Apa este un compus anorganic format din oxigen și hidrogen. În condiții normale, este un lichid incolor, transparent, inodor și fără gust. În formă solidă, apa se numește zăpadă, gheață sau brumă, în formă gazoasă - abur. Aproximativ 71% din întreaga suprafață a planetei este acoperită cu apă. Aproximativ 96% din rezervele de apă cad pe oceane, lacuri, ghețari, mlaștini și apele subterane cad pe restul de 4%. Prin natura sa, apa este un solvent excelent și conține întotdeauna substanțe sau gaze dizolvate în compoziția sa, cu excepția apei distilate. Apa este cea mai importantă sursă de viață de pe întreaga planetă. Prin urmare, în articolul nostru vom încerca să vă spunem totul despre această substanță uimitoare și, cel mai important, ce fel de substanță este apa în natură și care sunt proprietățile sale chimice și fizice.

Proprietățile fizice ale apei

• În condiții atmosferice normale, apa rămâne în stare lichidă, în timp ce alți compuși ai hidrogenului de un plan similar sunt gaze. Acest fenomen se explică prin proprietățile speciale ale adăugării de molecule și atomi de apă, precum și prin legăturile prezente între ele. Atomii de oxigen sunt atașați de atomii de hidrogen într-un unghi de aproape 105 grade, iar această configurație este întotdeauna păstrată. Datorită diferenței mari de electronegativitate a atomilor de oxigen și hidrogen, norii de electroni sunt puternic deplasați către oxigen. În legătură cu acest motiv, molecula de apă este considerată un dipol activ, în care partea de hidrogen are o sarcină pozitivă, iar partea de oxigen are una negativă. Drept urmare, molecula de apă formează legături, care sunt destul de greu de rupere și necesită multă energie.
• Apa este practic incompresibilă. Deci, cu o creștere a presiunii atmosferice cu un bar, apa este comprimată doar cu 0,00005 din volumul inițial.
• Structura gheții și a apei este foarte asemănătoare. Atât în ​​gheață, cât și în apă, moleculele încearcă să se aranjeze într-o anumită ordine - vor să formeze o structură, dar mișcarea termică împiedică acest lucru. Când apa trece în stare solidă, rotația termică a moleculelor nu mai împiedică formarea structurală, după care moleculele sunt ordonate, iar golurile dintre ele cresc, din care, în consecință, densitatea scade. Aceasta explică momentul în care apa este o substanță foarte anormală. Starea solidă de agregare a apei - gheață poate pluti în siguranță pe suprafața stării lichide de agregare a apei. Când are loc evaporarea, dimpotrivă, toate legăturile sunt rupte imediat. Este necesară o cantitate considerabilă de energie pentru a rupe aceste legături, ceea ce explică cea mai mare capacitate termică a apei dintre toate substanțele. Pentru a încălzi un litru de apă cu 1 grad, trebuie să cheltuiți aproximativ 4 kJ de energie. Datorită acestei proprietăți, apa este adesea folosită ca purtător de căldură.
• Apa are o tensiune de suprafață mare, pe locul doi după mercur în acest indicator. Vâscozitatea mare a apei se explică prin legăturile sale de hidrogen, care împiedică moleculele să se miște la viteze diferite.
• Apa este un solvent bun. Moleculele de solut sunt imediat înconjurate de molecule de apă. Particulele pozitive de solut sunt atrase de atomii de oxigen, iar particulele negative sunt atrase de atomii de hidrogen. Deoarece dimensiunile moleculelor de apă sunt destul de mici, fiecare moleculă a substanței dizolvate poate fi imediat înconjurată de un număr mare de molecule de apă.
• Apa este o substanță care are un potențial electric de suprafață negativ.
• În forma sa pură, apa este un bun izolator, dar din moment ce anumite substanțe, săruri sau acizi sunt adesea dizolvate în ea, ionii negativi și pozitivi se găsesc întotdeauna în apă. Datorită acestor proprietăți, apa poate conduce electricitatea.
• Indicele de refracție al apei este n=1,33. Dar apa absoarbe perfect radiația infraroșie și, în legătură cu această proprietate, apa, sau mai degrabă vaporii de apă, este un gaz cu efect de seră. De asemenea, apa este capabilă să absoarbă radiațiile cu microunde, pe care se bazează acțiunea cuptoarelor cu microunde.

Proprietăți chimice

Cei care cred că apa este materie organică se înșală foarte mult. Apa este formată din două elemente, oxigen și hidrogen. Apoi, luați în considerare proprietățile chimice de bază ale apei.

Electroliți și neelectroliți

Din lecțiile de fizică se știe că soluțiile unor substanțe sunt capabile să conducă curentul electric, în timp ce altele nu sunt.

Substanțele ale căror soluții conduc electricitatea se numesc electroliti.

Se numesc substanțe ale căror soluții nu conduc electricitatea neelectroliţi. De exemplu, soluțiile de zahăr, alcool, glucoză și alte substanțe nu conduc electricitatea.

Disocierea și asociere electrolitică

De ce soluțiile electrolitice conduc electricitatea?

Omul de știință suedez S. Arrhenius, studiind conductivitatea electrică a diferitelor substanțe, a ajuns în 1877 la concluzia că cauza conductivității electrice este prezența în soluție. ionii se formează atunci când un electrolit este dizolvat în apă.

Procesul prin care un electrolit se descompune în ioni se numește disociere electrolitică.

S. Arrhenius, care a aderat la teoria fizică a soluțiilor, nu a ținut cont de interacțiunea electrolitului cu apa și a crezut că ionii liberi sunt prezenți în soluții. În schimb, chimiștii ruși I. A. Kablukov și V. A. Kistyakovsky au aplicat teoria chimică a lui D. I. Mendeleev pentru a explica disocierea electrolitică și au demonstrat că atunci când electrolitul este dizolvat, are loc interacțiunea chimică a solutului cu apa, ceea ce duce la formarea hidraților și apoi se disociază în ioni. Ei credeau că în soluții nu se găsesc ioni liberi, nu „gori”, ci hidratați, adică „îmbrăcați într-o haină de blană” de molecule de apă.

Moleculele de apă sunt dipoli(doi poli), deoarece atomii de hidrogen sunt localizați la un unghi de 104,5 °, datorită căruia molecula are o formă unghiulară. Molecula de apă este prezentată schematic mai jos.

De regulă, substanțele se disociază cel mai ușor cu legătură ionicăși, în consecință, cu o rețea cristalină ionică, deoarece sunt deja formate din ioni gata pregătiți. Când se dizolvă, dipolii apei sunt orientați cu capete încărcate opus în jurul ionilor pozitivi și negativi ai electrolitului.

