Если у вас возникли сложности с курсовой, контрольной, дипломной, рефератом, отчетом по практике, научно-исследовательской и любой другой работой - мы готовы помочь.
Предоплата всего
Подписываем
1111111111111111111111111111111111111111111111111111111111111111111111111111111111111111111
Вода́ (оксид водорода) — химическое вещество в виде прозрачной жидкости, не имеющей цвета (в малом объёме), запаха и вкуса (при нормальных условиях). Химическая формула: Н2O. В твёрдом состоянии называется льдом, снегом или инеем, а в газообразном — водяным паром. Около 71 % поверхности Земли покрыто водой (океаны, моря, озёра, реки, льды). Является хорошим сильнополярным растворителем. В природных условиях всегда содержит растворённые вещества (соли, газы). Вода имеет ключевое значение в создании и поддержании жизни на Земле, в химическом строении живых организмов, в формировании климата и погоды.
Вода – один из лучших растворителей. Изначально в Мировом океане были, в той или иной степени, растворены все вещества Земли. И это растворение продолжается: количество поровых вод илов и горных пород составляет около 19% всей гидросферы.
Уже несколько столетий разрабатываются системы классификации природных вод и способы как можно более краткой характеристики качества воды (индекс качества воды). Выделено 625 и даже более классов, групп, типов и разновидностей вод. В.И. Вернадский считал, что число видов природных вод больше 1500 единиц.
Однако чем более детально разрабатывалась классификация вод, тем больше исследователи удалялись от желаемой краткости и ясности в определении качества воды. Оказалось невозможным оценить пригодность воды для питьевых, технических, других целей только на основе предложенных универсальных индексов воды. По-прежнему качество воды, пригодность ее для использования оценивается по комплексу показателей, и нужно признать, что такой подход дает лишь приблизительное знание о качестве воды. Этим, в частности, можно объяснить большое (до нескольких десятков) количество нормируемых показателей для каждого из возможных применений. Говорить о качестве воды имеет смысл лишь в связи с конкретной областью ее дальнейшего использования.
К настоящему времени создано несколько десятков классификационных систем, рассматривающих большей частью подземные воды и служащих основой для понимания взглядов авторов на генезис подземных вод, на то, какие составляющие подземных вод и вообще природных вод главные или более важные. Почти все они создавались гидрогеологами и отражают их пристрастия.
Для водоподготовки эти системы имеют опосредованное значение – для сравнительного анализа разных вод в основном в учебных и статистических целях.
Сегодня наиболее употребительны классификационные системы С.А. Щукарева, О.А. Алёкина и Л.А. Кульского. Ниже рассмотрены также системы А.И. Перельмана и фирмы Rohm & Haas («Ром и
Классификация Л.А. Кульского
Практический интерес представляет фазово-дисперсная классификация примесей воды, разработанная Л.А. Кульским (табл. 1.2). Для задач, связанных с очисткой воды, эта классификация полезна тем, что, определив фазоводисперсное состояние примесей в воде и установив ее принадлежность к какой-то группе, можно предварительно выбрать комплекс методов и стадий очистки воды. При этом фазово-дисперсное состояние примесей должно устанавливаться после каждой стадии обработки воды и учитываться при проектировании всей схемы водоподготовки.
Методы обработки воды, определенные Л.А. Кульским на основе фазово-дисперсного анализа примесей воды, описаны ниже (предложения Кульского дополнены А. Ашировым – V и VI группы). Часть перечисленных методов применяется в специальных промышленных системах и не применяется в коммунальном и энергетическом водоснабжении.
Классификация О.А. Алёкина
Классификация О.А. Алёкина с поправкой Е.В. Посохова и Ж.С. Сыдыкова сочетает принципы деления вод по преобладающим ионам и по соотношению между ними. Все воды делятся на три класса по преобладающему аниону: гидрокарбонатные (карбонатные), сульфатные и хлоридные. Внутри каждого класса выделяют три группы по преобладанию одного из катионов: кальций, магний, натрий (или натрий + калий).
Виды сточных вод. Классификация примесей.
Сточные воды от населенных мест и промышленных предприятий могут быть классифицированы по трем признакам:
· по месту образования;
· по виду содержащихся в стоках веществ;
· по фазово-дисперсному состоянию загрязнений.
По месту образования сточные воды могут быть:
Бытовые – от раковин, унитазов, ванн и др. источников стоков, установленных в жилых, общественных, коммунальных и промышленных зданиях.
Производственные – стоки, образующиеся при использовании воды для различных технологических процессов производства.
Атмосферные – образуются на поверхности проездов, площадей и крыш зданий при выпадении осадков. К этой категории относятся дождевые и талые стоки, а также воды от поливки улиц (поливомоечные).
Все категории сточных вод в той или иной степени содержат загрязнения, вид и состав которых позволяет делить стоки по виду содержащихся в них веществ. Различают три следующие основные группы загрязнений:
Минеральные загрязнения. К ним относятся: песок, глинистые частицы, частицы руды, шлака, растворимые неорганические соли, кислоты и щелочи.
Органические загрязнения. Могут быть разделены на загрязнения растительного происхождения, в которых преобладает химический элемент углерод (остатки овощей, плодов и т.д.) и животного происхождения, в которых преобладает азот (физиологические выделения, остатки живых тканей и т.д.). В бытовых стоках содержится примерно 60% загрязнений органического происхождения и 40% минерального. Органические загрязнения являются благоприятной средой для развития микроорганизмов, поэтому в стоках содержится еще один, третий вид загрязнений:
Биологические загрязнения. К этой категории относятся бактерии, дрожжевые и плесневелые грибки, яйца гельминтов и вирусы.
По фазово-дисперсному состоянию все загрязнения делятся по степени дисперсности (т.е. измельченности) на:
Растворенные вещества, состоящие из молекулярно-дисперсных частиц, размером не более 0,01 мкм (10-8 м).
Коллоидные вещества – частицы размером от 0,01 до 0,1 мкм.
Нерастворенные примеси, размер частиц которых составляет более 0,1 мкм. В свою очередь эти примеси делятся на всплывающие, оседающие и взвешенные вещества.
Производственные сточные воды делятся на условно-чистые, которые использовались преимущественно на охлаждение и почти не загрязнены, и загрязненные. Последняя категория может быть разделена на три группы стоков, содержащих:
преимущественно минеральные вещества;
преимущественно органические вещества;
органические, ядовитые вещества.
В зависимости от концентрированности производственные сточные воды могут быть высококонцентрированными и слабоконцентрированными, по значению показателя pH стоки делятся на малоагрессивные (в том числе слабокислые и слабощелочные) и высокоагрессивные (сильнокислые и сильнощелочные).
Сточные воды - различные по происхождению, составу и свойствам воды, использованные человеком. Качество использованной воды всегда меняется в худшую сторону.
Примеси в воде – классификация и методы удаления
Исходя из анализа закономерностей, которым подчиняются процессы очистки воды, академик АН Украины Л. А. Кульский предложил классификацию примесей воды, основанную:
– на физико-химическом состоянии примесей в воде;
– на способности примесей образовывать с водой однородную (гомогенную) или неоднородную (гетерогенную) систему;
– на дисперсности примесей (размере их частиц).
