Общие сведения об электролитах, применяемых при бурении скважин

К электролитам относят щелочи, кислоты, соли, легко диссоциирующие в воде на ионы, вследствие высокой их гидрофильности и слабой связи между ионами. Щелочи - хорошо растворимые в воде основания. Чаще это соединения одновалентных металлов с гидроксиланионами:

Na – O – H K – O – H.

Прочность связи в гидроксиланионе О – Н выше, чем между металлами и гидроксиланионами (в гидроксиланионе она составляет 427 кДж/моль между

Na⁺ и ОН^- 329 кДж /моль, между К⁺ и ОН^- -347 кДж / моль).

В качестве катионов электролитов-щелочей выступают одновалентные и двухвалентные металлы с большим ионным радиусом, например, Ва (ОН)₂ (ионный радиус Ва²⁺ 1,43 А°).

Основания двухвалентных металлов с малыми ионными радиусами в воде малорастворимы, например, Са(ОН)₂ (ионный радиус Са 1,06 А°), или нерастворимы, например, Мg(ОН)₂ (ионный радиус Мg 0,78 А°).

Кислоты - это химические соединения, диссоциирующие в воде с образованием в качестве катионов ионов водорода. К сильным кислотам относят кислоты со слабыми связями водорода с высокоотрицательными анионами: Cl, Вг, I, и кислородсодержащими анионными группами (при наличии в них не менее, двух атомов кислорода с двойными связями).

Вследствие малых ионных радиусов металлоиды (S- 0,35 А⁰, Р- 0,35 А°, N - 0,2 А°, С - 0,2 А°) с атомами кислорода образуют прочные связи (S–О 517 кДж/моль, Р-О 594 кДж/моль, С-О 1071 кДж/моль). Связи водорода с кислородсодержащими анионными группами ослаблены вследствие высокой электроотрицательности кислорода (для кислорода она равна Э = 3,5, для серы Э = 2,5, фосфора Э = 2,1, азота Э ⁼ 3,0, углерода Э = 2,5). Электронное облако в результате этого смещается в сторону несвязанного водородом кислорода. Связь металлоида с кислородом становится полярной. На полюсе металлоида положительный, на полюсе кислорода - отрицательный заряд. Электронное облако кислорода, связанного с водородом, в свою очередь смещается в сторону металлоида, а прочность связи водорода с кислородом понижается.

Чем больше атомов кислорода с двойной связью, выше полярность аниона, тем ниже прочность связей водорода с анионной группой. Так, сильные кислородсодержащие кислоты имеют не менее двух таких атомов: H₂S0₄, НNОз, НМnO₄ и т.д.

Эффективность электролита определяется количеством ионов, появившихся в растворе при его диссоциации. Наиболее полно диссоциируют кислоты с одновалентными анионами (галогенами). Причем с увеличением ионного радиуса галогена прочность связей ионов понижается, степень диссоциации повышается.

Степень диссоциации в химии обычно определяют по константе диссоциации

,

где в числителе указаны концентрации ионов (продуктов диссоциации), а в знаменателе - концентрация недиссоциированных молекул.

В табл.4.1 показаны константы диссоциации наиболее широко распространенных кислот.

Соли-электролиты - это соли со слабыми связями гидрофильных ионов (соли сильных кислот и соли слабых кислот одновалентных металлов). Их можно разделить на три группы: щелочные, кислотные и нейтральные.

К кислотным солям относят соли поливалентных металлов, после диссоциации активно взаимодействующих с молекулами воды и образующих в результате гидролиза ионы водорода Н⁺, например,

А1С1_з=А1³⁺ +ЗСl^-

Al³⁺+H₂O=Al(OH)²⁺+H⁺

Al(OH)²⁺+ H₂O= Al(OH)⁺+H⁺

Al(OH)⁺+ H₂O = А1(ОН)₃ + H⁺

Таблица 4.1.

Константы диссоциации кислот при 25⁰С

Глубина реакции катионов с молекулами воды (степень гидролиза) зависит от рН среды, которая, в свою очередь, зависит от концентрации соли. В кислых средах не все катионы оказываются связанными с гидроксиланионами, поэтому в растворе присутствуют наиболее активные трех и двух валентные катионы Аl³⁺ и А(ОН)²⁺.

В нейтральных и щелочных средах степень гидролиза возрастает, а в растворе появляется больше менее активных катионов А1(ОН)₂⁺ и А1(ОН)₃.

Способность электролита подвергаться гидролизу определяется константой гидролиза

, (4.1)

где - степень гидролиза (отношение концентрации гидролизованной части вещества к общей концентрации вещества в растворе).

Степень гидролиза солей и продуктов его реакции (в первую очередь концентрации водорода) зависит, как отмечено выше, от природы соли (константы гидролиза К_r) и концентрации соли.

Для определения влияния концентрации соли на ее гидролиз были проведены замеры рН различных солей. Известно, что с разбавлением раствора степень гидролиза увеличивается, наиболее интенсивная степень гидролиза наблюдается при низких концентрациях, поэтому наиболее полно рассматривались зависимости рН растворов с низкими концентрациями (от 0 до 1%). Результаты замеров сведены в табл.4.2.

К "нейтральным" солям относят соли, диссоциирующие на ионы, слабо взаимодействующие с молекулами воды, соли с одновалентными анионами (галоиды): NaCI, КСl, CaC1₂ и др.

К щелочным солям относят соли слабых кислот чаще одновалентных металлов с поливалентными анионами, способными образовывать (после диссоциации) в растворе связи с водородом воды и ионы ОН^- : карбонаты, нитраты фосфаты и др.

Na₂CО₃+Н₂О=2Nа+НСО₃⁺ +ОН^-

Растворимость (диссоциация) соли зависит от прочности связей анионов с катионами и их гидрофильности. Хорошо растворяются соли с одновалентными ионами. Значительно труднее растворяются соли, образованные двухвалентными анионами и катионами. За величину, характеризующую способность электролита растворяться в воде, в химии принята величина, называемая произведением растворимости (табл.4.3.)

Пр=[К⁺] [А],

где [К⁺] и [А] - концентрация катионов и анионов.

Таблица 4.2

Поиск по сайту: