Ларичкина Лабораторный практикум по неорганической и

Министерство образования и науки Российской Федерации
НОВОСИБИРСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ ТЕХНИЧЕСКИЙ УНИВЕРСИТЕТ
ЛАБОРАТОРНЫЙ ПРАКТИКУМ
ПО НЕОРГАНИЧЕСКОЙ И КОЛЛОИДНОЙ ХИМИИ
для студентов III курса экологических специальностей
всех форм обучения
НОВОСИБИРСК
2008
Составители: Ларичкина Н.И., канд. геол.-минерал. наук, доцент,
Кузьмина Н.Г., ассистент
Рецензент А.М. Шкаруба, д.б.н., профессор
Работа подготовлена на кафедре инженерных проблем экологии
Новосибирский государственный
технический университет, 2008
Лабораторная работа № 1
«Установление точной концентрации раствора щелочи по соляной кислоте»
1 Теоретическая часть
1.1 Растворы. Способы выражения концентрации растворов
Растворы широко применяются в различных сферах деятельности человека. Они
имеют большое значение для живых организмов. В различных производственных и биологических процессах большую роль играют растворы электролитов. Свойства этих растворов
объясняет теория электролитической диссоциации. Знание теории электролитической диссоциации является основой для изучения свойств неорганических соединений, для глубокого понимания механизмов химических реакций в растворах электролитов. Природная вода
является раствором. Минеральные воды, которые представляют собой растворы углекислого газа, сероводорода, соединений железа, брома, йода и других веществ, применяют для
лечения различных заболеваний.
Растворы – гомогенные (однородные) системы переменного состава, которые содержат два или несколько химических компонента.
В зависимости от агрегатного состояниях веществ растворы бывают жидкие, газообразные и твердые (сплавы).
Наиболее распространены жидкие растворы. Они состоят из растворителя (жидкости) и растворенного вещества (газ, жидкость, твердое вещество). Жидкие растворы могут
быть водные и неводные.
Водные растворы – это растворы, в которых растворителем является вода.
Неводные растворы – это растворы, в которых растворителями являются другие
жидкости (бензол, спирт и т.д.).
На практике чаще всего применяются водные растворы.
Растворимость вещества выражают в граммах на литр (г/л). По растворимости в воде
вещества делятся на три группы:
- хорошо растворимые (Р),
- малорастворимые (М),
- практически нерастворимые (Н).
Хорошо растворимые вещества – это вещества, растворимость которых составляет
более 10 г на 1 л воды. Например, в 1 л воды может раствориться до 2000 г сахара.
Малорастворимые вещества – это вещества, растворимость которых составляет от
0,01 до 10 г на 1 л воды. Например, в 1 л воды растворяется не более 2 г гипса
(CaSO4*2H2O).
Практически нерастворимые вещества – это вещества, растворимость которых составляет менее 0,01 г на 1 л воды. Например, AgCl: в 1 л воды растворяется 1,5*10-3 г.
Растворы, применяемые на практике, могут быть различной концентрации. Существует несколько способов выражения концентрации растворенного вещества (таблица 1.1).
Таблица 1.1 – Способы выражения концентрации
Название и определение
Обо-
Размер-
значе-
ность
Формула измерения
ние
Молярная концентрация – это число См, М
Моль/л
См=n(X)/V=m/M(X)*V.
молей растворенного вещества n(X) в
Если объем измеряется в мл,
1 л раствора (V).
тогда См=m*1000/M(X)*V.
Моль – это количество вещества, со- n(X)
Моль
n(X)=m/M(X).
держащее столько молекул (атомов)
этого вещества, сколько атомов содержится в 12 г углерода (12С).
Молярная масса – это масса одного М(Х)
г/моль
моля вещества.
кг/кмоль
Молярная концентрация экви-
Сэ, н, N
валента (эквивалентная концентра-
Моль*экв
Сэ= nэ(Х)/V = m /M(X) *fэкв.
/л
*V.
ция) – число эквивалентных масс
Если объем раствора измеря-
(nэ(Х)), растворенного в 1 л раствора.
ется в мл, тогда
г/моль
Молярная масса эквивалента - Mэ(X)
это масса моля эквивалента вещества
X. Она равна произведению фактора
эквивалентности на молярную массу
вещества.
Эквивалент - это некая реальная или условная частица, которая
может присоединять или высвобождать один ион водорода (Н+) в кислотно-основных реакциях или один
Сэ= m*1000/M(X) *fэкв. *V.
Мэ(Х) = fэкв.*М(Х).
электрон
в
окислительно-
восстановительных реакциях. Единицей количества вещества эквивалента является моль.
Фактор эквивалентности - чис- fэкв.(X)
ло, показывающее, какая доля реальной частицы вещества X эквивалентна
одному иону Н+ в данной кислотноосновной реакции или одному электрону
в
окислительно-
восстановительной реакции. Фактор
эквивалентности — безразмерная величина fэкв. l. Его рассчитывают из
формулы кислоты, основания, соли,
кристаллогидрата или по стехиометрии указанной реакции. Для
- кислоты
fэкв=1/основность кислоты
- основания
fэкв=1/кислотность основания
fэкв=1/число атомов металла *
валентность металла
- соли
Массовая доля (массовая про-
С%, %
центная концентрация) - отношение
Доля еди- C%=m*100/mр-ра=m/ *V
ницы, %
массы данного компонента в растворе (m) к общей массе этого раствора
m
кг, г
(mр-ра).
mр-ра
кг, г
Плотность раствора

кг/л, г/мл
Объем раствора
V
л, мл
Титр раствора - это отношение массы Т
вещества к объему раствора, т.е. это
масса вещества в граммах, содержащаяся в 1 мл раствора.
Примечание:
г/мл
mр-ра = *V
Т=m/V
Например, fэкв(HCl) = 1, fэкв(H2SO4) = 1/2, fэкв(Н3РО4) =1/3. Но если многоосновная
кислота в конкретной реакции проявляет себя как одноосновная кислота или двухосновная,
то fэкв. ее будет меняться. Например,
H3PO4 + NaOH
NaH2PO4 + H2O ; fэкв(Н3РО4) =1.
H3PO4 +2NaOH = Na2HPO4 + 2H2O ; fэкв(Н3РО4) =1/2.
H3PO4 +3NaOH = Na3PO4 + 3H2O ;
fэкв(Н3РО4) =1/3.
fэкв(NaOH) = 1; fэкв(Al(OH)3) = 1/3.
fэкв(NaCl) = 1;
1
1

23 6
1
1
f экв (CuSO4  5 H 2 O ) 

1 2 2
f экв ( Al 2 ( SO4 ) 3 ) 
Mэ(H2SO4) = 98 г/моль ∙1/2 = 49 г/моль.
Все виды концентраций пропорциональны друг другу, следовательно, можно от одного способа выражения концентрации перейти к другому. Так, например:
С %    10
T  1000
 f экв  С э 
;
M (X )
M (X )
С
С %    10
T  1000
Сэ 
 м 
;
f экв  M ( X ) f экв
f экв  M ( X )
См 
С% 
С м  M ( X ) f экв  С э  M ( X )

.
  10
  10
1.2 Количественный анализ. Метод нейтрализации
Метод нейтрализации позволяет по результатам титрования определить точную концентрацию компонента кислотного или основного характера в исследуемом растворе и вычислить его содержание. В основе метода лежит реакция нейтрализации между кислотой и
основанием, кислотой и основной солью, основанием и кислой солью и др., т.е. реакция взаимодействия гидратированных ионов Н+ и ОН-:
Н+ + ОН– = Н2О
Теоретически основой метода является закон эквивалентов:
массы реагирующих веществ пропорциональны их молярным массам эквивалентов:
mк  ты М э( к  ты)

mоснов. М э( основ)
де:
mк-ты и mоснов- массы реагирующих веществ кислотно-основного характера, г,
Мэ - молярные массы эквивалентов взаимодействующих веществ, г/моль.
Следствие из закона эквивалентов позволяет оперировать объемами реагирующих
веществ:
Сэ(к-ты)*V(к-ты) = Сэ(основ )*V(основ),
где Сэ -молярные концентрации эквивалентов реагирующих веществ, моль/л,
V - объемы растворов реагирующих веществ, мл.
В качестве рабочих растворов в методе нейтрализации используют:
1) титрованный раствор НСl (или H2SO4) Сэ = 0,1 или 0,01 моль/л;
2) установочный раствор NaOH (или КОН).
Для установления точки эквивалентности в реакции нейтрализации используют индикаторы (метиловый оранжевый, фенолфталеин, и др.).
Например, для определения концентрации щелочи в исследуемом растворе
(СЭ(NaOH) точный объем исследуемого раствора (5 или 10 мл.) переносят пипеткой в колбу
для титрования. Титруют из бюретки титрованным раствором соляной кислоты с Сэ = 0,1
моль*экв/л до достижения эквивалентной точки, которая определяется по изменению цвета
индикатора.
Зная объем исследуемого раствора щелочи (Vисслед.
щелочи),
молярную концентрацию
эквивалента кислоты (Сэ(НСl)), экспериментально определив VHCl, можно рассчитать концентрацию исследуемого раствора щелочи Сэ(NaOH):
Сэ(NaOH) = Сэ(HCl)*V(HCl)/V(NAOH),
Содержание компонента кислотного или основного характера в определенном объеме
раствора можно определить:
а) m= Сэ *Мэ (г) – масса в 1 литре раствора;
б) m 
Cэ  M э  V
, (г) – масса в объеме V мл.
1000
Зная Сэ, всегда можно выразить концентрацию вещества в виде См, С% и Т.
2 Практическая часть
Цель работы:

освоить титриметрический метод анализа;

научиться определять концентрации исследуемого раствора.
Порядок выполнения работы
1.
Приготовьте раствор щелочи (KOH или NaOH) заданной преподавателем концентрации
(Стеор.). Для этого рассчитайте навеску щелочи, взвести её на аналитических весах и рас-
творите в 50 мл дистиллированной воды. Работы необходимо выполнять при включенной
вентиляции, не допускать попадания щелочи на кожные покровы.
2.
Приведите в рабочее состояние бюретку, налейте в нее до отметки "0" приготовленный
титрованный раствор НСl с концентрацией Сэ = 0,1 моль/л.
3.
В коническую колбу для титрования пипеткой отмерьте 10 мл, приготовленного Вами
раствора щелочи заданной преподавателем концентрации, добавьте 50 мл дистиллированной
воды и 1 - 2 капли метилового оранжевого, раствор тщательно перемешайте. Он приобретет
желтый цвет.
4.
К раствору щелочи медленно, небольшими порциями при тщательном перемешивании
из бюретки приливайте раствор соляной кислоты до достижения точки эквивалентности. При
этом окраска метилоранжа переходит из желтой в бледно-розовую.
5.
Заметьте по бюретке объем соляной кислоты, пошедшей на титрование. Титрование по-
вторите три раза. Данные титрования занесите в таблицу 1.2.
Результаты исследований
Таблица 1.2 – Результаты титрования раствора щелочи
№ опыта
Vщелочи, мл
Сэ (HCl),
VHCl ,мл
Индикатор
моль*экв/л
1
10
2
10
3
10
Среднее
10
0,1 моль/л
Метилоранж
Vср(HCl)=
По формуле: Сэ(NaOH)*V(NaOH) = СЭ(НС1)*V(HC1) определите СЭ(NaOH), взяв
Vcp(HCl) как среднее значение по результатам 3-х титрований, считая, что полученное значение является практическим (СЭ(NaOH)=Спракт.).
Оцените погрешность Ваших измерений:
 = Стеор. – Спракт. * 100/Стеор.
По формулам пересчета рассчитайте концентрацию приготовленного Вами раствора.
По проделанной работе и проведенным расчетам сделайте выводы.
Выводы
Примечание:
Защита лабораторной работы № 1 проводится по теоретическим вопросам метода
нейтрализации, формулам пересчета концентраций растворов химических соединений и решению задач, примеры которых приведены ниже.
Задачи для самостоятельного решения по теме: «Растворы и способы выражения
их концентрации»
Задача 1. Сколько мл НС1 с р = 1,18 г/мл и С% = 36 % необходимо взять для приготовления 300 мл раствора НС1 с Сэ= 0,15 моль/л? Ответ: 3.87 мл.
Задача 2. Как приготовить 250 г раствора H2SO4 с С% = 13 % (р=1,082 г/мл), если
имеется концентрированная серная кислота с С% = 96% (р = 1,84 г/мл). Вычислите С м и Сэ
приготовленного раствора H2SO4. Ответ: 18.4 мл; 216.15 мл; 1,434 моль/л; 2,869 моль/л.
Задача 3. Определите Сэ и Т раствора КОН с С% = 43% и р = 1,48 г/мл. Какой объем
этого раствора нужно взять, чтобы приготовить 500 мл разбавленного раствора КОН с С э =
0,01 моль/л? Ответ: 11.36 моль/л; 0,6364 г/мл; 0,44 мл.
Задача 4. При определении кислотности молока на титрование 25 мл его пошло 3.5 мл
раствора едкого натра с С, = 0,1 моль/л. Определить Сэ молочной кислоты в молоке. Ответ:
0,014 моль/л.
Задача 5. Сколько граммов НСl содержится в 250 мл ее раствора, если на титрование
5 мл этого раствора расходуется 3,5 мл раствора КОН с Сэ = 0,01 моль/л? Ответ: 0,0639 г.
Задача 6. В колбе на 500 мл растворено 0,755 г технического (т.е., содержащего примеси) NaOH. На титрование 5 мл этого раствора пошло 16,3 мл раствора НС1 с Сэ(теор.) =
0,01 моль/л (К = 0,8). Определить массовую долю чистого NaOH в навеске. Ответ: 69,14%.
Задача 7. Сколько граммов буры содержится в 250 мл, если 10 мл этого раствора оттитровываются 12,3 мл раствора НС1 с Т = 0,00365 г/мл? Ответ: 5,864 г.
Задача 8. Сколько граммов HCI оттитровываются 15 мл раствора КОН с С, = 0,2
моль/л? Ответ: 0,1095 г.
Задача 9. Для определения С, и Т раствора НС1 была взята навеска буры Na2B4O7 •
10Н2О, равная 0,525 г. На нейтрализацию ее раствора было израсходовано 18,3 мл раствора
НСl. Чему равны Сэ и Т раствора НСl? Ответ: 0,1504 моль/л, 0,00549 г/мл.
Лабораторная работа № 2
«Определение содержания калия в образцах растительности»
1.Теоретическая часть
Калий участвует в синтезе углеводов в растениях, обусловливает водоудерживающую
способность клеток и тканей, повышает устойчивость растений к болезням.
Недостаток калия проявляется в том, что края и кончики листьев приобретают «обожженный» вид («краевой ожог»), на пластинках появляются мелкие ржавые крапинки. Клетки растут неравномерно, что вызывает куполообразное закручивание листьев. На листьях
картофеля появляется также характерный бронзовый налет.
Калий откладывается в растениях главным образом в стеблях, поэтому удобрение
земли навозом, содержащим солому, отчасти пополняет убыль калия. Но так как стебли перечисленных выше растений используются для промышленных целей, то в конце концов
большая часть калия уходит из почвы, и для пополнения его убыли необходимо вносить в
почву калийные удобрения.
Источником получения калийных удобрений служат естественные отложения калийных солей. В России такие отложения находятся в районе Соликамска. Пласты соли, состоящие главным образом из минералов карналлита KCl*MgCl2∙6Н2О и сильвинита KCl*NaCl,
залегают на большой площади между верховьями Камы и предгорьями Урала. Калийные месторождения имеются также в Саратовской области.
В качестве калийных удобрений применяют как природные вещества, так и продукты
их переработки. Из природных веществ используется главным образом сильвинит. Продуктами переработки, находящими наибольшее применение, являются хлорид и сульфат калия.
Иногда применяется также растительная зола, содержащая калий главным образом в виде
карбоната (K2CO3).
Все калийные удобрения — физиологически кислые соли.
Для нормального развития растениям требуются и другие элементы, особенно Са, Mg,
S, Fe, В, Mo, Mn, Cu, Zn, Co.
2. Практическая часть
Цель работы - определение степени нуждаемости растений в калийных удобрениях.
Материалы и оборудование:
ветви разных растений (три-пять),
5 г дипикриламината магния (II) (Mg[HNC6H2(NO2)]2)(вариант 1),
5 г гексанитрокобальтат(III) натрия (Na3[Co(NО2)6])(вариант 2),
10 мл концентрированной соляной кислоты,
10 мл концентрированной серной кислоты,
110 мл дистиллированной воды,
предметное стекло,
белая бумага,
два мерных цилиндра,
два стакана,
пипетка,
стеклянный пестик,
стеклянная лопатка.
Порядок выполнения работы:
Вариант 1
1. Растворить 5 г дипикриламината магния в 100 мл дистиллированной воды.
2. Разбавить дистиллированной водой концентрированную соляную кислоту в соотношении 3:1.
3. Подготовить срезы растений.
4. Под сухое предметное стекло подложить белую бумагу, положить на стекло срез
одного растения, придавить его стеклянным пестиком. Срез отодвинуть в сторону от пятна
выдавленного сока.