Forțele de atracție reciprocă apar între ionii de electroliți și dipolii de apă. Ca urmare, legătura dintre ioni slăbește și are loc tranziția ionilor de la cristal la soluție. Evident, succesiunea proceselor care au loc în timpul disocierii substanțelor cu o legătură ionică (săruri și alcalii) va fi următoarea:

1) orientarea moleculelor de apă (dipoli) în apropierea ionilor de cristal;

2) hidratarea (interacțiunea) moleculelor de apă cu ionii stratului de suprafață al cristalului;

3) disocierea (dezintegrarea) cristalului electrolit în ioni hidratați.

Simplificat, procesele în curs pot fi reflectate folosind următoarea ecuație:

În mod similar, electroliții se disociază, în moleculele cărora există o legătură covalentă (de exemplu, molecule de acid clorhidric HCI, vezi mai jos); numai în acest caz, sub influența dipolilor de apă, legătura polară covalentă se transformă într-una ionică; secvența proceselor care au loc în acest caz va fi următoarea:

1) orientarea moleculelor de apă în jurul polilor moleculelor de electrolit;

2) hidratarea (interacțiunea) moleculelor de apă cu moleculele de electroliți;

3) ionizarea moleculelor de electrolit (transformarea unei legături polare covalente într-una ionică);

4) disocierea (dezintegrarea) moleculelor de electrolit în ioni hidratați.

Simplificat, procesul de disociere a acidului clorhidric poate fi reflectat folosind următoarea ecuație:

Trebuie luat în considerare faptul că ionii hidratați care se mișcă aleatoriu în soluțiile de electroliți se pot ciocni și se pot reuni unul cu celălalt. Acest proces invers se numește asociere. Asocierea în soluții are loc în paralel cu disocierea, prin urmare, semnul reversibilității este pus în ecuațiile reacției.

Proprietățile ionilor hidratați diferă de cele ale celor nehidratați. De exemplu, ionul de cupru nehidratat Cu 2+ este alb în cristalele de sulfat de cupru (II) anhidru și este albastru atunci când este hidratat, adică legat de molecule de apă Cu 2+ nH 2 O. Ionii hidratați au atât constant cât și variabil numărul de molecule de apă. .

Gradul de disociere electrolitică

În soluțiile de electroliți, împreună cu ionii, sunt prezente și molecule. Prin urmare, soluțiile de electroliți sunt caracterizate gradul de disociere, care este notat cu litera greacă a („alfa”).

Acesta este raportul dintre numărul de particule descompuse în ioni (N g) și numărul total de particule dizolvate (N p).

Gradul de disociere a electroliților este determinat empiric și se exprimă în fracții sau procente. Dacă \u003d 0, atunci nu există nicio disociere, iar dacă \u003d 1 sau 100%, atunci electrolitul se descompune complet în ioni. Diferiți electroliți au grade diferite de disociere, adică gradul de disociere depinde de natura electrolitului. Depinde și de concentrație: odată cu diluarea soluției, gradul de disociere crește.

În funcție de gradul de disociere electrolitică, electroliții sunt împărțiți în puternici și slabi.

Electroliți puternici- aceștia sunt electroliți, care, dizolvați în apă, se disociază aproape complet în ioni. Pentru astfel de electroliți, valoarea gradului de disociere tinde spre unitate.

Electroliții puternici includ:

1) toate sărurile solubile;

2) acizi tari, de exemplu: H2S04, HCI, HNO3;

3) toate alcalinele, de exemplu: NaOH, KOH.

Electroliți slabi- sunt electroliți care, dizolvați în apă, aproape că nu se disociază în ioni. Pentru astfel de electroliți, valoarea gradului de disociere tinde spre zero.

Electroliții slabi includ:

1) acizi slabi - H2S, H2CO3, HNO2;

2) o soluţie apoasă de amoniac NH3H20;

4) unele săruri.

Constanta de disociere

În soluții de electroliți slabi, din cauza disocierii lor incomplete, echilibru dinamic între moleculele nedisociate și ioni. De exemplu, pentru acidul acetic:

Puteți aplica legea acțiunii masei acestui echilibru și scrieți expresia constantei de echilibru:

Se numește constanta de echilibru care caracterizează procesul de disociere a unui electrolit slab constanta de disociere.

Constanta de disociere caracterizează capacitatea unui electrolit (acid, bază, apă) se disociază în ioni. Cu cât constanta este mai mare, cu atât electrolitul se descompune mai ușor în ioni, prin urmare, cu atât este mai puternic. Valorile constantelor de disociere pentru electroliții slabi sunt date în cărțile de referință.

Principalele prevederi ale teoriei disocierii electrolitice

1. Când sunt dizolvați în apă, electroliții se disociază (se descompun) în ioni pozitivi și negativi.

ionii- aceasta este una dintre formele de existență a unui element chimic. De exemplu, atomii de sodiu metalic Na 0 interacționează puternic cu apa, formând un alcali (NaOH) și hidrogen H 2, în timp ce ionii de sodiu Na + nu formează astfel de produse. Clorul Cl 2 are o culoare galben-verde și un miros înțepător, otrăvitor, iar ionii de clor Cl sunt incolori, netoxici, inodori.

ionii- Acestea sunt particule încărcate pozitiv sau negativ în care atomii sau grupurile de atomi ai unuia sau mai multor elemente chimice sunt convertiți ca urmare a transferului sau adăugării de electroni.

În soluții, ionii se mișcă aleatoriu în direcții diferite.

În funcție de compoziția lor, ionii sunt împărțiți în simplu-CI-, Na+ şi complex- NH4+, S02-.

2. Motivul disocierii electrolitului în soluții apoase este hidratarea acestuia, adică interacțiunea electrolitului cu moleculele de apă și ruperea legăturii chimice din acesta.

Ca rezultat al acestei interacțiuni, se formează ioni hidratați, adică asociați cu moleculele de apă. Prin urmare, în funcție de prezența unei învelișuri de apă, ionii sunt împărțiți în hidratat(în soluţie şi hidraţi cristalini) şi nehidratat(în săruri anhidre).

3. Sub acțiunea unui curent electric, ionii încărcați pozitiv se deplasează spre polul negativ al sursei de curent - catodul și, prin urmare, se numesc cationi, iar ionii încărcați negativ se deplasează spre polul pozitiv al sursei de curent - anodul și de aceea se numesc anioni. .

Prin urmare, există o altă clasificare a ionilor - prin semnul acuzaţiei lor.

Suma sarcinilor cationilor (H +, Na +, NH 4 +, Cu 2+) este egală cu suma încărcăturilor anionilor (Cl -, OH -, SO 4 2-), ca rezultat dintre care soluțiile electrolitice (HCl, (NH 4) 2 SO 4, NaOH, CuSO 4) rămân neutre din punct de vedere electric.

4. Disocierea electrolitică este un proces reversibil pentru electroliții slabi.

Odată cu procesul de disociere (descompunerea electrolitului în ioni), are loc și procesul invers - asociere(conexiunea ionilor). Prin urmare, în ecuațiile de disociere electrolitică, în locul semnului egal, se pune semnul reversibilității, de exemplu:

5. Nu toți electroliții se disociază în ioni în aceeași măsură.

Depinde de natura electrolitului și de concentrația acestuia. Proprietățile chimice ale soluțiilor de electroliți sunt determinate de proprietățile ionilor pe care îi formează în timpul disocierii.

Proprietățile soluțiilor de electroliți slabi se datorează moleculelor și ionilor formați în procesul de disociere, care se află în echilibru dinamic între ele.

Mirosul de acid acetic se datorează prezenței moleculelor de CH 3 COOH, gustul acru și schimbarea culorii indicatorilor sunt asociate cu prezența ionilor H + în soluție.

Proprietățile soluțiilor de electroliți puternici sunt determinate de proprietățile ionilor care se formează în timpul disocierii lor.

De exemplu, proprietățile generale ale acizilor, cum ar fi gustul acru, decolorarea indicatorilor etc., se datorează prezenței cationilor de hidrogen în soluțiile lor (mai precis, ionii de oxoniu H 3 O +). Proprietățile generale ale alcalinelor, cum ar fi săpunul la atingere, o schimbare a culorii indicatorilor etc., sunt asociate cu prezența ionilor de hidroxid OH - în soluțiile lor și proprietățile sărurilor - cu descompunerea lor în soluție în soluție. cationi metalici (sau amoniu) și anioni ai reziduurilor acide.

Conform teoriei disocierii electrolitice toate reacțiile din soluțiile apoase de electroliți sunt reacții între ioni. Acesta este motivul pentru rata mare a multor reacții chimice în soluțiile de electroliți.

Reacțiile care au loc între ioni se numesc reacții ionice, iar ecuațiile acestor reacții - ecuații ionice.

Reacțiile de schimb de ioni în soluții apoase pot avea loc:

1. ireversibil, a se termina.

2. reversibil adică curge în două direcții opuse în același timp. Reacțiile de schimb între electroliții puternici din soluții se desfășoară până la sfârșit sau sunt practic ireversibile, atunci când ionii, combinându-se între ei, formează substanțe:

a) insolubil;

b) disociere scăzută (electroliți slabi);

c) gazos.

Iată câteva exemple de ecuații moleculare și ionice reduse:

Reacția este ireversibilă, deoarece unul dintre produsele sale este o substanță insolubilă.

Reacția de neutralizare este ireversibilă, deoarece se formează o substanță cu disociere scăzută - apa.

Reacția este ireversibilă, deoarece se formează gaz CO 2 și o substanță cu disociere scăzută este apa.

Dacă printre materiile prime și printre produșii reacției există electroliți slabi sau substanțe slab solubile, atunci astfel de reacții sunt reversibile, adică nu au loc până la sfârșit.

În reacțiile reversibile, echilibrul se deplasează spre formarea celor mai puțin solubile sau a celor mai puțin disociate.

De exemplu:

Echilibrul se deplasează către formarea unui electrolit mai slab - H 2 O. Cu toate acestea, o astfel de reacție nu va continua până la sfârșit: moleculele nedisociate de acid acetic și ioni de hidroxid rămân în soluție.

Dacă materiile prime sunt electroliți puternici care, atunci când interacționează, nu formează substanțe sau gaze insolubile sau cu disociere scăzută, atunci astfel de reacții nu au loc: atunci când soluțiile sunt amestecate, se formează un amestec de ioni.

Material de referință pentru promovarea testului:

tabelul periodic

Tabelul de solubilitate

O soluție este un sistem omogen format din două sau mai multe substanțe, al cărui conținut poate fi modificat în anumite limite fără a încălca omogenitatea.

Acvatic soluţiile sunt alcătuite din apă(solvent) și solut. Starea substanțelor într-o soluție apoasă, dacă este necesar, este indicată printr-un indice (p), de exemplu, KNO 3 în soluție - KNO 3 (p) .

Soluțiile care conțin o cantitate mică de substanță dizolvată sunt adesea denumite diluatîn timp ce soluţiile cu conţinut ridicat de solut concentrat. Se numește o soluție în care este posibilă dizolvarea ulterioară a unei substanțe nesaturat iar o soluţie în care o substanţă încetează să se dizolve în condiţii date este saturate. Ultima soluție este întotdeauna în contact (în echilibru eterogen) cu substanța nedizolvată (unul sau mai multe cristale).

În condiții speciale, cum ar fi răcirea blândă (fără agitare) a unei soluții nesaturate fierbinți solid se pot forma substante suprasaturat soluţie. Când se introduce un cristal al unei substanțe, o astfel de soluție este separată într-o soluție saturată și un precipitat al substanței.

In conformitate cu teoria chimică a soluțiilor D. I. Mendeleev, dizolvarea unei substanțe în apă este însoțită, în primul rând, distrugere legături chimice între molecule (legături intermoleculare în substanțele covalente) sau între ioni (în substanțele ionice), și astfel particulele substanței se amestecă cu apa (în care sunt distruse și unele dintre legăturile de hidrogen dintre molecule). Legăturile chimice sunt rupte din cauza energiei termice a mișcării moleculelor de apă și în acest caz cost energie sub formă de căldură.

În al doilea rând, odată ajunse în apă, sunt supuse particulele (molecule sau ioni) substanței hidratare. Ca urmare, hidratează- compuși cu compoziție nedeterminată între particulele unei substanțe și moleculele de apă (compoziția internă a particulelor unei substanțe în sine nu se modifică la dizolvare). Acest proces este însoțit evidenţierea energie sub formă de căldură datorită formării de noi legături chimice în hidraţi.

In general, o solutie se raceste(dacă costul căldurii depășește eliberarea acesteia) sau se încălzește (în caz contrar); uneori - dacă costul căldurii și eliberarea acesteia sunt egale - temperatura soluției rămâne neschimbată.

Mulți hidrați sunt atât de stabili încât nu se descompun chiar și atunci când soluția este complet evaporată. Astfel, sunt cunoscuți hidrați cristalici solizi ai sărurilor CuSO 4 5H 2 O, Na 2 CO 3 10H 2 O, KAl (SO 4 ) 2 12H 2 O etc.

