Способы получения воды химические уравнения

Вода — строение молекулы, химические и физические свойства. Взаимодействие с простыми веществами (металлами и неметаллами), и со сложными веществами.

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:

Ag + Н₂O ≠

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.).

Видео:Химические уравнения. СЕКРЕТНЫЙ СПОСОБ: Как составлять химические уравнения? Химия 8 классСкачать

Урок №31. Физические и химические свойства воды. Применение воды

ВОДА

Молекула воды состоит из атома кислорода и двух атомов водорода, присоединившихся к нему под углом 104,5°.

Угол 104,5° между связями в молекуле воды обусловливает рыхлость льда и жидкой воды и как следствие аномальную зависи­мость плотности от температуры. Именно поэтому крупные водоемы не промерзают до дна, что делает возможным существование в них жизни.

Физические свойства

ВОДА, ЛЁД И ПАР, соответственно жидкое, твердое и газообразное состояния химического соединения с молекулярной формулой Н 2 О.

Благодаря сильному притяжению между молекулами у воды высокие температуры плавления (0°С) и кипения (100°С). Толстый слой воды имеет голубой цвет, что обусловливается не только ее физическими свойствами, но и присутствием взвешенных частиц примесей. Вода горных рек зеленоватая из-за содержащихся в ней взвешенных частиц карбоната кальция. Чистая вода – плохой проводник электричества. Плотность воды максимальна при 4°С она равна 1 г/см 3 . Лёд имеет меньшую плотность, чем жидкая вода и всплывает на её поверхность, что очень важно для обитателей водоёмов зимой.

Вода обладает исключительно большой теплоёмкостью, поэтому она медленно нагревается и медленно остывает. Благодаря этому водные бассейны регулируют температуру на нашей планете.

Химические свойства воды

Вода — весьма реакционноспособное вещество. При обычных условиях она взаимодействует со многими основными и кислотными оксидами, а также со щелочными и щелочноземельными металлами. Вода образует соединения – кристаллогидраты.

Под действием электрического тока вода разлагается на водород и кислород:

2H 2 O электрический ток = 2H 2 ↑+ O 2 ↑

I. Взаимодействие воды с металлами

1). Взаимодействие с самыми активными металлами , находящимися в периодической системе в I(А) и I I(А) группах (щелочные и щелочноземельные металлы) и алюминий . В результате образуются основание и газ водород .

Щелочные металлы – это I(А) группа – Li, Na, K, Rb, Cs, Fr

Щелочноземельные металлы – это II(А) – Ca, Sr, Ba, Ra (Be, Mg не относятся)

Me + H 2 O = Me(OH) n + H 2 (р. замещения)

Внимание! Алюминий и магний ведут себя также.

2) Взаимодействие с менее активными металлами , которые расположены в ряду активности от алюминия до водорода.

Металлы средней активности, стоящие в ряду активности до (Н 2 ) – Be, Fe, Pb, Cr, Ni, Mn, Zn – реагируют с образованием оксида металла и водорода

Me + Н 2 О = Ме х О у + Н 2 (р. замещения)

Например, бериллий с водой образует амфотерный оксид: Be + H 2 O = BeO + H 2

3) Металлы, стоящие в ряду активности после водорода, не реагируют с водой.

Cu + H 2 O ≠ нет реакции

(Валентность металла можно легко определить по ряду активности металлов, над их символом стоит значение, например, +2, это означает, что валентность этого металла равна 2) .

II. Взаимодействие воды c неметаллами

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO

C + H 2 O = t°С = CO + H 2

Si + 2H 2 O = t°С = SiO 2 + 2H 2

III. Взаимодействие с оксидами металлов

1). Взаимодействие с основными оксидами

С водой взаимодействуют только основные оксиды активных металлов, которые расположены в I(А) и II(А) группах, кроме Ве и Mg .

Реакция соединения протекает при обычных условиях, при этом образуется растворимое основание – щёлочь.

H 2 O + ОКСИД МЕТАЛЛА = Ме(ОН) n (р. соединения)

Na 2 O + H 2 O = 2NaOH

BaO + H 2 O = Ba(OH) 2

Al 2 O 3 + H 2 O ≠ нет реакции

Видео:Составление уравнений химических реакций. 1 часть. 8 класс.Скачать

Способы получения воды химические уравнения

Содержание:

Вода — окисел водорода, содержащий 88.6% кислорода и 11,4% водорода, что отвечает простейшей формуле H²O. Эта формула знакома всем — даже людям, знающим о химии только понаслышке.

На странице -> решение задач по химии собраны решения задач и заданий с решёнными примерами по всем темам химии.

Видео:Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Вода

Вода (оксид водорода, гидроксид водорода) — бинарное неорганическое соединение с химической формулой H2O: 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).

Что вы знаете о воде? Где она встречается? Для чего нужна вода? Как можно получить чистую воду?

Вода – химическое вещество, с которым вы знакомы с рождения.

Вода – основа жизни, самое распространенное на Земле вещество. Вода занимает 3/4 поверхности земного шара. Организмы человека и животных на 65–70% состоят из воды, а в растениях ее содержание достигает 90%. В зависимости от давления и температуры вода может находиться в жидком, твердом и газообразном состоянии в виде тумана, облака, дождя, росы, льда и т. д.

Химическая формула воды – (рис. 74); структурная формула Н – О – Н, молярная масса – 18 г/моль.

Химический состав воды

• качественно: Н и О – атомы водорода и кислорода;
• количественно: m (H) : m (O) = 1 : 8;
= 2 : 1 два атома водорода и один атом кислорода.

Физические свойства воды

Чистая вода – бесцветная жидкость без запаха и вкуса. При нормальном давлении кипит при 100°C и замерзает при 0°C, превращаясь в лед ( = 0,92 г/см3) и увеличиваясь в объеме на 9%. Лед всплывает на поверхность, так как = 1 г/см3 при 4°C.

Если глубина слоя воды превышает 5 м, то она кажется голубой.

Теплоемкость воды очень высокая, поэтому в знойный летний день возле водоемов всегда прохладно. Поглощенное за летний период тепло вода постепенно отдает в зимнее время в окружающее пространство, смягчая климат Земли; задерживает до 60% теплового излучения нашей планеты, не давая ей охлаждаться. По этой причине над поверхностью озер и рек в
холодное зимнее время стоит туман.

Природная вода всегда содержит нерастворимые и растворимые примеси. В морской воде примерно 3,5% растворенных солей, а в проточной и подземной воде – большое количество солей магния и кальция. В дождевой и талой воде примеси в основном представлены растворенными газами и пылью.

Способы очистки воды

Они зависят от того, какими примесями и насколько она загрязнена. От нерастворимых примесей воду очищают с помощью отстаивания и фильтрования. От растворимых примесей – способом перегонки. Чистая, без примесей, вода называется дистиллированной (рис. 75).

Питьевую воду получают путем очистки природной воды. Очистка природных вод – основная проблема водоснабжения мегаполисов. Для этого отфильтрованную воду направляют в отстойники, где происходит оседание неотфильтрованных частиц. Затем вода направляется на вторичную очистку. Ее обрабатывают хлором, иногда озоном для уничтожения бактерий. Все эти операции выполняются на специально оборудованных площадках водоочистительных станций (рис. 76).

Сточные воды крупных промышленных предприятий, отходы сельскохозяйственных комплексов также требуют дополнительной очистки. Их нельзя сбрасывать в водоемы, и за этим строго следят органы экологического контроля.

Дистиллированная вода по составу близка к дождевой воде. Она используется при изготовлении лекарственных препаратов, а также в научно-исследовательских целях.

Атмосфера постоянно насыщается парами воды, которая испаряется с поверхности морей, рек, ледников, почвы и листьев растений. Избыток поступивших в нее паров конденсируется на взвешенных пылинках, образуя дождь и снег. Выпавшие осадки, собираясь в реках, озерах и подземных водах, попадают в моря.

С древнейших времен на нашей планете совершается такой круговорот воды: море → атмосфера → дождь или снег → море (рис. 77).

Всевозможные экологические катастрофы связаны с нарушением круговорота воды. Например, попавшие в воду нефтепродукты быстро растекаются по ее поверхности, уменьшая тем самым испарение и задерживая круговорот воды.

