Жесткость природных вод и ее устранение

Мерой содержания в природных водах солей является жесткость воды. Природная вода, содержащая большое количество растворённых солей кальция, магния и железа, называется жёсткой. Различают общую, временную (карбонатную) и постоянную (некарбонатную) жёсткости.

Общей жёсткостью называется суммарная концентрация ионов Ca²⁺, Mg²⁺ и Fe²⁺ в воде, выраженная в ммоль экв/л. Общая жёсткость воды равна сумме постоянной и временной жёсткости.

Постоянной жёсткостью называется часть общей жёсткости, остающаяся после кипячения воды при атмосферном давлении в течение определённого времени. Постоянную жёсткость воды называют также некарбонатной жёсткостью, т.к. она обусловлена наличием сульфатов, хлоридов, силикатов кальция, магния и железа.

Временной жёсткостью называется часть общей жёсткости, удаляющаяся кипячением воды при атмосферном давлении в течение определённого времени. Она равна разности между общей и постоянной жёсткостью. Временную жёсткость также называют карбонатной жёсткостью, т.к. она обусловлена наличием гидрокарбонатов кальция и магния.

 

По величине жёсткости воду делят на 6 классов.

 

Классы	Жёсткость воды (ммоль экв/л)
1 (очень мягкая) 2 (мягкая) 3 (средней жёсткости) 4 (довольно жёсткая) 5 (жёсткая) 6 (очень жёсткая)	0 – 1,5 1,5 – 3,0 3,0 – 4,5 4,5 – 6,0 6,0 – 10,0 свыше 10,0

Жёсткая водаоказывает вредное действие на технологические процессы и вызывает неприятные явления при использовании её в быту.

Обработка воды, приводящая к снижению жесткости воды, называется умягчением воды.

Существующие способы умягчения можно разделить на 3 группы:

q реагентные (химические) методы умягчения воды. Химическая обработка воды основана на переводе растворимых солей кальция и магния в труднорастворимыее соли; В качестве реагентов–осадителей применяют известь, соду, едкий натр, фосфаты натрия и др. Чаще применяется сода в смеси с известью или едким натром;

q умягчение воды методом ионного обмена (пропускание воды через ионообменные смолы);

q термическое умягчение воды (кипячение).

 

Для устранения временной жёсткости воды применяют:

– термическое умягчение (кипячение):

– реагентное умягчение гашёной известью:

Известь нейтрализует углекислоту, которая является одной из причин коррозии металлов, осаждает железо и способствует коагуляции коллоидов, например, кремниевой кислоты.

 

Для устранения общей жёсткости методом осаждения используют:

– карбонат натрия (соду):

– фосфат натрия (тринатрийфосфат):

 

В последнее время для очистки воды стали широко применять иониты (ионообменные смолы). Метод ионного обмена – катионирование основан на фильтровании через слой катионита, при котором происходит замещение ионов Ca² и Mg²⁺, содержащихся в воде, на катионы Na⁺, K⁺ или NH⁺₄, содержащиеся в твёрдой фазе катионита. В качестве катионитов в основном применяют иониты КУ-I и КУ-2.

В некоторых случаях требуется удалить из воды не только катионы Ca²⁺ и Mg²⁺, но и другие катионы и анионы. В таких случаях воду пропускают последовательно через катионит, содержащий в обменной форме водородные ионы (Н⁺-катионит) и анионит, содержащий гидроксильные ионы (ОН^––анионит). В итоге вода освобождается как от катионов, так и от анионов солей. Такая обработка воды называется обессоливанием:

 

Обменная ёмкость катионита определяется из соотношения:

(ммоль экв/г),

где: V- объём воды, пропущенный через катионит, л;

m – масса катионита, г.

 

Общая жёсткость воды может быть рассчитана по формуле:

(ммоль экв/л)

где: m₁, m₂, m₃ – массы содержащихся в воде катионов кальция, магния (или соответствующих им солей), мг;

М_экв.1 , М_экв.2 , М_экв.3 – молярные массы эквивалентов металлов (или соответствующих им солей), г/моль экв;

V– объём воды, л.

