + 3Cl2 → 2FeCl3
2. с неметаллами: 2Р + 5Сl2 → 2PCl5
3. с водородом: Н2 + Сl2 → 2HCl
4. с водой: Cl2 + H2O → HCl + HClO Смесь соляной и хлорноватистой кислот (HClO) кислот называют хлорной водой.
5. При взаимодействии хлора с щелочами на холоде образуются смеси хлоридов и гипохлоридов:
Сl2 + 2KOH → KCl + KClO + H2O
1. Хлор реагирует со многими органическими веществами, например с предельными углеводородами: СН4 + Cl2 → CH3Cl + HCl
2. С непредельными углеводородами: С2Н2 + 2Cl2 → C2H2Cl4
Хлор относится к продуктам основного органического синтеза и находит широкое применение в различных отраслях промышленности: для получения брома и иода, хлоридов и кислородсодержащих производных, для отбеливания бумаги, обеззараживания питьевой воды, получения хлороводорода. Хлороводород НСl – бесцветный газ с сильным запахом. Хорошо растворяется в воде, водные растворы называют хлороводородной кислотой, а дымяшие концентрированные растворы – соляной кислотой.
35. Хлороводород и соляная кислота. Соли соляной кислоты.
1 (хлороводород) - газ
2 (соляная кислота) - раствор
Хлороводород - газ, а соляная кислота - раствор этого газа в воде. Сам хлороводород бесцветен, с резким запахом, раздражает слизистые оболочки. Немного тяжелее воздуха, хорошо растворяется в воде (1:500), а во влажном воздухе дымит, так как образует туман из-за мельчайших капелек соляной кислоты. Не горит и не поддерживает горения.
Химические свойства соляной кислоты.
1. HCl - типичная кислота, вступает в реакции, свойственные всем кислотам: окрашивает индикаторы, взаимодействует с металлами (до Н), оксидами металлов, основаниями, солями более слабых кислот.
|
|
2. Соляная кислота содержит хлор в низшей для него степени окисления -1, поэтому она может окисляться сильными окислителями с выделением газообразного хлора. Эти реакции описаны в теме "Хлор".
3. Качественной реакцией на соляную кислоту и хлорид-ион является взаимодействие с раствором нитрата серебра; при этом выпадает белый творожистый (похожий на свернувшееся молоко) осадок хлорида серебра AgCl:
HCl + AgNO3 => AgCl + HNO3
4. Хлороводород и соляная кислота взаимодействуют с аммиаком, образуя хлорид аммония:
NH3 + HCl => NH4Cl
Соли соляной кислоты или хлориды– соединения хлора со всеми элементами, имеющими меньшее значение электроотрицательности.
БИЛЕТ № 36
Кислород и его свойства. Применение кислорода.
Химический элемент кислород образует два простых вещества - кислород О2 и О3 различные по физическим свойствам.
Кислород О2— газ, не имеющий цвета и запаха. Молекула его О2. Она парамагнитна (притягивается магнитом), так как в ней содержатся два неспаренных электрона.
Атмосферный кислород состоит из двухатомных молекул. Межатомное расстояние в молекуле О2 0,12074 нм. Молекулярный кислород (газообразный и жидкий) — парамагнитное вещество, в каждой молекуле О2 имеется по 2 неспаренных электрона. Этот факт можно объяснить тем, что в молекуле на каждой из двух -разрыхляющих орбиталей находится по одному неспаренному электрону.
Энергия диссоциации молекулы О2 на атомы довольно высока и составляет 493,57 кДж/моль.
При нормальных условиях плотность газа кислорода 1,42897 кг/мЗ. Температура кипения жидкого кислорода (жидкость имеет голубой цвет) -182,9°С. При температурах от -218,7°С до -229,4°С существует твердый кислород с кубической решеткой (-модификация)
Высокая прочность химической связи между атомами в молекуле О2приводит к тому, что при комнатной температуре газообразный кислород химически довольно малоактивен. В природе он медленно вступает в превращения при процессах гниения. Кроме того, кислород при комнатной температуре способен реагировать с гемоглобином крови, что обеспечивает перенос кислорода от органов дыхания к другим органам.
|
|
Применение кислорода
Применение любых веществ связано с их физическими и химическими свойствами, а также распространением их в природе.
Количество металла, производимого на душу населения, является одной из мер уровня развития промышленности в каждой стране. Выплавка же черных и цветных металлов невозможна без кислорода.
Сейчас в нашей стране только черная металлургия поглощает свыше 60% получаемого кислорода. Но кислород используется еще и в цветной металлургии.
Кислород интенсифицирует не только пирометаллургические процессы, но и гидрометаллургические, где основной процесс извлечения металлов из руд или их концентратов основан на воздействии специальных реагентов на водные растворы. Так, в настоящее время основным способом извлечения золота из руд является цианирование. Оно позволяет извлекать из золотоносных руд до 95% золота и поэтому применяется даже при переработке руд с низким содержанием золота. Процесс растворения золота, содержащегося в рудах, очень трудоемкая операция. Оказалось, что растворение этого металла можно значительно ускорить, если вместо воздуха использовать чистый кислород.
ВОПРОС 37.