Лабораторные работы по химии. Плакидкин А. А, Стась Н. Ф. 13 основных лабораторных работ по общей химии. Томск, 2006. 60 с. Лабораторный
 Скачать 1.22 Mb.
|
|
КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ Введение Одно из важнейших применений химии – анализ веществ. Химический анализ подразделяется на качественный и количественный. Качественным анализом производят идентификацию вещества и устанавливают наличие в нём примесей. Количественным анализом устанавливается конкретное содержание основного вещества и примесей. Качественный анализ предшествует количественному определению примесей. Качественный анализ отвечает на вопрос что (присутствует в веществе, а количественный – на вопрос сколько. Качественный анализ неорганической веществ основан на обнаружении в растворах этих веществ катионов и анионов с помощью характерных реакций. Характерной называют реакцию, сопровождающуюся изменением окраски, выпадением осадка, растворением осадка или выделением газа. Характерная 42 качественная реакция является селективной, тес ее помощью данный элемент обнаруживается в присутствии большого числа других элементов. Важной характеристикой качественной реакции является ее чувствительность. Чувствительность выражается наименьшей концентрацией раствора, при которой данный элемент еще может быть уверенно обнаружен без предварительной обработки раствора с целью увеличения его концентрации. Все катионы подразделяются на пять аналитических группа анионы – натри. Имеются такие качественные характерные реакции, с помощью которых таили иная аналитическая группа катионов (анионов) может быть отделена от раствора осаждением. Такие реакции называются групповыми, В данной работе групповые характерные реакции не изучаются. Качественные характерные реакции на отдельные ионы, обладающие селективностью и высокой чувствительностью, называются специфическими. Такие реакции изучаются в данной работе. Экспериментальная часть Цель работы. Провести некоторые характерные реакции на катионы и анионы, отразить сущность процесса химическими уравнениями и познакомиться с внешним проявлением качественных реакций. Опыт 1. Качественные реакции на катионы серебра Для обнаружения катионов Ag + используются его реакции с хроматом калия, щелочами и галогенидами щелочных металлов. 1. Хромат калия К образует с ионами Ag + кирпично-красный осадок хромата серебра Ag 2 CrO 4 : 2AgNO 3 + K 2 CrO 4 = Ag 2 CrO 4 ↓ + 2KNO 3 , который растворяется вино не растворяется в уксусной кислоте. 2. Гидроксиды (NaOH или КОН) образуют с ионами Ag + осадок AgOH, разлагающийся с образованием оксида серебра) бурого цвета 2AgNO 3 + 2NaOH = Ag 2 O ↓ + 2NaNO 3 + H 2 O 3. Растворы хлоридов, бромидов и йодидов образуют с ионами Ag + белый творожистый осадок AgCl, бледно-зеленый AgBr и желтый AgI: AgNO 3 + NaCl = AgCl ↓ + NaNO 3 AgNO 3 + NaBr = AgBr ↓ + NaNO 3 AgNO 3 + KI = AgI ↓ + KNO 3 Осадок хлорида серебра хорошо растворяется в NH 4 OH с образованием комплексного соединения AgCl + 2NH 4 OH = [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl + 2H 2 O, бромид серебра растворяется в NH 4 OH частично, а йодид серебра практически нерастворим. 43 Получив от лаборанта раствор нитрата серебра, провести все указанные реакции, написать их уравнения и указать признаки, по которым обнаруживаются катионы серебра. Сделать вывод о том, какая из реакций является наиболее чувствительной. Опыт 2. Качественные реакции на катионы ртути Щелочи образуют с солями ртути (II) желтый осадок HgO, т.