Vandens molekulių sandara ir savybės

Vandens molekulių sandara ir savybės

Vandenį pažįstame įvairiausių pavidalų: jis telkšo, teka, trykšta ir laša; storiau¬si ledo sluoksniai yra užkloję Žemės ašigalius, netoli jų plaukioja didžiuliai ledkal¬niai, boluoja ledu apsidengusios kalnų viršūnės, upes ir ežerus kausto ledas; ga¬ruoja įšilusi žemė, iš karštųjų versmių veržiasi garai, tvyro rūkai, dangumi plaukia debesys.
Vanduo nepaprasta medžiaga. Gamtoje jo randama visų trijų agregatinių būse¬nų – skysto, kieto ir dujinio (2.1 pav.).
Lentelėje palyginkite vandens, metano, azoto ir kitų dujų molekulinę masę, ly¬dymosi ir virimo temperatūrą.

Pavadinimas Formulė Masė (a.m.v.) Lydymosi temperatūra, °C Virimo temperatūra, °CC
Metanas
Amoniakas
Vanduo
Neonas
Azotas
Deguonis
Vandenilio sulfidas CH4
NH3
H2O
Ne
N2
O2
H2S 16
17
18
20
28
32
34 -183
-77,7
0
-249
-209,8
-218,7
-85,5 -164
-33,3
100
-246
-195,8
-182,9
-60,7

2.1 pav.

Matote, jog vandens molekulės masė yra mažesnė už daugelio dujų masę. Kodėl vanduo normaliomis sąlygomis yra skystis, o ne dujos, atsakysite panagrinėję vandens mo¬lekulės sandarą.
Vandens molekulėje vandenilio atomai susijungę su de¬guonies atomais kovalentiniu poliniu ryšiu.
Atkreipkite dėmesį, kad deguonies atomas turi dar dvi elektronų poras, neturinčias ryšio su vandenilio atomais (2.2 pav.).
Molekulė stipriai polinė, supaprastintai ji vaizduojama taip:

Vandenilinis ryšys

Kai suartėja vandens molekulių priešingo ženklo poliai, tarp molekulių atsiranda traukos jėgos – vandenilinis ryšys, kurį sutarta žymėti punktyru arba taškais (2.3 pav.).
Panagrinėkite, kodėl attsiranda šis ryšys. Deguonies ato¬mas yra elektriškai neigiamesnis negu vandenilio, todėl vandens molekulėje deguonis pritraukia prie savęs O ← H ryšio elektronus. Elektronų debesis, supantis vandenilio atomo branduolį (protoną), gerokai praretėja. Šis pusnuo¬gis protonas ir sudaro papildomą ryšį su kitos vandens mo

o¬lekulės deguonies atomo ryšio nesudariusia elektronų pora. Taip susidaro vandenilinis ryšys.
Skysto vandens molekulės tarpmolekuliniais vandenili¬niais ryšiais susaistytos į poras, trejetus ir dar didesnius ag¬regatus (2.4 pav.), kuriuos būtų galima išreikšti bendra for¬mule (H20)n. Paprastame vandenyje nusistoja pusiausvyra (H20)n nH20 (2.5, 2.6 pav.), kurią nuolat sutrikdo tem¬peratūros ir kitos sąlygos.
Garinant vandenį, tie ryšiai nutrūksta ir molekulės viena nuo kitos atsiskiria. Tačiau pačios molekulės nesuyra.

Ryšys tarp vandens molekulių yra daug silpnesnis už ryšį tarp deguonies ir vandenilio atomų.
Vandenilinis ryšys susidaro ne tik tarp vandens molekulių, bet ir tarp kitų me¬džiagų, pavyzdžiui, skysto amoniako, molekulių (2.7 pav.).
Amoniako molekulė (2.8 pav.) yra taip pat polinė.
Amoniako molekulės viena kitą traukia silpniau negu vandens molekulės, nes amoniako molekulės poliškumas ne toks ryškus (palyginkite elektrinio neigiamu¬mo skirtumą tarp H ir O, H irr N atomų; (2.9 pav.).
Vandenilinis ryšys tuo stipresnis, kuo didesnis elektrinis neigiamumas to ato¬mo, su kuriuo vandenilis yra susijungęs molekulėje.
Stipriausiai vandeniliniai ryšiai suriša vandenilio fluorido HF molekules, nes fluoro atomo elektrinis neigiamumas yra didžiausias.
Vandenilio atomas, susijungęs su kito elemento atomu, kurio elektrinis neigia¬mumas yra gerokai didesnis negu vandenilio, sudaro dar vieną papildomą ryšį su kitos molekulės atomu, turinčiu didesnį elektrinį neigiamumą negu vandenilis.

Dviejų nemetalų atomų, esančių skirtingose molekulėse, ryšys per vandenilio atomą, o tiksliau per protoną, vadinamas vandeniliniu ryšiu.
Šis ryšys gerokai si

ilpnesnis už kovalentinį polinį ryšį.
Vandeniliniai ryšiai lemia vandens fizikines savybes. Jei šių ryšių nebūtų, vanduo kambario temperatūroje turėtų būti dujos, kaip iš pana¬šios masės molekulių susidedantis metanas CH4, tarp kurio molekulių vandenilinis ryšys nesusidaro. H2O molekules sieja stiprūs vandeniliniai ryšiai, tarp NH3 – sil¬pnesni, o tarp CH4 molekulių jie visai nesusidaro.
Nesunku suprasti, kad vandens molekulė, panaudodama du savo vandenilio atomus ir dvi deguonies elektronų poras, gali sudaryti keturis vandenilinius ryšius. Visi keturi galimi vandeniliniai ryšiai susidaro ledo kristale. Čia kiek¬viena vandens molekulė vandeniliniais ryšiais susijusi su keturiomis gretimo¬mis molekulėmis. Ledo kristalas yra taisyklingas, sudėtingas architektūrinis statinys (2.10 pav.).
Ledo kristale tarp taisyklingai išsirikiavusių molekulių lieka didokų tuštymių, todėl ledas lengvesnis už skystą vandenį. Ši vandens savybė yra ypatinga, nes be¬veik visos kietos medžiagos yra tankesnės negu skystos.
Ypatinga yra ir skysto vandens tankio priklausomybė nuo temperatūros. Pa¬prastai skysčių tankis mažėja kylant temperatūrai, o vandens tankis didžiausias

esti ne O, o +4 °C temperatūroje. Taip yra todėl, kad artėjant užšalimo temperatū¬rai vandenyje pradeda tvarkingai rikiuotis molekulių grupės – būsimo ledo užuo¬mazgos – ir vanduo pradeda palengva plėstis.
Aptartos ypatingosios vandens savybės labai svarbios gamtai. Jei ledas būtų sunkesnis už vandenį, jis ne plauktų, o skęstų vandenyje. Labai greit, jau žiemos pradžioje, visos upės ir ežerai užšaltų iki dugno. Juose ne

egalėtų gyventi jokie gy¬vūnai, išskyrus pačius primityviausius.
Rudenį iki +4 °C atšalęs paviršinis vandens sluoksnis (jau žinoma, kad tokios temperatūros vanduo yra sunkiausias) leidžiasi į dugną ir paskui nesimaišo su vir¬šuje esančiu lengvesniu vandeniu, nesvarbu, ar jis šaltesnis negu +4 °C (žiemą), ar šiltesnis. Todėl labai giliuose vandens telkiniuose prie dugno esančio vandens temperatūra gana pastovi – apie +4 °C vasarą ir žiemą. Vandens gyvūnija prisitai¬kiusi prie tokios temperatūros (2.11 ir 2.12 pav.).

Kaip tirpsta medžiagos

Vandenyje tirpinamo cukraus krista¬lai pamažu yra, ir molekulės pasiskirsto tirpiklyje (3.1 pav.).
Geriau cukrus tirpsta karštame van¬denyje ir maišomas, nes jo molekulės geriau ir greičiau pasiskirsto tarp van¬dens molekulių.
Cukraus kristalai sudaryti iš nepolinių molekulių.

Joninių junginių tirpimas vandenyje

Panagrinėkime, kaip vandenyje tirps¬ta natrio chlorido (valgomosios druskos) kristalai (3.2 pav.).
Natrio chloridas NaCl yra joninis junginys, sudarytas iš teigiamų natrio ir neigiamų chlorido jonų. Kristalų teigia¬muosius jonus vandens molekulės trau¬kia savo neigiamuoju poliumi, o neigia¬muosius chlorido jonus – teigiamuoju poliumi, todėl jonai pereina į tirpalą.

Tirpale jonai yra apsupti vandens molekulių – hidratuoti.

Hidratuoti jonai yra gerokai didesni (3.3 pav.).

Taigi natrio chloridui tirpstant, vie¬nu metu vyksta du procesai: yra natrio chlorido kristalas (tai fizikinis reiški¬nys), natrio ir chlorido jonai hidratuoja-si (tai cheminis reiškinys).
Dažnai pastebime, kad tirpalas pasi¬daro šiltesnis arba šaltesnis negu buvo tirpiklis.
1 bandymas. Užpilkite vandens ant be¬vandenio kalcio chlorido CaCl2 ir ištir¬pinkite jį. Ką pastebite? Tirpalas įšyla (3

3.4 pav.).

2 bandymas. Ant amonio salietros už¬pilkite vandens. Ką pastebite? Tirpalas atšąla, kolba net apšerkšnija (3.5 pav.).

Jeigu kristalams išardyti reikia mažiau šilumos negu jos išsiskiria hidratuojantis jonams, tirpalas įšyla. Priešingu atveju – atšąla (3.6, 3.7 ir 3.8 pav.).

Joninių medžiagų tirpiklis gali būti ne tik vanduo, bet ir kitos skystos polinės medžiagos, pavyzdžiui, suskystintas amoniakas. Joninėms medžiagoms tirpstant skystame amoniake, vyksta panašūs reiškiniai kaip ir joms tirpstant vandenyje. Folinių tirpiklių molekulių susitelkimas aplinkui joną vadinamas solvatacija.

Rūgštinių ir bazinių tirpalų sąveika

Žinome, kad vieniems tirpalams budingos rūgštinės, kitiems – bazinės savybės, t. y. vienuose tirpaluose yra vandenilio jonų H+, o kituose – hidroksido jonų OH-. Ištirkime, kas susidaro reaguojant priešingų savybių tirpalams.

Bandymas. Į mėgintuvėlį su natrio hidroksido tirpalu įmerkite lakmuso popierėlį. Hidroksido jonai OH-, esantys tirpale, keičia violetinę lakmuso spalvą į mėlyną. Tą tirpalą supilkite į cheminę stiklinę ir į ją atsargiai pilkite druskos rūgšties tirpalą (9.1 pav.). Netrukus pamatysite, kad lakmusas atgavo pirminę violetinę spalvą. Tai rodo, jog tirpalas pasidarė neutralus.

Vykstančią reakciją galime užrašyti tokia lygtimi (greta kiekvienos medžiagos būtina pažymėti jos agregatinę būseną):

NaOH(aq) + HCl(aq) H20(s.) + NaCl(aq)
natrio druskos vanduo natrio
hidroksidas rūgštis chloridas

Ši lygtis vadinama bendrąja cheminės reakcijos lygtimi. Ji rodo, kokios me¬džiagos reaguoja ir kokios susidaro. Cheminių reakcijų esmę geriau galima per¬teikti jonine lygtimi.

Joninė lygtis rodo, kokių jonų yra tirpale ir kokie iš jų reaguoja tarpusavyje.

Na+(aq) + OH-(aq) + H+(aq) + Cl-(aq) H20(s.) + Na+(aq) + Cl-(aq)
Natrio hidroksido vandenilio chlorido vanduo natrio chlorido jonas jonas jonas jonas jonas jonas

Iš šios lygties matome, kad priešingų savybių vandenilio H+ ir hidroksido OH- jonai susijungė ir sudarė neutralią medžiagą – vandenį, o natrio ir chlorido jonai nedalyvavo reakcijoje. Į šiuos jonus galime nekreipti dėmesio. Gausime sutrum¬pintą lygtį, kuri rodo, tarp kokių jonų vyksta reakcija:
OH-(aq) + H+(aq) H20(s.)

Reakcijos, kurioms vykstant ir rūgštinis, ir bazinis tirpalus praranda savo savybes, vadinamos neutralizacijos reakcijomis.

Tęskime bandymą. Gautąjį tirpalą supilkime į garinimo lėkštelę ir kaitinkite. Išga¬rinę tirpalą, gausime kietą kristalinę medžiagą (9.2 ir 9.3 pav.) – natrio chloridą NaCl (valgomąją druską).
Neutralizacijos reakcijų produktai yra neutralios medžiagos, šiuo atveju – van¬duo ir natrio chloridas NaCl (druska). Natrio chloridas yra tik šalutinis neutraliza¬cijos produktas.

