В зависимости от условий опыта получают образцы кремния, различающиеся по внешнему виду и свойствам. Так называемый аморфный кремний представляет собой бурый порошок; кристаллический кремний имеет металлоподобный вид. Ранее считали, что это две различные аллотропные модификации кремния. В действительности их кристаллическая структура одинакова. Различие во внешнем виде и химической активности вызвано размером частиц, их поверхностью и содержанием примесей, главным образом SiО2. Повышенная реакционная способность порошкообразного кремния обусловлена его высокой степенью дисперсности. Кремний образует темно-серые с металлическим блеском кристаллы, имеющие кубическую гранецентрированную решетку типа алмаза. Каждый атом кремния находится в sp3-гибридизации и связан s-связями с четырьмя соседними атомами, расположенными на расстоянии 2,35 Å в углах правильного тетраэдра. Ковалентная связь между атомами кремния значительно слабее, чем между атомами углерода в алмазе, что связано с большим радиусом атомов кремния. Длина связи Si–Si равна 2,35 Å. Плотность кремния – 2,33 г/см3. При очень высоких давлениях получена более уплотненная модификация с плотностью 2,55 г/см3. Она имеет кубическую решетку, содержащую искаженный тетраэдр с длинами связей Si–Si, равными 2,30 и 2,39 Å. Известна также гексагональная модификация кремния, но она неустойчива. Как и алмаз, кремний тугоплавок и отличается высокой твердостью. Кремний плавится при 1 420 °С, кипит при 2 600 °С. Кремний прозрачен для длинноволновых ИК-лучей; показатель преломления (для 1-6 мкм) – 3,42; диэлектрическая проницаемость – 11,7. Кремний диамагнитен, атомная магнитная восприимчивость – 0,13 ×10–6. Твердость кремния по шкале твердости Мооса 7,0, модуль упругости – 109 Гн/м 2 (10 890 кг×с/мм2), коэффициент сжимаемости – 0,325×10 –6 см 2/кг. Кремний – хрупкий материал; заметная пластическая деформация начинается при температуре выше 800 °С. Кремний – полупроводник, находящий все большее применение. Электрические свойства кремния очень сильно зависят от примесей. Собственное удельное объемное электросопротивление кремния при комнатной температуре принимается равным 2,3 ×103 ом×м (2,3×105 ом×см). Полупроводниковый кремний с проводимостью р-типа (с добавками В, Al, In или Ga) и n-типа (с добавками Р, Bi, As или Sb) имеет значительно меньшее сопротивление. Ширина запрещенной зоны по электрическим измерениям составляет 1,21 эв при 0 °К и снижается до 1,119 эв при 300 °К. В соединениях кремний (аналогично углероду) четырехвалентен. Однако, в отличие от углерода, наряду с координационным числом 4, кремний проявляет координационное число 6, что объясняется большим объемом его атома (примером таких соединений являются кремнефториды, содержащие группу [SiF 6]2–). В химическом отношении кристаллический кремний довольно инертен, что обусловлено прочностью его кристаллической решетки. Однако, чем выше степень дисперсности кремния, тем ниже температура взаимодействия его с другими веществами. Мелкодисперсный кремний восстанавливает фтор при обычных условиях, тогда как хлор и кислород – при повышенной температуре в температурном интервале 400–600 °С (в зависимости от степени дисперсности): Si + 2F2 = SiF4, Si + 2Сl2 = SiСl4, Si + О2 = SiО2. С азотом кремний вступает в реакцию при 1 000 °С, а с углеродом и бором –при 2 000 °С, образуя нитрид Si3N4, карбид SiC и силициды бора нестехиометрического состава (B3Si и B6Si): 3Si + 2N2 = Si3N4, Si + С = SiС (карборунд), Si + 3B = B3Si. С водородом кремний не взаимодействует. Водородные соединения кремния получают косвенным путем. Кремний растворим во многих расплавленных металлах, причем с некоторыми из них (Zn, Al, Sn, Pb, Au, Ag) химически не взаимодействует, а с другими (Mg, Са, Cu, Fe, Pt, Bi) образует соединения, называемые силицидами. С металлами, как окислитель, кремний взаимодействует при высокой температуре: Si + 4Na = Na4Si, Si + 2Mg = Mg2Si. Тонкодисперсный кремний может взаимодействовать с парами воды при температуре светло-красного каления проявляя восстановительные свойства: Si + 2H2О(nap) = 2H2 + SiO2. В вакууме при температуре около 1 450 °С расплавленный кремний реагирует с оксидом магния, восстанавливая металл и образуя SiO: MgО + Si = Mg + SiO. Кремний как восстановитель взаимодействует с фтороводородом: Si + 4HF = SiF4 + 2H2. С другими галогеноводородами он в реакцию не вступает. Минеральные кислоты при обычных условиях на кремний не действуют. Растворяется он лишь в смеси HF и НNО3, потому что фтористоводородная кислота растворяет оксидную пленку (SiO2), которая образуется на его поверхности: 3Si + 12HF + 4НNO3 = 3SiF4 + 4NO + 8H2O. Водные растворы щелочей растворяют кремний (восстановительные свойства): Si + 2NaOH + Н2О = Na2SiО3 + 2H2. Кремний реагирует (в присутствии металлических катализаторов, например меди) с хлорорганическими соединениями (например с СН3Сl) с образованием органогалогенсиланов (например Si(СН3)3Сl), служащих для синтеза многочисленных кремнийорганических соединений.
Ответ. Германий (от лат. germanium) – элемент IVА группы периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева; порядковый номер элемента 32, атомная масса составляет 72,59. Электронная структура атома: 1s 22s22p63s23p63d104s24p2. На внешней электронной оболочке атом германия имеет четыре валентных электрона. В невозбуждённом состоянии два неспаренных электрона, в возбуждённом состоянии – четыре неспаренных электрона. Степени окисления в соединениях: –4, 0, +2, +4, валентности в соединениях: II, IV. По химическим свойствам Ge напоминает кремний. При обычных условиях он устойчив к кислороду, парам воды, разбавленным кислотам. Во влажном воздухе покрывается оксидной плёнкой. Имеет стандартный электродный потенциал Е0 > 0. Германий восстанавливает неметаллы при определённых условиях: Ge + O2 = GeO2 (700 °C), Ge + 2S = GeS2 (600–860 °C), Ge + 2F2 = GeF4 (100 °C). Не восстанавливает ионы водорода из воды. Не восстанавливает ионы водорода из растворов кислот. Восстанавливает центральные атомы кислот окислителей: Ge + 4H2SO4(конц.) = Ge(SO4)2 + 2SO 2 + 4H2O, Ge + 4HNO3(конц.) = H2GeO3 + 4NO2 + H 2O, 3Ge + 4HNO3(разб.) + H2O = 3H2GeO3 + 4NO. Не восстанавливает ионы водорода из растворов щелочей, реагирует в присутствии окислителей: Ge + 2NaOH + 2H2O2 = Na2[Ge(OH)6]. Олово (латинское stannum) – элемент с атомным номером 50 и атомной массой 118,69. Является элементом IVA группы пятого периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Электронное строение атома олова: 1s 22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p2. Степени окисления в соединениях: –4, 0, +2, +4 (более устойчива); валентности: II и IV. Восстанавливает многие неметаллы при нагревании: Sn + O2 = SnO2, Sn + 2Cl2 = SnCl4, Sn + 2F2 = SnF4. При обычных условиях устойчиво по отношению к воде, при длительном нагревании восстанавливает ионы водорода из паров воды: Sn + 2H2O(г) = SnO2 + 2H2. Восстанавливает H+ из растворов кислот: Sn + 4HCl = SnCl4 + 2H2, Sn + 3HCl(конц.) = HSnCl3 + H2. Восстанавливает центральные атомы кислот окислителей: Sn + 4HNO3(конц.) = H2SnO3 + 4NO2 + H 2O, 3Sn + 8HNO3(разб.) = 3Sn(NO3)2 + 2NO + 4H 2O, Sn + 2H2SO4(конц.) = H2SnO3 + 2SO 2 + H 2O. При нагревании растворяется в щелочах: Sn + 2NaOH + 2H2O = Na2[Sn(OH)4] + H2 (в растворе), Sn + 2NaOH = Na2SnO2 + H2 (в расплаве). Свинец (Pb) – элемент с атомным номером 82 и атомной массой 207,2. Является элементом IVА группы шестого периода периодической системы химических элементов Д.И. Менделеева. Электронное строение атома свинца: 1s 22s22p63s23p64s23d104p65s24d105p64f145d106s26p2. Степени окисления в соединениях: –4, 0, +2, +4; валентности: II и IV. Для свинца более устойчивой степенью окисления является +2. Это связано с тем, что 6s2 электронная пара попадает под «экран» 4f 145d10 электронов, что делает её относительно инертной для образования химических связей. Химически свинец сравнительно малоактивен. В электрохимическом ряду напряжений этот металл стоит непосредственно перед водородом. На воздухе быстро окисляется, покрываясь тонкой плёнкой оксида PbO, препятствующей дальнейшему разрушению металла. Восстанавливает неметаллы при определённых условиях: 2Pb + O2 = 2PbO, Pb + S = PbS, Pb + Cl2 = PbCl2. Вода не взаимодействует со свинцом, но в присутствии кислорода металл постепенно разрушается водой с образованием амфотерного гидроксида свинца (II): 2Pb + O2 + 2H2O = 2Pb(OH)2. При соприкосновении с жёсткой водой свинец покрывается защитной плёнкой нерастворимых солей (как правило, сульфата и основного карбоната), что препятствует дальнейшему действию воды и образованию гидроксида. Восстанавливает ионы водорода из растворов кислот: Pb + 2СH3COOH = Pb(CH3COO)2 + H2. Разбавленные соляная и серная кислоты почти не действуют на свинец. Это связано со значительным перенапряжением выделения водорода на свинцовой поверхности, а также с образованием защитных плёнок труднорастворимых хлорида РbCl 2 и сульфата PbSO4 свинца, закрывающих поверхность растворяющегося металла. Концентрированные серная и соляная кислоты, особенно при нагревании, действуют на свинец, причём получаются растворимые соединения состава Pb(HSO4)2 и Н2[РbCl4]. Восстанавливает центральные атомы кислот окислителей: Pb + 4HNO3(конц.) = Pb(NO3)2 + 2NO2 + 2H 2O, 3Pb + 8HNO3(разб.) = 3Pb(NO3)2 + 2NO + 4H 2O, Pb + 2H2SO4(конц.) = PbSO4 + SO2 + 2H2O. В щелочах свинец также растворяется, хотя и с небольшой скоростью: Pb + 2KOH + 2H2O = K2[Pb(OH)4] + H2.
Ответ. При обычных условиях углерод достаточно инертен. Его активность возрастает при нагревании. В химических реакциях выступает в роли восстановителя и окислителя, преобладают восстановительные свойства. Восстанавливает неметаллы с большой электроотрицательностью: С + О2 = СО2, С + 2S = CS2. Окисляет неметаллы с меньшей электроотрицательностью: Si + C = SiC, 4B + 3C = B4C3, С + 2Н2 = СН4. Окисляет металлы с образованием карбидов: 4Al +3C = Al4C3, Ca + 2C = CaC2. Восстанавливает металлы из их оксидов: С + ZnO = Zn + CO. Восстанавливает неметаллы из их оксидов: С + SiO2 = Si + 2CO. Восстанавливает ионы водорода из паров воды: С + Н2О(газ) = СО + Н2. Не восстанавливает ионы Н+ из растворов кислот. Восстанавливает центральные атомы кислот окислителей: С + 2Н2SO4(к) = СО2 + 2SO2 + 2H2O, С + 4НNO3(к) = CO2 + 4NO2 + 2H2O, 3С + 4НNO3(р) = 3CO2 + 4NO + 2H2O. В химическом отношении кристаллический кремний довольно инертен, что обусловлено прочностью его кристаллической решетки. Однако, чем выше степень дисперсности кремния, тем ниже температура взаимодействия его с другими веществами. Мелкодисперсный кремний восстанавливает фтор при обычных условиях, тогда как хлор и кислород – при повышенной температуре в температурном интервале 400–600 °С (в зависимости от степени дисперсности): Si + 2F2 = SiF4, Si + 2Сl2 = SiСl4, Si + О2 = SiО2. С азотом кремний вступает в реакцию при 1 000 °С, а с углеродом и бором –при 2 000 °С, образуя нитрид Si3N4, карбид SiC и силициды бора нестехиометрического состава (B3Si и B6Si): 3Si + 2N2 = Si3N4, Si + С = SiС (карборунд), Si + 3B = B3Si. С водородом кремний не взаимодействует. Водородные соединения кремния получают косвенным путем. Кремний растворим во многих расплавленных металлах, причем с некоторыми из них (Zn, Al, Sn, Pb, Au, Ag) химически не взаимодействует, а с другими (Mg, Са, Cu, Fe, Pt, Bi) образует соединения, называемые силицидами. С металлами, как окислитель, кремний взаимодействует при высокой температуре: Si + 4Na = Na4Si, Si + 2Mg = Mg2Si. Тонкодисперсный кремний может взаимодействовать с парами воды при температуре светло-красного каления проявляя восстановительные свойства: Si + 2H2О(nap) = 2H2 + SiO2. В вакууме при температуре около 1 450 °С расплавленный кремний реагирует с оксидом магния, восстанавливая металл и образуя SiO: MgО + Si = Mg + SiO. Кремний как восстановитель взаимодействует с фтороводородом: Si + 4HF = SiF4 + 2H2. С другими галогеноводородами он в реакцию не вступает. Минеральные кислоты при обычных условиях на кремний не действуют. Растворяется он лишь в смеси HF и НNО3, потому что фтористоводородная кислота растворяет оксидную пленку (SiO2), которая образуется на его поверхности: 3Si + 12HF + 4НNO3 = 3SiF4 + 4NO + 8H2O. Водные растворы щелочей растворяют кремний (восстановительные свойства): Si + 2NaOH + Н2О = Na2SiО3 + 2H2. Кремний реагирует (в присутствии металлических катализаторов, например меди) с хлорорганическими соединениями (например с СН3Сl) с образованием органогалогенсиланов (например Si(СН3)3Сl), служащих для синтеза многочисленных кремнийорганических соединений.
Ответ. СН4 – метан. Является основным компонентом природного газа. Химически инертен вследствие валентной и координационной насыщенности молекулы. На него не действуют кислоты и щелочи. СО – оксид углерода (II) (угарный газ), несолеобразующий оксид, не имеет соответствующего гидрата. Оксид углерода (II) – при обычных условиях газ без цвета и запаха, сжижающийся при атмосферном давлении при температуре –191,5 °С и затвердевающий при – 204 °С. Молекула СО изоэлектронна молекуле N 2. Обе эти молекулы содержат равное число электронов, атомы в них соединены тройной связью. Две связи в молекуле СО образованы по обменному механизму за счет 2р-электронов атомов углерода и кислорода, а третья – по донорно-акцепторному механизму с участием неподеленной электронной пары атома кислорода и свободной 2р-орбитали атома углерода). Реагирует со сплавами щелочей с образованием формиата натрия: СО + NaOHтв = HCOONa. Восстанавливает металлы из их оксидов: Fe2O3 + 3CO = 2Fe + 3CO2. Восстанавливает кислород: 2СО + О2 = 2СО2. Восстанавливает хлор с образованием фосгена: СО + Сl2 = COCl2. Окислительные свойства проявляет при взаимодействии с Н2: 2Н2 + СО = СH3OH. Угарный газ опасен тем, что прочно связывается с гемоглобином, который переносит кислород к органам и тканям организма, вследствие чего становится невозможным процесс переноса кислорода. В зависимости от вдыхаемого количества, угарный газ ухудшает координацию, обостряет сердечно-сосудистые заболевания и вызывают усталость, головную боль, слабость. Влияние угарного газа на здоровье человека зависит от его концентрации и времени воздействия на организм. Концентрация угарного газа в воздухе более 0,1 % приводит к смерти в течении одного часа, а концентрация более 0,2 % – в течении трех минут. СО2 – оксид углерода (IV), углекислый газ – газ, без цвета и запаха, тяжелее воздуха. Все четыре связи ковалентные полярные, однако в целом молекула неполярная, т.к. имеет линейную форму. СО2 проявляет общие свойства, характерные для кислотных оксидов. С водой образует непрочную угольную кислоту: СO2 + H2O = H2CO3. Реагирует с основными оксидами и основаниями, образуя соли угольной кислоты: Na2O + CO2 = Na2CO3, 2NaOH + CO2 = Na2CO3 + H2O, NaOH + CO2(изб) = NaНCO3. Оксид углерода (IV) образуется в природе при дыхании животных и растений, при гниении органических остатков в почве, при пожарах. В угольных шахтах из-за медленного окисления угля содержание углекислого газа также выше, чем на открытом воздухе. Служба охраны труда следит за тем, чтобы оно не превышало установленной нормы (30 мг/м 3). Для растений углекислый газ служит источником углерода, обогащение им воздуха в парниках и теплицах приводит к повышению урожая. Оксид углерода (IV) применяют также для газирования воды и напитков, жидким CO 2 заряжают огнетушители. Твердый оксид углерода (IV) –«сухой лед» – применяют для охлаждения продуктов. Преимущество сухого льда по сравнению с обычным льдом заключается в том, что он поддерживает в окружающем пространстве значительно более низкую температуру и испаряется, не переходя в жидкое состояние. Силаны – соединения кремния с водородом (кремневодороды) общей формулы SinH2n+2. Получены силаны до октасилана Si8H18. Малой прочностью связи Si–Si обусловлена ограниченность гомологического ряда кремневодородов. Значительно устойчивее, чем кремневодороды, алкилпроизводные кремния, т.е. соединения типа SiRn. При комнатной температуре первые два силана – моносилан SiH4 и дисилан Si2H6 – газообразны, Si3H8 – жидкость, остальные – твердые вещества. Все силаны бесцветны, имеют неприятный запах, ядовиты. Они гораздо менее устойчивы и реакционноспособны, чем алканы. Это объясняется меньшим по сравнению с углеродом сродством кремния к водороду и очень большим сродством кремния к кислороду. В отличие от связи С–Н связь Si–Н имеет более ионный характер. На воздухе самовоспламеняются: 2Si2H6 + 7О2 = 4SiО2 + 6H2О. Водой разлагаются с выделением водорода: Si3H8 + 6H2О = 3SiО2 + 10H2. Щелочи разлагают SiH4 с выделением водорода: SiH4 + 2NaOH + Н2О = Na2SiО3 + 4Н2. В природе силаны не встречаются. Кремний и водород непосредственно взаимодействуют лишь при температуре электрической дуги, поэтому силаны обычно получают косвенным путем: действуя на силициды активных металлов (Mg, Ca, Li) растворами кислот (HCl, H2SO4, H3PO4). В результате образуется смесь различных силанов: 40 % SiH4, 30 % Si2H6, 15 % Si3H8, 10 % Si4H10, 5 % Si5H12 и Si6H14. Mg2Si + 4HCl = 2MgCl2 + SiH4 (смесь силанов). Наибольший практический интерес представляет моносилан SiH4. Его удобно получать действием литий-алюминийгидрида на тетрахлорид кремния по реакции: SiCl4 + LiАlH4 = SiH4 + LiCl + АlCl3. Все силаны – сильные восстановители: SiH4 + HCl = SiH3Cl + H2, SiH4 + 3HCl = SiHCl3 + H2 силикохлороформ. В тихом электрическом разряде происходит распад моносилана с образованием блестящего, золотистого налета, состоящего из твердых ненасыщенных гидридов кремния. Силаны используются для синтеза кремнийорганических соединений и в качестве восстановителей.
Ответ. Н2СО3 – угольная кислота. В индивидуальном состоянии не выделена, существует только в растворе, является слабым электролитом. Проявляет все свойства кислот. Наиболее распространен в природе карбонат кальция – СаСО3 (известняк, мрамор, мел). Залежи пород, содержащих карбонат кальция, особенно известняка, встречаются довольно часто. Из искусственно получаемых карбонатов большое значение имеет карбонат натрия Na 2CO3. Безводный карбонат натрия известен под названием «кальцинированная сода», а кристаллогидрат Na 2CO3∙10H2O – «кристаллическая сода». Соду применяют для производства мыла, стекла. При насыщении раствора соды углекислым газом она переходит в гидрокарбонат натрия NaHCO 3. Гидрокарбонат натрия известен под названием «питьевая сода». Питьевую соду применяют в кондитерском деле и хлебопечении. При нагревании гидрокарбонат натрия разлагается с выделением углекислого газа и паров воды: 2NaHCO3 = Na2CO3 + H2O + СО2. Поэтому питьевую соду вводят в состав хлебопекарных порошков, добавляемых к тесту. Такое тесто подходит без применения дрожжей и заквасок, наполняясь пузырьками углекислого газа, выпеченный из него продукт получается пористым и мягким. Жёсткость воды — совокупность химических и физических свойств воды, связанных с содержанием в ней растворённых солей щёлочноземельных металлов, главным образом, кальция и магния (так называемых солей жёсткости). Вода с большим содержанием солей называется жёсткой, с малым содержанием — мягкой. Термин «жёсткая» по отношению к воде исторически сложился из-за свойств тканей после их стирки с использованием мыла на основе жирных кислот — ткань, постиранная в жёсткой воде, более жёсткая на ощупь. Этот феномен объясняется, с одной стороны, сорбцией тканью кальциевых и магниевых солей жирных кислот, образующихся в процессе стирки на макроуровне. С другой стороны, волокна ткани обладают ионообменными свойствами, и, как следствие, свойством сорбировать многовалентные катионы — на молекулярном уровне. Различают временную (карбонатную) жёсткость, обусловленную гидрокарбонатами кальция и магния Са(НСО3)2; Mg(НСО3)2, и постоянную (некарбонатную) жёсткость, вызванную присутствием других солей, не выделяющихся при кипячении воды: в основном, сульфатов и хлоридов Са и Mg (CaSO4, CaCl2, MgSO4, MgCl2). Жёсткая вода при умывании сушит кожу, в ней плохо образуется пена при использовании мыла. Использование жёсткой воды вызывает появление осадка (накипи) на стенках котлов, в трубах и т. п. В то же время использование слишком мягкой воды может приводить к коррозии труб, так как в этом случае отсутствует кислотно-щелочная буферность, которую обеспечивает гидрокарбонатная (временная) жёсткость. Потребление жёсткой или мягкой воды обычно не является опасным для здоровья, однако есть данные о том, что высокая жёсткость способствует образованию мочевых камней, а низкая — незначительно увеличивает риск сердечно-сосудистых заболеваний. Вкус природной питьевой воды, например воды родников, обусловлен именно присутствием солей жёсткости. Жёсткость природных вод может варьироваться в довольно широких пределах и в течение года непостоянна. Увеличивается жёсткость из-за испарения воды, уменьшается в сезон дождей, а также в период таяния снега и льда. Для численного выражения жёсткости воды указывают концентрацию в ней катионов кальция и магния. Рекомендованная единица СИ для измерения концентрации — моль на кубический метр (моль/м³), однако, на практике для измерения жёсткости используются градусы жёсткости и миллиграмм-эквиваленты на литр (мг-экв/л). Жёсткость воды поверхностных источников существенно колеблется в течение года; она максимальна в конце зимы, минимальна — в период паводка. В подземных водах жёсткость обычно выше (до 8-10, реже до 15-20 °Ж) и меньше изменяется в течение года. Методы устранения. Термоумягчение. Основан на кипячении воды, в результате термически нестойкие гидрокарбонаты кальция и магния разлагаются с образованием накипи: Ca(HCO3)2 = CaCO3 + CO2 + H2O. Кипячение устраняет только временную (карбонатную) жёсткость. Находит применение в быту. Реагентное умягчение. Метод основан