Вода и ее свойства

(D или ²Н), а обычный водород стали называть протием. Тяжёлая вода, окись дейтерия, выражается формулой  D₂О.

                Вскоре  был открыт третий, сверхтяжёлый  изотоп водорода с одним протоном  и двумя нейтронами в ядре, который был назван тритием (Т или ³Н). В соединении с кислородом тритий образует сверхтяжёлую воду Т₂О с молекулярным весом 22.

                В природных водах содержится  в среднем около 0,016% тяжёлой  воды. Тяжёлая вода внешне похожа на обычную воду, но по многим физическим свойствам отличается от неё. Точка кипения тяжёлой воды 101,4⁰ С, точка замерзания + 3,8⁰ С. Тяжёлая вода на 11% тяжелее обычной. Удельный вес тяжёлой воды при температуре 25⁰ С равен 1,1. Она хуже ( на 5 – 15% ) растворяет различные соли. В тяжёлой воде скорость протекания некоторых химических реакций иная, чем в обычной воде.

                И в физиологическом отношении  тяжёлая вода воздействует на  живое вещество иначе: в отличие  от обычной воды, обладающей живительной силой, тяжёлая вода совершенно инертна. Семена растений, если  их поливать тяжёлой водой, не прорастают; головастики, микробы, черви, рыбы в тяжёлой воде не могут существовать; если животных поить одной тяжёлой водой, они погибнут от жажды. Тяжёлая вода – это мёртвая вода.

               Имеется ещё один вид воды, отличающийся по физическим свойствам  от обычной воды, - это омагниченная  вода. Такую воду получают с  помощью магнитов, вмонтированных  в трубопровод, по которому  течет вода. Омагниченная вода изменяет свои физико – химические свойства: скорость химических реакций в ней увеличивается, ускоряется кристаллизация растворённых веществ, увеличивается слипание твёрдых частиц примесей и выпадение их в осадок с образованием крупных хлопьев          (коагуляция). Омагничивание успешно применяется на водопроводных станциях при большой мутности забираемой воды. Она позволяет также быстро осаждать загрязненные промышленные стоки.

                Из химических свойств воды особенно важны способность её молекул диссоциировать (распадаться) на ионы и способность воды растворять вещества разной химической природы.

                Роль воды как главного и  универсального растворителя определяется  прежде всего полярностью её  молекул и, как следствие, её  чрезвычайно высокой диэлектрической проницаемостью. Разноимённые электрические заряды, и в частности ионы, притягиваются друг к другу в воде в 80 раз слабее, чем   притягивались бы в воздухе. Силы взаимного притяжения между молекулами или атомами погружённого в воду тела также слабее, чем в воздухе. Тепловому движению в этом случае легче разбить молекулы. Оттого и происходит растворение, в том числе многих труднорастворимых веществ: капля камень точит.

                Лишь незначительная доля молекул  (одна из         500 000 000) подвергается электролитической диссоциации по схеме:

                Н₂О       Н⁺ + ОН^-

                Однако, приведённое уравнение условное: не может существовать в водной среде лишённый электронной оболочки протон Н⁺. Он сразу соединяется с молекулой воды, образуя ион гидроксония Н₃О⁺, который в свою очередь объединяется с одной, двумя или тремя молекулами воды в

Н₃О⁺ , Н₅О₂⁺ , Н₇О₃⁺ .

                Электролитическая диссоциация  воды – причина гидролиза солей  слабых кислот и  (или) оснований. Степень электролитической диссоциации заметно возрастает при повышении температуры.

                Образование воды из элементов  по реакции:

               Н₂ + ¹/₂ О₂      Н₂О   -242 кДж/моль для пара

                                                 -286 кДж/моль для жидкой воды

-при низких температурах  в отсутствии катализаторов происходит  крайне медленно, но скорость  реакции резко возрастает при  повышении температуры, и при  550⁰ С она происходит со взрывом. При понижении давления и повышении температуры равновесие сдвигается влево.

                Под действием ультрафиолетового  излучения происходит фотодиссоциация  воды на ионы Н⁺ и ОН^- .

                Ионизирующее излучение вызывает  радиолиз воды с образованием  Н₂ ; Н₂О₂  и свободных радикалов: Н^* ;  ОН^* ;  О^* .

                Вода – реакционноспособное соединение.

                Вода окисляется атомарным кислородом:

                Н₂О  +  О       Н₂О₂

                При взаимодействии с F₂ образуется НF, а также   О₂ ;О₃ ; Н₂О₂ ; F₂О  и другие соединения.

                С остальными галогенами при  низких температурах вода реагирует  с образованием смеси кислот  Н Гал  и             Н Гал О.

                При обычных условиях с водой  взаимодействует до половины  растворённого в ней  СI₂  и значительно меньшие количества  Br₂    и    J ₂  .

                При повышенных температурах  СI₂ и Br₂  разлагают воду с образованием  Н Гал  и  О₂  .