На территории Казахстана насчитывается 85 022 реки и временных водотока, в том числе 84 694 реки длиной 100 км, 305 – до 500 км, 23 реки длиной свыше 500–1000 км. Ертис – наиболее многоводная река Казахстана. Его длина в пределах РК составляет 1700 км (общая длина 4248 км). Вторая по величине река Сырдария длиной 1400 км в пределах республики (общая 2219 км). Река Иле в пределах РК 815 км (1001 км). Наиболее значительные реки РК – Жайык, Ертис, Тобол, Иле, Шу, Торгай, Сарысу, Талас, Нура, Эмба и др.

В Казахстане имеется 48 262 озера: Каспийское, Аральское моря, Балкаш, Тениз, Алаколь, Маркаколь, Зайсан и др. Более подробно о водных ресурсах РК вы узнаете при изучении «Физической географии Казахстана».

Вода – обыкновенное чудо

Главное из природных богатств – это вода.

Вода вездесуща. Это единственное вещество, которое существует на Земле в трех агрегатных состояниях. Она находится во всех земных сферах, не только в гидросфере, т. е. в океанах, морях, озерах, болотах, реках, ледниках, подземных водах, но и в атмосфере – на поверхности суши и в воздухе, в литосфере – в почве и в земной коре и в биосфере – в организмах всех животных и растений.

Вода – среда жизни. Одно из удивительных физико-химических свойств воды – это высокая растворяющая способность. Вода является инертным растворителем, т. е. химически не изменяющимся под воздействием тех веществ, которые растворяет. Поэтому вещества, необходимые для живых тканей, попадают в организм с водой в малоизмененном виде.

Вода – основной источник кислорода, входящего в состав атмосферного воздуха. Растения выделяют кислород в процессе фотосинтеза.

Вода регулирует климат. Исключительно высокая теплоемкость воды привела к тому, что океан стал регулировать климат Земли.

Вода формирует поверхность Земли. Реки, ручьи размывают горы, образуя широкие долины или глубокие ущелья, меняя таким образом ландшафт.

Вода – источник электрической энергии. Гидроэлектростанции превращают механическую энергию водного потока в электрическую.

Главное преимущество ГЭС перед тепловыми электростанциями (ТЭС), в которых используется энергия сжигаемого топлива, – это постоянное самовозобновление источника энергии, поэтому стоимость эксплуатации дешевле.

Вода – самая оживленная «трасса» для мореходных судов и танкеров.

Вода – целитель. Из-за высокой теплоемкости и большой теплопроводности она хорошо растворяет соли и газы и при купании благотворно влияет на кожный покров, улучшает кровообращение.

Вода – «землекоп». Гидромеханизация – подача воды под большим давлением. Под давлением в 6–12 атм вода легко размывает рыхлые горные породы, а при давлении 15–20 атм – более твердые. Гидромеханизация широко применяется на золотых приисках и угольных шахтах.

Вода измеряет. Человек выбрал воду в качестве эталона для измерения температуры, массы, количества тепла, времени, высоты местности.

В Древней Греции для измерения времени использовали водяные часы. Наверное, там и родилось выражение «ваше время истекло».

Вода тушит пожары. Вода не горит, потому что является продуктом сгорания водорода. При тушении пожара вода охлаждает горящие предметы, преграждает доступ кислорода из воздуха к очагу возгорания.

Вода – разрушитель. При замерзании вода расширяется. Превращаясь в лед, вода «рвет» даже гранитные валуны на части. Отсюда и пословица: «Вода камень точит».

Вода и магия. С древних времен воде приписывали магические свойства. Это отразилось, например, в христианском обряде крещения, совершаемом в знак приобщения к религии Христа. Мусульмане перед пятикратным намазом совершают омовение.

Погружению в воду или обливанию во многих религиях придают значение не только физического, но и нравственного очищения.

Иногда о человеке, предугадавшем события, говорят: «Как в воду глядел».

Вода угрожает. Если воды оказывается катастрофически много или мало, то происходит стихийное бедствие (наводнение, засуха).

В настоящее время человек мужественно и умело борется со стихией, возводя плотины и дамбы, строя водохранилища. В Казахстане множество водохранилищ, самые крупные: Буктармин ское, Капшагайское, Шардаринское и Коксараинское.

Вода является для человека более ценным природным богатством, чем нефть и газ, железо и уголь и т. д., ибо она незаменима.

Что такое «мертвая вода»? Это D.,0 или Т.,О. Цвет, вкус и запах у них, как у воды, но они тормозят процесс обмена веществ, в клетке происходят необратимые процессы, что способствует быстрому старению организма. У «мертвой воды» температура плавления и кипения, а также плотность выше, чем у обыкновенной воды, а растворимость ниже.

Химические свойства воды

Водород, кислород, растворитель.

Под действием электрического тока или при температуре 2000°С происходит разложение воды. Эта реакция, как вы уже знаете, – один из способов получения водорода:

Разложение соединения на составные части называется анализом. Реакция получения сложных молекул (воды) из простых веществ называется синтезом:

Взаимодействие воды с простыми веществами

1. Взаимодействие воды с активными металлами также рассматривалось нами как один из способов получения водорода в лабораторных условиях. При этом протекают реакции замещения:

При взаимодействии металлов средней активности при нагревании с водой образуются оксид металла и водород:

Малоактивные металлы с водой не реагируют.

2. При определенных условиях вода реагирует с некоторыми неметаллами. При пропускании паров воды над раскаленным углем происходит реакция:

В результате реакции образуется смесь двух газов, которые способны гореть. Такая газовая смесь называется водяным газом.

При пропускании хлора через воду образуется смесь двух кислот хлора:

Взаимодействие воды со сложными веществами

1. С оксидами активных металлов вода реагирует с образованием растворимых оснований –
щелочей:

При взаимодействии оксида кальция (негашеная известь) с водой реакция протекает бурно с выделением большого количества тепла (рис. 78), и образуется гидроксид кальция (гашеная известь):

Отсюда можно сделать следующий вывод:

2. Гидриды активных металлов вступают во взаимодействие с водой по реакции:

В результате реакции образуются щелочи и водород.

3. Оксиды некоторых неметаллов взаимодействуют с водой с образованием кислот:

4. Некоторые соли химически взаимодействуют с водой с образованием кристаллогидратов. Кристаллогидратами называют кристаллические гидраты определенного состава:

При расчете молекулярных масс кристаллогидратов масса воды суммируется с массой соли:

Применение воды

Вода – второй (после кислорода) по величине природный ресурс, используемый человеком. Применение ее в промышленности, сельском хозяйстве и в быту очень многообразно.

Основные области применения воды показаны на схеме 10.

• • Содержание воды в костях достигает 31%.
• • На вершине Эвереста вода кипит при 71 С.
• • Жирафы могут обходиться без воды дольше, чем верблюды.

Сколько жидкости в нашем теле? 5 л крови; 2 л лимфы; 28 л внутриклеточной и межклеточной воды; 1,5 л слюны, 5 л желудочного сока; 1 л желчи; 0,7 л сока поджелудочной железы; 0,1-0,2 л воды в головном и спинном мозге. Конечно же, это не чистая вода, а растворенные в воде органические и неорганические вещества. Очень много воды в стекловидном теле глаза (99%), а меньше всего — в эмали зубов.

Причины загрязнения воды

Почему в жесткой воде мыло не пенится? Знаете ли вы причину этого явления?

В 1886 году немецкий ученый, дарвинист Эрнест Геккель ввел понятие «экология». В переводе с греческого это означает «наука о постоянном местожительстве». Химическая наука при решении вопросов охраны природы и рационального использования природных ресурсов имеет решающую роль. В то же время химическая промышленность, принося нам пользу, одновременно является источником загрязнения окружающей среды. Поэтому нельзя
изучать химию, не касаясь экологической проблемы.

Причины загрязнения воды:

Наиболее распространенным загрязнителем воды являются углеводороды (нефть и нефтепродукты), которые попадают в воду в основном при их транспортировке и авариях, а также радиоактивные вещества (рис. 79).

В промышленных районах загрязняются не только атмосфера, но и водные объекты. В Балкаше качество воды ухудшается из-за деятельности Балкашского медеплавильного завода, который сбрасывает в озеро использованную воду. На реке Ертис ПДК по железу, меди и марганцу превышены в 1,7–1,8 раза. Только в Восточно-Казахстанской области в бассейн реки ежегодно сбрасывается 200 млн сточных вод.

С точки зрения химического воздействия на природу, ученые выделяют следующие направления:

1) потребление химических веществ из природы;
2) загрязнение природы отходами человеческой деятельности;
3) появление новых высокоактивных химических соединений, выделенных из природных источников или синтезированных человеком.

