20. Реакции ионного обмена в растворах электролитов. Условия практической необратимости протекания реакций ионного обмена.

Реакции ионного обмена – это реакции между ионами, образовавшимися в результате диссоциации электролитов.

Реакции ионного обмена протекают до конца, если:

1) образуется осадок;

2) выделяется газ;

3) образуется малодиссоциирующее вещество – вода.

21.Малорастворимые электролиты. Равновесие в системе осадок – раствор. Произведение растворимости. Условия образования и растворения осадков. Образование осадков и элементы качественного анализа.

В системе, состоящей из осадка малорастворимого электролита и насыщенного раствора над ним, устанавливается динамическое равновесие:

Me_n X_m(тв) ↔ _nMe^m+ + _m X^n-

Константа равновесия реакции растворения малорастворимого сильного электролита, т. е. произведение концентраций образующих его ионов в степенях их стехиометрических коэффициентов в насыщенном растворе, получила название произведения растворимости и обозначается ПР.

Например:

ПР(AgCl) = Ag⁺·Cl^-,

ПР(Bi₂S₃) = Bi³⁺²·S^2-3.

С помощью понятия произведения растворимости можно сформулировать условия образования или растворения осадков малорастворимых электролитов.

1. Если произведение концентраций присутствующих в растворе ионов в степенях их стехиометрических коэффициентов превышает ПР малорастворимого вещества, при достижении равновесия из раствора должен выпасть осадок этого вещества.

2. Если произведение концентраций находящихся в растворе ионов в степенях их стехиометрических коэффициентов меньше, чем ПР малорастворимого вещества, присутствующего в виде осадка, этот осадок должен растворяться.

Если ионное произведение превысит величину ПР начинается выпадение осадка.

Качественный анализ — совокупность химических, физико-химических и физических методов, применяемых для обнаружения элементов, радикалов и соединений, входящих в состав анализируемого вещества или смеси веществ. В качественном анализе используют легко выполнимые, характерные химические реакции, при которых наблюдается появление или исчезновение окрашивания, выделение или растворение осадка, образование газа и др. 

22.Жесткость воды. Временная и постоянная жесткость. Методы снижения жесткости воды.

Жёсткость воды — совокупность химических и физических свойств воды, связанных с содержанием в ней растворённых солей щёлочноземельных металлов, главным образом,кальция и магния (так называемых «солей жёсткости»).

Гидрокарботаны кальция и магния образуют карбонатную или временную жесткость воды, которая полностью устраняется при кипячении воды в течение часа. В процессе кипячения растворимые гидрокарбонаты переходят в нерастворимые карбонаты, выпадающие в виде белого осадка или накипи, с выделением при этом углекислого газа. Соли же сильных кислот, например, сульфаты и хлориды кальция и магния - образуют некарбонатную или постоянную жесткость воды, не изменяющуюся при кипячении воды. 

Методы устранения

Термоумягчение. Основан на кипячении воды, в результате термически нестойкие гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются с образованием накипи:

Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃↓ + CO₂ + H₂O.

Кипячение устраняет только временную (карбонатную) жёсткость. Находит применение в быту.

Реагентное умягчение. Метод основан на добавлении в воду кальцинированной соды Na₂CO₃ или гашёной извести Ca(OH)₂. При этом соли кальция и магния переходят в нерастворимые соединения и, как следствие, выпадают в осадок. Например, добавление гашёной извести приводит к переводу солей кальция в нерастворимый карбонат:

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ → 2CaCO₃↓ + 2H₂O

Лучшим реагентом для устранения общей жесткости воды является ортофосфат натрия Na₃PO₄, входящий в состав большинства препаратов бытового и промышленного назначения:

3Ca(HCO₃)₂ + 2Na₃PO₄ → Ca₃(PO₄)₂↓ + 6NaHCO₃

3MgSO₄ + 2Na₃PO₄ → Mg₃(PO₄)₂↓ + 3Na₂SO₄

Ортофосфаты кальция и магния очень плохо растворимы в воде, поэтому легко отделяются механическим фильтрованием. Этот метод оправдан при относительно больших расходах воды, поскольку связан с решением ряда специфических проблем: фильтрации осадка, точной дозировки реагента.

Катионирование. Метод основан на использовании ионообменной гранулированной загрузки (чаще всего ионообменные смолы). Такая загрузка при контакте с водой поглощает катионы солей жёсткости (кальций и магний, железо и марганец). Взамен, в зависимости от ионной формы, отдавая ионы натрия или водорода. Эти методы соответственно называются Na-катионирование и Н-катионирование. При правильно подобранной ионообменной загрузке жёсткость воды снижается при одноступенчатом натрий-катионировании до 0,05-0,1 °Ж, при двухступенчатом — до 0,01 °Ж. В промышленности с помощью ионообменных фильтров заменяют ионы кальция и магния на ионы натрия и калия, получая мягкую воду.

Обратный осмос. Метод основан на прохождении воды через полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные). Вместе с солями жёсткости удаляется и большинство других солей. Эффективность очистки может достигать 99,9 %. Этот метод нашёл наибольшее применение в бытовых системах подготовки питьевой воды. В качестве недостатка данного метода следует отметить необходимость предварительной подготовки воды, подаваемой на обратноосмотическую мембрану.

Электродиализ. Основан на удалении из воды солей под действием электрического поля. Удаление ионов растворенных веществ происходит за счёт специальных мембран. Так же как и при использовании технологии обратного осмоса, происходит удаление и других солей, помимо ионов жёсткости.

Полностью очистить воду от солей жёсткости можно дистилляцией.

23.Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Шкала водородного показателя. Колориметрические и потенциометрические методы определения рН среды. Индикаторы. Изменение окраски индикаторов в зависимости от реакции среды.

Вода является очень слабым электролитом: лишь незначительная часть молекул воды диссоциирует на ионы:

H₂O  ↔  H⁺ +  OH¯

Экспериментально установлено, что произведение концентраций ионов H⁺ и OH¯ в воде и разбавленных водных растворах электролитов является величиной постоянной и называется ионным произведением воды (K_w)

K_w = [H₃О⁺]  * [OH¯] = 10^-14,

Для удобства условились выражать кислотность раствора как отрицательный логарифм концентрации водородных ионов. Эту величину называют водородным показателем и обозначают pH.

pH = -lg[H⁺]

В зависимости от соотношения концентраций ионов H⁺ и OH¯ различают три вида реакции среды:

кислая среда: [H₃О⁺] > 10^-7 моль/л; pH < 7;

нейтральная среда: [H₃О⁺] = 10^-7 моль/л; pH =7;

щелочная среда: [H₃О⁺] < 10^-7 моль/л; pH >7;

Таким образом, значения pH всех водных растворов электролитов укладывается в шкалу pH от 0 до 14.

Способы измерения pH

  Для определения величины pH существуют два основных метода: колориметрический и потенциометрический.

  Колориметрический метод основан на изменении окраски индикатора, добавленного к исследуемому раствору, в зависимости от величины pH. Этот метод недостаточно точен, требует введения солевых и температурных поправок, дает значительную погрешность при очень малой минерализации исследуемой воды (менее 30 мг/л) и при определении pH окрашенных и мутных вод. Метод нельзя применять для вод, содержащих сильные окислители или восстановители. Используется обычно в экспедиционных условиях и для ориентировочных определений.

  Потенциометрический метод намного точнее, лишен в значительной мере всех перечисленных недостатков, но требует оборудования лабораторий специальными приборами - pH-метрами. Потенциометрический метод основан на измерении ЭДС электродной системы, состоящей из индикаторного электрода и электрода сравнения. Электрод сравнения иногда называют вспомогательным электродом.

  Наибольшее практическое применение нашел стеклянный индикаторный электрод, который можно использовать в широком диапазоне pH и в присутствии окислителей.

  Кроме стеклянного электрода, для определения величины pH применяются также водородный, хингидронный, сурьмяный и другие электроды. Однако широкого распространения они не получили.

Приближённо реакцию раствора можно определить с помощью специальных реактивов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода.

Таблица изменения окраски индикаторов в различных средах

Среда / Индикатор	Лакмус	Метилоранж	Фенолфталеин
Кислая среда	Красный	Розовый	Бесцветный
Нейтральная среда	Фиолетовый	Оранжевый	Бесцветный
Щелочная среда	Синий	Желтый	Малиновый