II. Химия неорганических соединений, биологическая роль, применение в ветеринарии

1.Общая характеристика подгруппы галогенов.

Галогены – химические элементы 7й группы таблицы Менделеева.

Строение атома: ns2np5

Радиус атома увеличивается

Максимальная валентность от F до I

Максимальная валентность Cl, Br, I = 7

Реагируют почти со всеми простыми веществами, кроме некоторых неметаллов. Все галогены – активные окислители, поэтому встречаются в природе только в виде соединений. С увеличением порядкового номера химическая активность галогенов уменьшается. К галогенам относятся: хлор, бром, йод, астат, фтор.

2. Способы получения галогенов. Применение.

Получение F2 - электролиз раствора HF

2HF - электролиз (KF) = H2+F2

В лаборатории:

1) Получение хлора: хлор получают действием соляной кислоты на окислители: MnO2, KMnO4, PbO2 и др.

16 HCl + 2 KMnO4 = 5 Cl2 + 2 MnCl2 + 2 KCl + 8 H2O

2) Бром и йод получают действием окислителя на бромиды и йодиды в кислой среде

MnO2 + 2KBr + 2H2SO4 = Br2 + MnSO4 + K2SO4 + 2H2O

2NaNO2 + 2NaI + 2H2SO4 = I2 + 2NO + 2NaHSO4 + 2H2O

В промышленности:

1) Фтор – электролиз расплавов фторидов.

2) Хлор – электролиз раствора хлорида натрия.

2NaCl + 2H2O = 2NaOH + H2 + Cl2

3) Бром – реакция его замещения в бромидах.

2KBr + Cl2 = 2KCl + Br2

4) Йод – морские водоросли и нефтяные буровые воды.

2NaI + MnO2 + 3H2SO4 = I2 + 2NaHSO4 + MnSO4 + 2H2O

Применение: галогены используются в химической промышленности, для очистки воды и отходов, в производстве пластмасс, тканей, бумаги.

Бром, хлор, фтор и йод служат химическими звеньями в отбеливающих и дезинфицирующих средствах.

Бром и хлор применяются для отбеливания шерсти.

Бром входит в состав боевых отравляющих газов и огнегасящих жидкостей.

Хлор. Хлор можно получить в лабораторных условиях окислением концентрированной соляной кислоты манганатом(VII) калия.

Бром. Для получения брома в лабораторных условиях добавляют оксид марган-Ha(IV) к смеси концентрированной серной кислоты с бромидом калия.

Иод. Иод получают тем же способом, что и бром, только вместо бромида калия используется иодид калия. Полученный иод отделяют от реакционной смеси возгонкой.

Для этого в промышленности используют постоянный электрический ток.

Фтор вводят в состав зубной пасты, а хлором дезинфицируют воду в плавательных бассейнах. Бром применяют в качестве успокоительного средства, а спиртовой раствор йода как антисептическое средство.

3. Водородные соединения галогенов. Свойства, применение.

Галогенводороды - бесцветные газы с резким запахом, дымящие во влажном воздухе. Они хорошо растворяются в воде, водные растворы их являются кислотами, носящими общее название - галогеноводородные кислоты. Соли галогеноводородных кислот (фториды, хлориды, бромиды и йодиды) могут быть получены при непосредственном соединении металлов с галогенами.

Применение: плавиковая кислота для плавления стекла, травление стекла. HCl в качестве добавления в лекарственные препараты при недостаточной кислотности желудка.

Галогеноводороды, галогеноводородные кислоты и галогениды. Все галогеноводороды при обычных условиях газообразны. Химическая связь, осуществляемая в их молекулах, — ковалентная полярная, причем полярность связи в ряду НF - НСl - НВr - НI падает. Прочность связи также уменьшается в этом ряду. Вследствие своей полярности, все галогеноводороды, в отличие от галогенов, хорошо растворимы в воде.

4. Хлорная вода. Получение, свойства, применение.

Хлорная вода – водный раствор хлора. Содержит молекулы хлора (Cl2), хлорноватистую кислоту (HClO), хлороводородную (соляную) кислоту (HCl).

H2O + Cl2 = HClO + HCl

Получение путем насыщения воды газообразным хлором, образующаяся HClO разлагается на свету на O2 и HCl (HClO => HCl + [O])

Применение: Обеззараживание воды в бассейнах, обеззараживание питьевой воды.

