|
Реферат: Вода и её свойства (Химия)
ГЛАВНЫЙ СОСТАВИТЕЛЬ РЕФЕРАТА
ПЕТРУНИНА
АЛЛА
БОРИСОВНА
МУНИЦИПАЛЬНАЯ ОБЩЕОБРАЗОВАТЕЛЬНАЯ
СРЕДНЯЯ ШКОЛА №4
РЕФЕРАТ
по химии на тему:
“Вода и её свойства”
Выполнила:
ученица 11”Б” класса
Петрунина Елена
ПЕНЗА 2001г.
Вода – вещество привычное и необычное. Известный советский ученый
академик И.В.Петрянов свою научно – популярную книгу о воде назвал “Самое
необыкновенное вещество в мире”. А доктор биологических наук Б.Ф.Сергеев
начал свою книгу “Занимательная физиология” с главы о воде – “Вещество,
которое создало нашу планету”.
Ученые правы: нет на Земле вещества более важного для нас, чем
обыкновенная вода, и в то же время не существует другого такого же
вещества, в свойствах которого было бы столько противоречий и аномалий,
сколько в её свойствах.
Почти ѕ поверхности нашей планеты занято океанами и морями.
Твёрдой водой – снегом и льдом – покрыто 20% суши. Из общего количества
воды на Земле, равного 1 млрд. 386 млн. кубических километров, 1 млрд. 338
млн. кубических километров приходится на долю солёных вод Мирового океана,
и только 35 млн. кубических километров приходится на долю пресных вод.
Всего количества океанической воды хватило бы на то, чтобы покрыть ею
земной шар слоем более 2,5 километров. На каждого жителя Земли
приблизительно приходится 0,33 кубических километров морской воды и 0,008
кубических километров пресной воды. Но трудность в том, что подавляющая
часть пресной воды на Земле находится в таком состоянии, которое делает её
труднодоступной для человека. Почти 70%
пресных вод заключено в ледниковых покровах полярных стран и в горных
ледниках, 30% - в водоносных слоях под землёй, а в руслах всех рек
содержатся одновременно всего лишь 0,006% пресных вод.
Молекулы воды обнаружены в межзвёздном пространстве. Вода
входит в состав комет, большинства планет солнечной системы и их спутников.
Изотопный состав. Существуют девять устойчивых изотопных
разновидностей воды. Содержание их в пресной воде в среднем следующее:
1Н216О – 99,73%, 1Н218О – 0,2%,
1Н217О – 0,04%, 1H2Н16О – 0,03%. Остальные пять изотопных разновидностей
присутствуют в воде в ничтожно малых количествах.
Строение молекулы. Как известно, свойства химических
соединений зависят от того, из каких элементов состоят их молекулы, и
изменяются закономерно. Воду можно рассматривать как оксид водорода или как
гидрид кислорода. Атомы водорода и кислорода в молекуле воды расположены в
углах равнобедренного треугольника с длиной связи О – Н 0,957 нм;
валентный угол Н – О – Н 104o 27’.
Но поскольку оба водородных атома расположены по одну сторону от
кислородного, электрические заряды в ней рассредоточиваются. Молекула воды
полярна, что является причиной особого взаимодействия между разными её
молекулами. Атомы водорода в молекуле воды, имея частичный положительный
заряд, взаимодействуют с электронами атомов кислорода соседних
молекул.Такая химическая связь называется в о д о р о д н о й. Она
обьединяет молекулы воды в своеобразные полимеры пространственного
строения. В водяном паре присутствует около 1% димеров воды. Расстояние
между атомами кислорода – 0,3 нм. В жидкой и твёрдой фазах каждая молекула
воды образует четыре водородные связи: две – как донор протонов и две – как
акцептор протонов. Средняя длина этих связей – 0, 28 нм, угол Н – О – Н
стремится к 1800 .Четыре водородные связи молекулы воды направлены
приблизительно к вершинам правильного тетраэдра.
Структура модификаций льда представляет собой трёхмерную
сетку. В модификациях, существующих при низких давлениях, так называемый
лёд – I , связи Н – О – Н почти прямолинейны и направлены к вершинам
правильного тетраэдра. Но при высоких давлениях обычный лёд можно
превратить в так называемые лёд – II, лёд – III так далее – более тяжёлые
и плотные кристаллические формы этого вещества. Самые твёрдые, плотные и
тугоплавкие пока – лёд – VII и лёд – VIII. Лёд – VII получен под
давлением 3 млрд Па, он плавится при температуре + 1900 C . В модификациях
– лёд – II - лёд – VI – с вязи Н – О – Н искривлены и углы между ними
отличаются от тетраэдрического, что обусловливает увеличение плотности по
сравнению с плотностью обычного льда. Только в модификациях лёд – VII и
лёд – VIII достигается самая высокая плотность упаковки: в их структуре
две правильные сетки, выстроенные из тетраэдров, вставлены одна в другую,
при этом сохраняется система прямолинейных водородных связей.
Трёхмерная сетка водородных связей, построенная из
тетраэдров, существует и в жидкой воде во всём интервале от температуры
плавления до критической температуры, равной + 3,980 С. Увеличение
плотности при плавлении, как и в случае плотных модификаций льда,
объясняется искривлением водородных связей.
Искривление водородных связей увеличивается с ростом
температуры и давления, что ведёт к возрастанию плотности. С другой стороны
при нагревании средняя длина водородных связей становится больше, в
результате чего плотность уменьщается. Совместное действие двух фактов
объясняет наличие максимума плотности воды при температуре + 3, 980 С.
Физические свойства воды аномальны, что объясняется
приведёнными выше данными о взаимодействии между молекулами воды.
Вода – единственное вещество на Земле, которое существует в
природе во всех трёх агрегатных состояниях – жидком, твёрдом и
газообразном.
Плавление льда при атмосферном давлении сопровождается
уменьшением объёма на 9%. Плотность жидкой воды при температуре, близкой к
нулю, больше, чем у льда. При 00С 1 грамм льда занимает объём 1,0905
кубических сантиметров, а 1 грамм жидкой воды занимает объём 1,0001
кубических сантиметров. И лёд плавает, оттого и не промерзают обычно
насквозь водоёмы, а лишь покрываются ледяным покровом.
Температурный коэффициент объёмного расширения льда и
жидкой воды отрицателен при температурах соответственно ниже - 2100 С
и + 3,980 С.
Теплоёмкость при плавлении возрастает почти вдвое и в
интервале от 00 С до 1000 С почти не зависит от температуры.
Вода имеет незакономерно высокие температуры плавления и
кипения в сравнении с другими водородными соединениями элементов главной
подгруппы VI группы таблицы Менделеева.
теллуроводород селеноводород сероводород вода
Н2Те Н2Sе Н2S
Н2О
_____________________________________________________
t плавления - 510 С - 640 С - 820 С
00 С
_____________________________________________________
t кипения - 40 С - 420 С - 610 С
1000 С
_____________________________________________________
Нужно подвести дополнительную энергию, чтобы расшатать, а затем
разрушить водородные связи. И энергия эта очень значительна. Вот почему так
велика теплоёмкость воды. Благодаря этой особенности вода формирует климат
планеты. Геофизики утверждают, что Земля давно бы остыла и превратилась в
безжизненный кусок камня, если бы не вода. Нагреваясь, она поглощает тепло,
остывая, отдаёт его. Земная вода и поглощает, и возвращает очень много
тепла, и тем самым “выравнивает” климат. Особенно заметно на формирование
климата материков влияют морские течения, образующие в каждом океане
замкнутые кольца циркуляции. Наиболее яркий пример – влияние Гольфстрима,
мощной системы тёплых течений, идущих от полуострова Флорида в Северной
Америке до Шпицбергена и Новой Земли. Благодаря Гольфстриму средняя
температура января на побережье Северной Норвегии, за Полярным кругом,
такая же, как в степной части Крыма, - около 00 С, т. е. повышена на 15 –
200 С. А в Якутии на той же широте, но вдали от Гольфстрима – минус 400 С.
А от космического холода предохраняют Землю те молекулы воды, которые
рассеяны в атмосфере – в облаках и в виде паров. Водяной пар создаёт мощный
“парниковый эффект”, который задерживает до 60% теплового излучения нашей
планеты, не даёт ей охлаждаться. По расчётам М.И.Будыко, при уменьшении
содержания водяного пара в атмосфере вдвое средняя температура поверхности
Земли понизилась бы более чем на 50 С (с 14,3 до 90 С). На смягчение
земного климата, в частности на выравнивание температуры воздуха в
переходные сезоны – весну и осень, заметное влияние оказывают огромные
величины скрытой теплоты плавления и испарения воды.
Но не только поэтому мы считаем воду жизненно важным
веществом. Дело в том, что тело человека почти на 63 – 68 % состоит из
воды. Почти все биохимические реакции в каждой живой клетке – это реакции в
водных растворах. С водой удаляются из нашего тела ядовитые шлаки; вода,
выделяемая потовыми железами и испаряющаяся с поверхности кожи, регулирует
температуру нашего тела. Представители животного и растительного мира
содержат такое же обилие воды в своих организмах. Меньше всего воды, лишь 5
– 7% веса, содержат некоторые мхи и лишайники. Большинство обитателей
земного шара и растения состоят более чем на половину из воды. Например,
млекопитающие содержат 60 – 68 %; рыбы – 70 %; водоросли – 90 – 98 % воды.
