Химические свойства воды

Физические свойства воды

Наличие водородных связей объясняет аномально высокие температуры плавления и кипения воды.

Вода – бесцветная прозрачная жидкость. В таблице 16.1 приведены некоторые физические константы воды. Тпл. и Ткип. приведены при атм. давлении. Таблица 16.1– Физические константы воды

М, г/моль	Т пл., ^оС	Т кип., ^оС	Т крит., ^оС	Р крит., МПа	ρ(Н2Ож), г/мл (4 ^оС)	ρ(лёд), г/мл	С(Н2Ож), Дж/(г·К)	С(лёд), Дж/(г·К)
18 18			374,2	22,12	1,00000	~0,9	4,18	2,12

Из таблицы 1 видно, что вода имеет аномально высокие температуры плавления и кипения, не согласующиеся с её мольной массой. Критические температура и давление указывают, что при данных значениях различия между жидким и газообразным состояниями воды исчезает. Плотность воды максимальна при 4 ^оС, а в кристаллическом состоянии плотность примерно на 10 % меньше. Плотность льда значительно ниже плотности жидкой воды, так как в алмазоподобной кристаллической структуре льда имеется большое количеством пустот. Вода и лёд характеризуются высокой теплоемкостью.

Рассмотрим процессы, происходящие при охлаждении жидкой воды атмосферным воздухом. При понижении температуры поверхностного слоя воды до 4 ^оС плотность её постепенно возрастает, что обеспечивает перемешивание слоев воды, имеющих различную температуру. При достижении всеми слоями воды температуры 4 ^оС и при дальнейшем охлаждении до температуры 0 ^оС конвективный теплообмен прекращается. При температуре верхнего слоя воды 0 ^оС происходит переход жидкой воды в кристаллическое состояние (лёд), поэтому промерзание водоема начинается с поверхностного слоя воды. Так как лед имеет плотность меньше, чем плотность жидкой воды, он располагается на поверхности водоема.

Вода является слабым электролитом

Н–ОН ↔ Н⁺ + ОН^–, К_д1 = 1,8·10^–16.

Образующийся ион водорода взаимодействует с молекулой воды с образованием иона гидроксония

Н⁺ + Н₂О = Н₃О⁺,

но для простоты записывают только ион водорода (Н⁺).

При растворении в воде основных классов неорганических соединений (кислот, оснований, солей) происходит их взаимодействие (гидратация) с образованием иногда относительно устойчивых соединений (кристаллогидратов), которые можно выделить из водного раствора.

Например: CuSО₄·5Н₂О, Nа₂SО₄·10Н₂О, АlСl₃·6Н₂О, и др.

При растворении солей, образованных слабой кислотой или слабым основанием, протекает гидролиз. Например, гидролиз ацетата натрия:

СН₃СООNа → Nа⁺ + СН₃СОО^–,

СН₃СОО^– + Н⁺ОН^– ↔ СН₃СООН + ОН^–, рН > 7 (среда щелочная).

Если кислота и основание, образующие эти соли, не только слабые электролиты, но и малорастворимые или разлагающиеся с образованием

летучих продуктов, то гидролиз часто протекает необратимо. Например, совместный гидролиз хлорида алюминия и сульфида натрия:

2АlСІ₃ + 3Na₂S + 6НОН ↔ 2А1(ОН)₃ + 3H₂S + 6NaCl,

2Al³⁺+ 6СІ^– + 6Na⁺ + 3S^2– + 6НОН ↔ 2А1(ОН)₃ + 3H₂S + 6Na⁺ + 6СІ^–,

2Al³⁺ + 3S^2– + 6НОН ↔ 2А1(ОН)₃ + 3H₂S.

Многие соединения не могут существовать в водном растворе вследствие полного разложения. Например,

(NH₄) ₂СО₃ = 2NH₃↑+ СO₂↑ + Н₂О.

Степени окисления элементов в молекуле воды имеют значения – Н⁺¹₂О^–2. Таким образом, за счет Н⁺ вода может проявлять окислительные свойства, а за счет О^–2 – восстановительные. Окислительные и восстановительные свойства воды определяются значениями соответствующих окислительно-восстановительных потенциалов:

2Н₂О + 2е = Н₂ + 2ОН^–, φ⁰ = –0,83 В,

2Н₂О – 4е = О₂ + 4Н⁺, φ⁰ = +1,23 В.

Вода может окислять только очень активные металлы. Например,

К + 2Н₂О = Н₂↑+ 2КОН.

Восстановительные свойства вода может проявлять только в реакции с фтором, как более электроотрицательным элементом, чем кислород.

Окисление и восстановление воды с образованием водорода и кислорода легко достигается при электролизе воды с инертным анодом.

Вода – термодинамически крайне устойчивое соединение. Однако при температуре выше 1000 ^оС начинает разлагаться по реакции 2Н₂О = 2Н₂ + О₂, но даже при температуре 2000 ^оС степень термической диссоциации не превышает 2 %.

В заключение следует отметить, что ассоциаты жидкой воды содержат пустоты, которые могут заполняться молекулами таких газов, как Хе, Cl₂, С₂Н₆ и др. Такие соединения называются соединениями включения или клатратами. Клатраты при пониженных температурах от 0 до 24 ^оС выпадают в осадок в виде соединений состава: Хе·6Н₂О, Cl₂·8Н₂О, С₂Н₆·6Н₂О и др. Клатраты – малоустойчивые соединения, существующие только при низкой температуре. На практике они применяются для разделения смесей благородных газов, углеводородов и опреснения морской воды.

Дата добавления: 2014-01-11