Не органич: Очистка воды от ионов металлов

Ионы металлов Cr, Hg, Pb, Be весьма токсичны, поэтому необходимо удалять даже их следовые количества.   Осаждение. Основной принцип состоит в подборе реагентов, способных образовать нерастворяемые соли металлов. Для характеристики растворимости солей используют постоянную величину, называемую произведением растворимости (ПР). Произведение концентраций ионов малорастворимой соли в насыщенном при данной температуре растворе есть величина постоянная. Например, для соли A⁺B^– ПР = [A⁺]•[B^–], где концентрации ионов [A⁺] и [B^–] измеряются в моль/л. Значения ПР при 10 °С для некоторых солей таковы:

HgS	2•10–49
Hg2Cl2	2•10–18
Pb(COO)2	2,7•10–8
PbS	3,4•10–28
CdS	3,6•10–29
CuS	2•10–47
ZnS	1,2•10–23

Для более полного осаждения катиона A⁺ добавляют избыток аниона B^–.  Ионный обмен – с помощью катионитов можно удалить большинство металлов (Cd, Сu, Zn, Нg, Сr, Pb). Если концентрация металла мала, ионный обмен объединяют с методом осаждения.

Очистка воды от органических веществ и растворов солей

Большинство органических веществ в растворах окисляют сильными окислителями до СО₂ и Н₂О, оксидов серы и азота. Сложные вещества, имеющие активные группы, удаляют адсорбцией активированным углем и кремнеземом. Для удаления масел и красок используют электрический ток. При пропускании тока образуется водород, который увлекает эти вещества на поверхность, где их легко собрать.

Очистка от радиоактивных отходов

Короткоживущие изотопы – вещества, их содержащие, концентрируют, оставляют на хранение под водой или в шахтах, чтобы активность упала до нуля. Среднеживущие изотопы. Например, ⁹⁰Sr имеет период полураспада 23 года. Раствор, содержащий⁹⁰Sr, концентрируют, а затем помещают в цилиндрические бочки, изготовленные из прочной нержавеющей стали. Бочки сбрасывают в океан на глубину 10 км. Подсчитано, что при медленном разрушении бочек только через 1000 лет содержимое бочки появится на поверхности океана. К тому времени изотопы распадутся и станут неопасными. Долгоживущие радиоактивные отходы – на практике сбрасывают в открытый океан (метод бесконечного разбавления).

77. Химическое равновесие в воде: диссоциация (автопротолиз) и ионное произведение воды

(Кв). Водородный и гидроксидный показатели (понятие реакции среды в растворе), способы определения. Химические индикаторы и буферные растворы,- их назначение.

Диссоциация воды - разложение воды на составляющие химические элементы, иногда происходящая с созданием новых элементов, изначально в разлагаемом растворе не содержащихся, или содержащихся до начала разложения в меньшем количестве, чем после завершения процесса диссоциации.

Диссоциация воды является эндотермической реакцией (см.эндотермическая реакция), т.е. идущей с поглощением теплоты из окружающей среды.

Известные способы диссоциации воды:

1. Электролиз водных растворов-электролитов. - наименее эффективный из известных на сегодня способв разложения воды, так как в этом случае энергия затрачивается, в основном, на нагрев проводника - электролита, настолько, что диссциируемый раствор не только не охлаждается, но, напротив, подвергается значительному нагреву. В промышленности XX века именно этот способ получил наибольшее растпространение, в силу того, что обеспечивает спрос и позволяет поддерживать высокие цены на такой товар, как невосполнимые энергоресурсы, из которых получают электричество, таких как нефть, газ, каменный угль и т.п.

2.Модель процесса разложения воды в центробежном поле Например, во вращающийся барабан заливается подогретый электролит, в котором при вращении в результате начинающегося электрохимического процесса происходит разложение воды на водород и кислород. Этот процесс разлагает воду с помощью кинетической энергии внешнего источника и тепловой энергии подогретого электролита. На основе данного процесса имеется ряд патентов, один из которых (RU 98/00190 (22.06.1998)) авторы - Кудымов Г.И и Студенников В.В. позиционируют, в том числе, и как и тепловой насос, поглощающий теплоту окружающей среды, таким образом, получение водородно-кислородной смеси здесь производится, в значительной мере за счет энергии окружающей среды или за счет обычно безвозвратно теряемого тепла, например выхлопных газов двигателей внутреннего сгорания.

Ио́нное произведе́ние воды́ — произведение концентраций ионов водорода Н⁺ и ионов гидроксила OH⁻ в воде или в водных растворах, константа автопротолиза воды.