                При пропускании паров воды  через раскалённый уголь она  разлагается и образуется так называемый водяной газ:

                Н₂О  +   С       СО   +   Н₂

                При повышенной температуре в  присутствии катализатора вода  реагирует с   СО; СН₄  и другими углеводородами, например:

                Н₂О  +   СО       СО₂  +  Н₂

                Н₂О  +  СН₄        СО  + 3Н₂

                Эти реакции используют для  промышленного    получения  водорода.

                Фосфор при нагревании с водой  под давлением  в присутствии  катализатора окисляется в метафосфорную кислоту:

                6Н₂О  +  3Р    2НРО₃  +  5Н₂

                Вода взаимодействует со многими  металлами с образованием  Н₂  и сответствующего гидроксида. Со щелочными и щелочно-земельными металлами ( кроме Мg )  эта реакция протекает уже при комнатной температуре. Менее активные металлы разлагают воду  при повышенной температуре, например, Мg  и   Zn – выше 100⁰ С; Fe – выше  600⁰ С :

                 2Fe  +  3H₂O      Fe₂O ₃  +  3H₂

                При взаимодействии с водой  многих оксидов образуются кислоты или основания.

                Вода может служить катализатором,  например, щелочные металлы и  водород реагируют с CI₂  только в присутствии следов воды.

                Иногда вода – каталитический  яд, например, для железного катализатора при синтезе NH₃.

                Способность молекул воды образовывать  трёхмерные сетки водородных  связей позволяет ей давать  с инертными газами, углеводородами, СО₂ , CI₂ , (CH₂)₂O , CHCI₃   и многими другими веществами газовые гидраты.

                Примерно до конца 19 века  вода считалась бесплатным неистощимым даром природы. Её не хватало только в слабонаселённых районах пустынь. В 20 веке взгляд на воду резко изменился. В результате быстрого роста населения земного шара и бурного развития промышленности проблема снабжения человечества  чистой пресной водой стала чуть ли не мировой проблемой номер один. В настоящее время люди используют ежегодно около 3000 млрд кубических метров воды, и эта цифра непрерывно быстро растёт. Во многих густонаселённых промышленных районах чистой воды уже не хватает.

                Недостаток пресной воды на  земном шаре можно восполнить  различными путями:  опреснять  морскую воду, а также заменять  ею, где это возможно в технике,  пресную воду; очищать сточные  воды до такой степени, чтобы их можно было спокойно спускать в водоёмы и водотоки, не боясь загрязнить, и использовать вторично; экономно расходовать пресную воду, создавая менее водоёмкую технологию производства, заменяя, где это можно, пресную воду высокого качества водой более низкого качества и т.д.

                В О Д А   -   о д  н о     и з    г  л а в н ы х   б о  г а т с т в   ч е  л о в е ч е с т в  а    н а    З е м  л е .     

      

 

 

С П И С  О К     Л И Т Е Р  А Т У Р Ы  :

 

1. Химическая энциклопедия. Том 1. Редактор И.Л.Кнунянц. Москва, 1988 год.

 

     2. Энциклопедический словарь юного химика.           Составители

             В.А.Крицман, В.В.Станцо. Москва, “ Педагогика“, 1982 год. 

3. Слово о воде. Автор  О.А.Спенглер. Ленинград, 

“ Гидрометеоиздат “ , 1980 год.

                4. Самое необыкновенное вещество  в мире. Автор                    

                    И.В.Петрянов. Москва, “ Педагогика “ ,1975 год.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

                                   П  Л  А  Н  .

I.Вступление.

   Высказывания известных учёных о воде.

II.Основная часть.

    

    1.Распространение  воды на планете Земля, в  космическом 

       пространстве.

     2.Изотопный  состав воды.

     3.Строение  молекулы воды.

     4.Физические  свойства воды, их аномальность.

         а).Агрегатные состояния воды.

         б).Плотность воды в твёрдом  и жидком состоянии.

         в).Теплоёмкость воды.

         г).Температуры плавления и кипения  воды в сравнении с  

             другими водородными соединениями  элементов 

             главной подгруппы  YI  группы таблицы Менделеева.

     5.Влияние  воды на формирование климата  на планете 

        Земля.

     6.Вода как  основной составной компонент  растительных и 

        животных организмов.

     7.Использование  воды в промышленности, производстве

        электроэнергии.

     8.Использование  вода как эталона.

        а).Для измерения температуры. 

        б).Для измерения массы (веса).

        в).Для измерения количества тепла.

        г).Для измерения высоты местности.

     9.Тяжёлая  вода, её свойства.

    10.Омагниченная  вода, её свойства.

    11.Химические  свойства воды.

         а).Образование воды из кислорода  и водорода.

         б).Диссоциация воды на ионы.

         в).Фотодиссоциация воды.

         г).Радиолиз воды.

         д).Окисление воды атомарным кислородом.

         е).Взаимодействие воды с неметаллами,галогенами,

             углеводородами.

        ж).Взаимодействие воды с металлами.

         з).Взаимодействие воды с оксидами.

        и).Вода как катализатор и ингибитор  химических 

             реакций.

 

III.Заключение.

      Вода  как одно из главных богатств  человечества на Земле.