5. На пятно сока и на срез нанести последовательно по одной капле раствора дипикриламината магния и разбавленного раствора соляной кислоты.
6. Сравнить полученную окраску срезов и сока, выделившегося из них, с оценочной
шкалой (таблица 2.1).
Таблица 2.1 - Оценочная шкала
Балл
Окраска среза
Потребность растения в калийных удобрениях
5
Красно-суриковая
Не нуждается
4
Красно-оранжевая
Нуждается
3
Оранжевая
-“-
2
Желто-оранжевая
-“-
1
Соломенно-желтая
Сильно нуждается
0
Лимонно-желтая
Нуждается очень сильно
7. Повторить пп.3-6 для срезов других ветвей растений.
Вариант 2
1. Растворить 5 г гексанитрокобальтата (III) натрия в 70 мл дистиллированной воды и
довести объем раствора до 100 мл.
2. Разбавить концентрированную серную кислоту дистиллированной водой в соотношении 3:1.
3. Повторить пп.3 и 4 варианта 1.
4. На пятно сока и срез нанести одну каплю раствора гексанитрокобальтата(III) натрия
и
дать
возможность
образоваться
осадку
гексанитрокобальтата(III)
натрия-калия
(K2Na[Co(NО2)6]).
5. Через одну минуту добавить 1-2 капли раствора серной кислоты для растворения
избытка реактива и перемешать содержимое стеклянной лопаткой для ускорения реакции.
6. Сравнить появившуюся через 3-5 мин окраску с оценочной шкалой (таблица 2.2).
Таблица 2.2 - Оценочная шкала
Балл
Окраска среза
Содержание солей калия в растении
1
Светло-розовая
Низкое
2
Желтая
Среднее
3
Желто-оранжевая
Высокое
7. Повторить п.7 варианта 1.
Результаты исследований
Результаты исследований занести в таблицу 2.3.
Таблица 2.3 – Определение степени нуждаемости растений в соединениях калия
Балл
Окраска среза
Потребность растения в Содержание
калийных удобрениях
Выводы
солей
калия в растении
Вопросы к защите:
1. Какую роль играет калий в жизнедеятельности растений?
2. В чем проявляется недостаток калия в питании растений?
3. В какой части растений аккумулируется калий?
4. Покажите структурную и электронную формулу калия.
5. Покажите основные химические свойства калия.
6. Как изменяются химические свойства химических элементов в 1-й подгруппе?
7. Способы получения калийных и нитратных удобрений.
8. Способы получения щелочных металлов.
Лабораторная работа № 3
«Определение содержания ионов кальция и магния водной среды
методом объемного титрования»
1 Теоретическая часть
Ввиду широкой распространенности кальция, соли его почти всегда содержатся в
природной воде. Из природных солей кальция только гипс (CaCO 3 *2H2 O) несколько
растворим в воде, однако, если вода содержит диоксид углерода (CO2 ), то карбонат
кальция тоже может переходить в раствор в виде гидрокарбоната кальция (Са(НСО 3 )2 ).
Природная вода, содержащая в растворе большое количество солей кальция и
магния, называется жесткой водой в противоположность мягкой воде, содержащей мало
солей кальция и магния или совсем не содержащей их.
Суммарное содержание этих солей в воде называется ее общей жесткостью. Она
подразделяется на карбонатную и некарбонатную жесткость. Первая из них обусловлена присутствием гидрокарбонатов кальция (Са(НСО 3 )2 ) и магния (Mg(НСО 3 )2 ), вторая —
присутствием солей сильных кислот — сульфатов или хлоридов кальция и магния. При длительном кипячении воды, обладающей карбонатной жесткостью, в ней появляется ос адок, состоящий главным образом из карбоната кальция (СаСО3 ), и одновременно выделяется СО 2 . Оба эти вещества появляются вследствие разложения гидрокарбоната
кальция:
Са(НСО3)2 = СаСОз  + СО2  + Н2О.
Поэтому карбонатную жесткость называют также временной жесткостью. Количественно временную жесткость характеризуют содержанием гидрокарбонатов, удаляющихся из воды при ее кипячении в течение часа. Жесткость, остающаяся после такого кипячения, называется постоянной жесткостью.
Жесткость воды выражают суммой миллимоль*эквивалентов ионов кальция
(Са2+) и магния (Mg2+), содержащихся в 1 литре воды. Один миллимоль*эквивалентов жесткости отвечает содержанию 20,04 мг/л Са2+ или 12,16 мг/л Mg2+.
По значению жесткости воду условно делят на мягкую (до 4 ммоль*экв./л), средней
жесткости (4—8 ммоль*экв./л), жесткую (8—12 ммоль*экв./л) и очень жесткую (более 12
ммоль*экв./л).
Жесткость воды может быть рассчитана по формуле:
ОЖ = 1000*mB /[Mэк(В)*V],
где
mB — масса растворенного вещества (г);
Mэк(В)— молярная масса эквивалента вещества (г/моль);
V — объем воды (л).
Жесткость природных вод изменяется в широких пределах. Она различна в разных водоемах, а в одной и той же реке изменяется в течение года. Минимальная жесткость воды отмечается во время паводка. В таблице 3.1 приведены величины жесткости воды
некоторых рек России в летний период.
Таблица 1 - Жесткость воды некоторых рек России
Река
Пункт
Жесткость воды, моль*экв./л
общая
карбонатная
некарбонатная
Волга
г. Вольск
5,9
3,5
2,4
Дон
ст. Аксакайская
5,6
4,3
1,3
Енисей
г. Красноярск
1,3
1,2
0,1
Москва
с. Татарово
4,2
4,1
0,1
Нева
с. Ивановское
0,5
0,5
0
Жесткость вод морей значительно выше, чем рек и озер. Так, вода Черного моря имеет общую жесткость 65,5 ммоль*экв./л. Среднее значение жесткости воды мирового
океана 130,5 ммоль*экв./л (в том числе на Са2+ приходится 22,5 ммоль*экв/л, на Mg2+ — 108
ммоль*экв./л).
Присутствие в воде значительного количества солей кальция или магния делает
воду непригодной для многих технических целей. Так, при продолжитель ном питании
паровых котлов жесткой водой их стенки постепенно покрываются плотной коркой накипи. Такая корка уже при толщине слоя в 1 мм значительно снижает передачу тепла стенками котла и, следовательно, ведет к увеличению расхода топлива. Кроме того, она может
служить причиной образования вздутий и трещин, как в кипятильных трубах, так и на
стенках самого котла.
Жесткая вода не дает пены с мылом, так как содержащиеся в мыле рас творимые
натриевые соли жирных кислот — пальмитиновой и стеариновой — переходят в нерастворимые кальциевые соли тех же кислот:
2C17H35COONa+ CaSO4 = (C17H35COO)2Ca + Na2SO4 .
стеарат натрия
стеарат кальция
Жесткой водой нельзя пользоваться при проведении некоторых технологиче ских
процессов, например при крашении.
Приведенные выше примеры указывают на необходимость удаления из воды,
применяемой для технических целей, солей кальция и магния. Удаление этих солей,
называемое водоумягчением, входит в систему водоподготовки — обработки природной
воды, используемой для питания паровых котлов и для различных технологических
процессов.
В ходе водоподготовки вода освобождается от грубодисперсных и коллоидных
примесей и от растворенных веществ. Взвешенные и коллоидные примеси удаляют коагуляцией их солями (обычно сульфатом алюминия (Аl2(SО4)3)), которые приливают в воду. Полученный осадок отфильтровывают.
Для водоумягчения применяют методы осаждения и ионного обмена. Путем осаждения катионы Са2+ и Mg2+ переводят в малорастворимые соединения, выпадающие в осадок. Это достигается либо кипячением воды, либо химическим путем — введением в воду соответствующих реагентов. При кипячении гидрокарбонаты кальция и магния превращаются в СаСО3 и Mg(OH)2:
Са(НСО3)2 = СаСОз  + СО2  + Н2О
Mg(HCO3)2 = Mg(OH)2  + 2СО2 ,
в результате чего устраняется только карбонатная жесткость.
При химическом методе осаждения чаще всего в качестве осадителя используют
известь или соду. При этом в осадок (также в виде СаСО3 и Mg(OH)2) переводятся все соли
кальция и магния.
Для устранения жесткости методом ионного обмена или катионирования воду пропускают через слой катионита. При этом катионы Са 2+ и Mg2+, находящиеся в воде, обмениваются на катионы Na+, содержащиеся в применяемом катионите. В некоторых случаях требуется удалить из воды не только катионы Са2+ и Mg2+, но и другие катионы и
анионы. В таких случаях воду пропускают последовательно через катионит, содержащий
в обменной форме водородные ионы (Н-катионит), и анионит, содержащий гидроксид-ионы
(ОН-анионит). В итоге вода освобождается как от катионов, так и от анионов солей.
Такая обработка воды называется ее обессоливанием.
Когда процесс ионного обмена доходит до равновесия, ионит перестает работать
— утрачивает способность умягчать воду. Однако любой ионит легко подвергается регенерации. Для этого через катионит пропускают концентрированный раствор солей (хлорида
натрия (NaCl), сульфата натрия (Na2SO4)) или кислот (соляной (НСl), серной (H2SO4)). При
этом ионы Са2+ и Mg2+ выходят в раствор, а катионит вновь насыщается ионами Na+ или Н+.
Для регенерации анионита его обрабатывают раствором щелочи или соды (последний,
вследствие гидролиза карбонатного иона, также имеет щелочную реакцию). В результате поглощенные анионы вытесняются в раствор, а анионит вновь насы щается ионами
ОН - .
Для умягчения воды применяются также методы, основанные на физических явлениях. К
ним относятся метод электродиализа, магнитно-ионизационный метод, магнитная обработка,
ультразвуковая обработка.
Метод электродиализа основан на явлении направленного движения ионов электролита к
электродам, подключенным к сети постоянного тока. Таким образом, ионы металлов, обуславливающие жесткость воды, задерживаются у электродов и отделяются от воды, выходящей из аппарата водоочистки.
Магнитно-ионизационный метод так же, как и метод электродиализа, использует явление
направленного движения ионов, но уже под действием магнитного поля. Для увеличения в воде
количества ионов ее предварительно облучают ионизирующим излучением.
Магнитная обработка воды заключается в пропускании воды через систему магнитных
полей противоположной направленности. В результате этого происходит уменьшение степени
гидратации растворенных веществ и их объединение в более крупные частицы, которые выпадают в осадок.
Ультразвуковая обработка воды так же, как и магнитная, приводит к образованию более
крупных частиц растворенных веществ с образованием осадка.
2 Практическая часть
Цель работы - ознакомить студентов с комплексометрическим методом определения
общей жесткости (ОЖ) и содержания ионов магния (Mg2+) или кальция (Са2+).
Определение жесткости воды, как правило, производится методом прямого измерения
количества ионов кальция и магния в пробе путем титрования натриевой солью этилендиамина тетрауксусной кислоты (ЭДТА, трилон Б) в щелочной среде (рН=8-11), с использованием в качестве индикатора эриохрома черного Т (ЭБТ).
Материалы и оборудование:
трилон Б (ЭДТА) 0,1 н., 0,05 н. и 0,01 н.,
аммиачная буферная смесь,
эриохром черный Т,
установка для объемного химического титрования,
пипетки объемом 1, 5, 10 и 100 мл,
три-четыре конические колбы объемом 250 мл,
мерный цилиндр.
