Жесткость воды и способы ее устранения.

Жесткость воды и способы ее устранения.

Так как кальций широко распространен в природе, его соли в большом количестве содержатся в природных водах. Вода, имеющая в своем составе соли магния и кальция, называется жесткой водой. Если соли присутствуют в воде в небольших количествах или отсутствуют, то вода называется мягкой. В жесткой воде мыло плохо пенится, поскольку соли кальция и магния образуют с ним нерастворимые соединения. В ней плохо развариваются пищевые продукты. При кипячении на стенках паровых котлов образуется накипь, которая плохо проводит теп-лоту, вызывает увеличение расхода топлива и изнашивание стенок котла. Жесткой водой нельзя пользоваться, проводя ряд технологических процессов (крашение). Образование накипи: Са + 2НСО3 = Н2О + СО2 + СаСО3?.

Перечисленные выше факторы указывают на необходимость удаления из воды солей кальция и магния. Процесс удаления этих солей называется водоумягчением, является одной из фаз обработки воды (водоподготовки).

Водоподготовка – обработка воды, используемая для различных бытовых и технологических процессов.

Жесткость воды подразделяется на:

1) карбонатную жесткость (временную), которая вызывается наличием гидрокарбонатов кальция и магния и устраняется с помощью кипячения;

2) некарбонатную жесткость (постоянную), которая вызывается присутствием в воде сульфитов и хлоридов кальция и магния, которые при кипячении не удаляются, поэтому она называется постоянной жесткостью.

Верна формула: Общая жесткость = Карбонатная жесткость + Некарбонатная жесткость.

Общую жесткость ликвидируют добавлением химических веществ или при помощи катиони-тов. Для полного устранения жесткости воду иной раз перегоняют.

При применении химического метода растворимые соли кальция и магния переводят в нерастворимые карбонаты:

Более модернизированный процесс устранения жесткости воды – при помощи катионитов.

Катиониты – сложные вещества (природные соединения кремния и алюминия, высокомолекулярные органические соединения), общая формула которых – Na2R, где R – сложный кислотный остаток.

При пропускании воды через слой катионита происходит обмен ионов (катионов) Na на ионы Са и Mg: Са + Na2R = 2Na + CaR.

Ионы Са из раствора переходят в катионит, а ионы Na переходят из катионита в раствор. Чтобы восстановить использованный катионит, его необходимо промыть раствором поваренной соли. При этом происходит обратный процесс: 2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl.

 

Гидролиз солей. Типы гидролиза. Степень гидролиза. Примеры?

 

Химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и сопровождающееся изменением рН раствора, называется гидролизом солей. Типы гидролиза солей

Существуют следующие типы гидролиза солей или же три вида солей, которые подвергаются гидролизу:

1. К первому типу относятся соли, которые получены слабым основанием и сильной кислотой. Например, CuCl2, NН2Cl, Fе2(S04)3, этот тип гидролиза называют гидролиз по катиону

2. Второй тип солей, которые подвергаются гидролизу, это соли полученные сильным основанием и слабой кислотой. Это К2С03, Na2S и другие. Это гидролиз по аниону.

3. К третьему типу относят соли, которые получены слабым основанием и слабой кислотой: (NН4)2C03, Fе2(CО3)3. Такой вид гидролиза называется гидролиз по катиону и по аниону.

Степень гидролиза. Показателем глубины протекания гидролиза является степень гидролиза. Доля вещества, подвергшегося гидролизу, называется степенью гидролиза:

(5.13)

где h - степень гидролиза;

п - количество прогидролизованных частиц;

N - общее число молекул вещества.

Степень гидролиза зависит от температуры, концентрации соли, константы гидролиза.

Константа гидролиза. Если представить уравнение гидролиза в общем виде:

МА + Н2О «HА + МОН, где МА - соль;

НА - кислота;

МОН - основание,

то константа равновесия этой реакции будет следующая:

. (5.14)

Концентрация воды в разбавленном растворе и константа равновесия этого процесса — величины постоянные. Произведение двух постоянных величин будет также величиной постоянной: К[Н2О]=Кг - это и будет константа гидролиза. Константа гидролиза для данной реакции равна:

(5.15)

Физический смысл константы гидролиза заключается в том, что она характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу. Чем больше Кг,, тем в большей степени протекает гидролиз.