 

Примеры решения типовых задач.

Пример 1. Расчет массовой доли, молярной концентрации и молярной концентрации эквивалента раствора.

Задача 1. Определите массовую долю, молярную концентрацию и молярную концентрацию эквивалента раствора, полученного при смешении 200 мл 2М раствора серной кислоты ( =1,18 г/мл) и 200 мл 8% раствора серной кислоты ( =1,05 г/мл).

Решение. Рассчитаем массу первого раствора и массу серной кислоты в нем:

m(р-ра)₁= (р-ра)₁ ^. V(р-ра)₁=1,18 ^. 200=236 (г);

m(H₂SO₄)₁ = (H₂SO₄) ^. M(H₂SO₄)=c(H₂SO₄) ^. V(р-ра)₁ ^. М(H₂SO₄)=

=2 ^. 0,2 ^. 98=39,2(г);

Масса второго раствора и масса серной кислоты в нем равны

m(р-ра)₂ = (р-ра)₂ ^. V(р-ра)₂ = 1,05 ^. 200=210 (г);

m(H₂SO₄)₂ = m(р-ра)₂ ^. (H₂SO₄)=210 ^. 0,08 =16,8 (г).

Массовую долю полученного раствора рассчитываем по формуле:

= (12,6%)

Молярная концентрация раствора

;

 

Пример 2. Растворение веществ, взаимодействующих с водой, инахождение концентрации полученного раствора.

Задача 1. Найдите массовую долю вещества в растворе, полученном при взаимодействии 4,6 г металлического натрия с 75,6 мл воды.

Решение. Запишем уравнение реакции взаимодействия натрия с водой:

0,2моль 0,2моль 0,1моль

2Na + 2H₂O = 2NaOH + H₂­

2моль 2моль 1моль

Рассчитаем количество вещества и массу NaOH:

(NaOH)= (Na) = (моль);

m (NaOH) = М(NaOH) ^. (NaOH)=40 ^. 0,2=8(г).

Масса полученного раствора и массовая доля гидроксида натрия равны:

m(р-ра)= m(H₂O) + m(Na) – m(H₂) =76,5 + 4,6 - 2 ^. 0,1=80 (г)

 

(10%).

Пример 3. Составление ионно-молекулярных уравнений на основе данных о реагентах и продуктах реакции.

Задача 1. Напишите ионно-молекулярные уравнения реакций взаимодействия между водными растворами:

а)

б)

в)

г)

д)

Решение. Запишем уравнения взаимодействия указанных соединений в молекулярной форме:

а)

б)

в)

г)

д)

Из рассмотренных примеров видно, что в каждой из реакций присутствует предпосылка для количественного связывания реагентов – образование осадков (PbS, BaSO₄, Mg(OH)₂), газов (CO₂) или недиссоциированных соединений (H₂O).

Запишем каждую из этих реакций в ионно–молекулярной форме:

а)

б)

в)

г)

д)

Исключая одинаковые ионы из правых и левых частей уравнений, получаем их краткие ионно-молекулярные формы:

а)

б)

в)

г)

д)

Пример 4. Составление ионно-молекулярных уравнений на основе их ионно–молекулярных форм.

Задача 1. Составьте молекулярные уравнения реакций, которым соответствуют ионно–молекулярные уравнения:

а)

б)

в)

г)

д)

Решение. В левой части приведенных ионно–молекулярных уравнений указаны свободные ионы, которые образуются при диссоциации сильных электролитов. Поэтому при составлении молекулярных уравнений следует исходить из соответствующих водных растворов электролитов. Например:

а)

б)

в)

г)

д)

Пример 5. Определение растворимости электролита по величине произведения растворимости.

Задача 1. Произведение растворимости при равно . Вычислите молярную концентрацию в насыщенном растворе при этой температуре.

Решение. Между осадком и его ионами в растворе существует равновесие:

(28)

Произведение растворимости, характеризующее это равновесие

(29)

Растворимость в соответствии с равновесием (28)

Обозначим , тогда и .

и ,

т.е. растворимость в воде при равна .

 

Пример 6. Вычисление произведения растворимости труднорастворимого электролита.

