Вопросы к экзамену по химии Предмет и задачи химии. Химия и окружающая среда. Значение химии для инженеров вашей специальности

• Название: Вопросы к экзамену по химии Предмет и задачи химии. Химия и окружающая среда. Значение химии для инженеров вашей специальности
• Дата: 09.07.2022
• Размер: 2.48 Mb.
• Имя файла: khimia_ekzamen.docx
• Тип: Вопросы к экзамену; #627546
• страница: 4 из 6

Методы защиты

Электрохимическая защита металлов от коррозии достигается следующими способами:

• 
  Созданием антикоррозионных сплавов (легированием).
  
• 
  Увеличением чистоты индивидуального металла.
  
• 
  Нанесением на поверхность различных защитных покрытий.
  

Эти покрытия в свою очередь бывают:

• 
  Неметаллическими (краски, лаки, смазочные материалы, эмали).
  
• 
  Металлическими (анодные и катодные покрытия).
  
• 
  Образованными специальной обработкой поверхностей (пассивация железа в концентрированных серной или азотной кислотах; железа, никеля, кобальта, магния в растворах щелочей; образование оксидной пленки, например, на алюминии).
  

24. Комплексные соединения, их состав, диссоциация в водных растворах.

25. Гидролиз солей, случаи гидролиза, примеры. Степень и константа гидролиза, их взаимосвязь.

Гидролиз – это химическая реакция ионного обмена между водой и растворённым в ней веществом с образованием слабого электролита. В общем случае обменное взаимодействие растворённого вещества с

растворителем носит название – сольволиз. В большинстве случаев гидролиз сопровождается изменением pH раствора. Большая часть реакций гидролиза обратимы Pb(NO₃)₂ + H₂O ↔ Pb(OH)(NO₃) + HNO₃,

Некоторые реакции гидролиза протекают необратимо

Al₂S₃ + 6H₂O → 2Al(OH)₃↓ + 3H₂S.

Причиной гидролиза является взаимодействие ионов соли с молекулами воды из гидратной оболочки с образованием малодиссоциированных соединений или ионов.

Способность солей подвергаться гидролизу зависит от:

• свойств ионов, образующих соль;

• внешних факторов.

Случаи гидролиза

1. Соли, образованные катионом сильного основания и анионом сильной кислоты (например, LiBr,и др), гидролизу неподвергаются, так как ни катион, ни анион соли не могут при взаимодействии с водой образовать молекулы слабых электролитов. (pH = 7). нейтральную реакцию среды Практически не гидролизуются также и труднорастворимые соли (CaCO₃) из-за очень низкой концентрации ионов в водных растворах этих солей.

2.Гидролиз по катиону. Соли слабого основания и сильной кислоты гид-

ролизуются по катиону NH₄Cl + H₂O ↔ NH₄OH + HCl.

В ионно-молекулярной форме NH₄⁺ + H₂O ↔ NH₄OH + H⁺.

Гидролиз солей, образованных многовалентным катионом, протекает

ступенчато, через стадии образования основных солей.

Первая ступень: Al(NO₃)₃ + H₂O ↔ Al(OH)(NO3)₂ + HNO₃,

Al ³⁺ + H₂O ↔ [Al(OH)]²⁺ + H⁺;

вторая ступень: Al(OH)(NO₃)₂ + H₂O ↔ Al(OH)₂(NO₃) + HNO₃,

[Al(OH)]²⁺ + H₂O ↔ [Al(OH)₂]⁺ + H⁺;

третья ступень: Al(OH)₂(NO₃) + H₂O ↔ Al(OH)₃ + HNO3,

[Al(OH)₂]⁺ + H₂O ↔ Al(OH)₃ + H⁺.

Гидролиз протекает достаточно сильно по первой ступени,

При гидролизе по катиону реакция раствора кислая pH < 7.

3. Гидролиз по аниону. Соли, образованные сильным основанием и слабой

Кислотой, гидролизуются по аниону CH₃COOK + H₂O ↔ CH₃COOH + KOH.

В ионно-молекулярной – CH₃COO^- + H₂O ↔ CH₃COOH +OH.

Соли многоосновных кислот гидролизуются ступенчато (с образованием

кислых солей).

Первая ступень: K₂CO₃ + H₂O ↔ KHCO₃ + KOH,

CO₃^2- + H₂O ↔ HCO₃ ^- + OH^-;

вторая ступень: KHCO₃ + H₂O ↔ H₂CO₃+ KOH,

HCO₃^- + H²O ↔ H₂CO₃ + OH_-.

Первая ступень гидролиза протекает достаточно сильно, а вторая –

слабо, водные растворы таких солей имеют щелочную реакцию (pH > 7).

4.Гидролиз по катиону и аниону. Соли, образованные слабым основани-

ем и слабой кислотой, гидролизуются и по катиону и по аниону

CH₃COONH₄ + H₂O ↔ CH₃COOH + NH₄OH

или в ионно-молекулярной форме CH₃COO_- + NH₄⁺ + H₂O ↔ CH₃COOH + NH₄OH.

Гидролиз таких солей протекает очень сильно, поскольку в результате

его образуются и слабое основание, и слабая кислота. Реакция среды в этом

случае зависит от сравнительной силы основания и кислоты, т. е. от их кон-

стант диссоциации (K_д).

Степень гидролиза (h _гидр) – отношение числа гидролизованных моле-

кул к общему числу растворённых молекул (выражается в процентах)

h_гидр = 100 % h= [C]_гидр/[C]_раст 100 %

Степень гидролиза зависит от химической природы образующейся при

гидролизе кислоты (основания) и будет тем больше, чем слабее кислота (ос-

нование).

Константа гидролиза К_h =h²C/1-h или например CH₃COONa + H₂O ↔ CH₃COOH + NaOH К=[CH₃COO^-] [OH^-]/[CH₃COOН]

Факторы влияющие на степень гидролиза

– Добавление одноименных ионов. [H+] подавляет гидролиз по катиону, [OH-] подавляет гидролиз по аниону.

– Повышение температуры способствует гидролизу.
26. Осмотический закон Вант-Гоффа.

Осмосом называют преимущественно одностороннее проникновение молекул растворителя(диффузию) через полунепроницаемую мембрану из растворителя в раствор или из раствора с меньшей концентрацией в раствор с большей концентрацией.

Осмотическим давлением называют величину, измеряемую минимальным гидравлическим давлением, которое нужно приложить к раствору, чтобы осмос прекратился.

Закон Вант-Гоффа:

Осмотическое давление разбавленных растворов неэлектролитов прямо пропорционально молярной концентрации, коэффиценту пропорциональности и абсолютной температуре: π =С(Х)RT,

Где π- осмотич давление,кПа; С(Х)- молярная концентрация, моль/л

С(Х)= n/V, где n-число молей неэлектролита, V- объём раствора; R- универсальная газовая постоянная,равная 8,31кПа*л/(моль*К); T-абсолютная температура, K.

π = n/V * RT или πV= nRT.

Чтобы согласовать количественное описание коллигативных свойств электролитов и законы идеальных растворов, Вант-Гофф ввёл поправочный коэффицент i, называемый изотоническим коэффицентом

Осмотическое давление зависит от концентрации растворенного вещества и температуры. Так, при увеличении концентрации с сахарозы в воде в два раза осмотическое давление возрастает примерно в два раза, при увеличении концентрации c в три раза осмотическое давление возрастает почти во столько же и т. д.
27. Строение молекулы воды, ее диссоциация, ионное произведение воды, водородный показатель рН. Индикаторы.

28. Принцип Ле Шателье. Влияние температуры, давления, концентрации реагентов на равновесие обратимых реакций. Примеры.

Обратимые реакции - химические реакции, протекающие одновременно в двух противоположных направлениях

Химическое равновесие – состояние системы при котором скорости прямой и обратной реакции равны.   Выводится из равенства скоростей прямой и обратной реакций и выражается константой равновесия К. Для обратимой реакции в общем виде 

Принцип Ле-Шателье-Брауна. Если на систему, находящуюся в равновесии, оказывать внешнее воздействие, то равновесие сдвигается в направлении, ослабляющем это воздействие. Реакции с участием газообразных веществ. При увеличении давления равновесие смещается в направлении реакции, идущей с уменьшением объема газообразных веществ, при понижении давления в сторону реакции идущей с увеличением объема.

уменьшение объема

увеличение объема

При повышении температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, при понижении в сторону экзотермической.   Повышение Т

понижение Т. При увеличении концентрации исходных веществ или уменьшении концентрации продуктов реакции равновесие смещается в сторону прямой реакции, при увеличении концентрации продуктов реакции или уменьшении концентрации исходных веществ - в сторону обратной реакции.



29. Общее представления о растворах. Химическая и физическая теория растворов. Способы выражения концентрации

растворов.

Раствор - n-компонентная гомогенная система (n³2), состав которой может непрерывно изменяться в некоторых пределах.

Растворы могут быть жидкими, твёрдыми, газообразными. Компонент, содержание которого значительно выше содержания остальных компонентов, как правило, называют растворителем. Если одним из компонентов раствора является жидкость, а другие - газы или твёрдые вещества, то растворителем принято считать жидкость.

Мы будем говорить о жидких растворах. Поэтому вспомним самые общие сведения о жидком состоянии:

1. 
   В жидкости молекулы ориентированы друг относительно друга благодаря силам Ван-дер-Ваальса, а так же водородной связи. Молекулы не “втягиваются друг в друга” из-за отталкивания электронных оболочек (принцип Паули и принцип неопределённости) и теплового движения молекул.
   
2. 
   Благодаря указанной ориентации молекулы жидкости напоминают кристаллическое вещество - каждая её молекула окружена примерно одинаковым числом соседей (ближний порядок). Ближний порядок не означает отсутствие движения. В отличие от кристаллического вещества в жидкости отсутствует дальний порядок.
   

При образовании раствора происходитсольватация(от лат. solvere - растворять) частиц растворённого вещества молекулами растворителя. Если растворитель - вода, то говорят о гидратации. При этом за счёт химических связей между разнородными молекулами образуются аквокомплексы (водные растворы) или сольватокомплексы (неводные растворы). На образование химических связей между компонентами указывают явления, наблюдающиеся при растворении: а) значительные тепловые эффекты (вспомните работы по термохимии); б) изменение окраски при образовании растворов; в) нарушение аддитивности объёмов при смешении жидкостей. Особенно это характерно для жидкостей, между компонентами которых образуются водородные связи. Так, при смешении 1 л C₂H₅OH и 1 л H₂O объём раствора равен 1.93 л.

Таким образом, растворение– это сложный физико-химический процесс, включающий как химические процессы (гидратная теория растворов Д.И. Менделеева), так и комплекс физических взаимодействий (физическая теория растворов - В.Ф. Алексеев, Вант-Гофф, Аррениус, Оствальд).



Растворение веществ сопровождается тепловым эффектом: выделением или поглощением теплоты - в зависимости от природы веществ.

При растворении в воде, например, гидрата окиси натрия, серной кислоты наблюдается сильное разогревание раствора, а при растворении нитрата аммония- сильное охлаждение раствора.

В первом случае осуществляется экзотермический процесс, во втором – эндотермический.

В результате химического взаимодействия растворенного вещества с растворителем образуются соединения, которые называются сольватными или гидратными, если растворителем является вода.

Сольваты (гидраты) образуются за счет донорно-акцепторного, диполь-дипольного взаимодействий, за счет водородных связей, а также дисперсного взаимодействия (в случае растворов родственных веществ, например, бензола и толуола). Особенно склонны к гидратации ионы. Ионы присоединяют полярные молекулы воды, в результате образуются гидратированные ионы.

Во многих случаях такие соединения непрочны и легко разлагаются при выделении их в свободном виде.

Однако, в ряде случаев образуются прочные соединения, которые можно легко выделить из раствора путем кристаллизации. Из раствора выпадают кристаллы, содержащие молекулы воды.

Кристаллические вещества, содержащие молекулы воды, называются кристаллогидратами, а вода, входящая в состав кристаллогидратов, называется кристаллизационной.

Кристаллогидратами являются многие природные минералы.

Таким образом, растворение не только физический, но и химический процесс.

Растворы образуются за счет взаимодействия растворенного вещества с частицами растворителя и являются физико-химической системами.
30. Металлы. Общие физические и химические свойства. Методы извлечения металлов из руд. Способы получения высокочистых металлов.

