ВОДА, H2O

Современная энциклопедия . 2000 .

Смотреть что такое «ВОДА, H2O» в других словарях:

H2O: Просто добавь воды — H2O: Just Add Water … Википедия

Вода — ВОДА, H2O, жидкость без запаха, вкуса и цвета; плотность 1,000 г/см3 (3,98°C), tпл 0°C, tкип 100°C; при замерзании образует лед. Одно из наиболее распространенных соединений в природе (количество воды на поверхности Земли 1,39´1018 т, в атмосфере … Иллюстрированный энциклопедический словарь

вода — вода, H2O, жидкость без запаха, вкуса, цвета (в толстых слоях голубоватая). Простейшее устойчивое соединение водорода с кислородом (11,19% Н и 88,81% О по массе). Плотность 1000 г/см3 (3,98ºC), tпл 0ºС, tкип 100ºC. Самое распространённое вещество … Сельское хозяйство. Большой энциклопедический словарь

H2O: Просто добавь воды. Список серий телесериала — Содержание 1 Эпизоды 2 Обзор сезонов 3 Список серий 3.1 … Википедия

Вода — хим. соединение водорода и кислорода. Весовой состав ее: 11,19% Н и 88,81% О. Молекулярная масса 18,0153. В молекуле В. имеется 10 электронов (5 пар): одна пара внутренних электронов расположена вблизи ядра кислорода, две пары внешних электронов… … Геологическая энциклопедия

ВОДА — вода, окись водорода, H2O, простейшее устойчивое в обычных условиях химическое соединение водорода с кислородом (11,19% Н и 88,81% О по массе). Молекулярная масса 18,0160, t замерзания 0°C (при 1 ат), t кипения 100ºC (при 1 ат), плотность при… … Ветеринарный энциклопедический словарь

вода (вещество) — — [http://www.eionet.europa.eu/gemet/alphabetic?langcode=en] EN water (substance) Common liquid (H2O) which forms rain, rivers, the sea, etc., and which makes up a large part of the bodies of organisms. (Source: PHC)… … Справочник технического переводчика

вода адсорбційна — вода адсорбционная adsorbtion water Adsorptionswasser молекули H2O, які притягаються мінералами під впливом поверхневої енергії … Гірничий енциклопедичний словник

ВОДА — H2O, жидкость без запаха, вкуса, цвета (в толстых слоях голубоватая). Простейшее устойчивое соединение водорода с кислородом (11,19% Н и 88,81% О по массе). Плота. 1000 г/см3 (3,98 °С), tпл 0 °С, tкип 100 °С. Самое распространённое в во в природе … Сельско-хозяйственный энциклопедический словарь

Вода — окись водорода, H20, простейшее устойчивое в обычных условиях химическое соединение водорода с кислородом (11,19% водорода и 88,81% кислорода по массе), молекулярная масса 18,0160; бесцветная жидкость без запаха и вкуса (в толстых слоях… … Большая советская энциклопедия

Источник статьи: http://dic.academic.ru/dic.nsf/enc1p/11406

H2o как пишется правильно

Вода
Систематическое наименование	Оксид водорода Вода
Традиционные названия	вода
Хим. формула	H2O
Состояние	жидкость
Молярная масса	18,01528 г/моль
Плотность	0,9982 г/см 3
Твёрдость	1,5
Динамическая вязкость	0,00101 Па·с
Кинематическая вязкость	0,01012 см²/с (при 20 °C)
Скорость звука в веществе	(дистиллированная вода) 1348 м/с
Т. плав.	273,1 K (0 ° C)
Т. кип.	373,1 K (99,974 ° C) °C
Тройная точка	273,2 K (0,01 ° C), 611,72 Па
Кр. точка	647,1 K (374 ° C), 22,064 МПа
Мол. теплоёмк.	75,37 Дж/(моль·К)
Теплопроводность	0,56 Вт/(м·K)
Удельная теплота испарения	2256,2 кДж/кг
Удельная теплота плавления	332,4 кДж/кг
Показатель преломления	1,3945 , 1,33432 , 1,32612 , 1,39336 , 1,33298 и 1,32524
Рег. номер CAS	7732-18-5
PubChem	962
Рег. номер EINECS	231-791-2
SMILES
RTECS	ZC0110000
ChEBI	15377
ChemSpider	937
Приводятся данные для стандартных условий (25 °C, 100 кПа), если не указано иного.

Вода (оксид водорода) — бинарное неорганическое соединение с химической формулой H ₂ O : молекула воды состоит из двух атомов водорода и одного — кислорода, которые соединены между собой ковалентной связью. При нормальных условиях представляет собой прозрачную жидкость, не имеющую цвета (при малой толщине слоя), запаха и вкуса. В твёрдом состоянии называется льдом (кристаллы льда могут образовывать снег или иней), а в газообразном — водяным паром. Вода также может существовать в виде жидких кристаллов (на гидрофильных поверхностях).

Вода является хорошим сильнополярным растворителем. В природных условиях всегда содержит растворённые вещества (соли, газы).

Исключительно важна роль воды в глобальном кругообороте вещества и энергии, возникновении и поддержании жизни на Земле, в химическом строении живых организмов, в формировании климата и погоды. Вода является важнейшим веществом для всех живых существ на Земле.

Всего на Земле около 1400 млн кубических километров воды. Вода покрывает 71 % поверхности земного шара (океаны, моря, озёра, реки, льды — 361,13 млн квадратных километров). Бо́льшая часть земной воды (97,54 %) принадлежит Мировому океану — это солёная вода, непригодная для сельского хозяйства и питья. Пресная же вода находится в основном в ледниках (1,81 %) и подземных водах (около 0,63 %), и лишь небольшая часть (0,009 %) в реках и озерах. Материковые солёные воды составляют 0,007 %, в атмосфере содержится 0,001 % от всей воды нашей планеты.

Содержание

Химические названия

С формальной точки зрения вода имеет несколько различных корректных химических названий:

• Оксид водорода: бинарное соединение водорода с атомом кислорода в степени окисления −2, встречается также устаревшее название окись водорода.
• Гидроксид водорода: соединение гидроксильной группы OH — и катиона (H + )
• Гидроксильная кислота: воду можно рассматривать как соединение катиона H + , который может быть замещён металлом, и «гидроксильного остатка» OH —
• Монооксид дигидрогена
• Дигидромонооксид

Образование воды

Известно, что 2 объема водорода взаимодействуют с 1 объемом кислорода с образованием воды. При реакции выделяется большое количество тепла, как и при горении свечи. Продукт реакции — вода — не похожа на исходные вещества — водород и кислород. Следовательно, превращение, происходящее при взаимодействии водорода и кислорода, должно быть отнесено к химическим реакциям.

В соответствии с атомно-молекулярной теорией мы начинаем рассуждение, предполагая, что в реакции участвуют молекулы H₂ и O₂. В результате реакции образуются молекулы воды. Связи между атомами в реагирующих веществах разрываются и атомы перегруппировываются. При этом возникают новые связи в молекулах продукта реакции. Эти превращения легко представить с помощью молекулярных моделей. Молекулярную модель можно представить как две молекулы H₂ (четыре атома) и одна молекула O₂ (два атома). Если эти молекулы будут реагировать с образованием воды, то связи между атомами в молекулах водорода и кислорода должны разорваться. Затем «завязываются» новые связи и образуются две молекулы воды. Отметим, что в результате реакции происходит перегруппировка атомов, но общее число атомов при этом не изменяется.

Пример образования молекул воды

Один миллион молекул кислорода реагирует с достаточно большим количеством молекул водорода с образованием воды. Сколько молекул воды образуется? Сколько молекул водорода требуется для этой реакции?

Для получения 100 молекул воды расходуется 100 молекул водорода и 50 молекул кислорода. Таким образом, для получения 1 моля воды (6,02 · 10 23 молекул) нам потребуется 1 моль водорода (6,02 · 10 23 молекул) и 0,5 моля кислорода (3,01 · 10 23 молекул). Результаты приведены в таблице:

	Водород	Кислород	Вода
Число молекул	2	1	2
	4	2	4
	100	50	100
	6,02 · 10 23	3,01 · 10 23	6,02 · 10 23
Число молей	1	0,5	1
	2	1	2
	10	5	10

Реакция между водородом и кислородом протекает намного быстрее, если эти газы смешать и затем поджечь смесь искрой. Происходит сильный взрыв. Тем не менее, на 1 моль реагирующего водорода образуется такое же количество продукта реакции — воды — и выделяется столько же тепла, как и при обычном горении.

Если реагируют 1 моль чистого водорода и 0,5 моля чистого кислорода, образуется 1 моль воды. Количество тепла, выделяющееся при образовании 1 моля воды, равно 68000 кал. Если же мы возьмем только 0,025 моля чистого водорода, то потребуется 0,5 · 0,025 моля кислорода. При этом образуется 0,025 моля воды. Если получено только 0,025 моля воды, то выделяется лишь 0,025 · 68 000 = 1700 кал тепла.

Источником этой тепловой энергии должны быть сами реагирующие вещества (водород и кислород), так как к системе извне подводится только тепло, необходимое для поджигания смеси. Отсюда можно сделать вывод, что вода содержит меньше энергии, чем реагирующие вещества, используемые для ее получения. Реакция, при которой выделяется тепло, называется экзотермической. Количество тепла, выделяющееся при сгорании 1 моля водорода (68 000 кал, или 68 ккал), называется молярной теплотой сгорания водорода.

Свойства

Физические свойства

Вода при нормальных условиях находится в жидком состоянии, тогда как аналогичные водородные соединения других элементов являются газами (H₂S, CH₄, HF). Атомы водорода присоединены к атому кислорода, образуя угол 104,45° (104°27′). Из-за большой разности электроотрицательностей атомов водорода и кислорода электронные облака сильно смещены в сторону кислорода. По этой причине молекула воды обладает большим дипольным моментом (p = 1,84 Д, уступает только синильной кислоте). Каждая молекула воды образует до четырёх водородных связей — две из них образует атом кислорода и две — атомы водорода. Количество водородных связей и их разветвлённая структура определяют высокую температуру кипения воды и её удельную теплоту парообразования. Если бы не было водородных связей, вода, на основании места кислорода в таблице Менделеева и температур кипения гидридов аналогичных кислороду элементов (серы, селена, теллура), кипела бы при −80 °С, а замерзала при −100 °С.