к. гидроксид ртути) неустойчив Hg(NO 3 ) 2 + 2NaOH = Hg(OH) 2 + 2NaNO 3 ; Hg(OH) 2 = HgO ↓ + H 2 O Иодид калия образует с ионами Hg 2+ оранжево-красный осадок йодида ртути, который в избытке реактива растворяется, образуя в растворе бесцветное устойчивое комплексное соединение тетрайодогидраргерат(II) калия Hg(NO 3 ) 2 + 2KI = HgI 2 ↓ + 2KNO 3 ; HgI 2 + 2KI = K 2 [HgI 4 ]. Провести реакции, указать признаки обнаружения катионов Hg 2+ и сделать вывод о том, какая из этих реакций является более чувствительной. Опыт 3. Качественные реакции на катионы свинца 1. Иодид калия образует с ионами Р желтый осадок йодида свинца Pb(NO 3 ) 2 + 2KI = PbI 2 ↓ + 2KNO 3 Получив осадок, прибавьте в пробирку несколько капель воды и н. раствора уксусной кислоты и нагрейте. При этом осадок растворяется, но при охлаждении (погружении пробирки вхолодную воду) PbI 2 снова появляется в виде блестящих золотистых кристаллов. Эта специфическая для Рв 2+ реакция является одной из наиболее красивых реакций в аналитической химии. 2. Хромат и дихромат калия образует с катионами Рв 2+ один и тот же осадок – хромат свинца) желтого цвета Pb(NO 3 ) 2 + K 2 CrO 4 = PbCrO 4 ↓ + 2KNO 3 Pb(NO 3 ) 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = PbCrO 4 ↓ + Осадок растворяется в растворах щелочей, в растворе аммиака ив уксусной кислоте, а в разбавленной азотной кислоте растворяется частично. Эта реакция на ионы Рв 2+ является наиболее чувствительной. 3. Серная кислота и растворимые сульфаты осаждают ион Рв 2+ в виде белого осадка сульфата свинца Pb 2+ + SO = PbSO − 2 4 4 ↓ Осадок растворим при нагревании в растворах щелочей, вследствие образования тетрагидроксоплюмбатов(II), например PbSO 4 + 4NaOH = Na 2 [Pb(OH) 4 ] + Провести реакции, написать их уравнения и указать признаки обнаружения ионов свинца (II). 44 Опыт 4. Качественные реакции на катионы бария Дихромат калия K 2 Cr 2 O 7 образует с ионами Ва 2+ желтый осадок BaCrO 4 , а не BaCr 2 O 7 , как можно было бы ожидать. Объясняется это тем, что в растворе дихромата калия имеются ионы CrO , которые образуются в результате взаимодействия ионов Cr − 2 4 2 O с водой по обратимой реакции − 2 7 Cr 2 O + H − 2 7 2 O С + 2H − 2 4 + Несмотря на то, что концентрация ионов С невелика, она все же достаточна для того, чтобы образовался осадок BaCrO − 2 4 4 , произведение растворимости которого намного меньше, чем произведение растворимости дихромата бария 2Ba 2+ + 2CrO = 2BaCrO − 2 4 4 ↓ При сложении обоих уравнений получают общее ионное уравнение этой специфической реакции 2Ba 2+ + Cr 2 O + H − 2 7 2 O = 2BaCrO 4 ↓ + 2H + , по которому можно написать молекулярное 2BaCl 2 + K 2 Cr 2 O 7 + H 2 O = 2BaCrO 4 ↓ + 2KCl + 2HCl Осадок хромата бария растворим в сильных кислотах и нерастворим в уксусной кислоте. Сильная кислота НС образуется при самой реакции, поэтому полного осаждения BaCrO 4 не происходит. Но, если к исходному раствору хлорида бария прибавить избыток ацетата натрия (CH 3 COONa), то соляная кислота будет взаимодействовать с ним с образованием слабой уксусной кислоты CH 3 COONa + НС = CH 3 COOH + NaCl, в которой BaCrO 4 нерастворим. Ионы Са 2+ и Sr 2+ с дихроматом калия осадков не образуют и обнаружению бария не мешают, поэтому рассмотренная реакция применяется не только для открытия ионов Ва 2+ , но и для отделения их от ионов кальция и стронция. Осадок BaCrO 4 образуется также при действии на растворы солей бария хроматом калия K 2 CrO 4 (проведите реакцию. Однако хромат калия образует такой же желтый осадок SrCrO 4 c ионами Sr 2+ , поэтому реакция уже не является специфической. Для проведения опыта необходимо внести в пробирку 2-3 капли раствора ВаСl 2 , добавить 5-6 капель раствора ацетата натрия и действовать раствором дихромата калия, наблюдая образование желтого осадка хромата бария. Опыт 5. Качественные реакции на катионы железа Железо в виде катионов Fe 2+ и Fe 3+ постоянно присутствует в грунтовых водах Западной Сибири. Для обнаружения этих катионов используется несколько высокочувствительных реакций. 