2) Вода, агрегатные состояния воды, водородные связи

1. Вода, агрегатные состояния воды, водородные связи

Вода H₂O – это оксид водорода , в котором водород проявляет степень окисления +1, а O^-2

Молекула воды полярна и имеет угловую форму. Молекула воды взаимодействует между собой, образуя водородную связь. Это обуславливает аномалию температур плавления и кипения - они значительно выше, чем у ее химических аналогов.

Физические свойста:

Чистая вода не имеет цвета, вкуса и запаха, толстые слои воды (более 5 м) имеют голубую окраску. Затвердевание воды в лёд сопровождается увеличением объёма на 9%, то есть лёд легче жидкой воды (вторая аномалия воды). T кип = +100,0 °C Наибольшую плотность вода имеет не при 0 °C, а при 4 °C (третья аномалия воды).

Сущ-ет в 3 агрегатных состояниях: тв.- лед, жидкое и газообразное – водяной пар.

Химические свойства:

Вода - чрезвычайно слабый электролит (H₂O <—> Н⁺ + ОН⁻), электропроводность чистой (дистиллированной) воды весьма мала, поэтому электролиз воды проводят в присутствии сильных электролитов.

По химическим свойствам вода - достаточно активное вещество, в подходящих условиях она реагирует со многими металлами и неметаллами, основными и кислотными оксидами:

2H₂О + 2Na = 2NaOH + H₂↑ H₂O + BaO = Ba(OH)₂

H₂O + Cl₂ = HClO + HCl 3H₂O + P₂O₅ = 2H₃PO₄

- Благодаря полярности молекул воды в ней растворяются и диссоциируют основания, кислоты и соли, большинство солей вступает с водой в реакции обратимого гидролиза.

- Вода как растворитель способствует протеканию огромного количества обменных и окислительно-восстановительных реакций.

- Со многими безводными солям вода образует кристаллогидраты ( белого сульфата меди(II) CuSO4 в голубой медный купорос CuSO₄ . 5H₂O).

3)Молекулярность, порядок реакции

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------

13 Гидролиз двух солей Типы овр (нужны примеры)

Окислительно-восстановительными называются такие реакции, в результате которых изменяется степень окисления одного или нескольких участвующих в реакции элементов. Отдача атомом электронов, сопровождающаяся повышением его степени окисления, называется окислением; присоединение атомом электронов, приводящее к понижению его степени окисления, называется восстановлением.

Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем; вещество, содержащее восстанавливающий элемент, называется окислителем. Так, в реакции

 

4Al +3O₂ = 2Al₂O₃

Al -3ē = Al³⁺ 3 4 восстановитель

O₂ +4ē = 2O^2- 4 3 окислитель

Типы окислительно-восстановительных реакций

1.          Межмолекулярные – изменяются С.О. атомов элементов, входящих в состав разных веществ:

2.          Внутримолекулярные – окислитель и восстановитель - атомы одной молекулы:

tº

3.          Самоокисления – самовосстановления (диспропорционирования) – один и тот же элемент повышает и понижает Степень окисления

.

Cl₂ - является окислителем и восстановителем.

Теория оснований и кислот Брёнстеда-Лоури

Для описания кислотных и основных свойств химических соединений существует несколько теорий - теория Бренстеда-Лоури, теория Льюиса и ряд других. Наиболее распространенной является теория Бренстеда-Лоури, или протолитическая теория.

По теории Бренстеда-Лоури, кислота - это вещество, способное отдавать протон другому веществу, т.е. кислота - это донор протонов. Противоположные свойства имеют основания, которые могут принимать протоны, и являются, следовательно, акцепторами протонов. Эти определения приводят к правильному заключению, что все реакции типа кислота-основание состоят в переносе протона от молекулы кислоты к молекуле основания.

--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------