При переходе в твёрдое состояние молекулы воды упорядочиваются, при этом объёмы пустот между молекулами увеличиваются, и общая плотность воды падает, что и объясняет меньшую плотность (больший объём) воды в фазе льда. При испарении, напротив, все водородные связи рвутся. Разрыв связей требует много энергии, отчего у воды самая большая удельная теплоёмкость среди прочих жидкостей и твёрдых веществ. Для того чтобы нагреть один литр воды на один градус, требуется затратить 4,1868 кДж энергии. Благодаря этому свойству вода нередко используется как теплоноситель. Помимо большой удельной теплоёмкости, вода также имеет большие значения удельной теплоты плавления (333,55 кДж/кг при 0 °C) и парообразования (2250 кДж/кг).

Температура, °С	Удельная теплоёмкость воды, кДж/(кг*К)
-60 (лёд)	1,64
-20 (лёд)	2,01
-10 (лёд)	2,22
0 (лёд)	2,11
0 (чистая вода)	4,218
10	4,192
20	4,182
40	4,178
60	4,184
80	4,196
100	4,216

Физические свойства разных изотопных модификаций воды при различных температурах:

Модификация воды	Максимальная плотность при температуре, °С	Тройная точка при температуре, °С
H2O	3,9834	0,01
D2O	11,2	3,82
T2O	13,4	4,49
H2 18 O	4,3	0,31

Вода обладает также высоким поверхностным натяжением, уступая в этом только ртути. Относительно высокая вязкость воды обусловлена тем, что водородные связи мешают молекулам воды двигаться с разными скоростями.

Вода является хорошим растворителем полярных веществ. Каждая молекула растворяемого вещества окружается молекулами воды, причём положительно заряженные участки молекулы растворяемого вещества притягивают атомы кислорода, а отрицательно заряженные — атомы водорода. Поскольку молекула воды мала по размерам, много молекул воды могут окружить каждую молекулу растворяемого вещества.

Это свойство воды используется живыми существами. В живой клетке и в межклеточном пространстве вступают во взаимодействие растворы различных веществ в воде. Вода необходима для жизни всех без исключения одноклеточных и многоклеточных живых существ на Земле.

Вода обладает отрицательным электрическим потенциалом поверхности.

Чистая вода — хороший изолятор. При нормальных условиях вода слабо диссоциирована и концентрация протонов (точнее, ионов гидроксония H₃O + ) и гидроксильных ионов OH − составляет 10 -7 моль/л. Но поскольку вода — хороший растворитель, в ней практически всегда растворены те или иные соли, то есть присутствуют другие положительные и отрицательные ионы. Благодаря этому вода проводит электричество. По электропроводности воды можно определить её чистоту.

Вода имеет показатель преломления n=1,33 в оптическом диапазоне. Однако она сильно поглощает инфракрасное излучение, и поэтому водяной пар является основным естественным парниковым газом, отвечающим более чем за 60 % парникового эффекта. Благодаря большому дипольному моменту молекул, вода также поглощает микроволновое излучение, на чём основан принцип действия микроволновой печи.

Агрегатные состояния

• «Твёрдое» — лёд
• «Жидкое» — вода
• «Газообразное» — водяной пар

При нормальном атмосферном давлении (760 мм рт. ст., 101 325 Па) вода переходит в твёрдое состояние при температуре в 0 °C и кипит (превращается в водяной пар) при температуре 100 °C (значения 0 °C и 100 °C были выбраны как соответствующие температурам таяния льда и кипения воды при создании температурной шкалы «по Цельсию»). При снижении давления температура таяния (плавления) льда медленно растёт, а температура кипения воды — падает. При давлении в 611,73 Па (около 0,006 атм) температура кипения и плавления совпадает и становится равной 0,01 °C. Такие давление и температура называются тройной точкой воды. При более низком давлении вода не может находиться в жидком состоянии, и лёд превращается непосредственно в пар. Температура возгонки (сублимации) льда падает со снижением давления. При высоком давлении существуют модификации льда с температурами плавления выше комнатной.

С ростом давления температура кипения воды растёт:

Давление, атм.	Температура кипения (Ткип), °C
0,987 (10 5 Па — нормальные условия)	99,63
1	100
2	120
6	158
218,5	374,1

При росте давления плотность насыщенного водяного пара в точке кипения тоже растёт, а жидкой воды — падает. При температуре 374 °C (647 K) и давлении 22,064 МПа (218 атм) вода проходит критическую точку. В этой точке плотность и другие свойства жидкой и газообразной воды совпадают. При более высоком давлении и/или температуре исчезает разница между жидкой водой и водяным паром. Такое агрегатное состояние называют «сверхкритическая жидкость».

Вода может находиться в метастабильных состояниях — пересыщенный пар, перегретая жидкость, переохлаждённая жидкость. Эти состояния могут существовать длительное время, однако они неустойчивы и при соприкосновении с более устойчивой фазой происходит переход. Например, можно получить переохлаждённую жидкость, охладив чистую воду в чистом сосуде ниже 0 °C, однако при появлении центра кристаллизации жидкая вода быстро превращается в лёд.

Оптические свойства

Они оцениваются по прозрачности воды, которая, в свою очередь, зависит от длины волны излучения, проходящего через воду. Вследствие поглощения оранжевых и красных компонентов света вода приобретает голубоватую окраску. Вода прозрачна только для видимого света и сильно поглощает инфракрасное излучение, поэтому на инфракрасных фотографиях водная поверхность всегда получается чёрной. Ультрафиолетовые лучи легко проходят через воду, поэтому растительные организмы способны развиваться в толще воды и на дне водоёмов, инфракрасные лучи проникают только в поверхностный слой. Вода отражает 5 % солнечных лучей, в то время как снег — около 85 %. Под лёд океана проникает только 2 % солнечного света.

Изотопные модификации

И кислород, и водород имеют природные и искусственные изотопы. В зависимости от типа изотопов водорода, входящих в молекулу, выделяют следующие виды воды:

• лёгкая вода (основная составляющая привычной людям воды) H₂O
• тяжёлая вода (дейтериевая) D₂O
• сверхтяжёлая вода (тритиевая) T₂O
• тритий-дейтериевая вода TDO
• тритий-протиевая вода THO
• дейтерий-протиевая вода DHO

Последние три вида возможны, так как молекула воды содержит два атома водорода. Протий — самый лёгкий изотоп водорода, дейтерий имеет атомную массу 2,0141017778 а. е. м., тритий — самый тяжёлый, атомная масса 3,0160492777 а. е. м. В воде из-под крана тяжелокислородной воды (H₂O 17 и H₂O 18 ) содержится больше, чем воды D₂O 16 : их содержание, соответственно, 1,8 кг и 0,15 кг на тонну.

Хотя тяжёлая вода часто считается мёртвой водой, так как живые организмы в ней жить не могут, некоторые микроорганизмы могут быть приучены к существованию в ней.

По стабильным изотопам кислорода 16 O, 17 O и 18 O существуют три разновидности молекул воды. Таким образом, по изотопному составу существуют 18 различных молекул воды. В действительности любая вода содержит все разновидности молекул.

Химические свойства

Вода является наиболее распространённым растворителем на планете Земля, во многом определяющим характер земной химии, как науки. Большая часть химии, при её зарождении как науки, начиналась именно как химия водных растворов веществ.

Её иногда рассматривают как амфолит — и кислоту и основание одновременно (катион H + анион OH − ). В отсутствие посторонних веществ в воде одинакова концентрация гидроксид-ионов и ионов водорода (или ионов гидроксония), pK_a ≈ 16.

Вода — химически активное вещество. Сильно полярные молекулы воды сольватируют ионы и молекулы, образуют гидраты и кристаллогидраты. Сольволиз, и в частности гидролиз, происходит в живой и неживой природе, и широко используется в химической промышленности.

Под воздействием очень высоких температур или электрического тока (при электролизе), а также под воздействием ионизирующего излучения, как установил в 1902 году Фридрих Гизель при исследовании водного раствора бромида радия, вода разлагается на молекулярный кислород и молекулярный водород:

Вода реагирует при комнатной температуре:

• с активными металлами (натрий, калий, кальций, барий и др.)

2H₂O + 2Na → 2NaOH + H₂↑

• со фтором и межгалоидными соединениями

2H₂O + 2F₂ → 4HF + O₂ H₂O + F₂ → HF + HOF (при низких температурах) 3H₂O + 2IF₅ → 5HF + HIO₃ 9H₂O + 5BrF₃ → 15HF + Br₂ + 3HBrO₃

• с солями, образованными слабой кислотой и слабым основанием, вызывая их полный гидролиз

Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S↑

• с ангидридами и галогенангидридами карбоновых и неорганических кислот
• с активными металлорганическими соединениями (диэтилцинк, реактивы Гриньяра, метилнатрий и т. д.)
• с карбидами, нитридами, фосфидами, силицидами, гидридами активных металлов (кальция, натрия, лития и др.)
• со многими солями, образуя гидраты
• с боранами, силанами
• с кетенами, недоокисью углерода
• с фторидами благородных газов

Вода реагирует при нагревании:

Вода реагирует в присутствии катализатора:

• с амидами, эфирами карбоновых кислот
• с ацетиленом и другими алкинами
• с алкенами
• с нитрилами

Волновая функция основного состояния воды

В валентном приближении электронная конфигурация молекулы H₂O в основном состоянии: (1a1) 1 (1b2) 2 (1b1) 2 (2b2) 0 (3a1) 0 . Молекула имеет замкнутую оболочку, неспаренных электронов нет. Заняты электронами четыре молекулярные орбитали (МО) — по два электрона на каждой МО ϕ_i , один со спином α , другой со спином β , или 8 спин-орбиталей ψ . Волновая функция молекулы Ψ.

Вода на Земле может существовать в трёх основных состояниях:

Вода может приобретать различные формы, которые могут одновременно соседствовать и взаимодействовать друг с другом:

• водяной пар и облака в небе
• морская вода и айсберги
• ледники и реки на поверхности земли
• водоносные слои в земле

Вода способна растворять в себе множество органических и неорганических веществ. Из-за важности воды как источника жизни, её нередко подразделяют на типы по различным принципам.

Виды воды по особенностям происхождения, состава или применения:

по содержанию катионов кальция и магния

• мягкая вода
• жёсткая вода

по изотопам водорода в молекуле

• лёгкая вода (по составу почти соответствует обычной)
• тяжёлая вода (дейтериевая)
• сверхтяжёлая вода (тритиевая)

другие виды

• пресная вода
• дождевая вода
• морская вода
• подземные воды
• минеральная вода
• солоноватая вода
• питьевая вода и водопроводная вода
• дистиллированная вода и деионизированная вода
• сточные воды
• ливневая вода или поверхностные воды
• апирогенная вода
• поливода
• структурированная вода — термин, применяемый в неакадемических теориях
• талая вода
• мёртвая вода и живая вода — виды воды со сказочными свойствами

• святая вода — особый вид воды с мистическими свойствами (согласно религиозным учениям). По христианским представлениям святая вода — это вода, посвященная Богу. Никакие свойства воды как таковой при этом не меняются.

Вода, входящая в состав другого вещества и связанная с ним физическими связями, называется влагой. В зависимости от вида связи, выделяют:

• сорбционную, капиллярную и осмотическую влагу в твёрдых веществах,
• растворённую и эмульсионную влагу в жидкостях,
• водяной пар или туман в газах.

Вещество, содержащее влагу, называют влажным веществом. Влажное вещество, не способное более сорбировать (поглощать) влагу, — насыщенное влагой вещество.

Вещество, в котором содержание влаги пренебрежимо мало при данном конкретном применении, называют сухим веществом. Гипотетическое вещество, совершенно не содержащее влагу, — абсолютно сухое вещество. Сухое вещество, составляющее основу данного влажного вещества, называют сухой частью влажного вещества.

Смесь газа с водяным паром носит название влажный газ (парогазовая смесь — устаревшее название).

В природе

В атмосфере нашей планеты вода находится в виде капель малого размера, в облаках и тумане, а также в виде пара. При конденсации выводится из атмосферы в виде атмосферных осадков (дождь, снег, град, роса). В совокупности жидкая водная оболочка Земли называется гидросферой, а твёрдая — криосферой. Вода является важнейшим веществом всех живых организмов на Земле. Предположительно, зарождение жизни на Земле произошло в водной среде.

Мировой океан содержит более 97,54 % земной воды, ледники — 1,81 %, подземные воды — около 0,63 %, реки и озера — 0,009 %, материковые солёные воды — 0,007 %, атмосфера — 0,001 %.

Атмосферные осадки

Вода за пределами Земли

Вода — чрезвычайно распространённое вещество в космосе, однако из-за высокого внутрижидкостного давления вода не может существовать в жидком состоянии в условиях вакуума космоса, отчего она представлена только в виде пара или льда.

Одним из наиболее важных вопросов, связанных с освоением космоса человеком и возможности возникновения жизни на других планетах, является вопрос о наличии воды за пределами Земли в достаточно большой концентрации. Известно, что некоторые кометы более, чем на 50 % состоят из водяного льда. Не стоит, впрочем, забывать, что не любая водная среда пригодна для жизни.

В результате бомбардировки лунного кратера, проведённой 9 октября 2009 года НАСА с использованием космического аппарата LCROSS, впервые были получены достоверные свидетельства наличия на спутнике Земли водяного льда в больших объёмах.

Вода широко распространена в Солнечной системе. Наличие воды (в основном в виде льда) подтверждено на многих спутниках Юпитера и Сатурна: Энцеладе, Тефии, Европе, Ганимеде и др. Вода присутствует в составе всех комет и многих астероидов. Учёными предполагается, что многие транснептуновые объекты имеют в своём составе воду.

Вода в виде паров содержится в атмосфере Солнца (следы), атмосферах Меркурия (3,4 %, также большие количества воды обнаружены в экзосфере Меркурия), Венеры (0,002 %), Луны, Марса (0,03 %), Юпитера (0,0004 %), Европы, Сатурна, Урана (следы) и Нептуна (найден в нижних слоях атмосферы).

Содержание водяного пара в атмосфере Земли у поверхности колеблется от 3—4 % в тропиках до 2·10 −5 % в Антарктиде.

Кроме того, вода обнаружена на экзопланетах, например HD 189733 A b, HD 209458 b и GJ 1214 b.

Жидкая вода, предположительно, имеется под поверхностью некоторых спутников планет — наиболее вероятно, на Европе — спутнике Юпитера.

Биологическая роль

Вода играет уникальную роль как вещество, определяющее возможность существования и саму жизнь всех существ на Земле. Она выполняет роль универсального растворителя, в котором происходят основные биохимические процессы живых организмов. Уникальность воды состоит в том, что она достаточно хорошо растворяет как органические, так и неорганические вещества, обеспечивая высокую скорость протекания химических реакций и в то же время — достаточную сложность образующихся комплексных соединений.

Благодаря водородной связи, вода остаётся жидкой в широком диапазоне температур, причём именно в том, который широко представлен на планете Земля в настоящее время.

Поскольку у льда плотность меньше, чем у жидкой воды, вода в водоёмах замерзает сверху, а не снизу. Образовавшийся слой льда препятствует дальнейшему промерзанию водоёма, это позволяет его обитателям выжить. Существует и другая точка зрения: если бы вода не расширялась при замерзании, то не разрушались бы клеточные структуры, соответственно замораживание не наносило бы ущерба живым организмам. Некоторые существа (тритоны) переносят замораживание/оттаивание — считается что этому способствует особый состав клеточной плазмы, не расширяющейся при замораживании.

Применение

Выращивание достаточного количества сельскохозяйственных культур на открытых засушливых землях требует значительных расходов воды на ирригацию, доходящих до 90 % в некоторых странах.

Для питья и приготовления пищи

Живое человеческое тело содержит от 50 % до 75 % воды, в зависимости от веса и возраста. Потеря организмом человека более 10 % воды может привести к смерти. В зависимости от температуры и влажности окружающей среды, физической активности и т. д. человеку нужно выпивать разное количество воды. Ведётся много споров о том, сколько воды нужно потреблять для оптимального функционирования организма.

Питьевая вода представляет собой воду из какого-либо источника, очищенную от микроорганизмов и вредных примесей. Пригодность воды для питья при её обеззараживании перед подачей в водопровод оценивается по количеству кишечных палочек на литр воды, поскольку кишечные палочки распространены и достаточно устойчивы к антибактериальным средствам, и если кишечных палочек будет мало, то будет мало и других микробов. Если кишечных палочек не больше, чем 3 на литр, вода считается пригодной для питья.

Вода является растворителем для многих веществ. Она используется для очистки как самого человека, так и различных объектов человеческой деятельности. Вода используется как растворитель в промышленности.

Среди существующих в природе жидкостей вода обладает наибольшей теплоёмкостью. Теплота её испарения выше теплоты испарения любых других жидкостей, а теплота кристаллизации уступает лишь аммиаку. В качестве теплоносителя воду используют в тепловых сетях, для передачи тепла по теплотрассам от производителей тепла к потребителям. Воду в виде льда используют для охлаждения в системах общественного питания, в медицине. Большинство атомных электростанций используют воду в качестве теплоносителя.

Во многих ядерных реакторах вода используется не только в качестве теплоносителя, но и замедлителя нейтронов для эффективного протекания цепной ядерной реакции. Также существуют тяжеловодные реакторы, в которых в качестве замедлителя используется тяжёлая вода.

В пожаротушении вода зачастую используется не только как охлаждающая жидкость, но и для изоляции огня от воздуха в составе пены, так как горение поддерживается только при достаточном поступлении кислорода.

Многими видами спорта занимаются на водных поверхностях, на льду, на снегу и даже под водой. Это подводное плавание, хоккей, лодочные виды спорта, биатлон, шорт-трек и др.

Вода используется как инструмент для разрыхления, раскалывания и даже резки пород и материалов. Она используется в добывающей промышленности, горном деле и в производстве. Достаточно распространены установки по резке водой различных материалов: от резины до стали. Вода, выходящая под давлением несколько тысяч атмосфер способна разрезать стальную пластину толщиной несколько миллиметров, или более при добавлении абразивных частиц.

Вода применяется как смазочный материал для смазки подшипников из древесины, пластиков, текстолита, подшипников с резиновыми обкладками и др. Воду также используют в эмульсионных смазках.

Исследования

Происхождение воды на планете

Происхождение воды на Земле является предметом научных споров. Некоторые учёные считают, что вода была занесена астероидами или кометами на ранней стадии образования Земли, около четырёх миллиардов лет назад, когда планета уже сформировалась в виде шара. В настоящее время установлено, что вода появилась в мантии Земли не позже 2,7 миллиардов лет назад.

Гидрология

Гидроло́гия — наука, изучающая природные воды, их взаимодействие с атмосферой и литосферой, а также явления и процессы, в них протекающие (испарение, замерзание и т. п.).

Предметом изучения гидрологии являются все виды вод гидросферы в океанах, морях, реках, озёрах, водохранилищах, болотах, почвенных и подземных вод.

Гидрология исследует круговорот воды в природе, влияние на него деятельности человека и управление режимом водных объектов и водным режимом отдельных территорий; проводит анализ гидрологических элементов для отдельных территорий и Земли в целом; даёт оценку и прогноз состояния и рационального использования водных ресурсов; пользуется методами, применяемыми в географии, физике и других науках. Данные гидрологии моря используются при плавании и ведении боевых действий надводными кораблями и подводными лодками.

Гидрология подразделяется на океанологию, гидрологию суши и гидрогеологию.

Океанология подразделяется на биологию океана, химию океана, геологию океана, физическую океанологию, и взаимодействие океана и атмосферы.