Многие экологические проблемы создает металлургическое производство. Его основные этапы:

1) добыча руды на месторождениях;
2) обогащение руды;
3) переработка руды и получение металлов.

Для производства металлов необходимы более сложные технические приспособления, чем для переработки минералов. Поэтому производство металлов – очень дорогостоящая отрасль. Из каждой добытой 1000 т сырья 1/4 часть остается в земле. При первичной обработке и обогащении руды теряется еще 1/3 произведенного сырья. Ведь обычно обогащение производится по одному элементу, а все остальное не используется. Поэтому вокруг горно-
обогатительных комбинатов растут «горы» из остатков и отходов.

Некоторые их составляющие вымываются дождевой водой и выветриваются. Вследствие этого снижается плодородие прилегающих почв, загрязняются реки и озера. Тем самым создается опасное санитарно-гигиеническое состояние среды.

Для охраны природы разрабатываются различные мероприятия. Среди них:

1. Комплексное использование руд с использованием циркуляционных принципов технологии.
2. Разработка и использование экологически чистых источников энергии.
3. Разработка новых фильтров, адсорбентов для задержания твердых и ядовитых газообразных отходов производства. 4. Повышение степени очистки сточных вод с использованием современных технологий.

В нашей республике экологические проблемы волнуют жителей особенно в таких городах, как Усть-Каменогорск, Павлодар, Темиртау, Шымкент, Тараз, Балкаш, а также космодром Байконур и ближайшие районы.

Жесткость воды способы ее устранения

Жесткость воды обусловлена наличием в ней ионов и . Чем выше в природной воде содержание этих ионов, тем больше ее жесткость.

В жесткой воде мыло не пенится, поэтому используют синтетические моющие средства. Из-за жесткости воды на внутренних стенках трубопроводов и паровых котлов оседает
накипь – твердые соли Жесткая вода имеет плохую теплопроводность, поэтому вызывает местный перегрев (рис. 80).

Жесткость воды бывает двух видов: временная и постоянная (схема 11).

Временная жесткость вызвана присутствием в воде гидрокарбонатов и
Она устраняется кипячением воды, поэтому называется карбонатной,
устранимой.

Постоянная жесткость сохраняется при кипячении воды, она обусловлена содержанием
и Для устранения постоянной жесткости к воде добавляют соду
известковую воду фосфат натрия. Эти вещества добавляются для того,
чтобы осадить ионы кальция и магния.

В настоящее время для устранения жесткости воды применяются ионообменные смолы.

Жесткость воды, виды жесткости воды: временная, постоянная и общая; методы устранения жесткости.

Лабораторный опыт №10
Определение жесткости воды

Цель: знать понятие «жесткость воды» и способы ее устранения.

Возьмите две пробирки с жесткой водой (с ионами ). Одну пробирку начинайте кипятить. Что произошло? В другую налить раствор карбоната натрия. Проведите наблюдение, сделайте вывод.

Вопросы и задания

1. Какую жесткость устраняют кипячением воды?
2. Почему добавили соду во вторую пробирку? Какую жесткость устраняют с помощью этого реактива?
3. Напишите свои наблюдения и уравнения проделанных опытов в лабораторный журнал. Сделайте соответствующие выводы.

• 1. Вода — универсальный растворитель, основа жизни.
• 2. В зависимости от температуры и давления вода может существовать в трех агрегатных состояниях: газообразном, твердом и жидком.
• 3. Вода — уникальное соединение. Плотность льда меньше плотности воды в жидком состоянии, поэтому лед плавает на поверхности воды, так как при температуре 4 С р(Н.,О) = 1 г/мл.
• 4. Вода взаимодействует с активными металлами, их оксидами.

Видео:Физические и химические свойства водыСкачать

Вода в природе

Вода—весьма распространенное па 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 находится вода, пропитывающая почву н 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. Подробнее о жесткости воды см. § 212.

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 (см. §212).

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.

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 плотности 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 [4,18Дж/(г*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.

* Укажем для сравнения значения удельной теплоемкости некоторых веществ (Дж/(г*К)]: песок 0,79, известняк 0,88, хлорид натрия 0,88, глицерин 2,43, этиловый спирт 2,85.

В связи с тем, что при плавлении льда объем, занимаемый водой, уменьшается, давление понижает температуру плавления льда. Это вытекает из принципа Ле Шателье. Действительно, пусть лед и жидкая вода находятся в равновесии при 0°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 0°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

две электронные пары образуют ковалентные связи О—Н, а остальные четыре электрона представляют собой две неподеленных электронных пары.

Как уже указывалось, атом кислорода в молекуле воды находится в состоянии sр 3 -гибридизацпи. 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 sр 3 -орбнталях, смещены относительно ядра атома и создают два отрицательных полюса (рис. 71).

Рис. 71. Схема строения молекулы воды.

Молекулярная масса парообразной воды равна 18 и отвечает ее простейшей формуле. Однако молекулярная масса жидкой воды, определяемая путем изучения ее растворов в других растворите­лях (см. § 80), 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 (см. рис. 57). Как уже говорилось в § 47, 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

в которой водородные связи показаны пунктиром. Схема объем­ной структуры льда изображена на рис. 72. 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 которых несколько превышают размеры молекулы Н₂О.

Рис. 72. Схема структуры льда.

При плавлении льда его структура разрушается. Но и в жид­кой воде сохраняются водородные связи между молекулами: обра­зуются ассоциаты — как бы обломки структуры льда, — состоящие из большего или меньшего числа молекул воды. Однако в отличие 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.

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 газообразное 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 рис. 73 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.

Рис. 73. Диаграмма состояния воды в области невысоких давлений.

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 (рис. 74). 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 табл. 8 приведены значения давления насыщенного водяного пара при нескольких темпера­турах.

Таблица 8. Давление насыщенного водяного пара при различных температурах

Давление насыщенного пара

Давление насыщенного пара

Рис. 74. Цилиндр с водой, находящейся в равновесии с водяным паром.

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 нижней части диаграммы), аналогичным образом придем к кривой ОВ. Это — кривая равновесия твердое состояние — пар, или кривая сублимации. Ей отвечают те пары значений температуры и 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 I860 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 t_крит = —239,9 °С, р_крит = 1,30 МПа, для хлора t_крит = 144°С, р_крит = 7,71 МПа, для воды t_крит = 374,2 °С, р_крит = 22,12 МПа.

Одной из особенностей воды, отличающих ее от других ве­ществ, является понижение температуры плавления льда с ростом давления (см. § 70). 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 пли отрезками, располо­женными на горизонтали, отвечающей 101,3 кПа (760 мм рт. ст.). Так, плавление льда или кристаллизация воды отвечает точке D (рис. 73), 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,

Химические свойства воды

Молекулы воды отличаются большой устойчивостью к нагреванию. Однако при температурах выше 1000°С водяной пар начинает разлагаться на водород и кис­лород:

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.

Для определения степени термической диссоциации вещества применяют различные методы. Олин из них основан на так называемом «замораживании равновесия». Если образовавшиеся при высокой температуре продукты диссоциации быстро охладить, то равновесие не успевает сразу сместиться, а затем уже не смещается ввиду крайне малой скорости реакции при низкой температуре. Таким образом сохраняется соотношение между веществами, существовавшее при высокой температуре. Это соотношение может быть опре­делено путем анализа.

Вода — весьма реакционноспособное вещество. Оксиды многих металлов п неметаллов соединяются с водой, образуя основания и кислоты; некоторые соли образуют с водой кристаллогидраты (см. § 75); 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 атмосфере 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*6Н₂О, Сl₂*8 Н₂О, С₂Н₆*6Н₂О, СзН₈*17Н₂О, 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 п промывают. Затем при некотором повышении температуры пли 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.

Тяжелая вода. При электролизе обычной води, содержащей наряду с молекулами Н₂О также незначительное количество молекул D₂O, образован­ных тяжелым изотопом водорода, разложению подвергаются преимущественно молекулы Н₂О. Поэтому при длительном электролизе воды остаток постепенно обогащается молекулами D₂O. Из такого остатка после многократного повторения электролиза в 1933 г. впервые удалось выделить небольшое количество воды, состоящей почти на 100 % из молекул D₂O и получившей название тяжелой веды.

По своим свойствам тяжелая вода заметно отличается от обычной воды (табл. 9). Реакции с тяжелой водой протекают медленнее, чем с обычной. Тяжелую воду применяют в качестве замедлителя нейтронов в ядерных реакторах.