Кг зависит от природы соли и температуры.

Рассмотрим случаи зависимости Кг от природы соли.

1. Соль образована слабой кислотой и сильным основанием:

(5.16)

Уравнение (5.16) показывает, что константа гидролиза Кг тем больше, чем меньше Кдис(кислоты)), т. е. чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу ее соли.

2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой.

В этом случае К, зависит от степени диссоциации основания:

(5.17)

Чем слабее основание, тем в большей степени подвергается гидролизу образованная им соль.

3. Случай, когда соль образована слабым основанием и слабой кислотой.

Для таких солей Кг будет зависеть как от Кдис(кислоты), так и от Кдис(основания).

. (5.18)

Из выражения (5.18) видно, что чем слабее основание и кислота, тем в большей степени протекает гидролиз соли.

Константа гидролиза связана со степенью гидролиза следующей зависимостью:

. (5.19, а)

Откуда

(5.19,б)

где h - степень гидролиза;

с - концентрация раствора соли, моль/дм3.

Если соль образована двухосновной кислотой, т. е. гидролиз двухступенчатый, то тогда константы гидролиза соответственно будут равны:

; (5.20)

где КдисII(кислоты) и КдисI(кислоты) – константы диссоциации кислоты по II и I ступеням.

Зная степень гидролиза и концентрацию раствора соли, можно определить рН раствора:

. (5.21)

Используя выражения (5.12) и (5.21), получаем:

pH = -lg(h× c). (5.22)

Пример 8. Определите рН раствора ортофосфата калия с молярной концентрацией 0,1 моль/дм3.

Решение. Гидролиз протекает практически только по I ступени:

РО43- + Н2О «НРО42- + ОН-;

К3РО4 «К2НРО4 + КОН.

Константа гидролиза по этой ступени определяется константой диссоциации образовавшейся кислоты НРО42-, т. е. третьей константой диссоциации ортофосфорной кислоты: К3= 1.3×10-12.

Для нахождения константы гидролиза воспользуемся формулой (5.20) и вычислим:

.

Степень гидролиза находим по формуле (5.19, б):

.

Концентрацию образовавшихся гидроксид-ионов определяем по формуле (5.21):

с(ОН-) = 2,8×10 -2 ×0,1 = 2,8×10 -3 моль/дм3 откуда рОН = -lg(2,8 ×10 -3) = 2,55.

Окончательно получаем: рН = 14 - рОН = 11,45.

Ответ: рН = 11,45.

 

Окислительно-востановительные реакции. Типы окислительно-востановительных реакций. Примеры?

Окислительно-восстановительными реакциями называются такие реакции, при которых изменяется степень окисления элементов.

 

Все элементы 1-3 групп таблицы Менделеева при образовании химической связи отдают свои валентные электроны атомам других элементов, поэтому они всегда проявляют положительную степень окисления (Э+-Э3+). ПриВ простых веществах степень окисления всякого элемента равна 0.

Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2), фтор (-1). Для водорода в большинстве соединений характерна степень окисления +1, (а в гидридах металлов и в некоторых других соединениях она равна -1). Степень окисления кислорода, как правило, равна -2 (и только в OF2 она равна +2, а в H2O2 -1).

мер: NaCl, CaCl2, AlCl3. Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем (Red).

Вещество, в состав которого входит восстанавливающийся элемент, называется окислителем (Ox).

Важнейшие окислители и восстановители. Процессы окисления и восстановления. Составление уравнений окислительно-востановительных реакций. Примеры?

Важнейшие восстановители и окислители (коротко и подробно) Краткий перечень важнейших окислителей и восстановителей (подробный перечень - см. ниже):

Восстановители	Окислители
Металлы, Водород, Уголь, Окись углерода (II) (CO) Сероводород (H2S), Оксид серы (IV) (SO2), Cернистая кислота H2SO3 и ее соли, Галогеноводородные кислоты и их соли, Катионы металлов в низших степенях окисления: SnCl2, FeCl2, MnSO4, Cr2(SO4)3, Азотистая кислота HNO2, Аммиак NH3, Гидразин NH2NH2, Оксид азота(II) (NO), Катод при электролизе.	Галогены, Перманганат калия(KMnO4) манганат калия (K2MnO4) оксид марганца (IV) (MnO2) Дихромат калия (K2Cr2O7) хромат калия (K2CrO4) Азотная кислота (HNO3) Серная кислота (H2SO4) концентрированная Оксид меди(II) (CuO) оксид свинца(IV) (PbO2) оксид серебра (Ag2O) пероксид водорода (H2O2) Хлорид железа(III) (FeCl3), Бертоллетова соль (KClO3) Анод при электролизе.

 

Для составления уравнений окислительно-восстанови-тельных реакций и определения коэффициентов применяют два метода: метод электронного баланса и ионно-электронный метод (метод полуреакций). Метод электронного баланса является более простым и учитывает изменение степени окисления элементов в реакциях. Ионно-электронный метод учитывает характер химической связи в молекуле и наличие тех ионов, которые в действительности существуют в растворе, например, MnO₄^-, SO₄^2-, Cr₂O₇^2-. При реакциях окисления-восстановления электроны не берутся откуда-то со стороны, а только переходят от одних атомов или ионов к другим, поэтому число электронов, принятых окислителем, равно числу электронов, отданных восстановителем. При составлении уравнений окислительно-восстановительных реакций для того, чтобы правильно написать продукты реакции, необходимо знать свойства реагирующих веществ.

Электролиз. Процессы на электродах, у электродов. Примеры?

Электро́лиз — физико-химический процесс, состоящий в выделении на электродах составных частей растворённых веществ или других веществ, являющихся результатом вторичных реакций на электродах, который возникает при прохождении электрического тока через раствор, либо расплав электролита.

Процессы на электродах. Рассмотрим пример.

Какие процессы будут протекать на электродах при электролизе водного раствора сульфата натрия с угольным анодом. Какие процессы изменятся, если угольный электрод заменить на медный?

Решение. В растворе сульфата натрия имеются ионы Na+ и SO42- и молекулы воды. На катоде возможны следующие процессы восстановления:

(-) К: Na+ + ē → Na φ°= -2,71 B

SO42- + H2O + 2ē → SO32-+ 2ОН- φ°= -0,93 B

2H2O + 2ē → H2 + 2ОН- φ°= -0,82 B (pH = 14)

Сравнивая потенциалы возможных катодных реакций, видим, что потенциал восстановления воды наибольший, это соответствует большей окислительной способности. Поэтом на катоде будет происходить восстановление воды, сопровождающееся выделением водорода и образованием ионов ОН-. На аноде возможны следующие процессы окисления:

(+) А: 2SO42- - 2ē → S2O82- φ°= 2.01 B

2H2O - 4ē → О2 + 4Н+ φ°= 1.23 B (pH = 0)

Окисление молекул воды происходит при меньшем потенциале, следовательно, они обладают большей восстановительной способностью. Поэтом на катоде будет происходить окисление молекул воды с образованием кислорода и ионов Н+.

Таким образом, при электролизе водного раствора Na2SO4 c угольным инертным анодом в электродных процессах принимают участие только молекулы воды. Вблизи катода ионы Na+ и ОН-образуют раствор щелочи, а у анода ионы Н+ и SO42- – раствор серной кислоты. Суммарная реакция электролиза с учетом равенства электронов, участвующих в катодном и анодном процессах, выражается следующим уравнением:

2Na2SO4 + 6H2O → 2H2 + 4NaOH + O2 + 2H2SO4

При замене инертного анода (угольного) на медный, на аноде становится возможным протекание еще одного окислительного процесса - растворение меди, из которой сделан анод:

(+) А: Сu - 2ē → Cu2+ φ° = 0,34 B

Этот процесс характеризуется более низким значение потенциала, чем остальные возможные анодные процессы. Поэтому при электролизе раствора Na2SO4 с медным анодом на аноде происходит реакция окисления меди, а в анодном пространстве будет накапливаться СuSO4.

Cуммарная электродная реакция выразится уравнением:

Na2SO4 + Cu + 2H2O → H2 + 2NaOH + CuSO4.

Жесткость воды и способы ее устранения.

Так как кальций широко распространен в природе, его соли в большом количестве содержатся в природных водах. Вода, имеющая в своем составе соли магния и кальция, называется жесткой водой. Если соли присутствуют в воде в небольших количествах или отсутствуют, то вода называется мягкой. В жесткой воде мыло плохо пенится, поскольку соли кальция и магния образуют с ним нерастворимые соединения. В ней плохо развариваются пищевые продукты. При кипячении на стенках паровых котлов образуется накипь, которая плохо проводит теп-лоту, вызывает увеличение расхода топлива и изнашивание стенок котла. Жесткой водой нельзя пользоваться, проводя ряд технологических процессов (крашение). Образование накипи: Са + 2НСО3 = Н2О + СО2 + СаСО3?.

Перечисленные выше факторы указывают на необходимость удаления из воды солей кальция и магния. Процесс удаления этих солей называется водоумягчением, является одной из фаз обработки воды (водоподготовки).

Водоподготовка – обработка воды, используемая для различных бытовых и технологических процессов.

Жесткость воды подразделяется на:

1) карбонатную жесткость (временную), которая вызывается наличием гидрокарбонатов кальция и магния и устраняется с помощью кипячения;

2) некарбонатную жесткость (постоянную), которая вызывается присутствием в воде сульфитов и хлоридов кальция и магния, которые при кипячении не удаляются, поэтому она называется постоянной жесткостью.

Верна формула: Общая жесткость = Карбонатная жесткость + Некарбонатная жесткость.

Общую жесткость ликвидируют добавлением химических веществ или при помощи катиони-тов. Для полного устранения жесткости воду иной раз перегоняют.

При применении химического метода растворимые соли кальция и магния переводят в нерастворимые карбонаты:

Более модернизированный процесс устранения жесткости воды – при помощи катионитов.

Катиониты – сложные вещества (природные соединения кремния и алюминия, высокомолекулярные органические соединения), общая формула которых – Na2R, где R – сложный кислотный остаток.

При пропускании воды через слой катионита происходит обмен ионов (катионов) Na на ионы Са и Mg: Са + Na2R = 2Na + CaR.

Ионы Са из раствора переходят в катионит, а ионы Na переходят из катионита в раствор. Чтобы восстановить использованный катионит, его необходимо промыть раствором поваренной соли. При этом происходит обратный процесс: 2Na + 2Cl + CaR = Na2R + Ca + 2Cl.

 

Гидролиз солей. Типы гидролиза. Степень гидролиза. Примеры?

 

Химическое взаимодействие ионов соли с ионами воды, приводящее к образованию слабого электролита и сопровождающееся изменением рН раствора, называется гидролизом солей. Типы гидролиза солей

Существуют следующие типы гидролиза солей или же три вида солей, которые подвергаются гидролизу:

1. К первому типу относятся соли, которые получены слабым основанием и сильной кислотой. Например, CuCl2, NН2Cl, Fе2(S04)3, этот тип гидролиза называют гидролиз по катиону

2. Второй тип солей, которые подвергаются гидролизу, это соли полученные сильным основанием и слабой кислотой. Это К2С03, Na2S и другие. Это гидролиз по аниону.

3. К третьему типу относят соли, которые получены слабым основанием и слабой кислотой: (NН4)2C03, Fе2(CО3)3. Такой вид гидролиза называется гидролиз по катиону и по аниону.

Степень гидролиза. Показателем глубины протекания гидролиза является степень гидролиза. Доля вещества, подвергшегося гидролизу, называется степенью гидролиза:

(5.13)

где h - степень гидролиза;

п - количество прогидролизованных частиц;

N - общее число молекул вещества.

Степень гидролиза зависит от температуры, концентрации соли, константы гидролиза.

