Свойства воды

«ХОХ» перенаправляется сюда. Чтобы узнать о других значениях, см. HOH (значения) .

Для более широкого освещения этой темы см. Вода .

Вода

Ball-and-stick model of a water molecule Space filling model of a water molecule   Кислород, О   Водород, Н
Names
IUPAC name Water
Systematic IUPAC name Oxidane
Other names Hydrogen oxide Hydrogen hydroxide (HH or HOH) Hydroxylic acid Dihydrogen monoxide (DHMO) (parody name) Dihydrogen oxide Hydric acid Hydrohydroxic acid Hydroxic acid Hydroxoic acid Hydrol μ-Oxidodihydrogen κ1-Hydroxylhydrogen(0) Aqua Neutral liquid
Identifiers
CAS Number	7732-18-5 Y
3D model (JSmol)	Interactive image
Beilstein Reference	3587155
ChEBI	CHEBI:15377 Y
ChEMBL	ChEMBL1098659 Y
ChemSpider	937 Y
DrugBank	DB09145
EC Number	231-791-2
Gmelin Reference	117
KEGG	C00001
PubChem CID	962
RTECS number	ZC0110000
UNII	059QF0KO0R Y
show InChI InChI=1S/H2O/h1H2 Y Key: XLYOFNOQVPJJNP-UHFFFAOYSA-N Y
show SMILES O
Properties
Chemical formula	H 2O
Molar mass	18.01528(33) g/mol
Appearance	Almost colorless or white crystalline solid, almost colorless liquid, with a hint of blue, colorless gas
Odor	Odorless
Density	Liquid (1 atm, VSMOW): 0.99984283(84) g/mL at 0 °C 0.99997495(84) g/mL at 3.983035(670) °C (temperature of maximum density, often 4 °C) 0.99704702(83) g/mL at 25 °C 0.96188791(96) g/mL at 95 °C Solid: 0.9167 g/mL at 0 °C
Melting point	0.00 °C (32.00 °F; 273.15 K)
Boiling point	99.98 °C (211.96 °F; 373.13 K)
Solubility	Poorly soluble in haloalkanes, aliphatic and aromatic hydrocarbons, ethers. Improved solubility in carboxylates, alcohols, ketones, amines. Miscible with methanol, ethanol, propanol, isopropanol, acetone, glycerol, 1,4-dioxane, tetrahydrofuran, sulfolane, acetaldehyde, dimethylformamide, dimethoxyethane, dimethyl sulfoxide, acetonitrile. Partially miscible with diethyl ether, methyl ethyl ketone, dichloromethane, ethyl acetate, bromine.
Vapor pressure	3.1690 kilopascals or 0.031276 atm at 25 °C
Acidity (pKa)	13.995
Basicity (pKb)	13.995
Conjugate acid	Hydronium H3O+ (pKa = 0)
Conjugate base	Hydroxide OH– (pKb = 0)
Thermal conductivity	0.6065 W/(m·K)
Refractive index (nD)	1.3330 (20 °C)
Viscosity	0.890 mPa·s (0.890 cP)
Structure
Crystal structure	Hexagonal
Point group	C2v
Molecular shape	Bent
Dipole moment	1.8546 D
Thermochemistry
Heat capacity (C)	75.385 ± 0.05 J/(mol·K)
Std molar entropy (S⦵298)	69.95 ± 0.03 J/(mol·K)
Std enthalpy of formation (ΔfH⦵298)	−285.83 ± 0.04 kJ/mol
Gibbs free energy (ΔfG⦵)	−237.24 kJ/mol
Hazards
Occupational safety and health (OHS/OSH):
Main hazards	Drowning Avalanche (as snow) Water intoxication
NFPA 704 (fire diamond)	0 0 0
Flash point	Non-flammable
Safety data sheet (SDS)	SDS
Related compounds
Other cations	Hydrogen sulfide Hydrogen selenide Hydrogen telluride Hydrogen polonide Hydrogen peroxide
Related solvents	Acetone Methanol Hydrogen fluoride Ammonia
Supplementary data page
Water (data page)
Except where otherwise noted, data are given for materials in their standard state (at 25 °C [77 °F], 100 kPa). Y verify (what is YN ?) Infobox references

Вода ( H ₂ O ) — полярное неорганическое соединение, представляющее при комнатной температуре без вкуса и запаха жидкость , почти бесцветную, за исключением присущего ей оттенка синего цвета . Это, безусловно, самое изученное химическое соединение. и описывается как «универсальный растворитель ». и «растворитель жизни». Это самое распространенное вещество на поверхности Земли. и единственное общее вещество, существующее в виде твердого тела , жидкости и газа . на поверхности Земли Это также третья по распространенности молекула во Вселенной (после молекулярного водорода и угарного газа ).

Молекулы воды образуют водородные связи друг с другом и сильно полярны. Эта полярность позволяет ему диссоциировать ионы в солях и связываться с другими полярными веществами, такими как спирты и кислоты, растворяя их. Его водородная связь обуславливает множество уникальных свойств, таких как твердая форма, менее плотная, чем жидкая форма, относительно высокая температура кипения 100 ° C для его молярной массы и высокая теплоемкость .

Water is amphoteric, meaning that it can exhibit properties of an acid or a base, depending on the pH of the solution that it is in; it readily produces both H⁺
and OH⁻
ions. Related to its amphoteric character, it undergoes self-ionization. The product of the activities, or approximately, the concentrations of H⁺
and OH⁻
is a constant, so their respective concentrations are inversely proportional to each other.

Physical properties

See also: Water chemistry analysis

Water is the chemical substance with chemical formula H
₂O; one molecule of water has two hydrogen atoms covalently bonded to a single oxygen atom. Water is a tasteless, odorless liquid at ambient temperature and pressure. Liquid water has weak absorption bands at wavelengths of around 750 nm which cause it to appear to have a blue color. This can easily be observed in a water-filled bath or wash-basin whose lining is white. Large ice crystals, as in glaciers, also appear blue.

Under standard conditions, water is primarily a liquid, unlike other analogous hydrides of the oxygen family, which are generally gaseous. This unique property of water is due to hydrogen bonding. The molecules of water are constantly moving concerning each other, and the hydrogen bonds are continually breaking and reforming at timescales faster than 200 femtoseconds (2 × 10⁻¹³ seconds). However, these bonds are strong enough to create many of the peculiar properties of water, some of which make it integral to life.

Water, ice, and vapor

Within the Earth's atmosphere and surface, the liquid phase is the most common and is the form that is generally denoted by the word "water". The solid phase of water is known as ice and commonly takes the structure of hard, amalgamated crystals, such as ice cubes, or loosely accumulated granular crystals, like snow. Aside from common hexagonal crystalline ice, other crystalline and amorphous phases of ice are known. The gaseous phase of water is known as water vapor (or steam). Visible steam and clouds are formed from minute droplets of water suspended in the air.

Water also forms a supercritical fluid. The critical temperature is 647 K and the critical pressure is 22.064 MPa. In nature, this only rarely occurs in extremely hostile conditions. A likely example of naturally occurring supercritical water is in the hottest parts of deep water hydrothermal vents, in which water is heated to the critical temperature by volcanic plumes and the critical pressure is caused by the weight of the ocean at the extreme depths where the vents are located. This pressure is reached at a depth of about 2200 meters: much less than the mean depth of the ocean (3800 meters).

Heat capacity and heats of vaporization and fusion

Heat of vaporization of water from melting to critical temperature

Water has a very high specific heat capacity of 4184 J/(kg·K) at 20 °C (4182 J/(kg·K) at 25 °C) —the second-highest among all the heteroatomic species (after ammonia), as well as a high heat of vaporization (40.65 kJ/mol or 2257 kJ/kg at the normal boiling point), both of which are a result of the extensive hydrogen bonding between its molecules. These two unusual properties allow water to moderate Earth's climate by buffering large fluctuations in temperature. Most of the additional energy stored in the climate system since 1970 has accumulated in the oceans.

The specific enthalpy of fusion (more commonly known as latent heat) of water is 333.55 kJ/kg at 0 °C: the same amount of energy is required to melt ice as to warm ice from −160 °C up to its melting point or to heat the same amount of water by about 80 °C. Of common substances, only that of ammonia is higher. This property confers resistance to melting on the ice of glaciers and drift ice. Before and since the advent of mechanical refrigeration, ice was and still is in common use for retarding food spoilage.

The specific heat capacity of ice at −10 °C is 2030 J/(kg·K) and the heat capacity of steam at 100 °C is 2080 J/(kg·K).

Density of water and ice

Density of ice and water as a function of temperature

The density of water is about 1 gram per cubic centimetre (62 lb/cu ft): this relationship was originally used to define the gram. The density varies with temperature, but not linearly: as the temperature increases, the density rises to a peak at 3.98 °C (39.16 °F) and then decreases; the initial increase is unusual because most liquids undergo thermal expansion so that the density only decreases as a function of temperature. The increase observed for water from 0 °C (32 °F) to 3.98 °C (39.16 °F) and for a few other liquids is described as negative thermal expansion. Regular, hexagonal ice is also less dense than liquid water—upon freezing, the density of water decreases by about 9%.

These peculiar effects are due to the highly directional bonding of water molecules via the hydrogen bonds: ice and liquid water at low temperature have comparatively low-density, low-energy open lattice structures. The breaking of hydrogen bonds on melting with increasing temperature in the range 0–4 °C allows for a denser molecular packing in which some of the lattice cavities are filled by water molecules. Above 4 °C, however, thermal expansion becomes the dominant effect, and water near the boiling point (100 °C) is about 4% less dense than water at 4 °C (39 °F).

Under increasing pressure, ice undergoes a number of transitions to other polymorphs with higher density than liquid water, such as ice II, ice III, high-density amorphous ice (HDA), and very-high-density amorphous ice (VHDA).

Temperature distribution in a lake in summer and winter

The unusual density curve and lower density of ice than of water is essential for much of the life on earth—if water were most dense at the freezing point, then in winter the cooling at the surface would lead to convective mixing. Once 0 °C are reached, the water body would freeze from the bottom up, and all life in it would be killed. Furthermore, given that water is a good thermal insulator (due to its heat capacity), some frozen lakes might not completely thaw in summer. As it is, the inversion of the density curve leads to a stable layering for surface temperatures below 4 °C, and with the layer of ice that floats on top insulating the water below, even e.g., Lake Baikal in central Siberia freezes only to about 1 m thickness in winter. In general, for deep enough lakes, the temperature at the bottom stays constant at about 4 °C (39 °F) throughout the year (see diagram).

Density of saltwater and ice

WOA surface density

The density of saltwater depends on the dissolved salt content as well as the temperature. Ice still floats in the oceans, otherwise, they would freeze from the bottom up. However, the salt content of oceans lowers the freezing point by about 1.9 °C (due to freezing-point depression of a solvent containing a solute) and lowers the temperature of the density maximum of water to the former freezing point at 0 °C. This is why, in ocean water, the downward convection of colder water is not blocked by an expansion of water as it becomes colder near the freezing point. The oceans' cold water near the freezing point continues to sink. So creatures that live at the bottom of cold oceans like the Arctic Ocean generally live in water 4 °C colder than at the bottom of frozen-over fresh water lakes and rivers.

As the surface of saltwater begins to freeze (at −1.9 °C for normal salinity seawater, 3.5%) the ice that forms is essentially salt-free, with about the same density as freshwater ice. This ice floats on the surface, and the salt that is "frozen out" adds to the salinity and density of the seawater just below it, in a process known as brine rejection. This denser saltwater sinks by convection and the replacing seawater is subject to the same process. This produces essentially freshwater ice at −1.9 °C on the surface. The increased density of the seawater beneath the forming ice causes it to sink towards the bottom. On a large scale, the process of brine rejection and sinking cold salty water results in ocean currents forming to transport such water away from the Poles, leading to a global system of currents called the thermohaline circulation.