Таблица 9. Некоторые константы обычной и тяжелой воды

Температура замерзания, °С,

Температура кипения, С С,

Плотность при 25 °С, г/см 3

Температура максимальной плотности, °С

Растворы

Растворы имеют важное значение в жизни и практической дея­тельности человека. Так, процессы усвоения пищи человеком и животными связаны с переводом питательных веществ в раствор. Растворами являются все важнейшие физиологические жидкости (кровь, лимфа и т. д.). Производства, в основе которых лежат химические процессы, обычно связаны с использованием растворов.

Характеристика растворов. Процесс растворения

Раствором называется твердая или жидкая гомогенная система, состоящая из двух или более компонентов (составных частей), относительные количества которых могут изменяться в широких пределах. Наи­более важный вид растворов — жидкие растворы, рассмотрению которых и посвящается настоящий раздел.

Всякий раствор состоит из растворенных веществ и раство­рителя, т. е. среды, в которой эти вещества равномерно распре­делены в виде молекул или ионов. Обычно растворителем считают тот компонент, который в чистом виде существует в таком же агрегатном состоянии, что и полученный раствор (например, в случае водного раствора соли растворителем, конечно, является вода). Если же оба компонента до растворения находились в оди­наковом агрегатном состоянии (например, спирт и вода), то рас­творителем считается компонент, находящийся в большем коли­честве.

Однородность растворов делает их очень сходными с химиче­скими соединениями. Выделение теплоты при растворении некото­рых веществ тоже указывает па химическое взаимодействие между растворителем и растворяемым веществом. Отличие растворов от химических соединений состоит в том, что состав раствора может изменяться в широких пределах. Кроме того, в свойствах раствора можно обнаружить многие свойства его отдельных компонентов, чего не наблюдается в случае химического соединения. Непостоян­ство состава растворов приближает их к механическим смесям, но от последних они резко отличаются своею однородностью. Таким образом, растворы занимают промежуточное положение между механическими смесями и химическими соединениями.

Растворение кристалла в жидкости протекает следующим об­разом. Когда вносят кристалл в жидкость, в которой он может растворяться, от поверхности его отрываются отдельные молекулы. Последние благодаря диффузии равномерно распре­деляются по всему объему растворителя. Отделение молекул от поверхности твердого тела вызывается, с одной стороны, их соб­ственным колебательным движением, а с другой, — притяжением со стороны молекул растворителя. Этот процесс должен был бы продолжаться до полного растворения любого количества кристал­лов, если бы одновременно не происходил обратный процесс — кристаллизация. Перешедшие в раствор молекулы, ударяясь о по­верхность еще нерастворившегося вещества, снова притягиваются к нему и входят в состав его кристаллов. Понятно, что выделение молекул из раствора будет идти тем быстрее, чем выше их концентрация в растворе. А так как последняя по мере растворения ве­щества увеличивается, то, наконец, наступает такой момент, когда скорость растворения становится равной скорости кристаллизации. Тогда устанавливается динамическое равновесие, при котором в единицу времени столько же молекул растворяется, сколько и вы­деляется из раствора. Раствор, находящийся в равновесии с рас­творяющимся веществом, называется насыщенным раствором.

Способы выражения состава растворов

Насыщенные рас­творы применяют сравнительно редко. В большинстве случаев пользуются ненасыщенными растворами, содержащими мень­ше растворенного вещества, чем его содержит при данной темпера­туре насыщенный раствор. При этом растворы с низким содержа­нием растворенного вещества называются разбавленными, с высоким — концентрированными.

Состав раствора (и, в частности, содержание в нем растворен­ного вещества) может выражаться разными способами — как с помощью безразмерных единиц (долей или процентов), так и че­рез размерные величины — концентрации. В химической прак­тике наиболее употребительны следующие величины, выражающие содержание растворенного вещества в растворе:

1. Массовая доля — отношение (обычно — процентное) массы растворенного вещества к массе раствора. Например, 15 % (масс.) водный раствор хлорида натрия — это такой раствор, в 100 единицах массы которого содержится 15 единиц массы NaCl и 85 единиц массы воды.

2. Молярная доля — отношение количества растворенного вещества (или растворителя) к сумме количеств всех веществ, составляющих раствор. В случае раствора одного вещества в другом молярная доля растворенного вещества (N₂) равна

где n₁ и n₂ — соответственно количества вещества растворителя п растворенного вещества.

3. Молярная концентрация, или молярность — отношение количества растворенного вещества к объему раствора. Обычно молярность обозначается С_м или (после численного значе­ния молярности) М. Так, 2М H₂SO₄ означает раствор, в каждом литре которого содержится 2 моля серной кислоты, т. е. С_м = = 2 моль/л.

4. Моляльная концентрация, или моляльность — отношение количества растворенного вещества к массе раствори­теля. Обычно моляльность обозначается буквой m. Так, для рас­твора серной кислоты запись m = 2 моль/кг (Н₂O) означает, что в этом растворе на каждый килограмм растворителя (воды) прихо­дится 2 моля H₂SO₄. Моляльность раствора в отличие от его мо­лярности не изменяется при изменении температуры.

5. Эквивалентная, или нормальная концентра­ция — отношение числа эквивалентов растворенного вещества к объему раствора. Концентрация, выраженная этим способом, обозначается С_н или (после численного значения нормальности) буквой н. Так, 2 н. H₂SO₄ означает раствор, в каждом литре которого содержится 2 эквивалента серной кислоты, т. е. Сн (1/2 H₂SO₄) = 2 моль/л.

Пользуясь растворами, концентрация которых выражена нор­мальностью, легко заранее рассчитать, в каких объемных отноше­ниях они должны быть смешаны, чтобы растворенные вещества прореагировали без остатка. Пусть V₁ л раствора вещества 1 с нормальностью N₁ реагирует с V₂ л раствора вещества 2 с нор­мальностью N_2. Это означает, что в реакцию вступило N₁V₁ экви­валентов вещества 1 в N₂V₂ эквивалентов вещества 2. Но вещества реагируют в эквивалентных количествах, следовательно

Таким образом, объемы растворов реагирующих веществ об­ратно пропорциональны их нормальностям.

На основании этой зависимости можно не только вычислять требуемые для проведения реакций объемы растворов, но и обрат­но, по объемам затраченных на реакцию растворов находить их концентрации.

Пример 1. Сколько миллилитров 0,3 н. раствора хлорида натрия надо прибавить к 150 мл 0,16 н. раствора нитрата серебра, чтобы осадить все находящееся в растворе серебро в виде хлорида серебра?

Подставляя данные задачи в последнее уравнение, получим:

Пример 2. Для нейтрализации 40 мл раствора серной кислоты потребова­лось прибавить к ним 24 мл 0,2 н. раствора щелочи. Определить нормальность взятого раствора H₂SO₄.

Обозначив неизвестную нормальность раствора серной кислоты через х, получим:

40: 24 = 0,2 : х, откуда х = 24 * 0,2/40 = 0,12 н.

Гидраты и кристаллогидраты

Большинство веществ, нахо­дящихся в кристаллическом состоянии, растворяются в жидкостях с поглощением теплоты. Однако при растворении в воде гидр­оксида натрия, карбоната калия, безводного сульфата меди и мно­гих других веществ происходит заметное повышение температуры. Выделяется теплота также при растворении в воде некоторых жидкостей и всех газов.

Количество теплоты, поглощающейся (или выделяющейся) при растворении одного моля вещества, называется теплотой раство­рения. этого вещества.

Теплота растворения имеет отрицательное значение, если при растворении теплота поглощается, и положительное — при выде­лении теплоты. Например, теплота растворения нитрата аммония равна —26,4 кДж/моль, гидроксида калия +55,6 кДж/моль и т. д. *

* Значения теплот растворения изменяются в зависимости от количества взятого растворителя и температуры, при которой происходит растворение. При­веденные величины относятся к температуре 18—20°С и большому количеству воды (1 моль растворяемого вещества на 200—800 моль воды).

Процесс растворения сопровождается значительным возраста­нием энтропии системы, так как в результате равномерного рас­пределения частиц одного вещества в другом резко увеличивается число микросостояний системы. Поэтому, несмотря на эндотермичность растворения большинства кристаллов, изменение энергии Гиббса системы при растворении отрицательно и процесс проте­кает самопроизвольно.

