Гидраты это в химии кратко

Обновлено: 05.07.2024

продукты присоединения воды ( гидратации )к молекулам, атомам или ионам. М. б. газообразными, жидкими и твердыми; последние наз. кристаллогидратами.

В р-ре многозарядные ионы (А1 3+ , Сг 3+ , Be 2+ и др.) и небольшие однозарядные (Li + ) достаточно прочно связывают ближайшие к ним молекулы воды, образуя аквакатионы, напр. [А1(Н 2 О)6] 3+ . Кристаллогидраты солей обычно образуются в тех случаях, когда катионы в их кристаллич. решетке образуют более прочные связи с молекулами Н 2 О, чем с анионами в решетке безводной соли. При низких т-рах вода в кристаллогидратах м. б. связана и с катионом, и с анионом соли. Напр., у MgCl2*12Н 2 О ниже Ч 25

Смотреть что такое ГИДРАТЫ в других словарях:

ГИДРАТЫ

суть определенные химические соединения, содержащие в своем составе элементы воды. Между ними различают гидраты в собственном смысле, соединения с крис. смотреть

ГИДРАТЫ

ГИДРАТЫ

ГИДРАТЫ, продукты присоединения воды к неорганич. и органич. веществам. Термин "Г." употребляется гл. обр. по отношению к соединениям, содержащим кри. смотреть

ГИДРАТЫ

Гидраты — суть определенные химические соединения, содержащие в своем составе элементы воды. Между ними различают гидраты в собственном смысле, соединения с кристаллизационной водой и некоторые растворы, обладающие свойствами определенных химических соединений. К первым принадлежат такие соединения, в которых, на основании некоторых реакций их образования и их превращений, вода принимается содержащеюся в виде водных остатков ОН (гидроксил). Таковы кислоты, гидраты оснований, или водные окиси, и спирты, или алкоголи. Общей для всех их формулой будет R(ОН) n, где R есть элемент или сложная группа атомов, например, водная окись натрия, или едкий натр Na(HO), водная окись кальция, или едкая известь Са(НО) 2, кислоты азотная NO 2 (OH), серная SO 2(OH)2, борная R(OH) 3, уксусная C 2H3 O(OH), обыкновенный винный спирт C 2H5 (HO), глицерин С 3 Н 3 (ОН) 3 и т. п. Они могут рассматриваться, как вода, в которой произошло замещение одного атома водорода каким-нибудь R, например, натрием, что видно из сопоставления формул воды и едкого натра Сколько частиц воды принимало участие в замещении, столько и водных остатков находится в гидрате, например: Число же частиц воды определяется эквивалентностью R. Такое замещение может быть воспроизведено и в действительности. Так, натрий и др. щелочные, а также щелочноземельные металлы выделяют из воды газообразный водород и дают соответствующие Г. Из других реакций их образования на первом плане следует поставить действие воды на хлорангидриды или другие галоидангидриды, так как эта реакция с ясностью показывает справедливость принятого воззрения на Г., как гидроксильные соединения, ибо здесь один атом водорода воды соединяется с атомом хлора хлорангидрида, образуя хлористый водород НCl, а остаток воды ОН вступает на место хлора хлорангидрида, образуя гидрат. Так образуется, например, серная кислота при разложении водой хлористого сульфурила: SО 2Cl2 + 2Н 2O = SO2(OH)2 + 2НCl или уксусная кислота из хлористого ацетила: C2H3 OCl + Н 2 O = С 2H3 О(НО) + НCl. Основные Г. не образуются этой реакцией, вследствие прочности по отношению к воде отвечающих им хлористых соединений. Однако, присутствие и в них водных остатков можно видеть из обратной реакции, именно получения хлористых металлов при действии хлористого водорода на основные Г., при чем водород хлористого водорода соединяется с водным остатком гидрата, образуя воду, а хлор становится на его место в гидрате, например: Са(НО) 2 + 2НCl = СаСl 2 + 2Н(НО). Многие Г. образуются прямым соединением безводных тел (ангидридов) с водой, напр.: SO3 + Н 2 O = Н 2 SО 4; СаО + Н 2 O = Са(НО) 2. Далее, они могут получиться при реакциях двойного разложения солей с другими Г. (реакция, важная для получения Г. слабых кислотных и основных окислов, не способных прямо соединяться с водой), напр.: CuSO4 + 2Na(HO) = Сu(НО) 3 + Na2SO4; (NaO)2SiO3 + Н 2 SО 4 = (HO)2SiO + Na2SO4. В подобные же реакции могут вступать и сложные эфиры; таково, например, омыление их щелочами по уравнению: C2H3O2(C2H5) + NaHO = C2H3O(NaO) + C2H3(HO). Наконец, Г. можно получить путем образования в соединениях водных остатков при реакциях окисления и восстановления; так уксусный альдегид (вещество ангидридное, водных остатков не содержащее), присоединяя кислород, дает уксусную кислоту, а, соединяясь с водородом, образует спирт: C2H3 O. H + О = C 2H3O(HO); C2H4O + H2 = C2H5(OH). Одним нагреванием часто нельзя или трудно выделить из Г. воду, в них содержащуюся (известь, серная кислота), а иногда и вовсе нельзя даже при сильнейшем накаливании (едкий натр, метафосфорная кислота). В некоторых случаях легче достигается полное разложение гидрата, чем разложение его на воду и ангидрид (спирт, уксусная, азотная кислота). Но есть между Г. и легко теряющие воду и даже такие, которые едва способны к самостоятельному существованию. Теряя воду, многие гидраты, прежде образования ангидридов, могут переходить в ангидрогидраты, т. е. гидраты с меньшим количеством воды; так наиболее богатый водой гидрат фосфорной кислоты, ортофосфорная кислота РО(НО) 3, при нагревании до 300° образует пирофосфорную кислоту (РО) 2 (НО) 2 O, а эта последняя при прокаливании дает метафосфорную РО 2 (НО); подобным же образом для кремнезема (см.) и мн. др. существуют многочисленные ряды гидратов с постепенно убывающим содержанием воды. Будучи лишь в незначительной мере способны к реакциям прямого соединения, гидраты с легкостью, и это для них весьма характерно, вступают в реакции двойного разложения, причем их водные остатки или водород последних обмениваются на атомы галоидов, металлов и сложные атомные группы (остатки спиртов и кислот), образуя галоидангидриды, соли и сложные эфиры и выделяя воду или газообразный водород. Замещение водных остатков кислот и спиртов хлором и образование из них хлорангидридов происходит при действии РCl 5: C2H3O(OH) + PCl3 = C2H3OCl + POCl3 + HCl; водные основания обменивают ОН на Cl, как уже было указано выше, при действии соляной кислоты НCl, образуя хлористые металлы. Через замещение водных остатков оснований и спиртов остатками кислот при реакциях двойного разложения получаются соли и сложные эфиры: Na(HO) + H(NO3) = Na(NO3) + Н 2O; C2H5(HO) + H(C2H3O2) = C2H5(C2H3O2) + H2O. Кислоты и спирты обменивают водород своих водных остатков на металлы при взаимодействии с металлами или их окисями и гидратами, причем образуются соли или алкоголяты, напр.: H2SO2 + Zn = ZnSO4 + Н 2; HaSO4 + ZnO = ZnSO4 + Н 2O; H2SO2 + Zn(HO2) = ZnSO4 + 2H2O; C2H5(HO) + Na = C2H5 (NaO) (алкоголят натрия) + H 2. П. П. Рубцов Δ.

ГИДРАТЫ

углеводородных газов (a. hydrates of hydrocarbon gases; н. Hydrate von Kohlenwasserstoffgassen; ф. hydrates des gar hydrocarbones, hydrates d. смотреть

ГИДРАТЫ

ГИДРАТЫв химии тела, содерж. в своем составе воду.Словарь иностранных слов, вошедших в состав русского языка.- Павленков Ф.,1907.ГИДРАТЫсоединения прос. смотреть

