Formule kovalentnih veza. Kako hemija proučava vodu? Sastav H2o formule

Molekul vode sastoji se od jednog atoma kiseonika i dva atoma vodika (H 2 O). Struktura molekule vode može se shematski prikazati na sljedeći način:

Molekula vode je takozvana polarna molekula jer njeni pozitivni i negativni naboji nisu ravnomjerno raspoređeni oko centra, već su postavljeni asimetrično, formirajući pozitivne i negativne polove. Slika prikazuje u krajnje pojednostavljenom obliku kako su dva atoma vodika vezana za jedan atom kisika kako bi se formirala molekula vode.

Ugao označen na slici i rastojanje između atoma zavise od agregacionog stanja vode (pretpostavljaju se parametri ravnoteže, jer se dešavaju stalne fluktuacije). Dakle, u stanju pare ugao je 104° 40", O-H udaljenost je 0,096 nm; u ledu je ugao 109° 30", O-H udaljenost je 0,099 nm. Razlika u parametru molekula u parnom (slobodnom) stanju i u ledu uzrokovana je utjecajem susjednih molekula. Pogađaju se i molekuli u tečnoj fazi, u kojima pored uticaja susednih molekula vode postoji jak uticaj rastvorenih jona drugih supstanci.

Istorijat određivanja sastava molekula vode

Od početaka hemije, naučnici su dugo vremena smatrali vodu jednostavnom supstancom, jer se nije mogla razgraditi kao rezultat onih reakcija koje su tada bile poznate. Osim toga, činilo se da je postojanost svojstava vode potvrdila ovu poziciju.

U proleće 1783. Canendish je u svojoj laboratoriji u Kembridžu radio sa novootkrivenim "vitalnim vazduhom" - kako se u to vreme zvao kiseonik, i "zapaljivim vazduhom" (kako se zvao vodonik). Pomiješao je jednu zapreminu "vitalnog zraka" sa dvije zapremine "zapaljivog zraka" i kroz smjesu propuštao električno pražnjenje. Smjesa je rasplamsala i zidovi tikvice su prekriveni kapljicama tekućine. Ispitujući tečnost, naučnik je došao do zaključka da se radi o čistoj vodi. Ranije je sličan fenomen opisao francuski hemičar Pierre Macker: uveo je porculanski tanjir u plamen "zapaljivog zraka", na kojem su se formirale kapljice tekućine. Zamislite Mackerovo iznenađenje kada je pregledao nastalu tečnost i otkrio da je to voda. Ispostavilo se da je to neka vrsta paradoksa: voda koja gasi vatru sama se formira tokom sagorevanja. Kako sada razumijemo, voda je sintetizirana iz kisika i vodonika:

H 2 + O 2 → 2H 2 O + 136,74 kcal.

U normalnim uvjetima ova reakcija se ne događa, a da bi vodik postao aktivan, potrebno je povećati temperaturu smjese, na primjer, pomoću električne iskre, kao u Cavendishovim eksperimentima. Henry Cavendish je imao dovoljno podataka da utvrdi omjer kisika i vodonika u vodi. Ali nije. Možda ga je sputavalo duboko vjerovanje u teoriju flogistona, u okviru koje je pokušavao protumačiti svoje eksperimente.

Vijest o Cavendishovim eksperimentima stigla je u Pariz u junu te godine. Lavoisier je odmah ponovio ove eksperimente, zatim izveo čitav niz sličnih eksperimenata i nekoliko mjeseci kasnije, 12. novembra 1783. godine, na dan svetog Martina, izvijestio je o rezultatima istraživanja na tradicionalnom sastanku Francuske akademije nauka. Naslov njegovog izvještaja je znatiželjan, tipičan za čitavo to jednostavno, pedantno doba velikih otkrića u prirodnim znanostima: „O prirodi vode i eksperimentima koji očigledno potvrđuju da ova supstanca nije, strogo govoreći, element, već da se može razgraditi i ponovo formiran.” Izvještaj je naišao na žestoke prigovore - Lavoisierovi podaci jasno su bili u suprotnosti s teorijom flogistona, cijenjenom i popularnom u to vrijeme. Tačno je zaključio da voda nastaje spajanjem „zapaljivog gasa“ sa kiseonikom i da sadrži (po masi) 15% prvog i 85% drugog (savremeni podaci - 11,19% i 88,81%).

Dvije godine kasnije, Lavoisier se vratio eksperimentima s vodom. Akademija nauka postavila je Lavoisieru praktičan zadatak - pronaći jeftin način za proizvodnju vodonika kao najlakšeg plina za potrebe aeronautike u nastajanju. Lavoisier je za posao angažovao vojnog inženjera, matematičara i hemičara Jeana Meuniera. Odabrali su vodu kao polazni materijal - teško da je bilo moguće pronaći jeftiniju sirovinu. Znajući da je voda kombinacija vodika i kiseonika, pokušali su da pronađu način da joj oduzmu kiseonik. Za tu svrhu bila su pogodna različita redukciona sredstva, ali najpristupačnije je bilo metalno željezo. Iz retorte-kotla, vodena para je ulazila u usijanu cev pištolja sa gvozdenim opiljcima na mangalu. Na vrućoj temperaturi (800 °C), željezo reagira s vodenom parom i oslobađa se vodik:

3Fe + 4H 2 O → Fe 3 O 4 + 4H 2

Vodik koji je nastao u ovom slučaju je sakupljen, a neizreagirana vodena para je kondenzirana u hladnjaku i odvojena od vodonika kao kondenzata. Na svakih 100 zrna vode dobijeno je 15 zrna vodonika i 85 zrna kiseonika (1 zrno = 62,2 mg). Ovaj rad je imao i važan teorijski značaj. Ona je potvrdila ranije zaključke (iz iskustva sagorevanja vodonika u kiseoniku ispod zvona) da voda sadrži 15% vodonika i 85% kiseonika (savremeni podaci - 11,19% i 88,81%).

Na osnovu činjenice da je "zapaljivi vazduh" uključen u formiranje vode, francuski hemičar Guiton de Morveau je 1787. godine predložio da se nazove hidrogen (od reči hidro-voda i gennao-generisati). Ruska riječ "vodonik", tj. "rađanje vode" je tačan prijevod latinskog imena.

Joseph Louis Gay-Lussac i Alexander Humboldt, izvodeći zajedničke eksperimente 1805. godine, prvi su ustanovili da su za formiranje vode potrebne dvije zapremine vodonika i jedna zapremina kiseonika. Slična razmišljanja izneo je i italijanski naučnik Amedeo Avogadro. Godine 1842. Jean Baptiste Dumas je utvrdio težinski omjer vodonika i kisika u vodi kao 2:16.

Međutim, zbog činjenice da je u prvoj polovini 19. veka bilo dosta zabune sa atomskim masama elemenata i ova se situacija dodatno zakomplikovala uvođenjem koncepta „ekvivalentne težine“, dugo vremena formula vode je napisana u raznim verzijama: ponekad kao HO, ponekad kao H 2 O, pa čak i H 2 O 2. O ovome je pisao D.I. Mendeljejev: „Pedesetih godina jedni su uzimali O=8, drugi O=16, ako je H=1. Voda za prvu je bila HO, vodonik peroksid HO 2, za drugu, kao i sada, voda H 2 O, vodonik peroksid H 2 O 2 ili HO. Vladala je konfuzija i zbrka..."

Nakon Međunarodnog kongresa hemičara u Karlsruheu, održanog 1860. godine, bilo je moguće razjasniti neka pitanja koja su imala značajnu ulogu u daljem razvoju atomsko-molekularne teorije, a samim tim i u ispravnom tumačenju atomskog sastava vode. Uspostavljena je jedinstvena hemijska simbolika.

Eksperimentalne studije sprovedene u 19. veku korišćenjem gravimetrijskih i volumetrijskih metoda konačno su pokazale da se voda kao hemijsko jedinjenje može izraziti formulom H 2 O.

Kao što je već poznato, molekula vode je prilično "jednostrana" - oba atoma vodika su susjedna kisiku s jedne strane. Zanimljivo je da je ovo izuzetno važno svojstvo molekule vode čisto spekulativno ustanovio davno prije ere spektroskopskih istraživanja engleski profesor D. Bernal. Polazio je od činjenice da voda ima vrlo jak električni moment (to se znalo u to vrijeme, 1932. godine). Najlakši način je, naravno, „konstruisati“ molekul vode tako što će sve njene atome rasporediti u pravu liniju, tj. H-O-H. „Međutim“, piše Bernal, „molekula vode se ne može konstruisati na ovaj način, jer bi s takvom strukturom molekula koja sadrži dva pozitivna atoma vodika i negativni atom kisika bila električno neutralna i ne bi imala određenu usmjerenost... električni moment može biti samo ako su oba atoma vodika susjedna kisiku na istoj strani."

Voda (vodikov oksid) je binarno neorgansko jedinjenje sa hemijskom formulom H 2 O. Molekul vode se sastoji od dva atoma vodika i jednog atoma kiseonika, koji su povezani kovalentnom vezom.

Vodikov peroksid.

Fizička i hemijska svojstva

Fizička i hemijska svojstva vode određena su hemijskom, elektronskom i prostornom strukturom molekula H 2 O.

Atomi H i O u molekulu H 2 0 su u svojim stabilnim oksidacionim stanjima, +1 i -2, respektivno; stoga voda ne pokazuje izražena oksidirajuća ili redukcijska svojstva. Napomena: u metalnim hidridima vodonik je u -1 oksidacionom stanju.

Molekul H 2 O ima ugaonu strukturu. H-O veze su vrlo polarne. Postoji višak negativnog naboja na O atomu, a višak pozitivnih naboja na H atomima. Generalno, molekula H 2 O je polarna, tj. dipol. Ovo objašnjava činjenicu da je voda dobar rastvarač za jonske i polarne supstance.

Prisustvo viška naboja na H i O atomima, kao i usamljenih elektronskih parova na O atomima, uzrokuje stvaranje vodikovih veza između molekula vode, uslijed čega se oni spajaju u asociate. Postojanje ovih saradnika objašnjava anomalno visoke vrijednosti m.p. itd. kip. vode.

Uz stvaranje vodikovih veza, rezultat međusobnog utjecaja molekula H 2 O jednih na druge je njihova samojonizacija:
U jednoj molekuli dolazi do heterolitičkog cijepanja polarne O-H veze, a oslobođeni proton se veže za atom kisika drugog molekula. Rezultirajući hidronijev ion H 3 O + je u suštini hidratizirani vodikov ion H + H 2 O, tako da je jednadžba samojonizacije za vodu pojednostavljena na sljedeći način:

H 2 O ↔ H + + OH -

Konstanta disocijacije vode je izuzetno mala:

To ukazuje da se voda vrlo malo disocira na ione, pa je stoga koncentracija nedisociranih H 2 O molekula gotovo konstantna:

U čistoj vodi [H + ] = [OH - ] = 10 -7 mol/l. To znači da je voda vrlo slab amfoterni elektrolit, koji ne pokazuje ni kisela ni bazna svojstva u primjetnoj mjeri.
Međutim, voda ima snažan ionizirajući učinak na elektrolite otopljene u njoj. Pod utjecajem vodenih dipola, polarne kovalentne veze u molekulima otopljenih tvari prelaze u ionske, ioni se hidratiziraju, veze između njih slabe, što rezultira elektrolitičkom disocijacijom. Na primjer:
HCl + H 2 O - H 3 O + + Cl -

(jaki elektrolit)

(ili bez uzimanja u obzir hidratacije: HCl → H + + Cl -)

CH 3 COOH + H 2 O ↔ CH 3 COO - + H + (slab elektrolit)

(ili CH 3 COOH ↔ CH 3 COO - + H +)

Prema Brønsted-Lowry teoriji kiselina i baza, u ovim procesima voda pokazuje svojstva baze (akceptora protona). Prema istoj teoriji, voda djeluje kao kiselina (donator protona) u reakcijama, na primjer, s amonijakom i aminima:

NH 3 + H 2 O ↔ NH 4 + + OH -

CH 3 NH 2 + H 2 O ↔ CH 3 NH 3 + + OH -

Redox reakcije koje uključuju vodu

I. Reakcije u kojima voda ima ulogu oksidatora

Ove reakcije su moguće samo s jakim redukcijskim agensima koji su sposobni reducirati vodikove ione sadržane u molekulima vode u slobodni vodik.

1) Interakcija sa metalima

a) U normalnim uslovima, H 2 O stupa u interakciju samo sa prazninom. i zemnoalkalno. metali:

2Na + 2H + 2 O = 2NaOH + H 0 2

Ca + 2H + 2 O = Ca(OH) 2 + H 0 2

b) Na visokim temperaturama H 2 O reaguje sa nekim drugim metalima, na primer:

Mg + 2H + 2 O = Mg(OH) 2 + H 0 2

3Fe + 4H + 2 O = Fe 2 O 4 + 4H 0 2

c) Al i Zn istiskuju H2 iz vode u prisustvu alkalija:

2Al + 6H + 2 O + 2NaOH = 2Na + 3H 0 2

2) Interakcija sa nemetalima koji imaju nizak EO (reakcije se dešavaju u teškim uslovima)

C + H + 2 O = CO + H 0 2 (“vodeni plin”)

2P + 6H + 2 O = 2HPO 3 + 5H 0 2

U prisustvu alkalija, silicijum istiskuje vodonik iz vode:

Si + H + 2 O + 2NaOH = Na 2 SiO 3 + 2H 0 2

3) Interakcija sa metalnim hidridima

NaH + H + 2 O = NaOH + H 0 2

CaH 2 + 2H + 2 O = Ca(OH) 2 + 2H 0 2

4) Interakcija sa ugljen monoksidom i metanom

CO + H + 2 O = CO 2 + H 0 2

2CH 4 + O 2 + 2H + 2 O = 2CO 2 + 6H 0 2

Reakcije se industrijski koriste za proizvodnju vodika.

II. Reakcije u kojima voda igra ulogu redukcionog sredstva

Ove reakcije su moguće samo s vrlo jakim oksidantima koji su sposobni oksidirati kisik CO CO -2, koji je dio vode, u slobodni kisik O 2 ili u peroksidne anione 2-. U izuzetnom slučaju (u reakciji sa F 2) kisik nastaje sa c o. +2.