При растворении кристаллов происходит их разрушение, что требует затраты энергии. Поэтому растворение должно было бы сопровождаться поглощением теплоты. Если же наблюдается об­ратный эффект, то это показывает, что одновременно с растворе­нием происходит какое-то взаимодействие между растворителем и растворенным веществом, при котором выделяется в виде теплоты больше энергии, чем ее расходуется на разрушение кристалличе­ской решетки.

Действительно, в настоящее время установлено, что при рас­творении многих веществ их молекулы (или ионы) связываются с молекулами растворителя, образуя соединения, называемые сольватами (от латинского solvere — растворять); этот процесс называется сольватацией. В частном случае, когда раствори­телем является вода, эти соединения называются гидратами, а самый процесс их образования — гидратацией.

В зависимости от природы растворенного вещества, сольваты могут образовываться различными путями. Так, при растворении веществ с ионной структурой молекулы растворителя удержива­ются около иона силами электростатического притяжения. В этом случае говорят о ион-дипольном взаимодействии. Кроме того, мо­жет иметь место донорно-акцепторное взаимодействие. Здесь ионы растворенного вещества обычно выступают в качестве акцепторов, а молекулы растворителя — в качестве доноров электронных пар. Ясно, что в таком взаимодействии могут участвовать растворите­ли, молекулы которых обладают неподеленными электронными парами (например, вода, аммиак). Гидраты, образующиеся в ре­зультате донорно-акцепторного взаимодействия, представляют со­бой частный случай комплексных соединений, рассматриваемых в главе XVIII ( аквакомплексы — см. § 204).

При растворении веществ с молекулярной структурой сольваты образуются вследствие диполь-дипольного взаимодействия. Диполи растворенного вещества могут быть при этом постоянными (у ве­ществ с полярными молекулами) или наведенными (у веществ с неполярными молекулами).

Предположение о существовании в водных растворах гидра­тов высказано и обосновано в восьмидесятых годах XIX века Д. И. Менделеевым, который считал, что растворение— не только фи­зический, но и химический процесс, что вещества, растворяющиеся в воде, образуют с ней соединения. Об этом свидетельствует пре­жде всего изучение теплот растворения.

Подтверждением химизма процесса растворения является и тот факт, что многие, вещества выделяются из водных растворов в виде кристаллов, содержащих так называемую кристаллизацион­ную воду (см. ниже), причем на каждую молекулу растворенного вещества приходится определенное число молекул воды. «Это,— писал Д. И. Менделеев,— дает повод думать, что и в самих растворах имеются такие же или подобные им соединения растворенных тел с растворителем, только в жидком (и отчасти разложенном) виде».

Гидраты, как правило, нестойкие соединения, во многих слу­чаях разлагающиеся уже при выпаривании растворов. Но иногда гидраты настолько прочны, что при выделении растворенного ве­щества из раствора вода входит в состав его кристаллов. Веще­ства, в кристаллы которых входят молекулы воды, называются кристаллогидратами, а содержащаяся в них вода — кристаллизационной.

Состав кристаллогидратов принято изображать формулами, показывающими, какое количество кристаллизационной воды содержит кристаллогидрат. Например, кристаллогидрат сульфата меди (медный купорос), содержащий на один моль CuSO₄ пять молей воды, изображается формулой CuSO₄*5H₂O; кри­сталлогидрат сульфата натрия (глауберова соль)—формулой Na₂SO₄* 10Н₂О.

Прочность связи между веществом и кристаллизационной водой в кристаллогидратах различна. Многие из них теряют кристалли­зационную воду уже при комнатной температуре. Так, прозрачные кристаллы соды (Na₂СОз* 10Н₂О) легко «выветриваются», — теряя кристаллизационную воду, становятся тусклыми и постепенно рас­сыпаются в порошок. Для обезвоживания других кристаллогидра­тов требуется довольно сильное нагревание.

Процесс образования гидратов протекает с выделением теп­лоты. При растворении вещества, подвергающегося гидратации, общий тепловой эффект складывается из теплового эффекта соб­ственно растворения и теплового эффекта гидратации. Поскольку первый из этих процессов эндотермичен, а второй экзотермичен, то общий тепловой эффект процесса растворения, равный алгебраи­ческой сумме тепловых эффектов отдельных процессов, может быть как положительным, так и отрицательным.

Растворимость

Растворимостью называется способность ве­щества растворяться в том или ином растворителе. Мерой раство­римости вещества при данных условиях служит содержание его в насыщенном растворе. Поэтому численно растворимость может быть выражена теми же способами, что и состав, например, про­центным отношением массы растворенного вещества к массе насы­щенного раствора или количеством растворенного вещества, содер­жащимся в 1 л насыщенного раствора. Часто растворимость выражают также числом единиц массы безводного вещества, на­сыщающего при данных условиях 100 единиц массы растворителя; иногда выраженную этим способом растворимость называют ко­эффициентом растворимости.

Растворимость различных веществ в воде изменяется в широ­ких пределах. Если в 100 г воды растворяется более 10 г веще­ства, то такое вещество принято называть хорошо растворимым; если растворяется менее 1 г вещества — малорастворимым и, на­конец, практически нерастворимым, если в раствор переходит ме­нее 0,01 г вещества.

Принципы, позволяющие предсказать растворимость вещества, пока не известны. Однако обычно вещества, состоящие из поляр­ных молекул, и вещества с ионным типом связи лучше растворя­ются в полярных растворителях (вода, спирты, жидкий аммиак), а неполярные вещества — в неполярных растворителях (бензол, сероуглерод).

Растворение большинства твердых тел сопровождается погло­щением теплоты. Это объясняется затратой значительного количе­ства энергии на разрушение кристаллической решетки твердого тела, что обычно не полностью компенсируется энергией, выделяю­щейся при образовании гидратов (сольватов). Прилагая принцип Ле Шателье к равновесию между веществом в кристаллическом состоянии и его насыщенным раствором

приходим к выводу, что в тех случаях, когда вещество растворяется с поглощением энергии, повышение температуры должно приводить к увеличению его растворимости. Если же, однако, энергия гидратации (сольватации) достаточно велика, чтобы образование раствора сопровождалось выделением энергии, растворимость с ростом температуры понижается. Это происходит, например, при растворении в воде щелочей, многих солей лития, магния, алюминия.

Зависимость между растворимостью и температурой очень удобно изображать графически — в виде кривых растворимости. Для построения кривой растворимости откладывают на горизонтальной оси температуру, а на вертикальной — растворимость вещества при соответствующей температуре.

На рис. 75 приведено несколько характерных кривых растворимости. Резко поднимающиеся вверх кривые растворимости нитратов калия, свинца, серебра показывают, что с повышением температуры растворимость этих
веществ сильно возрастает. Растворимость хлорида натрия лишь
незначительно изменяется по мере повышения температуры, что показывает почти горизонтальная кривая растворимости этой соли. Более сложный вид имеет кривая растворимости сульфата натрия (рис. 76). До 32°С эта кривая круто поднимается, что указывает на быстрое увеличение растворимости. При 32°С происходит резкий излом кривой, после чего она идет несколько вниз. Следовательно, сульфат натрия обладает наибольшей растворимостью при 32°С. Наличие макси­мума на кривой растворимости сульфата натрия объясняется тем, что ниже 32°С в равновесии с насыщенным раствором находится кристаллогидрат Na₂SO₄*10Н₂О, растворение которого сопровож­дается поглощением теплоты; но при более высоких температурах твердая фаза, находящаяся в равновесии с насыщенным раство­ром, представляет собой безводную соль Na₂SO₃, растворяющуюся с выделением теплоты.

Рис. 75. Зависимость растворимости некоторых солей в воде от температуры.

Рис. 76. Зависимость растворимости сульфата натрия в воде от температуры.

При растворении твердых тел в воде объем системы обычно изменяется незначительно. Поэтому растворимость веществ, нахо­дящихся в твердом состоянии, практически не зависит от дав­ления.

Жидкости также могут растворяться в жидкостях. Некоторые из них неограниченно растворимы одна в другой, т. е. смешиваются друг с другом в любых пропорциях, как, например, спирт и вода, другие — взаимно растворяются лишь до известного предела. Так, если взболтать диэтиловый эфир с водой, то образуются два слоя: верхний представляет собой насыщенный раствор воды в эфире, а нижний — насыщенный раствор эфира в воде. В большинстве подобных случаев с повышением температуры взаимная раствори­мость жидкостей увеличивается до тех пор, пока не будет достиг­нута температура, при которой обе жидкости смешиваются в лю­бых пропорциях.

