Характеристика вагонов 81-717(714) 35 страница

NH,

NH,

CI

Pt

NH,

CI!C1

Lei

Pt

NH₃

+ СГ

+ NH₃

-NH; -CI

[

CI NH.-1 Pt NH₃ CI J

г CI NH,-. Pt

LCI №1,-1

Кинетические характеристики реакций замещения также служат основа­нием для оценки транс-влияния лигандов. Лиганды, по их способности ускорять процесс замещения транс-расположенного лиганда, располагаются в ряд CN", С₂Н₄, СО > N0;. Г, SCN" > Br" > СГ > ОН" > NH₃ > Н₂0.

* Илья Ильич Черняев (!893—1966), крупный советский химик-не­органик, академик, лауреат Государственных премий, ученик Л. А. Чугаева. Работал в области химии комплексных соединений, главным образом платины и платиновых металлов. В 1926 г. открыл явление транс-влияния, что позво­лило осуществить направленный синтез целого ряда комплексных соединений, И. И. Черняев — один из организаторов промышленности платины и платино­вых металлов в СССР.

тране-Влняние установлено в основном при изучении комплексов Pt(II), но оно проявляется и в комплексах с центральными ионами Pt(IV), Co(III), Au(III), Pd(II), Rh(I). транс-Влияние является электронным эффектом и свя­зано с изменением электронной плотности. Одна из первых и наиболее на­глядных попыток его объяснения была сделана на основе поляризационных представлений: лиганды с большим тране-влияиием имеют легко деформируе­мую электронную оболочку и являются хорошими восстановителями

(А. А. Гринберг, Б. В. Некрасов). В дальнейшем оказалось, что необходимо также учитывать и способность лиганда к л-акцепторному взаимодействию с центральным атомом.

А. А. Гринбергом и его школой было обнаружено, что кроме транс-влия­ния имеет место и ^нс-влияние лигандов, хотя этот вид взаимного влияния лигандов обычно проявляется в более слабой форме. Изменение свойств центрального атома и лигандов при комплексообразовании, а также существо­вание транс- и «{«с-влияиия лигандов полностью согласуется с теорией хими­ческого строения А. М. Бутлерова, учитывающей все виды взаимного влияния атома и групп атомов в молекулах (см. §§ 38 и 162),

Глава ВТОРАЯ ГРУППА

XIX периодической системы

ГЛАВНАЯ ПОДГРУППА ВТОРОЙ ГРУППЫ

В главную подгруппу II группы входят элементы 6epuAAtiu_t магний, кальций, стронций, барий и радий. Все эти элементы, кроме бериллия, обладают ярко выраженными металлическими свойствами. В свободном состоянии они представляют собой сереб­ристо-белые вещества, более твердые, чем щелочные металлы, с довольно высокими температурами плавления. По плотности все они, кроме радия, относятся к легким металлам. Их важнейшие свойства приведены в табл. 32.

Первые два члена рассматриваемой подгруппы занимают в ней несколько особое положение, отличаясь во многих отношениях от остальных четырех элементов. Бериллий по некоторым своим свой­ствам приближается к алюминию («диагональное сходство»—. см. стр. 590).

Все изотопы последнего элемента подгруппы — радия — радио­активны. Долгоживущий изотоп ²²⁶Ra раньше использовался в ра­диотерапии; в настоящее время его заменили более дешевыми изо­топами других элементов, образующимися в ядерных реакторах.

В наружном электронном слое атомы элементов этой подгруп­пы имеют два электрона, во втором снаружи слое у бериллия находится два электрона, а у остальных элементов — восемь. Два электрона внешнего слоя сравнительно легко отщепляются от? атомов, которые превращаются при этом в положительные двух-зарядные ионы. Поэтому в отношении химической активности эти элементы лишь немного уступают щелочным металлам. Подобно последним, они довольно быстро окисляются на воздухе и могут вытеснять водород из воды при комнатной температуре. Однако бериллий и магний взаимодействуют с водой очень медленно, так как образующиеся при этом гидроксиды малорастворимы в водез покрывая поверхность металла, они затрудняют дальнейшее тече­ние реакции. Остальные четыре металла ввиду лучшей раствори­мости их гидроксидов реагируют с водой значительно энергичнее»

Входящие в состав главной подгруппы кальций, стронций и барий издавна получили название щелочноземельных ме­таллов. Происхождение этого названия связано с тем, что гидр­оксиды кальция, стронция и бария, так же, как и гидроксиды нат­рия и калия, обладают щелочными свойствами, оксиды же этих металлов по их тугоплавкости сходны с оксидами алюминия и тя­желых металлов, носившими прежде общее название земель.