Порядок выполнения работы:
1. С помощью пипетки, емкостью 100 мл отобрать в коническую колбу 100 мл исследуемой воды.
2. Добавить к испытуемому раствору аммиачной буферной смеси и 5-8 капель индикатора (ЭБТ). При взаимодействии с ионами кальция и магния ЭБТ образует окрашенные в
малиновый цвет комплексные соединения:
ЭБТ + Ме2+
[ЭВТ - Ме].
Синий
Малиновый
3. Полученный раствор оттитрировать раствором трилона Б до перехода окраски раствора из малиновой в синюю по реакции
[ЭВТ - Ме] + ЭДТА
Малиновый
[ЭДТА - Ме] + ЭБТ.
Бесцветный Синий
Избыток трилона Б на окраску раствора не влияет.
4. Рассчитать общую жесткость воды (ОЖ) в миллиграмм-эквивалентах на литр по
формуле:
ОЖ = H *V1*1000 / V2
где - Н— нормальность раствора трилона Б, моль*экв./л;
V1 - объем раствора трилона Б, израсходованного на титрование, мл;
V2- объем воды, взятой на анализ, мл.
Полученный результат округлить до второго десятичного знака.
8. Рассчитать концентрацию ионов магния:
C Mg 2   (ОЖ 
где
CCa 2 
ЭCa
)ЭMg ,
C Ca 2  - содержание ионов кальция;
ЭСа и ЭMg – эквивалентная масса Са и Mg , соответственно 20,08 и 12,16 г.
2. Полученные результаты занести в таблицу (таблицу 3.1).
Результаты исследований
Таблица 3.1 - Результаты определения жесткости воды
Проба
Объем пробы, взя-
Н, нормальность рас-
ОЖ
той для анализа,
твора трилона Б,
моль*экв./л
(V2) мл
моль*экв./л
Качество воды
1
2
…
…
n
Выводы
Вопросы к защите лабораторной работы № 3:
1. Какая вода называется «жесткой» и почему?
2. Присутствие ионов, каких металлов обуславливает постоянную жесткость воды?
3. Что такое «временная» жесткость воды?
4. Какие методы водоумягчения природной воды Вам известны? Дайте им краткую характеристику.
5. Классифицируйте воду по значению жесткости.
6. Покажите структурные и электронные формулы химических элементов 2-й основной
подгруппы.
7. Дайте характеристику химических свойств щелочно-земельных металлов.
8. Как изменяются химические свойства щелочно-земельных металлов в группе?
9. Что общего и в чем отличие бериллия от остальных металлов 2-й основной подгруппы?
Покажите эти отличая на конкретных примерах.
Лабораторная работа № 4
Определение температуры помутнения растворов неионогенных ПАВ.
Влияние электролитов и ионогенных ПАВ на температуру помутнения
1 Теоретическая часть
Поверхностно-активными веществами (ПАВ) называются такие вещества, которые
способны адсорбироваться на поверхности раздела фаз, снижая избыток межфазной поверхностной энергии. К типичным ПАВ относятся органические соединения, молекулы которых имеют дифильный характер, т.е. состоят из двух частей, резко отличающихся по
молекулярной природе и свойствам: полярной (гидрофильной) группы и неполярного (гидрофобного) радикала. Дифильный характер молекул (ионов) типичных ПАВ обеспечивает
большую или меньшую растворимость их в воде и в то же время сообщает известное сродство к неполярным фазам. Поэтому такие вещества всегда поверхностно активны на границе
раздела вода - воздух, вода - углеводород и во многих случаях - на поверхности раздела вода
- твердое тело. Адсорбируясь на межфазных поверхностях раздела. ПАВ образуют на них мономолекулярные (а иногда и полимолекулярные) слои ориентированных молекул (ионов),
резко изменяя молекулярную природу поверхности.
Рисунок 1. 1 – Ориентация молекул ПАВ на границе раздела твердое тело – раствор.
Адсорбционная активность, структура и свойства адсорбционных слоев и влияние их на условия взаимодействия граничащих фаз бывают различными для ПАВ разной
природы и строения. Эти свойства составляют группу поверхностных свойств растворов
ПАВ. С ними тесно связаны объемные свойства, в отношении которых все ПАВ, согласно
П.А. Ребиндеру, делятся на две большие неравноценные по практической значимости
группы:
1) истинно растворимые в воде;
2) коллоидные (мылоподобные).
К первым относят вещества, имеющие недостаточно гидрофильную группу
(например, спирты, амины), либо недостаточно развитый углеводородный радикал (низ-
шие жирные кислоты и их соли). Объемные свойства растворов таких веществ по существу
ничем не отличаются от объемных свойств поверхностно-инактивных веществ (электролитов
и неэлектролитов). Истинно растворимые ПАВ не образуют мицеллярных структур ни в объеме раствора, ни в адсорбционных слоях и не проявляют стабилизирующих свойств,
солюбилизирующего и моющего действия, являются лишь слабыми смачивателями и слабыми пенообразователями.
К коллоидным ПАВ относится, помимо обычных мыл (щелочных солей средних и
высших жирных кислот), большое число синтетических и природных веществ, имеющих
близких к ним строение молекул и проявляющих аналогичные физико-химические и технологические свойства.
Молекулы коллоидных ПАВ имеют развитые углеводородные радикалы и сильно
гидрофильные полярные группы. Гидрофильные и липофильные свойства этих ПАВ сбалансированы. Наряду с высокой поверхностной активностью ПАВ этой группы обладают
специфическим свойством образовывать в водных растворах выше определенной концентрации коллоидные агрегаты - мицеллы, а в некоторых случаях и мицеллоподобные сетчатые
структуры в адсорбционных слоях. Образование мицеллярных структур в объеме фиксируют по резкому изменению объемных свойств растворов ПАВ при критической
концентрации мицеллообразования (ККМ).
Способность к мицеллообразованию в сочетании с высокой поверхностной активностью обусловливает целый комплекс типичных свойств коллоидных ПАВ: солюбилизирующую способность, высокую эффективность их стабилизирующего, эмульгирующего,
смачивающего, моющего действия. В связи с этим коллоидные ПАВ широко применяются
в самых различных областях в качестве моющих и очищающих средств, эмульгаторов, стабилизаторов дисперсных систем, смачивателей, диспергаторов, флотореагентов и т. д.
По химической природе все ПАВ делятся на четыре большие группы:
1) анионактивные;
2) катионактивные;
3) амфолитные (или амфотерные);
4) неионогенные.
Анионактивные вещества диссоциируют в воде, образуя отрицательно заряженные поверхностно-активные ионы (анионы):
RCOONa = RCOO– + Na+
Наиболее важные классы анионактивных веществ:
• соли карбоновых кислот RCOOMe;
• алкилсульфаты - соли алкилсерных кислот ROSO2OMe;
• алкилсульфонаты - соли алкилсульфоновых кислот RSO2OMe;
• алкиларилсульфонаты - соли алкилароматических сульфокислот RArSO2OMe;
• вещества, содержащие другие типы анионных гидрофильных групп: фосфаты соли неполных эфиров фосфорной кислоты;
• тиосульфаты - соли тиосульфокислот;
 другие вещества.
Катионактнвные вещества при диссоциации в воде образуют положительно заряженные поверхностно-активные ионы (катионы):
RNH2Cl = RNH2+ + Cl–
Катионактивные вещества:
• соли первичных, вторичных и третичных алифатических [RNH3JX и ароматических [ArNH3]X аминов, а также соли аминов, содержащих гетероциклический атом азота,
например:
• соли четырехзамещенных аммониевых оснований
Амфолитные поверхностно-активные вещества содержат две функциональные
группы, одна из которых имеет кислый, другая — основной характер, например карбоксильную и аминную группы. В зависимости от среды амфолитные соединения обладают анионактивными либо катионактивными свойствами:
щелочная среда
кислая среда
RNH(CH2)nCOO  RNH(CH2)nCOOH  RNH2(CH2)nCOOH
–
анионные свойства
катионные свойства
Неионогенные ПАВ, растворяясь в воде, не образуют ионов. Обычно это продукты
конденсации окиси этилена с полярными органическими веществами, содержащими подвижный атом водорода.
Неионогенные ПАВ - в большинстве своем продукты конденсации окиси этилена с
полярными органическими веществами, содержащими подвижный атом водорода. Так,
выпускаемые отечественной промышленностью неионогенные ПАВ типа ОП и АФ являются
продуктами оксиэтилирования алкил-диалкилфенолов:
В зависимости от среднего числа оксиэтиленовых групп в молекуле различают ОП4, ОП-7. ОП-10. АФ9 -12 и т.д. (п = 4. 7. 10, 12, соответственно).
Растворимость подобных веществ в воде обусловлена гидратацией полиоксиэтиленовых цепей благодаря возникновению водородных связей между молекулами воды и
эфирными атомами кислорода:
Таким образом, полиоксиэтиленовая цепь оказывается как бы «обшитой» молекулами
воды по всей ее длине. Чем больше этиленгликолевых остатков в цепи, тем больше молекул воды гидратно связано с цепью и тем выше гидрофильность соединения.
Гидратация молекул оксиэтилированных ПАВ сильно повышается в кислой среде.
В такой среде молекулы воды, связанные с этиленгликолевыми остатками, принимают
протон из окружающей среды и образовывают ион гидроксония. Благодаря этому молекула
ПАВ приобретает положительный электрический заряд, локализованный на оксонированных
группах окиси этилена:
Заряд сообщает оксиэтилированным соединениям свойства слабо катионактивных
веществ.
Диссоциирующие полярные группы повышают гидратацию вещества.
Энергия водородной связи мала (около 7 ккал/молъ). Поэтому с повышением температуры происходит дегидратация оксиэтиленовой цепи, и растворимость неионогенного вещества уменьшается. В растворе может произойти фазовое разделение: при достаточно высокой температуре растворы неионогенных ПАВ внезапно мутнеют, а при дальнейшем небольшом повышении температуры расслаиваются на две фазы (это явление используется для очистки неионогенных ПАВ от примесей водорастворимых веществ). Температура помутнения зависит от степени оксиэтилирования продукта и является важной физикохимической характеристикой неионогенных ПАВ. Чем длиннее оксиэтиленовая цепь, тем
выше температура дегидратации молекул НПАВ. Поэтому с увеличением степени оксиэти-
лирования температура помутнения повышается.
Электролиты, разрушая водородные связи. вызывают дегидратацию. Поэтому в
присутствии электролитов растворимость и температура помутнения НПАВ обычно понижаются. Понижение растворимости определяется главным образом природой анионов. Природа же катионов не играет существенной роли (это связано с катионактивным характером
оксиэтилированных ПАВ).
Так, способность солей одновалентных катионов снижать температуру помутнения
возрастает с переходом от хлоридов к сульфатам и карбонатам в соответствии с повышением дегидратирующего действия ионов в ряду:
Cl– < SO42- < CO32Некоторые кислоты, например, НСl, заметно повышают температуру помутнения
ПАВ в связи с повышением гидратации их молекул за счет оксонирования оксиэтиленовых
групп. Однако этот эффект может компенсироваться и перекрываться дегидратирующим
действием аниона кислоты, и тогда температура помутнения понижается (например, в случае
H2SO4).
Основания всегда сильно понижают растворимость и температуру помутнения
из-за разрушения водородных связей.
В присутствии ионогенных ПАВ температура помутнения растворов неионогенных
ПАВ увеличивается.
Неионогенные вещества обычно классифицируют по типу связи между гидрофобной частью молекулы и оксиэтиленовой группой (гидрофильной частью):
• оксиэтилированные жирные кислоты RCOO(CH2CH2O)nH (сложноэфирная связь);
• оксиэтилированные жирные спирты RO(CH2CH2O)nH (простая эфирная связь);
• оксиэтилированные алкилфенолы RArO(CH2CH2O)nH;
• продукты оксиэтилирования других соединений с подвижным атомом водорода аминов, амидов, меркаптанов и др.
В приведенных формулах R - длинный углеводородный радикал (обычно С12- C18), R'.
R", R'" - алкилы с короткой цепью, арилы или арилалкилы; Аг - бензольное кольцо; X - неорганический анион (Сl–. Вr– и др.); n - среднее число оксиэтильных групп в молекуле неионного ПАВ.
2 Практическая часть
Цель роботы:
освоить метод определения температуры помутнения растворов неионогенных
ПАВ,
изучить влияние электролитов и ионогенных ПАВ на температуру помутнения.
Приборы и материалы:
Водяная баня
Мешалка с электродвигателем
Термометр
Стеклянный стакан, емк. 1 л
Стеклянные пробирки, емк. 25 мл – 5 шт.
Стеклянная палочка – 1 шт.
1%-ный раствор неионогенного ПАВ (ОП-10 неонол АФ9  АФ12, стиральный порошок «Новость» и т.п.)
1.0, 0.5, и 0.25%-ный раствор ионогенного ПАВ (сульфонола или волгоната)
2, 4 и 6 %-ный растворы хлорида натрия (NaCI)
2, 4 и 6 %-ный растворы едкого натра (NaOH)
2, 4 и 6 %-ный растворы сульфата натрия (Na2SO4)
2, 4 и 6 %-ный растворы и соляной кислоты (НС1)
Ход работы
1. Нагревают на водяной бане 1 %-ный водный раствор неионогенного ПАВ - ОП-10
или неонола АФ9  АФ12 в отсутствие электролитов, а также в присутствии NaCI, NaOH,
Na2SO4 и НС1 с концентрацией 2, 4 и 6 %. Отмечают визуально температуру, при которой
наступает помутнение. Пробирку с 10 мл 1 %-ного раствора ПАВ погружают в стакан из
термостойкого стекла на 1 л, заполненный водой (рис. 1). Включают электроплитку 1 и при
работающей мешалке 2 нагревают содержимое стакана со скоростью 3-5 град мин. Содержимое пробирки слегка помешивают стеклянной палочкой. При некоторой температуре
наблюдается помутнение раствора неионогенного ПАВ. Эту температуру отмечают по
термометру 4.
1 - электроплитка,
2 - мешалка.
3 - пробирка с образцом,
4 - термометр.
Рисунок 2.1 Установка для определения температуры помутнения неионогенного ПАВ:
Таким путем определяют приближенную температуру помутнения Чтобы уточнить ее. повторяют опыт, нагревая с малой скоростью. Для этого охлаждают воду в стакане (добавляя холодную воду) ~ на 5 град ниже ожидаемой температуры помутнения. Затем нагревают, регулируя накал плитки таким образом, чтобы температура поднималась со
скоростью не более 0,5 град/мин. Жидкость в пробирке желательно перемешивать термометром (осторожно!).
При малой скорости нагрева опыт повторяют еще 1-2 раза. Берут среднее значение
температуры помутнения Тп. Строят графики зависимости Тп = f(С) и объясняют наблюдающиеся различия в действии электролитов.
2. Нагревают на водяной бане 1 %-ный водный раствор неионогенного ПАВ - ОП-10
или неонола АФ-9АФ-12 (НПАВ) в отсутствие ионогенного ПАВ. а также в присутствии
ионогенного ПАВ сульфонола или волгоната (АПАВ) с концентрацией 1.0, 0.5, и 0.25% мас.
(соотношение НПАВ:АПАВ 1:1. 2:1, 4:1). Определяют температуру помутнения растворов
как указано в п. 1. Строят графики зависимости Тп = f(С) и объясняют действие ионогенного
ПАВ на температуру помутнения раствора НПАВ в зависимости от соотношения неионогенного и анионактивного ПАВ.
Результаты работы
Результаты исследований опыта 1 заносят в таблицу 2.1. По результатам исследований опыта 2 строится график зависимости изменения температуры помутнения раствора
НПАВ от концентрации АНПАВ.
Выводы
Контрольные вопросы
1. Расскажите о классификации ПАВ по химической природе.
2. Назовите типичные неионогенные ПАВ.
3. Чем обусловлено появление температуры помутнения у неионогенных ПАВ?
4. Почему температура помутнения зависит от степени оксиэтилирования неионогенных ПАВ?
5. Как влияют электролиты на температуру помутнения растворов неионогенных
ПАВ?
6. Как влияют анионактивные ПАВ на температуру помутнения растворов неионогенных ПАВ?
Список использованных источников
1.
Вострикова Т.И. Учебно-методическое пособие к лабораторно-практическим
занятиям по общей, физической и коллоидной химии / Т.И. Вострикова, О.В.
Андрюшкова. – Новосибирск: НГМА, 2001. – 82 с.
2.
Глинка Н.Л. Общая химия: Учебное пособие для вузов / Под редакцией
А.И.Ермакова. – изд. 30-е, исправленное – М.: Интеграл-Пресс, 2007. – 728 с.
3.
Инженерная экология: Лабораторный практикум / М.Ш. Баркан и др. – СПб.:
Санкт-Петербургский государственный горный институт (технический университет), 2007. – 88 с.
4.
Радов А.С. Практикум по агрохимии / А.С. Радов, И.В. Пустовой, А.В. Корольков. Под ред. А.С. Радова. – М.: Изд.-во «Колос», 1965.– 375с.