Хим. свойства: Сильный окислитель. Растворяет золото

5.Хлорная известь. Получение, свойства, применение.

Хлорная известь – Сa(Cl)OCl – смесь гипохлорита, хлорида и гидроксида кальция. Относится к смешанным солям.

Получение: Получают взаимодействием хлора с гашеной известью (гидроксидом кальция):

Свойства: На воздухе медленно разлагается на хлорид кальция, кислород и воду.

Применение: широко используется для отбеливания и дезинфекции.

6. Кислородсодержащие кислоты галогенов. Изменение их силы и окислительной способности. Соли кислородсодержащих кислот. Применение.

Кислородсодержащие соединения галогенов – неустойчивые соединения галогенов с кислородом. Во всех кислородсодержащих

соединениях, кроме F2, галогены проявляют положительную степень окисления.

Наиболее многочисленны и важны кислородные соединения хлора. Хлор образует ряд кислородных кислот, которые являются сильными окислитеями (и их соли тоже).

Кислоты: хлорноватистая (HClO) – соль гипохлорат (ClO), хлористая (HClO2) - соль хлорит (ClO2), хлорноватая (HClO3) – соль хлорат (ClO3), хлорная (HClO4) – соль перхлорат (ClO4).

Активность кислородных кислот хлора возрастает от хлорноватистой к хлорной кислоте. Окислительная их активность увеличивается в обратном порядке – от хлорной к хлорноватистой, которая является наименее устойчивой.

Применение: раствор соли хлорноватистой кислоты применяется для беления

Все кислородные соединения галогенов получены косвенным путем. Наиболее устойчивы соли, наименее — оксиды и кислоты. Для галогенов характерно образование большого числа оксидов, отвечающих различным степеням окисления. Больше всего ионы BrO-2 и IO-2 очень неустойчивы. устойчивых оксидов образует хлор Сl, меньше всего — иод I.

7.Общая характеристика подгруппы кислорода.

Подгруппа (O2): O2, S, Se, Te, Po – (VI гр)

ns2np4

Являются окислителями. От кислорода к полонию, окислительные свойства ослабевают.

O2, S –типичные неметаллы

Se, Te – промежуточное состояние между металлом и неметаллом.

Po – типичный металл.

8. Вода. Физические и химические свойства. Вода как растворитель. Биологическая роль воды.

Вода (оксид водорода) – химическое вещество, имеющее вид прозрачной жидкости без вкуса и без запаха. Химическая формула H2O.

В твердом состояние называется льдом, снегом, а в газообразном – паром.

Является сильнополярным растворителем. В природных условиях всегда содержит растворенные вещества (соли, газы).

Вода играет уникальную роль, которая определяет возможность жизни на Земле. Она выполняет роль универсального растворителя, в котором проходят основные биохимические процессы живых организмов. Вода достаточно хорошо растворяет как органические, так и неорганические

вещества. Благодаря водородной связи, вода остается жидкой в широком диапазоне температур.

Человеческое тело содержит от 55% - до 78% процентов воды. Для нормального функционирования, человеку необходимо усваивать около 3л воды в день.

Свойства:

1) 2H2O + 2Na = 2NaOH + H2 (Реагирует с металлами с выделением водорода)

2) H2O + Cl2 = HCl + HClO (При взаимодействии воды с хлором, образуется соляная и хлорноватистая кислоты)

3) H2O + CaO = Ca(OH)2 (Оксиды металлов могут вступать в реакции соединения с водой)

4) H2O + SO3 = H2SO4 (Вода реагирует с оксидами неметаллов)

5) H2O + Na2CO3 = NaHCO3 + NaOH

6) H2O + C2H4 = C2H5OH

Смачиваемость воды Это же свойство очень явственно проявляется и в способности воды «прилипать» ко многим предметам, то есть смачивать их.

Капиллярность воды. Капиллярностью обусловлено движение крови и тканевых жидкостей в живых организмах.

Химич. Вода является наиболее распространённым растворителем на планете Земля, во многом определяющим характер земной химии, как науки.

Прежде всего вода хорошо растворяет ионные и мно–гие полярные соединения. Такое свойство воды связа–но в значительной мере с ее высокой диэлектрической проницаемостью (78,5).

Растворитель:Другой многочисленный класс веществ, хорошо растворимых в воде, включает такие полярные органические соединения, как сахара, альдегиды, кетоны, спирты. Их растворимость в воде объясняется склонностью молекул воды к образованию полярных связей с полярными функциональными группами этих веществ.

