Химические свойства. 
Анализ химических свойств воды

Вода вступает в реакцию с очень многими веществами. Примеры некоторых реакций воды с различными веществами:

• 1. Вода вступает в реакцию с простыми веществами
• а) с активными (с щелочными (I период таблицы Менделеева) и щелочно-земельными (II период таблицы Менделеева). При этом образуется щелочь и водород.

Реакция замещения:

• 2 Li + 2 НОН = 2 LiOH + Н2 (литий + вода -> гидроксид лития + водород)
• б) с некоторыми металлами. При этом продукты реакции различны.

Реакция замещения:

С + Н20 = Н2 + СО (углерод + вода -> водород + оксид углерода (II)).

• 2. Вода вступает в реакцию со сложными веществами.
• а) с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов. При этом получаются щелочи.

Реакция соединения:

СаО + НОН = Са (ОН)2 (оксид кальция + вода -> гидроксид кальция) б) с оксидами почти всех металлов, с образованием кислот.

Реакция соединения:

S03 + Н20 = H2S04 (оксид серы (VI) + вода -> серная кислота).

3. Вода под действием тока разлагается на водород и кислород.

На этом основан анализ воды — метод определения состава вещества путем его разложения.

Реакция разложения:

2 Н20 = 2 Н2 + 02 (вода -> водород + кислород).

Кристаллогидраты.

Кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, называют кристаллогидратами, а вода, входящая в состав — кристаллизационной. Состав кристаллогидратов выражают формулами, которые имеют вид:

FeSO4x7H2O CuSO4x5H2O Na2SO4x10H2O.

Образование иона гидроксония (H3O+).

В атоме кислорода два неспаренных электрона, но так как на наружном энергетическом уровне нет свободных орбиталей, то распаривания электронов не происходит. Поэтому кислород обычно 2-ух валентен.

Атом кислорода может передать одну из неподелённых электронных пар в вакантную орбиталь иона водорода и образовать ион гидроксония.

H+ + H2O = H3O+.

Из схемы видно, что атом кислорода при образовании иона гидроксония предоставляет общую электронную пару, т. е. является донором, а ион H+ - акцептором.

Следовательно, в ионе гидроксония кислород трёхвалентен.

Отсюда можно сделать следующий вывод:

Валентные возможности атомов определяются не только числом неспаренных электронов, но и числом неподеленных электронных пар, способных переходить на свободные орбитали атомов другого элемента.

Водородные связи.

Образование водородной связи обусловлено спецификой водорода как элемента, атом которого состоит из протона и электрона. В соединениях водорода с резко электроотрицательными элементами (фтор, кислород, азот) на атоме водорода возникает положительный заряд. Такой водород имеет уникальные свойства: очень малый размер и отсутствие электронов, поэтому он может взаимодействовать с неподеленными парами электронов атома более электроотрицательного элемента соседней молекулы, в результате между молекулами возникает дополнительная водородная связь Водородная связь — это связь, которая образуется между положительно заряженным атомом водорода одной молекулы и отрицательно заряженным атомом сильно электроотрицательного элемента другой молекулы. Чем больше электроотрицательность элемента, с которым образует соединение водород, тем больше энергия водородной связи.

Образование водородной связи приводит к ассоциации (соединению) молекул. Водородная связь сильнее всего проявляется у соединений фтора и кислорода, слабее у соединений азота.

НF + HF = H-F · · · H-F.

Обозначают водородную связь тремя точками. Способностью к ассоциации обладают как неорганические, так и органические соединения (воды, спирты, аммиак и др.).

Водородная связь, как и ковалентная, имеет направленность в пространстве и насыщаемость.

Длина водородной связи больше обычной ковалентной связи, энергия в 10−20 раз меньше энергии ковалентной связи. В связи с этим водородные связи малоустойчивы и довольно легко разрываются (например, при таянии льда и кипения воды). На разрыв этих связей требуется дополнительная энергия, поэтому температура плавления и кипения вещества, в которых молекулы соединены между собой, оказываются выше, чем у подобных веществ, но без водородных связей.

Диссоциация.

Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы под действием полярных молекул растворителя.

Дождливый день. На остановке троллейбуса люди складывают зонтики и заходят в салон. Вот один из них поставил ногу на ступеньку и тут же отпрянул: «Ой, током бьет!» Как же ток добрался до пассажира?

Еще на заре изучения электрических явлений ученые заметили, что ток могут проводить не только металлы, но и растворы. Но не всякие. Так, водные растворы поваренной соли и других солей, растворы сильных кислот и щелочей хорошо проводят ток. Растворы уксусной кислоты, углекислого и сернистого газа проводят его намного хуже. А вот растворы спирта, сахара и большинства других органических соединений вовсе не проводят электрический ток. Английский физик Майкл Фарадей еще в 30-е годы XIX века, изучая закономерности прохождения электрического тока через растворы, ввел термины «электролит», «электролиз», «ион», «катион», «анион». Электролит — это вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток. Происходит это в результате движения в растворе заряженных частиц — ионов. Неэлектролит — это вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрического тока.

Причина появления в растворах заряженных частиц была совершенно непонятной. Само название «электролит» (от греч. lysis — разрушение, растворение) предполагало, что ионы появляются в растворе при пропускании через него электрического тока.

Теория электролитической диссоциации разработана в 1887 году шведским ученым С. Аррениусом.

Процесс Э.Д. в зависимости от степени полярной связи, может быть обратимым или необратимым.

Диссоциация ионных соединений и веществ с ковалентным сильнополярными связями в воде является необратимым процессом.

Ba (OH)2 = Ba2+ + 2OH;

HCL = H++ CL;

Na2S = 2Na+ + S2;

Такие вещества относят к сильным электролитам. В водном растворе сильного электролита находятся только его гидратированные ионы. К ним относятся:

• 1. почти все соли,
• 2. многие неорганические кислоты: HNO3, H2SO4, H2SeO4, HCLO3, HCLO4, HBrO3, HIO3, HMnO4, H2Cr2O7, HCL, HBr, HI;
• 3. основания щелочных и щелочно-земельных металлов и гидроксид таллия (I)

Диссоциация веществ с менее полярной связью является обратимым процессом:

HF — H+ + F;

NH3 · H2O — NH4+ + OH;

Эти вещества относятся к слабым электролитам. Раствор слабого электролита содержит как исходные молекулы, так и продукты диссоциации — гидратированные ионы. Слабыми электролитами являются:

• 1. почти все органические кислоты и вода
• 2. некоторые неорганические кислоты: HF, HCLO, HCN, HBrO, H3PO4, H2SiO3, H2S и др.
• 3. некоторые нерастворимые гидроксиды неметаллов: Fe (OH)3, Zn (OH)2 и др. а так же NH3 x H2O.

Явления диссоциации химикам были известны; например, при нагревании хлорида аммония: он возгоняется с одновременной диссоциацией на две молекулы: NH4Cl * NH3+ HCl. Но распад при нагревании было объяснить намного легче: энергия, необходимая для диссоциации, черпается за счет тепловой энергии. А вот откуда берется энергия при растворении соли в воде при комнатной температуре, никто объяснить не мог (температура раствора часто почти не меняется). Более того, при растворении некоторых солей в воде раствор сильно нагревается! Непонятно было так же, как и на что может распадаться в растворе поваренная соль — ведь не на натрий же и хлор!

В 1887 году шведский физико-химик Сванте Аррениус, исследуя электропроводность водных растворов, высказал предположение, что в таких растворах вещества распадаются на заряженные частицы — ионы, которые могут передвигаться к электродам — отрицательно заряженному катоду и положительно заряженному аноду. Это и есть причина электрического тока в растворах. Данный процесс получил название электролитической диссоциации (дословный перевод — расщепление, разложение под действием электричества). Такое название также предполагает, что диссоциация происходит под действием электрического тока. Дальнейшие исследования показали, что это не так: ионы являются только переносчиками зарядов в растворе и существуют в нем независимо от того, проходит через раствор ток или нет.

Теория Аррениуса, с одной стороны, объясняла, почему растворы электролитов проводят ток, с другой стороны — объясняла увеличение числа частиц в растворе. Например, в растворе сульфат алюминия Al2(SO4)3 распадается сразу на пять ионов: два катиона алюминия Al3+ и три сульфат-аниона SO42-. За создание теории электролитической диссоциации Аррениус в 1903 году был удостоен Нобелевской премии по химии.

Многие ученые — современники Аррениуса, вначале не приняли его теорию. У многих из них то время еще не было четкого понимания, чем ионы отличаются от нейтральных атомов. Им казалось невероятным, как, например, хлорид натрия в воде может существовать в виде отдельных ионов натрия и хлора: как известно, натрий бурно реагирует с водой, а раствор хлора имеет желто-зеленый цвет и ядовит. В результате диссертация Аррениуса получила ряд отрицательных отзывов. К числу самых непримиримых противников Аррениуса принадлежал и Д. И. Менделеев, создавший «химическую» теорию растворов, в отличие от «физической» теории Аррениуса. Менделеев считал, что в растворах происходят по сути химические взаимодействия между растворенным веществом и растворителем, тогда как теория Аррениуса представляла водные растворы как механическую смесь ионов и воды. В 1889 году Менделеев опубликовал Заметку о диссоциации растворенных веществ, в которой ставился под сомнение сам факт распада на ионы в растворах электролитов. «Сохраняя все то, что приобретено в отношении к пониманию растворов, — писал Менделеев, — мне кажется, можно оставить в стороне гипотезу об особом виде диссоциации — на ионы, совершающейся с электролитами при образовании слабых растворов».

Хотя Менделеев, критикуя Аррениуса, во многом был не прав, в его рассуждениях была значительная доля истины. Как это часто бывает в науке, в ожесточенном споре между приверженцами физической и химической теории правыми оказались обе стороны. Очень сильное химическое взаимодействие между ионами и молекулами растворителя дает ту энергию, которая необходима для разрушения кристаллической решетки или молекул электролитов. В случае водных растворов эта энергия называется энергией гидратации (hydor по-гречески вода) и она может достигать очень больших значений; так, энергия гидратации катионов Na+ почти вдвое больше, чем энергия разрыва связи в молекуле Cl2. Чтобы разъединить катионы и анионы в кристаллах электролитов, тоже требуется затратить немало энергии (она называется энергией кристаллической решетки). В результате если суммарная энергия гидратации катионов и анионов при образовании раствора больше энергии кристаллической решетки (или энергии связи между атомами в таких электролитах, как HCl, H2SO4), растворение будет сопровождаться нагреванием, а если меньше — охлаждением раствора. Именно поэтому при растворении в воде таких веществ как LiCl, безводный CaCl2 и многих других раствор нагревается, а при растворении KCl, KNO3, NH4NO3 и некоторых других — охлаждается. Охлаждение может быть таким сильным, что стакан, в котором готовят раствор, покрывается снаружи росой и может даже примерзнуть к мокрой подставке!

Механизм электролитической диссоциации можно рассмотреть на примере хлороводорода. Связь H-Cl — ковалентная — полярная, молекулы HCl — диполи с отрицательным полюсом на атоме Cl и положительным на атоме Н. Полярны и молекулы воды. В водном растворе молекулы HCl окружены со всех сторон молекулами воды так, что положительные полюса молекул Н2О притягиваются к отрицательным полюсам молекул HCl, а отрицательные полюса — к положительным полюсам молекул HCl. В результате связь H-Cl сильно поляризуется и разрывается с образованием гидратированных катионов H+ и анионов Cl-: диполи Н2О как бы растаскивают молекулы HCl на отдельные ионы. Каждый катион H+ в растворе окружен со всех сторон диполями Н2О, направленными к нему своими отрицательными полюсами, а каждый анион Clокружен противоположно ориентированными диполями Н2О. Аналогичные процессы происходят в воде с молекулами H2SO4, другими молекулами с полярными ковалентными связями, а также с ионными кристаллами. В них уже имеются «готовые» ионы, и роль диполей воды сводится к отделению катионов от анионов.

Ионы резко отличаются по своим физическим и химическим свойствам от нейтральных атомов. Например, атомы Na реагируют с водой, а катионы Na+ - нет;

хлор — сильный окислитель и ядовит, а анионы Clне являются окислителем и не ядовиты. Цвет ионов при гидратации может измениться. Например, негидратированные ионы меди бесцветны (безводный CuSO4), а гидратированные — голубые.

Учитывая диссоциацию в растворах, уравнения многих реакций можно записать в сокращенном ионном виде. Ионное уравнение показывает, какие именно ионы участвуют в реакции. Например, полное уравнение реакции AgNO3 + NaCl, AgCl + NaNO3 можно записать в сокращенном ионном виде: Ag+ + ClAgCl. Суть реакции состоит в образовании осадка AgCl при встрече ионов Ag+ и Cl-, тогда как ионы Na+ и NO3- остаются в растворе и фактически не принимают участия в реакции.

Гидролиз.

В широком смысле гидролизом называется реакция разложения веществ водой. Гидролизу подвергаются химические соединения, относящиеся к различным классам: галогениды, оксигалогениды, соли, белки, жиры, углеводы, эфиры, карбиды и др. В неорганической химии чаще всего приходится иметь дело с гидролизом солей. Гидролиз соли — результат вторичных процессов гидратации ионов соли, сопровождающихся химической реакцией разложения воды. В отсутствие такой реакции растворение соли не изменяет рН воды (рН=7), т. е. не влияет на равновесие (без учёта первичной гидратации).

Н2О-Н + ОН? (а) Так, при растворении NaCL, диссоциирующего по уравнению:

NaCL-Na+ + CL?

Ионы натрия и хлора не влияют на смещение равновесия (а), поскольку они не могут образовать с ионами воды недиссоциированных молекул. Очевидно, все соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не будут подвергаться гидролизу.

Ионы соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой:

FeCL3 + H2O = FeOHCL2 + HCL [H+]<[OH-].

Или сильным основанием и слабой кислотой:

Na2S + H2O = NaHS + NaOH [H+]>[OH-].

Будут смещать равновесие (а): в первом случае в сторону увеличения концентрации иона Н, во втором — в сторону их уменьшения по сравнению с чистой водой.

Полный гидролиз:

AL2S + H2O = AL (OH)3v + H2S^.

Электролиз водных растворов Изучая действие постоянного тока на различные вещества, ученые обнаружили, что он вызывает окислительно-востоновительные реакции в растворах и расплавах электролитов.

Окислительно-востоновительный процесс, вызванный действием постоянного тока, называют электролизом.

Слово «электролиз» означает разложение под действием электричества. Например, под действием электрического тока вода разлагается на простые вещества — водород и кислород.

В процессах электролиза, протекающих в водных растворах, может участвовать вода, которая может быть как окислителем за счёт атомов Н, так и восстановителем за счёт атомов О.

На катоде вода восстанавливается до газообразного водорода.

Эта полуреакция происходит при электролизе растворов соединений активных металлов — тех, которые стоят левее водорода в ряду напряжения. Если же металл находится правее водорода, то на катоде восстанавливается не вода, а ионы металла, при этом металл выделяется в свободном виде.

На аноде вода окисляется до газообразного кислорода.

Эта полуреакция происходит в растворах солей кислородосодержащих кислот — нитратов, сульфатов, фосфатов, карбонатов. Если же анионы кислотного остатка не содержат атомов кислорода, то на аноде окисляются именно эти ионы (за исключением ионов F-).

Рассмотрим процессы окисления и восстановления, протекающие на электродах. Медь стоит в ряду напряжения правее водорода, поэтому на катоде ионы меди восстанавливаются до металла. Сульфат-ион содержит атомы кислорода, следовательно, на аноде окисляется вода и выделяется кислород.

Катод (-): Cu2+ + 2e > Cu 2 — восстановление Анод (+): 2H2O — 4e > O2 + 4H+ 1 — окисление При сложении уравнений полуреакции получаем сокращенное ионное уравнение электролиза:

2Cu2+ + 2H2O > 2Cu + O2^ + 4H+.

Добавив в левую и правую части по 2 иона SO4, которые в электролизе не участвуют, получим молекулярное уравнение электролиза раствора сульфата меди (II):

2CuSO4 + 2H2O = 2Cu + O2^ + 2H2SO4.

Если подвергнуть электролизу соль активного металла и кислородосодержащей кислоты, например нитрат калия, то на катоде, и на аноде в полуреакции вступает только вода.

Катод (-): 2H2O + 2e > H2^ + 2OH- 2 — восстановление Анод (+): 2H2O — 4e > O2 + 4H+ 1 — окисление.

6H2O = 2H2 + 4OH- + O2 + 4H+.

Ионы водорода и гидроксид-ионы реагируют друг с другом:

4H+ + 4OH- = 4H2O.

После сокращения числа молекул воды в левой и правой частях получаем суммарное уравнение электролиза:

2H2O=2H2^ + O2^.

Таким образом, при электролизе растворов некоторых веществ происходит электролитическое разложение вода, а растворенные вещества при этом не изменяются.

2H2O = 2H2^ + O2^.

Электролиз широко используется в разных отраслях промышленности. С его помощью получают многие ценные вещества: алюминий, натрий, калий, хлор, фтор, водород, щелочи. Важная область применения электролиза — нанесение металлических покрытий на различные поверхности. Часы с позолотой, хромированные детали машин, серебряная посуда — на все эти изделия поверхностный слой металла наносят посредством электролиза.

Следует отметить, что сам электролиз и связанные с ним процессы (например, плавление) требуют большой затраты энергии.