В растворах же (преимущественно водных) протекает
большинство технологических процессов на предприятиях химической
промышленности, в производстве лекарственных препаратов и пищевых
продуктов.
Не случайно гидрометаллургия – извлечение металлов из руд и
концентратов с помощью растворов различных реагентов – стала важной
отраслью промышленности.
Вода – это важный источник энергоресурсов. Как известно,
все гидроэлектрические станции мира, от маленьких до самых крупных,
превращают механическую энергию водного потока в электрическую
исключительно с помощью водяных турбин с соединёнными с ними
электрогенераторами. На атомных электростанциях атомный реактор нагревает
воду, водяной пар вращает турбину с генератором и вырабатывает
электрический ток.
Вода, несмотря на все её аномольные свойства, является
эталоном для измерения темпкратуры, массы ( веса), количества тепла, высоты
местности.
Шведский физик Андерс Цельсий, член Стокгольмской академии
наук, создал в 1742 году стоградусную шкалу термометра, которой в настоящее
время пользуются почти повсеместно. Точка кипения воды обозначена 100 , а
точка таяния льда 0 .
При разработке метрической системы, установленной по
декрету французского революционного правительства в 1793 году взамен
различных старинных мер, вода была использована для создания основной меры
массы (веса) – килограмма и грамма: 1 грамм, как известно, это вес 1
кубического сантиметра (милилитра) чистой воды при температуре её
наибольшей плотности – 40 С. Следовательно, 1 килограмм – это вес 1 литра
(1000 кубических сантиметров) или 1 кубического дециметра воды: а 1 тонна
(1000 килограммов) – это вес 1 кубического метра воды.
Вода используется и для измерения количества тепла. Одна
калория – это количество тепла, нужное для нагревания 1 грамма воды с
14, 5 до 15,50 С.
Все высоты и глубины на земном шаре
отсчитываются от уровня моря.
В 1932 году американцы Г.Юри и Э.Осборн обнаружили, что
даже в самой чистой воде, которую только можно получить в лабораторных
условиях, содержится незначительное количество какого-то вещества,
выражающегося, по-видимому, той же химической формулой Н2О, но обладающего
молекулярным весом 20 вместо веса 18, присущего обычной воде. Юри назвал
это вещество тяжёлой водой. Большой вес тяжёлой воды объясняется тем, что
её молекулы состоят из атомов водорода с удвоенным атомным весом по
сравнению с атомами обычного водорода. Двойной вес этих атомов в свою
очередь обусловливается тем, что их ядра содержат, кроме единственного
протона, составляющего ядро обычного водорода, ещё один нейтрон. Тяжёлый
изотоп водорода получил название дейтерия
(D или 2Н), а обычный водород стали называть протием. Тяжёлая вода, окись
дейтерия, выражается формулой D2О.
Вскоре был открыт третий, сверхтяжёлый изотоп водорода с
одним протоном и двумя нейтронами в ядре, который был назван тритием (Т или
3Н). В соединении с кислородом тритий образует сверхтяжёлую воду Т2О с
молекулярным весом 22.
В природных водах содержится в среднем около 0,016% тяжёлой
воды. Тяжёлая вода внешне похожа на обычную воду, но по многим физическим
свойствам отличается от неё. Точка кипения тяжёлой воды 101,40 С, точка
замерзания + 3,80 С. Тяжёлая вода на 11% тяжелее обычной. Удельный вес
тяжёлой воды при температуре 250 С равен 1,1. Она хуже ( на 5 – 15% )
растворяет различные соли. В тяжёлой воде скорость протекания некоторых
химических реакций иная, чем в обычной воде.
И в физиологическом отношении тяжёлая вода воздействует на
живое вещество иначе: в отличие от обычной воды, обладающей живительной
силой, тяжёлая вода совершенно инертна. Семена растений, если их поливать
тяжёлой водой, не прорастают; головастики, микробы, черви, рыбы в тяжёлой
воде не могут существовать; если животных поить одной тяжёлой водой, они
погибнут от жажды. Тяжёлая вода – это мёртвая вода.
Имеется ещё один вид воды, отличающийся по физическим
свойствам от обычной воды, - это омагниченная вода. Такую воду получают с
помощью магнитов, вмонтированных в трубопровод, по которому течет вода.
Омагниченная вода изменяет свои физико – химические свойства: скорость
химических реакций в ней увеличивается, ускоряется кристаллизация
растворённых веществ, увеличивается слипание твёрдых частиц примесей и
выпадение их в осадок с образованием крупных хлопьев (коагуляция).