Miscibility and condensation

Red line shows saturation

Main article: Humidity

See also: List of water-miscible solvents

Water is miscible with many liquids, including ethanol in all proportions. Water and most oils are immiscible, usually forming layers according to increasing density from the top. This can be predicted by comparing the polarity. Water being a relatively polar compound will tend to be miscible with liquids of high polarity such as ethanol and acetone, whereas compounds with low polarity will tend to be immiscible and poorly soluble such as with hydrocarbons.

As a gas, water vapor is completely miscible with air. On the other hand, the maximum water vapor pressure that is thermodynamically stable with the liquid (or solid) at a given temperature is relatively low compared with total atmospheric pressure. For example, if the vapor's partial pressure is 2% of atmospheric pressure and the air is cooled from 25 °C, starting at about 22 °C, water will start to condense, defining the dew point, and creating fog or dew. The reverse process accounts for the fog burning off in the morning. If the humidity is increased at room temperature, for example, by running a hot shower or a bath, and the temperature stays about the same, the vapor soon reaches the pressure for phase change and then condenses out as minute water droplets, commonly referred to as steam.

A saturated gas or one with 100% relative humidity is when the vapor pressure of water in the air is at equilibrium with vapor pressure due to (liquid) water; water (or ice, if cool enough) will fail to lose mass through evaporation when exposed to saturated air. Because the amount of water vapor in the air is small, relative humidity, the ratio of the partial pressure due to the water vapor to the saturated partial vapor pressure, is much more useful. Vapor pressure above 100% relative humidity is called supersaturated and can occur if the air is rapidly cooled, for example, by rising suddenly in an updraft.

Vapor pressure

Main article: Vapor pressure of water

Vapor pressure diagrams of water

Compressibility

The compressibility of water is a function of pressure and temperature. At 0 °C, at the limit of zero pressure, the compressibility is 5.1×10⁻¹⁰ Pa⁻¹. At the zero-pressure limit, the compressibility reaches a minimum of 4.4×10⁻¹⁰ Pa⁻¹ around 45 °C before increasing again with increasing temperature. As the pressure is increased, the compressibility decreases, being 3.9×10⁻¹⁰ Pa⁻¹ at 0 °C and 100 megapascals (1,000 bar).

The bulk modulus of water is about 2.2 GPa. The low compressibility of non-gasses, and of water in particular, leads to their often being assumed as incompressible. The low compressibility of water means that even in the deep oceans at 4 km depth, where pressures are 40 MPa, there is only a 1.8% decrease in volume.

The bulk modulus of water ice ranges from 11.3 GPa at 0 K up to 8.6 GPa at 273 K. The large change in the compressibility of ice as a function of temperature is the result of its relatively large thermal expansion coefficient compared to other common solids.

Triple point

Main article: Triple point § Triple point of water

The solid/liquid/vapor triple point of liquid water, ice I_h and water vapor in the lower left portion of a water phase diagram.

The temperature and pressure at which ordinary solid, liquid, and gaseous water coexist in equilibrium is a triple point of water. Since 1954, this point had been used to define the base unit of temperature, the kelvin, but, starting in 2019, the kelvin is now defined using the Boltzmann constant, rather than the triple point of water.

Due to the existence of many polymorphs (forms) of ice, water has other triple points, which have either three polymorphs of ice or two polymorphs of ice and liquid in equilibrium. Gustav Heinrich Johann Apollon Tammann in Göttingen produced data on several other triple points in the early 20th century. Kamb and others documented further triple points in the 1960s.

The various triple points of water

Phases in stable equilibrium	Pressure	Temperature
liquid water, ice Ih, and water vapor	611.657 Pa	273.16 K (0.01 °C)
liquid water, ice Ih, and ice III	209.9 MPa	251 K (−22 °C)
liquid water, ice III, and ice V	350.1 MPa	−17.0 °C
liquid water, ice V, and ice VI	632.4 MPa	0.16 °C
ice Ih, Ice II, and ice III	213 MPa	−35 °C
ice II, ice III, and ice V	344 MPa	−24 °C
ice II, ice V, and ice VI	626 MPa	−70 °C

Melting point

The melting point of ice is 0 °C (32 °F; 273 K) at standard pressure; however, pure liquid water can be supercooled well below that temperature without freezing if the liquid is not mechanically disturbed. It can remain in a fluid state down to its homogeneous nucleation point of about 231 K (−42 °C; −44 °F). The melting point of ordinary hexagonal ice falls slightly under moderately high pressures, by 0.0073 °C (0.0131 °F)/atm or about 0.5 °C (0.90 °F)/70 atm as the stabilization energy of hydrogen bonding is exceeded by intermolecular repulsion, but as ice transforms into its polymorphs (see crystalline states of ice) above 209.9 MPa (2,072 atm), the melting point increases markedly with pressure, i.e., reaching 355 K (82 °C) at 2.216 GPa (21,870 atm) (triple point of Ice VII).

Electrical properties

Electrical conductivity

Pure water containing no exogenous ions is an excellent electronic insulator, but not even "deionized" water is completely free of ions. Water undergoes autoionization in the liquid state when two water molecules form one hydroxide anion (OH⁻
) and one hydronium cation (H
₃O⁺
). Because of autoionization, at ambient temperatures pure liquid water has a similar intrinsic charge carrier concentration to the semiconductor germanium and an intrinsic charge carrier concentration three orders of magnitude greater than the semiconductor silicon, hence, based on charge carrier concentration, water can not be considered to be a completely dielectric material or electrical insulator but to be a limited conductor of ionic charge.

Because water is such a good solvent, it almost always has some solute dissolved in it, often a salt. If water has even a tiny amount of such an impurity, then the ions can carry charges back and forth, allowing the water to conduct electricity far more readily.

It is known that the theoretical maximum electrical resistivity for water is approximately 18.2 MΩ·cm (182 kΩ·m) at 25 °C. This figure agrees well with what is typically seen on reverse osmosis, ultra-filtered and deionized ultra-pure water systems used, for instance, in semiconductor manufacturing plants. A salt or acid contaminant level exceeding even 100 parts per trillion (ppt) in otherwise ultra-pure water begins to noticeably lower its resistivity by up to several kΩ·m.

In pure water, sensitive equipment can detect a very slight electrical conductivity of 0.05501 ± 0.0001 μS/cm at 25.00 °C. Water can also be electrolyzed into oxygen and hydrogen gases but in the absence of dissolved ions this is a very slow process, as very little current is conducted. In ice, the primary charge carriers are protons (see proton conductor). Ice was previously thought to have a small but measurable conductivity of 1×10⁻¹⁰ S/cm, but this conductivity is now thought to be almost entirely from surface defects, and without those, ice is an insulator with an immeasurably small conductivity.

и

Смотрите также: Химическая полярность

Молекула воды – строение и дипольный момент

Важной особенностью воды является ее полярная природа. Структура имеет изогнутую молекулярную геометрию для двух атомов водорода из кислородной вершины. Атом кислорода также имеет две неподеленные пары электронов. Один эффект, обычно приписываемый неподеленным парам, заключается в том, что угол изгиба газовой фазы H – O – H составляет 104,48 °, что меньше типичного тетраэдрического угла 109,47 °. Неподеленные пары расположены ближе к атому кислорода, чем сигма-электроны, связанные с атомами водорода, поэтому им требуется больше места. Усиленное отталкивание неподеленных пар заставляет связи O–H сближаться друг с другом.

Другим следствием ее структуры является то, что вода является полярной молекулой . Из-за разницы в электроотрицательности направлен дипольный момент связи от каждого H к O, что делает кислород частично отрицательным, а каждый водород частично положительным. Большой молекулярный диполь направлен от области между двумя атомами водорода к атому кислорода. Разница в зарядах приводит к агрегации молекул воды (относительно положительные области притягиваются к относительно отрицательным областям). Это притяжение, водородная связь , объясняет многие свойства воды, например ее растворяющие свойства.

Хотя водородная связь является относительно слабым притяжением по сравнению с ковалентными связями внутри самой молекулы воды, она отвечает за некоторые физические свойства воды. Эти свойства включают относительно высокие температуры плавления и кипения: для разрыва водородных связей между молекулами воды требуется больше энергии. Напротив, сероводород ( H
₂ S ), имеет гораздо более слабую водородную связь из-за более низкой электроотрицательности серы. ЧАС
₂ S представляет собой газ при комнатной температуре , несмотря на то, что сероводород имеет почти вдвое большую молярную массу, чем вода. Дополнительные связи между молекулами воды также придают жидкой воде большую удельную теплоемкость . Такая высокая теплоемкость делает воду хорошим теплоносителем (хладагентом) и тепловым экраном.

Когезия и адгезия

Капли росы прилипли к паутине

Молекулы воды остаются близко друг к другу ( сцепление ) благодаря коллективному действию водородных связей между молекулами воды. Эти водородные связи постоянно разрываются, при этом образуются новые связи с различными молекулами воды; но в любой момент времени в образце жидкой воды большая часть молекул удерживается вместе такими связями.

Вода также обладает высокими адгезионными свойствами из-за своей полярной природы. На чистом гладком стекле вода может образовывать тонкую пленку, поскольку молекулярные силы между стеклом и молекулами воды (силы сцепления) сильнее, чем силы сцепления. В биологических клетках и органеллах вода контактирует с гидрофильными поверхностями мембран и белков ; то есть поверхности, которые имеют сильное притяжение к воде. Ирвинг Ленгмюр наблюдал сильную силу отталкивания между гидрофильными поверхностями. Для обезвоживания гидрофильных поверхностей — для удаления прочно удерживаемых слоев гидратной воды — требуется совершить значительную работу против этих сил, называемых силами гидратации. Эти силы очень велики, но быстро уменьшаются в пределах нанометра или меньше. Они важны в биологии, особенно когда клетки обезвоживаются в результате воздействия сухой атмосферы или внеклеточного замораживания.

Поток дождевой воды из навеса. Среди сил, управляющих образованием капель: Поверхностное натяжение , Когезия (химия) , сила Ван-дер-Ваальса , Неустойчивость Плато-Релея .

Поверхностное натяжение

Эта скрепка находится под уровнем воды, которая плавно и плавно поднялась. Поверхностное натяжение предотвращает погружение зажима и перелив воды через края стекла.

Температурная зависимость поверхностного натяжения чистой воды

Вода имеет необычно высокое поверхностное натяжение — 71,99 мН/м при 25 °C. что обусловлено прочностью водородной связи между молекулами воды. Это позволяет насекомым ходить по воде.

Капиллярное действие

Поскольку вода обладает сильными когезионными и адгезионными силами, она проявляет капиллярное действие. Сильная связь за счет водородных связей и адгезии позволяет деревьям переносить воду на высоту более 100 м.

Вода как растворитель

Основная статья: Водный раствор

Наличие коллоидного карбоната кальция и высоких концентраций растворенной извести придает воде водопада Хавасу бирюзовый цвет.

Вода является отличным растворителем благодаря своей высокой диэлектрической проницаемости. Вещества, которые хорошо смешиваются и растворяются в воде, известны как гидрофильные («водолюбивые») вещества, а те, которые плохо смешиваются с водой, известны как гидрофобные («водолюбивые») вещества. Способность вещества растворяться в воде определяется тем, может ли вещество соответствовать или превосходить сильные силы притяжения , которые молекулы воды создают между другими молекулами воды. Если вещество обладает свойствами, которые не позволяют ему преодолевать эти сильные межмолекулярные силы, молекулы выпадают в осадок из воды. Вопреки распространенному заблуждению, вода и гидрофобные вещества не «отталкиваются», и гидратация гидрофобной поверхности энергетически, а не энтропийно выгодна.

Когда ионное или полярное соединение попадает в воду, оно окружается молекулами воды ( гидратация ). Относительно небольшой размер молекул воды (~3 ангстрема) позволяет многим молекулам воды окружать одну молекулу растворенного вещества . Частично отрицательные дипольные концы воды притягиваются к положительно заряженным компонентам растворенного вещества, и наоборот, для положительных дипольных концов.

