Никифоров А.Ф., Первова И.Г., Липунов И.Н., Василенко Л.В. Теоретические основы физико-химических процессов очистки воды

Подождите немного. Документ загружается.

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ

ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИХ

ПРОЦЕССОВ ОЧИСТКИ ВОДЫ

Федеральное агентство по образованию

Уральский государственный технический университет–УПИ

Уральский государственный лесотехнический университет

А.Ф. Никифоров, И.Г. Первова,

И.Н. Липунов, Л.В. Василенко

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ

ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИХ

ПРОЦЕССОВ ОЧИСТКИ ВОДЫ

Допущено Уральским отделением Учебно-методического объединения

вузов РФ по образованию в области строительства в качестве учебного

пособия для студентов специальностей 270112 – Водоснабжение и

водоотведение, 280302 – Комплексное использование и охрана водных

ресурсов, 280201 – Охрана окружающей среды и рациональное

использование природных ресурсов, 280202 – Инженерная защита

окружающей среды

Екатеринбург

2008

УДК

ББК

Н 63

Рецензенты:

кафедра инженерной защиты окружающей среды Уральского государс-

твенного университета путей сообщения;

заведующий лабораторией РосНИИВХ д-р техн. наук, проф. А.Н. По-

пов.

Никифоров А.Ф.,. Первова И.Г., Липунов И.Н., Василенко Л.В.

Теоретические основы физико-химических процессов очистки воды:

учеб. пособие Екатеринбург: УГТУ–УПИ; УГЛТУ, 2008. 168 с.

ISBN

Представлены данные о составе, строении и структуре воды, ее физи-

ческие и химические характеристики. С использованием последних достиже-

ний химии и физики изложены сведения о природе, свойствах воды и водных

растворов. Рассмотрены энергетика и кинетика химических реакций. Мате-

риал пособия является теоретической основой физико-химических процессов

очистки природных и сточных вод. Приведены примеры решения задач, в

том числе и в сфере водоочистки, при этом как в тексте, так и в четырех при-

ложениях пособия, представлены необходимые для расчетов справочные

данные. Пособие может быть полезно специалистам, занимающимся пробле-

мами охраны водных ресурсов.

Печатается по решению редакционно-издательского совета Уральского

государственного лесотехнического университета.

УДК

ББК

ISBN © Уральский государственный

технический университет –УПИ, 2008

лесотехнический университет, 2008

И.Н. Липунов, Л.В. Василенко, 2008

ОГЛАВЛЕНИЕ

Введение …………………………………………………………. 5

1. Физикохимия воды ………………………………………… 7

1.1. Общие сведения о воде ……………………………… 7

1.1.1. Фазовое равновесие …………………………… 7

1.1.2. Состав и строение ……………………………... 14

1.2. Физические свойства воды ………………………….. 23

1.2.1.Теплоемкость …………………………………… 23

1.2.2. Плотность ……………………………………… 25

1.2.3. Поверхностное натяжение ……………………. 27

1.2.4. Адгезия и смачивание ………………………… 31

1.2.5. Кипение и замерзание ………………………… 36

1.2.6. Вязкость ……………………………………….. 39

1.2.7. Акустические свойства ………………………. 40

1.3. Химические свойства воды …………………………. 41

1.3.1. Электролитическая диссоциация ……………. 41

1.3.2. Кислотно-основные свойства ………………… 46

2. Физикохимия водных растворов …………………………. 48

2.1. Молекулярно-кинетические свойства ………………

2.1.1.Броуновское движение ………………………… 48

2.1.2. Диффузия ……………………………………… 49

2.1.3. Осмотическое давление………………………. 50

2.2. Истинные растворы …………………………………. 56

2.2.1. Химическое равновесие………………………. 56

2.2.2. Коллективные свойства ………………………. 72

2.2.3. Окислительно-восстановительные свойства … 74

2.3. Коллоидные растворы ………………………………. 86

2.3.1. Седиментационная устойчивость …………… 86

2.3.2. Электролитная коагуляция …………………… 104

2.3.3. Коллоидные поверхностно-активные

вещества ……….……………………………………..

111

3. Физикохимия реакций в водных растворах ……………… 121

3.1. Термодинамика реакций …………………………….. 121

3.1.1. Энергетические аспекты реакций……………. 121

3.1.2. Энтальпийный и энтропийный факторы

реакций ……………………………………………….

125

3.1.3. Критерий самопроизвольного протекания

реакций ………………………………………………..

131

3.2. Кинетика реакций…………………………………… 140

3.2.1. Предмет химической кинетики……………….. 140

3.2.2. Скорость химических реакций ……………….. 142

3.2.3. Применение кинетических уравнений ………. 157

Заключение………………………………………………………. 160

Список рекоменуемой литературы……………………………... 162

Приложение 1……………………………………………………. 165

Приложение 2 ……………………………………………………. 166

Приложение 3 ……………………………………………………. 167

Приложение 4 ……………………………………………………. 168

ВВЕДЕНИЕ

Повышение требований к качеству питьевой и технической

воды, переход к использованию сточных вод в системах

оборотного водоснабжения требует широкого применения

процессов, обеспечивающих эффективное и избирательное

удаление загрязнений. Решение указанных проблем предполагает

использование физико-химических процессов глубокой и

рациональной очистки воды.

Термин «физико-химическая» очистка первоначально

относился к обработке природных и сточных вод методами

коагуляции и флокуляции. В дальнейшем к физико-химическим

методам стали относить сорбцию, флотацию, экстракцию, ионный

обмен, обратный осмос и т. д. Указанные процессы происходят под

воздействием нескольких совокупно действующих явлений

химической и физической природы. Данные явления являются

предметом изучения физической химии. Физическая химия, как

междисциплинарное научное направление, исследует и объясняет

химические явления и процессы на основе общих принципов и

методов физики. Химия и физика относится к точным наукам,

следовательно, описание и предсказание результатов физико-

химических методов очистки основано на аппарате математики.

В учебном пособии рассмотрены теоретические основы

физико-химических процессов очистки природных и сточных вод.

Успех применения этих методов во многом зависит от подготовки

инженеров, их умения применить на практике глубокие

теоретические знания о воде, водных растворах и тех процессах,

которые происходят при обработке воды.

В учебном пособии изложенный материал разделен на три

взаимосвязанные главы. В первой главе рассмотрены вопросы о

составе, строении, структуре и свойствах воды. Подчеркнута

особая значимость аномальных свойств воды при протекании

физико-химических процессов. Вода в растворе обладает

структурными особенностями, которые оказывают влияние на

свойства раствора. Поэтому во второй главе изложены вопросы,

касающиеся взаимодействия воды с растворенным веществом,

образования и природы растворов и химического равновесия в

растворах. В третьей главе подробно рассмотрена термодинамика и

кинетика реакций, протекающих в водных растворах.

1. ФИЗИКОХИМИЯ ВОДЫ

Общие сведения о воде

Фазовое равновесие

Абсолютно чистой воды в природе нет. Вода постоянно со-

прикасается со всевозможными твердыми, жидкими и газообраз-

ными веществами. Благодаря их растворению природные и сточные

воды обычно представляют собой сложные многофазные много-

компонентные системы, содержащие целый ряд минеральных со-

единений и органических веществ, в том числе загрязнителей есте-

ственного и искусственного происхождения.

Системой называется совокупность находящихся во взаимо-

действии веществ или частиц, мысленно или фактически обособ-

ленная от окружающей среды. Все, что находится вне системы, на-

зывается внешней средой. Различают гомогенные и гетерогенные

системы. Гомогенные системы состоят из одной фазы, гетероген-

ные системы – из двух или более фаз.

Фаза – это часть системы, однородная во всех ее точках по

химическому составу и свойствам и отделенная от других фаз сис-

темы поверхностью раздела. Например, смесь газов образует одну

фазу, так как они смешиваются во всех отношениях. Ненасыщен-

ный раствор соли сам по себе образует одну фазу, но система из та-

кого раствора и пара над ним состоит из двух фаз. Если, кроме того,

раствор насыщен и присутствует избыток твердого насыщенного

вещества, то система состоит из трех фаз.

Равновесие перехода вещества из одной фазы в другую без

изменения химического состава называется фазовым равновесием.

Фазовое равновесие является динамическим равновесием. Скорость

прямого процесса равна скорости обратного процесса. Примерами

фазового равновесия могут служить следующие процессы:

Плавление

Твердое вещество Жидкость

Жидкость Пар

Испарение

Кристаллизация

Конденсация

Поскольку в состав системы входят вещества и частицы, спо-

собные к химическому взаимодействию, то системы, к которым

можно отнести природные и сточные воды, являются химическими

системами. Химическая система характеризуется определенными

параметрами состояния или числом изменяющихся внешних фак-

торов. К параметрам системы относят температуру, давление, кон-

центрацию, объем, массу, магнитные, электромагнитные, гравита-

ционные и световые поля. Остановимся на трех важнейших пара-

метрах системы: температуре, давлении и концентрации.

Температура. В научных исследованиях и на практике ис-

пользуют абсолютную шкалу температур и шкалу температур по

Цельсию. Единицей измерения абсолютной шкалы температур

служит кельвин (К). В этой шкале точка 0 К называется абсолют-

ным нулем. Единицей измерения в шкале Цельсия является градус

Цельсия,

С. Нуль по Цельсию равен 273,15 К. Хотя абсолютный

нуль недостижим, в лабораториях получены температуры, отли-

чающиеся от нуля кельвина на 0,001 К. Сравнение свойств различ-

ных веществ необходимо проводить при какой-то одной (стандарт-

ной) температуре. За стандартную принята температура 273 К

С).

Давление. В качестве единицы давления раньше служила ат-

мосфера (атм) и высота ртутного столба в миллиметрах (мм рт. ст.),

1 атм = 760 мм рт. ст. Эти единицы до сих пор используются в по-

вседневной жизни. В Международной системе (СИ) единицей из-

мерения давления является паскаль (Па), или 1 Н/м

, где Н – сила в

один ньютон, 1 атм = 101325 Па = 101,325 кПа. Международный

Союз чистой и прикладной химии (ИЮПАК) рекомендует считать

в качестве стандартного давление, равное 100 кПа.

Концентрация. Отношение количества или массы вещества,

содержащегося в системе, к объему или массе этой системы назы-

вается концентрацией. Известно несколько способов выражения

концентрации. Наиболее распространенные в практике очистки

природных и сточных вод способы выражения концентрации веще-

ства более подробно будут рассмотрены ниже. Здесь остановимся

на одном способе. Молярная концентрация вещества – отношение

количества вещества (в молях), содержащегося в системе, к объему

этой системы. Единица измерения молярной концентрации моль на

кубический метр (дольная производная в СИ – моль на литр). Сле-

дует отметить, что химия изучает взаимодействие частиц веществ,

находящихся в различных физических состояниях. Число этих час-

тиц достигает астрономических величин. Например, если в каком-

то сосуде содержится 0,1 моль вещества, то число частиц составля-

ет 6⋅10

. Причем это не просто частицы, а система частиц.

Как уже было отмечено ранее, природные и сточные воды от-

носят к многокомпонентным системам. Числом независимых ком-

понентов называется наименьшее число разных сортов молекул, из

которых может быть построена данная система. Например, для то-

го, чтобы приготовить водный раствор соли, нужно иметь обе со-

ставные части: соль и воду. Из тех же двух компонентов могут

быть получены обе соприкасающиеся с раствором фазы: его пар и

осадок насыщенной соли.

В растворе КСl в воде присутствуют разные ионы и молекулы,

например К

, Cl

, Н

, ОН

, Н

О, (Н

О)

и др. Тем не менее раствор

остается двухкомпонентной системой, так как все эти ионы и моле-

кулы в любой возможной комбинации можно получить из тех же

двух компонентов КСl + Н

О. Для получения произвольной смеси

СаСО

+ СаО + СО

необходимо иметь лишь два компонента СаО и

СО

или СаСО

и СО

, или, наконец, СаСО

и СаО, так как из соот-

ветствующих их количеств можно получить путем диссоциации

или воссоединения смесь любого заданного состава. Если СаО и

СО

образовались в результате диссоциации карбоната и не добав-

ляются извне, то указанная система состоит лишь из одного компо-

нента, ее всегда можно получить из одних лишь молекул карбоната.

Указанные примеры разъясняют понятие числа компонентов,

правильно определить которое несложно для простых систем, но

иногда довольно нелегко для сложных. В сложных системах может

оказать помощь следующий алгебраический способ определения:

число компонентов равно разности числа всех реально присутст-

вующих родов молекул и числа связывающих их уравнений. На-

пример, СаСО

+ СаО + СО

состоит из трех сортов молекул, но

они связаны уравнением реакции СаСО

= СаО + СО

, так что чис-

ло компонентов равно двум. Если продукты диссоциации не добав-

лены извне, то появляется второе стехиометрическое уравнение ра-

венства числа молей СаО и СО

, и число компонентов уменьшается

до одного.

Числом термодинамических степеней свободы (вариантно-

стью системы) называется число независимых параметров состоя-

ния фаз равновесной системы, произвольное изменение которых в

определенных пределах не влияет на количественный и качествен-

ный фазовый состав системы, то есть на число и вид фаз.

Например, химически однородный идеальный газ имеет три

термодинамических параметра: температуру, объем, давление. Но

из них лишь два (любая пара) независимы, так как уравнение со-

стояния связывает их с третьим. Если температура и давление вы-

браны произвольно, то объем этим уже предопределен. Так нена-

сыщенный раствор соли имеет три степени свободы. Он может

иметь произвольные температуру, давление и концентрацию. Од-

нако если раствор насыщен и выпадает твердая соль, то число сте-

пеней свободы уменьшается до двух.

Правило фаз Гиббса имеет следующую формулировку: число

термодинамических степеней свободы (С) равновесной системы

определяется как разность числа независимых компонентов систе-

мы (К) и числа фаз (Ф) плюс число внешних параметров (n),

влияющих на равновесие. Математически оно записывается в виде

простого соотношения

С = К – Ф + n. (1)

Если пренебречь влиянием внешних полей на равновесие, то

n = 2 (давление и температура), в этом случае

С = К – Ф + 2. (2)

Физический смысл правила фаз Гиббса: вариантность системы

(С) выводится как разность между числом независимых термоди-

намических параметров состояния и числом связывающих их неза-

висимых уравнений. Из линейной алгебры известно, что при равен-

стве числа уравнений и числа независимых переменных система

имеет единственное решение, что отвечает инвариантной термоди-

намической системе (С = 0). Если число независимых переменных

на единицу превышает число уравнений, то одна переменная (при

постоянных значениях других) может принимать любые значения

(в термодинамике в определенных пределах), что соответствует

моновариантной системе (С = 1).

Вариантность системы увеличивается с ростом числа компо-

нентов и уменьшается с увеличением числа фаз. Так как величина

(С) не может быть отрицательной, то число фаз в системе не пре-

вышает величины К + 2.