Роль:Организм человека почти на 70% состоит из воды. Вода - прежде всего растворитель, в среде которого протекают все элементарные акты жизнедеятельности. К тому же вода - продукт и субстрат энергетического метаболизма в живой клетке.

9. Сероводород, получение и свойства. Сероводородная кислота. 1-ая и 2-я константы диссоциации. Роль в окислительно – восстановительных процессах. Соли сероводородной кислоты.

Сероводород – токсичный бесцветный газ с запахом тухлых яиц. Ковалентная связь, являются восстановителями. Малорастворим

Получение: H2 + S = H2S, Na2S + 2HCl = H2S + 2NaCl

Константы диссоциации:

H2S + 4Cl2 + 4H2O = H2SO4 + 8HCl

2H2S + H2SO3 = 3S + 3H2O

Свойства:

1) Реагирует с щелочами

H2S + 2NaOH = Na2S + 2H2O

2) Сильный восстановитель

S + 2ē = S2-

S + 2H+ + 2ē = H2S

3) В воздухе горит синим пламенем

2H2S + 3O2 = 2H2O + 2SO2

Раствор сероводорода в воде – очень слабая кислота.

Соли H2S – сульфиды

Сероводоро́д (серни́стый водоро́д, сульфид водорода) — бесцветный газ с запахом тухлых яиц и сладковатым вкусом. Химическая формула — H2S

Получение · Взаимодействие разбавленных кислот на сульфиды: · Взаимодействие сульфида алюминия с водой (эта реакция отличается чистотой полученного сероводорода):

· Сплавлением парафина с серой.

Свойства: В воде сероводород мало растворим, водный раствор H2S является очень слабой кислотой: Реагирует с основаниями: Сероводород — сильный восстановитель. На воздухе горит синим пламенем:

Сероводород реагирует также со многими другими окислителями, при его окислении в растворах образуется свободная сера или SO42− Сероводородная кислота, слабая, двухосновная кислота, раствор сернистого водорода H2S в воде. С. к. неустойчива: H2S медленно окисляется кислородом воздуха с выделением серы. Образует соли 2 типов — сульфиды и гидросульфиды.

Соли сероводородной кислоты называют сульфидами. В воде хорошо растворимы только сульфиды щелочных металлов, аммония. Сульфиды остальных металлов практически не растворимы в воде, они выпадают в осадок при введении в растворы солей металлов раствора сульфида аммония (NH4)2S. Многие сульфиды ярко окрашены.

10. Серная кислота. Роль в окислительно- восстановительных реакциях. Соли серной кислоты. Применение.

Серная кислота – H2SO4

Серная кислота, H2SO4, сильная двухосновная кислота, отвечающая высшей степени окисления серы (+6). При обычных условиях — тяжёлая маслянистая жидкость без цвета и запаха.

1) Высшая степень окисления S+6

2) Взаимодействует с металлами:

3) В ОВР – окислители

4) Соли – сульфиты (SO4)

Применение: В удобрениях, в свинцовых аккумуляторах, в производстве красителей, пластмасс, моющих средств, текстильной и нефтяной промышленностях.

11.Соединения серы в степени окисления +4. Роль в окисл.-восстанов. Процессах (примеры). Применение.

Соединение серы в степени окисления +4 – SO2+4

Бесцветный газ с резким запахом.

1) Растворение в: H2O: SO2 + H2O = H2SO3

2) В ОВР может быть, как окислителем, так и восстановителем. (Окислительно-восстановительная двойственность)

SO2+4 + H20 = S0 + H2O+ - окислитель

SO2+4 + O20 = SO3-2 – восстановитель

Применение: В фотографии, удаляет остатки хлора после отбеливания

12.Общая характеристика подгруппы азота.

Подгруппа азота: N, P, As, Sb, Bi

Общ. формула: ns2np3

Сверху вниз радиус атома увеличивается, металлические свойства усиливаются, восстановительные свойства усиливаются, а восстановительные свойства, электроотрицательность уменьшаются.

В ОВР только восстановители (N)

Первые представители подгруппы — азот и фосфор — типичные неметаллы, мышьяк и сурьма проявляют металлические свойства, висмут — типичный металл. Таким образом, в данной группе резко изменяются свойства составляющих её элементов: от типичного неметалла до типичного металла. Химия этих элементов очень разнообразна и, учитывая различия в свойствах элементов, при изучении её разбивают на две подгруппы — подгруппу азота и подгруппу мышьяка.