Температура, при которой ограниченная взаимная раствори­мость жидкостей переходит в неограниченную, называется кри­тической температурой растворения. Так, при тем­пературе ниже 66,4°С фенол ограниченно растворим в воде, а вода ограниченно растворима в феноле. Температура 66,4°С — критическая температура растворения для системы вода—фенол: начиная с этой температуры, обе жидкости неограниченно раство­римы друг в друге.

Как и в случае растворения твердых тел, взаимное растворе­ние жидкостей обычно не сопровождается значительным измене­нием объема. Поэтому взаимная растворимость жидкостей мало зависит от давления и заметно возрастает лишь при очень высо­ких давлениях (порядка тысяч атмосфер).

Если в систему, состоящую из двух несмешивающихся жидко­стей, ввести третье вещество, способное растворяться в каждой из этих жидкостей, то растворенное вещество будет распределяться между обеими жидкостями пропорционально своей растворимости в каждой из них. Отсюда вытекает закон распределения, согласно которому вещество, способное растворяться в двух несмешивающихся растворителях, распределяется между ними так, что отношение его концентраций в этих растворителях при постоянной температуре остается постоянным, независимо от общего количе­ства растворенного вещества:

Здесь С₁ и С₂ — концентрации растворенного вещества в пер­вом и втором растворителях; К — так называемый коэффици­ент распределения.

Так, коэффициент распределения йода между водой и хлоро­формом равен 130. Если к воде, содержащей растворенный йод, добавить не смешивающийся с нею хлороформ, взболтать эту систему и дать ей отстояться, то после установления равновесия концентрация йода в хлороформе окажется в 130 раз более высо­кой, чем в воде, независимо от общего количества растворенного пода. Таким образом с помощью хлороформа можно извлечь (экстрагировать) из воды преобладающую часть растворен­ного в ней йода. Такой, основанный на законе распределения спо­соб извлечения растворенного вещества из раствора с помощью второго растворителя, не смешивающегося с первым, называется экстракцией и широко применяется в лабораторной практике и в химической промышленности.

Растворение газов в воде представляет собой экзотермический процесс. Поэтому растворимость газов с повышением температуры уменьшается. Если оставить в теплом помещении стакан с холод­ной водой, то внутренние стенки его покрываются пузырьками газа — это воздух, который был растворен в воде, выделяется из нее вследствие нагревания. Кипячением можно удалить из воды весь растворенный в ней воздух.

Однако растворение газов в органических жидкостях нередко сопровождается поглощением теплоты; в подобных случаях с ро­стом температуры растворимость газа увеличивается.

При растворении газа в жидкости устанавливается равновесие:

При этом объем системы существенно уменьшается. Следова­тельно, повышение давления должно приводить к смещению рав­новесия вправо, т. е. к увеличению растворимости газа.

К этому же выводу можно прийти, исходя из динамического характера равновесия между газом и его раствором в жидкости. Молекулы газа, находящиеся над жидкостью в закрытом сосуде, бомбардируют поверхность жидкости и растворяются в жидкости со скоростью, пропорциональной концентрации газа. Перешедшие в раствор молекулы в свою очередь время от времени ударяются о поверхность жидкости изнутри и вылетают наружу. По мере того как в результате растворения концентрация растворенных молекул будет увеличиваться, скорость их выделения, т. е. число молекул, уходящих из раствора в единицу времени, тоже будет расти, пока, наконец, не сравняется со скоростью растворения.

В результате установится состояние равновесия, т. е. жидкость станет насыщенной газом.

Если теперь увеличить давление газа, например, в 2 раза, то во столько же раз увеличится и концентрация его молекул над жидкостью, а следовательно, и скорость растворения газа. Равно­весие нарушится. Чтобы при новом давлении снова установилось равновесие, концентрация растворенных молекул, очевидно, тоже должна увеличиться вдвое.

Таким образом, приходим к выводу, который известен под на­званием закона Генри:

Масса газа, растворяющегося при постоянной темпера­туре в данном объеме жидкости, прямо пропорциональна парциальному давлению газа.

Закон Генри может быть выражен уравнением

где С — массовая концентрация газа в насыщенном растворе; р — парциальное давление; k — коэффициент пропорциональности, называемый константой Генри (или коэффициентом Генри).

Отметим важное следствие закона Генри. Пусть при данном давлении в некотором объеме жидкости растворяется одни объем газа, содержащий т г этого газа. Не меняя температуры, увели­чим давление в п раз. При этом, согласно закону Бойля — Мариот­та, объем, занимаемый газом, уменьшится в п раз; следовательно, масса газа, содержащегося в единице объема, возрастет в п раз и составит пт г. С другой стороны, в соответствии с законом Генри масса газа, растворяющегося в определенном объеме жид­кости, также возрастет в п раз, т. е. также станет равна пт г. Иначе говоря, в данном объеме жидкости по-прежнему будет рас­творяться один объем газа.

Следовательно, объем газа, растворяющегося при постоянной температуре в данном объеме жидкости, не зависит от его пар­циального давления. Именно поэтому растворимость газов обычно выражают не в граммах, а в миллилитрах, указывая объем газа, растворяющийся в 100 мл растворителя.

Растворимость некоторых газов в воде при 0 и при 20°С при­ведена в табл. 10.

Если над жидкостью находится смесь нескольких газов, то растворимость каждого из них определяется его парциальным давлением. Это необходимо учитывать при расчете растворимости газов, находящихся в смеси с другими газами.

Газы подчиняются закону Генри при не очень высоких давле­ниях и притом лишь в случае, когда они не вступают в химическое взаимодействие с растворителем. При высоких давлениях, когда поведение всех газов заметно отличается от идеального, отклонение от закона Генри наблюдается и в случае газов, химически не взаимодействующих с растворителем.

Таблица 10. Растворимость газов в воде

Пересыщенные растворы

Растворимость большинства ве­ществ уменьшается с понижением температуры, поэтому при охла­ждении горячих насыщенных растворов избыток растворенного ве­щества обычно выделяется. Однако, если производить охлаждение осторожно и медленно, защитив при этом раствор от возможности попадания в него частиц растворенного вещества извне, то выделе­ния его из раствора может и не произойти. В этом случае получится раствор, содержащий значительно больше растворенного вещества, чем его требуется для насыщения при данной темпера­туре. Это явление было открыто и подробно изучено русским ака­демиком Т. Е. Ловицем (1794 г.), который назвал такие растворы пересыщенными. В спокойном состоянии они могут годами оставаться без изменения. Но стоит только бросить в раствор кристаллик того вещества, которое в нем растворено, как тотчас же вокруг него начинают расти другие кристаллы и через короткое время весь избыток растворенного вещества выкристаллизовы­вается. Иногда кристаллизация начинается от простого сотрясения раствора, а также от трения стеклянной палочкой о стенки сосуда, в котором находится раствор. При кристаллизации выделяется значительное количество теплоты, так что сосуд с раствором заметно нагревается. Очень легко образуют пересыщенные рас­творы Na₂SO₄*10H₂O (глауберова соль), Na₂B₄O₇*10Н₂О (бура), Na₂S₂O₃*5H₂O (тиосульфат натрия).

Из сказанного следует, что пересыщенные растворы являются неустойчивыми системами, способными к существованию только при отсутствии в системе твердых частиц растворенного вещества. Возможность длительного существования таких растворов объяс­няется трудностью первоначального возникновения мельчайших «зародышевых» кристалликов, так называемых центров кри­сталлизации, от которых кристаллизация распространяется на всю массу раствора.

Осмос

Как уже говорилось, раствор представляет собой го­могенную систему. Частицы растворенного вещества и раствори­теля находятся в беспорядочном тепловом движении и равномерно распределяются по всему объему раствора.

Если поместить в цилиндр концентрированный раствор какого-либо вещества, например, сахара, а поверх него осторожно налить слои более разбавленного раствора сахара, то вначале сахар и вода будут распределены в объеме раствора неравномерно. Однако через некоторое время молекулы сахара н воды вновь равномерно распределятся по всему объему жидкости. Это происходит потому, что молекулы сахара, беспорядочно двигаясь, проникают как из концентрированного раствора в разбавленный, так и в обратном направлении; но при этом в течение любого промежутка времени из более концентрированного раствора в менее концентрированный переходит больше молекул сахара, чем из разбавленного раствора в концентрированный. Точно так же молекулы воды движутся в различных направлениях, ио при этом из разбавленного рас­твора, более богатого водой, в концентрированный раствор пере­ходит больше молекул воды, чем за то же время переносится в обратном направлении. Таким образом возникает направленное перемещение сахара из концентрированного раствора в разбавлен­ный, а воды—из разбавленного раствора в концентрированный; каждое вещество переносится при этом туда, где его концентрация меньше. Такой самопроизвольный процесс перемещения вещества, приводящий к выравниванию его концентрации, называется диффузией.

