Лекция 4. Растворы электролитов

Вант-Гоффа очень заинтересовали общие свойства растворов, он начал измерять осмотическое давление, температуры кипения и замерзания различных веществ. Обнаружилось, что законы Рауля и его собственный осмотический закон работают только для веществ типа сахара (неэлектролит). Для водных растворов веществ типа кислот, щелочей, солей (электролиты) экспериментальные свойства в несколько раз превышали рассчитываемые величины – в 2,3 и более (!). Электролитами называют вещества, проводящие электрический ток в расплавленном и растворенном состоянии. Чтобы как то сгладить противоречие, без объяснения причин Вант-Гофф ввел для электролитов поправочный коэффициент i>1, равный единице для случая неэлектролитов. Он так и вошел в историю химии как изотонический коэффициент Вант-Гоффа.

Р_осм =i • C• R •T;

ΔТ_пл = i • К_H2O • m;

ΔТ_кип = i • E_H2O • m.

Физический смысл коэффициента впервые понял швед Сванте Аррениус, создавший свою знаменитую теорию электролитической диссоциации. Смысл его подхода заключается в следующем. Общие свойства растворов зависят только от концентрации. Если осмотическое давление в несколько раз больше, значит концентрация раствора выше. Повышение возможно за счет самопроизвольного распада вещества на составные части (диссоциация на ионы). Образование заряженных частиц в растворе (ионов) приводит к появлению электропроводности:

KA «K⁺ + A^─.

Положительно заряженная частица K⁺ называется катионом, а отрицательно заряженная A^─ - анионом. Из одного моля электролита КА образуется два моля ионов, осмотическое давление и должно быть в два раза больше. Электролит сложного состава образует еще больше молей при диссоциации, например один моль сульфата алюминия дает пять молей ионов:

AI₂ (SO₄)₃ «2AI³⁺ + 3 SO₄^2─.

Причиной распада вещества на заряженные составные части является выгодный экзотермический процесс гидратации водой образующихся ионов.

Все соли, не только сульфат алюминия распадаются на катионы металлов и анионы кислотных остатков:

NaHCO₃ «Na⁺ + HCO₃^─ .

Кислоты отщепляют катион водорода, щелочи – анион гидроксида:

H₂SO₄ «2H⁺ + SO₄^2─,

KOH «K⁺ + OH^─.

Если вещество труднорастворимо в воде, речь идет о равновесии твердой фазы этого вещества с ионами (продуктами диссоциации) в растворе:

[(CuOH)₂CO₃] «2CuOH⁺ + CO₃^2─.

Способность к распаду на ионы у разных веществ различная. В качестве количественной характеристикой процесса часто используют понятие степени диссоциации, представляющее отношение числа распавшихся на ионы молекул электролита в растворе к общему числу его молекул:

α= N_расп/N_общ(100%).

α=0 для неэлектролитов, в случае полного 100%-ного распада, когда α=1 электролит называют сильным, а если α<0,1 – электролит слабый.

Точнее, слабым называют электролит, при диссоциации которого устанавливается равновесие:

KA «K⁺ + A^─.

В растворе имеются как молекулы KA, не распавшиеся на ионы, так и ионы - продукты диссоциации. Запишем выражение для константы равновесия, называемой константой диссоциации электролита:

K_д = С _K+ • С_A─ / С_КА.

Для слабой двухосновной угольной кислоты можно говорить о двух ступенях диссоциации:

H₂CO₃ «H⁺ + HCO₃^─ K₁ = 4,7• 10^─7

HCO₃^─ «H⁺ + CO₃^2─ K₂ = 7,0• 10^─11.

Значения констант показывают, в какой степени угольная кислота является слабым электролитом. На первой ступени основная масса молекул находится в недиссоциированном виде, а на второй ступени диссоциация еще хуже в 10000 раз.