Занимая в таблице Менделеева I-II группы, а также побочные подгруппы III-VIII групп, атомы металлов способны отдавать валентные электроны, тем самым окисляться. По группе сверху вниз число электронных слоев увеличивается, радиус атомов растет, как и способность отдавать электроны (металлические свойства атомов). В периодах слева направо радиус атомов уменьшается, металлические свойства снижаются. Поэтому самыми активными металлами в периодах являются металлы I-II групп. 

Общие физические свойства

Объясняются особым строением кристаллической решетки - наличием свободных электронов ("электронного газа").

1)Пластичность - способность изменять форму при ударе, вытягиваться в проволоку, прокатываться в тонкие листы. В ряду ––Au,Ag,Cu,Sn,Pb,Zn,Fe→ уменьшается.

2)Блеск, обычно серый цвет и непрозрачность. Это связано со взаимодействием свободных электронов с падающими на металл квантами света.

3)Электропроводность.

Объясняется направленным движением свободных электронов от отрицательного полюса к

положительному под влиянием небольшой разности потенциалов. В ряду ––Ag,Cu,Al,Fe→ уменьшается.

При нагревании электропроводность уменьшается, т.к. с повышением температуры усиливаются колебания атомов и ионов в узлах кристаллической решетки, что затрудняет

направленное движение "электронного газа".

4)Теплопроводность. Закономерность та же. Обусловлена высокой подвижностью свободных

электронов и колебательным движением атомов, благодаря чему происходит быстрое выравнивание температуры по массе металла. Наибольшая теплопроводность - у висмута

и ртути.

5)Твердость. Самый твердый – хром (режет стекло); самые мягкие – щелочные металлы – калий, натрий, рубидий и цезий – режутся ножом.

6)Плотность. Она тем меньше, чем меньше атомная масса металла и чем больше радиус его

атома (самый легкий - литий (ρ=0,53 г/см3); самый тяжелый – осмий (ρ=22,6 г/см3). Металлы, имеющие ρ < 5 г/см3 считаются "легкими металлами".

7)Температуры плавления и кипения. Самый легкоплавкий металл – ртуть (т.пл. = -39°C),

самый тугоплавкий металл – вольфрам (t°пл. = 3390°C).

Металлы с t°пл. выше 1000°C считаются тугоплавкими, ниже – низкоплавкими.

Общие химические свойства металлов

Сильные восстановители: Me0 – nē → Men+

I. Реакции с неметаллами

1) С кислородом:

2Mg0 + O2 → 2Mg+2 O

2) С серой:

Hg0 + S → Hg+2 S

3) С галогенами:

Ni + Cl2 –t°→ Ni+2Cl2

4) С азотом:

3Ca0 + N2 –t°→ Ca3+2N2

5) С фосфором:

3Ca0 + 2P –t°→ Ca3P2

6) С водородом (реагируют только щелочные и щелочноземельные металлы):

2Li0 + H2 → 2Li+1H

Ca0 + H2 → Ca+2H2
31. Легкие конструкционные металлы: магний, алюминий, бериллий.

Распространенность, строение химические свойства, применение.

атома,

32. Коррозия металлов. Типы коррозии. Химическая и электрохимическая коррозия.

Металлы и их сплавы - приходя в соприкосновение с окружающей их средой (газообразной или жидкой), подвергаются с той или иной скоростью разрушения так как металлы вступают в окислительно-восстановительные реакции с веществами, находящимися в окружающей среде, и окисляются.

Самопроизвольное разрушение металлов(Δφ<0), происходящее под химическим воздействием окружающей среды, называется коррозией.


33. Основные классы неорганических соединений: оксиды, гидроксиды, соли. Примеры веществ.
34. Тепловой эффект химической реакции. Внутренняя энергия и энтальпия.

Химическая реакция – это процесс, при котором одни соединения разлагаются, другие образуются, в результате одни химические связи заменяются другими. Как следствие химические реакции сопровождаются выделением или поглощением теплоты. Реакции, протекающие с выделением теплоты в окружающую среду, называются экзотермическими, а с поглощением теплоты – эндотермическими. Количество теплоты, которое выделяется или поглощается при химической реакции, называется тепловым эффектомреакции.

