WODA

Woda - Arystoteles uznał ją za jeden z 4 pierwiastków - ziemia, ogień, powietrze i woda. Cavendish w 1781 r. wykazał, że woda powstaje podczas spalania wodoru w powietrzu. Lavoisier w 1781 r. wykazał, że woda jest związkiem wodoru z tlenem. Niezbędny związek do życia.

Woda w naturze ma różny stopień czystości. Zawiera rozpuszczone gazy i sole.

Woda w naturze.

Oceany i morza 97,33 %

Słone jeziora i morza wewnętrzne 0,008 % wody słone

Lodowce i lód na biegunach 2,04 %

Wody gruntowe 0,61 %

Jeziora 0,009 % wody słodkie

Woda w glebie (wilgoć) 0,005 %

Woda w atmosferze 0,001 %

Rzeki 0,0001 %

Rozkład wody - elektroliza wody zakwaszonej H₂SO₄.

Aparat Hoffmanna.

Jony H₃O⁺, SO₄^2-, HSO₄^-

Katoda (-) redukcja

2H⁺(aq) + 2e = H₂

Anoda (+) utlenienie

H₂O = 2H⁺(aq) + 2e + ˝O₂

Substancje rozpuszczone we wodach w środowisku.

Wody naturalne - rozpuszczone substancje gazowe:

O₂ - warunkuje życie we wodzie

N₂ - z azotu atmosferycznego

CO₂ - dość dobrze rozpuszcza się we wodzie

NH₃ - zanieczyszczenia biologiczne wody

H₂S - zanieczyszczenia biologiczne wody, także wody mineralne.

Wody naturalne - rozpuszczone substancje jonowe:

1. Wody morskie i oceaniczne ­- zasolenie do 3,5 % (2,7 % NaCl). Bał­tyk 1,1 % (0.8 % NaCl). Występują przede wszystkim jony Na⁺, K⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Cl^- , Br^- , I^-, SO₄^2-, HCO₃^-.

2. Wody gruntowe - zanieczyszczone składnikami gleby z którą się kon­tak­tują. Zawierają z reguły sole wapnia, magnezu, żelaza i gli­nu z anionami wodorowęglanowymi HCO₃^- , chlorkowymi, siarczanowymi (VI). Są we warstwach wodonośnych.

3. Wody mineralne - wydobywają się na powierzchnię z większych głębokości. Nie mają zanieczyszczeń organicznych, lecz więcej substancji mineralnych.

Wykrywanie niektórych anionów i kationów zawartych we wodzie.

a) chlorki Cl^- + Ag⁺ → AgCl↓ (biały osad, fioletowieje na świetle)

b) siarczany(VI) SO₄^2- + Ba²⁺ = Ba SO₄↓ (biały osad)

c) wapń Ca²⁺ + C₂O₄^2- = CaC₂O₄↓ (biały osad, nier. w CH₃COOH)

d) żelazo 2Fe²⁺ + H₂O₂ + 2H₃O⁺ = 2Fe³⁺ + 4H₂O

Fe³⁺ + 3SCN^- = Fe(SCN)₃ Fe(SCN)₃ + 3KSCN = K₃[Fe(SCN)₆]

Woda pitna i przemysłowa.

Woda pitna, bez smaku i zapachu, bez substancji organicznych i bez metali ciężkich. Filtracja i chlorowanie lub ozonowanie lub działanie ClO₂.

Przemysł chemiczny i przemył energetyczny - praktycznie chemicznie czysta woda. Kamień kotłowy - CaCO₃, CaSO₄, CaSiO₃, MgSiO₃ i Mg(OH)₂ oraz związki żelaza i glinu.

Twardość wody. Twardość wody - przyczyna rozpuszczone nieorganiczne związki wap­nia, magnezu, żelaza i glinu. Mierzy się w stopniach. Stopień niemiecki 1^oN odpowiada 10 mg CaO w 1 dm³ wody.

Woda twarda nie tworzy piany z mydłem sodowym lub potasowym.

1. Twardość całkowita - wszystkie sole wapniowe i magnezowe obecne we wodzie.

2. Twardość węglanowa (przemijająca) - zawartość Mg(HCO₃)₂ i Ca(HCO₃)₂. Ca(HCO₃)₂ = CaCO₃(s) + CO₂(g) + H₂O
   Mg(HCO₃)₂ = Mg(OH)₂(s) + 2CO₂(g)

3. Twardość trwała (niewęglanowa) - zawartość MgSO₄, CaSO₄, MgCl₂, CaCl₂, MgSiO₃ i CaSiO₃.
   Twardość trwała = twardość całkowita - twardość węglanowa

Oznaczanie twardości węglanowej, miareczkowanie kwasem solnym wobec oranżu me­tylowego od barwy żółtej do czerwonego zabarwienia

Ca(HCO₃)₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2CO₂ + 2H₂O zmiana barwy pH 3.1 - 4.4

Mg(HCO₃)₂ + 2HCl = MgCl₂ + 2CO₂ + 2H₂O tylko twardość węglanowa

CaO + 2HCl = CaCl₂ + H₂O

PN - 100 cm³ wody. Miareczkowanie 0.1 M HCl. Przykładowo zużycie HCl v = 3,5 cm³ 0,1 M roz­tworu. zmiana barwy pH kwaśny 3,1-4,4(mniej kwaśny) Oblicz twardość węglanową.

1 cm³ 0.1M HCl 0,001 dm³ ∙ 0,1M = 10^-4 mola

2 mole HCl - 56 g CaO

1 mol HCl : 28 g CaO = 10^-4 mola : x

x = 28 ∙ 10^-4 g CaO = 2.8 mg CaO

1 cm³ 0.1M HCl odmiareczkowuje 2.8 mg CaO

1 dcm³ wody - 35 cm³ 0,1 M = 35 ·2,8 mg CaO,
co odpowiada 98 mg CaO co daje 9,8ºN.

Chemiczne zmiękczanie wody.

1. Działanie mlekiem wapiennym i następnie węglanem sodu
   MgCl₂ + Ca(OH)₂ = Mg(OH)₂(s) + CaCl₂
   Mg(HCO₃)₂ + 2Ca(OH)₂ = Mg(OH)₂(s) + 2CaCO₃(s) + 2H₂O
   Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ = 2CaCO₃(s) + 2H₂O
   CaSO₄ + Na₂CO₃ = CaCO₃(s) + Na₂SO₄
   metoda tania, do instalacji niskociśnieniowych
   

2. Działanie ortofosforanem (V) sodu Na₃PO₄ albo polifosforanami
   3Ca(HCO₃)₂ + 2 Na₃PO₄ = Ca₃(PO₄)₂(s) + 6NaHCO₃
   3MgCl₂ + 2 Na₃PO₄ = Mg₃(PO₄)₂(s) + 6NaCl
   metoda droższa, do instalacji średniociśnieniowych
   

3. 
   Wymiana jonowa, wymieniacz jonowy zdolny do wymiany katio­nów to kationit ( np. minerały zeolity).
   2Kt-Na(s) + Ca²⁺ = Kt₂Ca(s) + 2Na⁺
   Podobną metodą jonitową można przeprowadzić demineralizację wody, któ­ra zawiera np. MgCl₂
   kationit Kt-SO₃H, wymienia M²⁺ na
   H₃O⁺, Kt - polimer (żywica) zawierający
   wiele grup sulfonowych SO₃H
   2KtSO₃H(s) + 2H₂O + Mg²⁺ = (KtSO₃)₂Mg(s) + 2H₃O⁺ (zbiornik K)
   
   
   kwaśny roztwór HCl prowadzony jest na złoże anionitowe wymie­niające aniony na grupy OH^-
   Anionit An-OH

An - polimer(żywica) zawierająca wiele
grup zasad amoniowych (RNR₃⁺)(OH^-),

R może być H lub grupa organiczna.

(AnNR₃⁺)(OH^-)(s) + Cl^- = (AnNR₃⁺)(Cl^-)(s) +OH^- (zbiornik A)

Regeneracja kationitu i anionitu.
Kationit przemywamy kwasem solnym, anionit roztworem NaOH

metoda najlepsza, do instalacji wysokociśnieniowych, n. p. elektrociepłownie

Metody oczyszczania wody

1. destylacja - najczystsza woda w aparaturze ze szkła kwarcowego lub z metali szlachetnych.

2. Wymieniacze jonowe.

3. Techniki membranowe.
   

Właściwości fizyczne wody. (Wpływ wiązania wodorowego)

d(max w 3,98 ^oC) - lód ma znacznie mniejszą gęstość (0,92 g ^. cm^-3) w 0 ^oC niż woda (0,999 g ^. cm^-3). W stanie krystalicznym i ciekłym liczba najbliższych cząsteczek wynosi około 4. Stała dielekt­rycz­na ε = 78,4 bardzo duża. Temp. topnienia i temp. wrzenia są bardzo wyso­kie w porównaniu do innych związków typu H₂E (E - tlenowiec):

temperatury wrzenia i topnienia wodorków tlenowców (^oC):

Woda pod wysokim ciśnieniem i w wysokiej temperaturze ( 220,6 bar i 374 ºC ma zupełnie inne właściwości. Jeżeli zerwany jest układ wiązań wodorowych, wyka­zu­je ona właściwości eterów, rozpuszcza węglowo­dory i tłuszcze. Wykazuje w tych warunkach właściwości korozyjne.

Właściwości chemiczne wody. geometria par elektr.

Wzór Lewisa Kształt cząsteczki atomu centr. AX₂E₂

Zasada Lewisa

H₂(g) + ½O₂(g) = H₂O(l) ΔH_tw^o = -285,8 kJ ^. mol^-1.

Dysocjacja jonowa wody 2H₂O H₃O⁺ + OH^- [H₃O⁺] ^. [OH^-] = 10^-14

Czysta woda - odczyn obojętny (pH = 7) ,

badanie fenoloftaleiną ( bezbarwna 8,3-10 czerwona),

badanie błękitem bromotymolowym (żółty 6,0-7,6 niebieski),

badanie papierkiem uniwersalnym (wg skali)

Rozpuszczalność soli - hydratacja kationu (jako zasada Lewisa) i cza­sa­mi anionu, a szczególnie oksoanionu (wiązania wodorowe).

AlCl₃(s) + xH₂O = [Al(OH₂)₆]³⁺(aq) + 3Cl^-(aq) LK kationu = 6

Reakcje ze związkami metaloorganicznymi i związkami Grignarda

CaC₂ + 2H₂O = C₂H₂ + Ca(OH)₂ (napisać w formie jonowej, jon C₂^2-)

C₄H₉Li + H₂O = C₄H₁₀ + LiOH

Reakcja z metalami np. Mg (dodatek NH₄Cl) lub Al (aktyw. pow.).

Mg(s) + 2H₂O(l) = Mg(OH)₂(s) + H₂(g)

Mg(OH)₂(s)+ 2NH₄Cl(aq) = MgCl₂(aq) + 2NH₃(aq) NH₄Cl oczyszcza

Mg(OH)₂ + 2NH₄Cl = MgCl₂ + 2NH₃ ^. H₂O powierzchnię Mg

Reakcja z węglem i tlenkiem węgla CO (patrz wodór)

C + H₂O = CO + H₂ (1500 K)

CO + H₂O = CO₂ + H₂ (ok. 600 K, kat)

Reakcja z metanem CH₄ (patrz wodór)

CH₄(g) + H₂O(g) = CO(g) + 3H₂(g)

Reakcje z halogenkami niemetali

PCl₅ + 4H₂O → H₃PO₄ + 5HCl

SiCl₄ + 2H₂O → SiO₂ + 4HCl

BCl₃ + 3H₂O → H₃BO₃ + 3HCl

Rodzaje wody występujące w związkach chemicznych.

1. woda konstytucyjna, wydzielająca się przy ogrzewaniu związków, nie jest związana koordynacyjnie z kationem lub anionem, jest związana chemicznie w jonach w ilości stechiometrycznej.
   
   Ca(OH)₂(s) = CaO(s) + H₂O(c) znak ΔH reakcji
   2NaHCO₃(s) = Na₂CO₃(s) + H₂O(c) + CO₂(g)
   KH₂PO₄(s) = KPO₃(s) + H₂O(l]

2. woda krystalizacyjna, jest związana z kationem (wiązanie ko­ordy
   nacyjne lub oddziaływania elektrostatyczne) - tak zwana woda kationowa lub z anionem (wią­za­­nia wodorowe) - woda anionowa. Woda jest związana w ilości stechiometrycznej. Liczba cząsteczek wody przyłączonych do kationu, jeżeli ligandem jest tylko woda. jest to liczba koordynacyjna ka­tio­nu. Za­le­ży od rozmiaru kationu. [Be(OH₂)₄]²⁺, [Mg(OH₂)₆]²⁺, [Al(OH₂)₆]³⁺.
   
   BeCO₃ ^. 4H₂O, BeSO₄ ^. 4H₂O, BeCl₂ ^. 4H₂O
   MgSO₄ ^. 7H₂O, Mg(ClO₄)₂ ^. 6H₂O, MgCl₂ ^. 6H₂O
   Fe(NO₃)₂ ^. 6H₂O, FeCl₃ ^. 6H₂O, Fe(NH₄)₂(SO₄)₂ ^. 6H₂O
   
   Ogrzewanie uwodnionych soli powoduje stopniowe odszczepienie cząsteczek wody.
   
   CaSO₄ ^. 2H₂O → CaSO₄ ^. 0.5 H₂O + 1.5 H₂O
   2CaSO₄ ^. 2H₂O → 2CaSO₄ ^. H₂O + 3 H₂O
   
   CuSO₄ ^. 5H₂O → CuSO₄ ^. H₂O + 4 H₂O
   CuSO₄ ^. H₂O → CuSO₄ + H₂O

NADTLENEK WODORU

Ciecz prawie bezbarwna, mieszająca się z wodą, t. w. = 150,5 °C.

O—O 147.5 pm (gaz)

Otrzymywanie.

Metoda laboratoryjna

BaO₂ + H₂SO₄ → H₂O₂ + BaSO₄ (H₂SO₄ około 30 %)

Wykrywanie.

TiOSO₄ + H₂O₂ + 2H₂O = H₂SO₄ + H₄TiO₅

(kwas nadtlenotytanowy żółty)

H₂Cr₂O₇ + 4H₂O₂ = 5H₂O + 2CrO₅ (CrO₅ niebieski w eterze)

Metody przemysłowe. Metoda chinonowa (I. G. Farbenindustrie)

Właściwości chemiczne.

Nietrwały, lecz bez katalizatorów rozkład przebiega powoli.

H₂O₂(c) H₂O(c) + ½ O₂(g) ΔH^o = -98,2 kJ ^. mol^-1

Katalizatory, Pt, MnO₂, alkalia, kurz. Przechowywanie (stabilizatory). 80% roztwór jest stosowany często jest w procesach technologicznych, np. do produkcji epoksydów, do produkcji innych środków bielących oraz do napędu torped. 30% roztwór zwany jest perhydrolem często stosowany do bielenia. 3% jest to woda utleniona stosowany do dezyn­fekcji.

Właściwości utleniające.

MnSO₄ + 2NaOH = Mn(OH)₂ + Na₂SO₄

Mn(OH)₂ + H₂O₂ = MnO₂ + 2H₂O

2KI + H₂SO₄ + H₂O₂ = K₂SO₄ + 2H₂O + I₂

KOH + Cr(OH)₃ + H₂O₂ = K₂CrO₄ + H₂O (dobierz współczynniki)

Właściwości redukujące.

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O + 5O₂

Ag₂O + H₂O₂ = 2Ag + H₂O + O₂ (Ag₂O rozpuszcza się w NH₃ ^. H₂O)

2K₃[Fe(CN)₆] + H₂O₂ + 2KOH = 2K₄[Fe(CN)₆] + 2H₂O + O₂

ClO^- + H₂O₂ → Cl^- + ¹O₂ + H₂O ¹O₂ → ³O₂ + hν

Tlenki . Wiązanie E=O lub E—O—E, potrójne wiązanie
Jon tlenkowy O^2-. Tlenki kwasowe, zasadowe i amfoteryczne.

N₂O₅ SO₃ NO ClO₂ CO₂

Tlenki kwasowe: N₂O₅, SO₃, ClO₂, SO₂, NO₂, CO₂, CrO₃, Mn₂O₇, SiO₂.

N₂O₅ + H₂O → 2HNO₃ N₂O₅ + K₂O → 2KNO₃

N₂O₅ + 2NaOH → 2NaNO₃ + H₂O

2ClO₂ + 2NaOH → NaClO₃ + NaClO₂

2ClO₂ + Na₂CO₃ → NaClO₃ + NaClO₂ + CO₂

Tak samo zachowuje się NO₂

SiO₂ + 2NaOH → Na₂SiO₃ + H₂O

Tlenki niemetali nie reagujące z wodą kwasowo: NO, CO, N₂O.

Tlenki zasadowe: CaO, K₂O, CrO, Tl₂O, Ag₂O.

CaO + H₂O → Ca(OH)₂

CaO + 2HCl → CaCl₂ + H₂O

CrO + 2HCl → CrCl₂ + H₂O

Tlenki amfoteryczne: SnO, PbO, CuO, Cr₂O₃, Al₂O₃, ZnO, BeO.

ZnO + 2HCl → ZnCl₂ + H₂O
ZnO + H₂O + 2NaOH → Na₂[Zn(OH)₄]

Nadtlenki. Wiązanie E—O—O—E, jon nadtlenkowy O₂^2- (BaO₂).

Kwasy nadtlenowe.

Kwas nadtlenojednosiarkowy

(kwas Karo)

Kwas nadtlenodwusiarkowy

Ponadtlenki. Znane dla Na, K, Rb, Cs, jon ponadtlenkowy O₂^- (KO₂).

O₂^- paramagnetyczny

Podtlenki. Zawierają często wiązanie E—E

N₂O tlenek diazotu S₂O tlenek disiarki
tlenek azotu (I) tlenek siarki (I)

podtlenek azotu

cząsteczka liniowa cząsteczka kątowa

1