При сжигании щелочноземельных металлов всегда получаются оксиды. Пероксиды, поскольку они вообще образуются, гораздо менее стойки, чем пероксиды щелочных металлов.

Оксиды кальция, стронция и бария непосредственно соеди­няются с водой, образуя гидроксиды. Растворимость последних сильно увеличивается при переходе от кальция к следующим ще­лочноземельным металлам. В такой же последовательности увели­чиваются и основные свойства гидроксидов.

Щелочноземельные металлы могут соединяться с водородом, образуя гидриды, аналогичные гидридам щелочных металлов (на­пример, СаН₂).

Замечательна склонность щелочноземельных металлов соеди­няться с азотом, возрастающая по мере увеличения их атомной массы. Уже при комнатной температуре щелочноземельные ме­таллы медленно соединяются с азотом, образуя нитриды.

В отличие от солей щелочных металлов, многие из солей ще­лочноземельных металлов малорастворнмы в воде. К таким солям относятся карбонаты, сульфаты, фосфаты и некоторые другие.

Во всех своих соединениях щелочноземельные металлы имеют степень окисленности -f-2.

209. Бериллий (Beryllium). Бериллий мало распространен в земной коре [0,0004 % (масс.)]. Он входит в состав некоторых минералов, из которых чаще всего встречается берилл Be₃Al₂(Si0₃)₆. Некоторые разновидности берилла, окрашенные примесями в различные цвета, относятся к драгоценным камням. Таковы, например, зеленые изумруды, голубовато-зеленые аквама­рины.

Металлический бериллий получают электролизом расплавов его соединений, главным образом хлорида бериллия. Электролитом служит расплав, содержащий 50 % (масс.) ВеС1₂ и 50 % (масс.) NaCl; использование расплава такого состава позволяет понизить температуру, при которой проводят электролиз, до 300°С (чистый хлорид бериллия плавится при 440 °С).

Бериллий очень твердый, хрупкий, белый, легкий металл. Он коррозионно стоек вследствие образования на его поверхности оксидной пленки, обладающей защитными свойствами. Вода почти не действует на бериллий; в кислотах же он легко растворяется с выделением водорода.

Для бериллия характерно, что в водных растворах щелочей он тоже растворяется; при этом образуются гидроксоберил-л а т ы:

Be + 2 NaOH + 2Н₂0 = Na₂[Be(OH)₄] + H₂f

т^трагидроксо-бериллат натрия

Металлический бериллий обладает многими замечательными свойствами. Тонкие пластинки бериллия хорошо пропускают рент­геновские лучи и служат незаменимым материалом для изготов­ления окошек рентгеновских трубок, через которые лучи выходят наружу. Главной областью применения бериллия являются сплавы, в которые этот металл вводится как легирующая добавка. Кроме бериллиевых бронз (см. § 200), применяются сплавы никеля с 2—4% Be, которые по коррозионной стойкости, прочности и упру­гости сравнимы с высококачественными нержавеющими сталями, а в некоторых отношениях превосходят их. Они применяются для изготовления пружин и хирургических инструментов. Небольшие добавки бериллия к магниевым сплавам повышают их коррозион­ную стойкость. Такие сплавы, а также сплавы алюминия с берил­лием применяются в авиастроении. Бериллий — один из лучших замедлителей и отражателей нейтронов в высокотемпературных ядерных реакторах. В связи с ценными свойствами бериллия про­изводство его быстро растет.