Тепловой эффект реакции, протекающей в условиях р=const, T=const, равен изменению энтальпии системы ∆Н и измеряется в кДж. При экзотермической реакции энтальпия системы уменьшается и ∆Н < 0, а при эндотермической – энтальпия системы увеличивается и ∆Н > 0.
35. Энтальпия экзо- и эндотермических Энтальпия образования

реакций. химических соединений.

36. Стандартная теплота образования химических соединений. Закон Гесса и

следствия из него.

37. Гомогенные и гетерогенные системы, примеры. Скорость гомогенных реакций. Закон действующих масс. Константа скорости реакции, физический смысл.

Химическая реакция, протекающая в пределах одной фазы, называется гомогенной химической реакцией. Химическая реакция, протекающая на границе раздела фаз, называется гетерогенной химической реакцией. Сложная химическая реакция, в которой одни стадии являются гомогенными, а другие гетерогенными, называется гомогенно-гетерогенными.

Примером гомогенных реакций может служить любая реакция в растворе, примером гетерогенной реакции - любая реакции, идущая на поверхности твердою катализатора (гетерогенная каталитическая реакция), примерами гомогенно-гетерогенных реакций - некоторые реакции между газами, отдельные стадии которых протекают на стенках реакционного сосуда. Понятия «гомогенный» и «гетерогенный» применимы как к реакции а целом, так и к любой ее отдельной стадии. Гомогенно-гетерогенным может быть только сложный процесс, включающий несколько стадий. Следует отметить, что в гетерогенном процессе исходные вещества и продукты реакции могут находиться в одной фазе. Так, гидрирование этилена в присутствии металлического никеля

С2Н4 + 4Н2 > С2Н6 идет на поверхности металла, но оба исходных вещества - этилен и молекулярный водород - к продукт реакции этан образуют одну фазу.

Возможны и такие случаи, когда реагирующие вещества находятся в разных фазах, но реакция между ними является гомогенной. В качестве примера можно привести окисление углеводорода в жидкой фазе молекулярным кислородом. Исходные вещества - кислород и углеводород - находятся в разных фазах, но реакция между ними является гомогенной, так как в химическую реакцию вступает растворенный в углеводороде кислород. Гетерогенной в рассматриваемом случае является не химическая реакция, а предшествующая ей нехимическая стадия растворения кислорода.

В зависимости от того, одну или несколько фаз образуют исходные вещества и продукты реакции, химические процессы могут быть гомофазными и гегерофазными.

Гомофазным называется процесс, в котором исходные вещества, стабильные стабильные промежуточные вещества и продукты реакции находятся в пределах одной фазы.

Гетерофазным называться процесс, в котором входные вещества, стабильные промежуточные вещества и продукты реакции образуют более чем одну фазу.

Понятия гомо- и гетерофазности совершенно независимы от понятия гомо- и гетерогенности. Так, нейтрализация кислоты щелочью валяется гомогенным гомофазным процессом, рассмотренное выше гидрирование этилена - гомофазным гетерогенным процессом. Окисление углеводорода в жидкой фазе газообразным кислородом представляет собой гомогенный гетерофазный процесс. Наконец, гашение извести СаО + Н2О>Са(ОН)2 когда все три компонента образуют отдельные фазы и процесс идет на границе раздела воды и СаО, является гетерогенным процессом.

Зако́н де́йствующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях при равновесии, а также зависимость скорости химической реакции от концентрации исходных веществ. Закон действующих масс в кинетической форме (основное уравнение кинетики) гласит, что скорость элементарной химической реакции пропорциональна произведению концентраций реагентов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам в уравнении реакции[1]. Это положение сформулировано в 1867 году норвежскими учёными К. Гульдбергом и П. Вааге. Для элементарной химической реакции:



закон действующих масс может быть записан в виде кинетического уравнения вида:



+где V — скорость химической реакции, k — константа скорости реакции.

Константа скорости реакции (удельная скорость реакции) — коэффициент пропорциональности в кинетическом уравнении.

+Физический смысл константы скорости реакции k следует из уравнения закона действующих масс: k численно равна скорости реакции при концентрации каждого из реагирующих веществ равной 1 моль/л.

Константа скорости реакции зависит от температуры, от природы реагирующих веществ, но не зависит от их концентрации.
38. Жесткость воды. Виды жесткости: общая, постоянная, карбонатная, некарбонатная. Методы устранения жесткости.

