Экспериментальные исследования
При работе с буровыми растворами все расчеты выполняются в единицах измерения – нефтяных баррелях. В одном барреле – 42 американских галлона. Концентрация добавок буровых растворах измеряется в фунтах (или долях фунта) на баррель бурового раствора.
При проведении экспериментальных исследований и лабораторных анализов обращение с таким большим количеством раствора было бы затруднительно. Намного удобнее работать с меньшим количеством раствора. Поэтому вместо работы с полным баррелем бурового раствора применяют так называемый «эквивалентный» баррель. Объем эквивалентного барреля рассчитывается следующим образом:
В одном нефтяном барреле – 42 американских галлона или 350 фунтов пресной воды. В метрической системе единиц измерения 350 г пресной воды занимают объем 350 мл. Поэтому 350 мл можно считать эквивалентом 42 американских галлонов, или одного барреля. Если к эквивалентному баррелю добавить 1 г вещества, это будет равнозначно добавлению 1 фунта вещества в 1 нефтяной баррель. При добавлении в баррель бурового раствора какой-либо жидкости необходимо учитывать ее удельный вес. Например, если удельный вес жидкости 1,2, то понадобится всего 0,83 мл для того, чтобы ее вес составил бы 1 г, а концентрация – 1 фунт/баррель. Сведения об удельном весе большинства материалов содержатся в технических паспортах или инструкции по безопасному обращению с реактивами (MSDS).
Цель
Использование малых объемов реагентов позволяет провести анализ целого ряда мероприятий по обработке буровых растворов, прежде чем принять решение об их применении на практике. Данная методика полезна не только при выборе реагентов для борьбы с загрязнением раствора, но и при анализе добавок, применяемых для изменения его параметров. Следует отметить, что химическая растворимость и эффективность добавок зависит от условий циркуляции, т.е. от температуры и давления. Поэтому при проведении химической обработки раствора желательно выполнить ее в два и более цикла циркуляции. Например, от 60 до 70 процентов планируемого объема реагентов можно ввести в течение первого цикла, сделав необходимые поправки перед введением остатка. Примером сложной для экспериментального анализа ситуации является добавление извести в глинистый буровой раствор: для моделирования скважинных условий необходима предварительная термообработка извести.
Оборудование и реагенты
1. Весы с точностью измерений до 0,1 г.
2. Миксер Hamilton Beach или аналогичный.
3. Пробы реагентов (желательно, чтобы пробы отбирались непосредственно на буровой).
4. Лабораторное оборудование для исследования бурового раствора.
5. Печь с ячейками для термического старения (при необходимости термической обработки).
Процедура
Взять пробу исследуемой жидкости, определить основные параметры бурового раствора, записать результаты исследований. В зависимости от параметров бурового раствора и поставленной цели принимается решение о типе и объеме химической обработки.
Так как перемешивание, которому подвергается буровой раствор во время введения добавок, само по себе может привести к изменению его параметров, контрольная проба раствора должна перемешиваться в течение такого же времени, что и сам буровой раствор. Необходимо вести точный учет последовательности добавления реагентов. Важность соблюдения последовательности добавления реагентов можно продемонстрировать на примере бурового раствора, в состав которого входят вода, бентонит и хлорид натрия. Если первым добавляется соль, процесс гидратации бентонита подавляется, что приводит к отчетливым изменениям свойств бурового раствора. На результат влияет и то, в каком виде (сухом либо растворенном) в буровой раствор добавляются реагенты. Поэтому при экспериментальном анализе должна соблюдаться последовательность добавления реагентов, а сами реагенты должны находится в том же физическом состоянии, что и при добавлении в буровой раствор на практике. При выборе реагентов для проведения экспериментальных исследований руководствуются следующими критериями:
1. Наличие реагента.
2. Совместимость с буровым раствором и скважинными условиями (температура, минерализация).
3. Соотношение цена – эффективность.
Для более точного моделирования скважинных условий образцы реагентов зачастую подвергают термическому старению при температуре, равной забойной, продолжительность термического старения должна равняться времени, в течение которого в скважине будет отсутствовать циркуляция. Большинство печей, используемых для термического старения, снабжены устройствами для переворачивания или вращения ячеек с образцами реагентов. При термическом старении необходимо соблюдать меры предосторожности (см. API Recommended Practice 13I, Fifth Edition, Supplement 1, July 1996):
1. Использовать только печи с камерами из нержавеющей стали (модели 303, 304 или 316; модель 314 не применять), за исключением исследований, проводимых в течение длительного времени при высоком содержании солей. В последнем случае рекомендуется использовать камеры из сплавов Iconel® 600, Hastalloy ® C или Incolloy® 825. Камеры, выполненные из указанных сплавов, менее прочны по сравнению с камерами из нержавеющей стали. Номинальная рабочая температура и давление камеры должны превышать температуру и давление исследований.
2. Основная мера предосторожности заключается в том, чтобы не переполнять ячейки камеры. При ее заполнении необходимо учитывать температурное расширение исследуемого материала. Обычно в одну ячейку камеры для термического старения помещается не более 1 эквивалентного барреля исследуемой жидкости. Величина зазора составляет 2 дюйма.
