Жесткость воды. Определение жесткости воды

 

Гидрокарбонатная (временная) жесткостьобусловлена присутствием в воде бикарбонатов кальция и магния: Са(HCO3)2и Mg(HCO3)2. Она почти полностью устраняется при кипячении воды, так как растворимые гидрокарбонаты при этом разлагаются с образованием нерастворимых карбонатов кальция и магния и гидроксо‑ карбонатов магния:

Са(HCO3)2 = CaCO3↓ + CO2↑ + H2O

Mg(HCO3)2 = MgCO3↓ + CO2↑ + H2O

2Mg(HCO3)2 = (MgOH)2CO3↓ + 3CO2↑ + H2O

Постоянная жесткостьводы обусловлена присутствием в ней преимущественно сульфатов и хлоридов кальция и магния и при кипячении не устраняется.

Сумма величин временной и постоянной жесткости составляет общую жесткость воды:

Жобщ. = Жвр. + Жпост.

Существуют различные способы определения жесткости воды: определение временной жесткости с помощью метода нейтрализации; комплексонометрический метод определения общей жесткости.

Гидрокарбонатная жесткость воды определяется титрованием воды раствором соляной кислоты в присутствии метилового оранжевого, так как рН в точке эквивалентности находится в области перехода окраски этого индикатора.

Са(HCO3)2 + 2HCl → CaCl2 + 2Н2CO3

Mg(HCO3)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2CO3

До начала титрования рН раствора гидрокарбонатов кальция и магния больше 7 за счет гидролиза солей с участием аниона слабой кислоты. В точке эквивалентности раствор имеет слабокислую реакцию, обусловленную диссоциацией слабой угольной кислоты:

Н2CO3 ↔ HCO3¯ + Н+

Жвр (Н2O) = сэ(солей) • 1000 (ммоль/л).

Общая жесткость воды (общее содержание ионов кальция и магния) определяется с использованием метода комплексонометрии.

Жпост (Н2O) = сэ(солей) • 1000 (ммоль/л).

 

Методы редоксиметрии

 

Методы редоксиметрии, в зависимости от используемых титрантов, подразделяются на:

1) перманганатометрию.Титрант – раствор перманганата калия КMnO4. Индикатор – избыточная капля титранта;

2) иодометрию.Титрант – раствор свободного иода I2 или тиосульфата натрия Na2S2O3. Индикатор – крахмал.

 

Вычисление молярных масс эквивалентов окислителей и восстановителей

 

При вычисления молярных масс эквивалентов окислителей и восстановителей исходят из числа электронов, которые присоединяет или отдает в данной реакции молекула вещества. Для нахождения молярной массы эквивалента окислителя (восстановителя) нужно его молярную массу разделить на число принятых (отданных) электронов в данной полуреакции.

Например, в реакции окисления сульфата железа(II) перманганатом калия в кислой среде:

2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O

1 | MnO4¯ + 8Н++ 5ē → Mn2++ 4H2O

5 | Fe2+– ē → Fe3+

ион MnO4¯ как окислитель принимает пять электронов, а ион Fe2+как восстановитель отдает один электрон. Поэтому для расчета молярных масс эквивалентов окислителя и восстановителя их молярные массы следует разделить на пять и на один соответственно.

M3(Fe2+) = M(Fe2+) = 55, 85 г/моль.

В реакции окисления сульфита натрия перманганатом калия в нейтральной среде:

2KMnO4 + 3Na2SO3 + Н2O → 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH

2 | MnO4¯ + 2Н2O + Зē → MnO2 + 4OH¯

3 | SO32‑ + 2OH¯ + 2ē → SO42‑ + Н2O

ион MnO4¯ принимает только три электрона, а ион восстановителя SO32‑ отдает два электрона, следовательно:

Молярные массы эквивалентов окислителей и восстановителей зависят от условий проведения реакций и определяются, исходя из соответствующих полуреакций.

 

Фотоколориметрия

 

Фотоколориметрия – оптический метод анализа, который рассматривает взаимодействие вещества с электромагнитным излучением в видимой области: длина волны (λ )380–750 нм; волновое число (v) 2, 5 104– 1, 5 • 104см‑ 1; энергия излучения (Е)1–10 эВ.

Поглощенное световое излучение количественно описывается законом Бугера–Ламберта‑ Бера:

где А – поглощение вещества, или его оптическая плотность; Т – пропускание образца, т. е. отношение интенсивности света, прошедшего через образец, к интенсивности падающего света, I/I0; с – концентрация вещества (обычно моль/л); l – толщина кюветы (см); ε – молярная поглощательная способность вещества или молярный коэффициент поглощения [л/(моль см)].

Расчет молярного коэффициента поглощения проводят по формуле:

 

ε = А/(с Ь).

 

 

V. ФИЗИЧЕСКАЯ ХИМИЯ

 

Основные понятия термодинамики

 

Термодинамическая система – тело или группа тел, находящихся во взаимодействии, мысленно или реально обособленные от окружающей среды.

Гомогенная система – система, внутри которой нет поверхностей, разделяющих отличающиеся по свойствам части системы (фазы).

Гетерогенная система – система, внутри которой присутствуют поверхности, разделяющие отличающиеся по свойствам части системы.

Фаза – совокупность гомогенных частей гетерогенной системы, одинаковых по физическим и химическим свойствам, отделенная от других частей системы видимыми поверхностями раздела.

Изолированная система – система, которая не обменивается с окружающей средой ни веществом, ни энергией.

Закрытая система – система, которая обменивается с окружающей средой энергией, но не обменивается веществом.

Открытая система – система, которая обменивается с окружающей средой и веществом, и энергией.

Параметры состояния – величины, характеризующие какое‑ либо макроскопическое свойство рассматриваемой системы.

Термодинамический процесс – всякое изменение термодинамического состояния системы (изменения хотя бы одного параметра состояния).

Обратимый процесс – процесс, допускающий возможность возвращения системы в исходное состояние без того, чтобы в окружающей среде остались какие‑ либо изменения.

Равновесный процесс – процесс, при котором система проходит через непрерывный ряд состояний, бесконечно близких к состоянию равновесия. Характерные особенности равновесного процесса:

1) бесконечно малая разность действующих и противодействующих сил: Fex – Fin → 0;

2) совершение системой в прямом процессе максимальной работы |W| =max;

3) бесконечно медленное течение процесса, связанное с бесконечно малой разностью действующих сил и бесконечно большим числом промежуточных состояний t → ∞.

Самопроизвольный процесс – процесс, который может протекать без затраты работы извне, причем в результате может быть получена работа в количестве, пропорциональном произошедшему изменению состояния системы. Самопроизвольный процесс может протекать обратимоили необратимо.

Несамопроизвольный процесс – процесс, для протекания которого требуется затрата работы извне в количестве, пропорциональном производимому изменению состояния системы.

Энергия – мера способности системы совершать работу; общая качественная мера движения и взаимодействия материи. Энергия является неотъемлемым свойством материи. Различают потенциальную энергию, обусловленную положением тела в поле некоторых сил, и кинетическую энергию, обусловленную изменением положения тела в пространстве.

Внутренняя энергия системы U – сумма кинетической и потенциальной энергии всех частиц, составляющих систему. Можно также определить внутреннюю энергию системы как ее полную энергию за вычетом кинетической и потенциальной энергии системы как целого. [U] = Дж.

Теплота Q – форма передачи энергии путем неупорядоченного движения молекул, путем хаотических столкновений молекул двух соприкасающихся тел, т. е. путем теплопроводности (и одновременно путем излучения). Q > 0, если система получает теплоту из окружающей среды. [Q] = Дж.

Работа W – форма передачи энергии путем упорядоченного движения частиц (макроскопических масс) под действием каких‑ либо сил. W > 0, если окружающая среда совершает работу над системой. [W] = Дж.

Вся работа делится на механическую работу расширения (или сжатия)и прочие виды работы (полезная работа): δ W = –pdV + δ W′.

Стандартное состояние твердых и жидких веществ – устойчивое состояние чистого вещества при данной температуре под давлением р =1атм.

Стандартное состоянии чистого газа – состояние газа, подчиняющееся уравнению состояния идеального газа при давлении 1 атм.

Стандартные величины – величины, определенные для веществ, находящихся в стандартном состоянии (обозначаются надстрочным индексом 0).

 

Первое начало термодинамики

 

Энергия неуничтожаема и несотворяема; она может только переходить из одной формы в другую в эквивалентных соотношениях.

Первое начало термодинамики представляет собой постулат – оно не может быть доказано логическим путем или выведено из каких‑ либо более общих положений.

Первое начало термодинамики устанавливает соотношение между теплотой Q, работой Wи изменением внутренней энергии системы Δ U.

Изолированная система

Внутренняя энергия изолированной системы остается постоянной.

 

U =const или dU =0

 

Закрытая система

Изменение внутренней энергии закрытой системы совершается за счет теплоты, сообщенной системе, и/или работы, совершенной над системой.

 

Δ U =Q +Wили dU = δ Q + δ W

 

Открытая система

Изменение внутренней энергии открытой системы совершается за счет теплоты, сообщенной системе, и/или работы, совершенной над системой, а также за счет изменения массы системы.

 

Δ U =Q +W + Δ Umили dU = δ Q + δ W + iΣ Uidni

 

Внутренняя энергия является функцией состояния; это означает, что изменение внутренней энергии Δ U не зависит от пути перехода системы из состояния 1 в состояние 2 и равно разности величин внутренней энергии U2и U1 в этих состояниях:

 

Δ U =U2– U1

 

Для некоторого процесса:

 

Δ U = Σ (viUi)npoд– Σ (viUi)исх

⇐ Предыдущая12345678910Следующая ⇒

Поделиться: