Электролитическая диссоциация воды реферат

Обновлено: 02.07.2024

Кристаллогидраты — кристаллы, содержащие молекулы воды и образующиеся, если в кристаллической решётке катионы образуют более прочную связь с молекулами воды, чем связь между катионами и анионами в кристалле безводной соли. При низких температурах вода в кристаллогидратах может быть связана как с катионами, так и с анионами солей. Многие соли, а также кислоты и основания выпадают из водных растворов в виде кристаллогидратов.

Содержимое работы - 1 файл

Вода. Растворы. Электролитическая диссоциация.docx

Типичными кристаллогидратами являются многие природные минералы, например гипс CaSO₄·2H₂O, карналлит MgCl₂·KCl·6H₂O. Кристаллизационная вода обычно может быть удалена нагреванием, при этом разложение кристаллогидрата часто идёт ступенчато. Так, медный купорос CuSO₄·5H₂O (синий) выше 105 °C переходит в тригидрат CuSO₄·3H₂O (голубой), при 150 °C в моногидрат CuSO₄·H₂O (белый); полное обезвоживание происходит выше 250 °C. Однако некоторые соединения (например, BeC₂O₄·H₂O) устойчивы только в форме кристаллогидрата и не могут быть обезвожены без разложения. Другие примеры: железный купорос FeSO₄·7H₂O, кристаллическая сода Na₂CO₃·10H₂O.

Применение воды в технических целях

Масштабы рециркуляции могут варьироваться от локальных проектных решений (к примеру, частный дом) до проектов по обеспечению технической водой крупных промышленных предприятий и муниципальных округов.

Промышленная рециркуляция воды

На крупных предприятиях существует замкнутый цикл, где отработанные воды циркулируют по кругу, после очистки, охлаждения и обработки. Это удешевляет производственный процесс и снижает уровень загрязнения воды.

Замкнутый цикл использования воды применяется в сфере гостеприимства. К примеру, в крупных брэндовых отелях устанавливается несколько систем очистки использованной питьевой воды.

Одни системы позволяют повторно использовать воду для различных видов уборки, мытья автомобилей, полива прилегающих газонов, и проч.

Другие системы очищают воду настолько, что её можно использовать для мытья посуды, стирки белья, а также для гигиенических целей (к примеру, для принятия ванны или душа).

Замкнутый цикл применяют на автомойках. Системы рециклинга автономны, позволяют бережно использовать водные ресурсы, негативное влияние на природу сведено к минимуму.

Сброс отработанной воды в окружающую среду исключён, потребности в пополнении запаса чистой воды минимальные.

В жилом секторе также используются различные системы очистки воды.

Таких систем на рынке очень много, они отличаются по комплектации, которая, в свою очередь, зависит от целей использования систем рециркуляции.

Существуют мощные станции по очистке воды для последующего ее применения в технических целях. Это мини-заводы, способные снабжать целые городские кварталы.

Одной из наиболее интересных в этом плане технологий являются системы мембранных биологических реакторов. Мощность обработки сточных вод в среднем составляет от 100 до 400 м3 в сутки.

Мембранный биореактор (MBR) применяется в домостроительных девелоперских проектах, при строительстве недвижимости под ключ, для обеспечения хозяйственных нужд парковых, рекреационных и курортных зон.

Также существуют локальные решения для отдельных квартир или коттеджей.

К примеру, установка AquaCycle позволяет использовать всю отработанную воду в доме (за исключением той, которая используется для смыва в туалете) вторично.

Сточная вода по трубам подается в устройство, где проходит две степени биологической очистки, подвергается ультрафиолетовому облучению.

После комплексной фильтрации и обработки ультрафиолетовыми лучами такую воду можно использовать для стирки белья, очистки туалета, уборки и полива газонов и садов.

Жесткость воды и способы ее устранения.

Жесткость воды отражает содержание в ней ионов кальция и магния.

Жесткость, обусловленная наличием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, называется временной, или карбонатной (Ж_вр). Жесткость, обусловленная хлоридами и сульфатами этих металлов, называется постоянной (Ж_п). Суммарная жесткость воды носит название общей жесткости.

Один из методов устранения жесткости воды – введение соды (Na₂CO₃).