Омагничивание успешно применяется на водопроводных станциях при большой
мутности забираемой воды. Она позволяет также быстро осаждать загрязненные
промышленные стоки.
Из химических свойств воды особенно важны способность её
молекул диссоциировать (распадаться) на ионы и способность воды растворять
вещества разной химической природы.
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 5500 С 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 J 2
.
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
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 1000 С; Fe – выше 6000 С :
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.
Примерно до конца 19 века вода считалась бесплатным
неистощимым даром природы. Её не хватало только в слабонаселённых районах
пустынь. В 20 веке взгляд на воду резко изменился. В результате быстрого
роста населения земного шара и бурного развития промышленности проблема
снабжения человечества чистой пресной водой стала чуть ли не мировой
проблемой номер один. В настоящее время люди используют ежегодно около 3000
млрд кубических метров воды, и эта цифра непрерывно быстро растёт. Во
многих густонаселённых промышленных районах чистой воды уже не хватает.
Недостаток пресной воды на земном шаре можно восполнить
различными путями: опреснять морскую воду, а также заменять ею, где это
возможно в технике, пресную воду; очищать сточные воды до такой степени,
чтобы их можно было спокойно спускать в водоёмы и водотоки, не боясь
загрязнить, и использовать вторично; экономно расходовать пресную воду,
создавая менее водоёмкую технологию производства, заменяя, где это можно,
пресную воду высокого качества водой более низкого качества и т.д.
В О Д А - о д н о и з г л а в н ы х б о г а т
с т в ч е л о в е ч е с т в а н а З е м л е .
С П И С О К Л И Т Е Р А Т У Р Ы :
1. Химическая энциклопедия. Том 1. Редактор И.Л.Кнунянц. Москва,
1988 год.
2. Энциклопедический словарь юного химика. Составители
В.А.Крицман, В.В.Станцо. Москва, “ Педагогика“, 1982 год.
3. Слово о воде. Автор О.А.Спенглер. Ленинград,
“ Гидрометеоиздат “ , 1980 год.
4. Самое необыкновенное вещество в мире. Автор
И.В.Петрянов. Москва, “ Педагогика “ ,1975 год.
П Л А Н .
I.Вступление.
Высказывания известных учёных о воде.
II.Основная часть.
1.Распространение воды на планете Земля, в космическом
пространстве.
2.Изотопный состав воды.
3.Строение молекулы воды.
4.Физические свойства воды, их аномальность.
а).Агрегатные состояния воды.
б).Плотность воды в твёрдом и жидком состоянии.
в).Теплоёмкость воды.
г).Температуры плавления и кипения воды в сравнении с
другими водородными соединениями элементов
главной подгруппы YI группы таблицы Менделеева.
5.Влияние воды на формирование климата на планете
Земля.
6.Вода как основной составной компонент растительных и
животных организмов.
7.Использование воды в промышленности, производстве
электроэнергии.
8.Использование вода как эталона.
а).Для измерения температуры.
б).Для измерения массы (веса).
в).Для измерения количества тепла.
г).Для измерения высоты местности.
9.Тяжёлая вода, её свойства.
10.Омагниченная вода, её свойства.
11.Химические свойства воды.
а).Образование воды из кислорода и водорода.
б).Диссоциация воды на ионы.
в).Фотодиссоциация воды.
г).Радиолиз воды.
д).Окисление воды атомарным кислородом.
е).Взаимодействие воды с неметаллами,галогенами,
углеводородами.
ж).Взаимодействие воды с металлами.
з).Взаимодействие воды с оксидами.
и).Вода как катализатор и ингибитор химических
реакций.
III.Заключение.
Вода как одно из главных богатств человечества на Земле.
-----------------------
1040 27'
Реферат на тему: Вода. Тяжелая вода
Содержание
1. Вода в природе стр. 3
2. Физические свойства воды стр.3
3. Диаграмма состояния воды стр.6
4. Химические свойства воды стр.8
5. Тяжелая вода стр.10
6. Библиография стр.11
1. Вода в природе. Вода — весьма распространенное на Земле вещество. Почти
3/4 поверхности земного шара покрыты водой, образующей океаны, моря, реки и
озера. Много воды находится в газообразном состоянии в виде паров в
атмосфере; в виде огромных масс снега и льда лежит она круглый год на
вершинах высоких гор и в полярных странах. В недрах земли также находитcя
вода, пропитывающая почву и горные породы.
Природная вода не бывает совершенно чистой. Наиболее чистой является
дождевая вода, но и она содержит незначительные количества различных
примесей, которые захватывает из воздуха.
Количество примесей в пресных водах обычно лежит в пределах от 0,01 до
0,1% (масс.). Морская вода содержит 3,5% (масс.) растворенных веществ,
главную массу которых составляет хлорид натрия (поваренная соль).
Вода, содержащая значительное количество солей кальция и магния,
называется жесткой в отличие от мягкой воды, например дождевой. Жесткая
вода дает мало пены с мылом, а на стенках котлов образует накипь.
Чтобы освободить природную воду от взвешенных в ней частиц, ее фильтруют
сквозь слой пористого вещества, например, угля, обожженной глины и т. п.
При фильтровании больших количеств воды пользуются фильтрами из песка и
гравия. Фильтры задерживают также большую часть бактерий. Кроме того, для
обеззараживания питьевой воды ее хлорируют; для полной стерилизации воды
требуется не более 0,7 г хлора на 1 т воды.
Фильтрованием можно удалить из воды только нерастворимые примеси.
Растворенные вещества удаляют из нее путем перегонки (дистилляции) или
ионного обмена.
Вода имеет очень большое значение в жизни растений, животных и человека.
Согласно современным представлениям, само происхождение жизни связывается с
морем. Во всяком организме вода представляет собой среду, в которой
протекают химические процессы, обеспечивающие жизнедеятельность организма;
кроме того, она сама принимает участие в целом ряде биохимических реакций.
2. Физические свойства воды. Чистая вода представляет собой бесцветную
прозрачную жидкость. Плотность воды при переходе ее из твердого состояния в
жидкое не уменьшается, как почти у всех других веществ, а возрастает. При
нагревании воды от 0 до 4°С плотность ее также увеличивается. При 4°С вода
имеет максимальную плотность, и лишь при дальнейшем нагревании ее плотность
уменьшается.
Если бы при понижении температуры и при переходе из жидкого состояния в
твердое плотность воды изменялась так же, как это происходит у подавляющего
большинства веществ, то при приближении зимы поверхностные слои природных
вод охлаждались. бы до 0°С и опускались на дно, освобождая место более
теплым слоям, и так продолжалось бы до тех пор, пока вся масса водоема не
приобрела бы температуру 0°С. Далее вода начинала бы замерзать,
образующиеся льдины погружались бы на дно и водоем промерзал бы на всю его
глубину. При этом многие формы жизни в воде были бы невозможны. Но так как
наибольшей плотность вода достигает при 4 °С, то перемещение ее слоев,
вызываемое охлаждением, заканчивается при достижении этой температуры. При
дальнейшем понижении температуры охлажденный слой, обладающий меньшей
плотностью, остается на поверхности, замерзает и тем самым защищает лежащие
ниже слои от дальнейшего охлаждения и замерзания.
Большое значение в жизни природы имеет и тот факт, что вода. обладает
аномально высокой теплоемкостью [4,18 Дж/(г[pic]К)], Поэтому .в ночное
время, а также при переходе от лета к зиме вода остывает медленно, а днем
или при переходе от зимы к лету так же медленно нагревается, являясь, таким
образом, регулятором температуры на земном шаре.
В связи с тем, что при плавлении льда объем, занимаемый водой,
уменьшается, давление понижает температуру плавления льда. Эта вытекает из
принципа Ле Шателье. Действительно, пусть. лед и жидкая вода находятся в
равновесии при О°С. При увеличении давления равновесие, согласно принципу
Ле Шателье, сместится в сторону образования той фазы, которая при той же
температуре занимает меньший объем. Этой фазой является в данном случае
жидкость. Таким образом, возрастание давления при О°С вызывает превращение
льда в жидкость, а это и означает, что температура плавления льда
снижается.
Молекула воды имеет угловое строение; входящие в ее состав ядра образуют
равнобедренный треугольник, в основании которого находятся два протона, а в
вершине — ядро атома кислорода, Межъядерные расстояния О—Н близки к 0,1 нм,
расстояние между ядрами атомов водорода равно примерно 0,15 нм. Из восьми
электронов, составляющих внешний электронный слой атома кислорода в
молекуле воды
[pic]
две электронные пары образуют ковалентные связи О—Н, а остальные четыре
электрона представляют собой две неподеленных электронных пары.
Атом кислорода в молекуле воды находится в состоянии [pic]-гибридизации.
Поэтому валентный угол НОН (104,3°) близок к тетраэдрическому (109,5°).