В общем, ионные и полярные вещества, такие как кислоты , спирты и соли, относительно растворимы в воде, а неполярные вещества, такие как жиры и масла, — нет. Неполярные молекулы остаются вместе в воде, потому что молекулам воды энергетически выгоднее образовывать водородные связи друг с другом, чем участвовать во взаимодействиях Ван-дер-Ваальса с неполярными молекулами.

Примером ионного растворенного вещества является поваренная соль ; хлорид натрия NaCl распадается на Na ⁺
катионы и Cl ⁻
анионы , каждый из которых окружен молекулами воды. Затем ионы легко переносятся из кристаллической решетки в раствор. Примером неионного растворенного вещества является столовый сахар . Диполи воды образуют водородные связи с полярными областями молекулы сахара (группами ОН) и позволяют ему уходить в раствор.

туннелирование

Основная статья: Квантовое туннелирование воды

О динамике квантового туннелирования в воде сообщалось еще в 1992 году. В то время было известно, что существуют движения, которые разрушают и регенерируют слабую водородную связь за счет внутреннего вращения замещающих мономеров воды . 18 марта 2016 года сообщалось, что водородная связь может быть разорвана путем квантового туннелирования в гексамере воды . В отличие от ранее сообщавшихся туннельных движений в воде, это включало согласованный разрыв двух водородных связей. Позже в том же году сообщалось об открытии квантового туннелирования молекул воды.

поглощение

Основная статья: Электромагнитное поглощение водой

Вода относительно прозрачна для видимого света , ближнего ультрафиолета и дальнего красного света, но поглощает большую часть ультрафиолетового , инфракрасного света и микроволн . Большинство фоторецепторов и фотосинтетических пигментов используют ту часть светового спектра, которая хорошо передается через воду. Микроволновые печи используют непрозрачность воды для микроволнового излучения для нагрева воды внутри продуктов. Голубой цвет воды обусловлен слабым поглощением красной части видимого спектра .

Структура

Модель водородных связей (1) между молекулами воды

Одна молекула воды может участвовать максимум в четырех водородных связях , поскольку она может принимать две связи, используя неподеленные пары кислорода, и отдавать два атома водорода. Другие молекулы, такие как фтороводород , аммиак и метанол, также могут образовывать водородные связи. Однако они не проявляют аномальных термодинамических , кинетических или структурных свойств, подобных тем, которые наблюдаются в воде, поскольку ни один из них не может образовывать четыре водородные связи: либо они не могут отдавать или принимать атомы водорода, либо наблюдаются стерические в объемных остатках эффекты. В воде за счет четырех водородных связей образуются межмолекулярные тетраэдрические структуры, образующие тем самым открытую структуру и трехмерную сетку связей, что приводит к аномальному уменьшению плотности при охлаждении ниже 4 °С. Эта повторяющаяся, постоянно реорганизующаяся единица образует трехмерную сеть, простирающуюся по всей жидкости. Эта точка зрения основана на исследованиях рассеяния нейтронов и компьютерном моделировании, и она имеет смысл в свете однозначного тетраэдрического расположения молекул воды в ледяных структурах.

Однако существует альтернативная теория структуры воды. В 2004 году в противоречивой статье Стокгольмского университета было высказано предположение, что молекулы воды в жидком состоянии обычно связываются не с четырьмя, а только с двумя другими; образуя таким образом цепочки и кольца. Был придуман термин «теория струн воды» (который не следует путать с теорией струн в физике). Эти наблюдения были основаны на рентгеновской абсорбционной спектроскопии, которая исследовала локальное окружение отдельных атомов кислорода.

Молекулярная структура

Смотрите также: Молекулярная орбитальная диаграмма § Вода

Отталкивающее воздействие двух неподеленных пар на атом кислорода приводит к тому, что вода имеет изогнутую , а не линейную молекулярную структуру. позволяя ему быть полярным. Угол водород-кислород-водород составляет 104,45°, что меньше 109,47° для идеального sp. ³ гибридизация . Объяснение теории валентной связи состоит в том, что неподеленные пары атома кислорода физически больше и, следовательно, занимают больше места, чем связи атома кислорода с атомами водорода. Объяснение теории молекулярных орбиталей ( правило Бента ) состоит в том, что понижение энергии несвязывающих гибридных орбиталей атома кислорода (путем присвоения им большего количества s-характера и меньшего p-характера) и, соответственно, повышение энергии гибридных орбиталей атома кислорода, связанных с атомами водорода ( присваивая им больше p-символа и меньше s-символа) в конечном итоге приводит к снижению энергии занятых молекулярных орбиталей, поскольку энергия несвязывающих гибридных орбиталей атома кислорода полностью вносит вклад в энергию неподеленных пар атома кислорода, в то время как энергия Две другие гибридные орбитали атома кислорода лишь частично вносят вклад в энергию связывающих орбиталей (остальная часть вклада исходит от 1s-орбиталей атомов водорода).

Химические свойства

Самоионизация

Основная статья: Самоионизация воды

В жидкой воде происходит некоторая самоионизация с образованием ионов гидроксония и гидроксид- ионов.

2 часа
₂ О ⇌ Ч
₃3О ⁺
+ ОН ⁻

Константа равновесия этой реакции, известная как ионный продукт воды, $K_{\rm {w}}=[{\rm {H_{3}O^{+}}}][{\rm {OH^{-}}}]$, имеет значение около 10 ⁻¹⁴ при 25 °С. При нейтральном pH концентрация гидроксид- иона ( OH ⁻
) равен таковому у (сольватированного) иона водорода ( H ⁺
), со значением, близким к 10 ⁻⁷ моль л ⁻¹ при 25 °С. См. страницу данных для значений при других температурах.

Константа термодинамического равновесия представляет собой частное термодинамической активности всех продуктов и реагентов, включая воду:

$K_{\rm {eq}}={\frac {a_{\rm {H_{3}O^{+}}}\cdot a_{\rm {OH^{-}}}}{a_{\rm {H_{2}O}}^{2}}}$

Однако для разбавленных растворов активность растворенного вещества, такого как H ₃ O ⁺ или ОН ⁻ аппроксимируется его концентрацией, а активность растворителя H ₂ O приближается к единице, так что получаем простое ионное произведение $K_{\rm {eq}}\approx K_{\rm {w}}=[{\rm {H_{3}O^{+}}}][{\rm {OH^{-}}}]$

Геохимия

Воздействие воды на горные породы в течение длительного периода времени обычно приводит к выветриванию и водной эрозии — физическим процессам, которые превращают твердые породы и минералы в почву и осадки, но при некоторых условиях происходят также химические реакции с водой, приводящие к метасоматозу или гидратации минералов. , тип химического изменения горной породы, в результате которого образуются глинистые минералы . Это также происходит, когда портландцемент затвердевает.

Водяной лед может образовывать клатратные соединения , известные как клатратные гидраты , с множеством небольших молекул, которые могут быть встроены в его обширную кристаллическую решетку. Наиболее заметным из них является клатрат метана , 4 CH.
₄ · 23 часа
₂ O , естественно встречающийся в больших количествах на дне океана.

Кислотность в природе

Дождь обычно умеренно кислый, с pH от 5,2 до 5,8, если в нем нет кислоты сильнее углекислого газа. большое количество оксидов азота и серы Если в воздухе присутствует , они также растворяются в облаках и каплях дождя, вызывая кислотные дожди .

Изотопологи

Существует несколько изотопов водорода и кислорода, что дает начало нескольким известным изотопологам воды. Венский стандарт средней океанской воды является действующим международным стандартом изотопов воды. Природная вода почти полностью состоит из безнейтронного изотопа водорода протия . Лишь 155 ppm включают дейтерий ( ²
H или D), изотоп водорода с одним нейтроном и менее 20 частей на квинтиллион включает тритий ( ³
H или T), который имеет два нейтрона. Кислород также имеет три стабильных изотопа: ¹⁶
О присутствует в 99,76%, ¹⁷
О в 0,04% и ¹⁸
O в 0,2% молекул воды.

Оксид дейтерия, D
₂ O также известен как тяжелая вода из-за ее более высокой плотности. Используется в ядерных реакторах в качестве замедлителя нейтронов . Тритий радиоактивен , распадается с периодом полураспада 4500 дней; ТНО существует в природе лишь в незначительных количествах и производится в основном в результате ядерных реакций, вызванных космическими лучами в атмосфере. Вода с одним атомом протия и одним атомом дейтерия HDO встречается в природе в обычной воде в небольших концентрациях (~0,03%) и D
₂ O в гораздо меньших количествах (0,000003%), и любые такие молекулы являются временными, поскольку атомы рекомбинируют.

Наиболее заметные физические различия между H
₂ О и Д
₂ O , помимо простой разницы в удельной массе, включает в себя свойства, на которые влияют водородные связи, такие как замораживание и кипение, а также другие кинетические эффекты. Это связано с тем, что ядро ​​дейтерия в два раза тяжелее протия, и это вызывает заметные различия в энергиях связи. Разница в температурах кипения позволяет разделить изотопологи. Коэффициент самодиффузии H ​
₂ O при 25 °C на 23% выше значения D.
_2О . Поскольку молекулы воды обмениваются атомами водорода друг с другом, оксид дейтерия (DOH) гораздо чаще встречается в тяжелой воде низкой чистоты, чем чистый монооксид дидейтерия D.
_2О .

Потребление чистого изолированного D
₂ O может влиять на биохимические процессы — прием внутрь в больших количествах нарушает функцию почек и центральной нервной системы. Небольшие количества можно употреблять без каких-либо побочных эффектов; люди обычно не осознают вкусовых различий, но иногда сообщают об ощущении жжения или сладкий вкус. Чтобы токсичность стала очевидной, необходимо употреблять очень большое количество тяжелой воды. Крысы, однако, способны избегать тяжелой воды по запаху, и она токсична для многих животных.

Легкая вода относится к воде, обедненной дейтерием (DDW), воде, в которой содержание дейтерия снижено ниже стандартного уровня в 155 частей на миллион .

Происшествие

Вода — самое распространенное вещество на поверхности Земли, а также третья по распространенности молекула во Вселенной после H.
₂ и СО . 0,23 ppm массы Земли составляет вода и 97,39% мирового объема воды 1,38 × 10. ⁹ км ³ встречается в океанах.

Вода гораздо более распространена во внешней части Солнечной системы, за пределами точки, называемой линией замерзания , где солнечное излучение слишком слабое, чтобы испарять твердую и жидкую воду (а также другие элементы и химические соединения с относительно низкими температурами плавления, такие как метан) . и аммиак ). Во внутренней части Солнечной системы планеты, астероиды и спутники почти полностью состоят из металлов и силикатов. С тех пор вода была доставлена ​​во внутреннюю часть Солнечной системы с помощью пока еще неизвестного механизма, предположительно, в результате ударов астероидов или комет, несущих воду из внешней части Солнечной системы, где тела содержат гораздо больше водяного льда. Разница между планетарными телами, расположенными внутри и снаружи линии замерзания, может быть резкой. Масса Земли на 0,000023% состоит из воды, а Тефия , спутник Сатурна, почти полностью состоит из воды.

Реакция

Кислотно-основные реакции

Вода амфотерна : она способна действовать как кислота или основание в химических реакциях. Согласно определению Бренстеда-Лоури , кислота представляет собой протон ( H ⁺
) донор, а основание – акцептор протона. При реакции с более сильной кислотой вода выступает в роли основания; при реакции с более сильным основанием он действует как кислота. Например, вода получает H ⁺
ион из HCl при соляной кислоты образовании :

HCl
(кислота) + Н
₂2О
(база) ⇌ Ч
₃3О ⁺
+ Cl ⁻

В реакции аммиаком с NH
₃ , вода отдает H ⁺
ион и, таким образом, действует как кислота:

Нью-Хэмпшир
₃
(база) + Н
₂2О
(кислота) ⇌ NH ⁺
₄ + ОН ⁻

Поскольку атом кислорода в воде имеет две неподеленные пары , вода часто действует как основание Льюиса или донор электронной пары в реакциях с кислотами Льюиса , хотя она также может реагировать с основаниями Льюиса, образуя водородные связи между донорами электронной пары и атомы водорода воды. Теория HSAB описывает воду как слабую жесткую кислоту и слабое жесткое основание, а это означает, что она преимущественно реагирует с другими твердыми соединениями:

ЧАС ⁺

(кислота Льюиса) + H
₂2О
(база Льюиса) → H
₃3О ⁺

Фе ³⁺

(кислота Льюиса) + H
₂2О
(основание Льюиса) → Fe( H
_2О ) ³⁺
₆

кл. ⁻

(основание Льюиса) + H
₂2О
(кислота Льюиса) → Cl( H
_2О ) ⁻
₆

Когда соль слабой кислоты или слабого основания растворяется в воде, вода может частично гидролизовать соль с образованием соответствующего основания или кислоты, которая придает водным растворам мыла и пищевой соды их основной pH:

Уже
₂2CO
₃ + Ч
₂ О ⇌ NaOH + NaHCO
₃

Лигандная химия

Характер основания Льюиса воды делает ее распространенным лигандом в комплексах переходных металлов , примеры которых включают аквакомплексы металлов, такие как Fe (H
_2О ) ²⁺
₆ к перрениевой кислоте , которая содержит две молекулы воды, координированные с рениевым центром. В твердых гидратах вода может быть либо лигандом, либо просто находиться в каркасе, либо и то, и другое. Таким образом, FeSO
₄ ·7ч
₂ O состоит из [Fe ₂ (H ₂ O) ₆ ] ²⁺ центры и одна «решетка воды». Вода обычно является монодентатным лигандом, т. е. образует только одну связь с центральным атомом.

Некоторые контакты с водородными связями в FeSO ₄ ^. 7H ₂ O. Этот аквакомплекс металла кристаллизуется с одной молекулой «решеточной» воды, которая взаимодействует с сульфатом и с [Fe(H ₂ O) ₆ ] ²⁺ центры.

Органическая химия

Будучи твердым основанием, вода легко реагирует с органическими карбокатионами ; например, в реакции гидратации гидроксильная группа ( OH ⁻
) и кислотный протон присоединяются к двум атомам углерода, связанным двойной связью углерод-углерод, в результате чего образуется спирт. Когда добавление воды к органической молекуле расщепляет ее на две части, гидролиз говорят, что происходит . Яркими примерами гидролиза являются омыление жиров и переваривание белков и полисахаридов . Вода также может быть уходящей группой в замещения S _N 2 и элиминирования E2 реакциях ; последняя тогда известна как реакция дегидратации .

Вода в окислительно

Вода содержит водород в степени окисления +1 и кислород в степени окисления -2. Он окисляет химические вещества, такие как гидриды , щелочные металлы и некоторые щелочноземельные металлы. Одним из примеров реакции щелочного металла с водой является:

2 На + 2 Н
₂ О → Ч
₂ + 2 вот и все ⁺
+ 2 ОН ⁻

Некоторые другие химически активные металлы, такие как алюминий и бериллий , также окисляются водой, но их оксиды прилипают к металлу и образуют пассивный защитный слой. Обратите внимание, что ржавление железа . — это реакция между железом и кислородом растворяется в воде, а не между железом и водой.

Вода может окисляться с выделением газообразного кислорода, но очень немногие окислители реагируют с водой, даже если их восстановительный потенциал превышает потенциал O.
₂ /ч
₂ О. ​Почти все такие реакции требуют катализатора . Пример окисления воды:

4 АгФ
₂ + 2 ч
₂ О → 4 AgF + 4 HF + О
₂

Электролиз

Основная статья: Электролиз воды

Воду можно разделить на составные элементы, водород и кислород, пропуская через нее электрический ток. Этот процесс называется электролизом. Катодная полуреакция:

2 часа ⁺
+ 2
и ⁻
→ Ч
₂

Анодная полуреакция:

2 часа
₂ О → О
₂ + 4 часа ⁺
+ 4
и ⁻

Образующиеся газы выходят пузырьками на поверхность, где их можно собрать или поджечь пламенем над водой, если это было намеренно. Требуемый потенциал для электролиза чистой воды составляет 1,23 В при 25 °C. Фактически при практическом электролизе рабочий потенциал составляет 1,48 В или выше.

История

Генри Кавендиш в 1781 году показал, что вода состоит из кислорода и водорода. Первое разложение воды на водород и кислород путем электролиза было осуществлено в 1800 году английскими химиками Уильямом Николсоном и Энтони Карлайлом . В 1805 году Жозеф Луи Гей-Люссак и Александр фон Гумбольдт показали, что вода состоит из двух частей водорода и одной части кислорода.

Гилберт Ньютон Льюис выделил первый образец чистой тяжелой воды в 1933 году.

Свойства воды исторически использовались для определения различных температурных шкал . Примечательно, что шкалы Кельвина , Цельсия , Рэнкина и Фаренгейта определялись или в настоящее время определяются температурами замерзания и кипения воды. Менее распространенные шкалы Делиля , Ньютона , Реомюра и Рёмера определялись аналогичным образом. Тройная точка воды сегодня является наиболее часто используемой стандартной точкой.

Номенклатура

Принятое ИЮПАК название воды — оксидан или просто вода . или его эквивалент на разных языках, хотя существуют и другие систематические названия, которые можно использовать для описания молекулы. Оксидан предназначен только для использования в качестве названия моноядерного исходного гидрида, используемого для обозначения производных воды по номенклатуре заместителей . Эти производные обычно имеют другие рекомендуемые названия. Например, название гидроксил рекомендуется использовать , а не оксиданил для группы –OH . Название оксан явно упоминается ИЮПАК как непригодное для этой цели, поскольку это уже название циклического эфира, также известного как тетрагидропиран .

Простейшее систематическое название воды — оксид водорода . Это аналогично родственным соединениям, таким как перекись водорода , сероводород и оксид дейтерия (тяжелая вода). Используя химическую номенклатуру ионных бинарных соединений типа I , вода будет называться монооксидом водорода . но его нет среди названий, опубликованных Международным союзом теоретической и прикладной химии (IUPAC). Другое название — монооксид дигидрогена , которое является редко используемым названием воды и в основном используется в пародии на монооксид дигидрогена .

Другие систематические названия воды включают гидроксикислоту , гидроксильную кислоту и гидроксид водорода , используя названия кислот и оснований. Ни одно из этих экзотических названий не используется широко. Поляризованная форма молекулы воды H ⁺
ОЙ ⁻
, также называется гидроксидом гидрона по номенклатуре ИЮПАК.

Водное вещество — это термин, используемый для обозначения оксида водорода (H ₂ O), когда не хотят уточнять, идет ли речь о жидкой воде , паре , некоторой форме льда или компоненте смеси или минерале.

См. также

• Химическое связывание воды
• Пародия на угарный газ
• Двойная дистиллированная вода
• Электромагнитное поглощение водой
• Гидродинамика
• Жесткая вода
• Тяжелая вода
• Полиоксид водорода
• Лед
• Оптические свойства воды и льда
• Пар
• Перегретая вода
• Вязкость § Вода
• Водный кластер
• Вода (страница данных)
• Водный димер
• Водная модель
• Эксперимент с водяной нитью

Ссылки

Библиография

• Бойд, Клод Э. (2000). «РН, углекислый газ и щелочность». Качество воды . Бостон, Массачусетс: Спрингер. стр. 105–122. дои : 10.1007/978-1-4615-4485-2_7 . ISBN  978-1461544852 .
• Кэмпбелл, Мэри К.; Фаррелл, Шон О. (2007). Биохимия (6-е изд.). Cengage Обучение. ISBN  978-0-495-39041-1 .
• Кэмпбелл, Нил А.; Рис, Джейн Б. (2009). Биология (8-е изд.). Пирсон. ISBN  978-0-8053-6844-4 .
• Кэмпбелл, Нил А.; Уильямсон, Брэд; Хейден, Робин Дж. (2006). Биология: исследование жизни . Бостон: Пирсон Прентис Холл. ISBN  978-0-13-250882-7 . Архивировано из оригинала 2 ноября 2014 г. Проверено 19 ноября 2008 г.
• Шарло, Г. (2007). Качественный неорганический анализ . Читайте книги. ISBN  978-1-4067-4789-8 .
• Гринвуд, Норман Н .; Эрншоу, Алан (1997). Химия элементов (2-е изд.). Баттерворт-Хайнеманн . ISBN  978-0-08-037941-8 .
• Международный союз теоретической и прикладной химии (2005). Номенклатура неорганической химии: Рекомендации ИЮПАК 2005 г. (PDF) . Королевское химическое общество. ISBN  978-0-85404-438-2 . Архивировано (PDF) из оригинала 12 декабря 2019 г. Проверено 31 июля 2016 г.
• Ли, Дж.Дж.; Фавр, HA; Метаномски, Западная Вирджиния (1998). Принципы химической номенклатуры: руководство по рекомендациям IUPAC (PDF) . Оксфорд: Блэквелл Сайенс. ISBN  978-0-86542-685-6 . ОСЛК   37341352 . Архивировано из оригинала (PDF) 26 июля 2011 г.
• Льюис, Уильям CM; Райс, Джеймс (1922). Система физической химии . Лонгманс, Грин и Ко.
• Лиде, Дэвид Р. (2003). CRC Справочник по химии и физике . Справочник CRC (84-е изд.). ЦРК Пресс. ISBN  978-0849304842 . Архивировано из оригинала 04 февраля 2024 г. Проверено 29 мая 2016 г.
• Рис, Джейн Б.; Урри, Лиза А.; Каин, Майкл Л.; Вассерман, Стивен А.; Минорский, Петр Васильевич; Джексон, Роберт Б. (2013). Кэмпбелл Биология (10-е изд.). Бостон, Массачусетс: Пирсон. ISBN  978-0321775658 .
• Риддик, Джон (1970). Физические свойства органических растворителей и методы очистки . Методы химии. Уайли-Интерсайенс. ISBN  978-0471927266 .
• Шарп, Роберт Филлип (1988). Живой лед: понимание ледников и оледенения . Издательство Кембриджского университета. п. 27 . ISBN  978-0-521-33009-1 .
• Вайнгертнер, Герман; Терманн, Илька; Борчерс, Ульрих; Бальсаа, Питер; Лутце, Хольгер В.; Шмидт, Торстен К.; Франк, Эрнст Ульрих; Виганд, Габриэле; Дамен, Николаус; Шведт, Джордж; Фриммель, Фриц Х.; Гордалла, Биргит К. (2016). «Вода. 1. Свойства, анализ и гидрологический цикл». Энциклопедия промышленной химии Ульмана . Wiley-VCH Verlag GmbH & Co. KGaA. дои : 10.1002/14356007.a28_001.pub3 . ISBN  978-3527306732 .
• Зумдал, Стивен С.; Зумдал, Сьюзен А. (2013). Химия (9-е изд.). Cengage Обучение . ISBN  978-1-13-361109-7 .

Дальнейшее чтение

• Бен-Наим, А. (2011), Молекулярная теория воды и водных растворов , World Scientific

Внешние ссылки

• «Свойства и измерения воды» . Геологическая служба США . 2 мая 2016 г. Проверено 31 августа 2016 г.
• Выпуск формулы IAPWS 1995 г. для термодинамических свойств обычного водного вещества для общего и научного использования (более простая формулировка)
• Онлайн-калькулятор с использованием дополнительного выпуска IAPWS о свойствах жидкой воды при давлении 0,1 МПа, сентябрь 2008 г.
• Чаплин, Мартин (2019). «Структура и свойства воды в различных ее состояниях» . Энциклопедия воды . Интернет-библиотека Wiley 2019. стр. 1–19. дои : 10.1002/9781119300762.wsts0002 . ISBN  9781119300755 . S2CID   213738895 .
• Расчет давления пара , плотности жидкости , динамической вязкости жидкости и поверхностного натяжения воды .
• Калькулятор плотности воды
• Почему в напитке плавает лед? , НАСА