3. Аномально высокая теплоемкость

При нагревании воды часть энергии тратится на разрыв водородных связей. Поэтому вода медленно остывает и нагревается, являясь естественным регулятором температуры на Земле.

4. Вода – очень хороший растворитель

Это объясняется:

1) Полярностью молекул воды (способствует диссоциации кислот, оснований и солей);

2) Способностью образовывать водородные связи с растворенным веществом (поэтому в воде растворяются, например, спирты, карбоновые кислоты, аммиак, сахар, SO₂, HF и т.д.).

Химические свойства воды

Вода является весьма реакционноспособным веществом. Она проявляет амфотерные свойства (реагируя как кислота и как основание), а также обладает окислительно-восстановительной двойственностью.

1) Взаимодействует с некоторыми металлами (чаще всего с активными – щелочными и щелочно-земельными)

Na + H₂O → H₂ + NaOH (бурно)

Fe + H₂O Combin H₂ + Fe₃O₄ (только при нагревании)

2) Взаимодействует с неметаллами

F₂ + H₂O → HF + O₂

Cl₂ + H₂O → HCl + HOCl

Si + H₂O Combin SiO₂ + H₂

3) Взаимодействует с оксидами (кислотными и основными)

H₂O + P₂O₅ → HPO₃ метафосфорная кислота

далее HPO₃ + H₂O → H₃PO₄ ортофосфорная кислота

H₂O + N₂O₅ → HNO₃

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

K₂O + H₂O → KOH

4) Электролиз

5) Взаимодействует с пероксидами

Na₂O₂ + HOH → NaOH + H₂O₂

6) Гидролиз

NaCN + HOH Combin NaOH + HCN

PCl₃ + HOH → HCl + H₃PO₃

7) Взаимодействует с гидридами активных металлов

NaH + HOH → NaOH + H₂↑

8) Взаимодействует с органическими соединениями (реакция гидратации)

CH₂=CH₂ + H₂O → CH₃–CH₂OH

R–ONa + H₂O Combin R–ONa + NaOH

*9) Является катализатором многих химических реакций

Без воды HF не разъедает стекло;

Абсолютно сухой хлор не взаимодействует с металлами;

Гремучий газ без следов воды не взрывается даже при высоких температурах.

Галогены

(гр. "рождающие соли")

Элементы главной подгруппы VII группы – F, Cl, Br, J, At

История открытия

Фтор (F) – "разрушающий (гр.)" – 1886 г. А. Муассан (фр.). Известен с XVII века

Хлор (Cl) - "желто-зеленый (гр.)" – 1774 К.Шееле(швед.)

Бром (Br) - "зловонный (гр.)" – 1826 К. Левиг (нем.), независимо 1826 А. Балар (фр.)

Йод (J) - "фиолетовый (гр.)" – 1811 Б. Куртуа (фр.)

Астат (At) - "нестабильный (гр.)" – 1940 Корсон, МакКензи, Сегрэ

Распространение в земной коре

F – 8·10^-2 %. В свободном состоянии не встречается, т.к. очень активен.

CaF₂ – флюорит, Ca₃(PO₄)₂·CaF₂ – фторапатит, Na₃AlF₆ – криолит

Cl – 4,5·10^-2 %. Основная масса сконцентрирована в морях и океанах

NaCl – каменная соль (в морской воде, пласты в земной коре), KCl·NaCl - сильвинит, KCl·MgCl₂·6H₂O - карналлит

Br – 3·10^-5 %. В виде KBr, NaBr, MgBr₂ в морской воде, буровых водах

J –10^-4 %. Также в морской воде. Концентрируется в тканях водорослей. Зола водорослей – сырье для получения J₂

At – не встречается в природе. Период полураспада τ\o(\s\do 3(1/2 = 8,3 ч

ФИЗИЧЕСКИЕ СВОЙСТВА ГАЛОГЕНОВ

	F2	Cl2	Br2	J2	At
Агрегатное состояние	Бледно-желтый газ	Желто-зеленый газ	Красно-бурая жидкость	Черно-фиолетовые кристаллы	Черно-синие кристаллы
Запах	Все галогены имеют очень резкий запах. ЯДОВИТЫ!
tкип, °С	-188,1	-34,1	59,2	185,5 (возгонка)	317
tпл, °С	-219,6	-101	-7,3	113,6	227
Растворимость в воде при 20 °С	Разлагает воду	2,5 V/1V H2O	3,5 г/100 г H2O	0,02 г/100 г H2O	–
			Растворяются в орг. растворителях