на добавлении в воду кальцинированной соды Na2CO3 или гашёной извести Ca(OH)2. При этом соли кальция и магния переходят в нерастворимые соединения и, как следствие, выпадают в осадок. Например, добавление гашёной извести приводит к переводу солей кальция в нерастворимый карбонат: Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 = 2CaCO3. Лучшим реагентом для устранения общей жесткости воды является ортофосфат натрия Na3PO4, входящий в состав большинства препаратов бытового и промышленного назначения: 3Ca(HCO3)2 + 2Na3PO4 = Ca3(PO42 + 6NaHCO3. 3MgSO4 + 2Na3PO4 = Mg3(PO4)2 + 3Na2SO4жОртофосфаты кальция и магния очень плохо растворимы в воде, поэтому легко отделяются механическим фильтрованием. Этот метод оправдан при относительно больших расходах воды, поскольку связан с решением ряда специфических проблем: фильтрации осадка, точной дозировки реагента. Катионирование. Метод основан на использовании ионообменной гранулированной загрузки (чаще всего ионообменные смолы). Такая загрузка при контакте с водой поглощает катионы солей жёсткости (кальций и магний, железо и марганец). Взамен, в зависимости от ионной формы, отдаёт ионы натрия или водорода. Эти методы соответственно называются Na-катионирование и Н-катионирование. При правильно подобранной ионообменной загрузке жёсткость воды снижается при одноступенчатом натрий-катионировании до 0,05-0,1 °Ж, при двухступенчатом — до 0,01 °Ж В промышленности с помощью ионообменных фильтров заменяют ионы кальция и магния на ионы натрия и калия, получая мягкую воду. Обратный осмос. Метод основан на прохождении воды через полупроницаемые мембраны (как правило, полиамидные). Вместе с солями жёсткости удаляется и большинство других солей. Эффективность очистки может достигать 99,9 %. Различают нанофильтрацию (условный диаметр отверстий мембраны равен единицам нанометров) и пикофильтрацию (условный диаметр отверстий мембраны равен единицам пикометров). В качестве недостатков данного метода следует отметить: необходимость предварительной подготовки воды, подаваемой на обратноосмотическую мембрану; относительно высокая стоимость 1 л получаемой воды (дорогое оборудование, дорогие мембраны); низкую минерализацию получаемой воды (особенно при пикофильтрации). Вода становится практически дистиллированной. Электродиализ. Основан на удалении из воды солей под действием электрического поля. Удаление ионов растворенных веществ происходит за счёт специальных мембран. Так же как и при использовании технологии обратного осмоса, происходит удаление и других солей, помимо ионов жёсткости Полностью очистить воду от солей жёсткости можно дистилляцией. Постоянное употребление жесткой воды может вызвать нарушение минерального баланса организма (например, моче- или почечнокаменную болезнь). Использование жесткой воды для питания и купания новорожденных увеличивает риск атопического дерматита и/или экземы у детей. Средний возраст первых симптомов — 3 мес. Причем появление экземы запускает механизм развития аутоаллергии по цепочке «атопический марш» — от экземы к пищевой аллергии и астме. Возникновение процесса солеобразования связано с нарушением равновесного состояния системы нефть - вода - газ; в процессе раз-газирования наблюдаются выделение углекислого газа и нарушение карбонатного равновесия системы. КАРБОНАТНАЯ СИСТЕМА - гетерогенная система, состоящая из взаимосвязанных соединений: растворенной в воде двуокиси углерода (или диоксида углерода - СО2), угольной кислоты имеет важнейшее значение в биосфере, регулируя содержание углекислоты в атмосфере, осадкообразование в водоемах, карстовые явления и др. процессы. Однако