45 а) Обнаружение ионов Fe 2+ 1. Гидроксиды NaOH и КОНа также гидроксид аммония NH 4 OH образует с ионами Fe 2+ зеленый осадок гидроксида железа. Осадок растворим только в кислотах, т.к. Fe(OH) 2 не обладает амфотерными свойствами. При перемешивании стеклянной палочкой зеленый осадок становится бурым вследствие окисления кислородом воздуха до Ход опыта Несколько микрокристалликов сульфата железа) или соли Мора (NH 4 ) 2 Fe(SO 4 ) 2 6H 2 O растворить в 20 каплях воды и разделить раствор на две примерно равные части, отлив половину во вторую пробирку для проведения следующего опыта. В первую пробирку добавить 2-3 капли раствора щелочи или аммиака. Образуется нерастворимый гидроксид железа) светло-зеленого цвета. Перемешать раствор стеклянной палочкой. Что происходит с осадком В отчете написать уравнения реакций образования гидроксида железа (II) и его окисления кислородом при участии воды. 2. Гексацианоферрат(II) калия образует с ионом Fe 2+ синий осадок комплексного соединения – "турнбулевой сини. FeSO 4 + K 3 [Fe(CN) 6 ] = KFe[Fe(CN) 6 ] ↓ + Эта реакция – наиболее чувствительная на ионы железа. Она проводится во второй пробирке с раствором сульфата железа) или соли Мора добавлением (по каплям) гексацианоферрата(II) калия. Осадок обычно образуется уже после добавления первой капли этого реактива. б) Обнаружение ионов Fe 3+ 1. Гексацианоферрат(IV) калия образует с ионом Fe 3+ темно-синий осадок "берлинской лазури С + K 4 [Fe(CN) 6 ] = KFe[Fe(CN) 6 ] ↓ + 3KCl Ход опыта. Поместить в пробирку одну каплю взятого из штатива раствора FeCl 3 , разбавить его водой (6 - 8 капель) и прибавить 1 - 2 капли раствора K 4 [Fe(CN) 6 ]. В отчете описать опыт и объяснить, чем отличается "берлинская лазурь" от "турнбулевой сини. Для правильного ответа на этот вопрос необходимо определить степени окисления атомов железа в обоих соединениях и ознакомиться с соответствующим материалом в учебных пособиях. 2. Роданид аммония NH 4 SCN или калия KSCN образует с ионами Fe 3+ роданид железа Fe(SCN) 3 , окрашивающий раствор в кроваво-красный цвет Fe 3+ + 3SCN - = Эта реакция наиболее чувствительная на ионы Fe 3+ , однако, она не всегда надежна, т.к. ряд веществ, образующих комплексы с ионом Fe 3+ , мешают появлению окраски. К таким веществам относятся фториды, фосфорная кислота, соли щавелевой кислоты. Провести опыт, добавляя в разбавленный раствор хлорида железа) роданид аммония убедиться в появлении кроваво-красной окраски раствора. 46 Опыт 6. Качественные реакции на катионы висмута 1. При гидролизе солей висмута) образуется белый осадок оксосоли. Сначала на первой ступени гидролиза образуется растворимая гидроксосоль: BiCl 3 + H 2 O = Bi(OH)Cl 2 + HCl, на второй ступени образуется дигидроксосоль: Bi(OH)Cl 2 + H 2 O = Bi(OH) 2 Cl + HCl, которая неустойчива и самопроизвольно разлагается до нерастворимой оксосо- лис выделением воды Bi(OH) 2 Cl = BiOCl ↓ + H 2 O При обработке осадка кислотой он растворяется, но при повторном разбавлении водой снова образуется, и выпадает в осадок оксосоль. Провести и описать опыт. Уравнения реакций гидролиза написать в молекулярном и ионном виде. 2. Иодид калия KI взаимодействует с катионами Bi 3+ с образованием черного осадка BiI 3 , который в избытке KI растворяется с образованием комплексных ионов [BiI 4 ] - оранжевого цвета Bi 3+ + 3I - = BiI 3 ↓; BiI 3 + I - = При умеренном разбавлении водой комплекс разлагается и из раствора снова выпадает черный осадок BiI 3 , а при сильном разбавлении вместо BiI 3 образуется оранжевый осадок основной соли [BiI 4 ] - + H 2 O = BiOI ↓ + 3I - + Провести и описать опыт, написать уравнения реакций в молекулярном виде. 3. Тетрагидроксостаннаты(II) натрия и калия восстанавливают ион Bi 3+ до металлического висмута, который образуется в виде осадка черного цвета. Для выполнения реакции к 2 каплям раствора SnCl 2 прибавляют 8-10 капель н. раствора NaOH или КОН, чтобы первоначально выпавший осадок растворился с образованием тетрагидроксостанната: Sn 2+ + 2OH - = Sn(OH) 2 ↓; Sn(OH) 2 + 2OH - = К полученному раствору, содержащему избыток щелочи, прибавляют каплю раствора соли висмута. При этом образуется черный осадок металлического висмута 2Bi 3+ + [Sn(OH) 4 ] 2- + 2OH - = Bi ↓ + [Sn(OH) 6 ] 2- Провести и описать опыт, написать уравнения реакций в молекулярном виде. Опыт 7. Качественные реакции на катионы меди 1. Щелочи NaOH и КОН образуют с ионами Cu 2+ голубой осадок Cu(OH) 2 , чернеющий при нагревании вследствие превращения в CuO: Cu 2+ + 2OH - = Cu(OH) 2 ↓; Cu(OH) 2 = CuO + H 2 O. 47 2. Гексацианоферрат(II) калия в нейтральной или слабокислой среде образует с ионом Cu 2+ красно-бурый осадок гексацианоферрата(II) меди 2Cu 2+ + [Fe(CN) 6 ] 4- = Cu 2 [Fe(CN) 6 ] ↓ Осадок нерастворим в разбавленных кислотах, но разлагается при действии щелочей Cu 2 [Fe(CN) 6 ] + 4OH - = 2Cu(OH) 2 ↓ + [Fe(CN) 6 ] 4- 3. Металлический алюминий, цинк и железо восстанавливают ионы Cu 2+ до металла , выпадающего в осадок в виде красной губчатой массы, например Cu 2+ + Zn = Cu ↓ + Zn 2+ Металл-восстановитель может быть в любом виде, но лучше всего реакция наблюдается при их использовании в порошкообразном виде. Провести описанные реакции и сравнить их по наглядности и чувствительности. Опыт 8. Качественные реакции на хром Хром в растворах может находиться как в виде катионов Cr 3+ , таки в виде анионов CrO и Cr − 2 4 2 O . − 2 а) Обнаружение катиона Гидроксид аммония образует с катионами Cr 3+ осадок Cr(OH) 3 серо- фиолетового или серо-зеленого цвета, обладающего амфотерными свойствами. Ход опыта. К 5 каплям раствора сульфата хрома) прибавить столько же капель раствора ОН. Полученный осадок разделить в две пробирки водной растворить осадок добавлением раствора серной кислоты, а в другой – гидроксида натрия. Схемы реакций Cr 2 (SO 4 ) 3 + NH 4 OH = Cr(OH) 3 + H 2 O Cr(OH) 3 + H 2 SO 4 = Cr 2 (SO 4 ) 3 + H 2 O Cr(OH) 3 + NaOH = Na[Cr(OH) 4 ] Пробирку с ярко-зеленым раствором тетрагидроксохромата(III) натрия нагреть на пламени спиртовки при этом комплекс разлагается с выпадением в осадок Cr(OH) 3 . В отчете описать опыт и написать все уравнения реакций в молекулярном и ионном виде. б) Обнаружение ионов CrO и Cr − 2 4 2 O − 2 7 1. Образование нерастворимых солей. Ионы CrO образуют с катионами Ва − 2 4 2+ , Рис нерастворимые хроматы CrO + Ва − 2 4 2+ = ВаCrO 4 ↓ (осадок желтого цвета) CrO + Р 4 2+ = PbCrO 4 ↓ (осадок желтого цвета) CrO + 2Ag = Ag − 2 4 2 CrO 4 ↓ (осадок кирпично-красного цвета) При проведении реакций раствор необходимо подкислять уксусной кислотой для более полного протекания реакций. 48 2. Восстановление хрома) в хром. В качестве восстановителей можно использовать сульфит натрия, нитрит натрия, сероводород, этиловый спирт, соли железа) и другие восстановление проводить в кислой среде. Аналитическим признаком реакции является изменение окраски раствора растворы хроматов имеют желтую окраску, растворы дихроматов – оранжевую, а растворы солей трехвалентного хрома – зеленую или фиолетовую. При выполнении реакции в раствор K 2 Cr 2 O 7 (5-6 капель, подкисленный серной кислотой (3-4 капли, внести микрошпатель кристаллического сульфита натрия. Описать опыт и привести уравнение реакции. Опыт 9. Качественная реакция на сульфат-анионы Самая известная качественная реакция на анионы SO - это образование сульфата бария, который нерастворим не только вводе, но ив кислотах (этим BaSO − 2 4 4 отличается от солей бария с другими анионами. Провести реакцию между и BaCl 2 и убедиться в том, что белый осадок BaSO 4 не растворяется в серной, соляной и азотной кислотах. Написать уравнение реакции в молекулярном и ионном виде. Опыт 10. Качественная реакция на карбонат-анионы Хлорид бария BaCl 2 осаждает ионы СО в виде белого осадка ВаСО − 2 3 3 , который растворяется в соляной, азотной и уксусной кислотах с выделением углекислого газа. При действии на ВаСО 3 серной кислоты он превращается в менее растворимый сульфат бария также с выделением СО 2 При выполнении реакции к раствору О добавлять раствор BaCl 2 , наблюдая образование осадка ВаСО 3 . После отстаивания слить с осадка жидкость и подействовать на осадок соляной или азотной кислотой, наблюдая выделение СО. Уравнения реакции привести в молекулярном и ионном виде. Опыт 11. Качественные реакции на сульфид-анионы 1. Кислоты взаимодействуют с сульфидами с образованием сероводорода, например Na 2 S + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + H 2 S ↑ FeS + 2HCl = FeCl 2 + H 2 S ↑ Выделение газообразного сероводорода обнаруживается по запаху тухлых яиц, а также по почернению фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца H 2 S + Pb(NO 3 ) 2 = 2HNO 3 + PbS ↓ (черный) 2. Соли кадмия образуют с ионами S 2- характерный ярко-желтый осадок сульфида кадмия CdS: CdSO 4 + Na 2 S = CdS ↓ + Na 2 SO 4 3. Нитрат серебра образует с ионами S 2- черный осадок Ag 2 S. Осадок не растворяется в растворе аммиака, но растворяется при нагревании в разбавленной азотной кислоте. 49 2AgNO 3 + Na 2 S = Ag 2 S ↓ + 2NaNO 3 3Ag 2 S + 14HNO 3 = 6AgNO 3 + 3H 2 SO 4 + 8NO ↑ + 4H 2 O Провести описанные реакции и оценить их чувствительность. Опыт 12. Качественные реакции на галогенид-анионы Анионы Cl - , Br - и I - обнаруживаются с помощью нитрата серебра, концентрированной серной кислоты, действием окислителей и других качественных реакций. 1. Нитрат серебра образует с галогенид-анионами белый творожистый осадок AgCl, желтоватый осадок AgBr и желтый осадок AgI. Осадок AgCl не растворяется в кислотах, но легко растворяется при действии веществ, способных связывать ион Ag + в комплексы, например NH 4 OH, Na 2 S 2 O 3 , KCN. В случае NH 4 OH реакция идет по уравнению AgCl + 2NH 4 OH = [Ag(NH 3 ) 2 ]Cl + 2H 2 O Осадок AgBr также нерастворим в кислотах, а в аммиаке он растворяется частично, т.к. его произведение растворимости (7,7 10 -13 ) меньше произведения растворимости AgCl (1,6 10 -10 ). Осадок AgI с еще меньшим значением произведения растворимости (1,5 10 - 16 ) не растворяется вино растворяется в тиосульфате натрия AgI + 2Na 2 S 2 O 3 = Na 3 [Ag(S 2 O 3 ) 2 ] + NaI. 2. Концентрированная серная кислота при действии на сухие хлориды выделяет из них газообразный хлороводород NaCl + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HCl ↑, который обнаруживается по резкому запаху и по покраснению влажной синей лакмусовой бумаге, поднесенной к пробирке. При действии концентрированной H 2 SO 4 на твердые бромиды выделяется газообразный бромоводород, который частично окисляется серной кислотой до свободного брома, что заметно по буроватой окраске выделяющихся паров. Уравнения реакций NaBr + H 2 SO 4 = NaHSO 4 + HBr ↑; 2HBr + H 2 SO 4 = Br 2 ↑ + SO 2 ↑ + H 2 O. Концентрированная серная кислота окисляет сухие иодиды до свободного иода и восстанавливается при этом до сероводорода, например 8KI + 5H 2 SO 4 = 4I 2 + 4K 2 SO 4 + H 2 S ↑ + 4H 2 O Образующийся иод окрашивает раствор в бурый цвета сероводород обнаруживается по запаху тухлых яиц, а также по почернению фильтровальной бумаги, смоченной раствором соли свинца) (опыт 11.1). 3. Действие окислителей. Окислительно-восстановительный потенциал хлорид-ионов при их окислении до свободного хлора (С - 2e=Cl 2 ) равен 1,36 В. Поэтому для окисления этих ионов используются окислители с более высоким потенциалом KMnO 4 , PbO 2 , KClO 3 и др. Все окислители, способные окислять хлорид-ионы, легко окисляют бромид- и иодид-ионы, потенциалы которых ниже, чему хлорид-ионов. При проведении реакции действовать перманганатом калия на подкисленные растворы NaCl, NaBr и KI. Уравнения реакций 10NaCl + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5Cl 2 ↑ + 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O 10NaBr + 2KMnO 4 + 8H 2 SO 4 = 5Br 2 ↑ + 2MnSO 4 + 5Na 2 SO 4 + K 2 SO 4 + 8H 2 O 10KI + 2KMnO 4 + 7H 2 SO 4 = 5I 2 ↑ + 2MnSO 4 + 7K 2 SO 4 + 7H 2 O Выделение хлора впервой реакции обнаруживается по желто-зеленому цвету этого газа, запаху и посинению подкрахмаленной бумаги, поднесенной кот- верстию пробирки. Примечание. Йодкрахмальной называется бумага, смоченная растворами крахмала и KI. При взаимодействии KI с хлором образуется свободный иод, дающий с крахмалом синее окрашивание. Образование брома во второй реакции обнаруживается потому, что раствор в пробирке буреет. Если в пробирку внести несколько капель органического растворителя (CCl 4 , CS 2 , толуол и т.д.) и взболтать, то бром экстрагируется в органический растворитель и окрашивает его в характерный для брома красно- вато-бурый цвет. Образование иода в третьей пробирке обнаруживается по окрашиванию раствора в бурый цвет. Органические растворители, добавленные в пробирку, окрашиваются иодом в характерный красивый фиолетовый цвет. Провести описанные реакции, оценить их селективность и чувствительность. Работа 12. ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ Введение Жесткость воды обусловлена содержанием в ней растворимых солей кальция, магния, железа нитратов, хлоридов, гидрокарбонатов и др. Различают жесткость временную и постоянную. Временная жесткость обусловлена содержанием гидрокарбонатов Ca(HCO 3 ) 2 , Mg(HCO 3 ) 2 , Fe(HCO 3 ) 2 , постоянная – содержанием хлоридов, нитратов, сульфатов этих металлов CaCl 2 , MgCl 2 , Ca(NO 3 ) 2 и др. Сумма постоянной и временной жесткости составляет общую жесткость Ж общ. = Ж пост. + Ж врем. Жесткость воды оценивается числом миллимоль эквивалентов ионов Ca 2+ и Mg 2+ , содержащихся водном литре воды. Единица жесткости – ммоль/л. Для определения величины одного ммоль ионов кальция и магния используются соотношения эк) = Ar Ca B ( ) = 40 08 2 =20,04; эк) = Ar