Для сильного электролита знаменатель выражения константы диссоциации обращается в ноль, выражение теряет смысл. Константа диссоциации выгодно отличается от степени диссоциации тем, что она не зависит от концентрации электролита. Важно иметь представление о том, какие электролиты сильные, а какие слабые. К сильным кислотам относятся серная H₂SO₄, азотная HNO₃, галогеноводородные HCI, HBr, HI, хлорная HCIO₄, все остальные кислоты слабые. Сильные основания – NaOH, KOH, CsOH, LiOH, Ba(OH)₂, остальные гидроксиды металлов III- V групп – слабые. Все соли – электролиты сильные.

Допустим, имеем слабый электролит KA с исходной концентрацией С (моль/л) и степенью диссоциации α. В числителе выражения константы диссоциации С _K+ = С_A─ = С •α. В растворе останется молекул электролита, не распавшихся на ионы С_КА= С — С α:

K_д = С² α² / С(1 — α).

Величиной α в знаменателе можно пренебречь, поскольку она гораздо меньше единицы для слабого электролита:

K_д = С • α², α = √ K_д/C.

При снижении концентрации раствора, то есть при разбавлении его водой, степень диссоциации всегда растет: при С→0, α→1. В бесконечно разбавленном растворе любой слабый электролит становится сильным (закон разведения). Рассмотрим наиболее интересные примеры равновесий в растворах электролитов.

1. Условия смещения ионных равновесий.

Равновесия в растворах электролитов – это равновесия между ионами. Если к раствору NaCI добавить K₂SO₄ получатся равновесная смесь ионов. Химической реакции между солями нет. Но если заменить хлорид натрия на хлорид бария, пойдет реакция слева направо с образованием осадка труднорастворимого сульфата бария (бариевое молоко):

Ba²⁺ + SO₄ ^2─ «BaSO₄↓

→→→→

Аналогично смещения равновесия вправо по принципу Ле-Шателье вызывает выделение газообразного продукта или образование слабого электролита:

2HCI + Na₂S «2NaCI + H₂S ↑

2H⁺ + S^2─ «H₂S ↑

→→→→

HCI + NaOH «NaCI + H₂O

H⁺ + OH^─ «H₂O

→→→→

Любая реакция нейтрализации есть процесс образования воды.

2. Произведение растворимости (ПР).

Рассмотрим труднорастворимый сильный электролит, например сульфат бария.

[BaSO₄] «Ba²⁺ + SO₄ ^2─

Константа такого равновесия может быть записана в виде:

К = С _Ba2+ • С _{SO4 2─} / С _BaSO4.

В знаменателе концентрация вещества в твердом состоянии, это фаза постоянного состава, поэтому объединяем знаменатель с константой равновесия:

К• С _BaSO4 = ПР= С _Ba2+ • С _{SO4 2─}.

Произведение концентраций ионов называется произведением растворимости (ПР) труднорастворимого электролита. Это константа равновесия, которая зависит от температуры и определяет соотношение концентраций ионов электролита в растворе. В таблице 4.1 приведены значения этих величин для некоторых электролитов при 18^оС.

Таблица 4.1

Произведения растворимости (ПР)

Вещество	ПР	Вещество	ПР	Вещество	ПР
AgCI	1,7•10^─^10	CaSO4 •2H2O	6,1•10^─^5	HgS	3,0•10^─^53
AgI	8,5•10^─^17	Cd(OH)2	1,2•10^─^4	MgCO3	1,0•10^─^5
Ag2S	1,0•10^─^51	Co(OH)2	2,0•10^─^16	Ni(OH)2	1,6•10^─^14
AgOH	2,0•10^─^8	Cr(OH)3	5,4•10^─^31	PbCI2	1,7•10^─^5
AI(OH)3	1,99•10^─^33	Cu(OH)2	5,6•10^─^20	PbS	1,1•10^─^29
BaSO4	1,08•10^─^10	CuS	4,0•10^─^38	PbSO4	2,2•10^─^8
Bi2S3	1,6•10^─^72	Fe(OH)2	4,8•10^─^16	Zn(OH)2	4,5•10^─^17
CaCO3	4,8•10^─^9	Fe(OH)3	3,8•10^─^38	ZnS	7,0•10^─^24

Из приведенных данных хорошо видно, что понятие «нерастворимость» колеблется в очень широких пределах и разница может составлять десятки порядков. Эти табличные значения позволяют выполнять сложные расчеты с участием нерастворимых в воде веществ, например, завод выделяет серебро из технологического раствора в виде осадка хлорида. Много ли при этом серебра останется в растворе, то есть, каковы будут потери?