Электроны, образующие связи О—Н, смещены к более электроотрицательному
атому кислорода. В результате атомы водорода приобретают эффективные
положительные заряды, так что на этих атомах создаются два положительных
полюса. Центры отрицательных зарядов неподеленных электронных пар атома
кислорода, находящиеся на гибридных [pic]- орбиталях, смещены относительно
ядра атома и создают два отрицательных полюса
[pic]
Молекулярная масса парообразной воды равна 18 и отвечает ее простейшей
формуле. Однако молекулярная масса жидкой воды, определяемая путем изучения
ее растворов в других растворителях оказывается более, высокой. Это
свидетельствует о том, что в жидкой воде происходит ассоциация молекул, т.
е. соединение их в более сложные агрегаты. Такой вывод подтверждается и
аномально высокими значениями температур плавления и кипения воды.
Ассоциация молекул воды вызвана образованием между ними водородных связей.
В твердой воде (лед) атом кислорода каждой молекулы участвует в
образовании двух водородных связей с соседними молекулами воды согласно
схеме,
[pic] [pic]
в которой водородные связи показаны пунктиром. Схема объемной структуры
льда изображена на рисунке. Образование водородных связей приводит к такому
расположению молекул воды, при котором они соприкасаются друг с другом
своими разноименными полюсами. Молекулы образуют слои, причем каждая из них
связана с тремя молекулами, принадлежащими к тому же слою, и с одной — из
соседнего слоя. Структура льда принадлежит к наименее плотным структурам, в
ней существуют пустоты, размеры наименее плотным структурам, в ней
существуют пустоты, размеры которых несколько превышают размеры молекулы
[pic].
При плавлении льда его структура разрушается. Но и в жидкой воде
сохраняются водородные связи между молекулами: образуются ассоциаты — как
бы обломки структуры льда, — состоящих из большего или меньшего числа
молекул воды. Однако в отличит от льда каждый ассоциат существует очень
короткое время: постоянно происходит разрушение одних и образование других
агрегатов. В пустотах таких «ледяных» агрегатов могут размещаться одиночные
молекулы воды; при этом упаковка молекул воды становится более плотной.
Именно поэтому при плавлении льда объем, занимаемый водой, уменьшается, а
ее плотность возрастает.
По мере нагревания воды обломков структуры льда в ней становится все
меньше, что приводит к дальнейшему повышению плотности воды. В интервале
температур от 0 до 4°С этот эффект преобладает над тепловым расширением,
так что плотность воды продолжает возрастать. Однако при нагревании выше
4°С преобладает влияние усиления теплового движения молекул и плотность
воды уменьшается. Поэтому при 4°С вода обладает максимальной плотностью.
При нагревании воды часть теплоты затрачивается на разрыв водородных
связей (энергия разрыва водородной связи в воде составляет примерно 25
кДж/моль). Этим объясняется высокая теплоемкость воды.
Водородные связи между молекулами воды полностью разрываются только при
переходе воды в пар.
3. Диаграмма состояния воды. Диаграмма состояния (или фазовая диаграмма)
представляет собой графическое изображение зависимости между величинами,
характеризующими состояние системы, и фазовыми превращениями в системе
(переход из твердого состояния в жидкое, из жидкого в газообразной и т.
д.). Диаграммы состояния широко применяются в химии. Для однокомпонентных
систем обычно используются диаграммы состояния, показывающие зависимость
фазовых превращений от температуры и давления; они называются диаграммами
состояния в координатах Р—Т.
На рисунке приведена в схематической форме (без строгого соблюдения
масштаба) диаграмма состояния воды. Любой точке на диаграмме отвечают
определенные значения температуры и давления.
Диаграмма показывает те состояния воды, которые термодинамически
устойчивы при определенных значениях температуры и давления. Она состоит из
трех кривых, разграничивающих все возможные температуры и давления на три
области, отвечающие льду, жидкости и пару.
[pic]
Рассмотрим каждую из кривых более подробно. Начнем с кривой ОА (рис. 73),
отделяющей область пара от области жидкого состояния. Представим себе
цилиндр, из которого удален воздух, после чего в него введено некоторое
количество чистой, свободной от растворенных веществ, в том числе от газов,
воды; цилиндр снабжен поршнем, который закреплен в некотором положении.
Через некоторое время часть воды испарится и над ее поверхностью будет
находиться насыщенный пар. Можно измерить его давление и убедиться в том,
что оно не изменяется с течением времени и не зависит от положения поршня.
Если увеличить температуру всей системы и вновь измерить давление
насыщенного пара, то окажется, что оно возросло. Повторяя такие измерения
при различных температурах, найдем зависимость давления насыщенного
водяного пара от температуры. Кривая ОА представляет собой график этой
зависимости: точки кривой показывают те пары значений температуры и
давления, при которых жидкая вода и водяной пар находятся в равновесии друг
с другом — сосуществуют. Кривая ОА называется кривой равновесия
жидкость—пар или кривой кипения. В таблице приведены значения давления
насыщенного водяного пара при нескольких температурах.
[pic]
|Темпер|Давление |Температ|Давление |
|атура |насыщенного |ура |насыщенного |
| |пара | |пара |
| | | | | | |
| |кПа |мм рт. | |кПа |мм рт. |
| | |ст. | | |ст. |
|0 |0,61 |4,6 |50 |12,3 |92,5 |
|10 |1,23 |9,2 |60 |19,9 |149 |
|20 |2,34 |17,5 |70 |31,2 |234 |
|30 |4,24 |31,8 |80 |47.4 |355 |
|40 |7,37 |55,3 |100 |101,3 |760 |
Попытаемся осуществить в цилиндре давление, отличное от равновесного,
например, меньшее, чем равновесное. Для этого освободим поршень и поднимем
его. В первый момент давление в цилиндре, действительно, упадет, но вскоре
равновесие восстановится: испарится добавочно некоторое количество воды и
давление вновь достигнет равновесного значения. Только тогда, когда вся
вода испарится, можно осуществить давление, меньшее, чем равновесное.
Отсюда следует, что точкам, лежащим на диаграмме состояния ниже или правее
кривой ОА, отвечает область пара. Если пытаться создать давление,
превышающее равновесное, то этого можно достичь, лишь опустив поршень до
поверхности воды. Иначе говоря, точкам диаграммы, лежащим выше или левее
кривой ОА, отвечает область жидкого состояния.
До каких пор простираются влево области жидкого и парообразного
состояния? Наметим по одной точке в обеих областях и будем двигаться от них
горизонтально влево. Этому движению точек на диаграмме отвечает охлаждение
жидкости или пара при постоянном давлении. Известно, что если охлаждать
воду при нормальном атмосферном давлении, то при достижении 0°С вода начнет
замерзать. Проводя аналогичные опыты при других давлениях, придем к кривой
ОС, отделяющей область жидкой воды от области льда. Эта кривая — кривая
равновесия твердое состояние — жидкость, или кривая плавления,— показывает
те пары значений температуры и давления, при которых лед и жидкая вода
находятся в равновесии.
Двигаясь по горизонтали влево в области пара (в нижнею части диаграммы),
аналогичным образом придем к кривой 0В. Это—кривая равновесия твердое
состояние—пар, или кривая сублимации. Ей отвечают те пары значений
температуры к давления, при которых в равновесии находятся лед и водяной
пар.
Все три кривые пересекаются в точке О. Координаты этой точки—это
единственная пара значений температуры и давления,. при которых в
равновесии могут находиться все три фазы: лед, жидкая вода и пар. Она носит
название тройной точки.
Кривая плавления исследована до весьма высоких давлений, В этой области
обнаружено несколько модификаций льда (на диаграмме не показаны).
Справа кривая кипения оканчивается в критической точке. При температуре,
отвечающей этой точке,—критической температуре— величины, характеризующие
физические свойства жидкости и пара, становятся одинаковыми, так что
различие между жидким и парообразным состоянием исчезает.
Существование критической температуры установил в 1860 г. Д. И.
Менделеев, изучая свойства жидкостей. Он показал, что при температурах,
лежащих выше критической, вещество не может находиться в жидком состоянии.
В 1869 г. Эндрьюс, изучая свойства газов, пришел к аналогичному выводу.
Критические температура и давление для различных веществ различны. Так,
для водорода [pic] = —239,9 °С, [pic]= 1,30 МПа, для хлора [pic]=144°С,
[pic]=7,71 МПа, для воды [pic]= 374,2 °С, [pic]=22,12 МПа.
Одной из особенностей воды, отличающих ее от других веществ, является
понижение температуры плавления льда с ростом давления. Это обстоятельство
отражается на диаграмме. Кривая плавления ОС на диаграмме состояния воды
идет вверх влево, тогда как почти для всех других веществ она идет вверх
вправо.
Превращения, происходящие с водой при атмосферном давлении, отражаются на
диаграмме точками или отрезками, расположенными на горизонтали, отвечающей
101,3 кПа (760 мм рт. ст.). Так, плавление льда или кристаллизация воды
отвечает точке D, кипение воды—точке Е, нагревание или охлаждение воды —
отрезку DE и т. п.
Диаграммы состояния изучены для ряда веществ, имеющих научное или
практическое значение. В принципе они подобны рассмотренной диаграмме
состояния воды. Однако на диаграммах состояния различных веществ могут быть
особенности. Так, известны вещества, тройная точка которых лежит при
давлении, превышающем атмосферное. В этом случае нагревание кристаллов при
атмосферном давлении приводит не к плавлению этого вещества, а к его
сублимации - превращению твердой фазы непосредственно в газообразную.