Водоро́дный показа́тель, pH (произносится «пэ аш», английское произношение англ. pH — piː'eɪtʃ, «пи эйч») — мера активности (в очень разбавленных растворах она эквивалентнаконцентрации) ионов водорода в растворе, и количественно выражающая его кислотность, вычисляется как отрицательный (взятый с обратным знаком) десятичный логарифмактивности водородных ионов, выраженной в молях на один литр:

рН = ─ lg [H⁺]. Десятичным логарифмом данного числа называется показатель степени, в которую нужно возвести 10, чтобы получить данное число. Например:  [H⁺] =10^{─ 4} lg 10^{─ 4} = ─ 4, ─lg 10^{─ 4} = 4, рН = 4. или, если концентрация ионов водорода равна 10^-8, тогда рН, то есть отрицательный десятичный логарифм этого числа, равен 8 и т.д.

рН	14 13 12 11 10 9 8 7 6 5 4 3 2 1 0
	рН > 7 рН = 7 рН < 7 среда щелочная среда нейтральная среда кислая

При рН >7 среда щелочная, рН=7 – нейтральная, рН<7 – кислая. 

^ Гидроксидный показатель – это отрицательный десятичный логарифм концентрации иона ОН- :

рОН=-lg[ОН^-], рН + рОН=14. Для расчета рН оснований подставим вместо [H⁺] выражение 10^-14 / [ОН^─], и получим формулу: рН = ─lg (10^-14/ [ОН^─]) (расчет рН оснований). Можно рассчитать рОН=-lg[OH^-] и затем рассчитать рН=14-рОН Пример 1. [H⁺] =2,310^{─ 6} . Рассчитайте рН и рОН раствора. [H⁺] =2,310^{─ 6} ; рН=-lg 2,310^{─ 6} = 6- lg 2,3=6—0,36=5,64, рН + рОН=14  рН=14-рОН=14-5,64=8,36.

Индикаторы химические, вещества, введение которых в анализируемый раствор позволяет установить конец химической реакции иликонцентрацию водородных ионов по легко заметному признаку. Индикаторы химические используют главным образом в титриметрическом анализедля установления точки эквивалентности (конечной точки титрования). В присутствии индикаторов химических в этой точке (или вблизи от неё) могут наблюдаться изменение цвета, появление или исчезновение мутности, свечение и т. д., обусловленные изменением определённого свойства исследуемого раствора. Индикаторы химические делят обычно на 5 групп: кислотно-основные; окислительно-восстановительные; комплексонометрические; адсорбционные; хемилюминесцентные.

  Кислотно-основные индикаторы — вещества, изменяющие свою окраску при изменении водородного показателя (pH) среды. Эти индикаторыхимические, рассматриваемые (по теории В. Оствальда) как слабые органические кислоты или основания, используют в нейтрализации методах, а также при определении pH методом колориметрии. Интервал значений pH (интервал перехода), в котором наблюдается изменение окраски, связан сконстантой диссоциации индикатора (pK) соотношением pH = pK ± 1. При проведении анализа индикатор выбирают таким образом, чтобы интервал перехода окраски включал то значение pH, которое раствор должен иметь в точке эквивалентности. Наиболее часто анализы методом нейтрализации проводят с метиловым оранжевым (интервал перехода 3,1—4,4), метиловым красным (4,2—6,3), фенолфталеином (8,0—9,8). Кроме индивидуальных индикаторов химических, применяют так называемые смешанные индикаторы — смеси двух индикаторов химических (например,тимоловый синий + фенолфталеин), которым свойственно отчётливое изменение окраски в узком интервале перехода (до 0,2 единицы pH). К кислотно-основным относятся также индикаторы химические: флуоресцентные (например, -нафтиламин, акридин), в присутствии которых появляется, исчезает или изменяется цвет флуоресценции мутных или сильно окрашенных растворов при их освещении ультрафиолетовыми лучами; универсальные — смеси нескольких индикаторов химических с различными интервалами перехода, многократно изменяющие свою окраску при разных значениях pH и используемые для приближённых определений этого показателя.

  Окислительно-восстановительные индикаторы — вещества, способные окисляться или восстанавливаться в определённых интервалах значений окислительного потенциала и изменять при этом свою окраску. Эти индикаторы химические (например, метиленовый синий, дифениламин, крахмал) используют в титриметрических методах анализа, основанных на реакциях окисления-восстановления (см., например, Иодометрия).

  Комплексонометрические индикаторы — вещества, образующие с определяемыми ионами окрашенные комплексные соединения. Такиеиндикаторы химические, называются также металлохромными, или металл-индикаторами, используют в титриметрическом методе анализа, основанном на применении аминополикарбоновых кислот (см. Комплексонометрия, Комплексоны). В качестве комплексонометрических индикаторовхимических используют преимущественно водорастворимые органические красители — эриохром чёрный Т, ксиленоловый оранжевый, кислотныйхром тёмно-синий и др.

  Адсорбционные индикаторы — вещества, в присутствии которых в точке эквивалентности, устанавливаемой методом осаждения (например, прититровании ионов хлора стандартным раствором нитрата серебра), изменяется цвет осадка. В качестве таких индикаторов химических применяют главным образом красители (например, эозин, флуоресцеин).

  Хемилюминесцентные индикаторы — вещества, способные в точке эквивалентности светиться видимым светом и используемые при титрованиисильно окрашенных растворов. К таким индикаторам химическим относятся люминол, силоксен и др.

 

 11. БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ И ИХ НАЗНАЧЕНИЕ . Свойство некоторых растворов сохранять постоянную концент­рацию катионов Н⁺ при разбавлении, а также при добавлении к ним небольших количеств сильных кислот или щелочей назы­вается буферным действием.  Растворы, оказывающие буферное действие, называют буферными растворами. Буферные растворы представляют собой смесь растворов слабой кислоты с ее солью или слабого гидроксида и его соли. Напри­мер, аммонийный буфер - раствор гидрата аммиака и хлорида аммония NН₃ * Н₂О + NH₄Cl (рН ~ 9,2), ацетатный буфер­ раствор уксусной кислоты и ацетата натрия СН₃СООН + + СН₃СООNа (рН ~ 4,7). Буферные растворы находят широкое применение в химиче­ском анализе, когда по условиям реакции процесс должен проте­кать при соблюдении точного значения рН, не меняющегося при разбавлении раствора или при добавлении к нему других реак­тивов.  Действие буферных растворов основано на том, что ионы или молекулы буфера связывают ионы Н⁺ или ОН^- вводимых в них кислот или щелочей с образованием слабых электролитов. Например, если к ацетатному буферному раствору СН₃СООН + СН₃СООNа добавить соляную кислоту, то произойдет реак­ция:  СН₃СООNа + НСl → СН₃СООН + NaCl  СН₃СОО^- + Н+ → СН₃СООН  СНзСОО^- -ионы, взаимодействуя с катионами Н⁺ соляной кис­лоты, образуют молекулы уксусной кислоты СН₃СООН. Диссо­циация СНзСООН мала, а от добавления НСl она подавляется еще больше. Концентрация СН₃СООН  10 увеличивается. Поэтому от прибавления к буферному раствору сильной кислоты концент­рация катионов Н+ в paствope практически не изменится, и сле­довательно, не изменится значение рН раствора.  При добавлении к ацетатному буферному раствору щелочи (например, NaOH) происходит реакция:  СН₃СООН + NaOH → СН₃СООNа + Н₂О  СН₃СООН + ОН^- → СНзСОО^- + Н₂О  Катионы Н⁺ уксусной кислоты соединяются с ОН^- -ионами щелочи, образуя воду. Концентрация кислоты уменьшается. Вместо израсходованных катионов Н⁺ вследствие последующей диссоциации СН₃СООН появляются вновь катионы Н⁺, в ре­зультате чего прежняя концентрация катионов Н⁺ в буферном растворе восстанавливается до ее первоначальной и значение рН раствора не изменится.  Следовательно, способность буферных растворов поддержи­вать практически постоянное значение рН основана на том, что отдельные ионы их связывают Н⁺- и ОН^- - ионы кислот или ще­лочей, вводимых в раствор (или образующихся в результате реакции). Всякий буферный раствор практически сохраняет постоянство рН лишь до прибавления определенного количест­ва кислоты или щелочи, т. е. обладает определенной буферной емкостью.  ^ Буферной ёмкостью называется то предельное количество (моль) сильной кислоты или щелочи, которое можно добавить к буферному раствору, чтобы рН его изменился не бо­лее чем на единицу.  Следовательно, при прибавлении к буферным растворам не­больших количеств кислоты или щелочи рН раствора не изме­няется. Добавление к буферным растворам больших количеств сильной кислоты или щелочи вызывает заметное изменение рН раствора.  Ацетатный буферный раствор (СН₃СООН + СН₃СООNа) при меняют при осаждении осадков, не осаждаемых в сильнокис­лых или щелочных растворах. Например, катион Ва²⁺ обнару­живают в исследуемом растворе и отделяют раствором дихрома­та калия К₂Сr₂0₇ в слабокислой среде в присутствии ацетатного буфера при рН ~ 5.