Минера́льные во́ды, — природные, как правило, подземные известны также талые, воды поверхностных водоёмов (солёных — минеральных — озёр). Воды, которые характеризуются наличием определённых минеральных солей, газов, органических веществ и других химических соединений, в отличие от питьевых , в более высоких концентрациях минерализации или обладающие специфическими химико-физическими и другими свойствами — температура, содержание биологически активных компонентов (CO2, H2S, As и др.), природная радиоактивность (быстрораспадающиеся радиоактивные вещества — радон) и оказывающие вследствие этого лечебное действие при внутреннем и наружном (ванны, ингаляции и проч.) применении.

Минеральные воды применяются для курортно-санаторного лечения, также как столовая вода. Для продажи минеральная вода разливается в бутылки, часто искусственно газируется (газированная минеральная вода). Около источников минеральной воды иногда устраивают питьевые фонтанчики.

Правила разбавления серной кислоты. Использование серной кислоты в промышленности

Раствор меньшей концентрации содержит большее количество воды.

Однако ни в коем случае при разбавлении нельзя добавлять воду в кислоту.

Существует строгое правило: лить кислоту в воду!

Нарушение этого правило может привести к трагедии.

Сейчас мы поймем, почему - на примере серной кислоты.

Дело в том, что при приготовлении растворов часто происходит их разогрев.

При приготовлении растворов серной кислоты происходит сильный разогрев.

В нашем опыте при добавлении небольшого количества концентрированной кислоты температура поднимается до 90 градусов!

Представьте себе, что будет, если нарушить правило, и добавить воду в кислоту.

Вода, попав в массу концентрированной кислоты, моментально разогреется до кипения - произойдет мощный и опасный выброс кислоты.

Серная кислота - важнейший продукт химической промышленности. В основном серная кислота используется для получения фосфорных и азотных удобрений: простого суперфосфата, двойного суперфосфата, преципитата и сернокислого аммония. Достаточно указать, что при производстве 1 т. суперфосфата из фторапатита, не содержащего гигроскопической воды, расходуется 600 кг. 65-процентной серной кислоты. Суперфосфат представляет собой одно из наиболее распространенных удобрений, и он производится в количестве нескольких миллионов тонн.

Использование серной кислоты в промышленности

Все больший удельный вес приобретают концентрированные фосфорные удобрения: двойной суперфосфат и преципитат. Для их производства требуется фосфорная кислота, на получение которой также нужна серная кислота. В качестве удобрения все в больших количествах начинает применяться сернокислый аммоний. Это хорошо усвояемое растениями и наиболее дешевое азотное удобрение. При его производстве тоже используется серная кислота. Необходимо отметить, что серная кислота используется при производстве удобрений не только потому, что дешевле всех остальных кислот. Благодаря своим свойствам она наиболее удобна для этой цели.

В металлургии при прокате стали, на металле иногда образуются трещины, которые пронизывают толщу металла и появляются на поверхности металла в виде так называемых "волосовин" - тончайших трещин. Механические свойства металла вследствие этого резко снижаются. Для обнаружения трещин применяют 25 - 30-процентную серную кислоту. Образцы проката помещают в свинцовую ванну и травят, т.е. подвергают воздействию серной кислоты. При этом происходит растворение окалины и тонкого поверхностного слоя металла. Затем образцы промывают в воде и внимательно рассматривают - трещины, выходящие на поверхность, видны глазом.

На металлообрабатывающих заводах серную кислоту используют в цехах гальванопокрытий. Как известно, перед нанесением на металлические изделия электрическим методом никеля, хрома, меди их нужно тщательно очистить, протереть, обезжирить и, наконец, выдержать непродолжительное время в ванне с раствором серной кислоты. При этом она растворяет тончайший слой металла и с ним удаляются следы загрязнений. В то же время поверхность металла становится более шершаво: на ней появляются микроскопические углубления и выступы. Электролитические покрытия к такой поверхности лучше пристают и более прочно сцеплены с металлом.

При переработке руд редких металлов большое значение имеет кислотный способ их расщепления. Обычно для этой цели используют наиболее дешевую нелетучую серную кислоту. Измельченную руду смешивают в определенной пропорции с серной кислотой и нагревают. Полученный раствор и осадок дальше перерабатывают химическим путем, исходя из химических свойств того элемента, который нужно выделить из раствора. На химическую переработку руд редких элементов расходуют тысячи тонн серной кислоты.

Значительные количества серной кислоты потребляет нефтеперерабатывающая промышленность. Как известно, нефть и ее отдельные фракции, например керосин, подвергают очистке.

Широкое применение серная кислота находит в органическом синтезе, в производстве красок, пластмасс, взрывчатых веществ, различных медицинских препаратов. По мере расширения производства химических продуктов увеличивается производство серной кислоты

Едкие щелочи, их использование в промышленности

ЩЁЛОЧИ, растворимые в воде сильные основания, создающие в водном р-ре большую концентрацию ионов ОН-. Обычно к щёлочам относят. гидроксиды щелочных и щел.-зем. металлов. Бесцв. кристаллы. Гидроксиды щелочных металлов - едкие щелочи -хорошо раств. в воде (хуже - LiOH), гидроксиды щел.-зем. металлов - плохо. Сила оснований и р-римость в воде в каждой группе периодич. системы возрастают сверху вниз с увеличением радиуса катиона. Едкие щёлочи раств. также в этаноле и метаноле. Едкие щёлочи (за исключением LiOH) термически устойчивы до т-ры выше 1000 °С, гидроксиды щел.-зем. металлов и LiOH разлагаются при более низких т-рах.

Щёлочи жадно поглощают из воздуха воду, СО2, SO2, H2S и NO2. Если не принимать мер предосторожности, они всегда будут содержать кристаллизационную воду, примесь карбоната, суьфата, сульфида, нитрата и нитрита. Дня обезвоживания щёлочи нагревают в атмосфере, свободной от СО2, едкие щёлочи освобождают от примеси карбоната перекристаллизацией из этанола. Водные р-ры едких щёлочей разрушают стекло, расплавы - фарфор и платину. Плавят едкие щёлочи в сосудах из серебра, никеля или железа, хранят в полиэтиленовых сосудах. Р-ры едких щёлочей нельзя долго хранить в стеклянных сосудах с пришлифованными стеклянными пробками и кранами, к-рые прилипают к шлифу вследствие взаимод. щёлочей со стеклом.

Получают: едкие щёлочи- электролизом хлоридов щелочных металлов, обменными р-циями между солями щелочных металлов и гидроксидами щел.-зем. металлов; действием воды на оксиды щел.-зем. металлов. Определяют щёлочи с помощью кислотно-основных индикаторов.

Твердые щёлочи и их конц. р-ры разрушают живые ткани, особенно опасно попадание частиц твердой щёлочи в глаза.

К щёлочам иногда относят соли сильных оснований и слабых к-т, водные р-ры к-рых имеют щелочную р-цию, напр. гидросульфиды NaSH и KSH, карбонаты Na2СО3, а также ТlОН, аммиачную воду.

Едкий натрий применяется во многих отраслях промышленности:

в производстве бумаги и картона

в производстве мыла, шампуня и других моющих средств

в химической промышленности и нефтепереработке

для изготовления биодизельного топлива

Также гидроксид натрия широко применяется в быту:

для растворения засоров канализационных труб, в виде сухих гранул или в составе гелей

в гражданской обороне для дегазации и нейтрализации отравляющих веществ

в приготовлении пищи: для мытья и очистки фруктов и овощей от кожицы, в производстве шоколада и какао, напитков, мороженого, окрашивания карамели, для размягчения маслин и производстве хлебобулочных изделий

Гашеная и негашеная известь, ее применение в строительстве. Гипс и алебастр, гипсование

Используется:При побелке помещений.

При побелке деревянных заборов и обмазывании стропил - для защиты от гниения и возгорания.

Для приготовления известкового строительного раствора. Известь применялась для строительной кладки с древних времён. Смесь обычно приготавливают в такой пропорции: к одной части смеси гидроксида кальция (гашёной извести) с водой добавляют три—четыре части песка (по массе). При этом происходит затвердевание смеси по реакции: Ca(OH)2 + CO2 → CaCO3↓ + H2O. Это экзотермическая реакция, выделение энергии составляет 27 ккал (113 кДж). Как видно из реакции, в ходе её выделяется вода. Это является отрицательным фактором, так как в помещениях, построенных с помощью известкового строительного раствора, долгое время сохраняется повышенная влажность. В связи с этим, а также благодаря ряду других преимуществ перед гидроксидом кальция, цемент практически вытеснил его в качестве связующего строительных растворов.

Для приготовления силикатного бетона. Состав силикатного бетона одинаков с составом известкового строительного раствора, однако он готовится другим методом — смесь оксида кальция и кварцевого песка обрабатывается не водой, а перегретым (174,5—197,4 °C) водяным паром в автоклаве при давлении 9—15 атмосфер.

Описание процесса распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении. Рассмотрение сущности классической теории электролитической диссоциации. Особенности образования ионных пар в растворах сильных электролитов.

Рубрика	Химия
Вид	реферат
Язык	русский
Дата добавления	13.06.2018
Размер файла	21,0 K

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

по дисциплине: "Аналитическая химия"

по теме: "Электролитическая диссоциация"

1. Диссоциация в растворах

2. Диссоциация при плавлении

3. Классическая теория электролитической диссоциации

4. Сильные электролиты

Электролитическая диссоциация -- процесс распада электролита на ионы при растворении его в полярном растворителе или при плавлении.

1. Диссоциация в растворах

Диссоциация на ионы в растворах происходит вследствие взаимодействия растворённого вещества с растворителем; по данным спектроскопических методов, это взаимодействие носит в значительной мере химический характер. Наряду с сольватирующей способностью молекул растворителя определённую роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя -- его диэлектрическая проницаемость (Схема электролитической диссоциации).

2. Диссоциация при плавлении

Под действием высоких температур ионы кристаллической решётки начинают совершать колебания, кинетическая энергия повышается, и наступит такой момент (при температуре плавления вещества), когда она превысит энергию взаимодействия ионов. Результатом этого является распад вещества на ионы.

3. Классическая теория электролитической диссоциации

Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.

Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации б, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс . Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита KA выражается уравнением типа:

электролит диссоциация растворитель плавление

Константа диссоциации K_d определяется активностями катионов , анионов и недиссоциированных молекул следующим образом:

Значение K_d зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и может быть определено несколькими экспериментальными методами. Степень диссоциации (б) может быть рассчитана при любой концентрации электролита с помощью соотношения:

где -- средний коэффициент активности электролита.

4. Сильные электролиты

В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближённые значения константы диссоциации в разбавленных растворах сильных электролитов можно вычислить теоретически, исходя из представлений о чисто электростатическом взаимодействии между ионами в непрерывной среде -- растворителе.

Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды ( реферат , курсовая , диплом , контрольная )

Среди слабых электролитов вода занимает особое место. Она растворитель и важнейший элемент природной среды, определивший саму структуру химии и жизни на нашей планете. Вода — один из самых сложных объектов химии. Структурирующие ее водородные связи обладают энергией, которая хотя и не обеспечивает строгой регулярности расположения молекул как в кристаллах, но не допускает и большого термодинамического хаоса. Картина усложняется тем, что вода самопроизвольно диссоциирует на ионы. Они, в свою очередь, вступают во взаимодействие с молекулами воды и их ассоциатами. В итоге все это приводит к тому, что жидкая вода имеет сложную и динамичную структуру.

В последнее время проводятся многочисленные теоретические квантовохимические расчеты возможных структур крупных водных кластеров. Из-за наличия в них большого числа мобильных водородных связей такие кластеры могут обладать удивительными свойствами, среди которых не исключается и свойство служить элементом памяти квантовых компьютеров.

Рассмотрим простейшую модель жидкой воды, состоящей только из отдельных молекул Н₂0. В этом случае диссоциацию воды можно описать схемой

Запишем константу равновесия этого процесса:

Поскольку степень диссоциации воды чрезвычайно мала, то молярная концентрация воды в воде ^н₂о практически неизменна и равна 55,56 моль/л, а потому может быть перенесена в левую часть как константа:

Константа К_шт называется ионным произведением воды. При температуре 25 °C оно равно 10 14 моль 2 /л 2 . При увеличении температуры К_вод значительно возрастает (табл. 14.4).

Чистая вода, хоть и плохо (по сравнению с растворами электролитов), но может проводить электрический ток. Это вызвано способностью молекулы воды распадаться (диссоциировать) на два иона которые и являются проводниками электрического тока в чистой воде (ниже под диссоциацией подразумевается электролитическая диссоциация - распад на ионы):

Примерно на 556 000 000 не диссоциированных молекул воды диссоциирует только 1 молекула, однако это 60 000 000 000 диссоциированных молекул в 1мм 3 . Диссоциация обратима, то есть ионы H + и OH - могут снова образовать молекулу воды. В итоге наступает динамическое равновесие при котором количество распавшихся молекул равно количеству образовавшихся из H + и OH - ионов. Другими словами скорости обоих процессов будут равны. Для нашего случая, уравнение скорости химической реакции можно написать так:

υ 1 = κ 1 • [H 2 O] (для диссоциации воды)

υ 2 = κ 2 • [H + ] • [HO - ] (для обратного процесса)

где υ - скорость реакции; κ - константа скорости реакции (зависящая от природы реагирующих веществ и температуры); [H 2 O] , [H + ] и [HO - ] - концентрации (моль/л).

В состоянии равновесия υ 1 = υ 2 , следовательно:

κ 1 • [H 2 O] = κ 2 • [H + ] • [HO - ]

Проведем нехитрые математические действия и получим:

κ 1 /κ 2 = [H + ] • [HO - ]/[H 2 O]

K - константа равновесия, а в нашем случаи константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы веществ, и не зависящая от концентраций (также как κ 1 и κ 2 ). K для воды 1,8•10 -16 при 25 °C (справочная величина).

Вследствие очень малого количества продиссоциированных молекул концентрацию [H 2 O] можно принять равной общей концентрации воды, а общую концентрацию воды в разбавленных растворах как величину постоянную:

Заменяя κ 1 /κ 2 на K и используя величину [H 2 O] , определяем чему равно произведение концентраций [H + ] и [HO - ] , которое называется - ионное произведение воды :

K = [H + ] • [HO - ]/55,6 моль/л
1,8•10 -16 • 55,6 моль/л = [H + ] • [HO - ]
10 -14 = [H + ] • [HO - ]

Так как, при определенной температуре, величины используемые в расчете ионного произведения воды ( K , [H 2 O] ) постоянны, значение ионного произведения воды [H + ] • [HO - ] так же постоянно. А поскольку при диссоциации молекулы воды образуется одинаковое количество ионов [H + ] и [HO - ] , получается что для чистой воды концентрации [H + ] и [HO - ] будут равны 10 -7 моль/л . Из постоянства ионного произведения воды следует, что если количество ионов H + становится больше, то количество ионов HO - становится меньше. Например, если к чистой воде добавить сильную кислоту HCl, она как сильный электролит вся продиссоциирует на H + и Cl - , в результате концентрация ионов H + резко увеличится, и это приведет к увеличению скорости процесса противоположного диссоциации, так как она зависит от концентраций ионов H + и OH - :

Вода, хотя и является слабым электролитом, в небольшой степени диссоциирует:

H2O + H2O ↔ H3O+ + OH−илиH2O ↔ H+ + OH−

Равновесие этой реакции сильно смещено влево. Константу диссоциации воды можно вычислить по формуле:

[H+] — концентрация ионов гидроксония (протонов);

[OH−] — концентрация гидроксид-ионов;

[H2O] — концентрация воды (в молекулярной форме) в воде;

Концентрация воды в воде, учитывая её малую степень диссоциации, величина практически постоянная и составляет (1000 г/л)/(18 г/моль) = 55,56 моль/л.

При 25 °C константа диссоциации воды равна 1,8Ч10−16моль/л. Уравнение (1) можно переписать как: Обозначим произведение K·[H2O] = Kв = 1,8Ч10−16 моль/л·55,56 моль/л = 10−14мольІ/лІ = [H+]·[OH−] (при 25 °C).

Константа Kв, равная произведению концентраций протонов и гидроксид-ионов, называется ионным произведением воды. Она является постоянной не только для чистой воды, но также и для разбавленных водных растворов веществ. C повышением температуры диссоциация воды увеличивается, следовательно, растёт и Kв, при понижении температуры — наоборот. Практическое значение ионного произведения воды

Практическое значение ионного произведения воды велико, так как оно позволяет при известной кислотности (щёлочности) любого раствора (то есть при известной концентрации [H+] или [OH−]) найти соответственно концентрации [OH−] или [H+]. Хотя в большинстве случаев для удобства представления пользуются не абсолютными значениями концентраций, а взятыми с обратными знаком их десятичными логарифмами — соответственно, водородным показателем (pH) и гидроксильным показателем (pOH).

Так как Kв — константа, при добавлении к раствору кислоты (ионов H+), концентрация гидроксид-ионов OH− будет падать и наоборот. В нейтральной среде [H+] = [OH−] = моль/л. При концентрации [H+] > 10−7 моль/л (соответственно, концентрации [OH−] 10−7 моль/л (соответственно, концентрации [H+] 7, и тем больше, чем больше щёлочность раствора.

Для измерения рН существуют различные методы. Приближённо реакцию раствора можно определить с помощью специальных реакторов, называемых индикаторами, окраска которых меняется в зависимости от концентрации ионов водорода. Наиболее распространены метиловый оранжевый, метиловый красный, фенолфталеин и лакмус.

Читайте также: