45. Жесткость воды.Виды жесткости. Единицы измерения жесткости. Методы устранения жесткости воды.

Жесткостью называют совокупность свойств воды с растворенными в ней солями. Различают следующие виды жесмткости: 1)карбонатная жесткость – совокупность свойств воды, обусловленных присутствием в ней гидрокарбонатов кальция, магния, железа и части их карбонатов.а)временная (устранимая) жесткость – устраняется кипечением б) остаточная карбонатная жесткость – обусловлена наличием карбонатов, которые остаются в растворенном состоянии в воде, хотя и малой концентрации.

Все соли, оставшиеся в растворенном состоянии в воде после кипячения определяют постоянную (неустранимую) жесткость. 2)некарбонатная жесткость – совокупность свойств воды, обусловленных присутствием в ней сульфатов, хлоридов, селикатов, нитратов кальция, магния и железа. Она меньше постоянной жесткости на величину остаточной карбонатной жесткости. 3)общая жесткость – суммарная карбонатная и некарбонатная жесткость. Одна единица жесткости (1 ммоль экв/л) соответствует содержанию ионов кальция, равного 20,04 мг/л или ионов магния, равного 12,15 мг/л. Различают воду по величине жесткости: очень мягкую (<1,5 моль экв/л), мягкую (1,5-3,0 моль экв/л), средней жесткости (3,0-6,0 моль экв/л), жесткую (6,0-9,0 моль экв/л) и очень жесткую (>9,0 моль экв/л).

Под умягчением воды понимают либо устранение, либо уменьшение ее жесткости. Существуют три основных способа умягчения воды: термическая обработка (кипячение), химическая обработка (обработка воды специальными реагентами, образующими с катионами жесткости малорастворимые соединения), ионный обмен (основан на способности некоторых веществ, нерастворимых в воде стехиометрически обменивать свои ионы на ионы внешней среды.

46. d-металлы. Положение в периодической таблице. Зависимость изменения физических свойств от их электронного строения. Общие химические свойства d-металлов: взаимодействие с кислородом, водой, кислотами и щелочами. Зависимость кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств соединений d-металлов от степени окисления d-металла. Понятие о металлобразных соединениях, их применение.

К d-металлам отностяся все элементы побочных групп периодической системы. d-Металлы широко используются в качестве конструкционных материалов. В зависимости от порядкого номера очень сильно меняются свойства d-металлов. Плотность металлов возрастает в каждом периоде до Сu(медь), Rh(родий),Ir(иридий) соответственно, а затем падает. Температура плавления для элементов пятого и шестого периодов имеет пик у Ru(рутений), W(вольфрам), а в четвертом периоде у марганца идет резкое снижение температуры плавления, что указывает на большое ослабление металлической связи между атомами. Самый большой модуль нормальной упругости у Ru(рутений) в пятом периоде, а у Os(осмия) в шестом, опять же наблюдается резкое снижение у марганца в четвертом периоде. Изменение удельного сопротивления: в четвертом периоде наблюдается резкий пик для марганца, в пятом периоде этот пик для технеция значительно меньше, но появляется второй пик у палладия. В шестом периоде у рения пик еще меньше. Наиболее тугоплавкие металлы обладают сравнительно небольшими работами выхода.

Медь, серебро и золото не растворяются в неокисляющих кислотах, не обладают амфотернростью, с щелочами не взаимодействуют. Растворяются в кислотах: Cu+2H₂SO₄CuSO₄+SO₂+2H₂O; 3Ag+4HNO₃3AgNO₃+NO+H₂O; Au+HNO₃+4HClH[AuCl₄]+NO+2H₂O. C кислородом медь образует оксиды меди (I) и (II). Во влажном состоянии оксид меди (I) неустойчив и происходит реакция диспропорционирования Cu₂OCu+CuO. Гидрооксид меди II нерастворим в воде. Проявляет незначительную амфотерность. При нагревании: Cu(OH)₂CuO+H₂O. Большинство солей меди (II) при растворении в воде гидрализуются. Особенностью всех элементов IВ группы является способность их ионов образовывать комплексные соединения, хорошо растворимые в воде.

Цинк и кадмий постепенно окисляются кислородом воздуха на поверхности. В растворах щелочей пленка растворяется. При прокаливании образуются оксиды ZnO – амфотерен, CdO HgO – основные. Цинк и кадмий растворяются в разбавленной соляной и серной кислотах. С водой практически не реагируют – реакция протекает на поверхности Zn+2H₂O=H₂+Zn(OH)₂, но тотчас приостанавливается, вследствие образования пленки гидрооксида. Цинк, кадмий и ртуть энергично реагируют с сильными окислителями. В отличие от кадмия и ртути, цинк растворяется в концентрированных растворах сильных щелочей, образуя соли. Цинк может вступать в реакцию с водными растворами KMNO₄, K₂Cr₂O₇ в реакции как восстановитель. Zn(OH)₂ – амфотерен, Cd(OH)₂ – основные свойства, Hg(OH)₂ – неустойчив.Гидроокчиды цинка, кадмия и ртути являются слабыми основаниями, поэтому соли в водных растворах подвергаются гидролизу. Zn⁺², Cd⁺², Hg⁺² являются хорошими комплексообразователями. Цинк образует комплексные катионы и анионы.