ГИДРАТЫ

углеводородных газов (a. hydrates of hydrocarbon gases; н. Hydrate von Kohlenwasserstoffgassen; ф. hydrates des gar hydrocarbones, hydrates des gaz d'hydrocarbure; и. hidratos de hidrocarburos gaseosos) - соединения-включения (клатраты), в к-рых молекулы углеводородных газов (или легколетучих жидкостей) размером не более 6,9 A (0,69 нм) заполняют структурные пустоты кристаллич. решётки, образованной молекулами воды; известные термодинамич. условия образования Г. - темп-pa от 50 до 350 К при давлениях от 2 Па до 1,7 ГПа. Впервые в технологич. системах (газопроводах) Г. обнаружены в 30-х гг. 20 в., в природе (Газогидратные залежи) - в 60-х гг. 20 в. Общая формула Г. GВ·nВ·Н2O; в зависимости от состава газа (G) и условий гидратообразования n изменяется от 4,25 до 17. Один объём воды в гидратном состоянии связывает от 70 до 300 объёмов газа. Г. внешне похожи на спрессованный снег или молодой лёд. Плотность Г. 900-1100 кг/м3; теплоёмкость (50-60)В·* 103 Дж/моль-град; теплота образования - ок. 420 кДж/кг. Проницаемость воды через Г. от 1В·* 10-20 до 5В·* 10-18 м2. Г. образуют газы всех известных газовых, газоконденсатных м-ний. Образуясь в потоке, Г. накапливаются в призабойной зоне пласта, скважине, технологич. промысловом оборудовании, магистральных газопроводах, подземных хранилищах газа; при переработке газов и лёгких углеводородных жидкостей. Затраты на предупреждение образования Г. и их ликвидацию достигают 20-30% промысловой себестоимости газа. Литература: Макогон Ю. Ф., природных газов, М., 1974. Ю. Ф. Макогон. смотреть

ГИДРАТЫ

1) Орфографическая запись слова: гидраты2) Ударение в слове: гидр`аты3) Деление слова на слоги (перенос слова): гидраты4) Фонетическая транскрипция сло. смотреть

ГИДРАТЫ

, продукты присоединения воды к молекулам, атомам или ионам. Могут быть газообразными, жидкими и твердыми (кристаллогидраты). Широко распространены в природе: многие минералы - гидраты, значительная часть природного горючего газа существует в виде газового гидрата. Образование газового гидрата в технологических процессах химической, газовой и нефтехимической промышленности может привести к закупорке трубопровода и аварии. смотреть

ГИДРАТЫ

корень - ГИДР; суффикс - АТ; окончание - Ы; Основа слова: ГИДРАТВычисленный способ образования слова: Суффиксальный∩ - ГИДР; ∧ - АТ; ⏰ - Ы; Слово Гидра. смотреть

ГИДРАТЫ

Ударение в слове: гидр`атыУдарение падает на букву: аБезударные гласные в слове: гидр`аты

ГИДРАТЫ

гидраты [ гр. hydor вода] - соединения веществ с водой, напр, медный купорос cuso4 • 5нао есть гидрат сернокислой меди cus04; к гидратам относятся кристаллогидраты, цеолиты и др.

ГИДРАТЫ

продукты гидратации раз л. в-в. Вода в Г. присутствует в виде индивидуальных частиц и обычно может быть удалена при нагревании. Твёрдые Г. наз. кристал. смотреть

Большая медицинская энциклопедия . 1970 .

Полезное

Смотреть что такое "ГИДРАТЫ" в других словарях:

ГИДРАТЫ — в химии тела, содерж. в своем составе воду. Словарь иностранных слов, вошедших в состав русского языка. Павленков Ф., 1907. ГИДРАТЫ соединения простых или сложных химических тел с водою. Полный словарь иностранных слов, вошедших в употребление в… … Словарь иностранных слов русского языка

Гидраты — углеводородных газов (a. hydrates of hydrocarbon gases; н. Hydrate von Kohlenwasserstoffgassen; ф. hydrates des gar hydrocarbones, hydrates des gaz d hydrocarbure; и. hidratos de hidrocarburos gaseosos) соединения включения (клатраты), в… … Геологическая энциклопедия

Гидраты — ГИДРАТЫ, продукты присоединения воды к молекулам, атомам или ионам. Могут быть газообразными, жидкими и твердыми (кристаллогидраты). Широко распространены в природе: многие минералы гидраты, значительная часть природного горючего газа существует… … Иллюстрированный энциклопедический словарь

гидраты — Соединения включения (клатраты), в которых молекулы углеводородных газов заполняют пустоты кристаллической решетки льда. Примечание В естественных условиях встречаются в виде газогидратных залежей в многолетнемерзлых породах; образуются также в… … Справочник технического переводчика

ГИДРАТЫ — твёрдые или жидкие вещества, образующиеся при (см.) простых веществ, а также солей, кислот, оснований и органических соединений … Большая политехническая энциклопедия

Гидраты — Для улучшения этой статьи желательно?: Викифицировать статью. Добавить иллюстрации. Гидраты продукты присоединения … Википедия

Гидраты — суть определенные химические соединения, содержащие в своем составе элементы воды. Между ними различают гидраты в собственном смысле, соединения с кристаллизационной водой и некоторые растворы, обладающие свойствами определенных химических… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона

гидраты — мн. Химические соединения, образующиеся в результате гидратации. Толковый словарь Ефремовой. Т. Ф. Ефремова. 2000 … Современный толковый словарь русского языка Ефремовой

ГИДРАТЫ — продукты присоединения воды ( гидратации )к молекулам, атомам или ионам. М. б. газообразными, жидкими и твердыми; последние наз. кристаллогидратами. В р ре многозарядные ионы (А13+, Сг 3+, Be2+ и др.) и небольшие однозарядные (Li+) достаточно… … Химическая энциклопедия

ГИДРАТЫ

ГИДРАТЫ, продукты присоединения воды (гидратации)к молекулам, атомам или ионам. М. б. газообразными, жидкими и твердыми; последние наз. кристаллогидратами.

В р-ре многозарядные ионы (А1 3+ , Сг 3+ , Be 2+ и др.) и небольшие однозарядные (Li + ) достаточно прочно связывают ближайшие к ним молекулы воды, образуя аквакатионы, напр. [А1(Н2О)6] 3+ . Кристаллогидраты солей обычно образуются в тех случаях, когда катионы в их кристаллич. решетке образуют более прочные связи с молекулами Н2О, чем с анионами в решетке безводной соли. При низких т-рах вода в кристаллогидратах м. б. связана и с катионом, и с анионом соли. Напр., у MgCl2*12Н2О ниже — 25 °С в кристаллич. решетке находятся акваионы [Mg(H2O)6] 2+ и [С1(Н2О)6] - . Воду, входящую в состав кристаллогидратов, наз. кристаллизационной.

Существуют также псевдогидраты-соед., в к-рых все или часть молекул воды превращаются в гидроксид-ионы или ионы гидроксония, напр. Sr(BO2)2*4H2O (по существу это Sr[B(OH)4]2) и НС1О4*Н,О [или (Н3О)С1О4]. Воду, входящую в состав псевдогидратов, наз. конституционной. В каждом кристаллогидрате молекулы воды располагаются определенным образом. Так, в [А1(Н2О)6]С13 вода входит в состав аквакатиона, в гидратах цеолитов размещается в пустотах сетчатой ионной структуры. В соед. типа Mg2(OH)2(H2O)3CO3 цепочки молекул воды находятся в каналах структуры. Вода может связывать аквакатион с анионом водородными связями, напр. CuSO4*5H2O или [Cu(H2O)4](H2O)SO4. Существуют кристаллогидраты, в к-рых вода образует слои, объединяемые ионами соли (CaSO4*2H2O и др.). Известны тектогидраты, в к-рых молекулы воды образуют непрерывную фазу со структурой, подобной структуре льда, включающую др. молекулы или ионы (Na2S04*10H2O, H3[PW12O40]*29H2O и др.). Если посторонняя молекула в структуру льда не встраивается, то образуется эвтектич. тонкая мех. смесь льда и соли, иногда наз. криогидратом. При удалении воды мн. кристаллогидраты солей превращаются в низшие кристаллогидраты или в безводные соли с иной (по сравнению с исходной) кристаллич. структурой, но часто в результате гидролиза при обезвоживании образуются гидроксосоли, гидроксиды или оксиды. Кристаллич. структура кристаллогидратов солей, содержащих воду в пустотах или каналах структуры, при обезвоживании часто не изменяется. Каждый кристаллогидрат устойчив лишь в определенном температурном интервале, поэтому кривые их р-римости имеют изломы, соответствующие превращениям одного кристаллогидрата в другой. Для каждого кристаллогидрата характерно определенное равновесное давление водяного пара, зависящее от т-ры. Если это давление над кристаллогидратом больше, чем парциальное давление водяных паров в окружающей среде при той же температуре, то кристаллогидрат постепенно теряет воду ("выветривается"); в противоположном случае кристаллогидрат поглощает воду и даже может в ней раствориться ("расплывается").

