Schimbători de Ioni Naturali

I. INTRODUCERE. GENERALITĂŢI. SCURT ISTORIC.

Atomul este cea mai mică parte în care se poate diviza o substanţa simplă şi care

păstrează individualitatea acesteia.

În secolul V î.Hr., materia era considerată ca fiind constituită din patru elemente de bază: apa, pământul, aerul şi focul, care se pot combina între ele datorită unor forţe de atracţie şi respingere.

În antichitate a fost introdusă noţiunea de atom, denumire care provine din limba greacă (atomos), însemnând „indivizibil”.În perioada evului mediu, alchimiştii au descoperit numeroase elemente chimice, în speranţa descoperirii metodei de obţinere a aurului din diferite substanţe.

În anul 1803, J.Dalton a enunţat teoria atomistă, considerând atomul ca fiind o sferă solidă cu masă proprie, fiecare element având acelaşi tip de atomi identici.

În anul 1897, J.J. Thompson a presupus că atomul este divizibil, fiind format dintr-o sferă cu electricitate pozitivă în care se găsesc particule cu sarcină negativă, denumiţi electroni. Acest prim model al atomului a fost denumit prăjitura lui Thompson.

În anul 1912, E. Rutherford a enunţat teoria nucleară a atomului, conform căreia, nucleul este format din particule (nucleoni) : particule încărcate pozitiv (protoni) şi unele neutre (nucleoni). Modelul planetar al atomului propus de Rutherford arată asemănarea dintre structura materiei la nivel macrocosmic cu cea la nivel microcosmic. În mod asemănător cu sistemului solar, nucleu este plasat în centrul atomului, iar electronii se rotesc in jurul acestuia. Forţele de atracţie dintre nucleu şi electroni sunt asemănătoare gravitaţiei, modelul conceput fiind denumit modelul planetar al atomului. S-a dedus că numărul de electroni ce înconjoară nucleul trebuie să fie egal cu numărul de sarcini pozitive ale nucleului pentru ca atomul să fie neutru.

M. Planck a arătat prin teoria cuantică, faptul că un atom poate absorbi energie, trecând la o stare de energie E1, la o altă stare de energie, E2 (E1 < E2) ca apoi, prin emiterea energiei absorbite, să revină la starea de energie E1. Energia absorbită sau emisă este: E = E2 - E1.

Electroliza cu membrane schimbătoare de ioni

1.1. Descrierea procedeului de electroliză

Soluţia apoasă de clorură de sodiu de 310-315 g/l NaCl cu care se alimentează celulele este disociată astfel:

NaCl—Na+ +Cl-

H2O—H++OH-

Sub influenţa curentului electric,ionii se descarcă la anod si catod prin cedarea sarcinii electrice

Deoarece hidrogenul este scos din sistem strică echilibrul chimic şi o altă cantitate de apă disociind în H+ şi OH-. Ionii de OH- rămaşi în soluţie formează lângă catod cu ionii de natriu, hidroxidul de sodiu.

Ecuaţia generală a procesului de electroliză a soluţiei apoase, a clorurii de sodiu este: 2NaCl+2H2O=2NaOH+Cl2 +H2

Evoluţia procesului de electroliză a solutiei de clorură de sodiu s-a desfăşurat pe platforma combinatului Borzestean astfel: electroliza cu difragma 24,2 kA bazându-se pe soluţie de clorură de sodiu, primită de la sondele de exploatare a zăcământului de sare de la Tg Ogna (1965-1975), electroliza cu mercur, bazându-se pe exploatarea zăcământului de sare gema de la Tg Ogna(1975-1996) şi electroliza cu diafragma 64,2KA (1976-1996), instalaţii care s-au uzat fizic şi moral înlocuindu-se cu electroliza clorurii de sodiu bazată pe membrane schimbătoare de ioni.

1.2.Legături chimice

Pentru a forma combinaţii chimice stabile din punct de vedere energetic, atomii se combină între ei, fiind foarte reactivi datorită energiei mari pe care o posedă.

Legătura chimică este forţa exercitată între grupuri de atomi sau ioni care determină formarea unei unităţi stabile, care reacţionează ca grupare sau specie de sine stătătoare. Teoria lui Lewis denumită teoria electronică a valenţei sau a valenţei directe, explică formarea legăturilor chimice dintre elemente în scopul formării de substanţe compuse cu molecule şi structuri stabile, prin tendinţa acestora de a realiza configuraţia stabilă de dublet sau octet, a stratului electronic exterior. Majoritatea atomilor tind către configuraţia de octet (regula octetului), fie prin cedare sau acceptare de electroni (electrovalenţa), fie prin punere de electroni în comun (covalenţa ).

Tipurile de legături chimice sunt:

1. legături ionice (de exemplu: NaCl, AlCl3)

2. legături covalente:

a) simple : omogene, (Cl2, H2, O2)

eterogene (HCl, NH3 )

b) multiple: omogene (N2)

eterogene ( HCN)

c) coordinative ( [NH ]+, [Cu (NH3) 4 +]2+ )

1.3.Legătura ionică

Legătura ionică sau electrovalentă sau heteropolară reprezintă forţa de atracţie electrostatică dintre ionii pozitivi şi ionii negativi, formaţi prin cedare şi respectiv, prin acceptare de electroni, adică prin transfer de electroni. În acest mod se formează un compus ionic.

Un exemplu clasic îl constituie formarea moleculei de clorură de sodiu (NaCl) prin realizarea unei legături ionce, de atracţie între ionii Na+ şi Cl-, formaţi prin transferul unui electron cedat de atomul de sodiu şi acceptat de atomul de clor:

- cedarea unui electron din stratul exterior al atomului de sodiu, cu formare de ion pozitiv: Na - e- → Na+

- acceptarea electronului cedat de atomul de sodiu, pentru completarea stratului său electronic în configuraţie de octet, cu formare de ion negativ: Cl + e- → Cl-

Datorită atracţiei electrostatice dintre cei doi ioni cu sarcini electrice de semn contrar, se realizează o legătură ionică, formându-se o moleculă de clorură de sodiu: Na+ + Cl- → Na +Cl-

Electrovalenţa reprezintă numărul de electroni cedaţi din stratul electronic exterior - valenţa pozitivă de la (+1) la (+4), în cazul elementelor din grupele principale IA-IVA ale tabelului periodic şi respectiv, numărul de electroni acceptaţi pe stratul electronic exterior de la (-4) la (-1), valenţa negativă, pentru a atinge configuraţia electronică stabilă de octet a ultimului strat electronic. Aceasta reprezintă regula octetului de valenţă. Elementele de tranziţie, metalele din grupele IB-VIIB, pot realiza configuraţia stabilă de octet prin cedare de electroni ai orbitalilor d sau f, cu posibilitatea de a se transforma în mai mulţi ioni pozitivi cu diferite valenţe:

Fe 2+, Fe 3+,Cu 2+, Cu +, Mn 2+, Mn 7+.

Compuşii ionici în stare solidă sunt caracterizaţi prin stabilitate şi ordonare a particulelelor în celule elementare care formează reţele cristaline unde ionii pozitivi şi negativi alternează în mod regulat şi uniform. Substanţele cristaline nu sunt formate din molecule, ci din cristale cu formă spaţială determinată, caracteristică substanţei respective (cubică, tetragonală, rombică, hexagonală etc.) cu o distribuţie uniform alternantă a ionilor pozitivi şi negativi. Numărul ionilor de semn contrar din jurul unui ion reprezintă numărul de coordinare a acestui ion, fiind determinat de forma geometrică spaţială a celulei elementare a reţelei ionice. În soluţie, legătura ionică (electrovalentă) dă posibilitatea ionilor din molecule de a se mişca liber, astfel încât substanţele disociază.

1.4. Teoria disociaţiei electrolitice

S-a observat că unele soluţii conţin mai multe particule decât numărul de molecule ale substanţei dizolvate care nu sunt atomii componenţi ai moleculelor respective, ceea ce arată faptul că moleculele de solut se transformă în mai multe particule.

Aşadar, în timpul dizolvării, are loc un proces denumit disociere sau ionizare a substanţelor ionice şi polare dizolvate sub acţiunea moleculelor de dizolvant.

Pe baza studiilor lui van’Hoff, substanţele ale căror soluţii apoase conduc curentul electric se numesc electroliţi (de exemplu: acizii, bazele, sărurile), iar substanţele ale căror soluţii nu conduc curentul electric, se numesc neelectroliţi (majoritatea substanţelor organice).