3. После извлечения ячеек из печи они охлаждаются до комнатной температуры. Если ячейки горячие на ощупь, это говорит о неполном охлаждении; иногда внутри холодной на ощупь ячейки сохраняется высокая температура.
ВНИМАНИЕ! ЯЧЕЙКА НАХОДИТСЯ ПОД ДАВЛЕНИЕМ ИЗ-ЗА УВЕЛИЧЕНИЯ ОБЪЕМА ЖИДКОСТИ ПРИ НАГРЕВАНИИ!
4. После охлаждения МЕДЛЕННО отвернуть крышку ячейки, полностью стравив давление перед тем, как снять крышку до конца. Если при вращении крышки не слышно характерного звука выходящих газов, возможно, давления в ячейке нет. Однако при открывании ячейки ни в коем случае не следует наклоняться над ней: срыв крышки под давлением может привести к тяжелым травмам.
Компьютерная программа MUDCALC компании M-I позволяет рассчитать количество тех или иных материалов, необходимое для создания нужной концентрации при проведении экспериментальных исследований. В этой программе содержится информация об удельном весе разнообразных реагентов. Чтобы облегчить выполнение экспериментальных исследований в промысловых условиях, в Табл. 7 приводится вес одной ложки различных реагентов. Однако по возможности рекомендуется взвешивать реагенты с точностью до 0,1 г, так как вес одной ложки зависит от физического состояния реагента.
| Наименование реагента | Удельный вес | ¼ чайной ложки | ½ чайной ложки | 1 чайная ложка | 1 столовая ложка |
| Benex | 1,2 | 0,90 | 1,80 | 3,60 | 10,80 |
| Каустическая сода | 2,13 | 1,25 | 2,50 | 5,00 | 15,00 |
| КМЦ | 1,60 | 0,50 | 1,10 | 2,30 | 6,60 |
| Desco | 1,60 | 0,75 | 1,50 | 3,00 | 9,60 |
| Diaseal M | >2,0 | 0,80 | 1,60 | 3,20 | 12,60 |
| Drispac | 1,50 – 1,60 | 0,60 | 1,20 | 2,40 | 7,60 |
| Duo-Vis® | 1,5 | 0,75 | 1,50 | 3,00 | 10,00 |
| Floxit ™ | 1,4 | 0,40 | 1,00 | 2,00 | 6,50 |
| Gelex ® | 1,2 | 1,00 | 1,75 | 3,50 | 11,00 |
| Гипс | 2,32 | 1,30 | 2,30 | 4,90 | 12,60 |
| Синтетический оксид железа | 4,30 | 1,50 | 3,50 | 8,00 | 25,00 |
| KOH | 2,04 | 1,00 | 2,50 | 5,00 | 15,00 |
| Kwik-Thik ® | 2,3 – 2,6 | 1,00 | 2,00 | 4,00 | 12,00 |
| Известь | 2,20 | 0,60 | 1,30 | 2,40 | 7,70 |
| Lo Loss | 1,5 | 0,50 | 1,50 | 3,00 | 9,00 |
| Lo-Wate ™ | 2,8 | 1,00 | 2,25 | 4,50 | 13,00 |
| MF-1 | 1,2 | 0,50 | 1,50 | 3,00 | 10,00 |
| M-I Bar ® | 4,20 | 2,08 | 4,17 | 8,33 | 25,00 |
| Слюда | 2,75 | 0,50 | 0,80 | 2,00 | 5,80 |
| Mixical | 2,70 | 1,00 | 2,50 | 5,00 | 15,00 |
| M-I Gel ® | 2,3 – 2,6 | 0,98 | 1,95 | 2,90 | 6,70 |
| My-Lo-Jel ® | 1,45 | 0,63 | 1,25 | 2,50 | 7,50 |
| Phos | 2,5 | 1,00 | 3,00 | 6,00 | 20,00 |
| Polypac ® R | 1,5 – 1,6 | 0,50 | 1,00 | 2,00 | 8,00 |
| Хлорид калия | 1,98 | 1,90 | 3,10 | 6,10 | 19,10 |
| Кора квебрахо | 1,10 – 1,40 | 1,00 | 2,00 | 4,00 | 12,00 |
| Resinex ® | 1,65 | 0,75 | 1,50 | 3,00 | 10,50 |
| Соль | 2,16 | 1,50 | 3,00 | 6,00 | 18,00 |
| Salt Gel ® | 2,20 – 2,40 | 0,70 | 1,50 | 3,00 | 8,80 |
| SAPP | 1,90 | 1,15 | 2,30 | 4,60 | 13,80 |
| Кальцинированная сода | 2,51 | 1,60 | 3,00 | 6,00 | 17,80 |
| Бикарбонат натрия | 2,16 | 0,72 | 1,45 | 2,90 | 8,70 |
| Soltex | 1,2 – 1,5 | 0,50 | 1,00 | 2,00 | 6,00 |
| SP-101 ® | 1,05 | 0,75 | 1,50 | 3,00 | 10,00 |
| Spersene ™ | 1,20 | 0,50 | 1,00 | 2,00 | 6,00 |
| Крахмал | 1,50 | 0,60 | 1,00 | 2,00 | 5,80 |
| Tannathin ® | 1,60 | 0,85 | 1,70 | 3,40 | 10,20 |
| Thermpac® | 1,50 | 0,50 | 1,00 | 2,00 | 8,00 |
| VG-69 ® | 1,57 | 1,00 | 2,00 | 3,00 | 9,00 |
| Полимер XCD | 1,5 | 1,00 | 1,90 | 3,60 | 10,70 |
| XP-20K ™ | 1,83 | 1,17 | 2,33 | 4,76 | 14,00 |
ГЛАВА 4. ОСНОВЫ ХИМИИ.
ВВЕДЕНИЕ.
Инженерам по буровым растворам не обойтись без знания химии. Химия - наука о материи, ее составе, свойствах, преобразовании и реакциях с веществами (такие реакции называют химическими). Материя имеет массу и занимает определенный объем.
Масса – мера количества материи, или количества вещества, занимающего определенный объем. Масса – одно из фундаментальных измеряемых свойств материи, на котором основано множество физических измерений. Благодаря массе материя в гравитационном поле имеет вес и инерцию в движении. Вес тела – это воздействие гравитации на тело определенной массы, вес прямо пропорционален массе умноженной на силу тяжести (ускорение свободного падения). Единицы измерения массы – граммы (г) и фунты массы.
Объем – мера количества пространства, занимаемого материей. Наиболее распространенные единицы объема, применяемые в нефтяной промышленности, это галлон (гал), баррель (барр), кубический фут (фут3), литр (л) и кубический метр (м3).
Плотность – это отношение массы к объему. Единицы измерения плотности, применяемые в нефтяной промышленности, это фунты на галлон (фунт/гал), фунты на кубический фут (фунт/фут3), килограммы на кубический метр (кг/м3) и граммы на кубический сантиметр (г/см3). Удельный вес – это особое выражение плотности, его часто используют для измерения плотности как жидкостей, так и твердых тел. Удельный вес – это отношение плотности вещества к плотности пресной воды при известной температуре, обычно +4ºС. Аналогичным образом выражается и удельный вес газа, это отношение плотности какого-либо газа к плотности чистого атмосферного воздуха в стандартных условиях.
Классификация вещества
Вещества могут находится в трех состояниях:
· Твердом
· Жидком
· Газообразном
Твердые вещества обычно имеют большую плотность по сравнению с жидкостями и газами. В отличие от жидкостей, твердые вещества не могут течь под действием приложенной силы. Твердое вещество может не занимать весь объем сосуда, в котором оно содержится.
Жидкости обычно имеют меньшую плотность по сравнению с твердыми веществами, но большую по сравнению с газами. И жидкости, и газы могут течь под воздействием приложенной к ним силы.
Газы не только занимают весь объем сосуда, в котором они содержатся, но и расширяются.
Вещества можно разделить на две категории:
· Гомогенные (вещества в чистом виде)
· Гетерогенные (смеси различных веществ)
Примером гомогенного вещества может служить поваренная соль, каждое зерно которой идентично по химическому составу. Примером гетерогенного (неоднородного) вещества является речной гравий. Гравий – смесь камней, каждый из которых отличается по происхождению, химическому составу, внешнему виду и свойствам. Буровые растворы, а также большинство материалов природного происхождения, относятся к категории смесей. В природе иногда встречаются и гомогенные (однородные) материалы, однако в большинстве случаев такие материалы имеют искусственное происхождение. Их получают в процессе отделения от других веществ или удаления примесей.
Чистые вещества гомогенны и имеют одинаковый химический состав, на сколько бы частей их не пытались разделить. Чистые вещества подразделяются на две ярко выраженные категории:
· Элементы
· Соединения
Элементы невозможно разделить на составные части химическими методами. Элементы – это основной «строительный материал» всех веществ, каждый элемент обладает индивидуальными неповторимыми свойствами. Соединения, однако, можно разложить на два и более простых вещества (элементов, или групп элементов). Вещество называется соединением, если оно состоит из двух и более элементов. Если вещество не делится на составные части, это – элемент. Элемент принято обозначать не полным названием, а специальной аббревиатурой – его химическим символом. В Табл. 1 приводятся названия, символы, атомный вес и валентность (электрический заряд) химических элементов, которые представляют наибольший интерес для специалистов по буровым растворам.
| Элемент | Символ | Атомная масса | Валентность |
| Алюминий | Al | 26,98 | 3+ |
| Мышьяк | As | 74,92 | 5+ |
| Барий | Ba | 137,34 | 2+ |
| Бор | B | 10,81 | 3+ |
| Бром | Br | 79,90 | 1- |
| Кадмий | Cd | 112,40 | 2+ |
| Кальций | Ca | 40,08 | 2+ |
| Углерод | C | 12,01 | 4+ |
| Цезий | Cs | 132,91 | 1+ |
| Хлор | Cl | 35,45 | 1- |
| Хром | Cr | 52,00 | 6+ |
| Медь | Cu | 63,55 | 2+ |
| Фтор | F | 19,00 | 1- |
| Водород | H | 1,01 | 1+ |
| Иод | I | 126,90 | 1- |
| Железо | Fe | 55,85 | 3+ |
| Свинец | Pb | 207,19 | 2+ |
| Литий | Li | 6,94 | 1+ |
| Магний | Mg | 24,31 | 2+ |
| Марганец | Mn | 54,94 | 2+ |
| Ртуть | Hg | 200,59 | 2+ |
| Никель | Ni | 58,71 | 2+ |
| Азот | N | 14,00 | 5+ |
| Кислород | O | 16,00 | 2- |
| Фосфор | P | 30,97 | 5+ |
| Калий | K | 39,10 | 1+ |
| Кремний | Si | 28,09 | 4+ |
| Серебро | Ag | 107,87 | 1+ |
| Натрий | Na | 22,99 | 1+ |
| Сера | S | 32,06 | 2- |
| Олово | Sn | 118,69 | 2+ |
| Титан | Ti | 47,90 | 4+ |
| Цирконий | Zr | 91,22 | 4+ |
| Цинк | Zn | 65,37 | 2+ |
Табл. 1. Наиболее распространенные химические элементы.
Строение атома
Материя состоит из отдельных частиц – атомов. Атом – мельчайшая частица химического элемента, сохраняющая его химические свойства. Атомы – это своеобразные «кирпичики», из которых и состоит материя, они – самая малая часть элемента, которая способна сочетаться с атомами других элементов. Свойства атомов разных элементов отличаются друг от друга. В химических реакциях атомы не создаются и не уничтожаются. Атом содержит три вида субатомных частиц:
· Протоны
· Нейтроны
· Электроны
В атоме имеются две ярко выраженные области – небольшое плотное ядро с протонами и нейтронами, и окружающее его электронное облако. Размер атома целиком зависит от объема, занимаемого электронным облаком, однако масса атома почти полностью сосредоточена в его ядре (см. Рис. 1).
Атомное ядро – сферической формы, его диаметр 10-4 ангстрема (Å) или 10-14 м. Ядро содержит только протоны и нейтроны. Протоны заряжены положительно, нейтроны заряда не имеют. Электронное облако, или оболочка, также имеет почти сферическую форму, его диаметр 1 Å или 10-10 м. Электронное облако состоит исключительно из электронов, вращающихся вокруг ядра подобно планетам солнечной системы. Электрон заряжен отрицательно; заряд электрона и протона одинаков по величине. В нейтрально заряженных атомах количество электронов равно количеству протонов (именно вследствие этого общий заряд атома нейтрален). Некоторые атомы могут терять или получать электроны. Заряд атома при этом меняется, такой атом называется ионом. При потере электрона атом заряжается положительно. Такой атом называется положительным ионом, или катионом. И наоборот, при получении электрона атом заряжается отрицательно и становясь анионом.
Масса протона и нейтрона приблизительно в 1 837 раз больше массы электрона. Из-за такой огромной разницы почти вся масса атома состоит из масс протонов и нейтронов (см. Табл. 2).
| Частица | Заряд | Масса (г) |
| Протон | Положительный (1+) | 1,6724 х 10-24 |
| Нейтрон | Нейтральный | 1,6757 х 10-24 |
| Электрон | Отрицательный (1-) | 0,000911 х 10-24 |
Табл. 2. Масса и заряд элементарных частиц.
Плотность атомного ядра чрезвычайно велика, она составляет приблизительно 1 770 тонн/дюйм3 (98 000 кг/см3). Диаметр электронного облака в 10 000 раз превышает диаметр ядра. Большой объем легкого электронного облака компенсирует огромную плотность ядра, делая среднюю плотность равной 2 – 20 г/см3. Простейший (и самый легкий) химический элемент – водород, в ядре атома которого всего один протон. Ядра атомы элементов, встречающихся в природе, могут содержать от 1 до 93 протона. В лабораторных условиях созданы более тяжелые элементы, ядра атомов которых содержат и большее число протонов, однако такие элементы нестабильны и в природе не встречаются. Атомы с одинаковым числом протонов в ядре обладают одинаковыми химическими свойствами, они называются элементами. Существует 92 природных элемента из которых, благодаря образованию самых разнообразных соединений, и состоит наш мир.
Число протонов (p+) в ядре называется «атомным числом» (z). Атомное число водорода, имеющего в своем ядре всего один протон, равно 1. Сумма протонов и нейтронов (n) в атомном ядре называется «массовое число атома» (а), а = р + n. Каждый элемент может иметь несколько атомных структур, которые называются изотопами. В ядре у изотопов может быть различное число нейтронов, поэтому изотопы имеют различный атомный вес. Хотя изотопы элемента отличаются по атомному весу, их химические свойства одинаковы, как и химические свойства соединений, которые они образуют. Изотопы элементов обозначаются так: перед символом элемента внизу указывается атомное число (z), вверху – число атомной массы (аzX). У водорода три изотопа. В атоме самого распространенного изотопа водорода нет нейтронов (11Н), у менее распространенного изотопа – один нейтрон (12Н), в ядре третьего изотопа – два нейтрона (13Н). В ядре атомов всех трех изотопов водорода только один протон. Шкала атомной массы – относительная, за ее основу принят изотопа углерода 612С, имеющий ровно 12,0 единиц атомной массы. Шкала используется для упрощенного обозначения массы изотопов. Масса одного нейтрона или протона равна приблизительно 1 единице атомной массы. Атомный вес элемента равен средневзвешенной массе всех его изотопов по шкале атомных единиц массы. Например, масса трех изотопов водорода – 11Н, 12Н, 13Н – равна, соответственно 1,0078, 2,0140 и 3,01605 атомных единиц. Доля каждого изотопа, встречающегося в природе, равна соответственно 0,99985, 1,5 х 10-4 и 10-11. Таким образом, атомная масса водорода равна (0,99985) 1,0078 + (1.5 x 10–4) 2,0140 + 10–11 (3.01605) = 1,0079. Некоторые комбинации нейтронов и протонов атомного ядра ведут себя нестабильно. Такие атомные ядра распадаются естественным путем, образуя атомы совершенно иных элементов. Распад атома – ядерная (физическая) реакция, в которой не имеют место ни химические реакции с участием кислорода, ни биологические процессы, обычно ассоциируемые с химическим распадом. Изотопы, подвергающиеся распаду, называются радиоактивными. При распаде атома выделяет субатомные частицы и энергию (радиоактивность). Радиоактивность широко используется при проведении лабораторных анализов химических соединений и минералов. При выполнении некоторых видов скважинных геофизических исследований для выделения и оценки пластов и исследований пластовых жидкостей используется радиоактивный источник, проводятся измерения естественного радиоактивного фона в скважине. Атомы одного элемента могут связываться с атомами другого элемента путем передачи электронов (ионная связь) или обобщением электронов (ковалентная связь). Электронная связь – это комбинация сил притяжения, действующих между атомами, благодаря которой атомы ведут себя как единое целое. Вид связи значительно влияет на физические свойства соединения.
Два и более элемента могут сочетаться, образуя химические соединения. Элементы соединения связаны обобщенными электронами. Физические и химические свойства соединений отличаются от свойств элементов, из которых они состоят. Например, в стандартных условиях кислород и водород являются газами, тогда как при в соединении друг с другом они образуют воду, то есть жидкость. В Табл. 3 перечислены химические формулы, химические и общеупотребительные названия соединений, используемых в буровых растворах. Наименьшая частица, на которую можно разделить химическое соединение – это молекула, т.е. сочетание связанных между собой атомов. Молекулы состоят из двух и более химически связанных атомов. Атомы молекул соединения всегда сочетаются в особых пропорциях и имеют определенную пространственную ориентацию. Молекулу невозможно разделить на меньшие части без изменения уникальных химических свойств соединения. Состав соединения можно описать простой химической формулой, в которой используются химические символы атомов и цифры, обозначающие количество тех или иных атомов в молекуле. Например, мельчайшая часть двуокиси углерода – это молекула, в которой один атом углерода связан с двумя атомами кислорода. Данная молекула может быть представлена формулой СО2. Группа связанных между собой атомов может быть ионом (полиатомным ионом). Например, ион гидроксила, ОН-, является анионом с зарядом 1-, иными словами у него один лишний электрон. Ион аммония, NH4+, является полиатомным катионом с зарядом 1+.
| Химическое название | Формула | Общеупотребительное название | Химическое название | Формула | Общеупотребительное название |
| Нитрат серебра | AgNO3 | - | Оксид магния | MgO | - |
| Оксид алюминия | Al2O3 | Глинозем | Гидроксид магния | Mg(OH)2 | - |
| Сульфат бария | BaSO4 | Барит | Азотная кислота | HNO3 | Аква-фотрис |
| Карбонат бария | BaCO3 | - | Хлорид калия | KCl | - |
| Гидроксид бария | Ba(OH)2 | - | Гидроксид натрия | NaOH | Каустическая сода |
| Гидроксид кальция | Ca(OH)2 | Гашеная известь | Бикарбонат натрия | NaHCO3 | Сода |
| Сульфат кальция (ангидрит) | CaSO4 | Ангидрит | Хлорид натрия | NaCl | Соль |
| Сульфат кальция (гидрит) | CaSO4 * 2H2O | Гипс | Карбонат натрия | Na2CO3 | Кальцинированная сода |
| Карбонат кальция | CaCo3 | Известь, мрамор, кальцит | Сульфат натрия | Na2SO4 * 10H2O | Глауберова соль |
| Хлорид кальция | CaCl2 | - | Пирофосфат натриевой кислоты | Na2H2P2O7 | - |
| Оксид кальция | CaO | Негашеная известь | Тетрафосфат натрия | Na6P4O13 | - |
| Хлороводородная кислота | HCl | Соляная кислота | Диоксид кремния | SiO2 | Кварц |
| Оксид водорода | H2O | Вода | Карбонат цинка | ZnCO3 | - |
| Серная кислота | H2SO4 | - | Сульфид цинка | ZnS | - |
| Сульфид водорода | H2S | Сероводород | Оксид цинка | ZnO | - |
Табл. 3. Наиболее распространенные химические соединения.
Валентность
Валентность элемента или иона – это число электронов, которое он может получить, потерять или разделить, чтобы стать стабильным нейтрально заряженным соединением. Атом водорода, выбранный в качестве своеобразной точки отсчета, имеет только одну положительную связь, поэтому его валентность 1+. Валентность определяет, какие элементы или ионы будут сочетаться и в какой пропорции. Например, один атом хлора (Cl) сочетается с одним атомом водорода (Н, валентность 1+), образуя соляную кислоту (HCl), таким образом, валентность хлора – 1-. Один атом кислорода (О) сочетается с двумя атомами водорода, образуя воду (H2O), поэтому валентность кислорода – 2-. Один атом натрия (Na) сочетается с одним атомом хлора (Cl, валентность 1-), образуя соль (NaCl), таким образом, валентность натрия – 1+. Один атом кальция (Ca) сочетается с двумя атомами хлора, образуя хлорид кальция (CaCl2), валентность кальция – 2+. Следуя тому же логическому принципу, валентность К в KCl должна быть 1+. Как видно на примере серной кислоты (H2SO4), валентность группы сульфата, или иона (SO4), должна равняться 2- из-за наличия двух атомов водорода. Ион сульфата (SO42-) рассматривается как единая группа. В случае с каустической содой (NaOH), так как валентность Na 1+, ион гидроксила (OH) должен иметь валентность 1-. У гидроксида кальция (извести) кальций имеет валентность 2+, а ион кидроксила 1-; таким образом, в данном соединении – Ca(OH)2 - должны быть две гидроксил-группы. Некоторые элементы, такие как железо, хром, никель, хлор и сера, являются многовалентными. Валентность называют также «степенью окисления» (см. Табл. 5). Табл. 4 содержит перечень элементов и ионов (групп) с химическими символами и валентностью.
| Элемент | Символ | Валентность | Ион или группа | Символ | Валентность |
| Водород | H | 1+ | Гидроксид | OH | 1- |
| Кислород | O | 2- | Оксид | O | 2- |
| Калий | K | 1+ | Карбонат | CO3 | 2- |
| Натрий | Na | 1+ | Бикарбонат | HCO3 | 1- |
| Кальций | Ca | 2+ | Сульфат | SO4 | 2- |
| Магний | Mg | 2+ | Сульфит | SO3 | 2- |
| Алюминий | Al | 3+ | Сульфид | S | 2- |
| Цинк | Zn | 2+ | Нитрат | NO3 | 1- |
| Железо | Fe | 3+, 2+ | Нитрит | NO2 | 1- |
| Серебро | Ag | 1+ | Фосфат | PO4 | 3- |
| Углерод | C | 4+ | Аммоний | NH4 | 1+ |
| Фосфор | P | 5+ | Ацетат | C2H3O2 | 1- |
| Сера | S | 2+, 4+, 6+ | Формиат | CHO2 | 1- |
| Хлор | Cl | 1-, 1+, 3+, 5+, 7+ | Тиоцианат | SCN | 1- |
Табл. 4. Элементы, ионы и валентность.
Электронная оболочка
Электроны вращаются вокруг атомного ядра упорядоченно в виде электронной оболочки. Каждая электронная оболочка может иметь определенное максимальное количество электронов. В первой орбите (оболочке) содержится не более двух электронов. Обычно каждая последующая оболочка не может содержать более восьми электронов. Диаметр каждой последующей оболочки больше диаметра предыдущей. Полностью заполненные электронами оболочки образуют более стабильные (менее реактивные) структуры, иными словами, они менее охотно принимают или отдают электроны. Обычно у отдельных атомов нулевой электрический заряд (т.е. число протонов равно числу электронов), однако они могут отдавать или принимать электроны, заполняя свои оболочки. Внешняя орбита – это орбита валентных электронов (валентная оболочка), она определяет валентность атома. В упорядоченном расположении элементов, называемом «Периодической таблицей», элементы распределены по столбцам в зависимости от числа электронов в «оболочках валентности» (см. Табл. 5).
Ионная связь
Как показано на Рис. 2, натрий и хлор образуют соединение хлорид натрия, когда натрий теряет, а хлор получает электрон, заполняя внешнюю электронную оболочку. Такая связь называется ионной. Атом натрия (атомное число 11) имеет 11 протонов и 11 электронов, поэтому в первой оболочке – 2 электрона, во второй – 8, а третьей – только один. Именно этот единственный электрон в валентной оболочке и отдается другим атомам при формировании с ними устойчивой структуры при заполнении внешней оболочки. При потере одного электрона (заряд 1-), натрий становится ионом с зарядом 1+. Атом хлора (атомное число 17) имеет 17 протонов и 17 электронов. В первой оболочке атома хлора 2 электрона, во второй – 8, в третьей – 7. Из-за наличия во внешней оболочке 7 электронов атом хлора стремится получить еще один электрон, чтобы полностью ее заполнить. При получении одного электрона хлор становится ионом с зарядом 1-.
Рис.2. Электронные оболочки и ионная связь.
Табл. 5. Периодическая система элементов.