Mg B ( ) = 24 31 2 = 12,15, где В – стехиометрическая валентность кальция и магния, равная двум. Из этих соотношений следует, что один ммоль Ca 2+ приблизительно равен 20 мг ионов Ca 2+ , а один ммоль Mg 2+ равен 12 мг ионов Mg 2+ 51 Классификация воды по степени жесткости приведена в таблице 3: Таблица 3. Характеристика жесткости воды Число ммоль/л ионов Mg 2+ и Характеристика жесткости воды < 4 мягкая 4 ÷ 8 умеренно-жесткая 8 ÷ 12 жесткая > 12 очень жесткая Присутствие солей кальция и магния в значительных количествах делает воду непригодной для многих технических целей, поэтому снижение жесткости или её устранение является важной задачей. Устранение жесткости производится тремя способами физическим, химическими физико-химическим. Сущность этих методов заключается в удалении из воды катионов металлов. Физический способ основан на термическом разложении солей Ca(HCO 3 ) 2 → CaCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O Mg(HCO 3 ) 2 → MgCO 3 ↓ + CO 2 + H 2 O Таким образом, после выпадения осадков содержание ионов Ca 2+ , Mg 2+ , Fe 2+ вводе уменьшается. Этот способ пригоден лишь для устранения временной жесткости воды, т.к. сульфаты, нитраты и хлориды этих металлов при нагревании и кипячении воды остаются в растворе. В промышленных масштабах этот метод применяется в тех случаях, когда вода должна подогреваться, согласно технологии, в других аппаратах. Химический способ основан на удалении из воды ионов кальция, магния, железа за счет перевода их в труднорастворимые соединения карбонаты, гидроксиды, тетрабораты и др. Для этого к жесткой воде добавляют реагенты - осадители. Обычно добавляют гашеную известь Ca(OH) 2 . В результате электролитической диссоциации извести Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH - возрастает рН раствора (воды, что приводит к смещению углекислотного равновесия в сторону образования карбонат-ионов, в результате чего достигается произведение растворимости карбоната кальция ион выпадает в осадок Ca 2+ + CO 3 2- = CaCO 3 ↓ ПР) = 5 10 -9 Кроме того, при увеличении концентрации ОН- достигается произведение растворимости гидроксида магния ион также выпадает в осадок Mg 2+ + 2OH - = Mg(OH) 2 ↓; ПР) = 2 10 -11 Реакции, протекающие при введении извести, можно записать в молекулярной форме уравнениями 52 Ca(HCO 3 ) 2 + Ca(OH) 2 = 2CaCO 3 ↓ + 2H 2 O Mg(HCO) 2 + 2Ca(OH) 2 = Mg(OH) 2 ↓ + 2 CaCO 3 ↓ + 2H 2 O Метод известкования непригоден для снижения постоянной жесткости. Для этих целей необходимо вводить хорошо растворимую соль, содержащую кар- бонат-ионы. Обычно для устранения постоянной жесткости вводу добавляют соду Na 2 CO 3 , которая при диссоциации дает ионы CO 3 2- , связывающие катионы кальция (магния Na 2 CO 3 = 2Na + + CO 3 2- ; Ca 2+ + СОВ молекулярной форме это можно записать уравнением CaSO 4 + Na 2 CO 3 = CaCO 3 ↓ + Сравнение значений произведения растворимости сульфата кальция (6 10 -6 ) и карбоната кальция (5 10 -9 ) показывает, что связывание ионов кальция в виде CaCO 3 является более прочным. Учитывая, что ортофосфаты еще менее растворимы, чем карбонаты, более полного устранения жесткости можно достичь с помощью реагента – осадителя Na 3 PO 4 : 3CaSO 4 + 2Na 3 PO 4 → Ca 3 (PO 4 ) 2 ↓ + 3Na 2 SO 4 ; ПР) = 1 Этот процесс используют для «доумягчения» воды после устранения жесткости с помощью извести или соды. Химические методы умягчения воды громоздки, связаны со значительным расходом реагентов, поэтому в последние годы широкое распространение получил метод ионного обмена. |