Гидрология суши подразделяется на гидрологию рек (речную гидрологию, потамологию), озероведение (лимнологию), болотоведение, гляциологию.

Гидрогеология

Гидрогеоло́гия (от др.-греч. ὕδωρ «водность» + геология) — наука, изучающая происхождение, условия залегания, состав и закономерности движений подземных вод. Также изучается взаимодействие подземных вод с горными породами, поверхностными водами и атмосферой. В сферу этой науки входят такие вопросы, как динамика подземных вод, гидрогеохимия, поиск и разведка подземных вод, а также мелиоративная и региональная гидрогеология. Гидрогеология тесно связана с гидрологией и геологией, в том числе и с инженерной геологией, метеорологией, геохимией, геофизикой и другими науками о Земле. Она опирается на данные математики, физики, химии и широко использует их методы исследования. Данные гидрогеологии используются, в частности, для решения вопросов водоснабжения, мелиорации и эксплуатации месторождений.

Источник статьи: http://chem.ru/voda.html

H2o как пишется правильно

ВОДА – оксид водорода H₂O.

В течение многих столетий вода считалась простым веществом. Лишь в 1783 французский химик Антуан Лоран Лавуазье (1743–1794) сумел разложить ее. Он показал, что вода состоит из водорода и кислорода, а в 1789 дал первую оценку ее количественного состава: 15% водорода и 85% кислорода. В дальнейшем количественный анализ воды проводили многие ученые. Долгое время образцовыми считались результаты французского химика и физика Жозефа Луи Гей-Люссака (1778–1850), полученные около 1808: 13,27% водорода и 86,73% кислорода. Только в 1821 шведский химик Йенс Якоб Берцелиус (1779–1848) и французский физик и химик Пьер Луи Дюлонг (1785–1838) сделали более правильный анализ воды и нашли, что она содержит 11,1% водорода и 88,9% кислорода, что очень близко к современным значениям (11,19% водорода и 88,81% кислорода).

Изучая объемные отношения реагирующих газов, Гей-Люссак показал, что один объем кислорода и два объема водорода при взаимодействии дают два объема водяного пара (при температуре выше 100° С). На основании этих результатов с учетом закона Авогадро был сделан вывод, что две частицы водяного пара образуются из одной частицы кислорода и двух частиц водорода. Таким образом была выведена формула воды H₂O.

На нашей планете вода играет очень важную роль. В природе она совершает непрерывный круговорот. Под влиянием солнечной энергии жидкая вода (главным образом, в теплых морях и океанах) превращается в пар, который поднимается в верхние слои атмосферы. Это происходит благодаря тому, что водяной пар легче воздуха. Так происходит образование облаков, которые ветрами переносятся в другие части планеты, где в виде дождя и других осадков вода попадает на поверхность земли. Здесь она образует ручьи и реки, которые возвращают испаренную воду в океаны (рис. 1).

Чистой воды в природе нет. Даже наиболее чистая дождевая вода при падении через атмосферу растворяет газы и захватывает пыль. При ее испарении всегда остается небольшой остаток – около 0,03 г на литр. На поверхности земли вода дополнительно растворяет многие твердые вещества. Часть ее впитывается в почву. В глубине земли продолжается растворение различных веществ, так что при выходе на поверхность вода иногда образует минеральные источники. Ключевая и колодезная вода от растворенных в ней солей часто бывает жесткой.

Речная (пресная) вода содержит до 0,5 г растворенных солей в одном литре. В конце концов, все это попадает в море. Таким образом, море, испаряя чистую воду, получает взамен воду с растворенными в ней веществами. Количество солей, поставляемое реками в моря и океаны, огромно. Так, река Дон ежегодно вносит в Азовское море около 16 млн. т солей, Дунай в Черное море – 9 млн. т.

В океанской воде содержится около 35 г солей в литре. Столько же имеется в водах большинства морей. Однако для закрытых морей встречаются отклонения от средней солености, связанные с числом впадающих рек, средней температурой и другими факторами. Балтийское море содержит лишь 3–8 г солей на литр, а Красное – до 45 г. В соленых озерах содержание солей может быть намного больше: в Мертвом море – 228 г в одном литре, в оз. Эльтон – 270 г. В морской воде растворен, в основном, хлорид натрия; кроме того, имеются и другие соли натрия, магния, кальция.

Для научной работы, а также для фармацевтических и других целей, воду перегоняют (рис. 2). Для этого ее превращают в пар, который затем охлаждают, получая чистую дистиллированную воду. Примеси остаются в перегонном сосуде.

Молекула воды имеет угловое строение с длиной связи О–Н 96 пм и валентным углом Н-О-Н 104,5°. Молекула воды полярна, ее дипольный момент равен 1,86 Д.(Д –дебай, 1 Д = 3,34·10 -30 Кулон·м).

Природная вода содержит следы «тяжелой» воды (оксида дейтерия) D₂O. Физические свойства H₂O и D₂O заметно различаются.

Таблица: Физические свойства

H2O	D2O
t плав.,°С	0,0	3,8
t кип., °С	100,0	101,4

Свойства воды служат точкой отсчета для многих физических величин. Так, температуры замерзания и кипения воды лежат в основе шкалы Цельсия. Один литр – это объем 1 кг чистой воды, взвешенной при +4 °С (при этой температуре вода имеет максимальную плотность).

Многие физические свойства воды аномальны по сравнению с другими жидкостями. Одной из причин этого служат малые размеры молекул воды – минимальные среди всех жидких веществ при обычных условиях. Однако наиболее важным свойством воды является ее способность образовывать прочные водородные связи.

В водяном паре при температуре кипения и атмосферном давлении присутствует около 1% димеров, в которых молекулы воды объединены в пары водородными связями. В жидком и твердом состоянии каждая молекула воды образует четыре водородные связи: две как донор протонов и две – как акцептор протонов. Водородные связи молекулы воды направлены приблизительно к вершинам правильного тетраэдра (рис. 3.).

Если бы водородных связей не было, то температуры плавления и кипения воды были бы существенно ниже, как это наблюдается у других водородных соединений неметаллов. Водородные связи являются причиной и другого уникального свойства воды – при плавлении ее плотность возрастает. При 0°С плотность льда (0,9168 г/см 3 ) меньше, чем плотности жидкой воды (0,9998 г/см 3 ), поэтому лед плавает на поверхности воды. Если бы у льда была более высокая плотность, по мере замерзания он опускался бы на дно, что сделало бы жизнь в водоемах зимой невозможной.
Чтобы превратить воду в пар, надо затратить много энергии – около 44 кДж/моль. При обратном переходе пара в жидкую воду выделяется то же количество теплоты.

Вода устойчива при нагревании вплоть до 1000°С. При более высоких температурах она частично разлагается на водород и кислород. Эти же продукты образуются при электролизе воды.

Разложение воды искрами электрической машины заметили еще в 1789, а годом позже воду разложили с помощью гальванического электричества. В России это впервые было сделано профессором С.-Петербургской Медико-Хирургической Академии В.В. Петровым летом 1802 посредством огромной «гальвани-вольтовой батареи», состоявшей из 4200 медных и цинковых кружков. Электролиз чистой воды идет очень медленно. Для более быстрого разложения воды электрическим током в нее добавляют какую-либо кислоту, щелочь или соль. Этот процесс иногда используют для получения чистого водорода и кислорода (рис. 4).

Под действием УФ-излучения вода распадается на ионы Н + и ОН – , а под действием ионизирующего излучения радиоактивных веществ – образует Н₂, Н₂О₂ и свободные радикалы Н*, ОН*, НО₂*.

Вода вступает в химическое взаимодействие со многими простыми веществами. Большинство таких реакций протекает при высокой температуре. Только наиболее активные металлы (щелочные и щелочноземельные) и неметаллы (галогены) реагируют с водой при комнатной температуре. Однако при одновременном воздействии воды и окислителей даже при обычной температуре происходит разрушение металлов средней активности (таких как железо) в результате коррозии.

Очень сильными восстановителями вода восстанавливается до водорода, очень сильными окислителями – окисляется до кислорода.

Вода взаимодействует со многими основными оксидами с образованием гидроксидов. В реакциях воды с большинством кислотных оксидов образуются кислоты.

РЕАКЦИИ ВОДЫ

Таблица: Реакции воды

С простыми веществами:
металлами	неметаллами
2Na + 2H2O = 2NaOH + H2	Cl2 + H2O⇋ HCl + HClO
2Fe + 3H2O = Fe2O3 + 3H2 (600 °C)	H2O + C ⇋ CO + H2 (800–1000 °C)
С оксидами:
основными	кислотными
CaO + H2O = Ca(OH)2	SO3 + H2O = H2SO4
Na2O + H2O = 2NaOH	N2O5 +H2O = 2HNO3
Термическое разложение: 2Н2О⇋ 2Н2 + О2

Некоторые сложные вещества полностью разлагаются водой – подвергаются необратимому гидролизу:

Вода может служить катализатором. Например, щелочные металлы и водород реагируют с хлором только в присутствии следов воды. Иногда вода является каталитическим ядом, например, для железного катализатора при синтезе аммиака.
В результате образования водородных связей твердая вода (лед) имеет рыхлую структуру с обширными замкнутыми полостями двух типов: больших и малых. В этих полостях могут размещаться молекулы других веществ, имеющие соответствующие размеры. Они удерживаются в них ван-дер-ваальсовыми силами. Так образуются газовые гидраты – клатраты, соединения типа «гость-хозяин», в которых «гостями» являются молекулы газов или легкокипящих жидкостей (благородные газы, галогены, углеводороды и др.), а «хозяевами» – молекулы воды, образующие кристаллический каркас. По внешнему виду газовые гидраты напоминают снег или рыхлый лед, но могут существовать только при повышенном давлении и отрицательной (по Цельсию) температуре. Наиболее важным на сегодняшний день газовым гидратом является гидрат природного газа метана, колоссальные скопления которого обнаружены в недрах земли, в особенности на шельфе морей и океанов.

Газовые гидраты относятся к соединениям переменного состава. Если диаметр молекулы газа менее 0,52 нм (Ar, CH₄, H₂S), то в предельном случае могут заполниться и большие и малы полости кристаллической решетки. При полном заполнении всех полостей число молекул воды, приходящихся на одну молекулу «гостя», составляет 5,75 (например, 4Ar . 23H₂O). Молекулы «гостей» с диаметром от 0,52 до 0,59 нм (Br₂, CH₃SH, COS) могут заполнять лишь большие полости. В этом случае минимальной число молекул воды, приходящееся на одну молекулу «гостя», равно 7,66 (например, 3Br₂ . 23H₂O). Гидраты газов с диаметром молекул от 0,59 до 0,69 нм (C₃H₈, изо-C₄H₁₀, CHCl₃) имеют другую структуру и состав, например C₃H₈ . 17H₂O.

Вода хорошо растворяет многие вещества, имеющие ионное строение (соли, щелочи), а также вещества, молекулы которых полярны. Наличие в жидкой воде ассоциатов (элементов кристаллической структуры) наряду с большим дипольным моментом молекул приводит к высокой диэлектрической проницаемости воды (ε = 78,3 при 25 °С). Это вызывает заметное ослабление кулоновского притяжения в водной среде, а, следовательно, способствует электролитической диссоциации ионных и полярных ковалентных соединений. При этом полярные молекулы воды участвуют в процессе гидратации за счет притяжения соответствующих полюсов полярных молекул воды к образующимся катионам и анионам. В ряде случаев образующиеся связи являются настолько прочными, что можно говорить о возникновении аквакомплексов. Аквакомплексы обнаружены не только в водных растворах, но и во многих кристаллических структурах.

Твердые вещества, как правило, лучше растворяются при нагревании. При этом вещества с очень прочной кристаллической решеткой мало растворимы в воде. К ним относятся хлориды, бромиды и иодиды серебра и свинца, сульфаты щелочноземельных металлов и свинца, большинство гидроксидов, сульфидов, ортофосфатов и карбонатов металлов.

Газы обычно плохо растворяются в воде. Исключение составляют газообразные вещества, взаимодействующие с водой, например аммиак, хлороводород или диоксид серы. Растворимость всех газов возрастает при увеличении давления и, как правило, понижается при нагревании.

В жидкой воде одна из каждых 10 миллионов молекул диссоциирует, образуя ионы: катионы водорода Н + и гидроксид-ионы ОН – :
Н₂О ⇋ Н + + ОН –

Чистая вода содержит одинаковую молярную концентрацию катионов водорода Н + и гидроксид-ионов ОН – , и среда ее нейтральна. Однако при растворении многих веществ в воде концентрации ионов Н+ и ОН– изменяются. Если увеличивается концентрация катионов водорода, среда становится кислотной. При увеличении концентрации гидроксид-ионов среда становится щелочной. Определить характер среды можно с помощью индикаторов.

Таблица: Окраска индикаторов

Индикатор	Кислотная среда	Нейтральная среда	Щелочная среда
Лакмус	Красный	Фиолетовый	Синий
Фенолфталеин	Бесцветный	Бесцветный	Малиновый
Метиловый оранжевый	Розовый	Оранжевый	Желтый

Основания диссоциируют в водном растворе с образованием гидроксид-ионов, создавая щелочную среду:
NaOH = Na + + OH – (сильное основание)
NH₃ . H2O ⇋ NH₄+ + OH– (слабое основание)
При диссоциации кислот в растворе образуются катионы водорода, и среда становится кислотной.
H₂SO₄ = 2H+ + SO₄ 2– (сильная кислота)
H2CO3 ⇋ H + + HCO₃ – (слабая кислота)

Таблица: Примеры кислот и оснований

Вещества	Сильные	Слабые
Основания	NaOH, KOH, Ca(OH)2, Ba(OH)2	NH3
Кислоты	HCl, HBr, HI, H2SO4, HNO3	H3PO4, H2CO3, H2S

Соли при растворении в воде диссоциируют на катионы металла и анионы кислоты. Растворы многих солей имеют кислотную или щелочную среду за счет обратимого гидролиза по катиону или по аниону (см. ГИДРАТАЦИЯ, ГИДРАТЫ, ГИДРОЛИЗ).

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

СОЛЬ		ГИДРОЛИЗ	СРЕДА РАСТВОРА	рН
Катион	Анион
сильного основания	сильной кислоты	—	нейтральная	7
сильного основания	слабой кислоты	по аниону	щелочная	> 7
слабого или малорастворимого основания	сильной кислоты	По катиону	кислотная	7 + + HCO3 – HCO3 – + H2­O ⇋ H2CO3 + OH – Вода используется во многих технологических процессах главным образом как охлаждающая жидкость, транспортирующая среда для сыпучих материалов (например, золы), важнейший растворитель, реагент. Тяжелую воду применяют в качестве эффективного замедлителя нейтронов. Обычная вода не токсична, однако тяжелая вода опасна для млекопитающих. Вода является жизненно важным веществом. Она является обязательным компонентом всех живых существ. Организм взрослого человека массой 65 кг содержит до 40 кг воды. Вода является растворителем, составной частью клеток, участником биохимических реакций. Она играет важную роль в терморегуляции. У взрослого человека суточная потребность в воде составляет примерно 2,4 кг. Сюда включается вода, поступающая в организм с твердой и жидкой пищей, в виде напитков, а также вода, образующаяся в результате дыхательных процессов (около 300 г). Человек чрезвычайно остро ощущает изменения содержания воды в организме и может прожить без воды лишь несколько суток. Потеря 10–20% воды опасна для жизни. В то же время избыток воды приводит к перегрузке сердечно-сосудистой системы, потере солей. Очень важен минеральный состав питьевой воды. Человек употребляет для питья воду, содержащую от 0,02 до 2 г минеральных веществ на 1 л. Большое значение имеют вещества, находящиеся в малых концентрациях, но играющие важную роль в физиологических процессах организма. Например, длительное употребление питьевой воды, содержащей фтора менее 0,6 мг/л, ведет к кариесу зубов, а потребление воды с концентрацией фтора более 1 мг/л вызывает флюороз. Если в питьевую воду попадают возбудители инфекционных заболеваний, она может явиться фактором их распространения. Многие возбудители кишечных инфекций сохраняют свою жизнеспособность в воде в течение нескольких месяцев. При определении качества питьевой воды немаловажное значение имеют свойства, воспринимаемые органами чувств (органолептические свойства): температура, прозрачность, цвет, запах, вкус, жесткость. Питьевая вода должна быть безопасной в эпидемиологическом отношении, безвредной по химическому составу, благоприятной по органолептическим свойствам. Чтобы использовать для питья природную воду, ее обычно очищают. С этой целью применяют как физические (фильтрование, отстаивание), так и химические (хлорирование, озонирование) методы. В 1 мл питьевой воды должно быть не более 100 микроорганизмов (число бактерий группы кишечных палочек – не более 3). Не менее жесткие ограничения накладываются на содержание химических веществ. ПРЕДЕЛЬНО ДОПУСТИМЫЕ КОНЦЕНТРАЦИИ ХИМИЧЕСКИХ ВЕЩЕСТВ В ПИТЬЕВОЙ ВОДЕ (мг/л) Алюминий 0,5 Полифосфаты 3,5 Бериллий 0,002 Свинец 0,03 Железо 0,3 Селен 0,001 Марганец 0,1 Стронций 7,0 Медь 1,0 Сульфаты 500,0 Молибден 0,25 Фтор 0,7–1,5 (для различных климатических районов) Мышьяк 0,05 Хлориды 350,0 Нитраты 45,0 Цинк 5,0 Полиакриламид 2,0 Общая жесткость питьевой воды должна быть не выше 7,0 ммоль/л, а сухой остаток – 1000 мг/л. Значения рН не должны выходить за пределы 6,0–9,0. Ресурсы питьевой воды не безграничны. Проблема обеспечения питьевой водой растущего народонаселения является одной из наиболее острых экологических проблем современности. На возобновляемые водные ресурсы – речной сток воды – оказывает влияние не только растущее загрязнение окружающей среды, но и глобальное потепление климата Земли. Хотя в ряде районов России увеличение количества атмосферных осадков и повышение температуры воздуха в холодное время года благоприятно отражаются на стоке воды рек, на северо-западе и юге нашей страны наметилась тенденция к уменьшению количества ежегодно возобновляющихся водных ресурсов. Для предотвращения водного кризиса, помимо усиления административных мер по охране природных ресурсов, необходимо экологическое образование население. Это должно помочь правильному восприятию взаимосвязей между всеми сферами Земли, включая ее водную оболочку. Кольман Я., Рём К.-Г. Наглядная биохимия (перевод с нем.) – М., Мир, 2000 Третьяков Ю.Д. и др. Неорганическая химия. Химия элементов: Учебник для вузов: В 2 книгах. М.: Химия, 2001. Химия и общество (перевод с англ.) – М., Мир, 1995 Человек и среда его обитания. Хрестоматия. – М., Мир, 2003 Источник статьи: http://www.krugosvet.ru/enc/khimiya/voda Урок 5. Химическая формула В уроке 5 «Химическая формула» из курса «Химия для чайников» дадим определение химическим формулам и их индексам, а также выясним различия химических формул веществ молекулярного и немолекулярного строения. Напоминаю, что в прошлом уроке «Сложные вещества» мы дали определение химическим соединениям, рассмотрели различия органических и неорганических соединений, а также выяснили, что означает качественный и количественный состав. Состав любого вещества выражается в виде химической формулы. Химическая формула — это условная запись состава вещества с помощью химических знаков и индексов . Качественный состав показывается с помощью знаков (символов) химических элементов, а количественный — с помощью индексов, которые записываются справа и чуть ниже знаков химических элементов. Индекс — число атомов данного химического элемента в формуле вещества. Например, химическая формула простого вещества водорода записывается так: Химические формулы веществ молекулярного строения Формулы двухатомных молекул: кислорода — О2 («о-два»), хлора — Сl2 («хлор-два»), азота — N2 («эн-два»). Трехатомная молекула озона и восьмиатомная молекула серы обозначаются формулами О3 («о-три») и S8 («эс-восемь»). Формулы молекул сложных веществ также отображают их качественный и количественный состав. Например, формула воды, как вы уже, наверное, хорошо знаете, Н2О («аш-два-о»), метана — СН4 («це-аш-четыре»), а аммиака — NH3 («эн-аш-три»). Точно так же читаются формулы любых сложных веществ. Например, формула серной кислоты — H2SO4 («аш-два-эс-о-четыре»), а глюкозы — C6H12O6 («це-шесть-аш-двенадцать-о-шесть»). Химические формулы веществ молекулярного строения (их называют молекулярными формулами) показывают состав элементарных частей, т. е. условных «кирпичиков», из которых состоят эти вещества. Такими элементарными составными частями (элементарными структурными единицами, или просто структурными единицами) в данном случае являются молекулы. Химические формулы веществ немолекулярного строения А если вещество имеет немолекулярное строение? Химические формулы простых веществ такого типа (например, металлов) записывают просто знаками соответствующих элементов без индексов (или, вернее, с индексом, равным единице, которая не записывается). Так, формула простого вещества железа — Fe, меди — Cu, алюминия — Al. Состав сложных веществ немолекулярного строения выражают с помощью формул, которые показывают простейшее соотношение чисел атомов разных химических элементов в этих веществах. Такие формулы называются простейшими. Например, простейшая формула кварца — главной составной части речного песка — SiO2. Она показывает, что в кристалле кварца на один атом кремния приходятся два атома кислорода, т. е. простейшее соотношение чисел атомов кремния и кислорода в этом веществе равно 1:2. Простейшая формула Al2O3 показывает, что в этом соединении простейшее соотношение между числами атомов алюминия и кислорода равно 2:3. Группа атомов, состав которой соответствует простейшей формуле вещества немолекулярного строения, называется его формульной единицей. Формульная единица, поваренной соли NaCl («натрий-хлор») — группа из одного атома натрия и одного атома хлора. Формульная единица мела CaCO3 («кальций-це-о-три») — группа из одного атома кальция, одного атома углерода и трех атомов кислорода. Формулы более сложных соединений немолекулярного строения читаются аналогично. Дополнительно указывается только число групп атомов, заключенных в круглые скобки: Al2(SO4)3 («алюминий-два-эс-о-четыре-трижды»), Mg(NO3)2 («магний-эн-о-три-дважды») и т. д. Таким образом, структурными единицами веществ молекулярного строения являются молекулы. Структурными единицами веществ немолекулярного строения являются их формульные единицы. В таблице ниже показаны формульная запись и схематическое изображение состава веществ различного типа. Краткие выводы урока: Качественный и количественный состав вещества выражается с помощью химических формул. Химическая формула вещества молекулярного строения показывает состав его молекулы, которая является элементарной структурной единицей данного вещества. Химическая формула вещества немолекулярного строения показывает простейшее соотношение атомов в его формульной единице. Надеюсь урок 5 «Химическая формула» был понятным и познавательным. Если у вас возникли вопросы, пишите их в комментарии. Источник статьи: http://himi4ka.ru/arhiv-urokov/urok-5-himicheskaja-formula.html H2O2 — что это за вещество? Общеизвестна формула основы жизни – воды. Её молекула состоит из двух атомов водорода и одного кислорода, что записывается как H2O. Если же кислорода будет в два раза больше, то получится совсем другое вещество – H2O2. Что это и чем полученное вещество будет отличаться от своей «родственницы» воды? H2O2 – что это за вещество? Остановимся на нем подробнее. H2O2 – формула перекиси водорода, Да, той самой, которой обрабатывают царапины, белой. Пероксид водорода H2O2 — название вещества научное. Для дезинфекции используют трехпроцентный раствор перекиси. В чистом или концентрированном виде она вызывает химические ожоги кожи. Тридцатипроцентный раствор перекиси иначе называют пергидроль; раньше его применяли в парикмахерских для обесцвечивания волос. Обожженная им кожа также становится белой. Химические свойства Н2О2 Перекись водорода представляет собой жидкость без цвета и с «металлическим» привкусом. Является хорошим растворителем и сама легко растворяется в воде, эфире, спиртах. Трёх- и шестипроцентные растворы перекиси обычно готовят, разбавляя тридцатипроцентный раствор. При хранении концентрированного Н2О2 происходит разложение вещества с выделением кислорода, поэтому в плотно закупоренных емкостях его хранить не следует во избежание взрыва. С уменьшением концентрации пероксида, повышается его устойчивость. Также для замедления разложения Н2О2 можно добавлять в него различные вещества, например, фосфорную или салициловую кислоту. Для хранения растворов сильной концентрации (более 90 процентов) в перекись добавляют пирофосфат натрия, который стабилизирует состояние вещества, а также используют сосуды из алюминия. Н2О2 в химических реакциях может быть как окислителем, так и восстановителем. Однако чаще пероксид проявляет окислительные свойства. Перекись принято считать кислотой, но очень слабой; соли перекиси водорода называют пероксидами. Реакция разложения как метод получения кислорода Реакция разложения Н2О2 происходит при воздействии на вещество высокой температуры (более 150 градусов Цельсия). В результате образуются вода и кислород. Формула реакции – 2 Н2О2 + t -> 2 Н2О + О2 Можно посчитать электронный баланс H2O2 в уравнении: Степень окисления Н в Н2О2 и Н2О = +1. Степень окисления О: в Н2О2 = -1, в Н2О = -2, в О2 = 0 2 О -1 — 2е -> О2 0 О -1 + е -> О -2 2 Н2О2 = 2 Н2О + О2 Разложение перекиси водорода может произойти и при комнатной температуре, если использовать катализатор (химическое вещество, ускоряющее реакцию). В лабораториях одним из методов получения кислорода, наряду с разложением бертолетовой соли или марганцовки, является реакция разложения перекиси. В таком случае в качестве катализатора используют оксид марганца (IV). Другие вещества, ускоряющие разложение H2O2, – медь, платина, гидроксид натрия. История открытия перекиси Первые шаги к открытию перекиси были сделаны в 1790 году немцем Александром Гумбольдтом, когда он обнаружил превращения оксида бария в пероксид при нагревании. Тот процесс сопровождался поглощением кислорода из воздуха. Через двенадцать лет учеными Тенаром и Гей-Люссаком был проведен опыт по сжиганию щелочных металлов с избытком кислорода, в результате чего был получен пероксид натрия. Но пероксид водорода был получен позже, лишь в 1818 году, когда Луи Тенар изучал воздействие кислот на металлы; для их устойчивого взаимодействия было необходимо низкое количество кислорода. Проводя подтверждающий опыт с перекисью бария и серной кислотой, ученый добавил к ним воду, хлористый водород и лёд. Через непродолжительное время, Тенар обнаружил на стенках емкости с пероксидом бария небольшие застывшие капли. Стало ясно, что это H2O2. Тогда дали полученному H2O2 название «окисленная вода». Это и была перекись водорода — бесцветная, ничем не пахнущая, трудноиспаримая жидкость, хорошо растворяющая другие вещества. Результат взаимодействия H2O2 и H2O2 — реакция диссоциации, перекись растворима в воде. Интересный факт – быстро обнаружились свойства нового вещества, позволяющие использовать его в реставрационных работах. Сам Тенар при помощи пероксида отреставрировал картину Рафаэля, потемневшую от времени. Перекись водорода в XX веке После тщательного изучения полученного вещества его стали производить в промышленных масштабах. В начале двадцатого века ввели электрохимическую технологию производства перекиси, основанную на процессе электролиза. Но срок годности полученного таким методом вещества был невелик, около пары недель. Чистая перекись нестабильна, и по большей части её выпускали в тридцатипроцентной концентрации для отбеливания ткани и в трёх- или шестипроцентной – для бытовых нужд. Учёные фашистской Германии использовали пероксид для создания ракетного двигателя на жидком топливе, который использовался для оборонных нужд во Второй Мировой войне. В результате взаимодействия Н2О2 и метанола/гидразина, получалось мощное топливо, на котором самолет достигал скорости более 950 км/ч. Где применяется Н2О2 сейчас? в медицине — для обработки ран; в целлюлозно-бумажной промышленности используются отбеливающие свойства вещества; в текстильной промышленности перекисью отбеливают натуральные и синтетические ткани, меха, шерсть; как ракетное топливо или его окислитель; в химии — для получения кислорода, как пенообразователь для производства пористых материалов, как катализатор или гидрирующий агент; для производства дезинфицирующих или чистящих средств, отбеливателей; для обесцвечивания волос (это устаревший метод, так как волосы сильно повреждаются пероксидом); некоторые используют перекись для отбеливания зубов, но при этом разрушается их эмаль; в аквариумистике и рыбных хозяйствах используют трёхпроцентный раствор Н2О2 для оживления задохнувшихся рыб, для уничтожения водорослей и паразитов в аквариуме, а также для борьбы с некоторыми заболеваниями рыбы; во всех отраслях пероксид может применяться как средство дезинфекции поверхностей, оборудования, упаковки; для чистки бассейнов; для добычи металлов и нефти в горно- и нефтедобывающей промышленности; для обработки металлов и сплавов в металлообработке. Применение Н2О2 в быту Перекись водорода можно успешно применять для решения разных бытовых задач. Но использовать в этих целях можно лишь трёхпроцентную перекись водорода. Вот некоторые способы: Для очистки поверхностей нужно залить перекись в сосуд пульверизатором и разбрызгивать на загрязненные места. Для дезинфекции предметов их нужно протереть неразбавленным раствором Н2О2. Это поможет очистить их от вредных микроорганизмов. Губки для мытья можно замочить в воде с перекисью (пропорция 1:1). Для отбеливания тканей при стирке белых вещей добавляют стакан пероксида. Можно также выполоскать белые ткани в воде, смешанной со стаканом Н2О2. Этот способ возвращает белизну, предохраняет ткани от пожелтения и помогает удалить трудновыводимые пятна. Для борьбы с плесенью и грибком следует смешать в емкости с пульверизатором перекись и воду в пропорции 1:2. Полученную смесь распылять на зараженные поверхности и через 10 минут очищать их при помощи щётки или губки. Обновить потемневшую затирку в кафельной плитке можно, распылив пероксид на нужные участки. Через 30 минут нужно тщательно потереть их жесткой щёткой. Для мытья посуды полстакана Н2О2 добавить в полный таз с водой (или раковину с закрытым сливом). Промытые в таком растворе чашки и тарелки будут сиять чистотой. Чтобы очистить зубную щётку, нужно опустить её в неразведенный трёхпроцентный раствор перекиси. Затем промыть под сильной струей воды. Этот способ хорошо дезинфицирует предмет гигиены. Чтобы продезинфицировать купленные овощи и фрукты, следует распылить на них раствор 1 части перекиси и 1 части воды, после чего тщательно промыть их водой (можно холодной). На дачном участке при помощи Н2О2 можно бороться с болезнями растений. Нужно опрыскивать их раствором перекиси или замочить семена незадолго до посадки в 4,5 литрах воды, смешанной с 30 мл сорокапроцентной перекиси водорода. Для оживления аквариумных рыбок, если они отравились аммиаком, задохнулись при отключении аэрации или по другой причине, можно попробовать поместить их в воду с перекисью водорода. Нужно смешать трёхпроцентную перекись с водой из расчёта 30 мл на 100 литров и поместить в полученную смесь бездыханных рыб на 15-20 минут. Если они не оживут за это время, значит, средство не помогло. Перекись водорода в природе Не стоит считать пероксид водорода искусственным соединением, получаемым только в лабораториях. В Н2О2 содержится в дожде и снеге, в горном воздухе. В горах можно встретить источники и реки с белой от мельчайших кислородных пузырьков водой, которая справедливо считается полезной. Мало кто знает, что цвет и пузырьки обусловлены наличием в воде Н2О2, образующейся из-за хорошей её аэрации. Между тем, не стоит бояться пить такую воду некипяченой, если, разумеется, поблизости нет заводов и фабрик. Перекись водорода, естественным путем образующаяся в воде, служит обеззараживающим средством против микроорганизмов и паразитов. Даже в результате активного встряхивания бутылки с водой в ней образуется некоторое количество пероксида, так как вода при этом действии насыщается кислородом. В свежих фруктах и овощах Н2О2 также содержится, пока они не подвергнутся термической обработке. При нагреве, варке, обжарке и других процессах с сопутствующей высокой температурой уничтожается большое количество кислорода. Именно поэтому прошедшие кулинарную обработку продукты считаются не такими полезными, хотя какое-то количество витаминов в них остается. Свежевыжатые соки или кислородные коктейли, подаваемые в санаториях, полезны по той же причине – из-за насыщения кислородом, который дает организму новые силы и очищает его. Опасность перекиси при употреблении внутрь После вышесказанного может показаться, что перекись можно специально принимать внутрь, и от этого будет польза организму. Но это совсем не так. В воде или соках соединение содержится в минимальных количествах и тесно связано с другими веществами. Прием же «ненатуральной» перекиси водорода внутрь (а вся перекись, купленная в магазине или произведенная в результате химических опытов самостоятельно, никак не может считаться натуральной, к тому же обладает слишком высокой концентрацией по сравнению с природной) может привести к опасным для жизни и здоровья последствиям. Чтобы понять — почему, нужно вновь обратиться к химии. Как уже упомянуто, при некоторых условиях пероксид водорода разрушается и выделяет кислород, являющийся активным окислителем. Например, реакция разложения может произойти при столкновении Н2О2 с пероксидазой – внутриклеточным ферментом. В основе использования перекиси для дезинфекции положены именно её окислительные свойства. Так, когда рану обрабатывают Н2О2 – выделяющийся кислород уничтожает живые патогенные микроорганизмы, попавшие в нее. Такое же действие она оказывает и на другие живые клетки. Если обработать неповрежденную кожу пероксидом, а потом протереть место обработки спиртом, почувствуется жжение, что подтверждает наличие микроскопических повреждений после перекиси. Но при внешнем применении перекиси низкой концентрации какого-то заметного вреда организму не будет. Другое дело, если её пытаться принимать внутрь. То вещество, которое способно повреждать даже сравнительно толстую кожу снаружи, попадает на слизистые оболочки пищеварительного тракта. То есть происходят химические мини-ожоги. Разумеется, выделяющийся окислитель – кислород – может заодно убить и вредные микробы. Но этот же процесс произойдет и с клетками пищевого тракта. Если ожоги в результате действия окислителя будут повторяться, то возможна атрофия слизистых оболочек, а это – первый шаг на пути к раку. Гибель клеток кишечника приводит к невозможности организма усваивать питательные вещества, этим объясняется, например, снижение веса и исчезновение запоров у некоторых людей, практикующих «лечение» перекисью. Отдельно нужно сказать о таком методе употребления перекиси, как внутривенные инъекции. Даже если по какой-то причине их назначил врач (оправдано это может быть лишь при заражении крови, когда других подходящих лекарств в наличии нет), то под медицинским наблюдением и со строгим расчетом дозировок риски все-таки есть. Но в такой экстремальной ситуации это будет шансом на выздоровление. Самому же назначать себе уколы перекиси водорода ни в коем случае нельзя. Н2О2 представляет большую опасность для клеток крови – эритроцитов и тромбоцитов, так как при попадании в кровеносное русло разрушает их. К тому же, может произойти смертельно опасная закупорка сосудов высвободившимся кислородом – газовая эмболия. Меры безопасности в обращении с Н2О2 Хранить в недоступном для детей и недееспособных лиц месте. Отсутствие запаха и выраженного вкуса делает перекись особенно опасной для них, так как могут быть приняты большие дозы. При попадании внутрь раствора, последствия употребления могут быть непредсказуемыми. Необходимо незамедлительно обратиться к врачу. Растворы перекиси концентрацией более трёх процентов вызывают ожоги при попадании на кожу. Место ожога нужно промыть большим количеством воды. Не допускать попадания раствора пероксида в глаза, так как образуется их отек, покраснение, раздражение, иногда болевые ощущения. Первая помощь до обращения к врачу – обильное промывание глаз водой. Хранить вещество так, чтобы было понятно, что это — H2O2, то есть в емкости с наклейкой во избежание случайного применения не по назначению. Условия хранения, продлевающие его срок, – темное, сухое, прохладное место. Нельзя смешивать пероксид водорода с любыми жидкостями, кроме чистой воды, в том числе и с хлорированной водой из-под крана. Все вышесказанное применимо не только к Н2О2, но и ко всем содержащим его препаратам. Источник статьи: http://fb.ru/article/357616/h-o—chto-eto-za-veschestvo Водород: химия водорода и его соединений Водород Положение в периодической системе химических элементов Водород расположен в главной подгруппе I группы и в первом периоде периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Электронное строение водорода Электронная конфигурация водорода в основном состоянии : +1H 1s 1 1s Атом водорода содержит на внешнем энергетическом уровне один неспаренный электрон в основном энергетическом состоянии. Степени окисления атома водорода — от -1 до +1. Характерные степени окисления -1, 0, +1. Физические свойства Водород – легкий газ без цвета, без запаха. Молекула водорода состоит из двух атомов, связанных между собой ковалентной неполярной связью: Соединения водорода Основные степени окисления водорода +1, 0, -1. Типичные соединения водорода: Степень окисления Типичные соединения +1 кислоты H2SO4, H2S, HCl и др. вода H2O и др. летучие водородные соединения (HCl, HBr) основные соли (CuOH)2CO3 -1 гидриды металлов NaH, CaH2 и др. Способы получения Еще один важный промышленный способ получения водорода — паровая конверсия метана. При взаимодействии перегретого водяного пара с метаном образуется угарный газ и водород: Также возможна паровая конверсия угля: C 0 + H2 + O → C +2 O + H2 0 Химические свойства 1. Водород проявляет свойства окислителя и свойства восстановителя. Поэтому водород реагирует с металлами и неметаллами. 1.1. С активными металлами водород реагирует с образованием гидридов : 2Na + H2 → 2NaH 1.2. В специальных условиях водород реагирует с серой с образованием бинарного соединения сероводорода: 1.3. Водород не реагирует с кремнием . 1.4. С азотом водород реагирует при нагревании под давлением в присутствии катализатора с образованием аммиака: 1.5. В специальных условиях водород реагирует с углеродом . 1.6. Водород горит , взаимодействует с кислородом со взрывом: 2. Водород взаимодействует со сложными веществами: 2.1. Восстанавливает металлы из основных и амфотерных оксидов . Восстановить из оксида водородом можно металлы, расположенные в электрохимическом ряду напряжений после алюминия. При этом образуются металл и вода. Например , водород взаимодействует с оксидом цинка с образованием цинка и воды: ZnO + H2 → Zn + H2O Также водород восстанавливает медь из оксида меди: СuO + H2 → Cu + H2O Водород восстанавливает оксиды некоторых неметаллов . Например , водород взаимодействует с оксидом азота (I): 2.2. С органическими веществами водород вступает в реакции присоединения (реакции гидрирования). Применение водорода Применение водорода основано на его физических и химических свойствах: как легкий газ, он используется для наполнения аэростатов (в смеси с гелием); кислородно-водородное пламя применяется для получения высоких температур при сварке металлов; как восстановитель используется для получения металлов (молибдена, вольфрама и др.) из их оксидов; водород используется для получения аммиака и искусственного жидкого топлива; получение твердых жиров (гидрогенизация). Водородные соединения металлов Соединения металлов с водородом — солеобразные гидриды МеНх. Это твердые вещества белого цвета с ионным строением. Устойчивые гидриды образуют активные металлы (щелочные, щелочноземельные и др.). Способы получения Гидриды металлов можно получить непосредственным взаимодействием активных металлов и водорода. Например , при взаимодействии натрия с водородом образуется гидрид натрия: 2Na + H2 → 2NaH Гидрид кальция можно получить из кальция и водорода: Химические свойства 1. Солеобразные гидриды легко разлагаются водой . Например , гидрид натрия в водной среде разлагается на гидроксид натрия и водород: NaH + H2O → NaOH + H2 2. При взаимодействии с кислотами гидриды металлов образуют соль и водород. Например , гидрид натрия реагирует с соляной кислотой с образованием хлорида натрия и водорода: NaH + HCl → NaCl + H2 3. Солеобразные гидриды проявляют сильные восстановительные свойства и взаимодействуют с окислителями (кислород, галогены и др.) Например , гидрид натрия окисляется кислородом: 2NaH + O2 = 2NaOH Гидрид натрия также окисляется хлором : NaH + Cl2 = NaCl + HCl Летучие водородные соединения Соединения водорода с неметаллами — летучие водородные соединения. Строение и физические свойства Все летучие водородные соединения — газы (кроме воды). CH4 — метан NH3 — аммиак H2O — вода HF –фтороводород SiH4 — силан PH3 — фосфин H2S — сероводород HCl –хлороводород AsH3 — арсин H2Se — селеноводород HBr –бромоводород H2Te — теллуроводород HI –иодоводород Способы получения силана Силан образуется при взаимодействии соляной кислоты с силицидом магния: Видеоопыт получения силана из силицида магния можно посмотреть здесь. Способы получения аммиака В лаборатории аммиак получают при взаимодействии солей аммония с щелочами. Поск ольку аммиак очень хорошо растворим в воде, для получения чистого аммиака используют твердые вещества. Например , аммиак можно получить нагреванием смеси хлорида аммония и гидроксида кальция. При нагревании смеси происходит образование соли, аммиака и воды: Тщательно растирают ступкой смесь соли и основания и нагревают смесь. Выделяющийся газ собирают в пробирку (аммиак — легкий газ и пробирку нужно перевернуть вверх дном). Влажная лакмусовая бумажка синеет в присутствии аммиака. Видеоопыт получения аммиака из хлорида аммония и гидроксида кальция можно посмотреть здесь. Еще один лабораторный способ получения аммиака – гидролиз нитридов. Например , гидролиз нитрида кальция: В промышленности аммиак получают с помощью процесса Габера: прямым синтезом из водорода и азота. Процесс проводят при температуре 500-550 о С и в присутствии катализатора. Для синтеза аммиака применяют давления 15-30 МПа. В качестве катализатора используют губчатое железо с добавками оксидов алюминия, калия, кальция, кремния. Для полного использования исходных веществ применяют метод циркуляции непрореагировавших реагентов: не вступившие в реакцию азот и водород вновь возвращают в реактор. Более подробно про технологию производства аммиака можно прочитать здесь. Способы получения фосфина В лаборатории фосфин получают водным или кислотным гидролизом фосфидов – бинарных соединений фосфора и металлов. Например , фосфин образуется при водном гидролизе фосфида кальция: Или при кислотном гидролизе, например , фосфида магния в соляной кислоте: Еще один лабораторный способ получения фосфина – диспропорционирование фосфора в щелочах. Например , фосфор реагирует с гидроксидом калия с образованием гипофосфита калия и фосфина: Способы получения сероводорода 1. В лаборатории сероводород получают действием минеральных кислот на сульфиды металлов, расположенных в ряду напряжений левее железа. Например , при действии соляной кислоты на сульфид железа (II): FeS + 2HCl → FeCl2 + H2S↑ Еще один способ получения сероводорода – прямой синтез из водорода и серы: Еще один лабораторный способ получения сероводорода – нагревание парафина с серой. Видеоопыт получения и обнаружения сероводорода можно посмотреть здесь. 2. Также сероводород образуется при взаимодействии растворимых солей хрома (III) и алюминия с растворимыми сульфидами. Сульфиды хрома (III) и алюминия необратимо гидролизуются в водном растворе. Например: х лорид хрома (III) реагирует с сульфидом натрия с образованием гидроксида хрома (III), сероводорода и хлорида натрия: Химические свойства силана 1. Силан — неустойчивое водородное соединение (самовоспламеняется на воздухе). При сгорании силана на воздухе образуется оксид кремния (IV) и вода: Видеоопыт сгорания силана можно посмотреть здесь. 2. Силан разлагается водой с выделением водорода: 3. Силан разлагается (окисляется) щелочами : 4. Силан при нагревании разлагается : Химические свойства фосфина 1. В водном растворе фосфин проявляет очень слабые основные свойства (за счет неподеленной электронной пары). Принимая протон (ион H + ), он превращается в ион фосфония. Основные свойства фосфина гораздо слабее основных свойств аммиака. Проявляются при взаимодействии с безводными кислотами . Например , фосфин реагирует с йодоводородной кислотой: Соли фосфония неустойчивые, легко гидролизуются. 2. Фосфин PH3 – сильный восстановитель за счет фосфора в степени окисления -3. На воздухе самопроизвольно самовоспламеняется: 3. Как сильный восстановитель, фосфин легко окисляется под действием окислителей. Например , азотная кислота окисляет фосфин. При этом фосфор переходит в степень окисления +5 и образует фосфорную кислоту. Серная кислота также окисляет фосфин: С фосфином также реагируют другие соединения фосфора, с более высокими степенями окисления фосфора. Например , хлорид фосфора (III) окисляет фосфин: 2PH3 + 2PCl3 → 4P + 6HCl Химические свойства сероводорода 1. В водном растворе сероводород проявляет слабые кислотные свойства. Взаимодействует с сильными основаниями, образуя сульфиды и гидросульфиды: Например , сероводород реагирует с гидроксидом натрия: H2S + 2NaOH → Na2S + 2H2O H2S + NaOH → NaНS + H2O 2. Сероводород H2S – очень сильный восстановитель за счет серы в степени окисления -2. При недостатке кислорода и в растворе H2S окисляется до свободной серы (раствор мутнеет): 3. Как сильный восстановитель, сероводород легко окисляется под действием окислителей. Например, бром и хлор окисляют сероводород до молекулярной серы: H2S + Br2 → 2HBr + S↓ H2S + Cl2 → 2HCl + S↓ Под действием избытка хлора в водном растворе сероводород окисляется до серной кислоты: Например , азотная кислота окисляет сероводород до молекулярной серы: При кипячении сера окисляется до серной кислоты: Прочие окислители окисляют сероводород, как правило, до молекулярной серы. Например , оксид серы (IV) окисляет сероводород: Соединения железа (III) также окисляют сероводород: H2S + 2FeCl3 → 2FeCl2 + S + 2HCl Бихроматы, хроматы и прочие окислители также окисляют сероводород до молекулярной серы: Серная кислота окисляет сероводород либо до молекулярной серы: 4. Сероводород в растворе реагирует с растворимыми солями тяжелых металлов : меди, серебра, свинца, ртути, образуя черные сульфиды, нерастворимые ни в воде, ни в минеральных кислотах. Например , сероводород реагирует в растворе с нитратом свинца (II). при этом образуется темно-коричневый (почти черный) осадок, нерастворимый ни в воде, ни в минеральных кислотах: Взаимодействие с нитратом свинца в растворе – это качественная реакция на сероводород и сульфид-ионы. Видеоопыт взаимодействия сероводорода с нитратом свинца можно посмотреть здесь. Химические свойства прочих водородных соединений Кислоты образуют в водном растворе: водородные соединения VIA (кроме воды) и VIIA подгрупп. Прочитать про химические свойства галогеноводородов вы можете здесь. Физические свойства Молекулы воды связаны водородными связями: nH2O = (Н2O)n, поэтому вода жидкая в отличие от ее газообразных аналогов H2S, H2Se и Н2Те. Химические свойства 1. Вода реагирует с металлами и неметаллами . 1.1. С активными металлами вода реагирует при комнатной температуре с образованием щелочей и водорода : 2Na + 2H2O → 2NaOH + H2 с магнием реагирует при кипячении: алюминий не реагирует с водой, так как покрыт оксидной плёнкой. Алюминий, очищенный от оксидной плёнки, взаимодействует с водой, образуя гидроксид: металлы, расположенные в ряду активности от Al до Н , реагируют с водяным паром при высокой температуре, образуя оксиды и водород: металлы, расположенные в ряду активности от после Н , не реагируют с водой: 2. Вода реагирует с оксидами щелочных и щелочноземельных металлов , образуя щелочи (с оксидом магния – при кипячении): 3. Вода взаимодействует с кислотными оксидами (кроме SiO2): 4. Некоторые соли реагируют с с водой. Как правило, в таблице растворимости такие соли отмечены прочерком : Например , сульфид алюминия разлагается водой: 5. Бинарные соединения металлов и неметаллов , которые не являются кислотами и основаниями, разлагаются водой. Например , фосфид кальция разлагается водой: 6. Бинарные соединения неметаллов также гидролизуются водой. Например , фосфид хлора (V) разлагается водой: 6. Некоторые органические вещества гидролизуются водой или вступают в реакции присоединения с водой (алкены, алкины, алкадиены, сложные эфиры и др.). Источник статьи: http://chemege.ru/hydrogen/ Понравилась статья? Поделить с друзьями: Вам также может быть интересно ✜ Так и непонятно как пишется Непонятно или не понятно? Современное общение почти полностью происходит через интернет: по сотне раз ✜ Так и не появившийся как пишется Так и не появившийся как пишется Определите предложение, в котором НЕ со словом пишется ✜ Так и или таки как пишется правильно Так и или таки как пишется правильно Пишется через дефис после наречий, частиц и ✜ Так зачем же дело стало как пишется за чем дело стало? Словарь русских синонимов . Словарь синонимов ASIS. В.Н. Тришин . ✜ Так зачастую бывает как пишется Как пишется «зачастую», слитно или раздельно? Наречие «зачастую» пишется слитно с приставкой «за». В ✜ Так задумано как пишется «Задумано» или «задуманно»: как правильно писать? Столкнулись со сложностями правописания слова и не знаете, Правообладателям Контакты Политика конфиденциальности Политика cookies