Поэтому при сочетании одного атома хлора и одного атома натрия образуется устойчивое соединение – хлорид натрия, NaCl. Электрон внешней оболочки атома натрия переходит во внешнюю оболочку атома хлора. Почему натрия отдает электрон, а хлор принимает его? Согласно теории, объясняющей поведение атомов, каждый атом стремится заполнить внешнюю электронную оболочку восьмью электронами. Атомам с одним, двумя или тремя электронами во внешней оболочке легче отдать свои электроны, а атомам с четырьмя, пятью, шестью, семью электронами легче принять чужие. Что касается натрия и хлора, когда натрий отдает один электрон его заряд становится равным +1, а когда хлор принимает электрон, его заряд становится равным 1. При этом ни тот ни другой атом не могут считаться электрически нейтральными. Атом натрия стал ионом с положительным зарядом (обозначается Na+), а атом хлора – ионом с отрицательным зарядом (Сl-). Доказательством электронного обмена и образования ионов может служить тот факт, что расплавленный NaCl является проводником. Если к расплавленной соли подать электрический ток, металл натрий будет скапливаться на отрицательном электроде (катоде), а газ хлор – на положительном (аноде). Поэтому ион натрия называется катионом, а ион хлора – анионом. В формулах соединений первое место обычно занимает катион. Так как натрий отдает электрон, его называют электроположительным; так как он отдает электрон легко, его называют сильным электроположительным элементом.
Ковалентная связь
Ковалентной связью называется обобщение электронных пар при образовании связей между атомами. В отличие от хлорида натрия, где имеет место передача электронов (ионная связь), ковалентная связь представляет собой одновременное обобщение электронов. Наиболее яркие примеры соединений с ковалентной связью – вода и водород (см. Рис. 3). В молекуле воды один электрон каждого из атомов водорода поделен между шестью электронами во вторых оболочках атомов кислорода таким образом, чтобы в них оказались по восемь электронов. Подобным образом каждый атом водорода в молекуле воды разделяет один из шести электронов второй электронной оболочки атома кислорода. Соединения с высокой степенью обобщения электронов характеризуются сильными межатомными связями и слабыми межмолекулярными связями. Обычно слабых межмолекулярных связей недостаточно для придания такому веществу жесткой структуры. Поэтому в основном соединения с ковалентной связью являются жидкостями и газами.
Водородная связь: В некоторых соединениях с ковалентными связями электроны обобщены не полностью. В результате атомы частично приобретают положительные и отрицательные заряды, поляризуя молекулу. В молекуле воды, например, два атома водорода частично заряжены положительно, атом же кислорода имеет частично отрицательный заряд. Отрицательный заряд атома кислорода преобладает с одной стороны молекулы, тогда как положительный заряд атомов водорода – на другой стороне, в результате молекула становится полярной (см. Рис. 4). Атом водорода молекулы воды притягивается к атомам кислорода соседних молекул. Притяжение положительно заряженных водородных полюсов молекул к отрицательно заряженным кислородным полюсам соседних молекул называется водородной связью. Сила водородной связи составляет лишь одну десятую – одну тридцатую силы ковалентной связи.
Слабые водородные связи между соседними молекулами легко рвутся и восстанавливаются. Благодаря неполярному распределению зарядов, сульфид водорода (H2S) – газ, несмотря на то, что его молекула тяжелее молекулы воды. У двух атомов водорода слабый положительный заряд, у атома серы – слабый отрицательный, а вместе они образуют устойчивую структуру. Отсутствие сильной полярной структуры обуславливает диффузию отдельных молекул в газ при стандартных условиях. Полярностью молекулы воды объясняются некоторые явления, имеющие место в буровых растворах. Глины – сильно заряженные комплексные структуры. Притяжение заряда молекул воды и зарядов на пластинках глинистых минералов ведет к гидратации глин. Глины имеют сильный отрицательный заряд на большей плоскостной поверхности и положительный заряд на кромках пластинок. Положительно заряженная водородная часть молекулы воды будет притягиваться к отрицательно заряженной поверхности пластинки глины, образуя водородную связь.
Рис. 5. Гидратация глин в воде посредством водородных связей.
Вода может адсорбироваться в несколько слоев, что ведет к разбуханию соседних слоев глины (см. Рис. 5). Катионный обмер (обмен катионов ионных связей) может привести к замещению гидратационной воды и флоккуляции частиц глины, т.к. связи между глиной и водой сильнее, чем слабые водородные связи между молекулами воды. Многие соединения имеют как ковалентные, так и ионные связи. Кальцинированная сода (Na2CO3) – пример такого соединения. Связи между углеродом и кислородом в карбонатной группе (СО32-) ковалентные (обобщение электронов), тогда как связи между ионом натрия (Na+) и карбонатной группой – ионные (передача электронов). При растворении кальцинированной соды происходит диссоциация натрия из карбонатной группы, а кислород и углерод карбонатной группы остаются единым целым. Ионная и ковалентная связь одинаковы по силе, оба типа связи намного сильнее водородной.
Соединения
Соединение – это вещество, состоящее из нескольких элементов, находящихся в определенной пропорции. Обычная столовая соль – ионное соединение. Его можно разложить на отдельные элементы: натрий (Na) и хлор (Cl). У соединений несколько общих свойств:
· Постоянство и определенность химического состава соединения.
· Потеря свойств (характерных особенностей) отдельных элементов при образовании ими химического соединения.
· Однородность соединения.
Формулы
Так как химическое соединение всегда содержит одни и те же элементы, сочетающиеся между собой в точной пропорции, соединение можно представить в виде формулы. Формула химического соединения – это формула одной его молекулы. При реакции между атомами или химическими соединениями происходит одновременное взаимодействие между многими миллионами атомов и молекул соединений. Из-за малых размеров невозможно подсчитать количество атомов, задействованных в химической реакции. Поэтому для измерения количества химических веществ, вступивших в реакцию, используется их вес. Так как один атом натрия весит 22,99 атомных единиц массы, а один атом хлора – 35,45, то на основании пропорции, атомы 22,99 г натрия вступят в реакцию с тем же количеством атомов, содержащихся в 35,45 г хлора. Принцип пропорции соблюдается для любых единиц измерения – граммов, фунтов, килограммов, тонн и т.д. Однако грамм – наиболее распространенная единица измерения веса. Если в качестве единицы измерения применяются граммы, один грамм атомного веса соответствует 6,023 х 1023 атомов. Такое количество атомов называют одним «грамм-атомом» молекулярного веса или «молем». Моль – количественная единица измерения, которая содержит точное количество атомов, молекул или единиц формулы, вес которых в граммах равна атомному, молекулярному весу или молекулярному весу по формуле соединения. В одном моле элемента содержится такое же количество химических единиц (атомов, молекул или единиц формулы), что и в 12 г углерода 12, или в числе Авогадро – 6,023 х 1023. Обычно моль используется для расчета молекулярного веса по формуле в граммах. Молекулярный вес NaCl (соль) равен 58,44, поэтому один моль хлорида натрия весит 58,44 г. Количество атомов элемента в формуле соединения равняется количеству молей элемента, необходимого для получения одного моля соединения. Для образования одного моля воды два моля водорода должны прореагировать с одним молем кислорода. В весовом отношении, водород (атомный вес 1,01) соединяется с кислородом (атомный вес 16,00) в пропорции 2,02 г водорода на 16,00 г. кислорода; т.е. два моля водорода на один моль кислорода. Поэтому формула воды – H2O. Углерод (атомный вес 12,01) соединяется с кислородом в отношении 12,01 г углерода на 32,00 г кислорода, и получается диоксид углерода. Формула диоксида углерода – CO2. Подстрочный индекс 2 относится только к кислороду, он означает, каждая молекула содержит два атома кислорода. Если в формуле у атомов отсутствует подстрочный индекс, как в случае атома углерода, он подразумевается равным 1. Сумма атомных весов всех атомов в химической формуле называется атомным весом формулы. Если химическая формула вещества является формулой его молекулы, вес формулы будет являться еще и молекулярным весом. Таким образом, вес формулы NaCl равен 58,44. Это число получено сложением атомного веса натрия (22,99) и хлора (35,45). Определенное соединение всегда содержит одни и те же элементы в точной весовой пропорции, а состав соединения выражен наиболее простой формулой. Примеры формул соединений – CaCl2, Fe2O3, BaSO4.
Стехиометрические реакции
Причина, по которой соединения содержат элементы в определенной пропорции, заключается в валентности атомов, вступающих в реакции между собой. Как обсуждалось ранее, реакции происходят в определенной пропорции между элементами, пропорции же зависят от атомного веса каждого элемента. Определение веса называется стехиометрией. Стехиометрия – изучение количества и точных пропорций веществ, реагирующих между собой. Стехиометрические расчеты позволяют определить точный вес и пропорции реагентов.
Эквивалентный вес
Зачастую химикам приходится исследовать соединения и проводить реакции с веществами, точный состав которых неизвестен. Поэтому вместо молей удобнее выражать результат в «эквиваленте» известного вещества. Например, инженеры по буровым растворам титрируют фильтрат РВО для измерения «общей жесткости», где результат выражается содержанием кальция. На самом деле общая жесткость – это содержание кальция и магния, поэтому результат титрирования выражен «кальциевым эквивалентом» общей жесткости. Эквивалентный вес определяется как вес по формуле элемента, соединения или иона, деленный на количество раз вступления в реакцию. Например, эквивалентный вес для кислот определяется числом атомов водорода в химической формуле. При реакции кислота отдает протоны (ионы водорода). Предположим, что для снижения уровня рН используется серная кислота (H2SO4, вес по формуле – 98). Данную реакцию можно записать следующим образом:
H2SO4 + 2OH- ® 2H2O + SO42-
Один моль H2SO4 реагирует с двумя молями ОН-. С учетом этого, ½ моля серной кислоты эквивалентны 1 молю гидроксил-группы. Для удаления 1 моля OH- необходимо ½ моля H2SO4. Если воспользоваться весом формулы, это составит 98 ÷ 2, или 49 г. Таким образом, эквивалентный вес H2SO4 – 49 г. При поглощении такого же количества OH- соляной кислотой (HCl, вес формулы 36,5), имеющей всего один атом водорода, реакция будет иметь вид
HCl + OH– ® H2O + Cl–
Так как один моль HCl реагирует только с одним молем OH-, эквивалентный вес соляной кислоты будет равняться весу формулы, т.е. 36,5 г. Согласно этому методу, 49 г H2SO4 эквивалентно 36,5 г HCl.
Если лабораторные исследования показали, что для снижения уровня рН жидкости необходима соляная кислота с концентрацией 36,5 фунтов/баррель, тогда как на буровой имеется только серная кислота H2SO4, для снижения рН концентрация серной кислоты должна составить 49 фунтов/баррель.