Са(НСО₃)₂ = СаСО₃↓ + СО₂↑ + Н₂О

Mg (НСО₃)₂ = MgСО₃↓ + СО₂↑ + Н₂О

Химический или реагентный метод. В этом случае к воде известной жесткости добавляют рассчитанное количество реагента, переводящего ионы Са²⁺, Mg²⁺ в связанное состояние.

Большое распространение получил известково-содовый метод. Воду обрабатывают растворами гашеной извести Са(ОН)₂ и кальцинированной соды Na₂CО₃. При этом временная жесткость воды устраняется гашеной известью:

Са (НСО₃)₂ + Са (ОН)₂ = 2СаСО₃↓ + 2Н₂О

Mg (HCO₃)₂ + 2Ca (OH)₂ = Mg(OH)₂↓ + 2CaCO₃↓ + 2H₂O

а постоянная – содой:

CaCl₂ + Na₂CO₃ = CaCO₃↓ + 2NaCl

MgSO₄ + Na₂CO₃ = MgCO₃↓ + Na₂SO₄

Среди других реагентов отметим ортофосфат натрия Na₃PO₄, также часто используемый для умягчения воды:

3Са(НСО₃)₂ + 2Na₃PO₄ = Са₃(РО₄)₂↓ + 6NaHCO₃

3MgСl₂ + 2Na₃PO₄ = Mg₃(РО₄)₂↓ + 6NaCl

Метод ионного обмена. Широкое применение в практике умягчения или полного обессоливания воды получили иониты. Это природные или синтетические вещества, способные к обмену катионов (катиониты) или анионов (аниониты). Например, катионит, содержащий катион водорода Н⁺, способный замещаться на катионы кальция Са²⁺ и Mg²⁺ по схеме:

RH₂ + Са²⁺ → RCa + 2Н⁺

RH₂ + Mg²⁺ → RMg + 2H⁺

Аниониты имеют основный характер. Гидроксид-ион ОН^-, входящий в их состав, способен обмениваться на анионы солей, содержащихся в воде, например:

2ROH + SO₄^2- → R₂SO₄ + 2OH^-

Полного обессоливания воды можно добиться, пропуская воду последовательно через катионит, а затем через анионит.
161. Определите степень диссоциации α, константу диссоциации K_д, концентрацию ионов водорода [Н⁺], гидроксид-ионов [ОН^–] и рН по заданным условиям (величины, которые нужно определить, обозначены через х). Для многоосновных слабых электролитов в расчетах учитывайте первую ступень диссоциации. Как изменится рН раствора, если разбавить раствор в 2 раза?



Решение. Гидроксид натрия NaOH является сильным электролитом, который диссоциирует практически полностью:

---

NaOH = Na⁺ + OH^-

Следовательно, [OH^-] = C_M(NaOH) = C / M = 0,04 г/дм³ / 40 г/моль = 0,001 моль/дм³

Из соотношения рН + рОН = 14 находим:

рН = 14 – рОН = 14 + lg[OH^-] = 14 + lg0,001 = 11
240. В уравнениях окислительно-восстановительных реакций, соответствующих Вашему номеру задания, расставьте коэффициенты. Для реакции а используйте метод электронного баланса, а для реакции б – ионно-электронный метод. В каждой реакции определите окислитель и восстановитель. Вычислите ЭДС и константу равновесия реакции б. Определите направление и полноту протекания реакции в стандартных условиях. Значения стандартных электродных окислительно-восстановительных потенциалов приведены в приложении.



Решение. а) Азот в аммиаке имеет низшую степень окисления -3 и проявляет только восстановительные свойства. Кислород в этом случает будет окислителем. Азот окисляется от степени окисления -3 до 0 в простом веществе, а кислород восстанавливается от степени окисления 0 до -2 в воде.

Сначала записываем уравнение реакции:
Затем составляем электронные уравнения процессов окисления и восстановления, определяем окислитель и восстановитель:



При определении коэффициентов перед окислителем и восстановителем руководствуются правилом: общее число электронов, отданных восстановителем, должно быть равно числу электронов, которое присоединяет окислитель.

Наименьшее общее кратное для отданных и принятых электронов равно 12. Разделив это число на 4, получаем коэффициент 3 для окислителя, а при делении 12 на 6 получаем коэффициент 2 продукта окисления восстановителя. Коэффициенты перед веществами, атомы которых не меняют свою степень окисления, находят подбором. Уравнение реакции с коэффициентами будет иметь вид:

4NH₃ + 3O₂ = 2N₂ + 6H₂O.



б) При составлении уравнения окислительно-восстановительной реакции ионно-электронным методом рекомендуется придерживаться следующего порядка:

1) Написать ионное уравнение реакции:

Mn²⁺ + 2NO₃^- + NaBiO₃ + H⁺ + NO₃^- = H⁺

---

+ MnO₄^- + Bi³⁺ + 3NO₃^- + …

2) Составить ионно-электронные уравнения процессов восстановления и окисления с учетом среды, в которой протекает реакция; определить коэффициенты для окислителя и восстановителя.

Данная реакция протекает в кислой среде, поэтому избыток атомов кислорода связывается ионами Н⁺ с образованием молекул воды, а недостаток кислорода восполняется за счет молекул воды с образованием ионов Н⁺:



3) Суммировать ионно-электронные уравнения, умножив каждое из них на найденные коэффициенты, при необходимости провести сокращение:



После сокращения:



4) Написать уравнения в молекулярной форме и подобрать коэффициенты перед формулами остальных веществ, завершая при этом правую часть уравнения:



Направление протекания реакции определяем по величине стандартной энергии Гиббса ΔG⁰, которая связана с ЭДС окислительно-восстановительной реакции соотношением:

ΔG⁰ = –nFE⁰,

где n – число электронов, принимающих участие в реакции (наименьшее общее кратное числа электронов, участвующих в полуреакциях окисления и восстановления); F – постоянная Фарадея, F ≈ 96 500 Кл/моль; E⁰ – стандартная ЭДС окислительно-восстановительной реакции, В.

Величину E⁰ рассчитывают как разность стандартных электродных окислительно-восстановительных потенциалов окислителя ⁰_окисл и восстановителя ⁰_восст:



Для рассматриваемой реакции:



При вычислении величины ΔG⁰ учитываем, что в полуреакциях окисления и восстановления участвует 10 электронов:

---

Поскольку ΔG⁰ < 0, реакция идет в прямом направлении. Полноту протекания реакции определим по величине константы равновесия, ее рассчитываем по формуле



Большая величина константы равновесия свидетельствует о том, что равновесие реакции сдвинуто в сторону продуктов.
259. Составьте схему гальванического элемента, состоящего из пластин кадмия и железа, погруженных в растворы сульфата кадмия и сульфата железа (II) соответственно. Напишите электронные уравнения процессов, протекающих на аноде и катоде. Рассчитайте, при какой концентрации (моль/дм³) ионов Fe²⁺ ЭДС этого элемента будет равна нулю, если [Cd²⁺] = 0,001моль/дм³.

Решение. Схема гальванического элемента:

(−) FeFe²⁺Cd²⁺Cd (+).

Железный электрод имеет меньший потенциал (⁰_Fe²⁺_/Fe = −0,440 В) и является анодом. Железо окисляется и в форме ионов переходит в раствор:

Fe − 2е^– = Fe²⁺.

Кадмиевый электрод имеет больший потенциал (⁰_Cd²⁺_/Cd= −0,403 В) и является катодом. На катоде восстанавливается кадмий:

Cd²⁺ + 2е^– = Cd.

Складывая уравнения анодного и катодного процессов, получаем суммарное уравнение реакции:

Fe + Cd²⁺ = Fe²⁺ + Cd

Fe + CdSO₄ = FeSO₄ + Cd

ЭДС вычисляют по формуле:
Зависимость электродного потенциала металла от концентрации ионов металла в растворе при стандартной температуре выражается уравнением Нернста:





261. Составьте схему электролиза раствора. Напишите уравнения процессов, протекающих на электродах. Катодный процесс подтвердите расчетом. Рассчитайте массы веществ, выделившихся на электродах, при пропускании через раствор тока силой 1 А в течение 1 ч. Парциальное давление водорода в воздухе равно 5·10^–7 атм. Значения стандартных электродных потенциалов металлов приведены в приложении.



Решение.

---

Массу никеля, которая выделится на катоде, находим по закону Фарадея:



Э_Ni = 29,35 г/моль

1 ч = 3600 сек

m_Ni = 29,35·1·3600 / 96500 = 1,095 г
284. Для НАТРИЯ выполните следующее:

1. Напишите электронную формулу. Укажите возможные степени окисления элемента. Определите ковалентность. Приведите примеры типичных соединений в данных степенях окисления (оксиды, гидроксиды, соли).

2. Напишите уравнения реакций, характеризующих взаимодействие металла:

а) с простыми веществами (кислородом, серой, галогенами);

б) с растворами солей, оснований;

в) с разбавленной азотной кислотой;

г) с разбавленной соляной кислотой.

Возможность реакции в, протекающей в стандартных условиях, и реакции г, протекающей при парциальном давлении водорода P_H2 = 5·10^–7 атм и концентрации HCl 0,01 моль/дм³, подтвердите расчетом.

3. Составьте уравнения реакций получения заданного металла в чистом виде из природного соединения или руды, используя один из промышленных методов (гидрометаллургический, металлотермический, пирометаллургический электрометаллургический, электрогидрометаллургический).

Решение. 1) Согласно положению в Периодической системе атом натрия имеет следующую электронную формулу:

1s² 2s² 2p⁶ 3s¹

Электронно-графическую структуру атома натрия можно представить следующей схемой:



Атом натрия может отдавать электрон, поэтому для него возможная только степень окисления +1. Ковалентность равна 1.

Оксид натрия Na2O проявляет основные свойства, гидроксид – NaOH – щелочь. Натрий образует множество солей: NaCl, NaBr, Na

---

Смотрите также файлы

• Занятие для обучающихся 3 классов по теме отчество от слова "отец".docx

• Курсовой проект (работу)(оставить нужное) по дисциплине Экономика предприятия Студент Хошимова Мадинабону Абдусаттор кизи.docx

• Палеоантропы (неандертальцы) Подготовила студентка 1 к 1 мс Фарпосова Эвелина.pptx

• Ф акультет онлайн обучения задание.docx

• Практическая работа к теме 1 Ценности и их роль для человека и общества Темы занятий Конспект монографии А. В. Серого, М. С. Яницкого Ценностносмысловая сфера личности.docx