Хром, молибден и вольфрам тугоплавки, тверды, устойчивы по отношению к воде и воздуху, вследствие образования защитных пленок. Хром, в отличие от молибдена и вольфрама, окисляется в разбавленных кислотах, превращаясь в Cr⁺². По отношению к растворам щелочей в присутствии окислителей наиболее устойчив хром, менее стоек молибден и неустойчив вольфрам. Взаимодействуя при высокой температуре с кислородом хром образует оксид CrO₃, а молибден и вольфрам MoO₃ и WO₃. В щелочной среде соединения хрома (II) легко окисляются в хроматы. Хроматы и биохроматы в кислой среде являются сильными окислителями. Триокиси WO₃ и MoO₃ плохо растворяются в воде, но хорошо в щелочах.

У марганца, технеция и рения с повышением степени окисления уменьшается основный характер, повышаются кислотные свойства Mn(II), Mn(III) – восстановительные свойства, Mn(IV), Mn(VI), Mn(VII) – окислительные. При добавлении к растворам солей Mn(II) карбоната натрия гидролиз идет до конца. Соединения Mn(VI) – малоустойчивы и в нейтральных и кислых растворах подвергаются диспропорционированию.

Соединения d-металлов высшей степени окисления в химических реакциях могут выступать как окислители. Соединения промежуточной степени окисления выступают как окислители и как восстановители. Соединения низшей степени окисления обычно проявляют восстановительные свойства, за исключением непрочных соединений благородных металлов.Металлобразными соединениями называют соединения d-металлов с элементами-окислителями с относительно небольшой электроотрицательностью. Они обладают значительной широтой области гомогенности, проводят электрический ток и многие из них переходят в состояние сверхпроводимости. Металлообразные соединения растворяются в металлах.

47. Общая характеристика физических и химических свойств р-элементов IIIA группы. Бор, алюминий. Их получение, химические свойства (взаимодействие с кислородом, галогенами, растворами кислот и щелочей). Применение в технике.

Для бора и алюминия характерна степень окисления +3, а для талия +1. Бор – неметалл, оксид В₂О₃ очень устойчив. При взаимодействии с водой или реагируя с основными оксидами В₂О₃ образует несколько кислотных форм: В₂О₃+ 3Н₂О2Н₃ВО; В₂О₃+ Н₂О2НВО; В₂О₃+ Н₂ОН₂В₄О. Наиболее устойчивым соединением в обычных условиях является ортоборная кислота (Н₃ВО). NaB₄O₄10H₂O –(бура) соль тетраборной кислоты (Н₂В₄О). Соли метаборной кислоты (НВО) устойчивы при высоких температурах. Флюсующими свойствами обладает также трифторид бора B₂F₃, применяемый при сварке и пайке, и метиловый эфир ортоборной кислоты. Водородные соединения бора малоустойчивы и легко окисляются.

Алюминий представляет собой амфотерный элемент, образующий простое вещество с металлическими свойствами, имеет кристаллическую гранецентрированную кубическую решетку, хороший проводник тепла и электрического тока, весьма пластичен. На воздухе покрывается прочной оксидной пленкой, предохраняющей от дальнейшей коррозии. Наличие на поверхности алюминия прочного оксида не позволяет осуществлять пайку алюминия низкотемпературными припоями (на основе олова). В подобных случаях возможно применение реактивно-флюсовой пайки, основанной на восстановлении металла из флюса, при этом металл становится припоем: (Т=673К) ZnCl₂+2Al=2AlCl₂+2Zn. Образовавшийся цинк соединяет детали из алюминия. Алюминий разлагает воду с выделением водорода: 2Al+3H₂OAl₂O₃+3H₂. Алюминий вытесняет водород из кислот слабых окислителей НCl, H₂SO_4(p): 2Al+6НCl3AlCl₃+3H₂. Алюминий восстанавливает HNO₃ до N₂O: 8Al+30HNO_3(p)3Al(NO₃)₃+3N₂O+15H₂O. В концентрированных HNO₃ и HS алюминий не растворяется, т.к Al₂O₃ не взаимодействует с концентрированными кислотами-окислителями. Алюминий растворяется в щелочах, образуя гидроксосоли: 2Al+6H₂O+2NaOH2Na[Al (OH)₄]+3H₂. При нагревании гидрооксосоли теряют воду, переходя в металюминаты: Na[Al (OH)₄]NaAlO₂+2H₂O. Алюминий является активным восстановителем, что проявляется например в его взаимодецствии с КMnO₄: 10Al+6 КMnO₄+24H₂SO₄5Al₂(SO₄)₃+6MnSO₄+3K₂SO₄+24H₂O. Гидрооксид Al(OH)₃ амфотерен. В кислой среде Al(OH)₃ образует соли алюминия: 2 Al(OH)₃+3Н₂SO₄Al₂(SO₄)₃+6H₂O. В щелочной среде – алюминаты: Al(OH)₃+NaOH Na[Al (OH)₄]. Полностью гидролизированы алюминивые соли слабых кислот: угольной, сероводородной, синильной: 2AlCl₃+3Na₂CO₃Al₂(CO₃)₃+6NaCl; Al₂(CO₃)₃+H₂O2Al(OH)₃+3CO₂