Задача 1. Растворимость фосфата серебра в воде при равна . Определить произведение растворимости этой соли.

Решение. Диссоциация (растворение) соли в воде характеризуется равновесием

, откуда видно, что .

Тогда , а .

Пример 7. Определение возможности образования осадка в зависимости от концентрации растворов.

Задача 1. Произведение растворимости при равно . Образуется ли осадок при смешении равных объемов раствора и раствора , если степени диссоциации этих электролитов равны 1?

Решение. При смешении равных объемов растворов объем смеси стал в два раза больше объема каждого из взятых растворов, следовательно, концентрация растворенных веществ уменьшилась вдвое, т.е.

.

В соответствии с соотношением между количеством вещества () и количеством вещества эквивалентов () для этих солей, их молярные концентрации составят

.

Тогда ,; отсюда произведение концентраций ионов и составит . Эта величина существенно больше , следовательно, осадок образуется.

 

Пример 8. Вычисление константы гидролиза соли.

Задача 1. Рассчитайте константу гидролиза хлорида аммония NH₄Cl, если константа диссоциации NH₄ОН равна .

Решение. Константу гидролиза соли слабого основания и сильной кислоты вычисляют по формуле

,

где – константа гидролиза; – константа диссоциации слабого основания; – ионное произведение воды.

Константа гидролиза NH₄Cl равна

.

 

Пример 9. Вычисление степени гидролиза соли.

Задача 1. Определите степень гидролиза раствора соли и этого раствора, если константа диссоциации уксусной кислоты .

Решение. Степень и константа гидролиза связаны между собой соотношением

Так как обычно степень гидролиза соли значительно меньше единицы, то , откуда

(30)

К_Г определяется из выражения (13):

.

Поскольку молярная и нормальная концентрации совпадают, то

.

рассчитывается в соответствии с уравнением (20)

.

 

Пример 10. Совместный гидролиз солей.

Задача 1. Обоснуйте, почему совместный гидролиз водного раствора солей и необратим и предложите продукты совместного гидролиза.

Решение. Каждая из указанных солей гидролизуется согласно уравнениям:

В результате этих процессов образуется пара кислота – основание , которые вступают между собой в необратимую реакцию нейтрализации (в). Это обусловливает необратимость реакций (а) и (б). Суммирование левых и правых частей уравнений реакций (а), (б) и (в) приводит к стехиометрическому уравнению совместного гидролиза двух солей (г).

 

Пример 11. Определение жесткости воды.

Задача 1. Вычислите жесткость воды, зная, что в воды содержится .

Решение. В 1 л воды содержится 202,5 г: 500 = 0,405 г , что составляет 0,405: 81 = 0,005 моль/л (81 г/моль – эквивалентная масса ). Следовательно, жесткость воды равна 5 ммоль экв/л.

Пример 12. Определение содержания соли по жесткости воды.

Задача 1. Сколько граммов содержится в воды, если жесткость, обусловленная присутствием этой соли, равна ?

Решение. Молярная масса равна 136,14 г/моль; молярная масса эквивалента равна 136,14: 2 = 68,07 (г/моль). В воды жесткостью 4 ммоль экв/л содержится 4 ^. 1000 = 4000 ммоль, или 4000 ^. 68,07 = 272280 мг = 272,28 г .

Пример 13. Определение количества реагента для устранения жесткости воды.

Задача 1. Какую массу соды необходимо добавить к 500 мл воды, чтобы устранить ее жесткость, равную ?

Решение. Количество вещества эквивалентов солей, содержащихся в 500 мл воды, составляет

Согласно закону эквивалентов

Массу определяем по формуле:

 

Пример 14. Определение жесткости воды по известному количеству реагента, необходимого для устранения жесткости.

Задача 1. Вычислите карбонатную жесткость воды, зная, что на титрование 100 мл этой воды, содержащей гидрокарбонат кальция, потребовалось 6,25 мл 0,08Н раствора НСl.

Решение. В соответствии с законом эквивалентов

.

Количество вещества эквивалентов НСl определяем по формуле:

Поскольку , то

.