Конспект лекций по химии. Часть 2. Учебное пособие

Эта реакция не приводит к изменению карбонатной жёсткости, так как вместо гидрокарбонатов магния, железа или марганца образуется равное эквивалентное количество гидрокарбоната кальция, который также реагирует с гидроксидом кальция:

Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 → 2СаСО3↓ + 2Н2О.

Соли постоянной жёсткости также могут реагировать с гидроксидом кальция, например:

MgCl2 + Са(ОН)2 → Mg(OH)2 ↓ + СаС12.

Однако такие реакции приводят лишь к замещению ионов магния, железа или марганца ионами кальция, что не оказывает влияния на величину жёсткости, т.е. известковый метод приме-

ним для вод, имеющих только карбонатную жёсткость.

Следует отметить, что количество эквивалентов добавляемой извести должно точно соответствовать содержанию гидрокарбонатов металлов жёсткости, которое определяется путём анализа умягчаемой воды.

Введение в воду избытка извести наряду с устранением временной жёсткости приведёт к возрастанию постоянной жёсткости за счет диссоциации непрореагировавшего гидроксида кальция:

Са(ОН)2 → Са+2 + 2ОН–

Поэтому вместо извести для устранения карбонатной жёсткости можно использовать другие растворимые в воде гидроксиды

– NaOH, КОН, но они во много раз дороже и поэтому их применяют редко.

2. СОДОВЫЙ МЕТОД

При добавлении в воду соды – Na2CO3, устраняется и постоянная, и временная жёсткость, например:

СаС12 + Na2CO3 → CaCO3 ↓ +2NaCl, Са(НСО3)2+ Na2CО3 → СаСО3↓ + 2NaHCO3

Вместо соды можно также использовать поташ и даже древесную золу, в которых содержится карбонат калия (К2СО3).

11

3. ИЗВЕСТКОВО-СОДОВЫЙ МЕТОД

При известково-содовом методе сначала добавляют известь для устранения временной жёсткости, а затем соду для устранения постоянной жёсткости и удаления избытка гидроксида кальция. Этот метод устраняет все виды жёсткости:

Са(НСО3)2 + Са(ОН)2 → 2СаСО3↓ + 2Н2О

MgCl2 + Са(ОН)2 → Mg(OH)2↓ + СаС12 СаС12 + Na2CO3 → СаСО3↓ + 2NaCl Са(ОН)2 + Na2CO3 → СаСО3↓ + 2NaOH

Для устранения общей жёсткости воды можно также применять одну соду, но в промышленности обычно используют смесь соды с гашёной известью, что является более экономичным, так как сода значительно дороже извести.

4. ФОСФАТНЫЙ МЕТОД

При добавлении в воду растворимых фосфатов натрия или калия устраняется общая жёсткость воды за счёт образования нерастворимых фосфатов кальция, магния, железа и марганца, например:

3MgCl2 + 2Na3PО4 → Mg3(PО4)2↓ + 6NaCl

3CaSO4 + 2Na3PO4 → Ca3(PO4)2 ↓+ 3Na2SO4

5. СИЛИКАТНЫЙ МЕТОД

При добавлении в воду силикатов натрия (жидкого стекла) – Na2SiO3, устраняется и постоянная, и временная жёсткость, например:

СаС12 + Na2SiO3 → CaSiO3 ↓ +2NaCl Mg(НСО3)2+ Na2SiО3 → MgSiО3↓ + 2NaHCO3

ИОНООБМЕННЫЙСПОСОБУСТРАНЕНИЯЖЕСТКОСТИВОДЫ

При ионообменном методе воду пропускают через слой гранулированных ионообменных смол – полимеров. Ионообменные смолы – это нерастворимые в воде природные или синтетические полимеры, молекулы которых содержат атомы или группы ато-

12

мов, способные вступать в реакцию обмена с ионами, содержащимися в воде.

Поскольку жёсткость воды обусловлена наличием катионов кальция, магния, железа или марганца, то для устранения её применяют катионообменные смолы – катиониты. В качестве катионитов обычно используют сульфированные угли или синтетические смолы. Они представляют собой твёрдые, зернистые нерастворимые в воде материалы. В их составе имеются активные функциональные группы, катионы которых способны к ионному обмену. Жёсткую воду пропускают через колонну, заполненную гранулированным катионитом. При этом содержащиеся в воде катионы металлов (Ме+2), придающие ей жёсткость (Ме = Са, Mg, Fe, Mn), осаждаются на поверхности катионита, вытесняя с неё ионы водорода или натрия, которые переходят в воду.

Если обозначить кислотную группу огромной молекулы катионита П, а обмениваемый катион Na+, то формулу натрий– катионита можно условно изобразить NanП. Тогда процесс умягчения воды можно схематически представить в виде уравнений реакции:

Обратимость реакций ионного обмена ионов позволяет производить регенерацию (восстановление утраченной работоспособности) катионита. Это осуществляется путем выдерживания отработанного катионита в растворе, содержащего в больших концентрациях обменные ионы, например в концентрированном растворе хлорида натрия.

