Задачи для самостоятельного решения



 

241.Возможна ли электрохимическая коррозия с кислородной деполяри- зацией для алюминия, контактирующего со свинцом в нейтральном водном растворе, содержащем растворенный кислород? Если да, то напишите уравнения реакций анодного и катодного процессов. Составьте схему образующегося гальванического элемента.

242.Как происходит атмосферная коррозия луженого и оцинкованного железа при нарушении покрытия? Составьте уравнения анодного и катодного процессов. Приведите схемы образующихся гальванических элементов.

243.Изделие из алюминия склепано медью. Какой из металлов будет подвергаться коррозии с водородной деполяризацией, если эти металлы попадут в кислую среду (НС1)? Составьте уравнения происходящих при этом процессов, приведите схему образующегося гальванического элемента. Определите продукты коррозии.

244.Составьте уравнения анодного и катодного процессов с кислородной и водородной деполяризацией при коррозии пары магний – свинец.

Какие продукты коррозии образуются в первом и во втором случаях?

245.Приведите по одному примеру катодного и анодного покрытия для кобальта. Составьте уравнения катодных и анодных процессов во влажном воздухе и в растворе соляной кислоты при нарушении целостности покрытия.

246.К какому типу покрытий относятся олово на меди и на железе? Какие процессы будут протекать при атмосферной коррозии указанных пар в нейтральной среде? Напишите уравнения катодных и анодных        реакций.

247.Медное изделие покрыли серебром. К какому типу относится такое покрытие – к анодному или катодному? Составьте уравнения электродных процессов коррозии этого изделия при нарушении целостности покрытия во влажном воздухе и в растворе соляной кислоты. Приведите схемы образующихся при этом гальванических элементов.

248.В воду, содержащую растворенный кислород, опустили никелевую пластинку и никелевую пластинку, частично покрытую медью. В каком случае процесс коррозии никеля происходит интенсивнее? Почему? Составьте уравнения анодного и катодного процессов для пластинки, покрытой медью.

249.Какой металл целесообразнее выбрать для протекторной защиты железного изделия: цинк, никель или кобальт? Почему? Составьте уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии таких изделий.

Каков состав продуктов коррозии?

250.Железо покрыто хромом. Какой из металлов будет корродировать в случае нарушения поверхностного слоя покрытия при атмосферной коррозии? Какое это покрытие – катодное или анодное? Составьте схему процессов, происходящих на электродах образующегося гальванического элемента с кислородной деполяризацией.

251.Рассчитайте энергию Гиббса реакции 

                     2Ме + 2Н2О(ж) + О2 = 2Ме(ОН)2

и определите, какой из металлов – магний или медь – интенсивнее будет корродировать во влажном воздухе. Стандартные энергии Гиббса образования G0 Mg(OH)2, Cu(OH)2, H2O) соответственно равны –833,7; –356,9; –237,3 кДж/моль

252.Какой из металлов – алюминий или золото – будет подвергаться коррозии во влажном воздухе по уравнению:

4Ме + 6Н2О(ж) + 3О2 = 4Ме(ОН)3.

Ответ обоснуйте, рассчитав энергию Гиббса реакции. Стандартные энергии Гиббса образования G0 Al(OH)3, Au(OH)3, H2O(ж) соответственно равны –1139,7; –289,9; –237,3 кДж/моль.

253.Какие из перечисленных металлов могут быть использованы для протекторной защиты железного изделия в присутствии электролита, содержащего растворенный кислород в нейтральной среде: алюминий, хром, серебро, кадмий? Приведите уравнения анодного и катодного процессов атмосферной коррозии таких изделий. Каков состав продуктов коррозии? 254.Изделие из хрома спаяно свинцом. Какой из металлов будет корродировать при попадании такого изделия в кислотную среду (НС1)? Приведите уравнения анодного и катодного процессов и образующиеся продукты коррозии.

255.Составьте уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии железа, покрытого серебром, во влажном воздухе и в кислой среде. Определите тип покрытия – анодное или катодное? Какие продукты образуются в результате коррозии?

256.Какие металлы могут быть использованы в качестве анодного покрытия сплава Zn-Cd? Приведите уравнения анодного и катодного процессов при коррозии такого сплава во влажном воздухе в отсутствие анодного покрытия.

257.Приведите уравнения анодного и катодного процессов при коррозии сплава Fe-Sn во влажном воздухе и в кислой среде. Определите продукты коррозии.

258.Приведите уравнения анодного и катодного процессов, происходящих при коррозии сплава Al-Ni в атмосфере влажного воздуха и в кислой среде (НС1). Определите продукты коррозии.

259.Хромовую пластинку и пластинку из хрома, частично покрытую серебром, поместили в раствор соляной кислоты. В каком случае процесс коррозии хрома протекает более интенсивно? Почему? Приведите уравнения соответствующих процессов.

260.Составьте уравнения самопроизвольно протекающих реакций при атмосферной коррозии цинка и олова, находящихся в контакте. Приведите схему образующегося гальванического элемента.                                                     

 

Неметаллы

 

К неметаллам относятся 22 элемента.Неметаллы в Периодической таблице Д.И.Менделеева расположены справа от диагонали «бор-астат». Это элементы главных подгрупп III, IV, V, VI, VII и VIII групп. Среди неметаллов два элемента – водород и гелий – относятся к s-элементами, все остальные принадлежат к р-элементам. В отличие от металлов у атомов неметаллов высокая энергия ионизации и большое сродство к электрону.Поэтому для атомов металлов более характерной является способность присоединять электроны для завершения электронного октета – устойчивой конфигурации ns2np6.Способность присоединять электроны обусловливает окислительные свойства неметаллов.

Водород.Атом водорода состоит из одного протона и одного электрона. Этот простейший атом не имеет аналогов в Периодической системе. Он способен терять электрон, превращаясь в катион Н+, и в этом отношении сходен с щелочными металлами, которые тоже проявляют степень окисления +1. Атом водорода может также присоединять электрон, образуя при этом анион Н, электронная конфигурация которого такая же, как у атома гелия. В этом отношении водород сходен с галогенами, анионы которых имеют электронные конфигурации соседних благородных газов. Таким образом, водород имеет двойственную природу, проявляя как окислительную, так и восстановительную способность. По этой причине в одних случаях водород помещают в подгруппу щелочных металлов, в других – в подгруппу галогенов. Ввиду прочной связи атомов в молекуле              Н2 (436 кДж / моль) водород имеет сравнительно малую активность при обычных условиях. При комнатной температуре водород реагирует лишь с фтором, но при нагревании может реагировать со многими простыми и сложными веществами. Для получения водорода в промышленности используют электролиз водных растворов хлоридов активных металлов, пропускание паров воды над раскаленным углем при температуре 1 000 °С, крекинг углеводородов.

Галогены.Элементы фтор, хлор, бром, иод и астат составляют главную подгруппу VII группы — подгруппу галогенов. Последний элемент радиоактивен, получен искусственно и в природе не встречается. Название «галогены», которое буквально означает «солерождающие», элементы получили за способность взаимодействовать с металлами с образованием типичных солей, например хлорида натрия NaCl.Все галогены обладают электронной конфигурацией s2p5, т. е. для образования конфигурации инертного газа им не хватает одного электрона. Это обусловливает характерную степень окисления всех элементов −1.

 Фтор – наиболее электроотрицательный элемент в периодической таблице, он не образует соединений, в которых бы проявлялась положительная степень окисления. В то же время для хлора, брома и йода известны степени окисления +1, +3, +5, +7. С повышением порядкового номера элементов в ряду F – At увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, ослабевают неметаллические свойства и окислительная способность элементов. Из-за высокой реакционной способности галогены находятся в природе исключительно в связанном состоянии – главным образом в виде солей галогеноводородных кислот.

     Галогеноводороды – это соединения галогенов с водородом, типич- ные для всех галогенов. Их формулы HF, HCl, HBr, HI. Степень окисле- ния галогенов в этих соединениях −1. При растворении галогеноводородов в воде происходит их диссоциация на ионы, и образуются растворы соответствующих галогеноводородных кислот. Все галогены, кроме фтора, образуют соединения, в которых они обладают положительными степенями окисления. Наиболее важными из них являются кислородсодержащие кислоты галогеновтипа HНalOn, где n = 1÷4и соответствующие им соли. Халькогены. Называются так элементы главной подгруппы шестой группы: кислород, сера, селен, теллур и радиоактивный полоний. Все эти элементы имеют электронные конфигурации внешнего валентного слоя типа ns2np4, что обусловливает, прежде всего окислительные свойства этих элементов. Атом кислорода отличается от атомов других элементов подгруппы отсутствием на внешней электронной оболочке d-орбитали. Поэтому валентность кислорода, как правило, равна двум. Однако в некоторых случаях атом кислорода, обладающий неподеленными электронными парами, может выступать в качестве донора электронов и образовывать дополнительные ковалентные связи по донорно-акцепторному механизму. У остальных элементов подгруппы число неспаренных электронов в атоме может быть увеличено переводом s- и p-электронов на d-подуровень внешней электронной оболочки. В связи с этим указанные элементы проявляют валентность, равную не только 2, но также 4и 6. Кислород и сера – типичные неметаллы. Селен и теллур занимают промежуточное положение между неметаллами и металлами, а полоний – типичный металл. Элементы данной подгруппы проявляют как отрицательную, так и положительную степень окисления. В соединениях с металлами и с водородом их степень окисления, как правило, равна −2.В соединениях с неметаллами она может иметь значение +4 и +6,что связано с наличием свободной dорбитали на внешней оболочке. Исключение при этом составляет кислород. По величине электроотрицательности он уступает только фтору, поэтому только в соединении с этим элементом (OF2)его степень окисления положительна (+2). В соединениях со всеми другими элементами степень окисления кислорода отрицательна и обычно равна −2. В пероксиде водорода (Н2О2) и его производных она равна −1.

     Физические и химические свойства рассматриваемых элементов закономерно изменяются с увеличением порядкового номера. Появление новых электронных оболочек влечет за собой увеличение радиусов атомов, уменьшение электроотрицательности, понижение окислительной активности незаряженных атомов и усиление восстановительных свойств атомов со степенью окисления −2.Водородные соединения халькогенов отвечают формуле Н2Э. При растворении их в воде образуются соответствующие кислоты. Сила этих кислот возрастает с ростом порядкового номера элемента. Сера, селен и теллур образуют одинаковые оксиды ЭО2 и ЭО3,которым соответствуют кислоты Н2ЭО3 и Н2ЭО4.

     От кислорода к теллуру содержание элементов на Земле резко падает, а полоний, не имея ни одного стабильного изотопа, встречается в урановых и ториевых рудах как один из продуктов радиоактивного распада U(238).

Пниктогены.В главной подгруппе V группы Периодической системы находятся азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут. Они имеют общее название пниктогены.Эти элементы имеют пять электронов на внешней электронной оболочке атома, электронная конфигурация валентного уровня – s2p3.Благодаря наличию пяти внешних электронов, высшая степень окисления элементов этой подгруппы равна +5, а низшая −3.Степень окисления –3данные элементы проявляют в водородных соединениях: аммиак NH3и фосфин PH3– реальные соединения, а арсин AsH3и стибин

SbH3крайне неустойчивы, легко распадаются на водород и элемент. У висмута же водородного соединения вообще нет! Вследствие относительно небольшой разности электроотрицательностей связь рассматриваемых элементов с водородом мало полярна. Поэтому водородные соединения этих элементов не отщепляют в водном растворе ионы водорода и, таким образом, не обладают кислотными свойствами. Соединения, содержащие элемент в степени окисления +5,устойчивы для элементов с большим порядковым номером, так как валентные электроны находятся далеко от ядра и отрываются легче, а N+5очень сильный окислитель. Соединения, содержащие элементы с промежуточными степенями окисления, могут быть как окислителями, так и восстановителями. У азота превалируют неметаллические свойства, ослабление этих свойств при переходе к следующим элементам влечет за собой появление и нарастание металлических свойств. Последние заметны уже у мышьяка, сурьма приблизительно в равной степени обладает и теми и другими свойствами, а у висмута металлические свойства преобладают над неметаллическими.

Азот – газ, малоактивен; фосфор — твердое вещество, может быть разным: белым Р4 (летуч, самовоспламеняется, светится в темноте, ядовит), красным (полимер Рх, нелетуч, горит только после поджигания, неядовит) и даже черным (Р, похож на металл – проводит электрический ток и блестит, имеет кристаллическую решетку как у металлов); мышьяк, сурьма и висмут - твердые вещества. Радиус атома увеличивается вниз по группе. Электроотрицательность вниз по группе уменьшается (от 3,07у азота до 1,67у висмута).

Подгруппа углерода.В главную подгруппу четвертой группы Периодической системы входят углерод, кремний, германий, олово и свинец. Электронная конфигурация внешнего электронного уровня s2p2. В невозбужденном состоянии атомы подгруппы имеют на внешнем уровне два неспаренных электрона. Поскольку атомы всей подгруппы имеют на внешнем уровне свободные орбитали, то при переходе в возбужденное состояние распаривают электроны s-подуровней. Поэтому эти элементы могут проявлять валентности II и IV, а степени окисления +2, +4, −4. Элементы подгруппы образуют оксиды общей формулы ЭО и ЭО2, а водородные соединения — формулы ЭН4. Гидраты высших оксидов углерода и кремния обладают кислотными свойствами, гидраты остальных элементов амфотерны. При переходе от углерода к свинцу размеры атомов возрастают. Поэтому следует ожидать, что способность к присоединению электронов, а следовательно, и неметаллические свойства будут при этом ослабевать. Легкость же отдачи электронов – возрастать. Действительно, уже у германия проявляются металлические свойства. А у олова и свинца они преобладают над неметаллическими. Таким образом, только первые два члена описываемой группы являются неметаллами, германий проявляет промежуточные свойства, а олово и свинец – амфотерные металлы. В электрохимическом ряду напряжений олово и свинец стоят до водорода, германий – после. Поэтому свинец и олово реагируют с соляной кислотой и разбавленной серной кислотой с выделением водорода, а германий – нет. Германий — рассеянный элемент, образование рудных скоплений для него не характерно. Он в основном сопутствует природным силикатам и сульфидам, содержится в некоторых углях.

Углерод.Содержание углерода в земной коре составляет 0,1 % (масс.) Углерод находится в природе как в свободном состоянии (алмаз, и графит), так и виде многочисленных соединений: СаСО3 – мел, мрамор, известняк, СаСО3·МgСО3 – доломит и др.

Углерод встречается в виде четырех аллотропных модификаций:  

Алмаз – кристаллическое вещество, прозрачное, сильно преломляет лучи света, очень твѐрдое, не проводит электрический ток, плохо проводит тепло, ρ = 3,5 г/см3; t°пл = 3730 °C; t°кип = 4830 °C. Атомы углерода находятся в sp3- гибридизации и образуют атомную кристаллическую решѐтку с прочными ковалентными -связями. Можно получить из графита при давлении > 50 тыс. атм; t° = 1200 °C.

Графит – кристаллическое вещество, слоистое, непрозрачное, тѐмно-серое, обладает металлическим блеском, мягкое, проводит электрический ток; ρ = 2,5 г/см3. В кристаллической решѐтке атомы углерода находятся в sp2- гибридном состоянии и образуют слои из шестичленных колец; между слоями действуют межмолекулярные силы.

Карбин – чѐрный порошок; ρ = 2 г/см3; полупроводник. Состоит из линейных цепочек –C≡C–C≡C– и =С=С=С=С=; атомы углерода находятся в sp- гибридном состоянии. При нагревании переходит в графит.

Фуллерен – твердое вещество черного цвета; ρ = 1,7 г/см3; полупроводник. Молекулы фуллеренов представляют собой замкнутые сфероидальные поверхности, содержащие 60, 70, 76, 84 и др. атомов углерода. В молекулярной решѐтке фуллеренов атомы углерода находятся в sp2– гибридном состоянии. Негибридизированные р-электроны делокализованы, как в ароматических соединениях. Форма фуллерена С60 напоминает форму футбольного мяча, а фуллерена С70 – форму дыни.

Кремний.Второй по распространѐнности (после кислорода) элемент в земной коре. На его долю приходится 27 % от массы земной коры. В свободном состоянии не встречается. В виде SiO2 входит в состав многих природных минералов: гранита, слюды, полевого шпата и др.

Кремний существует в двух аллотропных модификациях : 

Кристаллический кремний – тѐмно-серое вещество с металлическим блеском,     обладает большой твѐрдостью,   хрупок, полупроводник;           

ρ = 2,33 г/см3, t°пл =1415 °C; t°кип = 2680 °C. Имеет алмазоподобную структуру (sp3- гибридизация атомов кремния) и образует прочные ковалентные σ-связи. Инертен.

Аморфный кремний – бурый порошок, гигроскопичен, алмазоподобная структура, ρ = 2 г/см3, более реакционноспособен. 

 

 

Примеры решения задач

 

    Пример 14.1.Почему пероксид водорода может проявлять как окислительные, так и восстановительные свойства? На основании электронных равнений напишите реакции взаимодействия пероксида водорода с диоксидом свинца в азотнокислой среде, с сульфидом свинца в нейтральной среде.