Как уже указывалось, второй снаружи электронный слой атома бериллия построен иначе, чем у остальных элементов подгруппы: он содержит не восемь, а только два электрона. Поэтому, в срав­нении с другими элементами подгруппы (см. табл. 32), радиус атома, а в особенности иона, бериллия непропорционально мал, энергия его ионизации велика, а кристаллическая решетка очень прочна (высокая температура плавления и большая энтальпия атомизации).

Отличие строения атома бериллия от строения атома магния и щелочноземельных элементов сказывается и на свойствах его соединений. Так, Be (ОН) ₂ — единственное в подгруппе основание, обладающее амфотерными свойствами (см. ниже). Кроме того, для щелочноземельных металлов и магния характерно образование ионных соединений, тогда как атомы бериллия обычно связаны с атомами других элементов скорее ковалентной связью, чем ионной.

По своим химическим свойствам бериллий в значительной сте­пени сходен с алюминием, находящимся в третьем периоде и в третьей группе периодической системы, т. е. правее и ниже бе­риллия. Это явление, носящее название диагонального сходства, наблюдается не только у бериллия, но и у некото­рых других элементов. Например, бор по многим химическим свой­ствам сходен с кремнием.

При образовании соединений типа ВеХ₂, например ВеС1₂, атомы бериллия переходят в возбужденное состояние:

н			Be*	5s t	t

При этом за счет распаривания электронов образуются две ко­валентные связи и происходит sp-гибридизация: валентные элек­троны образуют два равноценных sp-гибридных облака, вытяну­тых в противоположных направлениях. Таким образом, молекулы ВеХ₂ имеют линейное строение. Более подробно sp-гибридизация орбиталей в атоме бериллия рассмотрена в § 43; см. также рис. 39 на стр. 130.

Общее число валентных электронов в молекулах, подобных ВеС1₂, недостаточно для того, чтобы целиком заполнить внешний электронный слой атома бериллия. Поэтому такие молекулы назы­вают эл е к т р о н о д е ф и ц и т н ы м и. Так, в молекуле ВеС1₂

:С1:Ве:С1:

в наружном слое атома бериллия находятся всего четыре элек­трона. Поэтому атом бериллия способен быть акцептором элек-

тронных пар и образовывать еще две ковалентные связи по до-иорно-акцепторному способу. В то же время каждый атом хлора, входящий в состав молекулы ВеСЬ, обладает неподеленными элек­тронными парами и может выступать в качестве их донора. По­этому при охлаждении газообразного хлорида бериллия между отдельными молекулами ВеС1₂ возникают новые ковалентные связи в соответствии со схемой:

icift:aQ IClQ, • •• Ве^ Be вв

В итоге, при конденсации хлорида бериллия образуются линей­ные полимерные цепи, в которых атомы хлора играют роль мо­стиков, связывающих атомы бериллия. Атомы, выполняющие такую функцию, называются мостиков ы ми атомами. Схема строения линейного полимера ВеС1₂ изображена на рис. 163. Видно, что ковалентность и координационное число бериллия в твердом ВеС1₂ равны четырем.

Это значение ковалентности и координационного числа харак­терно для многих устойчивых соединений бериллия. Так, при взаи­модействии BeF₂ с фторидами щелочных металлов образуются комплексные фторобериллаты, содержащие ион BeF^^-, на­пример:

BeF₂ + 2KF = K₂[BeF₄]

тетрафторо-бериллат калия

Здесь атом бериллия находится в состоянии 5р³-гибридизации, благодаря чему ион BeF4^_ построен в форме тетраэдра. Тетра-эдрическое расположение атомов бериллия и кислорода харак­терно и для кристаллического оксида бериллия. В водных раство­рах ион бериллия, по-видимому, находится также в виде тетра* эдрических аквакомплексов [Ве(Н₂0)4]²+.

Оксид бериллия ВеО — белое, очень тугоплавкое вещество. Применяется в качестве химически устойчивого огнеупорного ма­териала (в реактивных двигателях, для изготовления тиглей, в электротехнике) и как конструкционный материал в ядерных ре­акторах.