Сущность классификации заключается в том, что все примеси воды по их отношению к дисперсионной среде объединены в четыре группы с общей для них физико-химической характеристикой – две гетерогенные, в которых частицы примесей не полностью смешиваются с водой, и две гомогенные, дающие с водой так называемые истинные растворы. К первым относятся вещества, присутствующие в воде в виде взвесей, коллоидов и высокомолекулярных соединений, ко вторым – вещества, находящиеся в воде в виде молекулярных и ионных растворов.
Каждому фазово-дисперсному состоянию примесей соответствуют определенные технологические приемы и методы их удаления.
В первую группу входят нерастворимые в воде примеси, величина частиц которых 10-4 см и больше, образующие в воде так называемые взвеси.
Это грубодисперсные примеси: суспензии, эмульсии, планктон, патогенные микроорганизмы.
Они попадают в водоемы в результате размывания окружающих пород и
смыва почв. В состоянии покоя они оседают, образуя осадки различной плотности. Интенсивность оседания примесей зависит от свойств системы.
Для удаления примесей этой группы используют такие физико-химические процессы, как:
– адгезия (прилипание примесей к поверхности сорбентов и зернистых инертных материалов);
– агрегация и седиментация (укрупнение частиц при помощи специальных реагентов с последующим осаждением);
– флотация (всплывание на поверхность воды в результате образования насыщенных газами сгустков).
С этой целью применяют механические способы очистки: отстаивание, микропроцеживание, фильтрование и др.
Примеси второй группы – примеси коллоидной степени дисперсности: органические и неорганические вещества, вирусы, бактерии. Размер частиц таких примесей составляет 10-5–10-6 см.
Эти примеси практически не оседают, время седиментации измеряется годами.
Эти примеси удаляются такими методами, как:
– ультрафильтрация;
– коагуляция;
– окисление хлором, озоном, перманганатом;
– адсорбция на гидроксидах и дисперсных минералах.
Примеси третьей группы – примеси молекулярной степени дисперсности: неэлектролиты или слабые электролиты, вещества, не перешедшие в растворе в ионное состояние. Это могут быть как вещества биологического происхождения (например, гуминовые кислоты), так и вносимые со стоками промышленных предприятий и населенных пунктов (различные продукты жизнедеятельности и отмирания плесневых грибов, бактерий, водорослей, а также органические соединения, например, фенол). Размеры этих веществ 10-6 –10-7 см.
Методы удаления:
– обратный осмос, нанофильтрация;
–десорбция газов и веществ, эвапорация (очистка паром) трудно-летучих веществ;
– окисление хлором, озоном, перманганатом;
– адсорбция на активных углях и других материалах.
Примеси четвертой группы – примеси ионной степени дисперсности, образуются в результате диссоциации в воде солей, кислот, оснований. Степень их дисперсности составляет 10-7 – 10-8 см.
Техника очистки воды от примесей, входящих в четвертую группу, сводится к связыванию ионов, подлежащих удалению, в малорастворимые или слабодиссоциированные соединения. Применяют также ионообменные реакции, протекающие на поверхности твердой фазы (на ионообменных смолах). Такие процессы целесообразны в тех случаях, когда удаляемые ионы необходимо удержать на не растворимом в воде материале, заменив их безвредными ионами. Освобождение воды от ионных примесей можно осуществлять также переводом ее в твердую фазу (выморажива-
ние, образование газгидратов), добавлением не смешивающегося с водой вещества для образования двух слоев – воды и растворителя. В последнем и скапливаются эти примеси. В некоторых случаях целесообразно применять метод электродиализа, основанный на увеличении направленной подвижности ионов в электрическом поле, благодаря чему облегчается их удаление из воды.
Эта теория вооружила исследователей и практиков, занимающихся водоподготовкой, надежными методами борьбы с различными загрязнениями водоёмов.
222222222222222222222 222222222222222222222222222222222222222222222222222222222222
Требования к качеству воды
Одна из главных экологических проблем человека – качество питьевой воды, которая напрямую связана с состоянием здоровья населения, экологической чистотой продуктов питания, с разрешением проблем медицинского и социального характера.
По данным Всемирной Организации Здравоохранения (ВОЗ) – 85% всех заболеваний в мире передается водой. Ежегодно 25 миллионов человек умирает от этих заболеваний.
В Новых Санитарных правилах и нормах РФ (Сан ПиН 2.1.4.559-96) "Питьевая вода" были определены показатели по вирусам, ужесточены требования по наличию пестицидов, а по хлорсодержащим веществам нормы увеличены более чем в три раза.
Это объясняется вынужденным выбором для очистки воды одного из двух зол: обеззараживать воду обильным хлорированием и нарушать норму по хлору или смириться с наличием в воде бактерий. При хлорировании природных вод образуются хлорсодержащие токсичные, мутагенные и канцерогенные вещества – тригалометаны.
Следует отметить, что в упомянутых выше Санитарных нормах РФ допускается содержание свинца и алюминия соответственно в 3–10 раз больше, чем это предусмотрено в стандартах ВОЗ. При этом необходимо учитывать, что свинец и алюминий относятся к классу высоко опасных веществ. Свинец откладывается в костях, приводит к изменениям в центральной нервной системе (полиневриты, церебральный артериосклероз), крови (снижение гемоглобина, уменьшение числа эритроцитов), желудочно-кишечном тракте (спастический хронический колит), а также к нарушению обмена веществ, "угнетению" многих ферментов и гормонов. Даже небольшое количество свинца вызывает поражение почек.
Алюминий парализует нервную и иммунную системы, особенно уничтожающе он действует на детский организм, способствует развитию болезни Альцгеймера.
Длительное использование питьевой воды с нарушением гигиенических требований по химическому составу обуславливает развитие различных заболеваний у населения. Неблагоприятное биологическое воздействие избыточного поступления в организм ряда химических веществ проявляется не только в повышении общей или специфической заболеваемости, но и в изменении отдельных показателей здоровья, свидетельствующих о начальных патологических и предпатологических сдвигах в организме.
Повышение концентрации меди в питьевой воде вызывает поражение слизистых оболочек почек и печени; никеля – поражение кожи; цинка – почек; мышьяка – центральной нервной системы.
Органолептические свойства воды должны соответствовать требованиям:
Запах при 20 °С и при нагревании до 60°, баллы, не более 2 По ГОСТ 3351-74
Вкус и привкус при 20 °С, баллы, не более 2 По ГОСТ 3351-74
Цветность, градусы, не более 20 По ГОСТ 3351-74
Мутность по стандартной шкале, мг/дм3, не более 1,5 По ГОСТ 3351-74
Вода не должна содержать различимые невооруженным глазом водные организмы и
не должна иметь на поверхности пленку.
Вода является наиболее распространённым растворителем на планете Земля, во многом определяющим характер земной химии, как науки. Большая часть химии, при её зарождении как науки, начиналась именно как химия водных растворов веществ. Её иногда рассматривают, как амфолит — и кислоту и основание одновременно (катион H+ анион OH−). В отсутствие посторонних веществ в воде одинакова концентрация гидроксид-ионов и ионов водорода (или ионов гидроксония), pKa ≈ 16.
Вода химически довольно активное вещество. Сильно полярные молекулы воды сольватируют ионы и молекулы, образуют гидраты и кристаллогидраты. Сольволиз, и в частности гидролиз, происходит в живой и неживой природе, и широко используется в химической промышленности.
КОЛИ-ИНДЕКС, КОЛИ-ТИТР - количественные показатели фекального загрязнения воды, почвы, пищевых продуктов и других объектов окружающей среды. В качестве индикатора фекального загрязнения используется постоянный обитатель кишечника человека - кишечная палочка, т. к. она легко выращивается в обычных условиях на простых питательных средах. Результаты количественного определения этих бактерий позволяют судить о степени фекального загрязнения исследуемого объекта. Определение коли-титра (коли-индекса) - важный критерий при сан. -гиг. оценке воды, пищевых продуктов и напитков (см. Нормативы гигиенические).
Коли-индекс - число особей кишечной палочки, обнаруживаемое в 1 л (для твердых тел в 1 кг) исследуемого объекта; определяется путем подсчета колоний кишечной палочки, выросших на плотной питательной среде при посеве определенного количества исследуемого материала, с последующим пересчетом на 1 л (кг).
Коли-титр - это наименьшее количество исследуемого материала, в к-ром обнаружена одна кишечная палочка. Для определения коли-титра раздельно засевают на жидкие среды десятикратно уменьшающиеся объемы исследуемого материала (например, 100; 10; 1; ОД; 0, 01; 0, 001 мл).
Для перевода коли-титра в коли-индекс следует 1000 разделить на число, выражающее коли-титр; для перевода коли-индекса в коли-титр 1000 разделить на число, выражающее коли-индекс.
Предельно допустимые величины, напр., для питьевой воды составляют: коли-индекс не более 3 бактерий в 1 л; коли-титр не менее 300 мл.
Подробно про ХПК и БПК сточных вод |
Что такое ХПК и БПК?ХПК и БПК – одни из важных показателей уровня загрязнённости воды органическими соединениями. ХПК - показатель химического потребления кислорода. БПК – показатель биохимического потребления кислорода. От чего зависит уровень ХПК и БПК воды?Даже в чистой природной воде всегда присутствуют органические вещества. Но их может содержаться мало (например, в воде из родника), а при неблагоприятных условиях их количество может быть и очень высоким. Природными источниками органических веществ в воде являются останки животных, погибшие растения (как жившие в воде, так и попавшие в водоем по воздуху, с берега). Вода также загрязняется органическими веществами человеком, их источниками являются сельскохозяйственные стоки, транспортные предприятия, предприятия разных видов промышленности, полигоны ТБО и несанкционированные свалки мусора. Органические загрязнения попадают в водоем преимущественно со сточными и дождевыми водами, смываются с почвы. Чем опасны высокие уровни ХПК и БПК?В естественных природных условиях находящиеся в воде органические вещества разрушаются бактериями (происходит аэробное биохимическое окисление с образованием двуокиси углерода). При этом на окисление расходуется растворенный в воде кислород. Если в водоёме высоко содержание органических веществ, большая часть растворенного в воде кислорода потребляется на биохимическое окисление, лишив таким образом кислорода другие организмы (например, рыб). Чем отличаются ХПК и БПК?Согласно ГОСТ 17403-72, ПДК по ХПК для водоемов и водотоков в местах хозяйственно-питьевого водопользования составляет не более 15 мг О2/л, в местах коммунально-бытового водопользования - не более 30 мг О2/л. Для источников централизованного хозяйственно-питьевого водоснабжения, согласно ГОСТ 17.1.3.03-77 и рыбохозяйственных водоемов, БПКполн не должно превышать 3 мг О2/л. Полное окисление органических веществ БПКполное или БПК20 достигается в течение 20 суток. |
ПМО - перманганатная окисляемость. Величина, характеризующая содержание в вод е органических веществ.
333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333333Раство́р — гомогенная (однородная) смесь, состоящая из частиц растворённого вещества, растворителя и продуктов их взаимодействия.
Раствор — однофазная система переменного состава, состоящая из двух или более компонентов. Растворы — гомогенные (однородные) системы, то есть каждый из компонентов распределён в массе другого в виде молекул, атомов или ионов[1].
Растворитель — компонент, агрегатное состояние которого не изменяется при образовании раствора. В случае же растворов, образующихся при смешении газа с газом, жидкости с жидкостью, твёрдого вещества с твёрдым, растворителем считается компонент, количество которого в растворе преобладает[1].
РАСТВОРЫ, однофазные системы, состоящие из двух или более компонентов. По своему агрегатному состоянию растворы могут быть твердыми, жидкими или газообразными. Так, воздух – это газообразный раствор, гомогенная смесь газов; водка – жидкий раствор, смесь нескольких веществ, образующих одну жидкую фазу; морская вода – жидкий раствор, смесь твердого (соль) и жидкого (вода) веществ, образующих одну жидкую фазу; латунь – твердый раствор, смесь двух твердых веществ (меди и цинка), образующих одну твердую фазу. Смесь бензина и воды не является раствором, поскольку эти жидкости не растворяются друг в друге, оставаясь в виде двух жидких фаз с границей раздела. Компоненты растворов сохраняют свои уникальные свойства и не вступают в химические реакции между собой с образованием новых соединений. Так, при смешивании двух объемов водорода с одним объемом кислорода получается газообразный раствор. Если эту газовую смесь поджечь, то образуется новое вещество – вода, которая сама по себе раствором не является. Компонент, присутствующий в растворе в большем количестве, принято называть растворителем, остальные компоненты – растворенными веществами.
Однако иногда бывает трудно провести грань между физическим перемешиванием веществ и их химическим взаимодействием. Например, при смешивании газообразного хлороводорода HCl с водой H2O образуются ионы H3O+ и Cl–. Они притягивают к себе соседние молекулы воды, образуя гидраты. Таким образом, исходные компоненты – HCl и H2O – после смешивания претерпевают существенные изменения. Тем не менее ионизация и гидратация (в общем случае – сольватация) рассматриваются как физические процессы, происходящие при образовании растворов.
Одним из важнейших типов смесей, представляющих собой гомогенную фазу, являются коллоидные растворы: гели, золи, эмульсии и аэрозоли. Размер частиц в коллоидных растворах составляет 1–1000 нм, в истинных растворах ~0,1 нм (порядка размера молекул).
РАСТВОРЫ, однофазные системы, состоящие из двух или более компонентов. По своему агрегатному состоянию растворы могут быть твердыми, жидкими или газообразными. Так, воздух – это газообразный раствор, гомогенная смесь газов; водка – жидкий раствор, смесь нескольких веществ, образующих одну жидкую фазу; морская вода – жидкий раствор, смесь твердого (соль) и жидкого (вода) веществ, образующих одну жидкую фазу; латунь – твердый раствор, смесь двух твердых веществ (меди и цинка), образующих одну твердую фазу. Смесь бензина и воды не является раствором, поскольку эти жидкости не растворяются друг в друге, оставаясь в виде двух жидких фаз с границей раздела. Компоненты растворов сохраняют свои уникальные свойства и не вступают в химические реакции между собой с образованием новых соединений. Так, при смешивании двух объемов водорода с одним объемом кислорода получается газообразный раствор. Если эту газовую смесь поджечь, то образуется новое вещество – вода, которая сама по себе раствором не является. Компонент, присутствующий в растворе в большем количестве, принято называть растворителем, остальные компоненты – растворенными веществами.
Однако иногда бывает трудно провести грань между физическим перемешиванием веществ и их химическим взаимодействием. Например, при смешивании газообразного хлороводорода HCl с водой H2O образуются ионы H3O+ и Cl–. Они притягивают к себе соседние молекулы воды, образуя гидраты. Таким образом, исходные компоненты – HCl и H2O – после смешивания претерпевают существенные изменения. Тем не менее ионизация и гидратация (в общем случае – сольватация) рассматриваются как физические процессы, происходящие при образовании растворов.
Одним из важнейших типов смесей, представляющих собой гомогенную фазу, являются коллоидные растворы: гели, золи, эмульсии и аэрозоли. Размер частиц в коллоидных растворах составляет 1–1000 нм, в истинных растворах ~0,1 нм (порядка размера молекул).
Основные понятия. Два вещества, растворяющиеся друг в друге в любых пропорциях с образованием истинных растворов, называют полностью взаиморастворимыми. Такими веществами являются все газы, многие жидкости (например, этиловый спирт – вода, глицерин – вода, бензол – бензин), некоторые твердые вещества (например, серебро – золото). Для получения твердых растворов необходимо сначала расплавить исходные вещества, затем смешать их и дать затвердеть. При их полной взаиморастворимости образуется одна твердая фаза; если же растворимость частичная, то в образовавшемся твердом веществе сохраняются мелкие кристаллы одного из исходных компонентов.
Если два компонента образуют одну фазу при смешивании только в определенных пропорциях, а в других случаях возникают две фазы, то они называются частично взаиморастворимыми. Таковы, например, вода и бензол: истинные растворы получаются из них только при добавлении незначительного количества воды к большому объему бензола или незначительного количества бензола к большому объему воды. Если же смешать равные количества воды и бензола, то образуется двухфазная жидкая система. Нижний ее слой – это вода с небольшим количеством бензола, а верхний – бензол с малой примесью воды. Известны также вещества, совсем не растворяющиеся одно в другом, например, вода и ртуть. Если два вещества лишь частично взаиморастворимы, то при данных температуре и давлении существует предельное количество одного вещества, которое способно образовать истинный раствор с другим в равновесных условиях. Раствор с предельной концентрацией растворенного вещества называют насыщенным. Можно приготовить и так называемый пересыщенный раствор, в котором концентрация растворенного вещества даже больше, чем в насыщенном. Однако пересыщенные растворы неустойчивы, и при малейшем изменении условий, например при перемешивании, попадании частичек пыли или добавлении кристалликов растворяемого вещества, избыток растворенного вещества выпадает в осадок.
Всякая жидкость начинает кипеть при той температуре, при которой давление ее насыщенного пара достигает величины внешнего давления. Например, вода под давлением 101,3 кПа кипит при 100 С потому, что при этой температуре давление водяного пара как раз равно 101,3 кПа. Если же растворить в воде какое-нибудь нелетучее вещество, то давление ее пара понизится. Чтобы довести давление пара полученного раствора до 101,3 кПа, нужно нагреть раствор выше 100 С. Отсюда следует, что температура кипения раствора всегда выше температуры кипения чистого растворителя. Аналогично объясняется и понижение температуры замерзания растворов.
Закон Рауля. В 1887 французский физик Ф.Рауль, изучая растворы различных нелетучих жидкостей и твердых веществ, установил закон, связывающий понижение давления пара над разбавленными растворами неэлектролитов с концентрацией: относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором равно мольной доле растворенного вещества. Из закона Рауля следует, что повышение температуры кипения или понижение температуры замерзания разбавленного раствора по сравнению с чистым растворителем пропорционально молярной концентрации (или мольной доле) растворенного вещества и может быть использовано для определения его молекулярной массы.
Раствор, поведение которого подчиняется закону Рауля, называется идеальным. Наиболее близки к идеальным растворы неполярных газов и жидкостей (молекулы которых не меняют ориентации в электрическом поле). В этом случае теплота растворения равна нулю, а свойства растворов можно прямо предсказать, зная свойства исходных компонентов и пропорции, в которых они смешиваются. Для реальных растворов сделать такое предсказание нельзя. При образовании реальных растворов обычно выделяется или поглощается тепло. Процессы с выделением тепла называются экзотермическими, а с поглощением – эндотермическими.
Те характеристики раствора, которые зависят в основном от его концентрации (числа молекул растворенного вещества на единицу объема или массы растворителя), а не от природы растворенного вещества, называют коллигативными. Например, температура кипения чистой воды при нормальном атмосферном давлении равна 100 С, а температура кипения раствора, содержащего 1 моль растворенного (недиссоциирующего) вещества в 1000 г воды, составляет уже 100,52 С независимо от природы этого вещества. Если же вещество диссоциирует, образуя ионы, то температура кипения увеличивается пропорционально росту общего числа частиц растворенного вещества, которое благодаря диссоциации превышает число молекул вещества, добавленных в раствор. Другими важными коллигативными величинами являются температура замерзания раствора, осмотическое давление и парциальное давление паров растворителя.
Концентрация раствора – это величина, отражающая пропорции между растворенным веществом и растворителем. Такие качественные понятия, как «разбавленный» и «концентрированный», говорят только о том, что раствор содержит мало или много растворенного вещества. Для количественного выражения концентрации растворов часто используют проценты (массовые или объемные), а в научной литературе – число молей или химических эквивалентов (см. ЭКВИВАЛЕНТНАЯ МАССА) растворенного вещества на единицу массы или объема растворителя либо раствора. Чтобы не возникало путаницы, следует всегда точно указывать единицы измерения концентрации. Рассмотрим следующий пример. Раствор, состоящий из 90 г воды (ее объем равен 90 мл, поскольку плотность воды равна 1г/мл) и 10 г этилового спирта (его объем равен 12,6 мл, поскольку плотность спирта равна 0,794 г/мл), имеет массу 100 г, но объем этого раствора равен 101,6 мл (а был бы равен 102,6 мл, если бы при смешивании воды и спирта их объемы просто складывались). Процентную концентрацию раствора можно рассчитать по-разному:
Молярность (M или моль/л) – число молей растворенного веществ, содержащихся в 1 л раствора.
Моляльность (м) – число молей растворенного вещества, содержащихся в 1000 г растворителя.
Нормальность (н.) – число химических эквивалентов растворенного вещества, содержащихся в 1 л раствора.
(ПР). Между избытком (осадком) твердого вещества MxBy и его насыщенным раствором устанавливается динамическое равновесие, описываемое уравнением
Растворение твердых электролитов * прекращается, когда образуется насыщенный раствор, в котором устанавливается гетерогенное равновесие между твердой фазой и перешедшими в раствор ионами. Например:
CaSO4 (т)↔ Ca2+(р-р) + SO42–(р-р)
В выражение константы этого гетерогенного равновесия не входит концентрация твердой фазы (см. особенности закона действия масс для гетерогенных процессов):
K= [Ca2+][SO42–]
В насыщенном растворе твердого электролита произведение концентраций его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Она называется произведением растворимости.
ПР(CaSO4) = [Ca2+][SO42–]
Если молекула электролита содержит несколько одинаковых ионов, то концентрации этих ионов, согласно закону действия масс *, должны быть возведены в соответствующие степени. Например:
PbI2↔Pb2+ + 2 I–
ПР(PbI2) = [Pb2+][I–]2
Зная произведения растворимости, можно решать вопросы, связанные с образованием или растворением осадков при химических реакциях. Например, пусть диссоциация соли АВ происходит на два иона:
АВ↔А+ + В–
Обозначив растворимость через s (моль/л), получим [A+]=[B–]=s, ПР=[A+][B–]=s2. На практике чаще возникает обратная задача определения растворимости. Для соли, диссоциирующей на два иона, . Значения ПР можно найти в химических справочниках. Например, ПР(AgCl)=1,8·10–10, ПР(AgBr)=6·10–13, ПР(BaSO4)=1,1·10–10, ПР(HgS)=10–52. Если соль имеет общую формулу AB2, то она диссоциирует по уравнению:
AB2↔A2+ + 2 B–
В этом случае [A2+]=s, [B–]=2s, ПР=[A2+][B–]2=s·(2s)2=4s3, .
Если фактическое произведение концентраций (ПС) ионов в некотором растворе превышает значение произведения растворимости, т.е. ПС>ПР, то раствор является пересыщенным *, и из него выпадает осадок. Условие растворения осадка (ненасыщенности раствора): ПС<ПР. Оба процесса идут с одинаковой скоростью, и система приходит в состояние равновесия при ПС=ПР (насыщенный раствор).
Чистая вода обладает незначительной электрической проводимостью, которая объясняется небольшой диссоциацией воды на ионы водорода и гидроксид-ионы:
H2O↔H+ + OH–
Такой процесс называется автопротолизом (самодиссоциацией). По величине электропроводности чистой воды можно вычислить концентрации ионов H+ и OH–. При 25С они равны по 10–7 моль/л.
Выражение для константы диссоциации * воды имеет вид:
,
откуда [H+][OH–]=K[H2O]=Kw .
В воде и разбавленных водных растворах концентрацию воды можно считать постоянной: [H2O]=55,5 моль/л, поэтому Kw – константа. Выражение, полученное для Kw, показывает, что в воде и разбавленных водных растворах при постоянной температуре произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина постоянная. Она называется ионным произведением воды. При 25С Kw=10–14.
В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, в щелочных – концентрация ионов OH–. Однако произведение этих молярных концентраций всегда остается постоянным. Если, например, к чистой воде добавить столько кислоты, чтобы концентрация ионов водорода повысилась до 10–3 моль/л, то концентрация гидроксид-ионов станет равной 10–11 моль/л. Следовательно, если известна величина [H+], то однозначно определяется величина [OH–]. Поэтому степень кислотности или щелочности раствора можно количественно охарактеризовать концентрацией ионов водорода:
Нейтральный раствор [H+]=10–7 моль/л;
кислый раствор [H+]>10–7 моль/л;
щелочной раствор [H+]<10–7 моль/л.
Наиболее часто используют не концентрацию [H+], а ее десятичный логарифм, взятый с обратным знаком:
pH= –lg [H+]
Эта величина называется водородным показателем. Например, если [H+]=10–5 моль/л, то pH=5; если [H+]=10–9 моль/л, то pH=9. Отсюда следует, что в нейтральном растворе pH=7, в кислом растворе pH<7, в щелочном растворе pH>7. Иногда пользуются значением гидроксидного показателя pOH= –lg[OH–]. При 25С выполняется равенство: pH+pOH=14.
Для многих процессов величина pH очень важна (для жизнедеятельности растений и животных – pH крови, почвенного раствора). Свойства природных вод, в частности их коррозионная активность, сильно зависят от pH.
4444444444444444444444444444444444444444444444444444444444444444444444444444444444
Диссоциация воды
Чистая вода, хоть и плохо (по сравнению с растворами электролитов), но может проводить электрический ток. Это вызвано способностью молекулы воды распадаться (диссоциировать) на два иона которые и являются проводниками электрического тока в чистой воде (ниже под диссоциацией подразумевается электролитическая диссоциация - распад на ионы):
H2O ↔ H+ + OH-
Примерно на 556 000 000 не диссоциированных молекул воды диссоциирует только 1 молекула, однако это 60 000 000 000 диссоциированных молекул в 1мм3. Диссоциация обратима, то есть ионы H+ и OH- могут снова образовать молекулу воды. В итоге наступает динамическое равновесие при котором количество распавшихся молекул равно количеству образовавшихся из H+ и OH- ионов. Другими словами скорости обоих процессов будут равны. Для нашего случая, уравнение скорости химической реакции можно написать так: υ1 = κ1 • [H2O] (для диссоциации воды) υ2 = κ2 • [H+] • [HO-] (для обратного процесса)
где υ - скорость реакции; κ - константа скорости реакции (зависящая от природы реагирующих веществ и температуры); [H2O], [H+] и [HO-] - концентрации (моль/л).
В состоянии равновесия υ1 = υ2, следовательно: κ1 • [H2O] = κ2 • [H+] • [HO-]
Проведем нехитрые математические действия и получим: κ1/κ2 = [H+] • [HO-]/[H2O] κ1/κ2 = K
K - константа равновесия, а в нашем случаи константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы веществ, и не зависящая от концентраций (также как κ1 и κ2). K для воды 1,8•10-16 при 25 °C (справочная величина).
Вследствие очень малого количества продиссоциированных молекул концентрацию[H2O] можно принять равной общей концентрации воды, а общую концентрацию воды в разбавленных растворах как величину постоянную: [H2O]=1000(г/л)/18(г/моль)=55,6 моль/л.