Константа гидролиза. Если представить уравнение гидролиза в общем виде:

МА + Н2О «HА + МОН, где МА - соль;

НА - кислота;

МОН - основание,

то константа равновесия этой реакции будет следующая:

. (5.14)

Концентрация воды в разбавленном растворе и константа равновесия этого процесса — величины постоянные. Произведение двух постоянных величин будет также величиной постоянной: К[Н2О]=Кг - это и будет константа гидролиза. Константа гидролиза для данной реакции равна:

(5.15)

Физический смысл константы гидролиза заключается в том, что она характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу. Чем больше Кг,, тем в большей степени протекает гидролиз.

Кг зависит от природы соли и температуры.

Рассмотрим случаи зависимости Кг от природы соли.

1. Соль образована слабой кислотой и сильным основанием:

(5.16)

Уравнение (5.16) показывает, что константа гидролиза Кг тем больше, чем меньше Кдис(кислоты)), т. е. чем слабее кислота, тем в большей степени подвергаются гидролизу ее соли.

2. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой.

В этом случае К, зависит от степени диссоциации основания:

(5.17)

Чем слабее основание, тем в большей степени подвергается гидролизу образованная им соль.

3. Случай, когда соль образована слабым основанием и слабой кислотой.

Для таких солей Кг будет зависеть как от Кдис(кислоты), так и от Кдис(основания).

. (5.18)

Из выражения (5.18) видно, что чем слабее основание и кислота, тем в большей степени протекает гидролиз соли.

Константа гидролиза связана со степенью гидролиза следующей зависимостью:

. (5.19, а)

Откуда

(5.19,б)

где h - степень гидролиза;

с - концентрация раствора соли, моль/дм3.

Если соль образована двухосновной кислотой, т. е. гидролиз двухступенчатый, то тогда константы гидролиза соответственно будут равны:

; (5.20)

где КдисII(кислоты) и КдисI(кислоты) – константы диссоциации кислоты по II и I ступеням.

Зная степень гидролиза и концентрацию раствора соли, можно определить рН раствора:

. (5.21)

Используя выражения (5.12) и (5.21), получаем:

pH = -lg(h× c). (5.22)

Пример 8. Определите рН раствора ортофосфата калия с молярной концентрацией 0,1 моль/дм3.

Решение. Гидролиз протекает практически только по I ступени:

РО43- + Н2О «НРО42- + ОН-;

К3РО4 «К2НРО4 + КОН.

Константа гидролиза по этой ступени определяется константой диссоциации образовавшейся кислоты НРО42-, т. е. третьей константой диссоциации ортофосфорной кислоты: К3= 1.3×10-12.

Для нахождения константы гидролиза воспользуемся формулой (5.20) и вычислим:

.

Степень гидролиза находим по формуле (5.19, б):

.

Концентрацию образовавшихся гидроксид-ионов определяем по формуле (5.21):

с(ОН-) = 2,8×10 -2 ×0,1 = 2,8×10 -3 моль/дм3 откуда рОН = -lg(2,8 ×10 -3) = 2,55.

Окончательно получаем: рН = 14 - рОН = 11,45.

Ответ: рН = 11,45.

 

Окислительно-востановительные реакции. Типы окислительно-востановительных реакций. Примеры?

Окислительно-восстановительными реакциями называются такие реакции, при которых изменяется степень окисления элементов.

 

Все элементы 1-3 групп таблицы Менделеева при образовании химической связи отдают свои валентные электроны атомам других элементов, поэтому они всегда проявляют положительную степень окисления (Э+-Э3+). ПриВ простых веществах степень окисления всякого элемента равна 0.

Постоянную степень окисления имеют щелочные металлы (+1), щелочноземельные металлы (+2), фтор (-1). Для водорода в большинстве соединений характерна степень окисления +1, (а в гидридах металлов и в некоторых других соединениях она равна -1). Степень окисления кислорода, как правило, равна -2 (и только в OF2 она равна +2, а в H2O2 -1).

мер: NaCl, CaCl2, AlCl3. Вещество, в состав которого входит окисляющийся элемент, называется восстановителем (Red).

Вещество, в состав которого входит восстанавливающийся элемент, называется окислителем (Ox).