Существуют кристаллогидраты [Fe(NO3)2*9Н2О, СаС12*6Н2О и др.], к-рые самопроизвольно не кристаллизуются ни при каком пересыщении. С увеличением числа молекул кристаллизац. воды энтальпия растворения кристаллогидратов уменьшается по абс. величине и становится даже положит. величиной. О гидратах газов см. Газовые гидраты.

В течение многих лет химики считали растворение веществ в воде чисто физическим процессом. И сейчас в школьных учебниках к таковым относят, например, растворение в воде сахара. Действительно, при испарении воды из раствора сахара при пониженном давлении легко получить исходное вещество в неизменном виде.

В то же время накапливались данные о том, что процесс растворения нельзя считать чисто механическим смешением компонентов, как, например, гексана и гептана. Так, растворы хлорида натрия и многих других соединений обладают электропроводностью, а сам процесс растворения нередко сопровождается значительными тепловыми эффектами (см. ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ). Более того, некоторые соединения при растворении изменяют даже цвет. Например, сульфат меди бесцветный, а его разбавленный раствор – голубой, хлорид кобальта(II) голубой, а его водные растворы розовые. Все эти факты показывают, что растворение в воде – физико-химический процесс, вызванный гидратацией, то есть взаимодействием вещества с водой.

В ходе гидратации в ряде случаев происходит обратимое присоединение воды к ионам, атомам или молекулам растворяемого вещества с образованием гидратов. Так, при растворении в воде кристаллических ионных соединений (солей, щелочей, а также некоторых кислот, например, лимонной и щавелевой), молекулярных соединений (хлороводорода, серной кислоты, спирта, глюкозы и др.) происходит гидратация катионов и анионов, из которых состоит растворяемое вещество, либо гидратация ионов, образующихся в процессе растворения. При этом молекулы воды сохраняются как целое.

Ион Энергия гидратации, кДж/моль Ион Энергия гидратации, кДж/моль
H + 1076 Sr 2+ 1477
H3O + 460 Ba 2+ 1339
Li + 502 Zn 2+ 2130
Na + 410 Al 3+ 4548
K + 329 F – 473
NH4 + 330 Cl – 330
Rb + 314 Br – 296
Cs + 264 I – 264
Mg 2+ 1887 OH – 339
Ca 2+ 1569 MnO4 – 247

Алгебраическая сумма энергии кристаллической решетки (или энергии разрыва связей) растворяемого вещества и энергии гидратации ионов определяет суммарный тепловой эффект растворения. В случае ионных соединений процесс может быть существенно экзотермическим (растворение в воде серной кислоты, гидроксидов натрия и калия может вызвать даже вскипание раствора), существенно эндотермическим (стакан с водой, в котором быстро растворяют нитрат аммония, примерзает к влажной подставке) или термонейтральным (растворение бромида натрия практически не сопровождается изменением температуры).

Гидратация многих безводных солей дозированным количеством воды (например, из газовой фазы) приводит к образованию твердых гидратов определенного состава, которые называются кристаллогидратами. Этот процесс всегда сопровождается выделением теплоты. Гидратация может быть ступенчатой, в зависимости от количества доступной воды и температуры. Одновременно может изменяться и цвет ионов. Например, при гидратации бесцветного сульфата меди(II) последовательно образуются различные окрашенные кристаллогидраты, из которых выделены в чистом виде моногидрат CuSO4·H2O, тригидрат CuSO4·3H2O и пентагидрат (медный купорос) CuSO4·5H2O. В разбавленных растворах присутствуют cине-зеленые гидраты – аква-ионы Cu(OH)6 2+ . Потеря воды розовым аква-ионом Со(Н2О)4 2+ приводит к появлению синей окраски.

