О воде и других электролитах

(часть 1)

Главное в аквариуме — это вода. Вода выполняет множество функций. Это среда обитания водных животных, растений, микроорганизмов; растворитель и источник питательных веществ для них. Вода участвует в обмене веществ, происходящем в живых организмах и во многих других процессах.

Вода — одно из наиболее распространенных веществ на Земле. Все водные ресурсы нашей Планеты образуют так называемую гидросферу, в состав которой входят океаны, моря, реки, озера, болота, ледники, снега, подземные воды. На долю гидросферы приходится более 75% площади поверхности Земли (заметим, что пресноводные реки и озера занимают приблизительно 1,7%). По оценкам специалистов масса всей воды на Земле составляет 1,5- 10¹⁹ тонн. Если всю эту воду равномерно распределить по поверхности нашей планеты, то образуется океан глубиной 3 км.

Вода — вещество, обладающее очень интересными свойствами и имеющее достаточно сложную структуру. Некоторые свойства воды настолько необычны, что в литературе обычно говорится об аномалиях этого вещества, обусловленных его строением.

Вода может находиться в трех агрегатных состояниях: твердом (лед), жидком и газообразном (водяной пар). Вода замерзает, превращаясь в лед, при температуре 0°C. При температуре 100°C и нормальном давлении (1 атм.) вода кипит и переходит в пар. С этими крайними пределами состояния воды аквариумисты не встречаются. Обычно температура воды в домашнем водоеме +20° — + 28°С. При содержании холодноводных рыб температуру можно опускать до +8° - + 16°C, а при разведении или лечении рыб — поднимать до + 30° — + 35°С.

Рыбы не любят резких колебаний температуры воды: если их переводят из одного температурного режима в другой, то желательно, чтобы повышение температуры было не более, чем на 2°C в сутки, а понижение — на 1^оС.

Важное физическое свойство любого вещества — это его плотность. Обычно эту величину обозначают символом ρ, а единицами измерения являются кг/л (кг/дм³), г/мл (г/см³), г/л. Плотность воды зависит от ее температуры. Так, при 0°C она равна 0,99984 г/мл, при 20°C — 0,99820 г/мл, а при 100°C — 0,95835 г/мл. При температурах, близких к аквариумным условиям, в различных расчетах обычно округляют значение плотности воды до 1 г/мл.

Химическое строение воды достаточно простое: молекула состоит из одного атома кислорода и двух атомов водорода, ее химическую формулу обычно записывают так: H₂O. Однако, вода имеет целый ряд особенностей, аномалий физических свойств, которые делают это простое вещество очень сложным.

Одна из важнейших особенностей воды (и в то же время,— одна из ее аномалий) заключается в том, что

вода при обычных условиях Земли является жидкостью. Многие близкие по химическому строению вещества (например, сероводород H₂S) при этих условиях являются газами. Объяснить это свойство воды можно, если учесть строение ее частиц, показанное на рис. 1. Во-первых, молекула H₂O имеет угловое строение. Во-вторых, молекула воды полярна, т. е. имеющиеся в ней заряженные частицы (электроны) распределены неравномерно; вблизи атома кислорода преобладает отрицательный заряд (избыток электронов), а вблизи атомов водорода — положительный заряд (недостаток электронов). На рис. 1 полярный характер молекулы воды показан знаками «+» и «—». Разноименно заряженные части различных молекул воды притягиваются, возникают так называемые водородные связи, что показано на рис. 2 (водородные связи обозначены пунктиром). В результате такого взаимодействия образуются ассоциаты из молекул воды, формулу которых можно представить в виде (H₂O)_n, где п равно 1, 2, 3... При температуре 0°C значение n обычно равно 3, а при 4°C — 2. Ассоциаты полностью распадаются, лишь, когда вода переходит в пар. Прочные связи между молекулами обусловливают пребывание воды в жидком состоянии при обычных условиях, а также некоторые другие свойства этого вещества.

Рис.1. Строение молекулы воды

Рис.2. Водородные связи между молекулами воды

Важным свойством воды является ее способность растворять многие вещества, как неорганические (минеральные кислоты, щелочи, соли), так и органические (органические кислоты, спирты, фенолы, альдегиды и многие другие). Аквариумная вода представляет собой не что иное, как раствор большого числа веществ, как органического, так и неорганического происхождения. Аквариумистам следует уметь выражать количественный состав растворов, т. е. рассчитывать их концентрацию.

Один из наиболее распространенных способов выражения состава раствора — массовая доля растворенного вещества, которую принято обозначать буквой w. Массовая доля представляет собой отношение массы растворенного вещества m(р. в.) к массе раствора т. Обычно массовую долю выражают в процентах* и рассчитывают по формуле:

w =	m(р.в.) • 100	%	(1)
	m

* Устаревшее название массовой доли растворенного вещества, выраженной в процентах, — процентная концентрация, В настоящее время это понятие, также как и термины «процентный состав», «процентное содержание» в химической литературе не используются.

Что же показывает массовая доля? Например, известно, что массовая доля хлорида натрия NaCl в растворе составляет 3%. Это означает, что в 100 г раствора содержится 3 г NaCl и 97 г воды. Соответственно в 1 кг раствора содержится 30 г NaCl и 970 г воды.

В аквариумной практике часто приходится приготовлять растворы с определенной массовой долей (растворы лечебных препаратов, удобрений и др.). Приведем примеры расчетов.

Пример. Для лечения рыб нужно приготовить 500 г 1%-ного раствора перманганата калия KMnO₄. Сколько следует взять соли и воды?

Решение. Вначале узнаем плотность требуемого раствора, Плотности некоторых растворов с заданной концентрацией можно определить по справочной литературе (см., например: Лидии Р. А., Андреева Л. Л., Молочко В. А. Справочник по неорганической химии. М.: Химия, 1987. С. 253—274).

Если плотность неизвестна, а раствор достаточно разбавленный (как в данном примере), можно считать, что плотность раствора ρ приблизительно равна плотности воды, т. е. ρ = 1 г/мл. Тогда масса раствора будет равна произведению его объема V = 0,5 л = 500 мл на плотность:

m = V • ρ;	(2)
m = 500 мл • 1 г/мл = 500 г.,

Используя формулу (1), рассчитаем массу перманганата калия, который потребуется для приготовления раствора:

M(KMnO4) =	w • m	;	m(KMnO4) =	1 • 500	= 5 г.
	100			100

Итак, для приготовления раствора надо взять 5 г перманганата калия.

Массу воды мы найдем, вычитая массу соли из массы всего раствора:

m(H₂O) = m — m(KMnO₄);

m(H₂O) = 500 г — 5 г = 495 г.

Учитывая, что плотность воды равна 1 г/мл, мы определяем: для приготовления заданного объема раствора надо взять 495 мл воды.

Более, сложный расчет надо провести в том случае, когда имеется более концентрированный раствор, из которого надо приготовить разбавленный раствор.

Пример. Имеется 30% — ный раствор соляной кислоты HCl. Требуется приготовить 100 мл 5%— ного раствора HCl. Определить, сколько для этого потребуется 30% —ной соляной кислоты и воды.

Решение. По справочным таблицам определяем, что плотность 5%-ного раствора HCl равна 1,02 г/мл, а 30% —ного — 1,15 г/мл. Вначале вычисляем массу раствора, который надо приготовить, — m₂ (объем этого раствора V₂, плотность ρ₂, массовая доля HCl;— w₂).

m₂ = V₂ • ρ₂; m₂ = 100 мл • 1,02 г/мл = 102 г.

Используя формулу (1), определяем массу соляной кислоты в 5% —ом растворе:

m(HCl) =	w2 • m2	;	m(HCl) =	5 • 102	= 5,1 г.
	100			100

Теперь вычисляем массу исходного раствора m₁, в котором содержится 5,1 г HCl (его объем -V₁, плотность — ρ₁; массовая доля HCl в этом растворе — w₁,):

m1 =	m(HCl) • 100	;	m1 =	5,1 • 100	= 17 г.
	w1			30

Зная плотность этого раствора, определяем его объем;

V1 =	m1	;	V1 =	17 г	= 14,8 мл.
	ρ1			1,15 г/мл

Массу воды, которая потребуется для разбавления 30% —ного раствора, определяем так:

m(H₂O) = m₂ — m₁;

m(H₂O) = 102 г — 17 г = 85 г.

Таким образом, для приготовления 100 мл 5%— ного раствора HCl надо взять 14,8 мл 30% —ного раствора HCl и прилить 85 мл воды.

На этом примере также видно, что при смешении растворов сумма объемов двух компонентов не равна объему приготовленного раствора. Этот факт установил и теоретически обосновал Д. И, Менделеев.

Другим распространенным в аквариумной литературе способом выражения состава раствора является массовая концентрация, которая показывает сколько граммов или миллиграммов растворенного вещества содержится в 1 л раствора. Обозначение массовой концентрации, которое мы будем использовать в книге — x. Для расчета можно использовать формулу:

x =	m(р.в.)		(3)
	V

где m(р. в) — масса растворенного вещества в г или мг.

Пример. Требуется приготовить 5л раствора лечебного препарата малахитового зеленого с концентрацией последнего 2 мг/л. Определите массу препарата, которую надо взять для приготовления раствора.

Решение. Используя формулу (3), получаем:

m(малах. зел) = x • V;

m(малах. зел) = 2 мг/л • 5 л = 10 мг.

Таким образом, чтобы приготовить требуемый раствор, надо взять посуду вместимостью 5 л (мерную колбу, мензурку, банку или аквариум с соответствующей отметкой), внести отвешенный малахитовый зеленый (10 мг), растворить его в небольшом количестве воды и довести объем раствора до 5 л.

В литературе по аквариумистике (особенно в изданной в США и Англии) часто используется единица концентрации, обозначенная буквами ррт (part per million — число частей из миллиона). Этот способ выражения состава раствора аналогичен массовой концентрации в мг/л. Например, 5 ррт = 5 мг/л.

Наконец, в некоторых расчетах, связанных с проведением химического анализа аквариумной воды, используется молярная концентрация c, которая показывает отношение количества растворенного вещества (в молях) n(р. в.) к общему объему раствора V:

c =	n(р.в.)		(4)
	V

Молярная концентрация измеряется в моль/л. Для обозначения этой единицы часто используется символ М, Например, 1М — одномолярный раствор. Это означает, что c = 1 моль/л.

Количество растворенного вещества в молях определяется как отношение его массы m(р, в.) к молярной массе M(р. в.):

n(р.в.) =	m(р.в.)		(5)
	M(р.в.)

Как пользоваться формулами (4) и (5), мы покажем на конкретном примере.

Пример. Рассчитайте массу щелочи NaOH (гидроксида натрия), которую нужно взять для приготовления 0,3 л раствора 0,5М NaOH.

Решение. Вначале надо рассчитать молярную массу NaOH. Для этого, пользуясь периодической системой элементов Д. И. Менделеева, находим атомные массы (A_r) натрия, кислорода и водорода и определяем молекулярную массу NaOH — M_r(NaOH):

M_r(NaOH) = A_r(М) + A_r(O) + A_r(H); M_r(NaOH) = 23 + 16 + 1 = 40.

Молярная масса численно равна молекулярной, но выражается в г/моль, т. е. M(NaOH) = 40 г/моль.

Используя формулу (4), определяем количество вещества NaOH, который необходим для приготовления раствора:

n(NaOH) = c • V; n(NaOH) = 0,5 моль/л • 0,3 л = 0,15 моль.

Теперь, зная молярную массу NaOH, находим массу требуемой щелочи по формуле (5):

n(NaOH) = n(NaOH) • M(NaOH);

n(NaOH) = 0,15 моль • 40 г/моль = 6г.

Следовательно, для приготовления раствора надо взять 6 г щелочи.

Мы привели лишь некоторые способы выражения состава растворов, а также несколько наиболее типичных и простых примеров расчетов. Если у аквариумистов возникнет необходимость более подробно ознакомиться с данным вопросом и рассмотреть более сложные расчеты, то следует использовать специальную литературу (например, Хомченко И. Г. Общая химия. М.: Новая Волна, 1997, с. 70—75; Хомченко И. Г. Сборник задач и упражнений по химии. М.: Высшая школа, 1989, с. 44—56),

Для характеристики воды как растворителя надо отметить такое свойство, как растворимость — способность веществ растворяться в воде. Есть вещества, которые могут растворяться в воде практически неограниченно, образуя смеси любого состава (например, этиловый спирт, серная кислота). Другие вещества, встречающиеся в аквариумной практике, обладают ограниченной растворимостью в воде. Растворимость количественно выражают через максимальную массу вещества (или объем газа), которая может содержаться в 100 г воды при данной температуре. Например, при 20°C в 100 г воды может раствориться 35,9 г хлорида натрия NaCl.

Растворимость твердых веществ, как правило, увеличивается с ростом температуры. Так, при 80°C в 100 г воды можно растворить уже 38,3 г хлорида натрия. Для некоторых веществ возрастание растворимости при увеличении температуры воды еще более резкое, При приготовлении растворов твердых веществ часто используют это явление: воду нагревают, растворение происходит быстрее.

Важную роль в гидрохимических процессах аквариума играют растворенные газы. В табл. 1 показана растворимость некоторых распространенных газов в воде. В отличие от твердых веществ, растворимость газов падает при увеличении температуры. В табл. 2 показано, например, как зависит растворимость кислорода в воде от температурных условий.

Аквариумисты часто сталкиваются с таким явлением: при увеличении температуры воды рыбам становится труднее дышать, они поднимаются к поверхности и заглатывают воздух. Это как раз и связано с уменьшением растворимости кислорода.

Таблица 1. Растворимость газов в 100 г воды при нормальном атмосферном давлении и температуре 20°C

Газ	Химическая формула газа	Растворимость газа, мл
Азот	n2	1,5
Водород	H2	1,8
Кислород	O2	3,1
Метан	СН4	3,3
Углекислый газ	CO2	87,8
Хлор	Cl2	236

 

Таблица 2. Растворимость кислорода в 100 г воды при нормальном атмосферном давлений и различных температурах

Температура, оС	Растворимость кислорода, мл
0	4,9
20	3,1
40	2,3
60	2,0
80	1,8
100	1,7
О ВОДЕ И ДРУГИХ ЭЛЕКТРОЛИТАХ (часть 2) Еще одно свойство воды, играющее важную роль в гидрохимии аквариума, — электролитическая диссоциация, т. е. распад молекул на заряженные частицы называемые ионами. При распаде одной молекулы воды образуется два иона; катион (положительно заряженный ион) водорода и анион (отрицательно заряженный ион) гидроксид: H2O = H+ + OH− Данный процесс является обратимым, т. е. протекает как в прямом, так и в обратном направлениях. В результате этого обратимого процесса устанавливается равновесное состояние. При равновесии число молекул, распадающихся на ионы, равно числу молекул, образующихся из ионов. Вещества, распадающиеся на ионы, называются электролитами. К ним относится вода. В дальнейшем мы расскажем и о других электролитах. Важно отметить, что распаду на ионы подвергается лишь небольшая часть молекул воды (этот электролит является слабым в отличие от сильных, у которых практически все молекулы распадаются на ионы). Известно, что при температуре 22oС из 556 млн. молекул воды лишь одна находится в диссоциированном состоянии. Однако, учитывая малые размеры молекул и ионов, можно легко рассчитать, что в одном кубическом миллиметре воды содержится около 60 млрд. ионов H+ и столько же ионов ОН−. Это уже внушительное число. В связи с этим процесс диссоциации воды имеет важное значение в гидрохимических процессах. Установлено, что в воде, а также в водных растворах различных веществ, произведение концентрации ионов водорода c(H+) (в моль/л) и концентрации гидроксид-ионов c(ОН−) есть величина постоянная. Мы будем обозначать эту величину KE и называть ионным произведением воды:                                                           KE = c(H+) • c(ОН−)                                                                          (6) Значение КE зависит от температуры. При температуре 22оС КE = 10− 14. При переходе от чистой воды к водным растворам (в том числе и к аквариумной воде) значение КE сохраняется. Если при растворении в воде каких—либо веществ увеличивается концентрация ионов водорода c(H+), то концентрация гидроксид-ионов c(ОН−) уменьшается до такого значения, чтобы произведение оставалось постоянным. Значение постоянной КE используется в различных расчетах, связанных со свойствами аквариумной воды. С такими расчетами мы познакомимся в других разделах книги. Кроме воды существует большое число веществ, относящихся к электролитам, т. е. диссоциирующих на ионы в водном растворе. К электролитам относятся кислоты (неорганические и органические), щелочи и соли. При электролитической диссоциации кислот образуются ионы водорода и различные анионы (кислотные остатки), например:

HCl

=

H+

+

Cl−

Аналогично диссоциируют и некоторые органические кислоты:

СH3COOH

=

H+

+

CH3COO−

Назовем еще некоторые распространенные кислоты, с которыми может встретиться аквариумист — любитель в своей практике.

Неорганические (минеральные) кислоты:

азотная кислота	HNO3
серная кислота	H2SO4
фосфорная (оротофосфорная) кислота	H3PO4
угольная кислота	H2СO3
борная кислота	H3BO3

Органические кислоты:

щавелевая кислота	H2C2O4
муравьиная кислота	HCOOH
аминоуксусная кислота (глицин)	H2N — CH2 — COOH

Следующий тип электролитов — основания, при диссоциации которых образуются катионы металлов и гидроксид-анионы ОН‾. Важное практическое значение имеют хорошо растворимые в воде основания — щелочи: NaOH — гидроксид натрия и КОН — гидроксид калия. Вот, например, уравнение диссоциации КОН: 

KOH = K+

+ OH−

К щелочам относится также водный раствор газа аммиака (иногда этот раствор называют гидроксидом аммония; медицинское название — нашатырный спирт), формулу которого записывают как NH₃ • H₂O или МН₄ОН:

NH4OH = NH4+

+ ОН−

Наконец, еще одну группу электролитов составляют соли. При диссоциации солей образуются катионы металлов (или аммония) и анионы кислотных остатков. Например, всем хорошо известный хлорид натрия (обычная поваренная соль):

NaCl = Na+

+ Cl−

Другой пример — Fe₂(SO₄)₃ — сульфат железа (III) (цифра в скобках указывает степень окисления железа, в которой оно входит в состав соединения):

Fe2(SO4)3 = 2Fe2+

+ 3SO42−

Чтобы ориентироваться в многообразии солей, многие из которых используются в аквариумной технике, надо знать их названия, которые даются по аниону (кислотному остатку), входящему в состав соли. Такие названия приведены в табл. 3. В этой же таблице приводятся устаревшие названия, которые не используются в современной литературе, однако применяются в торговых организациях и встречаются на упаковках химических реактивов.

Кроме обычных (так называемых средних) существуют и другие типы солей. Например, кислые соли, которые диссоциируют как соль и кислота. К таким солям относится гидрокарбонат натрия NaHCO₃ (питьевая сода):

NaHCO3 = Na+			+ HCO3−
HCO3− = H+			+ CO32−

Важную роль в гидрохимии аквариума играют гидрокарбонат кальция Ca(HCO₃)₂ и гидрокарбонат магния Mg(HCO₃)₂, о которых мы будем подробно говорить в дальнейшем.

Некоторые кислоты (фосфорная и др.) образуют два типа кислых солей: K₂HPO₄— гидрофосфат калия и KH₂PO₄— дигидрофосфат калия.

Таблица 3 Названия наиболее распространенных анионов и солей

Анион	Современное название аниона	Устаревшее название аниона	Пример соли	Современное название соли
f−	Фторид	Фтористый	KF	Фторид калия
Cl−	Хлорид	Хлористый	ВаCl2	Хлорид бария
Br−	Бромид	Бромистый	KBr	Бромид калия
I−	Йодид	Йодистый	NaJ	Йодид натрия
S2−	Сульфид	Сернистый	FeS	Сульфид железа (II)
SO32−	Сульфит	Сернистокислый	Na2SO4	Сульфит натрия
SO42−	Сульфат	Сернокислый	CuSO4	Сульфат меди (II)
NO4−	Нитрит	Азотистокислый	KNO2	Нитрит калия
NO3−	Нитрат	Азотнокислый	KNO3	Нитрат калия
CN−	Цианид	Цианистый	KCN	Цианид калия
NCS−	Тиоцианат	Роданистый	KNCS	Тиоцианат калия
SiO32−	Силикат	Кремнекислый	Na2SiO3	Силикат натрия
CO32−	Карбонат	Углекислый	CaCO3	Карбонат кальция
PO43−	Фосфат	Фосфорнокислый	K3PO4	Фосфат калия
OCl−	Гипохлорит	Хлорноватистокислый	NaOCl	Гипохлорит натрия
ClO3−	Хлорат	Хлорноватокислый	KClO3	Хлорат кадия
ClO4−	Перхлорат	Хлорнокислый	KClO4	Перхлорат калия
MnO4−	Перманганат	Марганцевокислый	KMnO4	Перманганат калия
CrO42−	Хромат	Хромовокислый	Na2CrO4	Хромат натрия
Cr2O72−	Дихромат	Двухромовокислый	K2Cr2O7	Дихромат кадия
AsO43−	Арсенат	Мышьяковокислый	Na3AsO4	Арсенат натрия
MoO42−	Молибдат	Молибденовокислый	(NH4)2MoO4	Молибдат аммония
TiO32−	Титанат	Титановокислый	K2TiO3	Титанат калия

Аквариумист может встретиться с двойными солями, например, с алюмокалиевыми квасцами (сульфатом калия-алюминия) KAl(SO₄)₂, при диссоциации которых образуются катионы двух металлов:

KAl(SO₄)₂ = K⁺ + А1³⁺ + 2SO₄²⁻

Наконец, надо сказать еще об одной разновидности солей. Это — кристаллогидраты, вещества, удерживающие воду в твердом состоянии. Многие читатели наверняка знакомы с таким соединением как медный купорос. Он относится к кристаллогидратам: CuSO₄ • 5H₂O (точка в формуле означает химическое соединение воды с солью). При растворении, вода отщепляется от сульфата меди (II), и он диссоциирует на ионы как обычная соль:

CuSO₄ = Cu²⁺ + SO₄²⁻

При нагревании кристаллогидратов вода отщепляется от них:

CuSO4 • 5H2O

―нагревание→

CuSO4 + 5H2O;

Многие вещества (не только соли, но и некоторые кислоты) чаще встречаются в виде кристаллогидратов. При использовании этих соединений для приготовления растворов многие делают ошибку в расчетах, не учитывая воду, входящую в состав вещества. Как надо правильно делать расчёт, мы покажем на примере.

Пример. Для приготовления раствора требуется 12 г сульфата меди (II) CuSO₄. Рассчитайте массу кристаллогидрата CuSO₄ • 5H₂O, который может заменить требуемый сульфат меди (II).

Решение. Рассчитываем молярную массу сульфата меди (II):

M_r(CuSO₄) = A_r(Cu) + A_r(S) + 4A_r(O); M_r(CuSO₄) = 64 + 32 + 4 • 16= 160.

Молярная мacca равна: M(CuSO₄) = 160 г/моль. Для кристаллогидрата CuSO₄ • 5H₂O(кр) получаем:

M_r(кр) = M_r(CuSO₄) + 5 • M_r(H₂O); M_r(кр) = 160 + 5 • 18 = 250.

Следовательно, молярная масса кристаллогидрата будет равна: M_r(кр) = 250 г/моль.

Массу требуемого кристаллогидрата можно рассчитать, используя соотношение:  

m(кр)	=	M(кр)
m(CuSO4)		M(CuSO4)

Отсюда получаем:  

	m(кр) =	M(кр) •m(CuSO4)	;
		M(CuSO4)
	m(кр) =	12 г • 250 г/моль	= 18,75г.
		160 г/моль

Таким образом, для приготовления раствора вместо 12 г CuSO₄ необходимо взять 18,75 г CuSO₄ • 5H₂O. При этом надо учесть, что воды в качестве растворителя надо взять меньше на 18,75 г — 12 г = 6,75 г.

При использовании различных электролитов в качестве добавок в аквариумную воду (также при изготовлении лечебных растворов, удобрений и других растворов) необходимо знать растворимость веществ в воде. Растворимость можно определить по справочникам, а в простейших случаях удобно пользоваться таблицей растворимости солей и оснований в воде (табл. 4).

Анализируя табл. 4, следует обратить внимание на вещества, напротив которых стоит символ «н» (практически нерастворимые). Не следует понимать, что эти вещества вообще не растворяются в воде. Рассмотрим, например, сульфат свинца PbSO₄, относящийся к группе малорастворимых соединений. Действительно, если вы возьмете достаточно концентрированные растворы хорошо растворимых солей Pb(NO₃)₂ и Na₂SO₄ и сольете вместе, то образуется осадок, состоящий из сульфата свинца:

Pb(NO₃)₂ + Na₂SO₄ = PbSO₄↓ + 2NaNO₃

Однако небольшая часть PbSO₄ остается в растворе: в 100 мл воды может растворяться 4,55 мг этой соли — достаточно, чтобы оказывать существенное влияние на обитателей аквариума и гидрохимические процессы в нем.

Таблица 4 Растворимость солей и оснований в воде

Анионы

Катионы

OH‾

F‾

Cl‾

Br‾

J‾

S‾

SO32‾‾

SO42‾‾

NO32‾‾

PO43‾

CO32‾‾

SiO32‾‾

CH3COO‾‾

Ag+

-

р

н

н

н

н

н

м

р

н

н

н

р

Al3+

н

м

р

р

р

-

-

р

р

н

-

н

м

Ва2+

р

м

р

р

р

р

н

н

р

н

н

н

р

Са2+

м

н

р

р

р

м

н

м

р

н

н

н

р

Cd2+

н

р

р

р

р

н

н

р

р

н

н

н

р

Co2+, Ni2+

н

р

р

р

р

н

н

р

р

н

н

н

р

Cr3+

н

н

р

р

р

-

-

р

р

н

-

н

р

Cu2+

н

н

р

р

р

н

н

р

р

н

н

н

р

Fe2+

н

н

р

р

р

н

н

р

р

н

н

н

р

Fe3+

н

н

р

р

р

-

-

р

р

н

н

н

р

Hg2+

-

-

р

м

н

н

н

р

р

н

н

-

р

Mg2+

м

н

р

р

р

р

н

р

р

н

н

н

р

Mn2+

н

м

р

р

р

н

н

р

р

н

н

н

р

Na+, К+

р

р

р

р

р

р

р

р

р

р

р

р

р

NH4+

-

р

р

р

р

-

р

р

р

р

р

-

р

Pb2+

н

н

м

м

н

н

н

н

р

н

н

н

р

Sn2+

н

р

р

р

р

н

-

р

-

н

-

-

р

Zn2+

н

м

р

р

р

н

н

р

р

н

н

н

р

Примечание: р — растворимое вещество (в 100 г воды более 1 г вещества), м — мало растворимое вещество (в 100 г воды растворяется от 0,1 г до 1 г вещества), н — практически нерастворимое вещество (в 100 г воды растворяется менее 0,1 г вещества). Символ «-» означает, что вещество не существует или разлагается водой.

Растворяясь в очень небольшой степени, малорастворимые (и «практически нерастворимые») вещества быстро образуют насыщенный раствор и практически полностью диссоциируют на ионы. Для характеристики растворимости таких веществ используется величина, называемая произведением растворимости (ПР), которая представляет собой произведение концентраций ионов (в моль/л) в насыщенном растворе данной соли. Например, для хлорида свинца РbС1₂ (РbС1₂ = Рb²⁺ + 2Cl^‾‾) произведение растворимости запишется так:

ПР(РbCl₂) = c(Рb²⁺, нас) • c(Cl^‾‾, нас)

где c(Рb²⁺, нас) и c(Cl^‾‾, нас) — концентрации ионов в моль/л в насыщенном растворе РbCl₂.

Оказывается, что при данной температуре произведение растворимости малорастворимого электролита есть постоянная величина. Значения ПР ряда веществ, соответствующие температурным условиям аквариума (20—25°C), приведены в табл. 5.

Таблица 5 Произведение растворимости и растворимость солей и оснований в воде

Формула вещества	Название вещества	ПР	Растворимость в мг в 100г воды
AgCl	Хлорид серебра	1,6 • 10‾ 10	0,186
Аl(ОН)3	Гидроксид алюминия	4,9 • 10‾ 33	2,26 • 10‾ 5
BaSO4	Сульфат бария	1,1 • 10‾ 10	0,233
Cu(ОН)2	Гидроксид меди (II)	5,6 • 10‾ 20	0,00234
CuS	Сульфид меди (II)	8,5 • 10‾ 45	8,8 • 10‾ 19
Fe(OH)2	Гидроксид железа (II)	6,3 • 10‾ 16	0,045
Fe(OH)3	Гидроксид железа (III)	3,8 • 10‾ 39	2,03 • 10‾ 5
FeS	Сульфид железа (II)	3,8 • 10‾ 19	5,36 • 10‾ 6
Mg(OH)2	Гидроксид магния	5,0 • 10‾ 12	0,642
MgCO3	Карбонат магния	1,0 • 10‾ 5	27,0
PbCl2	Хлорид свинца	2,4 • 10‾ 4	1080,0
PbSO4	Сульфат свинца	2,2 • 10‾ 8	4,55
CaSO4	Сульфат кальция	6,3 • 10‾ 5	135,0
СаСOз	Карбонат кальция	4,8 • 10‾ 9	0,694

С помощью произведения растворимости решается такой вопрос, как возможность образования осадка, Например, если в растворе создать концентрацию ионов Рb²⁺ и Cl‾ такую, что будет выполняться условие c(Рb²⁺, нас.) • c(Cl‾, нас.) > ПР(РbCl₂), то соль РbCl₂ будет выпадать в осадок. Если c(Рb²⁺, нас.) • c(Cl‾, нас.,) < ПР(РbCl₂), то осадок соли выпадать не будет.

Рассмотрим еще один пример из аквариумной практики. Для хорошего роста некоторых водных растений надо создать в аквариумной воде концентрацию ионов железа 0,2 мг/л, что соответствует молярной концентрации ионов 3,57 • 10‾ ⁷ моль/л. Каким соединением железа воспользоваться для этого: сульфатом железа (II) FeSO₄ или сульфатом железа (III) Fe₂(SO₄)₃? Здесь надо учитывать возможность образования в сильно разбавленном растворе гидроксидов Fe(OH)₂ и Fe(ОН)з и выпадения их в осадок.

В воде, как мы уже отмечали, справедливо следующее соотношение (ионное произведение воды):

c(H⁺) • c(ОН‾) = 10‾ ¹⁴.

причем, из уравнения диссоциации воды H₂O = H⁺ + ОН‾ следует, что c(H⁺) = c(ОН‾). Получаем c(ОН‾) = (10‾ ¹⁴)^1/2 = 10‾ ⁷ моль/л — такова концентрация гидроксид-ионов в воде.

Теперь предположим, что мы внесли в воду FeSO₄ в таком количестве, что концентрация ионов Fe²⁺ стала равной 3,57 • 10‾ ⁷ моль/л (что необходимо для подкормки растений). Найдем произведение:

c(Fe²⁺) • [c(OH‾)]² = 3,57 • 10‾ ⁶ • (10‾ ⁷)² = 3,57 • 10‾ ²⁰ < ПР [Fe(ОН)₂],

следовательно, гидроксид не будет выпадать в осадок. Если вместо FeSO₄ воспользоваться сульфатом железа (III) Fe₂(SO₄)₃, то для Fe(OH)₃ мы получим:

c(Fe²⁺) • [c(OH‾)]³ = 3,57 • 10‾ ⁶ • (10‾ ⁷)³ = 3,57 • 10‾ ²⁷ > ПР[Fe(ОН)₃],

т. е. будет выпадать в осадок гидроксид Fe(OH)₃, и требуемая концентрация ионов железа в растворе не может быть достигнута. Таким образом, на основании представления о произведении растворимости мы смогли сделать вывод о том, какую соль железа лучше использовать для удобрения аквариумных растений.