Ответы:

5. 16.00 г/моль. 6. MnO, MnO₂, Mn₂O₇, CrO, Cr₂O₃, CrO₃. 7. KClO₃. 8. m(H₂O)=18.64 г; (Na₂SO₄ )=21.78 %. 9. m(O₂)=2.6 кг, V(O₂)=1840 л. 10. V=0.9 л. 11. 17.47 кДж. 12. 4.48 л. 13. 21 %. 8. NaBr^.2H₂O. 14. 10 л. 15. 0.178 г. 16. 14.5 л. 17. 2 л. 18. 5 %. 19. 50 г.

20.3. Вода

Строение и физические свойства

В молекуле воды орбитали кислорода sp³-гибридизованы, она представляет собой тетраэдр, в двух вершинах которого атомы водорода, а в двух остальных неподеленные электронные пары кислорода. Молекула воды полярна, т.е. является диполем. Легко образует водородные связи, благодаря чему обычно ассоциирована (Н₂О)_х. При комнатной температуре степень ассоциации (х) равна 24. Межмолекулярные водородные связи являются причиной аномально высоких теператур плавления (0 ⁰С) и кипения (100 ⁰С) воды по сравнению с ее аналогами (H₂S при обычных условиях газ).

Вода - единственное вещество, у которого плотность жидкой фазы (1 г/см³ при 4 ⁰С) больше, чем твердой, благодаря чему большие водоемы не промерзают до дна. Исключительно высока теплоемкость воды - она является важным регулятором климата, стабилизируя температуру поверхности планеты. Ту же термостатирующую роль играет вода в животных организмах. Благодаря высоким диэлектрической проницаемости и дипольному моменту вода - хороший растворитель.

Организмы животных и растений содержат от 50 до 90 % воды. Вода составляет 61 % от массы тела человека.

Химические свойства

I. Кислотно-основные свойства.

Вода является идеальным амфотерным соединением, т.к. при ее дисссоциации образуются ионы Н^ и ОН^:

Н₂О D H^ + OH^

Более правильно изображать диссоциацию воды иначе:

2H₂O D H₃O^ + OH^

ибо протон (Н^) вступает в донорно-акцепторное взаимодействие с молекулой воды, образуя ион гидроксония [Н₃О]^.

Вода  очень слабый электролит ( < 10^10). При взаимодействии с кислотными оксидами проявляет основные свойства:

SO₃ + H₂O  H₂SO₄

а с основными кислотные:

BaO + H₂O  Ba(OH)₂

II. Окислительно-восстановительные свойства.

Поскольку оба составляющих воду элемента находятся в очень устойчивых степенях окисления, такие реакции возможны только при участии сильных окислителей или восстановителей.

1) Окислительные свойства (за счет Н^):

а) с активными металлами (см. “Получение водорода”);

б) с малоактивными неметаллами:

C + H₂O  CO + H₂ (при высокой температуре)

Si + H₂O + 2NaOH  Na₂SiO₃ + 2H₂

в) с гидридами активных металлов:

СаН₂ + 2Н₂О  Са(ОН)₂ + 2Н₂

2) Восстановительные свойства (за счет О^2):

При взаимодействии со фтором происходит окисление кислорода:

III.Реакции гидратации (присоединения воды к веществу).

1) Гидратация ионов.

При растворении электролитов в воде образующиеся ионы за счет ион-дипольного взаимодействия удерживают некоторое число молекул воды, т.е. существуют в гидратированном виде, например [Fe(H₂O)₆]^2. Связь в некоторых из них настолько прочна, что сохраняется и в кристаллах. Этим объясняется существование кристаллогидратов, например, CuSO₄^.5H₂O, Na₂CO₃^.10H₂O.

2) Гидратация органических соединений.

Непредельные углеводороды способны вступать в реакцию присоединения воды, образуя кислородсодержащие органические соединения.

H₂C=CHCH₃ + H₂O  H₃CCH(OH)CH₃

HCCCH₃ + H₂O  H₃CCOCH₃

IV. Реакции гидролиза (разложения вещества водой).

1) Гидролиз карбидов (способ получения углеводородов).

Al₄C₃ + 12H₂O  4Al(OH)₃ + 3CH₄

CaC₂ + 2H₂O  Ca(OH)₂ + C₂H₂

2) Гидролиз органических соединений.

C₂H₅Cl + H₂O D C₂H₅OH + Hcl

Н₃CCOOC₂H₅ + H₂O D H₃CCOOH + C₂H₅OH

С₁₂H₂₂O₁₁(сахароза) + H₂O D С6H12O6(глюкоза) + С₆H₁₂O₆(фруктоза)

3) Гидролиз солей.

Гидролиз солей  взаимодействие ионов соли с водой, приводящее к образованию слабого электролита. Гидролиз  обратимый процесс.

Нагревание и разбавление (добавление воды) усиливают гидролиз.

В том случае, когда продукты уходят из сферы реакции, гидролиз может протекать необратимо:

Al₂S₃ + 6H₂O  2Al(OH)₃ + 3H₂S

Гидролизу подвергаются соли, образованные хотя бы одним слабым электролитом (кислотой или основанием). Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются.

Cтепень гидролиза () - отношение числа гидролизованных молекул (С_гидр.) к общему числу растворенных молекул (С₀), измеряется в долях единицы или в процентах. Чем больше температура и меньше концентрация (больше разбавление), тем больше степень гидролиза.

а) Гидролиз соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием (гидролиз по аниону):

KCN + HOH D HCN + KOH

CN^ + HOH D HCN + OH^ (среда щелочная)

Если соль образована многоосновной кислотой, то гидролиз идет ступенчато, но в основном  по первой ступени:

1-я ступень: Na₂CO₃ + HOH D NaHCO₃ + NaOH

+ HOH D +OH^

2-я ступень (при нагревании и разбавлении):

NaHCO₃ + HOH D H₂CO₃ (CO₂ + H₂O) + NaOH

+ HOH D H₂CO₃ + OH^

б) Гидролиз соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (гидролиз по катиону):

NH₄Cl + H₂O D NH₄OH (NH₃^.H₂O) + Hcl

+ H₂O D NH₄OH (NH₃ ^. H₂O) + H^ (среда кислая)

Для солей, образованных многокислотным основанием:

1-я ступень: AlCl₃ + HOH D Al(OH)Cl₂ + HCl

Al^3 + HOH D Al(OH)^2 + H^

2-я ступень: Al(OH)Cl₂ + HOH D Al(OH)₂Cl + HCl

Al(OH)^2 + HOH D + H^

3-я ступень (при нагревании и разбавлении):

Al(OH)₂Cl + HOH D Al(OH)₃ + HCl

+ HOH D Al(OH)₃ + H^

в) Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой кислотой (одновременно и по катиону, и по аниону):

В результате связывания образующихся путем гидролиза ионов Н^ и ОН^ в молекулы воды гидролиз усиливается.

Реакция среды в растворах таких солей зависит от степени диссоциации кислоты и основания. Если они приблизительно одинаковы, как в приведенном примере, то реакция среды нейтральная. Если кислота сильнее основания  кислая (гидролиз соли HCOONH₄), если же наоборот (гидролиз соли NH₄CN)  щелочная.