В ходе диффузии некоторая первоначальная упорядоченность в распределении веществ (высокая концентрация вещества в од­ной части системы и низкая—в другой) сменяется полной беспо­рядочностью их распределения. При этом энтропия системы воз­растает. Когда концентрация раствора во всем его объеме вырав­нивается, энтропия достигает максимума и диффузия прекра­щается.

Диффузию можно наблюдать, если палить в стеклянный ци­линдр какой-либо окрашенный раствор, например, раствор КМnО₄, а сверху него осторожно, чтобы не вызвать перемешивания, доба­вить воды. Вначале будет заметна резкая граница, но постепенно она будет размываться; через некоторое время растворенное веще­ство равномерно распределится по всему объему раствора и вся жидкость примет одни и тот же цвет.

В рассмотренном примере частицы растворителя и растворен­ного вещества диффундируют в противоположных направлениях. Такой случай называется встречной или двусторонней диффузией. Иначе будет обстоять дело, если между двумя растворами поме­стить перегородку, через которую растворитель может проходить, а растворенное вещество—не может. Такие перегородки, получив­шие название полупроницаемых, существуют в природе, а также могут быть получены искусственно. Например, если пропи­тать глиняный пористый цилиндр раствором медного купороса, а затем погрузить его в раствор гексацианоферрата(II) калия (К₄[Fe(CN)₆]), то в порах цилиндра осядет гексацианоферрат(II) меди. Обработанный таким образом цилиндр обладает свойствами полупроницаемой перегородки; через его стенки могут проходить молекулы воды, но для молекул растворенного вещества они непроницаемы.

Если в такой цилиндр налить раствор какого-либо вещества, например, сахара, и погрузить цилиндр в воду, то выравнивание концентраций будет происходить только вследствие перемещения молекул воды.
Последние в большем числе диффундируют в раствор, чем обратно, поэтому объем раствора будет постепенно увеличиваться, а концентрация сахара в нем уменьшаться. Такая односторонняя диффузия через полупроницаемую перегородку называется осмосом.

Возьмем сосуд 2 с полупроницаемыми стенками, переходящий вверху в узкую вертикальную трубку 3 (рис. 77). Наполним его раствором сахара и погрузим в сосуд 1 с водой. Вследствие осмоса объем раствора будет постепенно увеличиваться и раствор начнет заполнять вертикальную трубку. По мере поднятия уровня раство­ра в трубке будет создаваться избыточное давление водяного стол­ба (гидростатическое давление), измеряемое разностью уровней жидкости и противодействующее проникновению молекул воды в раствор. Когда гидростатическое давление достигнет определенной величины, осмос прекратится—наступит равновесие. Гидростати­ческое давление станет равным тому давлению, которое служит количественной характеристикой осмоса, — осмотическому давлению раствора. Измеряя гидростатическое давление при таком равновесии, можно тем самым определить величину осмотического давления *.

Рис. 77. Схема прибора для измерения осмотического давления:
1 — сосуд с содой; 2 — сосуд с полупроницаемыми стенками; 3 — трубка.

* Измеренное таким способом осмотическое давление относится не к исходному раствору, а к раствору, несколько разбавленному водой в результате протекавшего в ходе опыта осмоса. Однако при большом объеме раствора и малом диаметре трубки это разбавление незначительно изменяет концентрацию исходного раствора.

Явления осмоса играют очень важную роль в жизни животных и растительных организмов. Оболочки клеток представляют собой перепонки, легко проницаемые для воды, но почти непроницаемые для веществ, растворенных во внутриклеточной жидкости. Про­никая в клетки, вода создает в них избыточное давление, ко­торое слегка растягивает оболочки клеток и поддерживает их в напряженном состоянии. Вот почему такие мягкие органы расте­ния, как травянистые стебли, листья, лепестки цветов, обладают упругостью. Если срезать растение, то вследствие испарения воды объем внутриклеточной жидкости уменьшается, оболочки клеток опадают, становятся дряблыми — растение вянет. Но стоит только начавшее вянуть растение поставить в воду, как начинается осмос, оболочки клеток снова напрягаются и растение принимает преж­ний вид.

Осмос является также одной из причин, обусловливающих под­нятие воды по стеблю растения, питание клеток и многие другие явления.

При измерениях осмотического давления различных растворов было установлено, что величина осмотического давления зависит от концентрации раствора и от его температуры, но не зависит ни от природы растворенного вещества, ни от природы растворителя. В 1886 г. Вант-Гофф * показал, что для растворов неэлектролитов невысоких концентраций зависимость осмотического давления от концентрации и температуры раствора выражается уравнением (закон Вант-Гоффа):

Здесь Р — осмотическое давление раствора, кПа; С — его мо­лярная концентрация (молярность), моль/л; R — универсальная газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль*К); Т—абсолютная тем­пература раствора.

*Якоб Гендрик Вант-Гофф (1852—1911)—выдающийся голланд­ский физико-химик. Изучал законы течения химических реакций, химическое равновесие, свойства растворов. Высказал и развил идею о направленности валентных связей атома углерода, разработал основы стереохимии — учения о пространственном расположении атомов в молекуле.

Молярность раствора С представляет собой отношение количе­ства растворенного вещества п к объему раствора V (л)

а количество вещества равно его массе m, деленной на молярную массу М. Отсюда для молярности раствора получаем:

Подставляя это значение С в уравнение Вант-Гоффа, найдем:

Полученное уравнение по форме напоминает уравнение состоя­ния идеального газа Клапейрона —Менделеева, Это уравнение по­зволяет по величине осмотического давления раствора определять молярную массу (а значит, и относительную молекулярную массу) растворенного вещества.

Пример. Осмотическое давление раствора, в 250 мл которого содержится 3 г сахара, при 12°С равно 83,14 кПа. Определить относительную молекуляр­ную массу сахара.

Подставляя данные в последнее уравнение, получаем

83,14 * 0,25 = 3 * 8,314 (273 + 12)/М

откуда М = 342 г/моль. Относительная молекулярная масса сахара равна 342.

Если к раствору, отделенному от воды полупроницаемой перегородкой, приложить внешнее давление, равное осмотическому давлению раствора, то, как уже говорилось, осмос прекратится. Если же приложенное внешнее давление превысит осмотическое, то диффузия волы будет преимущественно происходить из раствора в водную фазу, т. е. в направлении, противоположном направлению переноса воды при осмосе. Такое явление получило название обратного осмоса.

В настоящее время обратный осмос начали применять как одни из наиболее экономичных способов опреснения волы. Солевой раствор (например, морскую воду) отделяют полупроницаемой мембраной от пресной воды и подвергают давлению более высокому, чем осмотическое давление раствора. В ре­зультате часть содержащейся в растворе воды «вытесняется» в фазу пресной воды, а концентрация солей в оставшемся растворе повышается. Концентрированный солевой раствор периодически заменяют свежими порциями подлежащей опреснению воды.

Давление пара растворов

При данной температуре давле­ние насыщенного пара над каждой жидкостью — величина посто­янная. Опыт показывает, что при растворении в жидкости какого-либо вещества давление насыщенного пара этой жидкости понижается. Таким образом, давление насыщенного пара растворителя над раствором всегда ниже, чем над чистым растворителем при той же температуре. Разность между этими величинами принято называть понижением давления пара над раствором (или понижением давления пара раствора). Отношение величины этого понижения к давлению насыщенного пара над чистым растворителем называется относительным понижением давления пара над раствором.

Обозначим давление насыщенного пара растворителя над чимстым растворителем через р₀, а над раствором через р. Тогда отно­сительное понижение давления пара над раствором будет пред­ставлять собою дробь:

В 1887 г. французский физик Рауль, изучая растворы различ­ных нелетучих * жидкостей и веществ в твердом состоянии, уста­новил закон, связывающий понижение давления пара над разбав­ленными растворами неэлектролитов с концентрацией:

Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно молярной доле раство­ренного вещества.