возможно, что при этом недооценивается буферная роль океанов с участием угольной кислоты, образуемой при вымывании из атмосферы СО2, ответственной за осаждение и растворение карбонатов и бикарбонатов кальция. Скорость этой реакции (карбонатное равновесие) во многом определяется водородным показателем рН, зависящим от температуры, давления и содержания углекислоты в растворе, а также от соотношения парциальных давлений СО2 над раствором и в атмосфере. Но при этом следует принимать во внимание эффект глобальной циркуляции океанических вод, подверженной периодическим изменениям в зависимости от изменения инсоляции, что оказывает влияние на температуру и плотность вод. Поэтому резервы океана, чтобы поглотить из атмосферы всю избыточную углекислоту, образующуюся за счет сжигания органических топлив, на самом деле могут быть значительно выше. Так или иначе, нельзя не учитывать тот факт, что система океан - атмосфера отличается высокой степенью нестабильности, и эта нестабильность решающим образом воздействует на климат. Установлено, что отложение солей наблюдается только в обводненных скважинах. В результате обводненности нефти возможно обеднение водной фазы углекислым газом за счет перехода последнего в нефть. При этом уменьшение концентрации углекислоты в воде может привести к нарушению карбонатного равновесия и выпадению в осадок карбонатов кальция и магния. Обе указанные характеристики имеют большое значение. Выбор же определяющей характеристики следует производить индивидуально в каждом конкретном случае, руководствуясь следующими соображениями. Если продолжительность контакта агрессивной воды с карбонатом кальция достаточна для установления карбонатного равновесия, определяющей является карбонатная емкость воды. Если же продолжительность контакта мала, то величина карбонатной емкости не имеет практического значения и определяющей является другая характеристика агрессивных свойств воды - интенсивность карбонатной агрессии. Кроме этих двух экстремальных случаев большое распространение в практике имеют промежуточные положения, когда продолжительность контакта агрессивной воды с карбонатом кальция меньше необходимой для достижения равновесия, но соизмерима с ней. В таких случаях необходимо считаться с обеими характеристиками агрессивных свойств воды. В закрытых системах исключается контакт сточной воды с кислородом воздуха на всем пути движения ее от места сброса до нагнетательной скважины. Коррозионная активность воды не повышается, значительно снижается загазованность окружающей среды. Для многих типов пластовых сточных вод очистка под избыточным давлением предотвращает нарушение карбонатного равновесия и выпадение в осадок минеральных солей. Сооружения закрытой напорной системы, как правило, выполняются из металла и могут изготавливаться на заводе в виде блоков и обвязочных трубопроводов. В настоящее время закрытые системы для очистки пластовых вод эксплуатируются и строятся в разных районах страны. Одной из центральных задач является максимальная утилизация попутных пластовых и промысловых сточных вод в системах поддержания пластового давления. Ограничивающими факторами служат допустимый предел загрязнения этих вод механическими частицами, нефтью и химическая совместимость их с пластовыми водами. В то же время специальные исследования и анализ функционирующих систем сбора, транспорта и подготовки сточных вод на нефтепромыслах показали, что роль названных ограничивающих факторов существенно зависит от различных химических равновесий в формирующихся смесях (в частности, карбонатного равновесия) и нередко поддается регулированию.