Процесс регенерации можно представить схемой:

MexП + 2xNaCl → Na2xП + xMeCl2

Умягчение воды ионообменным методом находит широкое применение в практике. Однако следует отметить, что общая солёность воды при этом методе не уменьшается.

13

Л е к ц и я 2

Окислительно-восстановительные реакции

Реакции, в результате которых происходит переход электронов от одних атомов к другим, называются окислительно-

восстановительными реакциями (ОВР).

При потере и при присоединении электронов (относительный заряд электрона е = –1) происходит изменение зарядов (степеней окисления) химических элементов, входящих в состав реагирующих веществ,

Под степенью окисления понимается условный заряд атома в молекуле, вычисленный в предположении, что молекула состоит только из ионов и в целом электронейтральна.

Для вычисления степени окисления элемента следует учитывать следующие положения:

1.Степени окисления атомов в молекулах простых веществах равны нулю: Na0 , Al0, H02 , O02 и т.п.

2.Общий заряд иона равен сумме степеней окисления обра-

зующих его атомов. Заряды распространённых ионов указаны в таблице растворимости.

3.Алгебраическая сумма зарядов всех атомов и ионов, входящих в состав молекулывсегда равна нулю.

4.Постоянные степени окисления в молекулах сложных веществ имеют следующие атомы: все металлы IA-группы – Me+1

(Na+, K+, Li+…); металлы IIA-группы –Me+2 (Be+2, Ca+2, Mg+2…);

а также Zn+2, Al+3, водород H+ (за исключением гидридов металлов, например: КН–; и т.п.), фтор F–; кислород O–2 (за ис-

ключением оксида фтора F2O+2 , пероксида водорода H2O−2 и его

производных).

5. Положительная степень окисления химических элементов не может превышать величину, равную номеру группы периодической системы Д.И. Менделеева, в которой находится данный

элемент. Для d–элементов она не превышает семи. Например: P+5, Cl+7, Mn+7, Cr+6. Исключения составляют: Cu+2, Au+3, O+2, F0.

14

Атомы многих элементов имеют переменные степени окисления, которые можно легко рассчитать по составу молекул или ионов, исходя из известных степеней окисления атомов и зарядов ионов.

Следует отличать написание степени окисления элемента и заряда иона. При записи степени окисления элемента сначала указывают знак (+) или (–), а затем цифру, в то время как при записи заряда иона – наоборот, сначала цифру, а потом знак.

П р и м е р ы

Процесс, в котором атомы, молекулы или ионы теряют электроны, называется окислением.

При окислении степени окисления частиц возрастают.

Н а п р и м е р:

Ca0 − 2e = Ca+ 2 ; H02 − 2e = 2H+1; 2I−1 − 2e = I02 .

15

Окисляющиеся частицы (отдающие электроны) называются

восстановителями.

Процесс, в котором атомы, молекулы или ионы присоединяют электроны, называется восстановлением.

При восстановлении степени окисления частиц уменьшаются.

Н а п р и м е р:

S0 + 2е = S−2 ; Cl02 + 2e = 2Cl−1; S+6 +8e =S−2 .

Восстанавливающиеся частицы (принимающие электроны)

называются окислителями.

В ОВР происходит обмен электронами: восстановитель отдает электроны и окисляется, а окислитель эти же самые электроны присоединяет и восстанавливается. Таким образом, окислениевосстановление – это единый взаимосвязанный процесс.

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ СВОЙСТВА ВЕЩЕСТВ

Соединения, содержащие атомы элементов с максимальной степенью окисления, могут быть только окислителями, так как эти атомы уже отдали все свои валентные электроны и способны только принимать электроны.

Соединения, содержащие атомы элементов с минимальной степенью окисления, могут быть только восстановителями,

поскольку эти атомы способны лишь отдавать электроны. Соединения, содержащие атомы элементов в промежуточной

степени окисления, могут быть, как окислителями, так и вос-

становителями, в зависимости от вещества, с которым они взаимодействуют, и от условий реакции.

Например, в H+1 +N5 O− 23 , атом N+5 (высшая степень окисления) –

степень окисления) может быть либо окислителем, либо восстановителем.

16

СОСТАВЛЕНИЕ УРАВНЕНИЙ ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫХ РЕАКЦИЙ

а) Электронный баланс – метод нахождения коэффициентов в уравнениях ОВР, в котором рассматривается обмен электронами между атомами элементов, изменяющих свою степень окисления. Число электронов, отданное восстановителем, равно числу электронов, принятых окислителем. Уравнение составляется в несколько стадий:

1. Записывают схему реакции, например:

КМnО4 + НС1 → КСl + МnСl2 + Cl2 + Н2О

2. Проставляют постоянные степени окисления и рассчитывают степени окисления всех остальных атомов:

3. Выписывают атомы, изменяющие свои степени окисления (с учётом их числа в исходной схеме), и определяют число электронов, принятых окислителем и отданных восстановителем:

4. Уравнивают число принятых и отданных электронов до наименьшего общего кратного, т.к. и отдаются и принимаются

Суммарно: 2Мn+7 + 10Cl– →±10e 2Mn+2+ 5Cl02

5.Подставляют эти коэффициенты в исходную схему реакции

сучётом того, что часть атомов Cl– не изменила свой заряд:

6. Подбирают оставшиеся коэффициенты, не изменяя уже проставленные коэффициенты (сначала – атомы металлов (К):

+1 +7 −2

2 + Н+С1– → 2К+Сl– + 2Мn+2 Cl−2 + 5Cl02 + H02 О–2

затем неметаллов – хлора:

17

и водорода:

Окончательную проверку проводят по атомам кислорода в левой и правой части уравнения: слева – 2·4 = 8, справа – 8·1 = 8.

б) Ионно-электронный баланс (метод полуреакций) – метод нахождения коэффициентов, в котором рассматривается обмен электронами между ионами в растворе.

Сначала записывают ионную форму исходной реакции, выделяют изменяющие состав или заряд ионы и молекулы (без учёта воды, ионов Н+ или ОН–), выписывают их для составления полуреакций окисления и восстановления.

КМnО4 + НС1 → КСl + МnСl2 + Cl2 + Н2О

+ Н+ + С1– → К+ + Сl– + Мn+2 + 2Сl– + Cl02 → Mn+2

2Сl– →

Для уравнивания числа атомов водорода и кислорода в каждой ионной полуреакции используют ионы Н+ (в присутствии кислоты), ОН– (в присутствии основания), а также молекулы воды.

В данном примере реакция протекает в кислой среде (H+), а ион MnO−4 , превращается в ион Mn2+. Четыре атома кислорода,

высвобождающиеся при этом процессе, должны перейти в четы-

Для этого потребуется восемь ионов H+. MnO−4 + 8H+ → Mn+2 + 4H2O

Исходя из суммарного заряда всех ионов в левой и правой части полуреакций, определяем число отданных и принятых

электронов:

MnO−4 + 8H+ + 5e → Mn+2 + 4H2O

2Сl– – 2е → Cl02

Далее, как и в предыдущем методе: уравнивают число принятых и отданных электронов до наименьшего общего кратного, т.к. и отдаются и принимаются одни и те же электроны, составляют суммарное уравнение ионно-электронного баланса:

18

Суммарно: 2 MnO−4 +16H++10Сl– →±10e 2Mn+2+8H2O +5 Cl02

Переносят коэффициенты из суммарной реакции в исходную схему:

2КМnО4 + 16НС1 → КСl + 2МnСl2 + 5Cl2 + 8Н2О

Остаётся уравнять атомы калия и хлора:

2КМnО4 + 16НС1 → 2КСl + 2МnСl2 + 5Cl2 + 8Н2О

Аналогичным образом составляют ионно-электронный баланс и для других окислительно-восстановительных реакций.

Рекомендуется для уравнивания атомов водорода и кислорода при составлении ионных полуреакций использовать следующие обратимые схемы:

вкислотной среде 2xH+ + xO (в ионе) xH2O,

внейтральной или щелочной среде xH2O+xO (в ионе) 2xOH–

НЕКОТОРЫЕ ВАЖНЫЕ ОКИСЛИТЕЛЬНО–ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ

1. Окислитель – перманганат калия (КМnО4).

При восстановлении КМnО4 в зависимости от характера среды образуются различные продукты, например:

В кислой среде фиолетовый раствор КМnО4 обесцвечивается при добавлении восстановителя за счёт превращения иона MnO−4

в ион Mn+2.

Н а п р и м е р:

K2S+4O3 + KMn+7O4 + H2SO4 → K2S+6O4 + Mn+2SO4 + Н2О

Электронный баланс:

5K2SO3 + 2КМnО4 + 3H2SO4 → 6K2SО4 + 2MnSO4 + 3Н2О

19

В нейтральной среде происходит превращение иона MnO−4 в оксид MnО2 , образующий осадок бурого цвета.

Н а п р и м е р:

K2S+4O3 + КМn+7О4 + Н2О → K2S+6O4 + Mn+4O2 ↓+ КОН

MnO24− зелёного цвета.

Н а п р и м е р:

K2S+4O3 + КМn+7О4 + КОН → K2S+6O4 + К2Mn+6О4 + Н2О

Электронный баланс:

Окислитель Мn+7 + 1 е → Mn+6 │2 процесс восстановления Восстановитель S+4 – 2е → S+6 │1 процесс окисления

K2SO3 + 2КМnО4 + 2КОН → K2SO4 + 2К2MnО4 + Н2О

2. Окислитель – дихромат калия (К2Cr2O7).

Ион Cr2O72− оранжевого цвета восстанавливается до ионов Cr+3, имеющих зелёную окраску в растворе.

П р и м е р ы:

а) K2 Cr2+6 O7+H2S–2+H2S+6O4→K2S+6O4+ Cr2+3 (SO4)3+S0 +Н2О

Электронный баланс:

б) K2 Cr2+6 O7+FeS+6O4+H2SО4→Fe2(SO4)3+K2SO4+ Cr2+3 (SO4)3+H2O

20