- •Химия воды и микробиология Учебно-методическое пособие к практическим занятиям
- •Введение
- •Химия воды
- •Понятие о растворах. Процесс растворения. Растворимость веществ
- •Решение типовых задач
- •Задачи для самостоятельной работы
- •Количественная характеристика состава раствора
- •Примеры решения задач
- •Задачи для самостоятельного решения
- •1.3. Электролитическая диссоциация. Степень и константа диссоциации
- •Задачи для самостоятельного решения
- •1.4. Свойства кислот, оснований и солей с точки зрения теории электролитической диссоциации
- •Задачи для самостоятельного решения
- •1.5. Диссоциация воды. Водородный показатель
- •Задачи для самостоятельного решения
- •1.6. Гидролиз солей
- •I. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой
- •II. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой
- •III. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой
- •Задачи для самостоятельного решения
- •1.7. Коллоидные растворы
- •Контрольные вопросы
- •1.8. Окислительно-восстановительные реакции
- •Задачи для самостоятельного решения
- •2. Физические и химические свойства технологических процессов водоподготовки
- •2.1. Физико-химическая характеристика природных вод
- •2.2. Физические, химические, биологические показатели качества воды
- •Физико-химические основы коагулирования примесей воды
- •2.4. Коагулянты и флокулянты применяемые для осветления воды
- •2.5. Обеззараживание воды
- •Хлорирование воды.
- •2.5.2. Озонирование воды
- •2.5.3. Применение сильных окислителей и сорбентов. Осаждение
- •2.6. Характеристика бытовых и производственных сточных вод
- •Тест №1
- •3. Микробиология
- •3.1. Основы общей микробиологии
- •3.2. Морфологическая характеристика отдельных групп микроорганизмов
- •1) Меноидный слой с выступами и бугорками; 2) ликополисахаридный слой; 3) каналы; 4) молекулы белка; 5) плотный гликопептидный слой; 6) цитоплазматическая мембрана
- •8) Капсула; 9) мембрана протопласта.
- •3.3. Питание бактерий
- •3.4. Ферменты
- •3.5. Химический состав бактерий
- •3.6. Участие микроорганизмов в круговороте веществ в природе
- •3.7. Водоросли, грибы, простейшие, коловратки, черви и микробактерии
- •5) Surirella saxonica (образование ауксоспор); 6) Asterionella gracillima; 7) Pleurosigma attenuatum; 8) Didymosphenia geminata
- •3.8. Влияние внешних факторов на микробов
- •Тест №2
- •4. Санитарная микробиология
- •4.1. Санитарно-бактериологические методы анализа воды
- •4.2 Физические и физико-химические показатели состава воды
- •4.3. Химические и биохимические показатели
- •Примеси в коллоидном и твердом состояниях
- •Общая минерализация и общая загрязненность воды
- •Примеси в растворенном и коллоидном состояниях
- •Щелочность. Углекислотное равновесие воды
- •Тест №3
- •4.4. Индикаторная роль бактерий группы кишечной палочки
- •5. Биологические факторы самоочищения водоемов
- •6. Вредная деятельность микроорганизмов в системах водоснабжения
- •Тест №4
- •7. Сточные воды и методы их очистки
- •7.1. Очистные сооружения
- •11) Песчаные фильтры; 12) хлораторная; 13) контактный резервуар.
- •7.2. Сооружения механической очистки
- •7.3. Сооружения для биологической очистки.
- •7.4. Аэробные процессы очистки сточных вод
- •7.5. Анаэробные процессы очистки сточных вод
- •7.6. Биологические пруды
- •Тест № 5
- •Заключение
- •Библиографический список
- •Химия воды и микробиология Учебно-методическое пособие к практическим занятиям
1.6. Гидролиз солей
Одним из важнейших свойств солей является гидролиз. Гидролиз — это разложение водой.
Гидролизом солей называется взаимодействие ионов соли с водой, в результате которого образуются слабые электролиты.
Сущность гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид-ионами или ионами водорода из молекул воды. При взаимодействии образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). Химическое равновесие процесса диссоциации воды при гидролизе смещается вправо: . Поэтому в водном растворе соли появляется избыток свободных ионов и , и раствор соли показывает кислую или щелочную реакцию среды.
Для многих солей процесс гидролиза - обратим.
Для характеристики способности гидролизоваться существует понятие «степень гидролиза»:
— степень гидролиза:
, |
(6) |
|
где |
— число молекул соли, подвергшихся гидролизу; — общее число растворенных молекул соли. |
Степень гидролиза зависит от природы соли, концентрации раствора, температуры. При разбавлении раствора, повышении его температуры степень гидролиза увеличивается.
Любая соль может быть представлена как продукт взаимодействия кислоты и основания.
В зависимости от силы исходной кислоты и исходного основания соли можно разделить на 4 типа (рис. 4):
Рис. 4. Типы солей по способу их образования
Соли I, II, III типов подвергаются гидролизу, соли IV типа не подвергаются гидролизу.
Рассмотрим примеры гидролиза различных типов солей.
I. Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой
Например, соль KNO3 образована сильным основанием KOH и слабой кислотой HNO2.
Молекулярное уравнение:
.
Полное ионное уравнение:
.
Сокращенное ионное уравнение:
.
Как видно в данном случае среда раствора будет щелочная так как имеется избыток гидроксид-ионов .
II. Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой
Например, I, образована слабым основанием OH и сильной кислотой HI;
Молекулярное уравнение:
I+HOH OH+HI.
Полное ионное уравнение:
.
Сокращенное ионное уравнение:
.
В заданном случае при гидролизе такого типа солей образуется избыток ионов , то есть среда раствора будет кислая.
III. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой
Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются одновременно и по катиону, и по аниону.
Например, соль образована слабой уксусной кислотой и слабым основанием .
Молекулярное уравнение:
.
Ионное уравнение:
.
Для данного случая реакция раствора будет нейтральная, так как контакты диссоциации кислоты и основания равна между собой:
Kg(C .
При аналогичном составе соли подвергающейся гидролизу по III типу, среда раствора будет зависеть от константы диссоциации образующихся слабой кислоты и слабого основания.
Например: соль обраована слабой кислотой и слабым основанием .
Молекулярное уравнение:
.
Ионное уравнение:
.
Так как степень диссоциации больше степени диссоциации значит, реакция раствора будет слабощелочная.
Необратимому (полному) гидролизу подвергаются соли, которые образованы слабым нерастворимым или летучим основанием и слабой летучей или нерастворимой кислотой.
Например: соль образована гидроксидом — слабое нерастворимое основание и — сероводородная кислота — летучая.
Уравнение гидролиза данной соли
Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, так как катионы и анионы этих солей не связываются с ионами или воды, то есть не образуют с ними молекул слабых электролитов.
Гидролиз может быть ступенчатым. Если соль образована слабой многоосновной кислотой и сильным основанием, число ступеней гидролиза зависит от основности слабой кислоты. Гидролиз идет с образованием кислой соли и основания.
Например, соль , образованная однокислотным основанием KOH и двухосновной кислотой гидролизуется ступенчато.
Первая ступень:
;
2 + +O ;
+ O .
Вторая ступень:
;
+ +O + ;
+ O + .
Гидролиз по второй ступени протекает в меньшей степени. Среда раствора щелочная (pH7) за счет увеличения гидроксид-ионов в растворе.
Если соль образована слабым многокислотным основанием и сильной кислотой, то число ступеней гидролиза зависит от кислотности слабого основания.
Например, соль NiCl2 образована слабым двухосновным основанием Ni(OH)2 и сильной кислотой HCl, она гидролизуется по схеме:
первая ступень:
Ni + NiOHCl+HCl;
2
;
вторая ступень:
NiOHCl Ni(OH +HCl;
Ni(OH
Ni(OH .
За счет избытка ионов в растворе — среда раствора кислая.