При кристаллизации многих солей из их водных растворов молекулы воды входят в состав кристаллической решетки с образованием кристаллогидратов различного состава, например, LiCl·H2O, CuCl2·2H2O, Ba(ClO4)2·3H2O, CdBr2·4H2O, Na2S2O3·5H2O, AlCl3·6H2O, FeSO4·7H2O, MgI2·8H2O, Fe(NO3)3·9H2O, Na2SO4·10H2O, Na2HPO4·12H2O, Al2(SO4)3·18H2O и др. При нагревании, а также при хранении на воздухе (особенно при низкой влажности) многие кристаллогидраты выветриваются, теряя частично или полностью молекулы воды.

Гидратация молекулярных соединений происходит обычно за счет водородных связей и, как правило, не сопровождается существенным тепловым эффектом. Примером может служить растворение сахара. Молекулы воды легко образуют водородные связи с гидроксильными группами, поэтому даже вещества с большими молекулами хорошо растворяются в воде, если содержат много гидроксильных групп (сахароза, поливиниловый спирт). Соединения с небольшими полярными молекулами также легко гидратируются полярными молекулами воды, поэтому такие соединения обычно хорошо растворяются в воде. Примером может служить ацетонитрил СН3CN, который смешивается с водой в любых отношениях.

Клатраты, образованные водой и метаном, а также другими газами, часто называют газовыми гидратами. Внешне они похожи на снег или рыхлый лет, но под давлением могут существовать и при плюсовых температурах. Поэтому газовые гидраты могут закупорить газопровод и привести к аварии. Гидраты метана широко распространены в природе, в особенности на шельфе океанов; запасы природного газа в виде газовых гидратов значительно превышают его запасы в свободном состоянии.

Гидратация как химическое взаимодействие с водой может сопровождаться разрушением молекул воды, в этом случае происходит необратимая химическая реакция, которую обычно называют гидролизом – разложением водой. Реакции гидролиза известны как в неорганической, так и в органической химии. Примерами гидролиза неорганических соединений могут служить следующие процессы:

Гидролиз солей, образованных сильным основанием (щелочью) и слабой кислотой или слабым основанием и сильной кислотой сопровождается изменением кислотности среды: Na2S + H2O ® NaHS + NaOH, AlCl3 + H2O ® Al(OH)Cl2 + HCl. В случае таких солей как Al2S3 (их можно получить только сухим путем) гидролиз идет до конца с выделением гидроксида металла и слабой кислоты.

В органической химии реакции гидролиза сопровождаются либо разрушением органической молекулы (гидролиз сложных эфиров, белков): CH3COOC2H5 + H2O ® CH3COOH + C2H2OH, либо заменой в молекуле какой-либо группы на остаток молекулы воды, обычно гидроксил (гидролиз алкилгалогенидов): C2H5Br + H2O ® C2H5OH + HBr. В обоих случаях гидролизу способствует присутствие щелочи, которая связывает выделяющуюся кислоту. В случае белков и других биологически активных молекул реакцию гидролиза направляют в нужном направлении специальные ферменты – гидролазы. Например, фермент амилаза способствует гидролизу крахмала; фермент трипсин направленно гидролизует в белках пептидные связи, образованные аминокислотами аргинином и лизином.

Примерами реакции гидратации в органической химии может служить каталитическая гидратация алкенов с образованием спиртов:

ГИДРАТЫ, соединения с водой. Этот термин применялся раньше только для обозначения таких соединений, в которых присоединяющаяся вода коренным образом изменяет характер вещества. Так, например, присоединяя воду к окислам металлов натрия или кальция (Na2О и СаО), получаем гидрат окисей, NaOH и Са(ОН)2, обладающие сильными основными, или щелочными свойствами. При соединении воды с окислами неметаллических элементов, например, с фосфорным ангидридом Р2О5 или трехокисью серы SО3, получаются кислые гидраты - кислоты фосфорная Н3РО4 и серная H2SО4. Эти реакции идут быстро и сопровождаются выделением значительного количества тепла (так, при образовании H2SО4 из SО3 и Н2О выделяется 21 Cal, при гидратации СаО - 18 Cal). В настоящее время название гидраты применяется преимущественно для обозначения таких соединений воды с другими веществами, в которых связь воды с остальными частями слабее, чем это имеет место в обычных химических соединениях, и из которых вследствие этого вода м. б. удалена сравнительно легко: повышением температуры, изменением давления, концентрации и т. д. К таким соединениям относятся, прежде всего, кристаллические гидраты , или кристаллогидраты , где одна или несколько молекул вещества соединяются с одной, двумя или большим числом молекул воды. Вода в таких гидратах называется кристаллизационной , так как ее наличие в известном стехиометрическом отношении определяет геометрическую форму и связанные с ней свойства кристалла. Так, безводный сульфат меди CuSО4 - бесцветное соединение, кристаллизующееся в призматических иголочках ромбической системы, а пятиводный гидрат CuSO∙5Н2О образует крупные синие кристаллы триклинической системы; при нагревании до 100° он теряет 4 молекулы воды, а при 240° - последнюю, переходя в безводный сульфат, причем кристаллы его распадаются.

Кристаллогидраты обладают определенной упругостью пара. Если упругость пара кристаллогидратов больше, чем упругость пара воды в воздухе при данной температуре, то они при хранении на воздухе теряют свою кристаллизационную воду - выветриваются. К таким кристаллогидратам принадлежит, например, глауберова соль Na2SO4∙10Н2О, теряющая при долгом хранении всю свою воду. Если же ее хранить в закрытом сосуде, выветривание продолжается лишь до тех пор, пока упругость паров воды в замкнутом пространстве над солью не станет равной упругости пара глауберовой соли.

Хлорное железо FeCl3, или Fе2Сl6, образует с водой ряд твердых гидратов, содержащих 12, 7, 5 и 4 молекулы воды на 1 молекулу Fe2Cl6. Их температуры плавления лежат соответственно при 37°, 32,5°, 56° и 73,5°. Состав получающегося гидрата зависит от температуры и от количественного соотношения Fe2Cl6 и воды. Рузбум (Roozeboom) исследовал равновесие между этими веществами; его работы явились первым приложением правила фаз в химии. Если, с одной стороны, изменять температуру, а с другой - содержание Fe2Cl6 в воде, то, при известных условиях, хлорное железо начнет выпадать из раствора в виде гидрата того или иного состава. Эти соотношения прекрасно выражаются кривой (см. фиг.), где на абсциссах отложены температуры, а на ординатах - концентрации, выраженные в виде числа молекул Fe2Cl6 на 100 молекул воды.

Выяснению химической природы гидратов содействовала координационная теория Вернера , согласно которой гидраты являются частным случаем молекулярных соединений , т. е. веществ, состоящих из связанных между собой молекул более простых химических соединений. Кроме молекул воды, также и молекулы аммиака, соляной кислоты, пиридина и других веществ могут входить в состав более сложных, комплексных соединений , в которых они связаны химическими силами иного порядка, чем в обычных соединениях - так называемыми побочными или дополнительными валентностями (см. Валентность), или единицами сродства.

В последнее время вопрос о природе гидратов был рассмотрен Косселем с точки зрения электростатической теории строения химических соединений. Эта теория не только объясняет притяжение молекул воды к обладающим большим зарядом и малым объемом атомам (точнее - к ионам) преимущественно тяжелых элементов, но в некоторых случаях позволяет вычислить количество молекул Н2О, входящих в состав гидратов. Рентгенографическое изучение кристаллических гидратов показало, что молекулы Н2О входят как целое в структуру кристаллов и занимают определенные места в кристаллической решетке.

Многие химические соединения, дающие с водой б. или м. прочные кристаллические гидраты, находятся в гидратированном состоянии и в водных растворах. Существование таких гидратов в водном растворе впервые предположил и обосновал Д. И. Менделеев. Изучая зависимость физических свойств (гл. обр. плотности) растворов серной кислоты от концентрации, он нашел на соответствующих кривых ряд переломов, которые, по его мнению, указывали на существование определенных химических соединений серной кислоты с водой: H2SО4∙H2О; Н2SО4∙2Н2О; H2SО4∙4H2О; H2SО4∙6Н2О; H2SО4∙25H2О; H2SO4∙100H2О. Для хлористого кальция были получены указания на существование соединений СаСl2 с 2, 4 и 6 молекулами воды. Позднейшие исследования Пикеринга и Джонса показали, что число действительно существующих в водном растворе гидрата значительно меньше указанного Менделеевым. Джонс положил основание новой гидратной теории , согласно которой в водных растворах существуют (в противоположность взгляду Менделеева) непрерывные ряды гидратов переменного состава , непрочных, легко распадающихся и переходящих друг в друге. Повышение температуры и концентрации растворенного вещества способствует распадению гидратов.