* В случае растворов летучих веществ закономерности носят более сложный характер, поскольку над раствором находится смесь паров растворенного вещества и растворителя.

Математическим выражением закона Рауля является уравне­ние:

Здесь N₂ — молярная доля растворенного вещества.

Явление понижения давления насыщенного пара над раствором вытекает из принципа Ле Шателье. Представим себе равновесие между жидкостью, например, водой, и ее паром. Это равновесие, которому отвечает определенное давление насыщенного пара, можно выразить уравнением

Если теперь растворить в воде некоторое количество какого-либо вещества, то концентрация молекул воды в жидкости понизится и пойдет процесс, увеличивающий ее,— конденсация пара. Новое равновесие установится при более низком давлении насыщенного пара.

Понижение давления пара над раствором находит отражение на диаграмме состояния. На рис. 78 приведена схема диаграммы состояния воды и водного раствора нелетучего вещества. Согласно закону Рауля, давление водяного пара над водным раствором ниже, чем над водой. Поэтому кривая кипения для раствора лежит ниже, чем для воды. При переходе от воды к раствору изменяется также положение кривой плавления. И кривая кипения, и кривая плавления раствора расположены тем дальше от соответствующих
кривых воды, чем концентрированнее раствор.

Рис. 78. Диаграмма состояния воды и водного раствора нелетучего вещества.

Замерзание и кипение растворов

Индивидуальные вещества характеризуются строго определенными температурами пере­ходов из одного агрегатного состояния в другое (температура ки­пения, температура плавления или кристаллизации). Так, вода при нормальном атмосферном давлении (101,3 кПа) кристалли­зуется при температуре 0°С и кипит при 100°С.

Иначе обстоит дело с растворами. Присутствие растворенного вещества повышает температуру кипения и понижает температуру замерзания растворителя, и тем сильнее, чем концентрированнее раствор. В большинстве случаев из раствора кристаллизуется (при замерзании) или выкипает (при кипении) только растворитель вследствие чего концентрация раствора в ходе его замерзания или кипения возрастает. Это, в свою очередь, приводит к еще боль­шему повышению температуры кипения и снижению температуры замерзания. Таким образом, раствор кристаллизуется и кипит не при определенной температуре, а в некотором температурном ин­тервале. Температуру начала кристаллизации и начала кипения данного раствора называют его температурой кристаллизации и температурой кипения.

Разность между температурами кипения раствора и чистого растворителя называют повышением температуры кипе­ния раствора (∆t_кип). Разность между температурами замер­зания чистого растворителя и раствора называют понижением температуры замерзания раствора (∆t_зам). Обозна­чая температуры кипения и замерзания раствора и , а те же величины для чистого растворителя t_кип и t_зам, имеем:

Всякая жидкость начинает кипеть при той температуре, при ко­торой давление ее насыщенного пара достигает величины внеш­него давления. Например, вода под давлением 101,3 кПа кипит при 100°С потому, что при этой температуре давление водяного пара как раз равно 101,3 кПа. Если же растворить в воде какое-нибудь нелетучее вещество, то давление ее пара понизится. Чтобы довести давление пара полученного раствора до 101,3 кПа, нужно нагреть раствор выше 100°С. Отсюда следует, что температура ки­пения раствора всегда выше температуры кипения чистого раство­рителя. Аналогично объясняется и понижение температуры замер­зания растворов.

Повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания растворов соответствуют принципу Ле Шателье. Рас­смотрим в этом плане замерзание раствора. Пусть имеется равно­весие между жидкостью и твердой фазой, например, равновесие вода — лед при 0°С. Его можно выразить уравнением:

Если растворить в воде некоторое количество какого-либо ве­щества, то концентрация молекул воды в жидкости понизится и пойдет процесс, увеличивающий ее, — плавление льда. Для уста­новления нового равновесия необходимо понизить температуру.

Повышение температуры кипения и понижение температуры за­мерзания находят отражение на диаграмме состояния. На рис. 79 приведена часть диаграммы состояния воды и раствора—отрез­ки кривых плавления и кипения в области давлений, близких к нормальному атмосферному давлению (101,3 кПа). Отрезки пере­сечены горизонталью, отвечающей давлению 101,3 кПа (масштаб чертежа увеличен по сравнению с рис. 73 и 78). Видно, что точки пересечения этой горизонтали с кривыми плавления и кипения для воды и для раствора различны. Абсциссы этих точек — темпера­тура замерзания и температура кипения — для воды равны 0 и 100°С, а для раствора они соответственно ниже 0°С и выше 100°С. Кривые, отвечающие раствору, тем больше удалены от соответ­ствующих кривых воды, чем концентрированнее раствор. Поэтому и разность между температурами кипения или замерзания воды и раствора тем больше, чем выше концентрация раствора.

Рис. 79. Часть диаграммы состояния воды и раствора в области давлений, близких к 101,3 кПа (схема):

а — кривые плавлення; б — кривые кипения.

Изучая замерзание и кипение растворов, Рауль установил, что для разбавленных растворов неэлектролитов повышение темпера­туры кипения и понижение температуры замерзания пропорцио­нальны концентрации раствора:

Здесь т — молярная концентрация (моляльность); Е и К — эбуллиоскопическая* и криоскопическая** постоянные, зависящие только от природы растворителя, но не за­висящие от природы растворенного вещества. Для воды криоско­пическая постоянная К равна 1,86, эбуллиоскопическая постоян­ная Е равна 0,52. Для бензола К = 5,07, Е — 2,6.

* От лат. «ebullire» — выкипать.

** От греч, «криос» — холод.

На измерениях температур кипения и замерзания растворов основаны эбуллиоскопический и криоскопический методы определения молекулярных масс веществ. Оба метода широко используются в химии, так как, применяя различные рас­творители, можно определять молекулярные массы разнообразных веществ.

Пример. При растворении 2,76 г глицерина в 200 г воды температура замерзания понизилась на 0,279 градусов. Определить молекулярную массу гли­церина.

Находим, сколько граммов глицерина приходится в растворе на 1000 г воды:

р = 2,76 * 1000/200= 13,8 г

Выражаем моляльность раствора (m) через массу глицерина (р), приходящуюся на 1000 г воды, и его молярную массу (M):

Подставляем данные в уравнение:

Отсюда молярная масса глицерина М = 92 г/моль, а молекулярная масса равна 92.

Услуги по химии:

Лекции по химии:

Лекции по неорганической химии:

Лекции по органической химии:

Присылайте задания в любое время дня и ночи в ➔

Официальный сайт Брильёновой Натальи Валерьевны преподавателя кафедры информатики и электроники Екатеринбургского государственного института.

Все авторские права на размещённые материалы сохранены за правообладателями этих материалов. Любое коммерческое и/или иное использование кроме предварительного ознакомления материалов сайта natalibrilenova.ru запрещено. Публикация и распространение размещённых материалов не преследует за собой коммерческой и/или любой другой выгоды.

Сайт предназначен для облегчения образовательного путешествия студентам очникам и заочникам по вопросам обучения . Наталья Брильёнова не предлагает и не оказывает товары и услуги.

📺 Видео

ВСЕ ПРО АЛКАНЫ за 8 минут: Химические Свойства и ПолучениеСкачать

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Химия 8 класс (Урок№14 - Вода в природе и способы её очистки.Физические и химические свойства воды.)Скачать

Реакции металлов с кислородом и водой. 8 класс.Скачать

Проклятая химическая реакция 😜 #shortsСкачать

СОЛИ ХИМИЯ 8 КЛАСС: Химические Свойства Солей и Получение // Реакция Солей с Кислотами и МеталламиСкачать

Как Решать Задачи по Химии // Задачи с Уравнением Химической Реакции // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Химические свойства воды/часть 1/химия 8 классСкачать

Химические уравнения. Как составлять химические уравнения.Скачать

Расстановка Коэффициентов в Химических Реакциях // Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

ОСНОВАНИЯ В ХИМИИ — Химические свойства оснований. Реакции оснований с кислотами и солямиСкачать

Химия 8 класс (Урок№11 - Кислород: получение, физические и химические свойства,применение. Оксиды.)Скачать

Химические свойства водыСкачать

Химические Цепочки — Решение Цепочек Химических Превращений // Химия 8 классСкачать

ОКСИДЫ ХИМИЯ — Что такое Оксиды? Химические свойства Оксидов | Реакция ОксидовСкачать

8 класс. Составление уравнений химических реакций.Скачать