1) Interakcija sa fluorom

2F 2 + 2H 2 O -2 = O 0 2 + 4HF

2F 2 + H 2 O -2 = O +2 F 2 + 2HF

2) Interakcija sa atomskim kiseonikom

H 2 O -2 + O = H 2 O - 2

3) Interakcija sa hlorom

Pri visokom T dolazi do reverzibilne reakcije

2Cl 2 + 2H 2 O -2 = O 0 2 + 4HCl

III. Reakcije intramolekularne oksidacije - redukcija vode.

Pod uticajem električne struje ili visoke temperature voda se može razgraditi na vodik i kiseonik:

2H + 2 O -2 = 2H 0 2 + O 0 2

Termička razgradnja je reverzibilan proces; Stepen termičke razgradnje vode je nizak.

Reakcije hidratacije

I. Hidratacija jona. Joni koji nastaju prilikom disocijacije elektrolita u vodenim otopinama vezuju određeni broj molekula vode i postoje u obliku hidratiziranih jona. Neki ioni formiraju tako jake veze sa molekulima vode da njihovi hidrati mogu postojati ne samo u rastvoru, već iu čvrstom stanju. Ovo objašnjava nastanak kristalnih hidrata kao što su CuSO4 5H 2 O, FeSO 4 7H 2 O itd., kao i akva kompleksa: CI 3, Br 4 itd.

II. Hidratacija oksida

III. Hidratacija organskih jedinjenja koja sadrže višestruke veze

Reakcije hidrolize

I. Hidroliza soli

Reverzibilna hidroliza:

a) katjonom soli

Fe 3+ + H 2 O = FeOH 2+ + H +; (kisela sredina. pH

b) prema anjonu soli

CO 3 2- + H 2 O = HCO 3 - + OH -; (alkalna sredina. pH > 7)

c) katjonom i anjonom soli

NH 4 + + CH 3 COO - + H 2 O = NH 4 OH + CH 3 COOH (blizu neutralnog okruženja)

Nepovratna hidroliza:

Al 2 S 3 + 6H 2 O = 2Al(OH) 3 ↓ + 3H 2 S

II. Hidroliza metalnih karbida

Al 4 C 3 + 12H 2 O = 4Al(OH) 3 ↓ + 3CH 4 netan

CaC 2 + 2H 2 O = Ca(OH) 2 + C 2 H 2 acetilen

III. Hidroliza silicida, nitrida, fosfida

Mg 2 Si + 4H 2 O = 2Mg(OH) 2 ↓ + SiH 4 silan

Ca 3 N 2 + 6H 2 O = ZCa(OH) 2 + 2NH 3 amonijak

Cu 3 P 2 + 6H 2 O = 3Su(OH) 2 + 2RN 3 fosfin

IV. Hidroliza halogena

Cl 2 + H 2 O = HCl + HClO

Br 2 + H 2 O = HBr + HBrO

V. Hidroliza organskih jedinjenja

Klase organskih supstanci	Proizvodi hidrolize (organski)
Haloalkani (alkil halogenidi)
Aril halogenidi
Dihaloalkani	Aldehidi ili ketoni
Metalni alkoholati
Halogenidi karboksilne kiseline	Karboksilne kiseline
Anhidridi karboksilne kiseline	Karboksilne kiseline
Kompleksni eteri karboksilnih kiselina	Karboksilne kiseline i alkoholi
	Glicerol i više karboksilne kiseline
Di- i polisaharidi	Monosaharidi
Peptidi i proteini	α-aminokiseline
Nukleinske kiseline

Razmišljanja (ne edukativni materijal!!!) na temu

svojstva molekula vode

Najčešća supstanca na našoj planeti. Bez nje ne bi bilo života. Sve žive strukture, osim virusa, uglavnom se sastoje od vode. Na njenom primjeru djeci u školi objašnjavaju strukturu molekula i hemijske formule. Svojstva karakteristična samo za vodu koriste se u živoj prirodi, kao iu ljudskom gospodarskom životu.

Ova supstanca nam je poznata od djetinjstva i nikada nije postavljala pitanja. Pa, voda, pa šta? A u tako naizgled jednostavnoj tvari kriju se mnoge misterije.

Voda je glavni prirodni rastvarač. Sve reakcije u živim organizmima na ovaj ili onaj način odvijaju se u vodenoj sredini; tvari reagiraju u otopljenom stanju.

Voda ima odličan toplotni kapacitet, ali prilično nisku toplotnu provodljivost. To omogućava da se voda koristi kao prijenos topline. Mehanizam hlađenja mnogih organizama zasniva se na ovom principu. A u nuklearnoj energiji voda se, zahvaljujući ovom svojstvu, koristi kao rashladno sredstvo.

Ne samo da se reakcije odvijaju u vodi, već i sama ulazi u reakcije. Hidratacija, fotoliza itd.

Ovo su samo neka od svojstava; nijedna supstanca se ne može pohvaliti takvim skupom svojstava. Zaista je ova supstanca jedinstvena.

Pa, sada bliže temi.

Uvek, svuda, čak i na školskim časovima hemije, to se jednostavno zove „voda“.

I evo šta hemijski naziv i svojstva molekula vode?

Na internetu i obrazovnoj literaturi možete pronaći sljedeće nazive: vodonik oksid, vodonik hidroksid, hidroksilna kiselina. Ovo su najčešće.

Dakle, kojoj klasi neorganskih supstanci pripada voda?

Hajde da pogledamo ovo pitanje.

Ispod je dijagram:

Ova verzija je vjerodostojnija: hidroksilna grupa jasno nagovještava nešto slično. Ali koji hidroksid? Pogledajmo ponovo svojstva hidroksida:

Svojstva bazičnih hidroksida (baza):

Za rastvorljive baze (alkalije):

Rastvorljive baze (alkalije) karakteriziraju reakcije ionske izmjene.

Interakcija rastvorljivih baza (alkalija) sa kiselim bazama.

Interakcija sa amfoternim hidroksidima.

Nerastvorljive baze se raspadaju kada se zagreju.

Molekul vode ne pokazuje nikakva svojstva, osim što će se pri jakom zagrijavanju razgraditi, ali to je slučaj sa svim supstancama - postoji određeni temperaturni prag iznad kojeg veze više ne mogu postojati i razaraju se.

Postoji i argument "protiv" amfoternih i bazičnih hidroksida - bazične i amfoterne hidrokside formiraju samo metali.

Sada dolazimo do najzanimljivijeg dijela. Ispostavilo se da voda jeste

kiseli hidroksid, to je oksigenisana kiselina.

Pogledajmo nekretnine.

Kiseli hidroksidi karakteriziraju:

Reakcije sa metalima.

Reakcije sa bazičnim i amfoternim oksidima.

Reakcije sa bazama i amfoternim hidroksidima.

Reakcije sa solima.

Za jake kiseline postoje i reakcije jonske izmjene.

Izmjenjivanje slabijih i hlapljivih kiselina iz soli.

Gotovo sva ova svojstva su karakteristična za molekul vode.

Pogledajmo to detaljno.

• Reakcije sa metalima. Nisu svi metali sposobni da reaguju sa vodom. Voda kao kiselina je vrlo slaba, ali ipak pokazuje ovo svojstvo:

HOH + Na → NaOH + H 2 - vodonik je istisnut iz vode - voda se ponaša kao većina kiselina.

• Reakcije sa bazičnim i amfoternim oksidima. Ne reaguje sa amfoternim oksidima, jer su kisela svojstva slaba, ali reaguje sa bazičnim oksidima (ne sa svima, međutim, to se objašnjava slabim kiselim svojstvima):

HOH + Na 2 O → 2NaOH

• Reakcije sa bazama i amfoternim hidroksidima. Ovdje se voda ne može pohvaliti takvim reakcijama - zbog svoje slabosti kao kiseline.
• Reakcije sa solima. Neke soli prolaze kroz hidrolizu - iste reakcije s vodom.

Ova reakcija također ilustruje posljednju osobinu - istiskivanje kiseline; ispostavlja se da voda istiskuje sumporovodik.

Iz definicije: “ kiselina je složena tvar koja se sastoji od vodika i kiselog ostatka, koji se disocira na H+ kation i kiseli ostatak«.

Sve odgovara. I ispostavilo se da je tako kiseli ostatak je hidroksilna grupa OH.

I, kao što sam ranije rekao, voda formira soli, ispostavilo se da su vodeno-kiseline soli bazični i amfoterni hidroksidi: metal u kombinaciji sa kiselim ostatkom (OH).

I sheme reakcija:

kiselina + metal → sol + vodonik (općenito)

HOH + Na → NaOH + H2

kiselina + bazični oksid → slana voda

HOH + Na 2 O → 2NaOH (nastaje sol, ali ne nastaje voda, i zašto bi odjednom nastala kao rezultat reakcije s vodom?)

sol + kiselina → druga kiselina + druga sol

Al 2 S 3 + HOH → Al(OH) 3 ↓ + H 2 S

Dakle, došli smo do zaključka da su amfoterni i bazični hidroksidi soli vode - kiseline.

Kako onda da ih nazovemo?

Izraz "hidroksid" također se odnosi na kiseline koje sadrže kisik. Prema pravilima ispada:

naziv jona + at = Hydrox + at.

Vodene soli su hidroksati.

Voda je toliko slaba kiselina da pokazuje neka amfoterna svojstva, kao što su reakcije sa kiselim oksidima.

A voda ima neutralno okruženje, a ne kiselo, kao u svim kiselinama - ovo je izuzetak od pravila.

Ali na kraju, kao što je rekao divni ruski organski hemičar: „Nema neostvarivih reakcija, a ako se reakcija ne dogodi, onda katalizator još nije pronađen.

Rezimiraj.

Hajde da formulišemo glavne odredbe teorija "Voda - kiselina":

Svojstva molekula vode su svojstva slabe (vrlo slabe) kiseline.

Voda je toliko slaba da pokazuje amfoterna svojstva i neutralno reagira na okoliš.

Voda, kao kiselina, formira soli - hidroksate.

Hidroksati uključuju amfoterne i bazične hidrokside.

Formula vode: HOH.

Tačni nazivi za vodu: vodonik hidroksid, hidroksilna kiselina.

Formule za kovalentne veze se fundamentalno razlikuju od formula za ionske veze. Činjenica je da se kovalentna jedinjenja mogu formirati na različite načine, tako da se različita jedinjenja mogu pojaviti kao rezultat reakcije.

1. Empirijska formula

Empirijska formula specificira elemente koji čine molekulu u njihovim najmanjim omjerima cijelih brojeva.

Na primjer, C 2 H 6 O - spoj sadrži dva atoma ugljika, šest atoma vodika i jedan atom kisika.

2. Molekularna formula

Molekularna formula pokazuje od kojih se atoma sastoji spoj i u kojim količinama su ti atomi prisutni u njemu.

Na primjer, za jedinjenje C 2 H 6 O, molekulske formule mogu biti: C 4 H 12 O 2; C6H18O3...

Za potpuno opisivanje kovalentnog spoja, molekularna formula nije dovoljna:

Kao što vidite, oba spoja imaju istu molekularnu formulu - C 2 H 6 O, ali su potpuno različite tvari:

• dimetil etar se koristi u rashladnim uređajima;
• etil alkohol je osnova alkoholnih pića.

3. Strukturna formula

Strukturna formula služi za precizno određivanje kovalentnog jedinjenja, jer pored elemenata u jedinjenju i broja atoma pokazuje i dijagram povezivanja veze.

Koristi se strukturna formula formula elektronske tačke I Lewisova formula.

4. Strukturna formula za vodu (H 2 O)

Razmotrimo postupak za konstruiranje strukturne formule na primjeru molekule vode.

I Izgradnja veznog okvira

Atomi jedinjenja su raspoređeni oko centralnog atoma. Centralni atomi su obično: ugljenik, silicijum, azot, fosfor, kiseonik, sumpor.

II Nađi zbir valentnih elektrona svih atoma jedinjenja

Za vodu: H 2 O = (2 1 + 6) = 8

Atom vodonika ima jedan valentni elektron, a atom kiseonika 6. Pošto u spoju postoje dva atoma vodika, ukupan broj valentnih elektrona u molekulu vode će biti 8.

III Odrediti broj kovalentnih veza u molekulu vode

Određeno formulom: S = N - A, Gdje

S- broj elektrona koji se dijele u molekulu;

N- zbir valentnih elektrona koji odgovara završenom vanjskom energetskom nivou atoma u spoju:

N=2- za atom vodonika;

N=8- za atome drugih elemenata

A- zbir valentnih elektrona svih atoma u spoju.

N = 2 2 + 8 = 12

A = 2 1 +6 = 8

S = 12 - 8 = 4

U molekulu vode postoje 4 zajednička elektrona.Pošto se kovalentna veza sastoji od para elektrona, dobijamo dvije kovalentne veze.

IV Distribucija zajedničkih elektrona

Mora postojati barem jedna veza između centralnog atoma i atoma koji ga okružuju. Za molekulu vode postojat će dvije takve veze za svaki atom vodika:

V Rasporedite preostale elektrone

Od osam valentnih elektrona, četiri su već raspoređena. Gdje "staviti" preostala četiri elektrona?

Svaki atom u spoju mora imati cijeli oktet elektrona. Za vodonik to su dva elektrona; za kiseonik - 8.

Zajednički elektroni se nazivaju povezivanje.

Formula elektronske tačke i Lewisova formula jasno opisuju strukturu kovalentne veze, ali su glomazne i zauzimaju mnogo prostora. Ovi nedostaci se mogu izbjeći upotrebom kondenzovana strukturna formula, što ukazuje samo na redosled veza.

Primjer sažete strukturne formule:

• dimetil etar - CH 3 OCH 3
• etil alkohol - C 2 H 5 OH

Ostali nazivi: vodonik oksid, dihidrogen monoksid.

Voda je neorgansko jedinjenje sa hemijskom formulom H2O.

Fizička svojstva

Hemijska svojstva i metode pripreme

Voda najviše čistoće

Destilirana voda koja se koristi u laboratorijama obično još uvijek sadrži primjetne količine otopljenog ugljičnog dioksida, kao i tragove amonijaka, organskih baza i drugih organskih tvari. Dobijanje vrlo čiste vode odvija se u nekoliko faza. Prvo se u vodu doda 3 g NaOH (analitičke čistoće) i 0,5 g KMnO 4 na svaki 1 litar i destilacija se vrši u opremi tankog presjeka od Duran 50 ili Solidex stakla, a sakuplja se samo srednja frakcija. Na taj način se uklanja otopljeni ugljični dioksid, a organska tvar oksidira. Uklanjanje amonijaka se postiže izvođenjem druge i treće destilacije uz dodatak 3 g KHSO 4 ili 5 ml 20% H 3 PO 4, pri čemu se ovi reagensi prethodno zagrijavaju sa malom količinom KMnO 4. Kako bi se spriječilo da dodani elektrolit „ispuzi“ u kondenzat, prilikom treće destilacije stvara se „suhi dio“ za koji se dio cijevi između mlaznice na tikvici i hladnjaka zagrijava na 150 °C. Posljednja destilacija, koja služi za uklanjanje tragova elektrolita, izvodi se iz kvarcne tikvice s kvarcnim kondenzatorom. Gornja cijev frižidera, savijena pod pravim uglom, ubacuje se bez ikakvog zaptivnog materijala direktno u suženje tikvice (slika 1). Kako biste izbjegli prskanje vode, preporučljivo je postaviti eliminator prskanja na put pare. Kao prijemnici služe tikvice od kvarca, platine, stakla kao što su Duran 50 ili Solidex, koje su prethodno tretirane vodenom parom. Ovako dobijena voda je „čista pH vrednost“ (tj. sa pH vrednošću od 7,00).

Rice. 1. Metode za pričvršćivanje tikvice na frižider prilikom destilacije vode visoke čistoće.

a - jednostavno (jeftino) izvođenje;
b - sa hvatačem prskanja.Čistoća vode se utvrđuje mjerenjem njene električne provodljivosti, koja odmah nakon destilacije vode treba biti manja od 10 -6 Ohm -1 cm -1. Sadržaj ugljičnog dioksida u vodi se ispituje korištenjem baritne vode, a sadržaj amonijaka pomoću Nesslerovog reagensa. Vrlo čista voda se čuva u kvarcnim ili platinastim posudama. U tu svrhu možete koristiti i Duran 50 ili Solidex staklene tikvice, koje su dugo tretirane parom i namijenjene isključivo za tu svrhu. Najbolje je takve posude zatvoriti uglačanim čepovima.

Voda namijenjena za mjerenje električne provodljivosti

Metoda 1. Priprema destilacijom. Najveći stepen čistoće vode potreban za merenje električne provodljivosti dobija se posebno pažljivom destilacijom prethodno veoma dobro pročišćene vode. Potonji bi trebao imati električnu provodljivost na 25°C ( χ ), jednako 1·10 -6 -2·10 -6 Ohm -1 cm -1 . Dobija se gore navedenom metodom ili dvostrukom destilacijom: a) mješavinom kalijevog permanganata i sumporne kiseline i b) sa barijevim hidroksidom. Za destilaciju koristite Duran 50 ili Solidex staklenu tikvicu na koju je pričvršćen bakarni ili kvarcni hladnjak.

Rice. 2. Dizajn uređaja za destilaciju vode za mjerenje električne provodljivosti.

1 - namotaj za grijanje (60 Ohm); 2 - plašt za grijanje (130 Ohm); 3 - adapter na tankim profilima.

Svi dijelovi uređaja za jednostepenu destilaciju po metodi Kortyum (slika 2) izrađeni su od stakla tipa Duran 50 ili Solidex, izuzev kratkog kvarcnog hladnjaka koji je pričvršćen na uređaj za destilaciju na normalnom tlu. Savijeni dio koji vodi do hladnjaka zagrijava se pomoću grijaćeg elementa (60 Ohm) na temperaturu veću od 100°C, kako bi se izbjeglo uvlačenje tekuće vode u hladnjak. Refluksni kondenzator visine 60 cm koji se nalazi ispod je opremljen Widmer spiralom. Frižider je povezan sa rezervnom bocom pomoću adapterskih spojeva. Da bi destilat dugo zadržao nisku električnu provodljivost, prijelazni dijelovi i rezervna boca moraju se prvo nekoliko dana tretirati vrućom razrijeđenom kiselinom. Voda visoke čistoće ( χ =(1-2)·10 -6 Ohm -1 ·cm -1) se destiluje propuštanjem sporog toka komprimovanog vazduha iz čeličnog cilindra kroz uređaj brzinom od približno 1 mehurića u sekundi. Vazduh se prethodno pročišćava propuštanjem kroz sedam boca za pranje, od kojih je jedna napunjena koncentrovanom sumpornom kiselinom, tri sadrže 50% rastvor kalijum hidroksida i tri sadrže „vodu za merenje električne provodljivosti“ (zadnje tri boce za pranje moraju biti opremljen poroznim staklenim pločama). Dobivena voda se uzima iz rezervne boce istiskivanjem sa prečišćenim, kao što je gore navedeno, komprimovanim vazduhom. Voda u tikvici se zagrijava pomoću grijaćeg omotača od 300 W. Tikvica se lako može napuniti vodom ili isprazniti pomoću vertikalne cijevi smještene u sredini. Najlakši način za punjenje boce je da zaustavite protok zraka i isključite grijač.