Заменяя κ1/κ2 на K и используя величину [H2O], определяем чему равно произведение концентраций [H+] и [HO-], которое называется - ионное произведение воды:
K = [H+] • [HO-]/55,6 моль/л
1,8•10-16 • 55,6 моль/л = [H+] • [HO-]
10-14 = [H+] • [HO-]
Так как, при определенной температуре, величины используемые в расчете ионного произведения воды (K, [H2O]) постоянны, значение ионного произведения воды [H+] • [HO-] так же постоянно. А поскольку при диссоциации молекулы воды образуется одинаковое количество ионов [H+] и [HO-], получается что для чистой воды концентрации [H+] и [HO-] будут равны 10-7 моль/л. Из постоянства ионного произведения воды следует, что если количество ионов H+ становится больше, то количество ионов HO- становится меньше. Например, если к чистой воде добавить сильную кислоту HCl, она как сильный электролит вся продиссоциирует на H+ и Cl-, в результате концентрация ионов H+ резко увеличится, и это приведет к увеличению скорости процесса противоположного диссоциации, так как она зависит от концентраций ионов H+ и OH-: υ2 = κ2 • [H+] • [HO-]
В ходе ускорившегося процесса противоположного диссоциации, концентрация ионов HO- уменьшится до величины соответствующей новому равновесию, при котором их будет так мало, что скорости диссоциации воды и обратного процесса снова будут равны. Если концентрация получившегося раствора HCl равна 0,1моль/л, равновесная концентрация [HO-] будет равна: [HO-] = 10-14/0,1 = 10-13 моль/л
При добавлении сильного основания NaOH сдвиг будет в сторону уменьшения концентрации H+.
pH воды
Для удобства, концентрации [H+] и [HO-] выражают в виде водородного показателя pHи гидроксильного показателя pOH. pH и pOH - это отрицательные десятичные логарифмы концентраций [H+] и [HO-] (правильнее использовать не концентрацию, а активность) соответственно: pH = -lg[H+] pOH = -lg[OH-]
Прологарифмируя уравнение [H+] • [HO-] = 10-14 получим:
lg[H+] + lg[OH-] = -14
-lg[H+] - lg[OH-] = 14
pH + pOH = 14
Получившаяся сумма pH и pOH, также как и произведение, которое логарифмировали, является постоянной и равна 14, так если pH=3 то pOH=11 (pH и pOH могут быть и отрицательными, и если pH=-1 тогда pOH=15).
В зависимости от pH растворы делят на нейтральные, кислые и щелочные. При pH=7раствор нейтральный, при pH<7 - кислый, при pH>7 - щелочной.
От pH раствора очень сильно зависит протекание многих химических реакций, как на уровне процессов проводящихся в лаборатории и на производстве, так и на уровне реакций в живых организмах, поэтому химикам и биологам с водородным показателем иметь дело приходится очень часто. Все обитатели природных вод и почв адаптированы к определенному водородному показателю, и в случаи его изменения могут погибнуть. Большинство живых организмов могут существовать лишь в средах, близких к нейтральным. Отчасти это связано с тем, что под действием ионов H+ и OH-многие белки, содержащие кислотные или основные группы, изменяют свою конфигурацию и заряд. А в сильнокислой и сильнощелочной средах рвётся пептидная связь, которая соединяет отдельные аминокислотные остатки в длинные белковые цепи. Из-за этого ультраосновные (сильнощелочные) растворы вызывают щелочные ожоги кожи и разрушают шёлк и шерсть, состоящие из белка. Все живые организмы вынуждены поддерживать во внутриклеточных жидкостях определённое значение рН. От величины водородного показателя почвенного раствора зависит урожайность различных культурных растений. На кислых почвах с pH=5-5,5 не развиваются проростки ячменя, но хорошо развивается картофель.
Сильные электролиты распадаются в растворе полностью. Их истинная степень диссоциации = 1. Однако, в силу ряда причин, главной из которых является электростатическое взаимодействие
Ионов между собой, обнаруживаемая экспериментально кажущаяся степень диссоциации
(особенно для концентрированных растворов) может понижаться до каж ≈ 0,3.
К сильным электролитам относятся:
1) Почти все соли;
2) Некоторые минеральные кислоты, такие как H2SO4, HNO3, HCl, и некоторые другие;
3) Основания щелочных и щелочноземельных металлов, например, NaOH, KOH, Ba(OH)2.
К слабым электролитам относятся :
1) Почти все органические кислоты, например муравьиная HCOOH, уксусная CH3COOH;
2) Некоторые минеральные кислоты, например, H2CO3, H2S, HNO2, HClO.
3)Многие гидроксиды металлов (кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов), например Fe(OH)3, Мn(OH)2, а также гидроксид аммония NH4OH.
К слабым электролитам относится вода.
Среди слабых электролитов как один из важнейших растворителей выделяется вода (при 18 °С степень диссоциации воды равна 1,5*10-9).
Буферные растворы (англ. buffer, от buff — смягчать удар) — растворы с определённой устойчивой концентрацией водородных ионов; смесь слабой кислоты и её соли (напр., СН3СООН и CH3COONa) или слабого основания и его соли (напр., NH3 и NH4CI). Величина рН буферного раствора мало изменяется при добавлении небольших количеств свободной сильной кислоты или щёлочи, при разбавлении или концентрировании. Буферные растворы широко используют в различных химических исследованиях.
Буферные растворы имеют большое значение для протекания процессов в живых организмах. Например, в крови постоянство водородного показателя рН поддерживается буферными смесями, состоящими из карбонатов и фосфатов. Известно большое число буферных растворов (ацетатно-аммиачный буферный раствор, фосфатный буферный раствор, боратный буферныйраствор, формиатный буферный раствор и др.).
Значение pH буферного раствора можно рассчитать по формуле: , где это отрицательный десятичный логарифм от константы диссоциации кислоты .
Степень диссоциации. Константа диссоциации
Концентрация ионов в растворах зависит от того, насколько полно данный электролит диссоциирует на ионы. В растворах сильных электролитов, диссоциацию которых можно считать полной, концентрацию ионов легко определить по концентрации (c) и составу молекулы электролита (стехиометрическим индексам), например:
|
c |
2c c |
Концентрации ионов в растворах слабых электролитов качественно характеризуют степенью и константой диссоциации.
Степень диссоциации (a) - отношение числа распавшихся на ионы молекул (n) к общему числу растворенных молекул (N): a = n / N и выражается в долях единицы или в % (a = 0,3 - условная граница деления на сильные и слабые электролиты).
Степень диссоциации зависит от концентрации раствора слабого электролита. При разбавлении водой степень диссоциации всегда увеличивается, т.к. увеличивается число молекул растворителя (H2O) на одну молекулу растворенного вещества. По принципу Ле Шателье равновесие электролитической диссоциации в этом случае должно сместиться в направлении образования продуктов, т.е. гидратированных ионов.
Степень электролитической диссоциации зависит от температуры раствора. Обычно при увеличении температуры степень диссоциации растет, т.к. активируются связи в молекулах, они становятся более подвижными и легче ионизируются. Концентрацию ионов в растворе слабого электролита можно рассчитать, зная степень диссоциации a и исходную концентрацию вещества cв растворе.
Константа диссоциации (KD) - отношение произведения равновесных концентраций ионов в степени соответствующих стехиометрических коэффициентов к концентрации недиссоциированных молекул.
Она является константой равновесия процесса электролитической диссоциации; характеризует способность вещества распадаться на ионы: чем выше KD, тем больше концентрация ионов в растворе.
Диссоциации слабых многоосновных кислот или многокислотных оснований протекают по ступеням, соответственно для каждой ступени существует своя константа диссоциации:
Первая ступень:
H3PO4 « H+ + H2PO4-
KD1 = ([H+][H2PO4-]) / [H3PO4] = 7,1
Вторая ступень:
H2PO4- « H+ + HPO42-
KD2 = ([H+][HPO42-]) / [H2PO4-] = 6,2
Третья ступень:
HPO42- « H+ + PO43-
KD3 = ([H+][PO43-]) / [HPO42-] = 5,0
KD1 > KD2 > KD3
Закон разбавления Оствальда — соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводности разбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:
Здесь К — константа диссоциации электролита, с — концентрация, λ и λ∞ — значения эквивалентной электропроводности соответственно при концентрации с и при бесконечном разбавлении. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства
где α — степень диссоциации.
Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теорииэлектролитической диссоциации.
--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
Реакция - (от ре... и лат. actio - действие) - действие, состояние, процесс,возникающие вответ на какое-либо воздействие.
Виды реакций:Все химические реакции подразделяют на простые и сложные. Простые химические реакции, в свою очередь, обычно подразделяют на четыре типа: реакции соединения, реакции разложения, реакции замещения и реакции обмена.
Типы реакций и их механизмы приведены в таблице:
|
химические реакции соединения |
химические реакции разложения |
химические реакции замещения |
химические реакции ионного обмена |
Зако́н де́йствующих масс устанавливает соотношение между массами реагирующих веществ в химических реакциях приравновесии, 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 — скорость химической реакции, — константа скорости реакции.
Для сложных реакций в общем виде это соотношение не выполняется. Тем не менее, многие сложные реакции условно можно рассматривать как ряд последовательных элементарных стадий с неустойчивыми промежуточными продуктами, формально эквивалентный переходу из начального состояния в конечное в «один шаг». Такие реакции называют формально простыми[2]. Для формально простых реакций кинетическое уравнение может быть получено в виде:
(для трех исходных веществ, аналогично приведённому выше уравнению). Здесь , , — порядок реакции по веществам , , соответственно, а сумма — общий (или суммарный) порядок реакции. , , могут быть не равны стехиометрическим коэффициентам и не обязательно целочисленные. при определённых условиях может быть равно и нулю.
Зависимость скорости реакции от температуры обычно описывают уравнением Аррениуса, которое в простейшем виде можно записать как v =v0 = v0e–Ea/RT, где v0 – скорость, которую имела бы реакция при нулевой энергии активации (фактически это частота столкновений в единице объеме). Поскольку v0 слабо зависит от температуры, все определяет второй сомножитель – экспоненциальный: с увеличением температуры этот сомножитель быстро увеличивается, причем тем быстрее, чем больше энергия активации Еа. Указанная зависимость скорости реакции от температуры называется уравнением Аррениуса, оно – одно из важнейших в химической кинетике. Для приблизительной оценки влияния температуры на скорость реакции иногда используют так называемое «правило Вант-Гоффа» (см. ВАНТ-ГОФФА ПРАВИЛО).
Если реакция подчиняется уравнению Аррениуса, логарифм ее скорости (измеренной, например, в начальный момент) должен линейно зависеть от абсолютной температуры, то есть график зависимости lnv от 1/Т должен быть прямолинейным. Наклон этой прямой равен энергии активации реакции. По такому графику можно предсказать, какова будет скорость реакции при данной температуре или же – при какой температуре реакция будет идти с заданной скоростью.
В химической термодинамике закон действующих масс связывает между собой равновесные активности исходных веществ и продуктов реакции, согласно соотношению:
где
— активность веществ. Вместо активности могут быть использованы концентрация (для реакции в идеальном растворе),парциальные давления (реакция в смеси идеальных газов), фугитивность (реакция в смеси реальных газов);
— стехиометрический коэффициент (для исходных веществ принимается отрицательным, для продуктов — положительным);
— константа химического равновесия. Индекс «a» здесь означает использование величины активности в формуле.
На практике в расчётах, не требующих особой точности, значения активности обычно заменяются на соответствующие значения концентраций (для реакций в растворах) либо парциальных давлений (для реакций между газами). Константу равновесия при этом обозначают или соответственно. Впервые закон действующих масс был выведен из кинетических представлений Гульдбергом и Вааге, а термодинамический вывод его дан Вант-Гоффом в 1885 году[3].
Пример: для стандартной реакции
константа химического равновесия определяется по формуле
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.
Гидро́лиз (от др.-греч. ὕδωρ — вода и λύσις — разложение) — один из видов химических реакций сольволиза, где при взаимодействии веществ с водой происходит разложение исходного вещества с образованием новых соединений. Механизм гидролиза соединений различных классов: соли, углеводы, белки, сложные эфиры, жиры и др. имеет существенные различия.
Гидролиз солей — разновидность реакций гидролиза, обусловленного протеканием реакций ионного обмена в растворах (преимущественно, водных) растворимых солей-электролитов. Движущей силой процесса является взаимодействие ионов с водой, приводящее к образованию слабого электролита в ионном или (реже) молекулярном виде («связывание ионов»).
Различают обратимый и необратимый гидролиз солей[1]:
(раствор имеет слабощелочную среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)
(раствор имеет слабокислую среду, реакция протекает обратимо, гидролиз по второй ступени протекает в ничтожной степени)
(равновесие смещено в сторону продуктов, гидролиз протекает практически полностью, так как оба продукта реакции уходят из зоны реакции в виде осадка или газа).
Реакции обмена — реакции, протекающие между сложными веществами, при которых их составные части обмениваются местами. Обычно эти реакции рассматривают как ионные. Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования газов, осадков, слабых электролитов. Например:
FeS + 2НСl -> FeCl2+ H2S
FeS + 2H+ -> H2S + Fe2+
H2SO4+ BaCl2 -> BaSO4 + 2HCl
SO 42- + Ba 2+ -> BaSO4
Частными случаями реакции обмена являются:
реакции нейтрализации:
КОН + HNO3 -> KNO3 + Н2О
Н* + ОН- -> Н2О
реакции гидролиза:
Na2CO3 + H2O <=> NaHCO3 + NaOH
реакции этерификации:
СН3СООН+ С2Н5ОН <=> СН3СООС2Н5 + Н2О
Окисли́тельно-восстанови́тельные реа́кции (ОВР, редокс от англ. redox — reduction-oxidation — окисление-восстановление) — это встречно-параллельные химические реакции, протекающие с изменением степеней окисления атомов, входящих в состав реагирующих веществ, реализующихся путём перераспределения электронов между атомом-окислителем и атомом-восстановителем.
В процессе окислительно-восстановительной реакции восстановитель отдаёт электроны, то есть окисляется; окислитель присоединяет электроны, то есть восстанавливается. Причём любая окислительно-восстановительная реакция представляет собой единство двух противоположных превращений — окисления и восстановления, происходящих одновременно и без отрыва одного от другого.
Межмолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах разных веществ, например:
Н2S + Cl2 → S + 2HCl
Внутримолекулярные — реакции, в которых окисляющиеся и восстанавливающиеся атомы находятся в молекулах одного и того же вещества, например:
2H2O → 2H2 + O2
Диспропорционирование (самоокисление-самовосстановление) — реакции, в которых один и тот же элемент выступает и как окислитель, и как восстановитель, например:
Cl2 + H2O → HClO + HCl
Репропорционирование (конпропорционирование) — реакции, в которых из двух различных степеней окисления одного и того же элемента получается одна степень окисления, например:
NH4NO3 → N2O + 2H2O
Уравнение Нернста — уравнение, связывающее окислительно-восстановительный потенциал системы с активностямивеществ, входящих в электрохимическое уравнение, и стандартными электродными потенциалами окислительно-восстановительных пар.
,где
Если в формулу Нернста подставить числовые значения констант и и перейти от натуральных логарифмов к десятичным, то при получим
555555555555555555555555555555555555555555555555555555555555555555555555555555555555555555555
5. Вода является наиболее распространенной и дешевой технологической жидкостью, применяемой в промышленности. Основными проблемами, связанными с использованием воды в оборудовании, являются ее высокая коррозионная активность и склонность к образованию отложений. При этом снижается эффективность технологических процессов и ускоряется износ оборудования и конструкций. Существенные экономические потери несут предприятия из-за коррозии проката и готовых изделий при их хранении и транспортировке. Вдвойне осложняется борьба с коррозией в отопительных системах промышленных зданий из-за отложения солей жесткости и продуктов коррозии на внутренних стенках труб систем отопления и охлаждения. Солевые отложения и коррозия со временем разрушают трубы, значительно сужая проходное сечение трубопроводов. Широко применяющиеся ныне ингибиторы коррозии и накипеобразования для воды, например, содержащие хром, цинк, амины и др., часто являются токсичными и экологически опасными. Стабильность - вода, не вызывающую коррозию или накипи из карбоната кальция
При нестабильности воды в обоих случаях может быть применен гексаметафосфат натрия. При коррозийной воде добавка к ней гексаметафосфата натрия дает возможность образовать на внутренней поверхности стенок труб тонкую, но плотную метафосфатную пленку, которая предохраняет металлическую трубу от непосредственного соприкосновения с водой.
66666666666666666666666666666666666666666666666666666666666666666666666666666666666666666666
6. Примеси в воде – классификация и методы удаленияИсходя из анализа закономерностей, которым подчиняются процессы очистки воды, академик АН Украины Л. А. Кульский предложил классификацию примесей воды, основанную:– на физико-химическом состоянии примесей в воде;– на способности примесей образовывать с водой однородную (гомогенную) или неоднородную (гетерогенную) систему;– на дисперсности примесей (размере их частиц).Сущность классификации заключается в том, что все примеси воды по их отношению к дисперсионной среде объединены в четыре группы с общей для них физико-химической характеристикой – две гетерогенные, в которых частицы примесей не полностью смешиваются с водой, и две гомогенные, дающие с водой так называемые истинные растворы. К первым относятся вещества, присутствующие в воде в виде взвесей, коллоидов и высокомолекулярных соединений, ко вторым – вещества, находящиеся в воде в виде молекулярных и ионных растворов.Каждому фазово-дисперсному состоянию примесей соответствуют определенные технологические приемы и методы их удаления.В первую группу входят нерастворимые в воде примеси, величина частиц которых 10-4 см и больше, образующие в воде так называемые взвеси. Это грубодисперсные примеси: суспензии, эмульсии, планктон, патогенные микроорганизмы.Они попадают в водоемы в результате размывания окружающих пород исмыва почв. В состоянии покоя они оседают, образуя осадки различной плотности. Интенсивность оседания примесей зависит от свойств системы.Для удаления примесей этой группы используют такие физико-химические процессы, как:– адгезия (прилипание примесей к поверхности сорбентов и зернистых инертных материалов); – агрегация и седиментация (укрупнение частиц при помощи специальных реагентов с последующим осаждением);– флотация (всплывание на поверхность воды в результате образования насыщенных газами сгустков). С этой целью применяют механические способы очистки: отстаивание, микропроцеживание, фильтрование и др.Примеси второй группы – примеси коллоидной степени дисперсности: органические и неорганические вещества, вирусы, бактерии. Размер частиц таких примесей составляет 10-5–10-6 см.Эти примеси практически не оседают, время седиментации измеряется годами. Эти примеси удаляются такими методами, как:– ультрафильтрация;– коагуляция; – окисление хлором, озоном, перманганатом;– адсорбция на гидроксидах и дисперсных минералах.Примеси третьей группы – примеси молекулярной степени дисперсности: неэлектролиты или слабые электролиты, вещества, не перешедшие в растворе в ионное состояние. Это могут быть как вещества биологического происхождения (например, гуминовые кислоты), так и вносимые со стоками промышленных предприятий и населенных пунктов (различные продукты жизнедеятельности и отмирания плесневых грибов, бактерий, водорослей, а также органические соединения, например, фенол). Размеры этих веществ 10-6 –10-7 см. Методы удаления:– обратный осмос, нанофильтрация;–десорбция газов и веществ, эвапорация (очистка паром) трудно-летучих веществ;– окисление хлором, озоном, перманганатом;– адсорбция на активных углях и других материалах.Примеси четвертой группы – примеси ионной степени дисперсности, образуются в результате диссоциации в воде солей, кислот, оснований. Степень их дисперсности составляет 10-7 – 10-8 см. Техника очистки воды от примесей, входящих в четвертую группу, сводится к связыванию ионов, подлежащих удалению, в малорастворимые или слабодиссоциированные соединения. Применяют также ионообменные реакции, протекающие на поверхности твердой фазы (на ионообменных смолах). Такие процессы целесообразны в тех случаях, когда удаляемые ионы необходимо удержать на не растворимом в воде материале, заменив их безвредными ионами. Освобождение воды от ионных примесей можно осуществлять также переводом ее в твердую фазу (выморажива-ние, образование газгидратов), добавлением не смешивающегося с водой вещества для образования двух слоев – воды и растворителя. В последнем и скапливаются эти примеси. В некоторых случаях целесообразно применять метод электродиализа, основанный на увеличении направленной подвижности ионов в электрическом поле, благодаря чему облегчается их удаление из воды.Эта теория вооружила исследователей и практиков, занимающихся водоподготовкой, надежными методами борьбы с различными загрязнениями водоёмов. Электрокинетический потенциал, x-потенциал, дзета-потенциал, часть общего скачка потенциала на границе двух фаз, определяющая относительное перемещение этих фаз при электрокинетических явлениях. Общий скачок потенциала при пересечении межфазной границы в дисперсных системах обусловлен существованием двойного электрического слоя. Электрокинетический потенциал — перепад потенциала по той части диффузного слоя, в пределах которой жидкость может быть вовлечена в тангенциальное движение относительно межфазной поверхности при внешнем воздействии на систему. Под влиянием сильно адсорбирующихся на поверхности ионов или изменения pH жидкости может произойти перемена знака на противоположный («перезарядка» поверхности). Электрокинетический потенциал в изоэлектрической точке равен нулю.