4. Химические свойства воды. Молекулы воды отличаются большой
устойчивостью к нагреванию. Однако при температурах выше 1000 °С водяной
пар начинает разлагаться на водород и кислород:
2Н[pic]О [pic]2Н[pic]+О[pic]
Процесс разложения вещества в результате его нагревания называется
термической диссоциацией. Термическая диссоциация воды протекает с
поглощением теплоты. Поэтому, согласно принципу Ле Шателье, чем выше
температура, тем в большей степени разлагается вода. Однако даже при 2000
°С степень термической диссоциации воды не превышает 2%, т.е. равновесие
между газообразной водой и продуктами ее диссоциации — водородом и
кислородом — все еще остается сдвинутым в сторону воды. При охлаждении же
ниже 1000 °С равновесие практически полностью сдвигается в этом
направлении.
Вода — весьма реакционноспособное вещество. Оксиды многих металлов и
неметаллов соединяются с водой, образуя основания и кислоты; некоторые соли
образуют с водой кристаллогидраты; наиболее активные металлы
взаимодействуют с водой с выделением водорода.
Вода обладает также каталитической способностью. В отсутствие следов
влаги практически не протекают некоторые обычные реакции; например, хлор не
взаимодействует с металлами, фтороводород не разъедает стекло, натрий не
окисляется в атмосферы воздуха.
Вода способна соединяться с рядом веществ, находящихся при обычных
условиях в газообразном состоянии, образуя при этом так: называемые гидраты
газов. Примерами могут служить соединения Хе[pic]6Н[pic]О,
CI[pic][pic]8H[pic]O, С[pic]Н[pic][pic]6Н[pic]О,
С[pic]Н[pic][pic]17Н[pic]О, которые выпадают в виде кристаллов при
температурах от 0 до 24 °С (обычно при повышенном давлении соответствующего
газа). Подобные соединения возникают в результате заполнения молекулами
газа («гостя») межмолекулярных полостей, имеющихся в структуре воды
(«хозяина»); они называются соединениями включения или клатратами.
В клатратных соединениях между молекулами «гостя» и «хозяина» образуются
лишь слабые межмолекулярные связи; включенная молекула не может покинуть
своего места в полости кристалла преимущественно из-за пространственных
затруднений Поэтому клатраты — неустойчивые соединения, которые могут
существовать лишь при сравнительно низких температурах.
Клатраты используют для разделения углеводородов и благородных газов. В
последнее время образование и разрушение клатратов газов (пропана и
некоторых других) успешно применяется для обессоливания воды. Нагнетая в
соленую воду при повышенном давлении соответствующий газ, получают
льдоподобные кристаллы клатратов, а соли остаются в растворе. Похожую на
снег массу кристаллов отделяют от маточного раствора и промывают, Затем при
некотором повышении температуры или уменьшении давления клатраты
разлагаются, образуя пресную воду и исходный газ, который вновь
используется для получения клатрата. Высокая экономичность и сравнительно
мягкие условия осуществления этого процесса делают его перспективным в
качестве промышленного метода опреснения морской воды.
5. Тяжелая вода. При электролизе обычной воды, содержащей наряду с
молекулами Н[pic]О также незначительное количество молекул D[pic]O,
образованных тяжелым изотопом водорода, разложению подвергаются
преимущественно молекулы Н[pic]О. Поэтому при длительном электролизе воды
остаток постепенно обогащается молекулами D[pic]O. Из такого остатка после
многократного повторения электролиза в 1933 г. впервые удалось выделить
небольшое количество воды
состоящей почти на 100% из молекул D[pic]О и получившей название тяжелой
воды.
По своим свойствам тяжелая вода заметно отличается от обычной воды
(таблица). Реакции с тяжелой водой протекают медленнее, чем с обычной.
Тяжелую воду применяют в качестве замедлителя нейтронов в ядерных
реакторах.
|Константа |Н[pic]О |D[pic]О |
|Молекулярная масса |18 |20 |
|Температура замерзания, °С, |0 |3,8 |
|Температура кипения, °С, |100 |101,4 |
|Плотность при 25°С, г/см |0,9971 |1,1042 |
|Температура максимальной |4 |11,6 |
|плотности, °С | | |
Библиография
1. Д.Э., Техника и производство. М., 1972г
2. Хомченко Г.П. , Химия для поступающих в ВУЗы. М., 1995г.
3. Прокофьев М.А., Энциклопедический словарь юного химика. М., 1982г.
4. Глинка Н.Л., Общая химия. Ленинград, 1984г.
5. Ахметов Н.С., Неорганическая химия. Москва, 1992г.
| |
