ЕXAMCHEMISTRY

Готовимся к сдаче ЕГЭ по химии

Физические и химические свойства

Физические и химические свойства воды определяются химическим, электронным и пространственным строением молекул Н₂O.

Атомы Н и О в молекуле Н₂0 находятся в своих устойчивых степенях окисления, соответственно +1 и -2; поэтому вода не проявляет ярко выраженных окислительных или восстановительных свойств. Обратите внимание: в гидридах металлов водород находится в степени окисления -1.

Молекула Н₂O имеет угловое строение. Связи Н-O очень полярны. На атоме О существует избыточный отрицательный заряд, на атомах Н - избыточные положительные заряды. 8 целом молекула Н₂O является полярной, т.е. диполем. Этим объясняется тот факт, что вода является хорошим растворителем для ионных и полярных веществ.

Наличие избыточных зарядов на атомах Н и О, а также неподеленных электронных пар у атомов О обусловливает образование между молекулами воды водородных связей, вследствие чего они объединяются в ассоциаты. Существованием этих ассоциатов объясняются аномально высокие значения т. пл. и т. кип. воды.

Наряду с образованием водородных связей, результатом взаимного влияния молекул Н₂O друг на друга является их самоионизация:
в одной молекуле происходит гетеролитический разрыв полярной связи О-Н, и освободившийся протон присоединяется к атому кислорода другой молекулы. Образующийся ион гидроксония Н₃О⁺ по существу является гидратированным ионом водорода Н⁺ • Н₂O, поэтому упрощенно уравнение самоионизации воды записывается так:

Н₂O ↔ H⁺ + OH^-

Константа диссоциации воды чрезвычайно мала:

Это свидетельствует о том, что вода очень незначительно диссоциирует на ионы, и поэтому концентрация недиссоциированных молекул Н₂O практически постоянна:

В чистой воде [Н⁺] = [ОН^-] = 10^-7 моль/л. Это означает, что вода представляет собой очень слабый амфотерный электролит, не проявляющий в заметной степени ни кислотных, ни основных свойств.
Однако вода оказывает сильное ионизирующее действие на растворенные в ней электролиты. Под действием диполей воды полярные ковалентные связи в молекулах растворенных веществ превращаются в ионные, ионы гидратируются, связи между ними ослабляются, в результате чего происходит электролитическая диссоциация. Например:
HCl + Н₂O - Н₃O⁺ + Сl^-

(сильный электролит)

(или без учета гидратации: HCl → Н⁺ + Сl^-)

CH₃COOH + H₂O ↔ CH₃COO^- + H⁺ (слабый электролит)

(или CH₃COOH ↔ CH₃COO^- + H⁺)

Согласно теории кислот и оснований Брёнстеда-Лоури, в этих процессах вода проявляет свойства основания (акцептор протонов). По той же теории в роли кислоты (донора протонов) вода выступает в реакциях, например, с аммиаком и аминами:

NH³ + H₂O ↔ NH₄⁺ + OH^-

CH³NH² + H₂O ↔ CH³NH₃⁺ + OH^-

Окислительно-восстановительные реакции с участием воды

I. Реакции, в которых вода играет роль окислителя

Эти реакции возможны только с сильными восстановителями, которые способны восстановить ионы водорода, входящие в состав молекул воды, до свободного водорода.

1) Взаимодействие с металлами

а) При обычных условиях Н₂О взаимодействует только со щел. и щел.-зем. металлами:

2Na + 2Н⁺₂О = 2NaOH + H⁰₂↑

Ca + 2Н⁺₂О = Ca(OH)₂ + H⁰₂↑

б) При высокой температуре Н₂О вступает в реакции и с некоторыми другими металлами, например:

Mg + 2Н⁺₂О = Mg(OH)₂ + H⁰₂↑

3Fe + 4Н⁺₂О = Fe₂O₄ + 4H⁰₂↑

в) Al и Zn вытесняют Н₂ из воды в присутствии щелочей:

2Al + 6Н⁺₂О + 2NaOH = 2Na[Al(OH)₄] + 3H⁰₂↑

2) Взаимодействие с неметаллами, имеющими низкую ЭО (реакции происходят в жестких условиях)

C + Н⁺₂О = CO + H⁰₂↑ («водяной газ»)

2P + 6Н⁺₂О = 2HPO₃ + 5H⁰₂↑

В присутствии щелочей кремний вытесняет водород из воды:

Si + Н⁺₂О + 2NaOH = Na₂SiO₃ + 2H⁰₂↑

3) Взаимодействие с гидридами металлов

NaH + Н⁺₂ O = NaOH + H⁰₂↑

CaH₂ + 2Н⁺₂О = Ca(OH)₂ + 2H⁰₂↑

4) Взаимодействие с угарным газом и метаном

CO + Н⁺₂O = CO₂ + H⁰₂

2CH₄ + O₂ + 2Н⁺₂ O = 2CO₂ + 6H⁰₂

Реакции используются в промышленности для получения водорода.

II. Реакции, в которых вода играет роль восстановителя

ти реакции возможны только с очень сильными окислителями, которые способны окислить кислород СО С. О. -2, входящий в состав воды, до свободного кислорода O₂ или до пероксид-анионов [O₂]^2-. В исключительном случае (в реакции с F₂) образуется кислород со c o. +2.

1) Взаимодействие с фтором

2F₂ + 2Н₂O^-2 = O⁰₂ + 4HF

или:

2F₂ + Н₂O^-2 = O⁺²F₂ + 2HF

2) Взаимодействие с атомарным кислородом

Н₂O^-2 + O• = Н₂O^-₂

3) Взаимодействие с хлором

При высокой Т происходит обратимая реакция

2Cl₂ + 2Н₂O^-2 = O⁰₂ + 4HCl

III. Реакции внутримолекулярного окисления - восстановления воды.

Под действием электрического тока или высокой температуры может происходить разложение воды на водород и кислород:

2Н⁺₂O^-2 = 2H⁰₂↑ + O⁰₂↑

Термическое разложение - процесс обратимый; степень термического разложения воды невелика.

Реакции гидратации

I. Гидратация ионов. Ионы, образующиеся при диссоциации электролитов в водных растворах, присоединяют определенное число молекул воды и существуют в виде гидратированных ионов. Некоторые ионы образуют столь прочные связи с молекулами воды, что их гидраты могут существовать не только в растворе, но и в твердом состоянии. Этим объясняется образование кристаллогидратов типа CuSO4 • 5H₂O, FeSO₄• 7Н₂O и др., а также аквакомплексов: [Cr(H₂O)₆]CI₃, [Pt(H₂O)₄]Br₄ и др.

II. Гидратация оксидов

III. Гидратация органических соединений, содержащих кратные связи

Реакции гидролиза

I. Гидролиз солей

Обратимый гидролиз:

а) по катиону соли

Fe³⁺ + Н₂O = FeOH²⁺ + Н⁺; (кислая среда. рН < 7)

б) по аниону соли

СО₃^2- + Н₂O = НСО₃^- + ОН^-; (щелочная среда. рН > 7)

в) по катиону и по аниону соли

NH₄⁺ + СН₃СОО^- + Н₂O = NH₄OH + СН₃СООН (среда, близкая к нейтральной)

Необратимый гидролиз:

Al₂S₃ + 6Н₂O = 2Аl(ОН)₃↓ + 3H₂S↑

II. Гидролиз карбидов металлов

Al₄C₃ + 12Н₂O = 4Аl(ОН)₃↓ + 3CH₄↑ нетан

СаС₂ + 2Н₂O = Са(ОН)₂ + С₂Н₂↑ ацетилен

III. Гидролиз силицидов, нитридов, фосфидов

Mg₂Si + 4Н₂O = 2Mg(OH)₂↓ + SiH₄↑ силан

Ca₃N₂ + 6Н₂O = ЗСа(ОН)₂ + 2NH₃↑ аммиак

Cu₃P₂ + 6Н₂O = ЗСu(ОН)₂ + 2РН₃↑ фосфин

IV. Гидролиз галогенов

Cl₂ + Н₂O = HCl + HClO

Вr₂ + Н₂O = НВr + НВrО

V. Гидролиз органических соединений