AgCI «Ag⁺ + CI^─, ПР = С _Ag+ • С _CI─. = 1,7•10^─10, при этом концентрации ионов серебра и хлора равны в соответствием с уравнением распада на ионы.

С _Ag+ = √ ПР = √1,7•10^─10 = 1,3•10^─5 моль/л = 1,5•10^─3 г/л = 1,5 мг/л.

В каждом литре технологического раствора будет содержаться 1,5 мг серебра. Конечно, это много, если учесть, что объемы раствора могут составлять сотни кубических метров только за сутки. Для снижения потерь можно выбрать осадок серебра с меньшим произведением растворимости, или добавить в раствор ионов хлора. По принципу Ле-Шателье равновесие диссоциации серебра смещается влево, то есть серебро принудительно выводят в осадок из раствора. Речь идет о так называемом эффекте высаливания.

3. Диссоциация воды. Водородный показатель рН.

Чистая вода практически не проводит ток, это очень слабый электролит. Степень ее электролитической диссоциации α= 1,8 • 10^─9. Это означает, на ионы распадается одна молекула воды из 555000000 штук (!). Запишем уравнение ее диссоциации и выражение для константы равновесия процесса:

H₂O «H⁺ + OH^─

K = C _H+ • C _OH─ / C _H2O.

Молярная концентрация воды C _H2O = 1000г/ 18 г/моль = 55,5 моль/л. Слишком большая величина, чтобы ощутить ее изменение при распаде воды на ионы. Объединяем с константой равновесия:

K • C _H2O =K_w =C _H+ • C _OH─.

Новая константа K_w называется ионным произведением воды. При 22^оС K_w= 1 • 10^─14. В любой водной системе произведение концентраций ионов водорода и гидроксила равно ионному произведению воды. В чистой воде по уравнению диссоциации концентрации этих ионов равны:

C _H+ = C _OH─ = √10^─14 = 10^─7 моль/л.

Такая водная среда называется нейтральной. При добавлении в воду раствора кислоты увеличивается концентрация ионов водорода, а ионов гидроксила становится соответственно меньше, так чтобы их произведение равнялось K_w. Это среда кислая: C_H+ >10^─7 моль/л. В случае избытка гидроксильных ионов наоборот C_H+ <10^─7 моль/л, а среда называется щелочной.

Удобнее использовать логарифмическую шкалу, то есть не называть не саму величину концентрации, а ее порядок. Логарифмируем выражение ионного произведения воды и меняем знак:

C _H+ • C _OH─ = 10^─14,

─ lg C _H+ ─ lg C _OH─ = 14

─ lg C _H+ = рН, а ─ lg C _OH─ = рОН – показатели концентраций.

рН + рОН = 14.

Чаще используют показатель концентрации ионов водорода – водородный показатель. Изменение концентрации ионов водорода на порядок приводит к изменению рН на единицу. В нейтральной среде рН = ─ lg C _H+ = ─ lg 10^─7 = 7.

В кислой среде рН < 7, а в щелочной рН > 7. Так выглядит шкала кислотности сред в единицах рН. Например, определим значение рН 1М НCI. Соляная кислота сильная, степень диссоциации равна единице. Молярная концентрация кислоты равна концентрации ионов водорода: С _HCI = C _H+ = 1 моль/л. рН = ─ lg1 =0. Чтобы получить рН = ─1, нужна 10М HCI. Измеряют рН на специальном электрохимическом приборе рН-метре. Менее точно рН определяется универсальным индикатором, меняющим цвет при каждом изменении рН на единицу (12 цветов в области рН = 0-12).

4. Гидролиз солей.

Гидролиз – химическое взаимодействие солей с водой, которое приводит к образованию более слабого электролита, чем исходная соль с изменением рН среды.

Такое взаимодействие имеет место не во всех случаях, например, поваренная соль имеет нейтральную реакцию среды, потому что единственным слабым электролитом в системе является вода, равновесие полностью смещено влево:

NaCI + H₂O «HCI + NaOH, рН=7

←←←←

Но как только в составе соли появляется слабая кислота или слабое основание, картина сразу меняется. Допустим, что соль образована слабой угольной кислотой (Н₂СО₃) и сильным гидроксидом натрия (NaOH). С водой взаимодействует карбонатный анион следующим образом. Вода при диссоциации образует ионы водорода и гидроксила. Ион водорода связывается карбонатным анионом, образуя более слабый электролит – гидрокарбонатный анион. По принципу Ле-Шателье равновесие диссоциации воды смещается вправо, при этом образуются новые ионы водорода для реакции с карбонат-анионом, а в растворе накапливаются гидроксильные анионы, рН тем самым повышается и среда становится щелочной:

Na₂CO₃ + H₂O «NaHCO₃ + NaOH;

CO₃^2─ + H₂O «HCO₃^─ + OH^─;

H₂O «H⁺ + OH^─.

→→→→→→ рН > 7.

На второй ступени гидрокарбонатный анион также может подвергаться гидролизу с выделением углекислого газа из образующейся угольной кислоты, но процесс развивается только при нагревании:

Т

NaHCO₃ + H₂O «H₂CO₃ + NaOH

↓

H₂O + СО₂ ↑.

Если соль образована слабым основанием и сильной кислотой, гидролизу подвергается катион металла, среда становится кислой:

FeCI₃ + H₂O «FeOHCI₂ ↓ + HCI;

Fe³⁺ + H₂O «FeOH²⁺ + H⁺;

H₂O «H⁺ + OH^─.

→→→→→→ рН < 7.

Наконец, в случае, когда в составе соли и кислота, и основание слабые, при гидролизе аниона образуется щелочь, при гидролизе катиона – кислота, они взаимно нейтрализуют друг друга и все равновесия смещаются вправо. Происходит полный необратимый гидролиз:

Fe₂(CO₃)₃ + H₂O → Fe(OH)₃↓ + CO₂ ↑.

Это так называемые легкогидролизующиеся вещества, которые не могут находиться в контакте с водой, они полностью разлагаются водой, даже атмосферной. Такие вещества хранят и с ними можно работать только в специальных сухих боксах или в вакууме. В таблице растворимости для этих веществ обычно указывают прочерк.

Гидролиз усилен в разбавленных растворах, при нагревании (процесс с поглощением тепла). Если гидролиз нужно подавить, используют принцип Ле-Шателье. Например, приготовлен раствор хлорида железа FeCI₃ стандартной концентрации 1 моль/л. Через некоторое время в результате гидролиза, выпадает осадок основной соли, в растворе железа стало меньше, концентрация изменила значение, раствор уже не тот, что же делать? Чтобы сделать его устойчивым к хранению без гидролиза, в исходный раствор подливают соляной кислоты, создают кислую среду. Равновесие гидролиза смещается влево. Можно привести и другие самые разные примеры, гидролиз имеет очень важное значение.

Лекция 5. Природная и техническая вода

Необычность молекулы воды обращает на себя особое внимание В табл. 5.1 приведены температуры кипения некоторых веществ.

Таблица 5.1

Температуры кипения

Вещество	СН4	NH3	H2O	HF	SiH4	PH3	H2S	HCI
Ткип, ^оС	─ 164	─ 33	+ 100	+19	─ 112	─ 87	─ 61	─ 85

Молярная масса воды М=18г/моль. Чуть меньше у метана и аммиака, а во всех остальных случаях молярные массы в два раза больше. Все вещества газообразные, за исключением воды – ее температура кипения совсем не укладывается в нормальные рамки. Вода в соответствии со своей молекулярной массой обязана быть газом, а она жидкость. Аномально высокая температура кипения еще у фтористого водорода.

Далее, все вещества расширяются при нагревании, их плотность закономерно снижается при повышении температуры. Иначе быть не может. А у воды зависимость экстремальная: в интервале 0 – 4^оС плотность жидкой растет, и только затем начинает снижаться. Именно поэтому лед легче жидкой воды и плавает сверху. В противном (нормальном) случае все водоемы промерзали бы зимой до дна и жизнь там прекратилась бы.

Объяснение этих водных аномалий связано с молекулярным строением. Молекула Н₂О угловая, сильнополярная. Ковалентная химическая связь образуется, когда происходит наложение электронных облаков двух атомов. По одному неспаренному электрону внешнего, валентного электронного уровня атомов занимают одну электронную орбиталь, или образуют общую электронную пару. Такая же связь может быть получена, если у одного электрононасыщенного атома есть свободная электронная пара (донор), а у другого атома – свободная, вакантная орбиталь, где может быть размещена эта пара (акцептор). Например, молекула аммиака может присоединить ион водорода с образованием так называемой донорно-акцепторной ковалентной связи:

H⁺ + ←: NH₃ = [NH₄]⁺

У образованного иона аммония три обычных ковалентных связи, а одна – донорно-акцепторная. В роли доноров выступают молекулы с лишними электронами – атомы азота, кислорода, галогенов и т.п. Акцепторами часто являются ионы металлов, имеющие одну или несколько вакантных орбиталей. У иона водорода свободна 1s-орбиталь, так как электрона там нет. В случае, если в роли акцептора выступает катион водорода, связь еще называют водородной. В молекуле фтористого водорода одновременно есть и донор – атом фтора, и акцептор – сильно поляризованный атом водорода, электрон которого смещен на атом фтора. Молекула может реагировать сама с собой:

H ^δ+ — F ^δ─:→ H ^δ+ — F ^δ─.

Получается структура H₂F₂ и цепь может продолжаться до H₉F₉. Одноосновная плавиковая кислота образует кислые соли типа KHF₂. Молекулярная масса растет, поэтому растет и температура кипения до аномально большой величины +19^оС. В случае молекулы воды также могут образовываться водородные связи, но только даже не одна:

H^δ+ — O ^δ─:→ H^δ+

│ │

H^δ+ ←:O^δ─ — H^δ+.

Молекула воды – единственная молекула с объемной системой водородных связей. Образуются полимерные формы (Н₂О)₂, (Н₂О)₃, (Н₂О)_4. Твердая вода (лед) при температуре ─ 150^оС представляет идеальную кристаллическую решетку алмаза, где каждая молекула имеет строгое тетраэдрическое окружение из молекул воды, связанных водородными связями. При нагревании разрыв таких связей происходит не сразу. После плавления лед частично сохраняет структуру твердого тела, в интервале от 0 до 4^оС разрушено только 15% этих связей. Образовавшиеся пустоты заполняются мелкими фрагментами типа (Н₂О)₂ и поэтому вода становится тяжелее, ее плотность растет. Выше 4^оС начинается массовое разрушение водородных связей, вода расширяется, плотность снижается как у всех нормальных веществ. Даже при 100^оС полного разрушения полимерных структур не наступает.

Воды на нашей планете больше чем суши, общее ее количество составляет 1,5•10¹⁸ м³. Пресная вода составляет не более 3%. Если учитывать всю воду в морях, реках, озерах, океанах, подземную, атмосферную, то на 97% - это вода океана, непригодная ни для питья, ни для технических нужд, поскольку она слишком соленая. Соленость вод Мирового океана измеряют в единицах промилле – ‰. В среднем солей 35‰. Например именно такая соленость воды в Атлантическом океане. В Средиземном море - 39‰, Черном море - 18‰, в Балтике - 5‰, а в Финском заливе вода практически пресная - 2‰. Основной запас пресной воды на планете – озеро Байкал. Показателей качества воды много, рассмотрим некоторые из них. Прежде всего, вода характеризуется степенью жесткости.

Жесткость воды – это содержание в ней солей кальция и магния. Именно эти соли склонны к образованию трудноудаляемых осадков, особенно на поверхностях нагрева, то, что называют накипью. Обычное мыло не работает в жесткой воде, так как кальциевые и магниевые соли высших органических кислот в составе мыла нерастворимы в воде, мыло выпадает в осадок и не моет. Гидрокарбонаты кальция и магния называются солями «временной» жесткости. Такая жесткость может быть устранена простым кипячением воды, гидрокарбонаты переходят в средние нерастворимые в воде карбонаты:

T

Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃ ↓ + CO₂ + H₂O.

От хлоридов и сульфатов CaCI₂, CaSO₄, MgCI₂, MgSO₄ нельзя избавиться так просто – это соли «постоянной» жесткости.

Степень жесткости воды измеряют в особых единицах. Речь идет о так называемых приведенных молярных массах – химических эквивалентах. Эквивалентом элемента (Э) называют такое его весовое количество, которое реагирует без остатка с одним граммом водорода.

Э = А/В,

Где А – атомная масса элемента, а В – его валентность. Для водорода получаем 1/1 = 1 г/моль, для кислорода 16/2 = 8 г/моль и т.д. Эквиваленты (паи) – такие количества, которые реагируют друг с другом без остатка. При взаимодействии 1г водорода с 8г кислорода образуется только вода и не остается избытка какого либо исходного вещества (эквивалентный, значит равноценный). Такие паи элементов были установлены химиками экспериментально, исторически они возникли первыми, а потом уже возникли понятия моль, валентность. Химический эквивалент кальция Э_Ca = 40/2 = 20г/моль, а магния Э_Mg = 24/2 = 12г/моль. Масса одного эквивалента есть эквивалентная масса (как молярная масса). Единицы массы могут быть любые - граммы, миллиграммы, килограммы. Общая жесткость воды равна:

Ж = C_Ca2+ /20 + C_Mg2+ /12, мэкв/л

где концентрации ионов Сa²⁺ и Mg²⁺ выражены в мг/л.

В таких единицах вода до 4 мэкв/л считается мягкой, в интервале 4-8 среднежесткой, 8-12 – жесткой и более 12 – очень жесткой. Так, например, жесткость Невской воды составляет всего 0,5 и она при этом временная, воды Енисея – 1,3, Волжской воды – 5,9, Черноморской – 65, океанской – 130.

Соленость воды – общее содержание растворенных солей. Вода – универсальный растворитель, в морской воде растворена практически вся Периодическая система, но какие соли главные, каких больше всего? В табл.5.2 приведены количества основных ионов в процентах от их суммарного содержания.

Таблица 5.2

Ионный солевой состав морской воды

Ион	Na^+	Ca ^2+	Mg ^2+	K^+	CI ^─	SO4^2─	HCO3^─	Br^─
% от ∑	30,6	1,2	3,7	1,1	55,2	7,7	0,3	0,2

85% всех солей – это обычная поваренная соль, морская вода соленая на вкус, а еще она горькая из-за большого количества сульфат-иона. Анионов и катионов слабых электролитов в заметных количествах нет, процессы гидролиза отсутствуют, поэтому морская вода является нейтральной средой с рН =7. Основной анион – ион хлора, поэтому часто в качестве показателя солености воды имеют ввиду концентрацию иона хлора, выраженную в мэкв/л: 1 мэкв/л CI^─ = 35,5 мг/л.

Щелочность воды – концентрация щелочей (NaOH), мэкв/л. 1 мэкв/л NaOH = 40 мг/л. Щелочность может появится и при отсутствии гидроксида натрия, когда в воду, обычно для ее смягчения добавляют соду или фосфаты, то есть соли, гидролизующиеся с образованием щелочи:

Na₃PO₄ + H₂O «Na₂HPO₄ + NaOH.

Окисляемость воды – характеристика ее загрязненности органическими веществами, способными легко окисляться. Измеряют количеством окислителя (кислорода, перманганата калия KMnO₄), необходимым для окисления одного литра воды (мг/л).

Среди стандартов качества воды прежде всего выделяют питьевую воду, на судне к этой воде и местам ее хранения (цистернам) предъявляются особые требования. К этой же категории относится и вода мытьевая. Все другие воды, кроме питьевой и мытьевой называются технической водой. Можно указать и на то, что техническая вода не обязательно более грязная, в сравнении с питьевой. Самая чистая вода – это вода в роли теплоносителя на АЭС и в судовых ядерных энергетических установках. В такой воде строго нормируется общее содержание солей (не более 100-500 мкг/л), содержание иона хлора – до 20 мкг/л, растворенного кислорода – не более 10-15 мкг/л. Эти невероятно жесткие ограничения связаны с исключением возможности коррозии трубопроводных систем реактора. Аварийные ситуации с выбросом активной воды в окружающую среду должны быть полностью исключены. Такой воды нет в природе, ее нельзя налить в стакан и попробовать на вкус, это уже будет другая вода. Как же получить такую сверхчистую воду?

Очистка воды перед ее использованием называется водоподготовкой, а очистка перед сбросом – водоочисткой. Нельзя запускать в котел или в реактор грязную воду, в том числе исходную морскую, котел немедленно выйдет из строя. Нельзя также сбрасывать в открытое море неочищенные судовые воды, например, льяльные с нефтепродуктами. Есть Международная конвенция по предотвращению загрязнения моря с судов «МАРПОЛ». И в случае подготовки воды, и в случае очистки перед сбросом используются одни и те же методы, которые можно разделить на группы по принципам их работы:

1. Физические методы.

Методы фильтрации воды для очистки от грубых механических примесей, например, через слой песка. Эти фильтры бывают безнапорные и напорные, работающие при повышенном давлении.

Очистка от растворенных в воде веществ может проводиться ее нагревом до кипения и конденсацией парообразной воды – это выпаривание или дистилляция. Она проводится в специальных выпарных аппаратах. Одна из главных проблем здесь связана с тем, что органические загрязнения при нагревании воды до кипения сильно пенятся и необходимо избежать попадания этой пены в очищенную воду. Если дистиллированная вода – питьевая, то она слишком чистая, в ней недостаток необходимых для нормального функционирования организма веществ, поэтому после очистки их к ней добавляют в строго определенном количестве.

1. Химические методы.

Речь идее о добавлении к воде химических реагентов, прежде всего для снижения жесткости воды. Переведение растворимых форм кальция и магния в осадок осуществляется с помощью щелочей, карбонатов, фосфатов:

2Na₃PO₄ + 3CaCI₂ → Ca₃(PO₄)₂↓ + 6NaCI.

Na₂CO₃ + CaCI₂ → Ca CO₃↓ + 2NaCI.

MgSO₄ + 2NaOH → Mg(OH)₂ ↓ + Na₂SO₄.

Таким же образом из воды можно удалить растворенные соли тяжелых металлов, таких как железо, свинец, медь и др. Соли жесткости удаляются, но общая соленость может даже возрастать. Для глубокой очистки воды от растворенных веществ используют более совершенные методы.

1. Физико-химические методы.

Ионный обмен.

Представим себе твердый органический полимер (Kt), внутри которого «вшиты» функциональные группы с кислотной функцией, то есть способные отдавать ионы водорода. Это ионообменная смола, в виде гранул – катионит. Она может менять свои ионы водорода на катионы металлов, находящиеся в водной фазе. Через слой таких гранул фильтруется вода:

[Kt]H + Na⁺ «[Kt]Na + H⁺.

Катионы всех металлов, находящиеся в воде переходят в фазу смолы, а ионы водорода – в воду. Пока процесс нормально протекает слева направо, то есть пока смола очищает воду, ионы водорода снижают рН воды и это есть метод технологического контроля процесса. Как только рН начинает повышаться, значит все реакционные центры смолы выработались, процесс фильтрации нужно остановить. Поток воды направляется на колонну со свежим ионитом, а отработанная смола подвергается регенерации, восстановлению. Проводят промывку колонны раствором серной кислоты, то есть равновесие ионного обмена смещают влево, ведут реакцию наоборот, катионит снова заряжается в Н-форме и готов для дальнейшей работы.

По такому же принципу осуществляется анионный обмен. Смола анионит содержит ионы гидроксила, способные замещаться на любые анионы в водной фазе:

[An]OH + CI^─ «[An]CI + OH^─

Пропуская воду последовательно через катионит и анионит, можно провести ее глубокое обессоливание.

Это ионитовые фильтры, есть еще сорбционные, которые работают по принципу поглощения из воды вредных веществ. Как и ионный обмен, сорбция тоже обратимый процесс, который не может продолжаться до бесконечности.

Дата добавления: 2014-01-04