    Решение.Окислительно-восстановительная двойственность характерна для веществ, содержащих атомы элементов в промежуточной степени кисления. Так, степень окисления кислорода в пероксиде водорода равна (–1), т.е. имеет промежуточное значение между (–2) в молекуле воды и (0) в молекулярном кислороде. Поэтому пероксид водорода обладает окислительно-восстановительной двойственностью. Более характерными для него являются кислительные свойства, т. к. стандартный потенциал электрохимической системы H2O2 + 2H+ + 2e = 2H2O, в которой H2O2 выступает как окислитель, равный 1,776 В, больше, чем стандартный потенциал (0,682 В) электрохимической системы O2 + 2H+ + 2e = H2O2, где пероксид водорода является восстановителем.

    Учитывая окислительно-восстановительную двойственность пероксида водорода, составим уравнения реакции, необходимые по условию задачи: H2O2–1 + Pb+4O2 + 2HNO3 = Pb+2(NO3)2 + O20 + 2H2O,

O22– − 2e = O20 – окисление,

      Pb+4 + 2e = Pb+2 – восстановление.

PbS–2 + 4H2O2–1 = PbS+6O4 + 4H2O–2,

S–2 − 8e = S+6 – окисление,        O22 –+ 2e = 2O–2 – восстановление.

    Пример 14.2. Напишите реакции получения нитрида и гидроксида бария и разложения их водой. К окислительно-восстановительным реакциям составьте электронные уравнения.

    Решение. Уже при комнатной температуре щелочно-земельные металлы медленно взаимодействуют с азотом, образуя нитриды. Для получения нитридов металлы нагревают до 900 °С в атмосфере азота. Процесс протекает по уравнению 3Ba0 + N20 = Ba3+2N2-3,

3 | Ba0 – 2e = Ba+2 1 | N20 + 6e = 2N–3.

   Разложение нитрида бария водой протекает по реакции Ba3N2 + 6H2O = 3Ba(OH)2 + 2NH3.

Щелочноземельные металлы соединяются с водородом, образуя гидриды, аналогичные гидридам щелочных металлов:

Ba0 + H20 = Ba+2H2–1,

H20 + 2e = 2H–1

Ba0 – 2e = Ba+2.

   Гидрид бария бурно реагирует с водой, выделяя водород:

BaH2–1 + 2H2O = Ba(OH)2 + 2H20,

2H–1 – 2e = H20

2H+1 + 2e = H20.

    Пример 14.3. Дайте общую характеристику p-элементов, основываясь на их положении в таблице Д. И. Менделеева.

    Решение. На внешнем энергетическом уровне у p-элементов находится по 2 s-электрона и от 1 до 6 p-электронов. Количество p-электронов возрастает по периодам слева направо. С увеличением порядкового номера (заряда ядра атомов) уменьшается радиус и металлические (основные) свойства, нарастают неметаллические (кислотные). По группам сверху вниз у p-элементов увеличивается радиус атомов за счет увеличения числа энергетических уровней, постепенное ослабление неметаллических и нарастание металлических свойств. Условная граница между элементами с ярко выраженными металлическими и неметаллическими свойствами находится на диагонали, проведенной из верхнего левого угла в нижний правый угол таблицы Д.И. Менделеева.

    Металлические p-элементы обладают способностью к отдаче валентных электронов и проявляют положительные степени окисления, являясь восстановителями во многих химических реакциях.

Неметаллические p-элементы имеют тенденцию к присоединению электронов до завершения внешнего валентного энергетического уровня, проявляют отрицательные степени окисления и в химических реакциях являются окислителями.

    Пример 14.4. Почему хлор способен к реакциям самоокислениясамовосстановления (диспропорционирования)? На основании электронных уравнений напишите реакцию растворения хлора в едком натре.          Решение.Степень окисления хлора в молекуле равна нулю, т. е. имеет промежуточное значение между (–1) и (+1), (+3), (+5), (+7) в соединениях. Поэтому один атом хлора в молекуле присоединяет к себе электрон от другого атома, другой отдает. В результате один атом хлора окисляется (степень окисления повышается), а другой – восстанавливается (степень окисления понижается). Распишем электронные уравнения и на их основе составим уравнения реакций. Электронные уравнения: Cl20 – 2e = 2Cl+1 – окисление,     Cl20 + 2e = 2Cl–1 – восстановление.

    Уравнения реакции растворения хлора в щелочи:

2NaOH + Cl2 = NaClO + NaCl + H2O.          Пример 14.5. На основании электронных уравнений составьте уравнение реакции взаимодействия серы с азотной кислотой, учитывая, что сера окисляется максимально, а азот восстанавливается минимально.          Решение. Определим, какие вещества могут образовываться в результате реакции. Сера в своих соединениях проявляет следующие степени окисления: –2, +2, +4, +6. Максимальная степень окисления (+6), она реализуется в следующих соединениях: серной кислоте, триоксиде серы и сульфатах. В кислой среде образуется серная кислота.

      Для азота характерны следующие степени окисления: –3, +1, +2, +3,

+4, +5. В азотной кислоте степень окисления равна (+5), а т. к. азот восстанавливается минимально, то он принимает один электрон и приобретает степень окисления (+4). Устойчивым соединением азота с такой степенью окисления является NO2. Электронные уравнения имеют вид

6 | S0 – 6e = S+6 – окисление,

     1 | N+5 +1e =N+4 – восстановление.

    Уравнение реакции взаимодействия серы с азотной кислотой: S + 6HNO3 = H2SO4 + 6NO2 + 2H2O.

    Пример 14.6. Какие реакции нужно провести, имея бор и воду, чтобы получить борную кислоту?

    Решение. Непосредственным взаимодействием бора с водой борную кислоту получить нельзя, т. к. вода не растворяет бор. Поэтому борная кислота получается по следующим стадиям:

1. Электролиз воды: 2H2O = 2H2 + O2;

2. Сжигание бора в кислороде при 700 °С: 4B + 3O2 = 2B2O3     3. Растворение оксида бора в воде с образованием борной кислоты: B2O3 + 3H2O = 2H3BO3.          Пример 14.7. Напишите формулы и назовите оксиды азота, укажите степени окисления азота в каждом из них. Какой из этих оксидов более сильный окислитель? 

     Решение: Формула Наименование оксида Степень окисления

N2O        Оксид азота (I)                        +1 NO         Оксид азота (II)                       +2

N2O3       Оксид азота (III)                     +3 NO2        Оксид азота (IV)                     +4

N2O5       Оксид азота (V)                       +5

     Наиболее сильным окислителем является оксид азота (V), так как в этом соединении азот имеет максимальную степень окисления.

    Пример 14.8. Как можно устранить карбонатную (временную) и некарбонатную (постоянную) жесткость воды?

    Решение. Различают карбонатную жесткость воды, обусловленную присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, и некарбонатную, вызванную присутствием в воде сульфатов и хлоридов кальция и магния. Карбонатную жесткость можно устранить кипячением воды, при этом ионы кальция и магния образуют нерастворимые осадки карбоната кальция и гидроксида магния:

Ca(HCO3)2  → CaCO3↓ + CO2 + H2O; Mg(HCO3)2 → Mg(OH)2 + 2CO2.

Временную жесткость можно устранить добавлением к воде гашеной извести и других реагентов, при этом протекает следующая реакция Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3↓ + 2H2O.

     Для устранения карбонатной жесткости вводят вещества (соду Na2CO3, фосфат натрия), способные связывать ионы кальция и магния в нерастворимые соли:

CaCl2 + Na2CO3 = CaCO3↓ + 2NaCl

3MgSO4 + 2Na3PO4 = Mg3(PO4)2 + 3Na2SO4

Ионы кальция и магния можно удалить из жесткой воды посредством катионирования. Катиониты – это высокомолекулярные соединения кремния, алюминия и других веществ, нерастворимые в воде и способные обменивать свои катионы на Ca2+ и Mg2+. При пропускании жесткой воды через катионит происходит реакция:

Ca2+ + Na2R = 2Na+ + CaR,

где R – сложный кислотный остаток. Ионы Ca2+ и Mg2+ осаждаются на катионите, что приводит к умягчению воды.

    Пример 14.9. Определите временную жесткость воды, зная, что на реакцию с гидрокарбонатом, содержащимся в 200 мл этой воды, потребовалось 10 мл 0,05 н. раствора HCl.

    Решение. Временная жесткость воды рассчитывается по формуле

Жвр = Vк ..100 / Vв,

где Жвр – временная жесткость воды, моль-экв/л; Vк – объем кислоты, пошедший на титрование, мл; Vв – объем воды, мл; Cн – нормальная концентрация раствора кислоты, экв/л.

Жвр = 10 0,05 1000 / 200 = 2,5 ммоль - экв/л.

 


Дата добавления: 2018-06-27; просмотров: 828; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:






Мы поможем в написании ваших работ!