2.4. Жесткость воды

Жесткость воды это содержание в ней солей кальция, магния и других многовалентных тяжелых металлов. Общая жесткость включает постоянную и временную жесткости.

Постоянная жесткость обусловлена наличием в воде солей кальция и магния с серной, хлороводородной и другими сильными кислотами.

Временная или карбонатная жесткость связана с содержанием в воде гидрокарбонатов кальция и магния. Она образуется при взаимодействии известняка с растворенным в воде углекислым газом:

СаСО₃ + СО₂ + Н₂О = Са(НСО₃)₂.

Временной её называют потому, что она устраняется в процессе кипячения. Гидрокарбонаты термически нестойки и разлагаются с образованием осадка (накипи) и выделения СО₂:

Са(НСО₃)₂ = СаСО₃↓ + СО₂↑ + Н₂О,

Мg (НСО₃)₂ = Мg(ОН)₂↓ + 2СО₂↑.

Единица измерения жесткости воды

где: n – число ммоль эквивалентов ионов кальция и магния;

V – объем воды в литрах.

Жесткость(Ж) равна числу миллимоль эквивалентов ионов кальция и магния, содержащихся в 1л воды.

Для водоумягчения применяют методы осаждения. Например:

СаСl₂ + Nа₂CО₃ = СаСО₃↓ + 2NаСl,

Са(НСО₃)₂ + Са(ОН)₂ = 2СаСО₃↓ + 2Н₂О.

Также широко применяется метод ионного обмена.

3. Р-ЭЛЕМЕНТЫ

Р-Элементы 3-й группы

В III главную подгруппу входят элементы: бор(В), алюминий(Аl), галлий(Gа), индий(In) и таллий(Тl).

Бор является неметаллом, а остальные элементы металлами.

Бор применяется в в металлургии как добавка к стали и некоторым цветным сплавам. Применяется также насыщение поверхности стальных изделий бором (борирование) – значительно повышающее твердость и коррозионную стойкость поверхностного слоя. Борирование проводится при повышенной температуре бором или его соединениями в атмосфере водорода.

При накаливании смеси бора с углем образуется образуется очень тугоплавкое и твердое вещество – карбид бора (В₄С).

С азотом бор образует нитрид, существующий в алмазоподобной или графитоподобной модификациях. Алмазоподобная кристаллическая модификация (эльбор, кубонит, боразол) по твердости немного уступает алмазу, но значительно превосходит его по термостойкости. Выдерживает нагревание на воздухе до 2000 ⁰С, в то время как алмаз сгорает при уже при температуре 800 ⁰С.

Алюминий самый распространенный на земле металл. Из-за высокой химической активности в природе встречается преимущественно в виде оксида (А1₂О₃).

В свободном виде это серебристо-белый металл, покрытый прочной оксидной плёнкой, которая защищает его от дальнейше­го окисления.

Высокая теплота образования оксида алюминия применяется на практике для сварки железных изделий по реакции

2А1 + Fе₂О₃= А1₂О₃, + 2Fе, ΔН⁰₂₉₈ = -841,7 кДж..

Данного количества теплоты достаточно для плавления не только образовавшегося железа, но и поверхностного слоя железных изделий, находящихся в контакте.

4. Р-ЭЛЕМЕНТЫ IV ГРУППЫ

В главную подгруппу IV группы входят: углерод (С), кремний (Si), германий (Gе), олово (Sn) и свинец (Рb). Электронная формула валентной зоны данных элементов имеет вид – ns²nр². Данные элементы проявляют валентности 2 и 4. В таблицах 4.1 и 4.2 приведены формулы основных классов неорганических соединений для данных элементов.

Таблица 4.1– Формулы оксидов и гидроксидов р-элементов IV группы

Оксиды		Гидроксиды
II	IV	II
		кислота	основание	кислота	основание
СО	СО2	нет	нет	Н2СО3	нет
SiО	SiО2	нет	нет	Н2SiО3	нет
GеО	GеО2	Н2GеО2	Gе(ОН)2	Н2GеО3	Gе(ОН)4
SnО	SnО2	Н2SnО2	Sn(ОН)2	Н2SnО3	Sn(ОН)4
РbО оксид свинца(II)	РbО2 оксид свинца(IV)	Н2РbО2 свинцовистая кислота	Рb(ОН)2 гидроксид свинца(II)	Н2РbО3 свинцовая кислота	Рb(ОН)4 гидроксид свинца(IV)

Таблица 4.2 – Формулы солей р-элементов IV группы

II		IV
Нет	нет	К 2СО3	нет
Нет	нет	К 2SiО3	нет
К2GеО2	GеSО4	К 2GеО3	Gе(SО4)2
К 2SnО2	Sn SО4	К 2SnО3	Sn(SО4)2
К2РbО2 плюмбит калия	РbSО4 сульфат свинца(II)	К 2РbО3 плюмбат калия	Рb(SО4)2 сульфат свинца(IV)

Из таблиц видно, что данные элементы являются аналогами и соответственно образуют основные классы неорганических соединений (оксиды, кислоты, основания и соли) одинакового состава. При увеличении порядкового номера и повышении валентности элемента основные свойства ослабевают, а кислотные нарастают. Следует отметить, что самыми сильными окислительными свойствами обладают соединения Рb(IV), что находит применение в свинцовом аккумуляторе.

Углерод и его соединения.

Углерод образует ряд аллотропных модификаций из которых наиболее известны алмаз и графит.

Аморфный» углерод (уголь), благодаря большой активной поверхности, обладает высокой адсорбционной способностью.

Н₂СО₃ – слабая, неустойчивая кислота:

Н₂СО₃ ↔ Н₂О + СО₂↑.

Диссоциирует по типу слабого электролита:

Н₂СО₃ ↔ Н⁺ + НСО₃^-, К₁ = 4,5·10^-7 ,

НСО^-₃ ↔ Н⁺ + СО₃^2-, К₂ = 4,7·10^-11.

Карбонат натрия (сода) Nа₂СО₃ – является одним из главных продуктов химической промышленности.

Гидрокарбонат натрия (питьевая сода) NаНСО₃ – широко используется в пищевой промышленности.

Диоксид кремния (SiО₂) - кислотный оксид, непосредственно с водой не взаимодействует. Ему соответствуют слабые малорастворимые в воде крем­ниевые кислоты. Из солей кремниевых кислот (силикатов) растворимы лишь силикаты калия и натрия (жидкое стекло).

Олово очень пластично и легко прокатывается в тонкие листы, называемые оловянной фольгой или станиолем.

Применение свинца разнообразно: пластины аккумуляторов, аппаратура на сернокислотных заводах, боеприпасы и дробь, припой, сплав для подшибников и типографский сплав (гарт).

5. Р-ЭЛЕМЕНТЫ V ГРУППЫ

В главную подгруппу V группы входят элементы: азот, фосфор, мышьяк, сурьма и висмут.

Основные степени окисления данных элементов -3, 0, +3 и +5. При этом для азота возможны все степени окисления: -3; -2; -1; 0; +1; +2; +3; +4; +5. Для висмута наиболее устойчивая степень окисления +3, поэтому соединения Вi⁺⁵ обладают сильными окислительными свойствами.

Азот. Вследствие превращения в природе соединений азота преимущественно в молекулярный азот, происходит обеднение почвы соединениями азота. Эта проблема «связанного азота» была решена посредством синтеза аммиака

N₂ + 3Н₂ = 2NН₃↑.

Аммиак – бесцветный газ с резким запахом. Температура кипения при атмосферном давлении -33,4 °С. Благодаря хорошим теплофизичеким свойствам широко используется в холодильной технике.

Аммиак хорошо растворяется в воде (34% при 20 ⁰С). Водный раствор аммиака называют нашатырным спиртом. Высокая растворимость аммиак является следствием его взаимодействия с водой с образованием гидроксида аммония

NH₃ + НОН ↔ NH₄OH.

Гидроксид аммония - слабое основание

NH₄OH ↔ NH₄⁺ ₊ OH^- , К = 1,8∙10^-5.

Аммиак взаимодействует с кислотами с образованием солей аммония:

1) NH₃ + HCl → NH₄CI,

2) 2 NH₃ + H₂SO₄ → (NH₄)₂SO₄.

Аммиак образует ряд комплексных соединений – аммиакатов

Пример – СuSО₄ + 4NН₃ = Сu(NН₃)₄SО₄.

Азотная кислота НNО₃ является сильной кислотой

НNО₃ → H⁺ + NO₃^-.

Проявляет высокие окислительные свойства. Не реагирует только с Аu и металлами платиновой группы (за исключением Оs).

Концентрированная НNО₃ пассивирует Аl, Fе, Со, Ni, Сr и нержавеющие стали.

Степень восстановления азотной кислоты зависит от активности металла и концентрации кислоты:

Сu + 4НNО₃ (конц.) =Сu(NО₃)₂ + 2 NO₂ + 2 Н₂О,

Сu + 8 НNО₃ (разб.) = 3 Сu(NО₃)₂ + 2 NО + 4 Н₂О.

6. Р-ЭЛЕМЕНТЫ VI ГРУППЫ

К р-элементам VI группы относятся кисло­род, сера, селен, теллур, полоний. На рисунке 6.1. приведены энергетические диаграммы валентных зон данных элементов из которых видно, что данные элементы могут проявлять валентности 2, 4, 6.

Рисунок 6.1. Энергетические диаграммы валентных зон

Кислород является самым распространённым элементом земной коры. Молекула кисло­рода двухатомна (О₂). Простое вещество - молекулярный кислород - представля­ет собой газ без цвета и запаха, плохо растворимый в воде.

В атмосфере Земли содержится 21 % (по объёму) кислорода.

Аллотропной модификацией кислорода является озон (O₃). Озон - один из сильнейших окислителей; по окислительной активности он уступает только фтору. Он окисляет все металлы, кроме золота и платиновых металлов, а также большинство неметаллов. В стратосфере земли образует озоновый слой, поглощающий основную часть ультрафиолетового излучения.

Важным соединением кислорода является Н₂О₂ – пероксид водорода (Н–О–О–Н).

Сера. Сероводородная кислота является слабой двухосновной кислотой

Н₂S ↔ H⁺ + НS^-, К₁ = 6∙10^-8,

НS^- ↔ H⁺ + S^-2, К₂ = 1∙10^-14 .

Оксид серы (IV) образуется при горении серы на воздухе. Он хорошо рас­творяется в воде с образованием сернистой кислоты

SO₂ + Н₂O ↔ H₂SO₃.

Сернистая кислота – слабая двухосновная кислота (К₁=1,6∙10^-2, К₂=6∙10^-8).

Н₂SО₄- сильная двухосновная кислота.

Н₂SO₄ → 2 Н⁺ + SO₄^2-.

Концентрированная серная кислота, особенно горячая, - энергичный окис­литель. Она восстанавливается до SO₂, S или Н₂S. Чем более активен металл, тем более глубоко восстанавливается кисло­та.

Сu + 2 Н₂SO_{4 (конц.)} → СиSO₄ + SO₂↑ + 2 Н₂O;

3 Zn + 4 Н₂SO_4(конц.) → 3 ZnSО₄ + S↓ + 4 Н₂O.