Химические свойства воды
Из химических свойств воды особенно важны способность её молекул диссоциировать (распадаться) на ионы и способность 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 в незначительной степени протекает электролитическая диссоциация (автодиссоциация воды) по схеме: Н2О Н+ + ОН-
Однако, приведённое уравнение условное: не может существовать в водной среде лишённый электронной оболочки протон Н+. Он сразу гидратируется водой до катионов оксония Н3О+. Однако для простоты записи обычно используется обозначение Н+.
По Бренстенду такая реакция называется автопротолизом воды: Н2О + Н2О Н3О+ + ОН-
Электролитическая диссоциация воды – причина гидролиза солей слабых кислот и 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-.
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 J2. 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 соответствующего 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 6000С : 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.