Posuda je spojena na trosmjerni ventil na kraju hladnjaka, u kojem se mjeri električna provodljivost destilovane vode dok se ne postigne željena vrijednost. χ . Nakon toga, preklapanjem slavine voda se usmjerava u rezervni rezervoar.

Na taj način se za 1 sat može dobiti 100 ml vode, za šta je na 25 °C χ = 2·10 -7 Ohm -1 cm -1 . Ako se destilacija izvodi vrlo sporo, tada električna provodljivost rezultirajuće vode može dostići vrijednost χ = ​​10 -8 Ohm -1 cm -1.

Metoda 2. Priprema jonskom izmjenom. U velikim količinama, „voda za mjerenje električne provodljivosti“ (x od 7 10 -8 do 1,5 10 -7 Ohm -1 cm -1 može se dobiti jonskom izmjenom u opremi koja je šematski prikazana na slici 3.).

Rice. 3. Projektovanje instalacije za: dobijanje vode visoke čistoće jonskom izmjenom.

1 - kolona za jonsku izmjenu;
2 - porozni stakleni filter;
3 - ćelija za mjerenje električne provodljivosti;
4 - zbirka;
6 - cijev za apsorpciju ugljičnog dioksida. Stub od Pyrex stakla (dužine 75 cm i prečnika 7,5 cm) sa poroznom staklenom pločom na dnu ispunjen je mješavinom (750 g) koja se sastoji od jednog dijela Amberlite IR 120 (16-50 mesh) i dva dijela Amberlite IRA 400 (20-50 mesh). Smola u koloni je prekrivena perforiranim polietilenskim krugom koji pluta u rastvoru i služi da spreči mešanje smole sa protokom vode. Kroz kolonu se propušta obična destilovana voda. Čim električna provodljivost vode, mjerena u ćeliji 3, dostigne dovoljno nisku vrijednost, posuda 4 se prvo ispere, a zatim napuni njome. 5 umetnut u kolonu i u prijemnik, napunjen granuliranim "karbosorbom" sa indikatorom.

Predtretman smole i regeneracija sumpora izvode se na sljedeći način. Kationski izmjenjivač IR 120 se ispere nekoliko puta destilovanom vodom, uklanjajući male čestice dekantacijom. Zatim se na poroznom staklenom filteru smola dva puta naizmjenično tretira sa 1 N. NaOH i 2 N. HCl, ispiranje nakon svakog tretmana destilovanom vodom do neutralne. IRA 400 anionski izmjenjivač se također prvo ispere destilovanom vodom. Nakon dekantiranja, smola na poroznom staklenom filteru se tretira sa 2 N. NaOH, koji ne sadrži karbonate (voda za pripremu otopine oslobađa se od ugljičnog dioksida destilacijom). Tretman se provodi sve dok se koncentracija jona klora u eluatu ne smanji na minimum. Nakon toga, smola se ispire destilovanom vodom dok se ne postigne neutralna reakcija u vodama za pranje.

Prije regeneracije smole, smjesa se odvaja. Smola se dodaje u čašu, suspenduje u etanolu i dodaje se hloroform, pri čemu se anjonski izmenjivač sakuplja u gornjem sloju. Smjesa se dijeli na sastavne dijelove i posebno se regeneriše.

Propuštanjem obične destilovane vode kroz opremu moguće je dobiti, bez regeneracije, brzinom od 1 l/min, 7000 l „vode za merenje električne provodljivosti“ sa x = 5,52·10 -8 Ohm -1 cm - 1 na 25 °C.

Spisak korišćene literature

1. Volkov, A.I., Zharsky, I.M. Veliki hemijski priručnik / A.I. Volkov, I.M. Zharsky. - Mn.: Moderna škola, 2005. - 608 s ISBN 985-6751-04-7.
2. M. Bowdler, G. Brouwer, F. Huber, V. Kvasnik, P.V. Schenk, M. Schmeisser, R. Steudel. Vodič za neorgansku sintezu: U 6 tomova. T.1. Per. With. njemački/Ed. G. Brouwer. - M.: Mir, 1985. - 320 str., ilustr. [Sa. 152-156]