Гидроксид бериллия Ве(ОН)₂ имеет ясно выраженный амфотерный характер, чем резко отличается от гидроксидов

Рис. 163. Схема строения линейного полимера (ВеС!_2)п:

черные кружки - атомы алюминия, светлые — атомы хлора.

щелочноземельных металлов. В воде он практически нерастворим, но легко растворяется как в кислотах, так и в щелочах, в послед­нем случае с образованием гидроксобернллатов: Ве(ОН)₂ + 2NaOH = Na₂[Be(OH)₄]

Кислотные свойства гидроксида бериллия выражены очень слабо, поэтому в водном растворе бериллаты сильно гидролизуются.

Большинство солей бериллия, в том числе и сульфат, хорошо растворимы в воде, тогда как сульфаты щелочноземельных метал­лов в воде практически нерастворимы. В водных растворах ионы Ве²⁺ подвергаются гидролизу, благодаря чему растворы солей бе­риллия имеют кислую реакцию.

Все соединения бериллия токсичны. В частности, весьма опасно пребывание в атмосфере, содержащей пыль бериллия или его со­единений.

210. Магний (Magnesium). Магний весьма распространен в при­роде. В больших количествах он встречается в виде карбоната магния, образуя минералы магнезит MgC0₃ и доломит MgC0₃-СаС0₃. Сульфат и хлорид магния входят в состав ка­лийных минералов — каинита КС1 • MgSO; • ЗГЬО и карналлита KCI -MgCb-eHsO. Ион Mg²+ содержится в морской воде, сообщая ей горький вкус. Общее количество магния в земной коре состав­ляет около 2 % (масс).

Магний получают главным образом электролитическим мето­дом. Электролизу подвергают расплавы хлорида магния или обез­воженного карналлита.

Магний — серебристо-белый, очень легкий металл. На воздухе он мало изменяется, так как быстро покрывается тонким слоем оксида, защищающим его от дальнейшего окисления.

Хотя магний стоит в ряду напряжений далеко впереди водо­рода, но, как мы уже говорили, воду он разлагает очень медленно вследствие образования малорастворимого гидроксида магния. В кислотах магний легко растворяется с выделением водорода. Щелочи на магний не действуют. При нагревании на воздухе маг­ний сгорает, образуя оксид магния MgO и небольшое количество нитрида магния Mg₃N₂.

Главная область применения металлического магния — это по­лучение на его основе различных легких сплавов. Прибавка к маг­нию небольших количеств других металлов резко изменяет его механические свойства, сообщая сплаву значительную твердость, прочность и сопротивляемость коррозии. Особенно ценными свой­ствами обладают сплавы, называемые электронами. Они отно­сятся к трем системам: Mg—Al—Zn, Mg—Мп и Mg—Zn—Zr. Наи­более широкое применение имеют сплавы системы Mg—Al—Zn, содержащие от 3 до 10 % А1 и от 0,2 до 3 % Zn. Достоинством маг­ниевых сплавов является их малая плотность (около 1,8 г/см³). Они используются прежде всего в ракетной технике и в авиастрое-

нии, а также в авто-, мото-, приборостроении. Недостаток сплавов магния — их низкая стойкость против коррозии во влажной атмо­сфере и в воде, особенно морской.

Чистый магний находит применение в металлургии. Магнийтср-мичееким методом получают некоторые металлы, в частности ти­тан. При производстве некоторых сталей и сплавов цветных ме­таллов магнии используется для удаления из них кислорода и серы. Весьма широко применяется магний в промышленности органиче­ского синтеза. С его помощью получают многочисленные вещества, принадлежащие к различным классам органических соединений, а также элементорганнческие соединения. Смеси порошка магния с окислителями употребляются при изготовлении осветительных и зажигательных ракет.

Оксид магния MgO обычно получают путем прокаливания при­родного магнезита MgCO_;i. Он представляет собой белый рыхлый порошок, известный иод названием жженой магнезии. Благодаря высокой температуре плавления (около 3000°С) оксид магния при­меняется для приготовления огнеупорных тиглей, труб, кирпичей.

Гидроксид магния Mg(OH)₂ получается в виде малораствори­мого белого осадка при действии щелочей на растворимые соли магния. В отличие от гидроксида бериллия гидроксид магния об­ладает только основными свойствами, представляя собой основа­ние средней силы.

Сульфат магния MgS0₄-7H₂0, или горькая соль, содержится в морской воде. В отличие от сульфатов щелочноземельных метал­лов, хорошо растворим в воде.

Хлорид магния MgCl2-6H₂0. Образует бесцветные, хорошо рас­творимые, расплывающиеся на воздухе кристаллы. Гигроскопич­ность неочищенной поваренной соли обусловливается примесью к ней незначительных количеств хлорида магния.

Карбонат магния MgC03. Встречается в природе в виде мине­рала магнезита.

При действий соды на растворимые соли магния получается не средняя соль, а смесь основных карбонатов. Эта смесь приме­няется в медицине под названием белой магнезии.

Важное промышленное значение имеет хлорид гидроксомагния MgOHCl. Технический продукт получается путем замешивания оксида магния с концентрированным водным раствором хлорида магния и носит название магнезиального цемента. Такая смесь че­рез некоторое время затвердевает, превращаясь в плотную белую, легко полирующуюся массу. Затвердевание можно объяснить тем, что основная соль, первоначально образующаяся согласно урав­нению

MgO + MgCl₂ + Н₂0 = 2MgOHCl

затем полимеризуется в цепи типа —Mg—О—Mg—О—Mg—, на концах которых находятся атомы хлора или гидроксилыше группы.

Магнезиальный цемент в качестве вяжущего материала при­меняется при изготовлении мельничных жерновов, точильных кам­ней, различных нлпт. Смесь его с древесными опилками под назва­нием ксилолита используют для покрытия полов.

Большое применение находят природные силикаты магния: тальк 3MgO-4Si0₂-H₂0 и особенно асбест CaO-3MgO-4Si0₂. По­следний, благодаря своей огнестойкости, малой теплопроводности и волокнистой структуре, является прекрасным теплоизоляцион­ным материалом.

Соли магния содержатся в небольшом количестве во всякой почве и необходимы для питания растений, так как магний входит в состав хлорофилла.

211. Кальций (Calcium). Кальций принадлежит к числу самых распространенных в природе элементов. В земной коре его содер­жится приблизительно 3 % (масс). Он встречается в виде много­численных отложений известняков и мела, а также мрамора, ко­торые представляют собой природные разновидности карбоната кальция СаСОз. В больших количествах встречаются также гипс CaS0₄-2H₂0, фосфорит Са₃(Р0₄)₂ и, наконец, различные содер­жащие кальций силикаты.

Металлический кальций получают, главным образом, электро­литическим способом; электролизу обычно подвергают расплав хлорида кальция. Получающийся металл содержит примесь СаС1₂-Поэтому его переплавляют, а для получения высокочистого каль­ция перегоняют; оба процесса проводят в вакууме.

Некоторое количество кальция получают алюминотермическим методом. Разработан также способ получения кальция термиче­ской диссоциацией карбида кальция СаС₂.

Кальций представляет собой ковкий, довольно твердый белый металл. На воздухе он быстро покрывается слоем оксида, а при нагревании сгорает ярким красноватым пламенем. С холодной во­дой кальций реагирует сравнительно медленно, но из горячей воды быстро вытесняет водород, образуя гидроксид. Кальций — очень активный металл, легко соединяющийся с галогенами, серой, азо­том и восстанавливающий при нагревании оксиды многих ме­таллов.

Применение металлического кальция связано с его высокой хи­мической активностью. Он используется для восстановления из соединений некоторых металлов, например, урана, хрома, цирко­ния, цезия, рубидия, для удаления из стали и из некоторых других сплавов кислорода, серы, для обезвоживания органических жидко­стей, для поглощения остатков газов в вакуумных приборах. Кроме того, кальций служит легирующим компонентом некоторых свин­цовых сплавов.

При нагревании в струе водорода металлический кальций со­единяется с водородом, образуя гидрид.

Г ид pud кальция СаН₂ — белое солеобразное вещество, бурно реагирующее с водой с выделением водорода: СаН₂ + 2Н,0 = Са(ОН)₂ + 2Н_2Г

Ввиду способности выделять большое количество водорода * гидрид кальция применяется иногда для получения этого газа. Его используют также в качестве эффективного осушителя, способного отнимать воду даже от кристаллогидратов.

Оксид кальция СаО представляет собой белое, очень огнестой­кое вещество, плавящееся только при температуре около 2600 °С. В технике оксид кальция называют негашеной, или жженой, из­вестью. Последнее название указывает на способ ее получения —■ накаливание, или «обжигание», карбоната кальция (в виде извест­няка или мела).

Обжигание производят в высоких, так называемых шахтных печах. Печь загружают чередующимися слоями топлива и извест­няка и разжигают снизу. При накаливании карбонат кальция раз­лагается:

СаСОз С0₂ + СаО — 178 кДж

Поскольку концентрации веществ в твердых фазах постоянны, то для константы равновесия этого процесса получим следующее выражение:

К = [С0₂]

Концентрацию газа можно выражать его парциальным давле­нием. Поэтому последнее соотношение означает, что равновесие в рассматриваемой системе устанавливается при определенном парциальном давлении диоксида углерода. Равновесное парциаль­ное давление газа, получающегося при диссоциации вещества, на­зывается давлением диссоциации этого вещества. Давление диссо­циации карбоната кальция при различных температурах имеет сле­дующие значения:

Температура, °С 500 600 700 800 900 1000

Давление диссоциации,

кПа 0,015 0,313 3,37 22,4 103,1 361,3

мм рт. ст. 0,11 2,35 25,3 168 773 2710

* При взаимодействии 1 кг гидрида кальция с водой образуется около 1000 л водорода.

Для того чтобы нарушить установившееся равновесие и вы­звать образование нового количества оксида кальция, нужно или повысить температуру, или удалить часть образовавшегося диок­сида углерода, уменьшив тем самым его парциальное давление. Если при некоторой температуре парциальное давление диоксида углерода поддерживается более низким, чем давление диссоциа­ции, то разложение карбоната кальция идет непрерывно. Поэтому при обжигании извести важную роль играет хорошая вентиляция печи, способствующая удалению С0₂ и позволяющая вести разло­жение при более низкой температуре.

Если облить жженую известь водой, то вода впитывается пористыми кусками извести и реагирует с ней с выделением значи­тельного количества теплоты. При этом часть воды превращается в пар, а куски извести рассыпаются в рыхлую массу гидроксида кальция:

СаО + Н₂0 = Са(ОН)₂ + 65 кДж

Эта операция носит название гашения извести, а образующийся продукт называется в технике гашеной известью.

Гидроксид кальция Са(ОН)₂ — сильное основание, мало рас­творимое в воде; 1 л воды растворяет при 20 °С всего 1,56 г Са(ОН)₂. Насыщенный раствор гидроксида кальция называется известковой водой и имеет щелочную реакцию. На воздухе извест­ковая вода быстро становится мутной вследствие поглощения ею диоксида углерода и образования нерастворимого карбоната кальция.

Гашеную известь широко используют в строительном деле. Смесь ее с песком и водой называется известковым раствором и служит для скрепления кирпичей при кладке стен. Гашеную из­весть применяют также в качестве штукатурки. Затвердевание извести происходит сначала из-за испарения воды, а затем в ре­зультате поглощения гашеной известью диоксида углерода из воз­духа и образования карбоната кальция:

Са(ОН)₂ + С0₂ = СаС0₃ + Н₂0

Вследствие небольшого содержания С0₂ в воздухе процесс за­твердевания протекает очень медленно, а так как при этом выде­ляется вода, то в зданиях, построенных с применением известко­вого раствора, долго держится сырость.

Важнейшие соли кальция были рассмотрены при описании соответствующих кислот.

212. Жесткость природных вод и ее устранение. Ввиду широкой распространенности кальция, соли его почти всегда содержатся в природной воде. Из природных солей кальция только гипс не­сколько растворим в воде, однако, если вода содержит диоксид углерода, то карбонат кальция тоже может переходить в раствор в виде гидрокарбоната Са(НС0₃)₂.

Природная вода, содержащая в растворе большое количество солей кальция или магния, называется жесткой водой в противо­положность мягкой воде, содержащей мало солей кальция и маг­ния или совсем не содержащей их.

Суммарное содержание этих солей в воде называется ее общей жесткостью. Она подразделяется на карбонатную и некарбонат­ную жесткость. Первая из них обусловлена присутствием гидро-

карбонатов кальция и магния, вторая — присутствием солей силь­ных кислот — сульфатов или хлоридов кальция и магния. Прн длительном кипячении воды, обладающей карбонатной жесткостью, в ней появляется осадок, состоящий главным образом из СаСОз, и одновременно выделяется С0₂. Оба эти вещества появляются вследствие разложения гпдрокарбоната кальция:

Са(НС0₃)₂ = СаС0₃| + C0₂f + Н₂0

Поэтому карбонатную жесткость называют также временной жесткостью. Количественно временную жесткость характеризуют содержанием гидрокарбонатов, удаляющихся из воды при ее ки­пячении в течение часа. Жесткость, остающаяся после такого ки­пячения, называется постоянной жесткостью.

В СССР жесткость воды выражают суммой миллнэквивалеп-тов ионов кальция и магния, содержащихся в 1 л воды. Один мил-лиэквивалент жесткости отвечает содержанию 20,04 мг/л Са²⁺ или 12,16 мг/л Mg²+.

Жесткость природных вод изменяется в широких пределах. Она различна в разных водоемах, а в одной и той же реке изменяется в течение года (минимальна во время паводка). В табл. 33 приве­дены величины жесткости воды некоторых рек СССР в летний период.

Таблица 33. Жесткость воды некоторых рек СССР

Река	Пункт	Жесткость волы, мэкв'л
общая	карбонатная	некарбонатиая
Волга	г. Вольск	5,9	3,5	2,4
Днепр	с. Разумовка	3,7	3,2	0,5
Дон	ст. Аксакайская	5,6	4,3	1,3
Енисей	г. Красноярск	1.3	1.2	0,1
Москва	с. Татарово	4,2	4,1	0,1
Нева	с. Ивановское	0,5	0,5

Жесткость вод морей значительно выше, чем рек и озер. Так, вода Черного моря имеет общую жесткость 65,5 мэкв/л. Среднее значение жесткости воды мирового океана 130,5 мэкв/л (в том числе на Са²⁺ приходится 22,5 мэкв/л, на Mg²+— 108 мэкв/л).

Присутствие в воде значительного количества солей кальция или магния делает воду непригодной для многих технических це­лей. Так, при продолжительном питании паровых котлов жесткой водой их стенки постепенно покрываются плотной коркой накипи. Такая корка уже при толщине слоя в 1 мм сильно понижает пере­дачу теплоты стенками котла и, следовательно, ведет к увеличению расхода топлива. Кроме того, она может служить причиной обра­зования вздутий и трещин как в кипятильных трубах, так и на стенках самого котла,

Жесткая вода не дает пены с мылом, так как содержащиеся в мыле растворимые натриевые соли жирных кислот—пальмити­новой и стеариновой — переходят в нерастворимые кальциевые соли тех же кислот:

2C,₇H_3sCOONa + CaS0₄ = (С₁₇Н₃₅С00)₂Са| + Na₂S0₄

стеарат стеарат

натрия кальция

Жесткой водой нельзя пользоваться при проведении некоторых технологических процессов, например при крашении.

Приведенные выше примеры указывают на необходимость уда­ления из воды, применяемой для технических целей, солей кальция и магния. Удаление этих солей, называемое водоумягчением, вхо­дит в систему водоподготовки — обработки природной воды, ис­пользуемой для питания паровых котлов и для различных техно­логических процессов.

Дата добавления: 2014-11-16