13. Аммиак.Получение, химические свойства, применение.

Аммиа́к — NH3, нитрид водорода, при нормальных условиях — бесцветный газ с резким характерным запахом (запах нашатырного спирта), почти вдвое легче воздуха.

Получение: 1) Промышленно: N2+3H2-2NH3; NH3 - распад

2) HH4Cl+NaOH = NaCl + NH4OH; H2O - распад

· Благодаря наличию неподеленной электронной пары во многих реакциях аммиак выступает как основание Бренстеда или комплексообразовател

· Водный раствор аммиака («нашатырный спирт») имеет слабощелочную реакцию из-за протекания процесса

· Взаимодействуя с кислотами даёт соответствующие соли аммония

· Аммиак также является очень слабой кислотой, способен образовывать с металлами соли — амиды.

· При нагревании аммиак проявляет восстановительные свойства · Галогены (хлор, йод) образуют с аммиаком опасные взрывчатые вещества — галогениды азота (хлористый азот, иодистый азот) · С галогеноалканами аммиак вступает в реакцию нуклеофильного присоединения, образуя замещённый ион аммония (способ получения аминов) · С карбоновыми кислотами, их ангидридами, галогенангидридами, эфирами и другими производными даёт амиды Применение: В основном используется для производства азотных удобрений (нитрат и сульфат аммония, мочевина), взрывчатых веществ и полимеров, азотной кислоты, соды (по аммиачному методу) и других продуктов химической промышленности. Жидкий аммиак используют в качестве растворителя. В холодильной технике используется в качестве холодильного агента В медицине 10 % раствор аммиака, чаще называемый нашатырным спиртом, применяется при обморочных состояниях (для возбуждения дыхания), для стимуляции рвоты, а также наружно — невралгии, миозиты, укусы насекомых, обработка рук хирурга.

Получение: Промышленный способ получения аммиака основан на прямом взаимодействии водорода и азота.

Для получения аммиака в лаборатории используют действие сильных щелочей на соли аммония.

14. Азотная кислота.Химические свойства. Взаимодействие с металлами. Нитраты. Обнаружение.

Сильная одноосновная кислота. Твердая азотная кислота образует две кристаллические модификации с моноклинной и ромбической решетками.

Взаимодействие с металлами:

1) HNO3 всегда элемент окислитель N+5

2) Чем разбаавленнее кислота и активнее металл, тем сильнее уменьшается степень окисления

HNO3 взаимодействует:

а) с металлами, стоящими в ряду напряжений правее водорода:

Концентрированная HNO3

Разбавленная HNO3

б) с металлами, стоящими в ряду напряжений левее водорода

Химические свойства:

· Высококонцентрированная HNO3 имеет обычно бурую окраску вследствие происходящего на свету процесса разложения

· Азотную кислоту можно перегонять (без разложения) только при пониженном давлении

· При кипении или под действием света азотная кислота частично разлагается: · как сильная одноосновная кислота взаимодействует: с основными и амфотерными оксидами, с основаниями, вытесняет слабые кислоты из их солей

HNO3 — сильная кислота. Её соли — нитраты — получают действием HNO3 на металлы, оксиды, гидроксиды или карбонаты. Все нитраты хорошо растворимы в воде.

Соли азотной кислоты — нитраты — при нагревании необратимо разлагаются.

Нитраты в водных растворах практически не проявляют окислительных свойств, но при высокой температуре в твердом состоянии нитраты — сильные окислители.

15. Азотистая кислота и её соли. Роль в окистительно- восстановительных процессах. Применение.

Азотистая кислота - слабая кислота.

HNO2 – H + + NO2 -

Азотистая кислота и нитриты в ОВР могут быть и окислителями, и восстановителями

NO2 + вос-ль - NO + …

NO2 + вос-ль - NO3 + …

Окислительно-восстановительные процессы:

- азотистая кислота проявляет как окислительные, так и восстановительные свойства; при действии более сильных окислителей (Н2О2, KMnO4) окисляется в HNO3

2HNO₂ + 2HI → 2NO↑ + I₂↓ + 2H₂O;

5HNO₂ + 2HMnO₄ → 2Mn(NO₃)₂ + HNO₃ + 3H₂O;

HNO₂ + Cl₂ + H₂O → HNO₃ + 2HCl.

Соли (нитриты):

- получают восстановлением нитратов (NaNO₂+HCI = NaCI+HNO₂.)

- нитрит натрия (спазмолическое средство; используют при отравлении цианидами)

Образуется при взаимодействие оксида азота с карбонатом натрия 

Качественной реакцией на данную соль является взаимодействие нитрата натрия с серной кислотой (выделяются оксиды азота желто-бурого цвета)

В окислительно-восстановительных реакциях с восстановительями проявляет окислительные св-ва

с окислителями проявляет восстановительные св-ва

16. Биологическая роль азота и форсфора. Применение

N - входит в состав всех аминокислот

KNO3, NaNO3, NH4OH3 - азотные удобрения

NH4CL, NH4OH - для дезинфекции

N2O - средство для наркоза

P - входит в состав костей, АДФ, АТФ

17. Мышьяк и его соединения

Это яды.

As2O3 - зооцид

Обнаружение мышьяка:

(проба Марша)

2 Zn + As2O3 + 6H2SO4 = 6 ZnSO4 + 2 AsH3 + 3H2O

2 AsH3 – 2 As + 3H2

Препарату В1 используют как антациды для снижения кислотности желудочного сока

18. Общая характеристика элементов подгруппы углерода. Применение. Влияние на живой организм

.Общая характеристика элементов подгруппы углерода. Главную подгруппу IV группы периодической системы образуют пять элементов - углерод, кремний, германий, олово и свинец. В связи с тем, что от углерода к свинцу радиус атома увеличивается, размеры атомов возрастают, способность к присоединению электронов, а следовательно, и неметаллические свойства будут ослабевать, легкость же отдачи электронов - возрастать. Уже у германия проявляются металлические свойства, а у олова и у свинца они преобладают над неметаллическими. Таким образом, углерод и кремний относят к неметаллам, германий причисляют как к металлам, так и к неметаллам, а олово и свинец - металлы. Применение и воздействие: Графит используется в карандашной промышленности. В фармакологии и медицине широко используются различные соединения углерода. Углерод является основой всех органических веществ. Любой живой организм состоит в значительной степени из углерода. Для некоторых организмов кремний является важным биогенным элементом. Он входит в состав опорных образований у растений и скелетных — у животных. В больших количествах кремний концентрируют морские организмы — диатомовые водоросли, радиолярии, губки. Большие количества кремния концентрируют хвощи и злаки. Сырьё для металлургических производств. Малые количества германия не оказывают физиологического действия на растения, но токсичны в больших количествах. Для животных германий малотоксичен. Олово используется в основном как безопасное, нетоксичное, коррозионностойкое покрытие в чистом виде или в сплавах с другими металлами. Металлическое олово не токсично, что позволяет применять его в пищевой промышленности. Олово представляет опасность для человека в виде паров и различных аэрозольных частиц, пыли. Нитрат свинца применяется для производства мощных смесевых взрывчатых веществ. Широкого применения в медицине свинец не получил из-за своей высокой токсичности.

19. Кислородсодержащие соединения углерода. Цианиды

кальцит СаСО3, доломит CaMg(CO3)2,

магнезит MgCO3, сидерит FeCO3, вите

рит ВаСО3, баритокальцит BaCa(CO3)2

и др.

Существуют и минералы, представляющие собой основные карбонаты, например, малахит CuCO3·Cu(ОН)2.

Цианиды — соли цианистоводородной

(синильной) кислоты.

Метод получения цианида натрия — сплавление цианамида кальция с углем и хлоридом натрия либо содой: CaCN2 + C + 2

NaCl 2 NaCN + CaCl2

Многие цианиды очень ядовиты.

20. Кремний, строение атома. Важнейшие соединения, их свойства, применение.

. Кремний — элемент главной подгруппы 4 группы 3 периода периодической системы химических элементов, с атомным номером 14. Обозначается символом Si. Для атомов кремния является характерным состояние sp3-гибридизации орбиталей. В соединениях кремний обычно также проявляет себя как четырёхвалентный элемент со степенью окисления +4 или −4. Встречаются двухвалентные соединения кремния, например, оксид кремния (II) SiO. Чаще всего в природе кремний встречается в виде кремнезёма — соединений на основе диоксида кремния (IV) SiO2 (около 12 % массы земной коры). Основные минералы и горные породы, образуемые диоксидом кремния — это песок (речной и кварцевый),кварц и кварциты, кремень, полевые шпаты. Вторую по распространённости в природе группу соединений кремния составляют силикаты и алюмосиликаты. Применение: для производства солнечных батарей, сырьё для металлургических производств, для некоторых организмов кремний является важным биогенным элементом.

21. Общая характеристика элементов III группы главной подгруппы. Применение

. Общая характеристика элементов 3 группы главной подгруппы: Алюминий — основной представитель металлов главной подгруппы III группы Периодической системы. Свойства его аналогов — галлия, индия и таллия — напоминают свойства алюминия, поскольку все эти элементы имеют одинаковую электронную конфигурацию внешнего уровня ns2nр1 и могут проявлять степень окисления +3. С увеличением атомной массы усиливается металлический характер элементов. Бор — неметалл, остальные элементы (подгруппа алюминия) — металлы. Бор значительно отличается по свойствам от остальных элементов и больше похож на углерод и кремний. Остальные элементы — легкоплавкие металлы, In и Тl — чрезвычайно мягкие. Применение: галлий используют для изготовления термометров, индий используют в рефлекторах и прожекторах, хлориды галлия и индия применяют в органическом синтезе как катализаторы, сульфид таллия необходим для изготовления фотоэлементов

22. Бор. Строение атомов, валентность. Важнейшие соединения. Применение.

Бор химический элемент III группы периодической системы, атомный номер 5, на внешней оболочке атома Бора находятся всего 3 электрона (электронная конфигурация 2s22p1). В соединениях ионного типа Бор 3-валентен.

Применение и соединения: Бор в небольших количествах вводят в сталь и некоторые сплавы для улучшения их механических свойств, сам Бор и его соединения - нитрид BN, карбид B4C3, фосфид ВР и другие - применяют как диэлектрики и полупроводниковые материалы. Обширное применение находят борная кислота и ее соли (прежде всего бура), бориды и другие. BF3 -катализатор некоторых органических реакций. Бор относится к числу химических элементов, которые в очень малых количествах содержатся в тканях растений и животных.

23. Алюминий и его соединения. Применение

Алюми́ний — элемент главной подгруппы третьей группы третьего периода периодической системы химических элементов, с атомным номером 13. Обозначается символом Al. Относится к группе лёгких металлов. Наиболее распространённый металл и третий по распространённости химический элемент в земной коре (после кислорода и кремния). В природе алюминий в связи с высокой химической активностью встречается почти исключительно в виде соединений: Бокситы — Al2O3 · H2O, Нефелины — KNa3[AlSiO4]4, Корунд (сапфир, рубин, наждак) — Al2O3, Хризоберилл (александрит) — BeAl2O4. Применеиие: Широко применяется как конструкционный материал. Алюминий применяют для восстановления редких металлов из их оксидов или галогенидов. В стекловарении используются фторид, фосфат и оксид алюминия. Алюминий зарегистрирован в качестве пищевой добавки Е173.

24. Общая характеристика элементов главной подгруппы II группы. Применение. Общая характеристика элементов главной подгруппы 2 группы. Во IIA группу входят бериллий, магний, кальций, стронций, барий и радий. Последние четыре элемента имеют групповое название – щелочноземельные элементы, т к гидроксиды их обладают щелочными свойствами, а оксиды сходны с оксидами алюминия и тяжелых металлов. Общая валентная электронная формула элементов IIА группы – ns2. Проявляют степень окисления +2. Металлы элементов IIA группы довольно сильные восстановители, химически активны и встречаются в природе только в виде соединений. В свободном состоянии – легкие металлы. Применение: наибольшее значение в промышленности имеют бериллий и магний, бериллий используют в рентгеновских трубках, сплавы бария со свинцом находят применение в типографии. Металлический кальций используют для восстановления из руд хрома, рубидия и др. Металлов.

25. Жесткость воды и способы ее устранения

Жёсткость воды —

совокупность химических и физическ

их свойств воды, связанных с

содержанием в ней растворённых

солей щёлочноземельных металлов,

главным образом, кальция и магния.

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.

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. Электродиализ. Основан на

удалении из воды солей под

действием электрического

поля. Катионирование. Метод основан на использовании ионообменной гранулированной загрузки. Такая загрузка при контакте с водой поглощает катионы солей жёсткости (кальций и магний, железо и марганец). Обратный осмос. Метод основан на прохождении воды через полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные). Вместе с солями жёсткости удаляется и большинство других солей.