Жесткость воды – один из технологических показателей, принятых для характеристики состава и качества природных вод,

который характеризуется содержанием числа миллимолей эквивалентов ионов Са2+ и Мg2+ в 1 л воды. Один миллиэквивалент жесткости отвечает содержанию в воде 20,04 мг/л Са2+ или 12,16мг/л Mg2+, что соответствует значению эквивалентной массы этих ионов.

Эти ионы появляются в природных водах в результате

взаимодействия с известняками или в результате растворения гипса. CaCO3 + H2O + CO2 = Ca2+ + 2HCO3-

Жёсткость природных вод колеблется в широких пределах. Вода, жёсткость которой менее 4 мэкв/л ионов Са2+ и Мg2+, характеризуется как мягкая, от 4 до 8 – умеренно жёсткая, от 8 до 12

– жёсткая и более 12 мэкв/л – очень жёсткая.

Например, наиболее мягкой является вода атмосферных осадков (0,07-0,1мэкв/л), а жесткость океанской воды составляет 130 мэкв/л.

Различают несколько видов жёсткости: общую, временную, постоянную, карбонатную и некарбонатную.

Общей жёсткостью называется суммарная концентрация ионов Ca2+, Mg2+ в воде, выраженная в мэкв/л.

Постоянная жёсткость - часть общей жёсткости, остающаяся после кипячения воды при атмосферном давлении в течение определённого времени.

Временная жёсткость – часть общей жёсткости, удаляющаяся кипячением воды при атмосферном давлении в течение определённого времени. Она равна разности между общей и постоянной жёсткостью.

Карбонатная жёсткость – часть общей жёсткости,

эквивалентная концентрации гидрокарбонатов кальция и магния. Некарбонатная жёсткость - часть общей жёсткости, равная

разности между общей и карбонатной жёсткостью.

Использование природной воды в технике требует ее предварительной очистки. Процесс, приводящий к снижению жёсткости воды, называется умягчением воды.

Способы умягчения воды можно разделить на три основные группы:

1) термическое умягчение воды; 2) реагентные методы умягчения; 3) умягчение воды методом ионного обмена.

1. Термический. Используется только для устранения карбонатной (временной) жесткости. Метод основан на реакции разложения гидрокарбонатов при нагревании с образованием осадков карбонатов кальция и магния.

t⁰

Са(НСО₃)₂ = СаСО₃↓ + СО₂↑ + Н₂О

t⁰

Mg (НСО₃)₂ = MgСО₃↓ + СО₂↑ + Н₂О

2. Химический или реагентный. В этом случае к воде известной жесткости добавляют рассчитанное количество реагента, переводящего ионы Са²⁺, Mg²⁺ в связанное состояние.

Большое распространение получил известково-содовый метод. Воду обрабатывают растворами гашеной извести Са(ОН)₂ и кальцинированной соды Na₂CО₃. При этом временная жесткость воды устраняется гашеной известью:

Са (НСО₃)₂ + Са (ОН)₂ = 2СаСО₃↓ + 2Н₂О

Mg (HCO₃)₂ + 2Ca (OH)₂ = Mg(OH)₂↓ + 2CaCO₃↓ + 2H₂O

а постоянная – содой:

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2NaCl

MgSO₄ + Na₂CO₃ = MgCO₃↓ + Na₂SO₄

Среди других реагентов отметим ортофосфат натрия Na₃PO₄, также часто используемый для умягчения воды:

3Са(НСО₃)₂ + 2Na₃PO₄ = Са₃(РО₄)₂↓ + 6NaHCO₃

3MgСl₂ + 2Na₃PO₄ = Mg₃(РО₄)₂↓ + 6NaCl

Некоторые фосфаты, такие как гексаметафосфат натрия (NаРО₃)₆ не только служат для устранения жесткости воды, но и позволяют удалять образовавшиеся отложения (накипь). Подобные вещества называются антинакипинами. Антинакипины являются обязательной составной частью присадок к различным техническим жидкостям. Они переводят соли кальция и магния в рыхлые осадки, циркулирующие в системе охлаждения и легко удаляемые вместе с жидкостью при ее замене.

Для расчета массы умягчителя, необходимого для снижения жесткости воды в каждом конкретном случае, воспользуемся законом эквивалентов:

, (4)

где m₁ и m₂ – массы реагирующих веществ;

М_Э(1) и М_Э(2) – молярные массы эквивалентов этих веществ.

Обозначим

m₁ – масса реагента (мг),

m₂ – масса соли кальция или магния (мг)

М_Э(1) – молярная масса миллиэквивалента реагента,

М_Э(2) – молярная масса миллиэквивалента соли кальция или магния (мг/ммоль).

 (5)

т.к.

,

где  - объем воды (л),

то  (6)

В зависимости от типа используемого реагента жесткость воды удается снизить до 0,3 ммоль/л при использовании известково-содовой смеси и до 0,04-0,02 ммоль/л при действии фосфатами. Однако, все разновидности реагентного способа умягчения требуют значительных затрат времени на образо­вание осадков и их фильтрование.

3. Метод ионного обмена. Широкое применение в практике умягчения или полного обессоливания воды получили иониты. Это природные или синтетические вещества, способные к обмену катионов (катиониты) или анионов (аниониты).

Катиониты бывают органические и неорганические. Орга­нические имеют в своем составе группы (–СООН, –SO₃H), содержащие катион водорода Н⁺, способный замещаться на катионы кальция Са²⁺ и Mg²⁺ по схеме:

RH₂ + Са²⁺ → RCa + 2Н⁺

RH₂ + Mg²⁺ → RMg + 2H⁺

Неорганические катиониты – алюмосиликаты Na₂[Al₂Si₂O₈∙nH₂O]. Эти соединения можно условно выразить формулой Na₂R, где R – анион.

В данном случае обмениваться с катионами Са²⁺, Мg²⁺ будет обмениваться Nа⁺ по схеме:

Na₂R + Са²⁺ → CaR + 2Na⁺

Na₂R + Mg²⁺ → MgR + 2Na⁺

При натрий-катионировании жесткость воды может быть снижена до 0,03–0,05 ммоль/л, при повторном – до 0,01 ммоль/л.

После прохождения воды через катионит ионы кальция и магния оказываются связанными (адсорбированными) его поверхностью, а ионы натрия (или водорода) переходят в воду. Катионит при этом теряет постепенно свою работоспособность. Для регенерации через отработанные катиониты пропускают концентрированные растворы НС1 или NaCl в зависимости от типа катионита.

Аниониты имеют основный характер. Гидроксид-ион ОН^-, входящий в его состав, способен обмениваться на анионы солей, содержащихся в воде, например:

2ROH + SO₄^2- → R₂SO₄ + 2OH^-

+Полного обессоливания воды можно добиться, пропуская воду последовательно через катионит, а затем через анионит.

39.Произведение растворимости труднорастворимого сильного электролита. Условия выпадения и растворения осадка, примеры.

Закон действия масс применим к гетерогенной равновесной системе, состоящей из кристаллов малорастворимого электролита (соли, основания, кислоты) и его ионов в насыщенном растворе. Рассмотрим равновесия, наблюдаемые в насыщенном растворе какого-нибудь труднорастворимого вещества, например, CaSO₄. В этой системе осадок находится в равновесии с насыщенным раствором этого вещества:

СaSO₄  Ca²⁺ + SO₄^2–

осадок раствор

При установившемся гетерогенном ионном равновесии в раствор переходит в единицу времени столько ионов, сколько их снова возвращается в осадок (вследствие ничтожно малой растворимости считаем, что степень ионизации электролита в растворе равна 1). Константа равновесия для процесса растворения осадка имеет следующий вид:



откуда, K∙[CaSO₄]_тв = [Ca²⁺]∙[SO₄^2-]

Концентрация твердого вещества есть величина постоянная:

[CaSO₄]_тв = const.

Учитывая это, K∙[CaSO₄]_тв как произведение двух постоянных величин также можно считать величиной постоянной, некоторой константой, характерной для данного вещества. Эту константу называют произведением растворимости. Её обозначают через ПР:



Для насыщенного раствора сульфата кальция произведение растворимости при 25^оС найдено равным 3,72∙10^-5 г-ион²/л².

Произведение растворимости характеризует растворимость электролитов. Для бинарных электролитов растворимость численно равна

s  = √ПР.

В общем случае, если малорастворимый электролит имеет сложный состав A_nB_m и при его диссоциации образуется более двух ионов:

A_nB_m ↔ nA^a+ + mB^b–,

то в выражении константы равновесия записывают концентрации ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам n и m.

Тогда

ПР = [A^a+]ⁿ [В^b–]^m

Следовательно, для насыщенного водного раствора малорастворимого электролита произведение равновесных молярных концентраций его ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам, при данной температуре есть величина постоянная, называемая произведением растворимости.

Сравнивая значения произведений растворимости труднорастворимых солей, можно видеть, какая из них растворяется лучше (табл. 15).

Значения ПР используются в общей химии, аналитической химии, гидрохимии, химии океана, экологии и др., т. к. позволяют количественно оценить:

• 
  условия образования и растворения осадков;
  
• 
  рассчитать растворимость труднорастворимого электролита;
  
• 
  рассчитать молярную концентрацию ионов электролита в насыщенном растворе.
  

Из величины ПР вытекает условие образования и растворения осадка:

1. 
   Если [A^a+]ⁿ [В^b–]^m = ПР, то осадок находится в равновесии с раствором (насыщенный раствор);
   
2. 
   Если [A^a+]ⁿ [В^b–]^m > ПР, то осадок выпадает (перенасыщенный раствор);
   
3. 
   Если [A^a+]ⁿ [В^b–]^m < ПР, то осадок растворяется (ненасыщенный раствор).
   

Таблица 15.

Произведение растворимости некоторых

малорастворимых электролитов при 25 ^оС

Электролит	ПР	Электролит	ПР	Электролит	ПР
AgBr	5,3·10-13	CaSO4	2,5·10-5	MnS	2,5·10-10
Ag2CO3	8,2·10-12	Ca3(PO4)2	1,0·10-29	Ni(OH)2	6,3·10-18
AgCl	1,8·10-10	CdS	1,6·10-28	PbBr2	9,1·10-6
Ag2CrO4	1,1·10-12	CoCO3	1,5·10-10	PbCO3	7,5·10-14
AgI	8,3·10-17	Co(OH)2	2·10-16	PbCl2	1,56·10-5
Ag2S	5,3·10-50	CrPO4	2,4·10-23	PbF2	2,7·10-8
Ag2SO4	1,6·10-5	CuCO3	2,5·10-10	PbI2	1,1·10-9
Ag3PO4	1,3·10-20	Cu(OH)2	1,6·10-19	PbS	2,5·10-27
Al(OH)3	5·10-33	CuS	6,3·10-36	PbSO4	1,6·10-8
AlPO4	5,7·10-19	Fe(OH)2	8·10-16	Pb3(PO4)2	7,9·10-43
BaCO3	5,1·10-9	Fe(OH)3	6,3·10-38	Sb2S3	1,6·10-93
BaCrO4	1,2·10-10	FePO4	1,3·10-22	SrCO3	1,1·10-10
BaSO4	11·10-10	FeS	5·10-18	SrCrO4	3,6·10-5
Ba3(PO4)2	6,0·10-39	HgS	1,6·10-52	SrF2	2,5·10-9
BeCO3	1·10-3	MgCO3	2,1·10-5	SrSO4	3,2·10-7
CaCO3	4,8·10-9	Mg(OH)2	6·10-10	ZnCO3	1,4·10-14
CaF2	4,0·10-11	Mg3(PO4)2	1·10-13	Zn(OH)2	1·10-17
CaHPO4	2,7·10-7	MnCO3	1,8·10-11	α-ZnS	1,6·10-24
Ca(H2PO4)2	1·10-3	Mn(OH)2	1,9·10-13	Zn3(PO4)2	9,1·10-33

Таким образом, если при той или иной химической реакции, произведение концентраций участвующих в ней ионов станет больше произведения растворимости, то выпадает осадок труднорастворимого вещества. И обратно, если произведение концентраций ионов данного электролита в насыщенном его растворе в результате той или иной реакции становится меньше произведения растворимости для ионов этого электролита, то осадок переходит в раствор.

Из всего сказанного выше можно сделать вывод о влиянии различных факторов на образование осадков.