Tirpalo koncentracija ir pH

Daug cheminių reakcijų vyksta tirpaluose. Svarbus tirpalo rodiklis yra jo kon¬centracija. Ji rodo, kiek medžiagos yra ištirpusios tam tikrame tirpalo tūryje.

Koncentracija yra medžiagos kiekis (gramais), ištirpintas l litre (I)* arba kubiniame decimetre (dm3) tirpalo.

Pavyzdžiui, viename litre tirpalo yra ištirpę 116 g natrio chlorido NaCl.
Tirpalo koncentracija 116 g/1, arba 116 g/dm3.
Tačiau daug patogiau tirpalo koncentraciją išreikšti moliais litre (arba dm3) t. y. struktūrinių dalelių skaičiumi litre (arba dm3).

Tirpalo molinė koncentracija rodo. kiek molių ištirpusios medžiagos (tirpinio) yra viename litre (1) arba viename kubiniame decimetre (dm3) tirpalo.

Norint natrio chlorido tirpalo koncentraciją išreikšti moliais litre, pirmiausia turime apskaičiuoti natrio chlorido NaCl molinę masę.

M(NaCl) = 58 g/mol

Vadinasi, l litre tirpalo yra ištirpę 2 mol NaCl – tirpalo molinė koncentracija 2 mol/1.

Tirpalo koncentracija žymima mažąja raide c ir priklauso nuo:
• ištirpusios medžiagos kiekio (molių);
• tirpalo tūrio (10.1 ir 10.2 pav.).

Tirpalo molinės koncentracijos apskaičiavimas

Tirpalo molinė koncentracija apskaičiuojama naudojantis formule:

n(x) = c(x) • V(tirpalo); čia c – koncentracija (mol/1);
n – medžiagos kiekis (mol);
V- tirpalo tūris (1);
x – tirpinamoji medžiaga (tirpinys).

Pabandykime apskaičiuoti, kiek gramų valgomosios druskos NaCl reikės ištir¬pinti, kad gautume 100 ml tirpalo, kurio koncentracija 0,1 mol/1.

Kadangi tirpalo koncentracija 0,1 mol/1, tai:
1000 ml yra ištirpę 0,1 mol NaCl, o
100 ml tirpalo NaCl yra ištirpę dešimt kartų mažiau – 0,01 mol.

Apskaičiavę NaCl molinę masę M(NaCl) = 58 g/mol, galime sužinoti ištirpusio natrio chlorido masę.
M(NaCl) = n(NaCl) • M(NaCl) = 0,01 mol • 58 g/mol = 0,58 g

Taigi subėrę 5,8 g natrio chlorido į 100 ml matavimo kolbą, pripylę vandens iki žymės ir suplakę, gausime 0,1 mol/1 koncentracijos tirpalą.

Dabar pabandykime apskaičiuoti, kiek gramų NaCl reikės 250 ml tirpalo, kurio c – 0,40 mol/1, padaryti.
Sprendžiame tokiu pat būdu.
M(NaCl) = 58 g/mol
n(NaCl) = c(NaCl) • V(tirpalo) = 0,40 mol/1,- 0,25l= 0,10 mol
m(NaCl) = n(NaCl) • M(NaCl) = 0,10 mol • 58 g/mol = 5,8 g

Atsvėrę 5,8 g valgomosios druskos, subėrę ją į 250 ml matavimo kolbą ir pripy¬lę vandens (plakant) iki žymės, gausime 0,40 mol/1 koncentracijos tirpalą.

pH – vandenilio jonų rodiklis

Žinant tirpalo koncentraciją, galima apskaičiuoti, kiek vienų ar kitų dalelių yra tirpale, pavyzdžiui, kiek yra vandenilio ar hidroksido jonų (kokia šių jonų koncen¬tracija). Daugelis įvairiausių gamtoje vykstančių reiškinių priklauso nuo H+ ir OH- jonų koncentracijos tirpaluose.
Tačiau vandenilio jonų koncentraciją, išreikštą mol/1, ne visada patogu naudo¬ti. Patogumo dėlei sutarta ją išreikšti vandenilio jonų rodikliu pH.

Dydis pH vadinamas vandenilio jonų rodikliu.

pH rodiklis nusako vandenilio jonų koncentraciją tirpale. Vandenilio jonų rodiklio pH vertė apskaičiuojama žinant vandenilio jonų koncentraciją tirpale.
Kol kas prisiminkite, kad rūgščių tirpalų pH < 7, o bazinių pH > 7. Kuo pH mažesnis, tuo tirpalas rūgštesnis, kuo pH didesnis, tuo tirpalas baziškesnis. Paprastai tirpalo rūgštingumas svyruoja nuo pH = 6 (silpnai rūgštinio) iki pH = O (stipriai rūgštinio). Kita pH skalės pusė rodo bazines savybes, kintančias nuo pH = 8 (silpnai bazinio) iki pH = 14 (stipriai bazinio). Baziniuose tirpaluose yra hidroksido jonų OH- .

Neutralus tirpalo pH = 7. Rūgštinio tirpalo pH < 7. Bazinio tirpalo pH > 7

Vandeniniuose tirpaluose visada esti ir H+, ir OH- jonų. Taip yra todėl, kad net gryno vandens molekulės menkai jonizuojasi.

H20 H+ + OH

Pilant į vandenį rūgšties, didėja H+ jonų koncentracija, dalis šių jonų susijungia su OH- jonais ir sumažina jų koncentraciją. Rūgš¬tiniuose tirpaluose H+ jonų yra daugiau negu OH- jonų. Pilant į vandenį šarmo, pvz., natrio hidroksido tirpalo, didėja OH- jonų koncent¬racija ir mažėja H+ jonų koncentracija. Bazi¬niuose tirpaluose OH- jonų yra daugiau negu H+ jonų (10.4 pav.).

Tirpalo pH galime nustatyti indikatoriais pa¬gal jų spalvos pokytį. Dažniausiai vartojamas universalusis indikatorius (indikatoriniai popie¬rėliai), kurį sudaro įvairų indikatorių mišinys. Indikatorinį popierėlį sudrėkinus tiriamuoju tir¬palu, jis nusidažo tam tikra spalva, rodančia konkrečią pH vertę (ją sužinosime palyginę nu¬sidažiusio popierėlio spalvą su etalonine spalvų skale). Pabandykime užlašinti ant indi¬katorinio popierė¬lio lašą citrinos sul¬čių arba vandens iš čiaupo (10.5 pav.). Nustatykime, koks šių tirpalų pH. 10.6 pav. pavaizduoto indikatoriaus spal¬va kinta nuo pH = l iki pH = 10.

Vandenilio jonų rodiklis labai svarbus įvairiems procesams, jų kontrolei ir reguliavimui.
Vandenilio jonų rodikliu naudojasi ne tik chemi¬kai, bet ir biologai, medikai, agrochemikai. Juo api¬būdinamas kraujo, skrandžio sulčių (10.7 pav.), dir¬vožemio ir įvairių vaisių bei daržovių rūgštingumas (10.8 pav.).
Tiek vandenyje, tiek dirvožemyje vykstantys cheminiai ir biologiniai procesai yra labai jautrūs H+jonų skaičiaus kitimui. pH matavimas yra pa¬prastas, bet svarbus būdas nustatyti rūgštingumą ir nuspręsti, ar jis kenks tiems procesams.
Tirpale indikatoriai nusidažo ir iš spalvos spren¬džiama apie jo pH. Tam tikra indikatoriaus spalva atitinka tam tikrą vandenilio jonų rodiklio vertę. Kiekvienas indikatorius turi savitas spalvas, atitin¬kančias pH vertę.
10.7 pav.

Mikroorganizmai, augalai, gyvūnai ir žmogus jautriai reaguoja į vandens rūgš¬tingumo pasikeitimą. Ypač jautrios aplinkos pH pokyčiams žuvys. Kiekviena žuvų rūšis prisitaikiusi prie tam tikro vandens pH (10.9 pav.).
Dirvos tirpalo vandenilio jonų rodiklis yra vienas tų veiksnių, nuo kurių pri¬klauso kurios nors rūšies kultūrinių augalų derlingumas. Pavyzdžiui, maistingoje, bet rūgščioje dirvoje, kurios pH = 5,0 – 5,5, miežių daigai visiškai neauga, o bulvės kaip tik tokio rūgštingumo dirvožemyje duoda gerą derlių.
Kai kurios dirvos pavasarį kalkinamos (mažinamas jų rūgštingumas), kad ge¬riau augtų augalai.
Rūgščią dirvą mėgsta rūgštynės, rododendrai, bruknės (10.10 pav.). Šie augalai auga dirvoje, kurios pH = 3 – 4.

Leave a Comment