Жесткость воды

2С17Н35СОО− +Са2+ = (С17Н35СОО)2 Са ↓,

2С17Н35СОО− +Mg2+ = (С17Н35СОО)2 Mg ↓.

и пена образуется лишь после полного осаждения этих ионов.

Правда, некоторые синтетические моющие средства хорошо моют в жесткой воде, так как кальциевые и магниевые соли этих веществ легко растворяются в воде.

В жесткой воде с трудом развариваются пищевые продукты, а сваренные в ней овощи невкусны.

Очень плохо заваривается чай и вкус его теряется.

В то же время в санитарно-гигиеническом отношении эти ионы не представляют опасности.

Правда, при большом содержании ионов (как в море и океане)

вода горьковата на вкус и вызывает послабляющее действие на кишечник человека.

Жесткость воды

Жесткая вода непригодна для использования в паровых котлах: растворенные в ней соли при кипячении образуют на стенках котлов слой накипи, который плохо проводит теплоту.

Это приводит к перерасходу топлива, к преждевременному износу котлов, а иногда, в результате перегрева котлов, и к аварии.

Образуется и накипь в чайниках.

Наконец, жесткая вода вредна для металлических конструкций, трубопроводов, кожухов охлаждаемых машин.

Ионы Са2+ обусловливают кальциевую жесткость, а ионы Mg2+

– магниевую жесткость.

Общая жесткость складывается из кальциевой и магниевой, т. е. из суммарной концентрации в воде ионов Са2+ иMg2+.

Жесткость воды

а ионы Mg2+ – в виде основного карбоната или в виде гидроксида магния (при рН>10,3):

2Mg2+ +2HCO3− +2OH− =

= (MgOH)2 CO3 ↓ +CO2 ↑ +H2O.

(гидроксид-ионы образуются за счет взаимодействия гидрокарбонат-ионов с водой:

HCO3− +H2О = H2CO3 +OH−

и равновесие при нагревании смещается вправо).

Остальная часть жесткости, сохраняющаяся после кипячения воды,

называется некарбонатной.

Она определяется содержанием в воде кальциевых и магниевых солей сильных кислот, главным образом сульфатов и хлоридов.

При кипячении эти соли не удаляются, а поэтому некарбонатную жесткость называют также постоянной жесткостью.

Жесткость воды

По величине жесткости природную воду различают:

очень мягкую – с жесткостью до 1,5 мэкв/л;

мягкую – от 1,5 до 4 мэкв/л;

средней жесткости – от 4 до 8 мэкв/л;

жесткую – от 8 до 12 мэкв/л;

очень жесткую – свыше 12 мэкв/л.

Особенно большой жесткостью отличается вода морей

иокеанов.

Так, например, кальциевая жесткость воды в Чёрном море составляет 12 мэкв/л, магниевая – 53,5 мэкв/л и общая – 65.5 мэкв/л.

В океанах же средняя кальциевая жесткость равняется

22,5 мэкв/л, магниевая – 108 мэкв/л и

общая –130,5 мэкв/л.

Жесткость воды

Жесткость воды хозяйственно-питьевых

водопроводов не должна превышать 7 мэкв/л.

Очень часто жесткую воду перед употреблением

умягчают.

Карбонатную жесткость можно устранить

добавлением гашеной извести:

Са2+ +2HCO3− +2OH− = 2CaCO3 ↓ +2H2O,

Mg2+ +2HCO3− +2Ca2+ +4OH− = 2CaCO3 ↓ +Mg(OH)2 +2H2O.

При одновременном добавлении извести и соды можно избавиться от карбонатной и некарбонатной жесткости (известково-содовый способ).

Жесткость воды

Карбонатная жесткость при этом устраняется известью а некарбонатная – содой:

MgCO3 +Ca2+ +2OH− = Mg(OH)2 ↓ +CaCO3 ↓.

Применяются и другие способы устранения жесткости воды, среди которых один из наиболее современных основан на применении катионитов (катионитный способ).

Имеются твердые вещества, которые содержат в своем составе подвижные ионы, способные обмениваться на ионы внешней среды.

Они получили название ионитов.

Жесткость воды

Для устранения жесткости воды применяют катиониты – синтетические ионообменные смолы и алюмосиликаты:

nH2O].

Их состав условно можно выразить общей формулой Na2R, где Na+ – весьма подвижный катион и R2- – частица катионита, несущая отрицательный заряд.

Так, в приведенном примере

R2− =[Al2Si2O8 nH2O]2−.

Если пропускать воду через слой катионита, то ионы натрия будут обмениваться на ионы кальция и магния.

Схематически эти процессы можно выразить уравнениями:

Са2+ + Na2R = 2Na+ +CaR, Mg2+ + Na2R = 2Na+ +MgR.

Жесткость воды

Таким образом, ионы кальция и магния переходят из раствора в катионит, а ионы натрия – из катионита в раствор, жесткость воды при этом устраняется.

После использования бо׳льшей части ионов натрия катиониты обычно регенерируют.

Для этого их выдерживают в растворе хлорида натрия, при участии которого происходит обратный процесс: ионы натрия замещают в катионите ионы кальция и магния, которые переходят в раствор:

СаR +2Na+ = Na2R +Ca2+,

MgR +2Na+ = Na2R +Mg2+.

Регенерированный катионит снова может быть использован для

умягчения новых порций жесткой воды.

Общая характеристика подгруппы кислорода

Кислород и сера – это элементы главной подгруппы VI группы, называемой подгруппой кислорода.

К ней также относятся селен, теллур и полоний (полоний — радиоактивный элемент).

Элементы О, S, Sе, Те имеют общее название – халькогены.

У атомов халькогенов на внешнем энергетическом уровне по 6 электронов в состоянии …s2р4.

Этим объясняется сходство их химических свойств.

Присоединяя по два электрона, они превращаются в двухзарядные ионы.

Все халькогены в соединениях с водородом и металлами проявляют степень окисления –2, а в соединениях с кислородом и другими активными неметаллами – обычно +4 и +6.

Общая характеристика подгруппы кислорода

Для кислорода не типична степень окисления,

равная номеру группы.

Он проявляет степень окисления обычно –2 и в

соединении с фтором +2.

Такие значения степеней окисления вытекают из

электронного строения внешних энергетических

уровней атомов кислорода и серы:

Общая характеристика подгруппы кислорода

У атома кислорода на 2р-подуровне два неспаренных электрона.

Его электроны не могут разъединяться при

отсутствии d-подуровня на внешнем (втором)

уровне, при отсутствии свободных квантовых ячеек.

Поэтому валентность кислорода всегда равна двум, а наиболее характерные степени

окисления – 2 и +2 (например, в Н2О и ОF2). Такая же валентность и степени окисления у атома серы в невозбужденном состоянии.

Общая характеристика подгруппы кислорода

Очевидно, четные валентности 2, 4, 6 будут иметь аналоги серы – селен, теллур и полоний, а их степени окисления будут равны –2, +2, +4 и +6.

Водородные соединения элементов подгруппы кислорода

соответствуют формуле Н2R (R — символ элемента) : Н20,

Н2S, Н2Sе, Н2Те.

Они называются хальководородами.

При растворении их в воде образуются кислоты (формулы те же).

Сила этих кислот возрастает с ростом порядкового номера элемента.

Вода, диссоциирующая на ионы Н+ и ОН-, является амфотерным электролитом.

Общая характеристика подгруппы кислорода

Сера, селен и теллур образуют одинаковые формы соединений с кислородом: R02 и R03.

Им соответствуют кислоты состава Н2R03 и Н2R04.

С ростом порядкового номера элемента сила этих кислот убывает.

Кислоты типа Н2RО4 проявляют окислительные свойства, а типа Н2RO3 – как окислительные, так и восстановительные, причем первые в большей степени.

Закономерно изменяются свойства простых веществ: с увеличением заряда ядра ослабевают неметаллические и

возрастают металлические свойства.

Так, кислород – неметалл, а теллур, хотя и является неметаллом, имеет металлический блеск и проводит электричество.

Кислород. Нахождение в природе

Кислород — самый распространенный элемент.

Он составляет 47,2% от массы земной коры.

В воздухе кислорода содержится 20,95% по объему,

или 23,15% по массе.

Кислород входит в состав:

воды,

горных пород,

многих минералов и солей,

содержится в белках, жирах и углеводах, из которых состоят организмы.

Кислород. Получение

В лабораторных условиях кислород получают либо электролизом водного раствора гидроксида натрия (электроды никелевые), либо разложением при нагревании хлората калия или перманганата калия.

Разложение хлората калия значительно ускоряется в присутствии катализатора – оксида марганца (IV):

3t→2KCl +3O2 ↑.

Очень чистый кислород получается при разложении перманганата калия:

4t→K2MnO4 +MnO2 +O2 ↑.

В промышленности кислород получают из жидкого воздуха.

Он получается также при производстве водорода

электролизом воды.

Кислород хранят и перевозят в стальных баллонах под давлением 15 МПа (мегапаскаль).

Кислород. Химические свойства

Для завершения внешнего энергетического уровня атому кислорода не хватает двух электронов.

Энергично принимая их, кислород проявляет степень окисления, равную –2.

В соединении кислорода с фтором ОF2 общая электронная пара смещена к фтору как к более электроотрицательному элементу.

В этом случае степень окисления кислорода равна +2, а фтора

–1.

Молекула кислорода O2 состоит из двух атомов.

Химическая связь в ней – ковалентная.

Молекула озона О3 состоит из трех атомов кислорода.

Озон — это аллотропическая модификация элемента кислорода.

Кислород. Химические свойства

Хотя кислород и озон образованы одним и тем же элементом,

свойства их различны.

Озон – газ с характерным запахом.

Разрушает органические вещества, окисляет многие металлы, в том числе золото и платину.

Озон – более сильный окислитель, чем кислород. Например, из

раствора иодида калия он выделяет иод в то время как с кислородом эта реакция не протекает.

2KI +O3 +H2O = I2 +2KOH +O2.

2I− −2е = I2 , окисление,

−2

О3 +2е = О2 +О, восстановление.

Озон производит отбеливающее и дезинфицирующее действие.

Кислород. Химические свойства

Важнейшее химическое свойство кислорода – способность образовывать оксиды со всеми элементами (для первых трех инертных элементов они не получены).

При этом с большинством веществ он реагирует непосредственно, особенно при повышенных температурах.

Например: 2Са+О2=2СаО.

Кислород не взаимодействует непосредственно с галогенами, золотом и платиной.

Их оксиды получаются косвенным путем.

Сложные вещества при определенных условиях также взаимодействуют с кислородом.

При этом образуются оксиды, а в некоторых случаях – оксиды и простые вещества:

2С2Н2 +5О2 = 4СО2 +2Н2О,

4NH3 +3O2 = 6H2O +2N2.

Кислород – окислитель

По величине относительной электроотрицательности кислород является вторым элементом.

Поэтому в химических реакциях как с простыми, так и

со сложными веществами он проявляет себя

окислителем, так как принимает от них электроны.

Схематически это можно записать так:

−2

О2 +4е = 2О, восстановление.

С другой стороны, кальций, углерод со степенью окисления –1 и азот со степенью окисления –3 отдают электроны, поэтому Са, С2Н2 и NH3 являются восстановителями.

Горение, ржавление, гниение и дыхание протекают при участии кислорода.

Это окислительно-восстановительные процессы.

Интенсификация процессов

Процессы окисления протекают интенсивнее в кислороде, чем на воздухе.

Это подтверждают простые опыты: горение в кислороде угля, серы, стальной проволоки.

Для ускорения процессов окисления вместо воздуха

применяют кислород или воздух, обогащенный кислородом.

Он используется для интенсификации окислительных процессов в химической промышленности (производство азотной и серной кислот,

искусственного жидкого топлива, смазочных масел

и других веществ).

Интенсификация процессов

Кислород – эффективное средство интенсификации металлургических процессов.

При продувании в доменную печь воздуха, обогащенного кислородом, значительно повышается температура пламени, в

результате, чего ускоряется процесс плавки и увеличивается производительность печи.

Еще больший эффект дает полная или частичная замена воздуха кислородом в сталеплавильном производстве – мартеновском и бессемеровском процессах.

Она приводит не только к интенсификации этих процессов, но и к улучшению качества получаемых сталей.

Успешно применяется обогащенный кислородом воздух (до

60% О2) в цветной металлургии (окисление сульфидных руд цинка, меди и других металлов).

Кислород. Применение

В большом количестве расходует кислород металлургическая промышленность.

Кислород применяется для получения высоких температур.

Температура кислородно-ацетиленового пламени

достигает 3500° С, кислородно-водородного –

3000° С.

В медицине кислород применяется для облегчения дыхания больных (кислородные подушки и палатки).

Он используется в кислородных приборах при выполнении работ в трудной для дыхания атмосфере (подземные и подводные работы,

высотные и космические полеты и др.).

Вопросы

Назвать элементы подруппы кислорода и

изобразить графически электронные формулу

кислорода.

Каковы важнейшие химические свойства

кислорода?

Указать наиболее характерные степени окисления кислорода.

Как используется кислород в металлургической промышленности?