Гидратации могут подвергаться как молекулы, так и отдельные ионы растворенного вещества. Главным доказательством правильности взглядов Джонса является наличие аномально большого понижения температуры замерзания концентрированных растворов, которое Джонс объяснил не увеличением числа частиц растворенного тела, что для больших концентраций невероятно, а уменьшением числа частиц свободного растворителя, после того как часть его связалась с ионами растворенного вещества, превратив их в гидрат. Аналогичные аномалии были замечены и для повышения температуры кипения концентрированных растворов. Другая группа доказательств основана на изучении спектров поглощения растворов окрашенных солей. При разбавлении полосы абсорбции суживаются, так как гидратация ионов увеличивается, инерция их растет, и световая энергия с большим трудом может привести их в колебания, обусловливающие поглощение света. Различие температурных коэффициентов электропроводности при разных концентрациях и для различных солей также является, по Джонсу, доказательством существования гидратов. С ростом температуры электропроводность растворов растет вследствие уменьшения вязкости среды, мешающей передвижению ионов. Если ионы гидратированы, к этому прибавляется еще и влияние происходящей при повышении температуры дегидратации ионов, уменьшающей их диаметр и увеличивающей их подвижность. Действительно, температурный коэффициент электропроводности больше в слабых растворах (где гидратация больше) и особенно для тех солей, для которых и другие методы дают указания о более высокой гидратации (SrCl2, АlСl3).

Другой метод для определения гидратации ионов основан на вычислении размера диаметра и объема гидратированного иона из его подвижности. Вычитая из объема гидратированного иона собственный объем иона, пытались определить толщину гидратной оболочки и отсюда, зная размеры молекулы Н2О, - число этих молекул, соединенных с ионом. Однако, этот расчет возможен лишь после введения гипотетических допущений, лишающих полученные числа абсолютного значения. Это видно из сравнения чисел, полученных Ризенфельдом и Рейнгольдом, а также Реми (см. табл.).

В обоих случаях степень гидратации Н-иона условно принималась равной нулю. Абсолютное число молекул воды, соединенных с каждым Н-ионом, неизвестно, но обыкновенно считалось, что Н-ион гидратирован меньше всех других ионов, так как он обладает наибольшей подвижностью. Однако, Бьеррум, исходя из увеличения активности ионов при высоких концентрациях, вычислил для степени гидратации Н-ионов значение 8, т. е. большее, чем для других ионов (Сl - 2, К - 0). К. Фаянс подошел к вопросу о гидратации энергетически, т. е. попытался найти количество энергии, выделяющееся при гидратации ионов, вычитая из теплоты растворения так называемую энергию решетки (необходимую для преодоления электростатических сил, связывающих ионы соли в кристалл). Он нашел, что энергия гидратации возрастает в общем по мере роста степени гидратации ионов, о которой можно получить некоторое представление по данным Реми и других: Сl - 88 Cal, F - 129, Cs - 72, К - 82, Na - 98 и т. д. Только для Н-иона получилось неожиданно высокое значение: 260 Cal. Фаянс связал это с исключительно малым объемом Н-иона (протона) и, следовательно, малым расстоянием, на котором действует притяжение между ионом и молекулой воды. Исходя из этих представлений, он считает, что каждый Н-ион соединен с одной молекулой воды; формула гидратированного Н-иона: Н3O. Т.о., степень (или число) гидратации Н-иона очень мала, а энергия гидратации очень велика.

Криогидраты нельзя считать гидратами в точном смысле этого слова, так как они представляют собою не соединение, а смесь льда с определенным гидратом, выпадающую при определенной температуре из раствора, который насыщен данным гидратом.

Читайте также: