|
Из химических свойств
воды особенно важны способность её молекул диссоциировать (распадаться) на ионы и способность воды растворять вещества разной химической природы.
Монтаж секционных и рулонных ворот. Роль воды как главного и универсального растворителя определяется прежде всего полярностью её молекул и, как следствие, её чрезвычайно высокой диэлектрической проницаемостью. Разноимённые электрические заряды, и в частности ионы, притягиваются друг к другу в воде в 80 раз слабее, чем притягивались бы в воздухе. Силы взаимного притяжения между молекулами или атомами погружённого в воду тела также слабее, чем в воздухе. Тепловому движению в этом случае легче разбить молекулы. Оттого и происходит растворение, в том числе многих труднорастворимых веществ: капля камень точит.
Лишь незначительная доля молекул (одна из 500 000 000) подвергается электролитической диссоциации по схеме: Н2О ↔ Н+ + ОН-.
Однако, приведённое уравнение условное: не может существовать в водной среде лишённый электронной оболочки протон Н+. Он сразу соединяется с молекулой воды, образуя ион гидроксония Н3О+, который в свою очередь объединяется с одной, двумя или тремя молекулами воды в Н3О+ , Н5О2+ , Н7О3+.
Электролитическая диссоциация воды – причина гидролиза солей слабых кислот и (или) оснований. Степень электролитической диссоциации заметно возрастает при повышении температуры.
Образование воды из элементов по реакции: Н2 + 1/2 О2 Н2О -242 кДж/моль для пара, 286 кДж/моль для жидкой воды.
При низких температурах в отсутствии катализаторов происходит крайне медленно, но скорость реакции резко возрастает при повышении температуры, и при 550оС она происходит со взрывом. При понижении давления и повышении температуры равновесие сдвигается влево.
Под действием ультрафиолетового излучения происходит фотодиссоциация воды на ионы Н+ и ОН-.
Ионизирующее излучение вызывает радиолиз воды с образованием Н2; Н2О2 и свободных радикалов: Н*; ОН*; О*.
Вода – реакционноспособное соединение.
Вода окисляется атомарным кислородом: Н2О + О Н2О2.
При взаимодействии с F2 образуется НF, а также О2;О3; Н2О2; F2О и другие соединения.
С остальными галогенами при низких температурах вода реагирует с образованием смеси кислот Н Гал и Н Гал О.
При обычных условиях с водой взаимодействует до половины растворённого в ней СI2 и значительно меньшие количества Br2 и J2.
При повышенных температурах СI2 и Br2 разлагают воду с образованием Н Гал и О2 . При пропускании паров воды через раскалённый уголь она разлагается и образуется так называемый водяной газ: Н2О + С СО + Н2.
При повышенной температуре в присутствии катализатора вода реагирует с СО; СН4 и другими углеводородами, например:. Н2О + СО СО2 + Н2 и Н2О + СН4 СО + 3Н2.
Эти реакции используют для промышленного получения водорода. Фосфор при нагревании с водой под давлением в присутствии катализатора окисляется в метафосфорную кислоту: 6Н2О + 3Р 2НРО3 + 5Н2.
Вода взаимодействует со многими металлами с образованием Н2 и сответствующего гидроксида. Со щелочными и щелочно-земельными металлами ( кроме Мg ) эта реакция протекает уже при комнатной температуре. Менее активные металлы разлагают воду при повышенной температуре, например, Мg и Zn – выше 100оС; Fe – выше 600оС: 2Fe + 3H2O Fe2O 3 + 3H2.
При взаимодействии с водой многих оксидов образуются кислоты или основания. Вода может служить катализатором, например, щелочные металлы и водород реагируют с CI2 только в присутствии следов воды. Иногда вода – каталитический яд, например, для железного катализатора при синтезе NH3. Способность молекул воды образовывать трёхмерные сетки водородных связей позволяет ей давать с инертными газами, углеводородами, СО2 , CI2 , (CH2)2O , CHCI3 и многими другими веществами газовые гидраты.
|