Conținutul unei substanțe într-o soluție saturată la T= const cuantifică solubilitate această substanță. Solubilitatea este de obicei exprimată ca masa de solut la 100 g de apă, de exemplu 65,2 g KBr/100 g H 2 O la 20 °C. Prin urmare, dacă se introduc 70 g de bromură de potasiu solidă în 100 g de apă la 20 °C, atunci 65,2 g de sare vor intra în soluție (care va fi saturată), iar 4,8 g de KBr solid (exces) vor rămâne la fundul paharului.

Trebuie amintit că conținutul de substanță dizolvată în bogat soluţie egală, în nesaturat soluţie mai mici si in suprasaturat soluţie Mai mult solubilitatea acestuia la o anumită temperatură. Deci, o soluție preparată la 20 ° C din 100 g apă și sulfat de sodiu Na 2 SO 4 (solubilitate 19,2 g / 100 g H 2 O), cu un conținut

15,7 g sare - nesaturată;

19,2 g sare - saturată;

2O,3 g de sare sunt suprasaturate.

Solubilitatea solidelor (Tabelul 14) crește de obicei odată cu creșterea temperaturii (KBr, NaCl), și numai pentru unele substanțe (CaSO 4 , Li 2 CO 3) se observă opusul.

Solubilitatea gazelor scade cu creșterea temperaturii și crește cu creșterea presiunii; de exemplu, la o presiune de 1 atm, solubilitatea amoniacului este de 52,6 (20 ° C) și 15,4 g / 100 g H 2 O (80 ° C), iar la 20 ° C și 9 atm este de 93,5 g / 100 g H2O.

În conformitate cu valorile de solubilitate, substanțele se disting:

– bine solubil, a căror masă într-o soluție saturată este proporțională cu masa de apă (de exemplu, KBr - la 20 ° C solubilitatea este de 65,2 g / 100 g H 2 O; soluție 4,6 M), formează soluții saturate cu o molaritate de mai mult de 0,1 M;

– Solubil cu moderație, a căror masă într-o soluție saturată este mult mai mică decât masa de apă (de exemplu, CaSO 4 - la 20 ° C solubilitatea este de 0,206 g / 100 g H 2 O; soluție 0,015 M), formează soluții saturate cu o molaritate de 0,1–0,001 M;

– practic insolubil a căror masă într-o soluție saturată este neglijabilă în comparație cu masa solventului (de exemplu, AgCl - la 20 ° C, solubilitatea este de 0,00019 g la 100 g de H 2 O; 0,0000134 M soluție), formează soluții saturate cu o molaritate mai mică de 0,001 M.

Compilat conform datelor de referință tabelul de solubilitate acizi, baze și săruri comune (Tabelul 15), în care este indicat tipul de solubilitate, se notează substanțe necunoscute științei (neobținute) sau descompuse complet de apă.

Convenții utilizate în tabel:

„r” este o substanță foarte solubilă

"m" - substanță slab solubilă

"n" - substanță practic insolubilă

"-" - substanța nu este primită (nu există)

"" - substanța este amestecată cu apă pe termen nelimitat

Notă. Acest tabel corespunde preparării unei soluții saturate la temperatura camerei prin adăugarea unei substanțe (în starea corespunzătoare de agregare) în apă. Trebuie remarcat faptul că nu este întotdeauna posibil să se obțină precipitate de substanțe slab solubile folosind reacții de schimb ionic (pentru detalii, vezi 13.4).

13.2. Disocierea electrolitică

Dizolvarea oricărei substanțe în apă este însoțită de formarea de hidrați. Dacă, în același timp, nu există modificări de formulă în particulele substanței dizolvate în soluție, atunci astfel de substanțe sunt clasificate ca neelectroliţi. Sunt, de exemplu, gaze azot N2 lichid cloroform CHCI3, solid zaharoza C 12 H 22 O 11, care există într-o soluție apoasă sub formă de hidrați ai moleculelor lor.

Sunt cunoscute multe substanțe (în forma generală MA), care, după dizolvarea în apă și formarea de hidrați ai moleculelor MA nH 2 O, suferă modificări semnificative de formulă. Ca urmare, în soluție apar ioni hidratați - cationi M + nH 2 O și anioni A nH 2 O:

Astfel de substanțe sunt electroliti.

Procesul de apariție a ionilor hidratați într-o soluție apoasă numit disocierea electrolitică(S. Arrhenius, 1887).

Disocierea electrolitică ionic substanțele cristaline (M +) (A -) în apă este ireversibil reacţie:

Astfel de substanțe sunt electroliți puternici, sunt multe baze și săruri, de exemplu:

Disocierea electrolitică a substanțelor MA constând din polar molecule covalente, este reversibil reacţie:

Astfel de substanțe sunt clasificate ca electroliți slabi, sunt mulți acizi și unele baze, de exemplu:

În soluțiile apoase diluate de electroliți slabi, vom găsi întotdeauna atât moleculele originale, cât și produsele disocierii lor - ioni hidratați.

Caracteristica cantitativă a disocierii electroliților se numește gradul de disociere si marcat? , mereu? > 0.

Pentru puternic electroliți? = 1 prin definiție (disocierea unor astfel de electroliți este completă).

Pentru slab electroliți, gradul de disociere este raportul dintre concentrația molară a substanței disociate (s d) și concentrația totală a substanței în soluție (soluții):

Gradul de disociere este o fracțiune de unitate sau 100%. Pentru electroliți slabi? « De la 1 (100%).

Pentru acizi slabi H n A, gradul de disociere pentru fiecare pas următor scade brusc în comparație cu cel precedent:

Gradul de disociere depinde de natura și concentrația electrolitului, precum și de temperatura soluției; creste cu scădea concentrația unei substanțe într-o soluție (adică atunci când soluția este diluată) și când Incalzi.

LA diluat solutii acizi tari H n A hidroanionii lor H n-1 A nu există, de exemplu:

B concentrat soluții, conținutul de hidroanioni (și chiar moleculele inițiale) devine vizibil:

(este imposibil să însumăm ecuațiile etapelor de disociere reversibilă!). Când valoarea încălzită? 1 si? 2 crește, care favorizează reacții care implică acizi concentrați.

Acizii sunt electroliți care, atunci când sunt disociați, furnizează cationi de hidrogen unei soluții apoase și nu formează alți ioni pozitivi:

Uzual acizi tari:

Într-o soluție apoasă diluată (condițional până la 10% sau 0,1 molar), acești acizi se disociază complet. Pentru acizii tari H n A, lista îi include hidroanioni(anionii sărurilor acide), care, de asemenea, se disociază complet în aceste condiții.

Uzual acizi slabi:

Bazele sunt electroliți care, atunci când sunt disociate, furnizează ioni de hidroxid unei soluții apoase și nu formează alți ioni negativi:

Disociere Solubil cu moderație bazele Mg (OH) 2, Cu (OH) 2, Mn (OH) 2, Fe (OH) 2 și altele nu au semnificație practică.

La puternic motive ( alcalii) includ NaOH, KOH, Ba(OH) 2 și alții. Cea mai cunoscută bază slabă este hidratul de amoniac NH3H2O.

Sărurile medii sunt electroliți care, la disociere, furnizează orice cationi, cu excepția H + și orice anioni, cu excepția OH -, unei soluții apoase:

Vorbim doar de săruri foarte solubile. Disociere Solubil cu moderație si practic insolubil sarea nu contează.

Disociați în mod similar săruri duble:

Săruri acide(majoritatea sunt solubile în apă) se disociază complet în funcție de tipul de săruri medii:

Hidroanionii rezultați sunt, la rândul lor, expuși la apă:

a) dacă hidroanionul aparține puternic acid, atunci el însuși se disociază complet:

iar ecuația de disociere completă poate fi scrisă ca:

(soluțiile unor astfel de săruri vor fi în mod necesar acide, precum și soluțiile acizilor corespunzători);

b) dacă hidroanionul aparține slab acid, atunci comportamentul său în apă este dual - fie disociere incompletă ca acid slab:

sau interacțiunea cu apa (numită hidroliză reversibilă):

La? 1 > ? 2 predomină disocierea (și soluția de sare va fi acidă), și când? 1 > ? 2 - hidroliza (și soluția de sare va fi alcalină). Deci, soluțiile de săruri cu anioni HSO 3 -, H 2 PO 4 -, H 2 AsO 4 - și HSeO 3 - vor fi acide, soluțiile de săruri cu alți anioni (majoritatea dintre ei) vor fi alcaline. Cu alte cuvinte, denumirea de „acid” pentru sărurile cu majoritatea hidroanionilor nu implică faptul că acești anioni se vor comporta ca acizii în soluție (hidroliza hidroanionilor și calculul raportului dintre α 1 și a 2 sunt studiate doar în învățământul superior ).

De bază sărurile de MgCl(OH), Cu 2 CO 3 (OH) 2 și altele sunt practic insolubile în apă și este imposibil să discutăm despre comportamentul lor într-o soluție apoasă.

13.3. disocierea apei. Soluție mediu

Apa în sine este foarte slab electrolit:

Concentrațiile cationului H + și anionului OH - în apă pură sunt foarte mici și se ridică la 1 10 -7 mol/l la 25 °C.

Cationul de hidrogen H + este cel mai simplu nucleu - protonul p+(învelișul de electroni a cationului H + este gol, 1s 0). Un proton liber are mobilitate mare și putere de penetrare; înconjurat de molecule polare de H 2 O, nu poate rămâne liber. Protonul se atașează imediat de molecula de apă:

În viitor, pentru simplitate, se lasă notația H + (dar este implicată H 3 O +).

Tipuri medii de soluții apoase:

Pentru apa la temperatura camerei avem:

Prin urmare, în apă pură:

Această egalitate este valabilă și pentru soluțiile apoase:

Scala practică de pH corespunde intervalului 1-13 (soluții diluate de acizi și baze):

Într-un mediu practic neutru cu pH = 6–7 și pH = 7–8, concentrația de H + și OH - este foarte scăzută (1 10 -6 - 1 10 -7 mol / l) și este aproape egală cu concentrația a acestor ioni în apă pură. Sunt luate în considerare astfel de soluții de acizi și baze extrem diluat (conțin foarte puțină substanță).

Pentru stabilirea practică a tipului de mediu de soluții apoase, indicatori Substante care dau o culoare caracteristica solutiilor neutre, acide si/sau alcaline.

Indicatorii comuni în laborator sunt turnesol, metil portocaliu și fenolftaleina.

Portocala de metil (un indicator pentru un mediu acid) devine rozîntr-o soluție puternic acidă (Tabelul 16), fenolftaleină (un indicator pentru un mediu alcalin) - zmeură într-o soluție puternic alcalină, iar turnesolul este utilizat în toate mediile.

13.4. Reacții de schimb ionic

În soluțiile diluate de electroliți (acizi, baze, săruri), reacțiile chimice au loc de obicei cu participarea ionii. În acest caz, toate elementele reactivilor își pot păstra stările de oxidare ( reacții de schimb) sau schimba-le reacții redox). Exemplele de mai jos se referă la reacții de schimb (pentru apariția reacțiilor redox, vezi Secțiunea 14).

In conformitate cu regula lui Bertholletreacțiile ionice decurg aproape ireversibil dacă se formează substanțe solide slab solubile(cad) substante volatile(se eliberează sub formă de gaze) sau substanțele solubile sunt electroliți slabi(inclusiv apa). Reacțiile ionice sunt reprezentate printr-un sistem de ecuații - molecular, plinși ionic scurt. Ecuațiile ionice complete sunt omise mai jos (cititorul este invitat să-și inventeze propriile ecuații).

Când scrieți ecuațiile reacțiilor ionice, este necesar să vă ghidați după tabelul de solubilitate (vezi Tabelul 8).

Exemple reactii de precipitare:

Atenţie! Sărurile ușor solubile (“m”) și practic insolubile (“n”) indicate în tabelul de solubilitate (vezi Tabelul 15) precipită exact așa cum sunt prezentate în tabel (СаF 2 v, PbI 2 v, Ag 2 SO 4 v , AlPO4v etc.).

În tabel. 15 nu sunt enumerate carbonați- săruri medii cu anionul CO 3 2-. Trebuie avut în vedere că:

1) K2CO3, (NH4)2CO3 şi Na2CO3 sunt solubile în apă;

2) Ag2CO3, BaCO3 și CaCO3 sunt practic insolubile în apă și precipită ca atare, de exemplu:

3) sărurile altor cationi, cum ar fi MgCO 3 , CuCO 3 , FeCO 3 , ZnCO 3 și altele, deși insolubile în apă, nu precipită dintr-o soluție apoasă în timpul reacțiilor ionice (adică nu pot fi obținute prin această metodă).

De exemplu, carbonatul de fier (II) FeCO 3 obținut „uscat” sau luat sub formă de mineral siderit, când este introdus în apă, precipită fără interacțiune vizibilă. Totuși, atunci când se încearcă obținerea acesteia printr-o reacție de schimb într-o soluție între FeSO 4 și K 2 CO 3, precipită un precipitat de sare bazică (se oferă o compoziție condiționată, în practică compoziția este mai complexă) și se eliberează dioxid de carbon :

Similar cu FeCO 3 , sulfură cromul (III) Cr 2 S 3 (insolubil în apă) nu precipită din soluție:

În tabel. 15 nici nu indică sărurile care descompune apa - sulfură aluminiu Al 2 S 3 (precum şi BeS) şi acetat crom (III) Cr (CH3COO)3:

În consecință, aceste săruri nu pot fi obținute prin reacția de schimb în soluție:

(în ultima reacție, compoziția precipitatului este mai complexă; astfel de reacții sunt studiate mai detaliat în învățământul superior).

Exemple reactii cu degajare de gaze:

Exemple reacții cu formarea de electroliți slabi:

Dacă reactanții și produșii reacției de schimb nu sunt electroliți puternici, nu există o formă ionică a ecuației, de exemplu:

13.5. Hidroliza sării

Hidroliza sării este interacțiunea ionilor săi cu apa, ducând la apariția unui mediu acid sau alcalin, dar neînsoțită de formarea unui precipitat sau a unui gaz (vorbim mai jos despre săruri medii).

Procesul de hidroliză se desfășoară numai cu participare solubil sare și constă din două etape:

1) disociere sare in solutie ireversibil reacție (grad de disociere? = 1, sau 100%);

2) de fapt hidroliză, adică interacțiunea ionilor de sare cu apa, - reversibil reacție (grad de hidroliză?< 1, или 100 %).

Ecuațiile etapelor 1 și 2 - prima dintre ele este ireversibilă, a doua este reversibilă - nu pot fi adăugate!

Rețineți că sărurile formate din cationi alcaliiși anioni puternic acizii nu suferă hidroliză, se disociază doar atunci când sunt dizolvați în apă. În soluții de săruri KCl, NaNO3, Na2SO4 și BaI2, mediul neutru.

În cazul interacțiunii anion hidroliza sării la anion.

Disocierea sării KNO 2 are loc complet, hidroliza anionului NO 2 este într-o măsură foarte mică (pentru o soluție 0,1 M - cu 0,0014%), dar acest lucru este suficient pentru ca soluția să devină alcalin(printre produșii de hidroliză se numără un ion OH -), are pH = 8,14.

Anionii suferă numai hidroliză slab acizi (în acest exemplu, ionul de nitrit NO 2 - corespunzător acidului azot slab HNO 2). Anionul unui acid slab atrage spre sine cationul de hidrogen prezent în apă și formează o moleculă a acestui acid, în timp ce ionul hidroxid rămâne liber:

Lista anionilor hidrolizabili:

Vă rugăm să rețineți că în exemplele (c - e) este imposibil să creșteți numărul de molecule de apă și în loc de hidroanioni (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS -) scrieți formulele acizilor corespunzători (H 2 CO 3, H3P04, H2S). Hidroliza este o reacție reversibilă și nu poate continua „până la sfârșit” (până la formarea acidului H n A).

Dacă s-ar forma un astfel de acid instabil precum H 2 CO 3 într-o soluție a sării sale de Na 2 CO 3, atunci CO 2 gazos ar fi eliberat din soluție (H 2 CO 3 \u003d CO 2 v + H 2 O). Cu toate acestea, atunci când soda este dizolvată în apă, se formează o soluție transparentă fără degajare de gaz, ceea ce este o dovadă a incompletității hidrolizei anionului CO|. cu apariţia în soluţie doar a hidroanionului acidului carbonic HCOg.

Gradul de hidroliză a sării de către anion depinde de gradul de disociere a produsului de hidroliză - acid (HNO 2, HClO, HCN) sau hidroanionul acestuia (HCO 3 -, HPO 4 2-, HS -); cu cât acidul este mai slab, cu atât gradul de hidroliză este mai mare. De exemplu, ionii CO 3 2-, PO 4 3- și S 2- suferă hidroliză într-o măsură mai mare (în soluții 0,1 M ~ 5%, 37% și respectiv 58%) decât ionul NO 2, de la disociarea H 2 CO 3 și H 2 S în a 2-a etapă și H 3 PO 4 în a 3-a etapă (adică, disocierea ionilor HCO 3 -, HS - și HPO 4 2-) are loc mult mai puțin decât disociarea acidului HNO 2 . Prin urmare, soluțiile, de exemplu, Na2CO3, K3PO4 și BaS vor foarte alcalin(ceea ce este ușor de verificat prin săpunitatea soluției de sifon la atingere). Un exces de ioni OH într-o soluție este ușor de detectat cu un indicator sau măsurat cu instrumente speciale (pH-metre).

Dacă se adaugă aluminiu la o soluție concentrată dintr-o sare care este puternic hidrolizată de anion, de exemplu Na 2 CO 3 , atunci acesta din urmă (datorită amfoterității) va reacționa cu OH -

iar degajarea hidrogenului se va observa. Aceasta este o dovadă suplimentară a hidrolizei ionului CO 3 2- (la urma urmei, nu am adăugat NaOH alcalin la soluția de Na 2 CO 3!).

În cazul interacțiunii cation sare dizolvată cu apă procesul se numește hidroliza sării prin cation:

Disociarea sării de Ni(NO 3) 2 are loc complet, hidroliza cationului Ni 2+ are loc într-o măsură foarte mică (pentru o soluție 0,1 M, cu 0,001%), dar acest lucru este suficient pentru ca soluția să devină acru(printre produșii de hidroliză se numără un ion H +), are pH = 5,96.

Numai cationii hidroxizilor bazici și amfoteri slab solubili și cationul de amoniu NH 4 + suferă hidroliză. Cationul hidrolizabil atrage anionul OH - prezent în apă și formează hidroxocarea corespunzătoare, în timp ce cationul H + rămâne liber:

Cationul de amoniu în acest caz formează o bază slabă - hidrat de amoniac:

Lista cationilor hidrolizabili:

Exemple:

Vă rugăm să rețineți că în exemplele (a - c) este imposibil să creșteți numărul de molecule de apă și în loc de hidroxocații FeOH 2+, CrOH 2+, ZnOH + scrieți formulele FeO (OH), Cr (OH) 3, Zn. (OH) 2 hidroxizi. Dacă s-ar forma hidroxizi, atunci precipitate ar cădea din soluțiile de săruri de FeCl 3, Cr 2 (SO 4) 3 și ZnBr 2, ceea ce nu se observă (aceste săruri formează soluții transparente).

Un exces de cationi H + este ușor de detectat cu un indicator sau măsurat cu instrumente speciale. Poti de asemenea

face o astfel de experiență. Într-o soluție concentrată de sare care este puternic hidrolizată de cationi, de exemplu AlCl3:

se adaugă magneziu sau zinc. Acesta din urmă va reacționa cu H +:

iar degajarea hidrogenului se va observa. Acest experiment este o dovadă suplimentară a hidrolizei cationului Al3+ (pentru că nu am adăugat acid la soluția de AlCl3!).

Exemple de sarcini ale părților A, B

1. Un electrolit puternic este

1) C6H5OH

2) CH3COOH

3) C2H4(OH)2

2. Electrolitul slab este

1) iodură de hidrogen

2) fluorură de hidrogen

3) sulfat de amoniu

4) hidroxid de bariu

3. Într-o soluție apoasă din 100 de molecule, se formează 100 de cationi de hidrogen pentru un acid

1) cărbune

2) azotate

3) azot

4-7. În ecuația pentru disocierea unui acid slab pe toate etapele posibile

suma coeficienților este

8-11. Pentru ecuațiile de disociere într-o soluție a două alcaline ale mulțimii

8. NaOH, Ba (OH) 2

9. Sr (OH) 2, Ca (OH) 2

10. KOH, LiOH

11. CsOH, Ca (OH) 2

suma totală a coeficienților este

12. Apa de var conține un set de particule

1) CaOH +, Ca 2+, OH -

2) Ca2+, OH-, H20

3) Ca2+, H2O, O2-

4) CaOH+, O2-, H+

13-16. Odată cu disocierea unei unități de formulă de sare

14. K 2 Cr 2 O 7

16. Cr 2 (SO 4) 3

numărul de ioni formați este

17. Cel mai grozav cantitatea de ion PO 4 -3 poate fi găsită într-o soluţie care conţine 0,1 mol

18. Reacția de precipitare este

1) MgS04 + H2SO4 >...

2) AgF + HNO3 >...

3) Na 2 HPO 4 + NaOH >...

4) Na 2 SiO 3 + HCl >...

19. Reacţia cu eliberarea gazului este

1) NaOH + CH3COOH >...

2) FeSO 4 + KOH >...

3) NaHCO3 + HBr >...

4) Pl(NO 3) 2 + Na 2 S>…

20. Ecuația ionică scurtă OH - + H + = H 2 O corespunde interacțiunii

1) Fe(OH) 2 + HCl >...

2) NaOH + HNO2 >...

3) NaOH + HNO3 >...

4) Ba (OH) 2 + KHSO 4 > ...

21. În ecuaţia reacţiei ionice

SO2 + 2OH = SO32- + H2O

Ion OH - poate răspunde la reactiv

4) C6H5OH

22-23. Ecuația ionică

22. ZCa 2+ + 2PO 4 3- \u003d Ca 3 (PO 4) 2 v

23. Ca 2+ + HPO 4 2- \u003d CaHRO 4 v

corespunde reactiei dintre

1) Ca (OH) 2 și K 3 PO 4

2) CaCI2 și NaH2PO4

3) Ca (OH) 2 și H 3 RO 4

4) CaCI și K2HP04

24-27. În ecuația reacției moleculare

24. Na 3 PO 4 + AgNO 3 >...

25. Na 2 S + Cu (NO 3) 2 > ...

26. Ca(HSO 3) 2 >...

27. K 2 SO 3 + 2HBr >... suma coeficienților este

28-29. Pentru o reacție de neutralizare completă

28. Fe(OH) 2 + HI >…

29. Ba (OH) 2 + H 2 S > ...

suma coeficienților din ecuația ionică completă este

30-33. În ecuația reacției ionice scurte

30. NaF + AlCl 3 >...

31. K 2 CO 3 + Sr (NO 3) 2 > ...

32. Mgl 2 + K 3 PO 4 > ...

33. Na 2 S + H 2 SO 4 > ...

suma coeficienților este

34-36. Într-o soluție apoasă de sare

34. Ca(Cl04) 2

36. Fe 2 (SO 4) 3

se formează mediul

1) acid

2) neutru

3) alcalin

37. Concentrația ionului hidroxid crește după ce sarea este dizolvată în apă.

38. Mediul neutru se va afla în soluția finală după amestecarea soluțiilor sărurilor inițiale din seturi

1) BaCI2, Fe (NO3)3

2) Na2C03, SrS

4) MgCI2, RbN03

39. Stabiliți o corespondență între sare și capacitatea acesteia de a se hidroliza.

40. Stabiliți o corespondență între sare și mediu de soluție.

41. Stabiliți o corespondență între sare și concentrația cationului de hidrogen după ce sarea este dizolvată în apă.

Apa (oxid de hidrogen)- un compus anorganic binar cu formula chimica H 2 O. Molecula de apa este formata din doi atomi de hidrogen si unul de oxigen, care sunt interconectati printr-o legatura covalenta. În condiții normale, este un lichid transparent care nu are culoare (cu o grosime mică a stratului), miros și gust. În stare solidă se numește gheață (cristalele de gheață pot forma zăpadă sau îngheț), iar în stare gazoasă se numește vapori de apă. Apa poate exista și sub formă de cristale lichide (pe suprafețe hidrofile). Este aproximativ 0,05% din masa Pământului.

Soluție de apă Un tip de soluție în care apa este solventul. Fiind un solvent excelent, apa este cea care este folosită pentru a prepara majoritatea soluțiilor din chimie.

Substanțele care se dizolvă prost în apă sunt numite hidrofobe („frică de apă”), iar cele care se dizolvă bine în ea sunt numite hidrofile („iubitoare de apă”). Un exemplu de compus hidrofil tipic este clorura de sodiu (sare comună).

Dacă o substanță formează o soluție apoasă care conduce bine electricitatea, atunci se numește electrolit puternic; altfel, slab. Electroliții puternici în soluție se descompun aproape complet în ioni (α→1), în timp ce cei slabi practic nu se descompun (α→0).

Substanțele care se dizolvă în apă, dar nu se descompun în ioni (adică sunt în soluție în stare moleculară), se numesc non-electroliți (un exemplu este zahărul).

Atunci când se efectuează calcule în ecuațiile de reacție în care una sau mai multe soluții apoase interacționează, este adesea necesar să se cunoască concentrația molară a solutului.

Solubilitate- capacitatea unei substanțe de a forma sisteme omogene cu alte substanțe - soluții în care substanța este sub formă de atomi, ioni, molecule sau particule individuali. Solubilitatea este exprimată prin concentrația unei substanțe dizolvate în soluția sa saturată, fie ca procent, fie în unități de greutate sau de volum, referitor la 100 g sau 100 cm³ (ml) de solvent (g/100 g sau cm³/100 cm³) . Solubilitatea gazelor în lichide depinde de temperatură și presiune. Solubilitatea substanțelor lichide și solide depinde practic doar de temperatură. Toate substanțele sunt solubile în solvenți într-o oarecare măsură. Când solubilitatea este prea mică pentru a fi măsurată, se spune că substanța este insolubilă.

Dependența solubilității substanțelor de temperatură este exprimată folosind curbele de solubilitate. Curbele de solubilitate sunt folosite pentru a face diferite calcule. De exemplu, puteți determina masa unei substanțe care va precipita dintr-o soluție saturată atunci când este răcită.

Procesul de separare a unui solid dintr-o soluție saturată atunci când temperatura este scăzută se numește cristalizare. Cristalizarea joacă un rol imens în natură - duce la formarea anumitor minerale, participă la procesele care au loc în roci.

Compoziția oricărei soluții poate fi exprimată atât calitativ, cât și cantitativ. De obicei, în evaluarea calitativă a soluției, se folosesc astfel de concepte ca: saturate, nesaturat, suprasaturat(sau suprasaturat), concentratși diluat soluţie.

Saturat se numește o soluție, care conține cantitatea maximă posibilă de substanță dizolvată în condiții date (t, p). O soluție saturată este adesea într-o stare de echilibru dinamic cu un exces de substanță dizolvată, în care procesul de dizolvare și procesul de cristalizare (precipitarea unei substanțe dintr-o soluție) se desfășoară în aceeași viteză.

Pentru a prepara o soluție saturată, dizolvarea substanței trebuie efectuată până când se formează un precipitat, care nu dispare în timpul depozitării pe termen lung.

nesaturat se numește soluție care conține mai puțină substanță decât se poate dizolva în condiții date.

Suprasaturat soluțiile conțin mai multă substanță dizolvată în masă decât poate fi dizolvată în condiții date. Soluțiile suprasaturate se formează la răcirea rapidă a soluțiilor saturate. Sunt instabile și pot exista o perioadă limitată de timp. Foarte repede, excesul de dizolvat precipită, iar soluția devine saturată.

Trebuie remarcat faptul că atunci când temperatura se schimbă, soluțiile saturate și nesaturate se pot transforma cu ușurință reversibil unele în altele. Procesul prin care un solid este eliberat dintr-o soluție saturată pe măsură ce temperatura scade se numește cristalizare . Cristalizarea și dizolvarea joacă un rol uriaș în natură: duc la formarea mineralelor, au o importanță deosebită în fenomenele atmosferice și solului. Pe baza cristalizării în chimie, este comună o metodă de purificare a substanțelor, care se numește recristalizare.

Pentru o exprimare cantitativă aproximativă a compoziției soluției se folosesc conceptele soluții concentrate și diluate.

concentrat se numește o soluție, în care masa substanței dizolvate este proporțională cu masa solventului, adică nu diferă de el de mai mult de 10 ori.

Dacă masa substanței dizolvate este de peste zece ori mai mică decât masa solventului, atunci se numesc astfel de soluții diluat .

Cu toate acestea, trebuie amintit că împărțirea soluțiilor în concentrate și diluate este condiționată și nu există o limită clară între ele.

Compoziția cantitativă exactă a soluțiilor este exprimată folosind fracția de masă a soluției , concentrația sa molară , precum și în alte moduri.

Apa este o substanță uimitoare cu proprietăți uimitoare care nu sunt încă pe deplin înțelese. Fără el, o persoană nu poate trăi mult timp, așa că oamenii sunt atenți la conservarea resurselor de apă ale planetei noastre.

Apa ca substanță chimică

Toată lumea știe formula pentru apă - H2O. Masa unei molecule de apă este de 18, ceea ce este de o ori și jumătate mai mică decât masa aerului. Apa este singura substanță care poate fi vapori, lichid sau solid. Când este solidă, se transformă în gheață. Știm cu toții că solidele sunt mai dense decât lichidele. Numai apa nu respecta aceasta regula! Gheața este mult mai ușoară decât apa, motiv pentru care plutește la suprafață.
Apa este considerată o substanță care reține căldura. Pentru ca acesta să se încălzească și să se transforme în abur, este necesar să consumați o cantitate mare de energie. Energia este cheltuită pentru ruperea legăturilor de hidrogen. Apa trece în stare gazoasă, iar moleculele sale încep să se miște la o distanță mare unele de altele. Este adesea folosit ca mediu de transfer de căldură deoarece eliberează căldură foarte lent.
Vara, puteți observa că apa din rezervoare este mult mai caldă decât aerul. Acest lucru se explică prin legăturile de hidrogen. Când sunt încălzite, sunt greu de spart. Când apa se răcește, moleculele încep să se alinieze singure, eliberând energie în acest proces.
În apă se pot dizolva diferite substanțe. Acest lucru se datorează distrugerii sau formării legăturilor dintre moleculele de apă și particulele unei substanțe care se dizolvă.
Apa este peste tot. În corpul nostru este de aproximativ 70%. Dacă corpul uman pierde aproximativ 3% din apă, persoana nu va putea să alerge. Cu o pierdere de 5%, nu te mai poți antrena. 10% este un indicator care pune deja viața în pericol. Excesul de apă poate duce și la consecințe negative. Trebuie luată în considerare atât cantitatea, cât și calitatea apei.

Compoziția apei

Apa este un lichid inodor și incolor. O moleculă de apă conține doi atomi de hidrogen și un atom de oxigen legați printr-o legătură covalentă polară.
Apa este alcătuită din diverse substanțe. Este o soluție destul de complexă în care există diverse substanțe. Toate componentele compoziției sale chimice sunt împărțite în mai multe grupuri:

1. Macrocomponente (ioni principali). Apa le scoate din sol și roci.


2. gaze dizolvate. Numărul lor depinde de temperatura apei.


3. Elemente biogene (compuși chimici). Sursa lor sunt procesele care au loc în interiorul rezervoarelor. Ele pătrund în corpurile de apă împreună cu apele agricole, industriale și menajere.


4. Microelemente. Acestea sunt peste treizeci de substanțe, printre care se numără brom, cobalt, cupru, zinc, seleniu și altele. Nu sunt prea multe în rezervoare.


5. materie organică dizolvată. Acestea sunt forme organice ale elementelor biogene.


6. Substante toxice. Printre acestea se numără produsele petroliere, metalele grele, fenolii, agenții tensioactivi sintetici.

În apa naturală, există încă bule de gaz și un număr mare de diferite particule solide. Un exemplu de particule solide anorganice care pot fi găsite în apă este rugina. Apa mai conține deșeuri ale florei și faunei, spori, alge, bacterii, viruși și alte elemente.
Dacă doriți să utilizați numai apă de înaltă calitate, ar trebui să acordați atenție „Grafskaya”. Pentru prima dată au aflat despre asta în secolul al XIV-lea! Este extras dintr-o fântână arteziană din apropierea satului Stankovo. nu contine aditivi artificiali. Conține toate elementele utile. Grafskaya este o adevărată apă curată, care are grijă de sănătatea ta.