Дослід 1. Визначення реакції розчинів за допомогою індикаторів.

КИЇВ КДАВТ 2003

 

Методичні вказівки до лабораторних робіт з курсу «Хімія для студентів спеціальностей «Судноводіння на морських і внутрішніх водних шляхах» та «Експлуатація суднових енергетичних установок».

 

 

Укл. Т.О.Сєрова ст. викладач.

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №1

 

Тема:	Основні класи неорганічних сполук. Оксиди, основи.
Мета:	Ознайомитись з методами одержання основ, їх хімічними властивостями.
Реактиви:
	Розчини:	- Натрій гідроксид;
		- Купрум (ІІ)сульфат;
		- Кальцій гідроксид.
	Тверді речовини:	- Кальцій оксид;
		- Купрум (ІІ) оксид.
	Індикатори:
		- Метилоранж;
		- Лакмус;
		- Фенолфталеїн.
Обладнання:	Хімічний штатив, пробірки, фізичний штатив, бюретки, скляна паличка

 

1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу

До основних класів неорганічних сполук належать оксиди, кислоти, основи, солі.

Оксидами називають сполуки елементів з киснем, ступінь окислення якого –2. Так, Са²⁺О^2- - кальцій оксид, а Са²⁺О₂ – кальцій пероксид (містить пероксидну групу –0 –0 -).

За хімічним характером оксиди поділяють на солетворні і несолетворні (NO, CO. SiO та ін.). Солетворні оксиди, в свою чергу, поділяють на основні, кислотні, амфотерні.

Основними називають оксиди, гідратами яких є основи. Це оксиди металів у нижчих ступенях окислення. Серед них тільки оксиди лужних і лужноземельних металів реагують з водою, утворюючи розчинні у воді основи – луги:

 

Li₂O+H₂O=2LiOH

 

Кислотними називають оксиди, гідратами яких є кислоти. Їх також називають ангідридами відповідних кислот. Це оксиди неметалів (SO₂, N₂O₃, SO₃…) і деякі оксиди металів у вищих ступенях окислення (Mn₂O₇, V₂O₅, CrO₃…). Кислотні оксиди взаємодіють з водою з утворенням кислот (виняток SiO₂).

 

SO₂+H₂O=H₂SO₃

 

Амфотерними називають оксиди, які залежно від умов виявляють властивості основних і кислотних оксидів. Наприклад, BeO, ZnO, Al₂O₃, Cr₂O₃, Fe₂O₃, MnO₂ та ін. З водою не взаємодіють.

Методи добування то основні властивості оксидів детально описані в наведених підручниках. Слід звернути увагу на зв’язок між властивостями хімічних елементів, ступенем їх окислення і хімічним характером оксидів та гідроксидів, що утворюються. Так, хром (ІІ) оксид CrO – основний, хром (ІІІ) оксид Cr₂O₃ – амфотерний, а хром (VI) оксид CrO₃ – кислотний. Їм відповідають хром гідроксид Cr(OH)₂ , амфотерний хром гідроксид Cr(OH)₃ і хромова кислота H₂CrO₄. Тобто хімічний характер оксидів із зростанням ступеня окислення змінюється від основного через амфотерний до кислотного. Таким же чином і в межах малих періодів і рядів великих періодів із збільшенням порядкового номера елементів змінюється характер вищих оксидів від основних через амфотерні до кислотних.

При вивченні номенклатури необхідно запам’ятати технічні назви деяких оксидів і гідроксидів, які використовуються в будівництві. Наприклад, СаО – гашене вапно, MgO – палена магнезія, Al₂O₃ – глинозем, SiO₂ – кварц, пісок та ін.

Найскладнішим у вивченні цієї теми є розуміння поняття “амфотерність”. Амфотерність – це властивість оксидів і гідроксидів залежно від умов перебігу процесу реагувати як з кислотами, так і з основами.

З кислотами амфотерні оксиди реагують як основні оксиди, а амфотерні гідроксиди – як слабкі основи з утворенням солей відповідних кислот:

 

Al₂O₃+6HCl=2AlCl₃+3H₂O

 

Характер продуктів реакції амфотерних оксидів і гідроксидів з гідроксидами і карбонатами активних металів залежить від умов.

У водних розчинах реакції відбуваються з утворенням комплексних гідроксосолей:

натрій тетрагідроксоалюмінат

 

Al₂O₃+3H₂O+2NaOH=2Na[Al (OH₄)]

 

 

Al(OH)₃+ NaOH_{(P-H)_} Na[Al (OH₄)]

натрій гексогідроксоалюмінат

 

 

Al (OH)₃+ 3NaOH Na₃[Al (OH₆)]

натрій метаалюмінат

При високій температурі утворюються безводні солі:

t^o

Al₂O₃+2NaOH 2Na[Al (OH₄)] натрій метаалюмінат

t^o

Al₂O₃+СаСО₃ Са(AlO₂)₂+СО₂↑ кальцій метаалюмінат

 

 

При вивченні основ необхідно звернути увагу на їх кислотність. Це поняття використовують у багатьох хімічних розрахунках. Кислотність дорівнює кількості гідроксогруп ОН^-, які зв’язані із катіоном металу в основі, або заміщені в хімічній реакції. Так, NH₄OH – амоній гідроксид – це однокислотна основа.

Запам’ятайте, що одно - і багатокислотні основи можуть утворювати один, або кілька основних залишків. Основний залишок – це група атомів, яка утворюється внаслідок ступінчатого відриву від основи гідроксогруп ОН^-.

Основи

 

NaOH Na⁺

Al (OH)₃ Al (OH)⁺₂

Al (OH)⁺₂ Al (OH) ²⁺

Al (OH) ²⁺ Al³⁺

Al (OH)₃ Al (OH)⁺₂ Al (OH) ²⁺ Al³⁺

 

Зверніть увагу на позитивний заряд основних залишків.

1.2 Проведення дослідів

 

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №2

 

Тема:	Основні класи неорганічних сполук. Кислоти, солі.
Мета:	Ознайомитись з методами одержання кислот та солей, їх хімічними властивостями.
Реактиви:	Розчини:	- Натрій силікат;
		- Сульфатна (сірчана) кислота;
		- Хлоридна (соляна) кислота;
		- Кальцій гідроксид;
		- Кобальт (ІІ) хлорид.
	Тверді речовини:	- Кальцій карбонат;
		- Фосфор (V) оксид;
		- Сіліціум (ІV) оксид.
	Індикатори:	- Метилоранж;
		- Лакмус;
		- Фенолфталеїн.
Обладнаня:	Хімічний штатив, пробірки.

 

1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу

 

Кислотами називають складні речовини загальної формули H_XE_YO_Z (E – елемент). Кислоти, молекули яких не містять атомів кисню, називають безкисневими, наприклад, HCl – хлоридна (хлорводнева), H₂S – сульфідна (сірководнева) та ін. Однією з основних характеристик кислот є їх основність.

Основність кислоти – це кількість атомів водню в кислоті, здатних заміщуватись у хімічних реакціях.

Негативні іони, що залишаються в молекулі кислоти після відщеплення одного або кількох іонів водню називаються кислотними залишками. Основні кислоти утворюють один кислотний залишок, а дво- чи триосновні – два чи три кислотні залишки. Наприклад, ацетатна (оцтова) кислота є одноосновною, оскільки у водних розчинах в її молекулі може заміщуватись лише один Н⁺-іон. При цьому утвориться один кислотний залишок.

О -Н⁺

Н₃С-С СН₃СОО ^-

О-Н ацетат-іон

 

Для багатоосновних кислот процес заміщення Н⁺-іонів відбувається ступінчасто:

 

 

-Н⁺ -Н⁺ -Н⁺

Н₃РО₄ Н₂РО₄^- НРО₄^2- РО₄^3-

утворюються утворюються

кислі солі середні солі

 

Кислоти та їх залишки

 

Формула кислоти	Назва	Основність	Кислотний залишок
Формула	Назва
HCl	Хлоридна		Cl ^-	Хлорид – іон
HJ	Йодидна		J ^-	Йодид – іон
HBr	Бромідна		Br ^-	Бромід – іон
HNO2	Нітритна		NO2 ^-	Нитрит – іон
HNO3	Нітратна		NO3 ^-	Нитрат – іон
HCN	Цианідна		CN ^-	Цианід – іон
H2S	Сульфідна		S ^2-	Сульфід – іон
H2SO3	Сульфітна		SO3 ^2-	Сульфіт – іон
H2SO4	Сульфатна		SO4 ^2-	Сульфат – іон
H2CO3	Карбонатна		CO3 ^2-	Карбонат – іон
H2SiO3	Силікатна		SiO3 ^2-	Силікат – іон
H3PO4	Ортофосфат-на		PO4 ^3-	Ортофосфат – іон
CH3COOH	Ацетатна		CH3COO ^-	Ацетат – іон

 

Найхарактернішою ознакою кислот є їх здатність утворювати солі при взаємодії з основами (реакція нейтралізації), основними оксидами і металами.

Солі – це сполуки, до складу яких входять катіони металів та аніони кислотних залишків. Солі бувають середні, кислі і основні.

Середні солі можна розглядати як продукти повного заміщення водню кислоти металом, наприклад, Al₂(SO₄)₃, MgCl₂.

Кислі солі – продукти неповного заміщення водню багатоосновної основи на кислотні залишки, наприклад, Mg(НSO₄)₂, Ca(HSO₄)₂.

Основні солі – продукти неповного обміну гідроксогруп (ОН^-) багатокислотної основи на кислотні залишки, наприклад, CuOHCl, Al(OH)₂Cl.

Існує багато методів добування солей, які детально описані в літературі. Зверніть увагу на те, що за реакцією нейтралізації можна добути (залежно від молярних співвідношень реагентів) як середні, так і кислі та основні солі.

 

2Al(OH)₃ + 3 H₂SO₄ = Al₂(SO₄)₃ + 6 H₂O

алюміній сульфат

2Al(OH)₃ + 3 H₂SO₄ = Al₂(НSO₄)₃ + 3 H₂O

алюміній гідросульфат

2Al(OH)₃ + H₂SO₄ = [ Al(OH)₂]₂ SO₄ + 2 H₂O

алюміній дигідроксосульфат

Al(OH)₃ + H₂SO₄ = Al(ОН)SO₄ + 2 H₂O

алюміній

гідроксосульфат

Для перетворення кислих і основних солей в середні треба подіяти на них відповідно основою або кислотою.

Назви солей складаються з назви хімічного елементу і назви кислотного залишку в називному відмінку і залишку в родовому відмінку. Багато солей мають також технічну назву.

 

1.2 Проведення дослідів

 

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №3

 

Тема:	Швидкість хімічної реакції.
Мета:	Визначити дослідним шляхом залежність швидкості хімічної реакції від концентрації та температури. Перевірка правила Вант-Гоффа.
Реактиви:
	Розчини:	- Натрій тіосульфат;
		- Сульфатна (сірчана) кислота;
Обладнання:	бюретка, секундомір, водяна баня, крапельниця, хімічний штатив з пробірками.

1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу

Розділ хімії, що займається визначенням швидкостей хімічних реакцій та механізмів їх перебігу, називається хімічною кінетикою. Швидкість хімічної реакції пов’язана із зміною кількості речовини за одиницю часу. При цьому потрібно розрізняти швидкість гомогенної і гетерогенної реакцій, а також запам’ятати, що розмірність швидкості хімічної реакції – моль/(л.с).

Принципова можливість довільного протікання реакцій визначається обов’язковою, але не завжди достатньою термодинамічною умовою ∆G_P,T<0 або ∆S_P,T>0. Швидкість хімічних процесів залежить від багатьох факторів, до яких належить природа речовин, концентрація (для газів – тиск) реагентів, температура та дія каталізаторів.

Залежність швидкості процесу від температури описується рівнянням

lgк = - E_АКТ/Т + const

Тобто чим більша E_АКТ, тим меньша швидкість реакції й тим більшою мірою змінюється швидкість залежно від температури. Іноді користуються простим наближеним правилом Вант-Гоффа:

 

де γ – температурний коефіцієнт реакції, який показує, у скількі разів збільшується швидкість реакції з підвищенням температури на кожні 10 ⁰С.

У подальшому необхідно вивчити поняття “каталіз”, “каталізатори”, “механізм дії каталізаторів”, з’ясувати різницю між гомогенним та гетерогенним каталізом. Важливо мати уявлення про інгібітори – сповільнювачі швидкості хімічної реакції.

1.2 Проведення дослідів

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №4

Тема:	Хімічна рівновага.
Мета:	Визначити дослідним шляхом залежність хімічної рівноваги від різних чинників. Експериментально перевірити принцип Ле-Шательє.
Реактиви:
	Розчини:	- Ферум (ІІІ) хлорид;
		- Амоній роданід;
	Тверді речовини:	- Амоній хлорид.
Обладнання:	хімічний штатив з пробірками, піпетка, прилад з газами.

1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу

Для закріплення знань про швидкість хімічної реакції та фактори, що впливають на неї, необхідно розглянути причини, які зумовлюють перебіг реакції в прямому і зворотньому напрямках (оборотність хімічної реакції), а також умови, при яких настає хімічна рівновага. Термодинамічною умовою хімічної рівноваги є рівняння ∆G_P,T=0, тобто коли швидкості прямої та зворотньої реакції однакові.

Залежність між концентраціями речовин, які знаходяться в стані рівноваги, наприклад, для реакції в загальному вигляді

 

аA+bB cC+dD

вихідні речовини продукти реакції

 

визначається за законом дії мас за формулою:

 

Кхр=

 

[A]^a_Р•[B]^b_Р

[С]^c_Р•[D]^d_Р

 

тобто хімічна рівновага настає тоді, коли відношення добутку концентрацій продуктів реакцій до добутку концентрацій вихідних речовин дорівнює деякій сталій величині К_хр – константі хімічної рівноваги. Чим більше її значення, тим більший вихід продуктів реакції. Концентрації, які входять у вираз константи рівноваги, називають рівноважними і позначають [ ]_Р.

Зверніть увагу, що у вираз константи рівноваги гетерогенної реакції, як і у вираз закону дії мас, входять лише концентрації рідких і газоподібних речовин. Чому?

Важливо також засвоїти, що хімічна рівновага є динамічною і може бути порушена зміною умов перебігу реакції. Перехід системи із одного стану рівноваги в інший називається зміщенням хімічної рівноваги.

Необхідно знати і вміти застосовувати закон дії мас та принцип Ле-Шательє.

 

1.2 Проведення дослідів

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА № 5

 

Тема:	Визначення теплот хімічних реакцій.
Мета:	Дослідним шляхом визначити теплові ефекти реакцій – експериментально перевірити закон Гесса.
Реактиви:
	Розчини:	- Натрій гідроксид;
		- Сульфатна (сірчана) кислота;
	Тверді речовини:	- Натрій тіосульфат (кристалічний);
Обладнання:	Термометр, технічні терези, мірний циліндр, порцелянова ступка, калориметр, скляна паличка.

1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу

 

Під час хімічних реакцій змінюється не тільки хімічний склад речовин, а й одночасно поглинається або виділяється теплова енергія. Реакції, які супроводжуються зменшенням енергії і виділенням теплоти, називаються екзотермічними, а такі, що супроводжуються збільшенням енергії і поглинанням теплоти – ендотермічними. Хімічні рівняння, в яких вказують тепловий ефект, називають термохімічними рівняннями. Зверніть увагу, що тепловий ефект залежить від кількості речовин, які беруть участь у реакції. Тому для порівняння теплових ефектів їх відносять до І моль сполуки, температури 298 К (25^оС) і тиску 760 мм рт. ст. Теплові ефекти за таких умов вважаються стандартними. Якщо в реакції виділяється теплота (+Q), то внутрішня енергія системи, а також ентальпія зменшується (-ΔН), і навпаки, при поглинанні теплоти в реакції (-Q) ентальпія системи збільшується (+ΔН). Теплові ефекти хімічних реакцій вимірюються в джоулях (кілоджоулях).

Слід звернути увагу на різницю між поняттями параметри і функції стану системи. Параметри – це фізичні величини, які можливо безпосередньо виміряти, наприклад, тиск, температура, маса. А термодинамічні функції стану, значення яких визначається сукупністю параметрів, безпосередньо виміряти неможливо.

Внутрішня енергія і ентальпія є термодинамічними функціями стану системи, оскільки їх зміна не залежить від проходження процесу, а залежить тільки від початкового і кінцевого стану системи. На цьому базується основний закон термохімії – закон Гесса: тепловий ефект реакції залежить тільки від виду і стану вихідних реагентів і кінцевих продуктів реакції, а не залежить від шляху перебігу реакції.

При проведенні реакцій у широких температурних інтервалах необхідно враховувати залежність теплового ефекту від температури, що пов’язано з теплоємністю речовин.

Розчинення речовин завжди супроводжується тепловим ефектом. Тепловий ефект розчинення твердих речовин, в основному, визначається алгебраїчною сумою двох складових: теплоти, витраченою на руйнування кристалічної решітки (ΔН_реш), і теплоти, що виділяється при взаємодії частинок розчиненої речовини з розчинником (ΔН_гідр), тобто теплоти гідратації.

 

ΔН_розч= ΔН_реш+ ΔН_гідр

 

Залежно від співвідношення цих двох складових тепловий ефект може бути позитивним або негативним.

 

Кожна група студентів окремо виконує запропонований викладачем дослід і розраховує його результат. Потім студенти обмінюються результатами проведених досліджень і роблять загальний висновок про характер реакції та виконання закону Гесса.

 

1.2 Проведення дослідів

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №6

 

Тема:	Визначення реакції середовища за допомогою індикаторів.
Мета:	Освоїти методику визначення реакції середовища експрес – методом.
Реактиви:	Розчини:	- Сульфатна (сірчана) кислота;
		- Калій гідроксид.
Обладнання:	Хімічний штатив з пробірками, бюретка, універсальний індикатор.

 

1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу

 

Вода – слабкий електроліт. Ступінь дисоціації води при 22 ⁰С α = 1,8 · 10^-9. Це означає, що у воді об’ємом 1л (1л містить 55 моль води: 1000 г/ (18г · моль^-1) = 55 моль) при 22 ⁰С, стільки 10^-7 моль дисоціює на іони:

Н₂О Н⁺ + ОН^-

Внаслідок цього утворюється 10^-7 моль гідроген-іонів і 10^-7 моль гідроксид іонів. Таким чином, концентрація гідроген- і гідроксид-іонів у воді однакові і при температурі 22⁰С дорівнюють [Н⁺] = [ОН^-] = 10^-7 моль/л. Добуток концентрацій гідроген- і гідроксид-іонів називають іонним добутком води (I ). При 22⁰С ця величина становить

I = [Н⁺][ОН^-] = 10^-7 ∙ 10^-7 = 10^-14

Іонний добуток води залежить від температури: з її підвищенням він збільшується, із зниженням – зменьшується. Будь-який розчин кислоти, лугу або солі містить гідроген- та гідроксид-іони. Концентрація гідроген-іонів визначає кислотність розчину (середовища), а концентрація гідроксид-іонів – лужність.

Розчини, в яких концентрація гідроген- і гідроксид-іонів однакові і дорівнюють 10^-7 моль/л, називають нейтральними.

Якщо до нейтрального розчину додати кислоту (НА Н⁺ + А^-), концентрація гідроген-іонів у розчині збільшиться. Внаслідок цього рівновага Н₂О Н⁺ + ОН^- зміститься вліво, а, значить, концентрація гідроксид-іонів зменьшиться в стільки разів, у скільки зросте концентрація гідроген-іонів.

Розчини, в яких концентрація гідроген-іонів перевищує концентрацію гідроксид-іонів [Н⁺] >[ОН^-], називають кислими. Розчини, де концентрація гідроген-іонів меньша, ніж гідроксид іонів [Н⁺] <[ОН^-], є лужними.

У кислих і лужних розчинах добуток концентрацій іонів [Н⁺] [ОН^-] – стала величина за сталої температури, [Н⁺] [ОН^-] = 10^-14. Тому, знаючи концентрацію одного з цих іонів, можна легко визначити концентрацію іншого. Наприклад, знайдемо концентрацію гідроген- і гідроксид-іонів в 0,01 М розчині HCl. Рівняння дисоціації: HCl H⁺ + Cl^-. Будемо вважати, що ступень дисоціації α(HCl) = 100%. Отже, [Н⁺] = 10^-2 моль/л, тоді

[ОН^-] = 10^-14 /10^-2 = 10^-12 моль/л

Кислотність розчину звичайно виражають через концентрацію гідроген-іонів. Для зручності замість концентрації гідроген-іонів використовують водневий показник рН.

Водневий показник рН – це від’ємний десятковий логарифм концентрації гідроген-іонів, рН = - lg [Н⁺]. Наприклад, при [Н⁺] = 10^-1, рН = 1; при [Н⁺¹] = 10^-5, рН = 5 і т.д.

Знаючи концентрацію гідроген-іонів, можна визначити рН розчину і навпаки. У нейтральних розчинах [Н⁺] = [ОН^-] = 10^-7 моль/л, рН = 7. У кислих розчинах [Н⁺] >10^-7 моль/л, рН < 7. У лужних розчинах [Н⁺] <10^-7 моль/л, рН > 7.

Кислотність розчину можна визначити за допомогою індикаторів – речовин, які змінюють свій колір залежно від рН. Зміна кольору індикаторів відбувається в певному інтервалі значень рН. Кожний індикатор характеризується своїм інтервалом переходу (Таблиця 1)

Таблиця 1

0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 рН
Лакмус	Червоний	Інтервал переходу	Синій
Фенолфталеїн	Безбарвний	Інтервал переходу	Малиновий
Метиловий оранжевий	Червоний	Інтервал переходу	Жовтий

 

Існують універсальні індикатори, за допомогою яких можна визначити будь-яке значення рН з точністю до одиниці.

Багато промислових, хімічних і біологічних процесів відбуваються лише за певних значень рН розчину.

 

1.2 Проведення дослідів

 

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №7

Тема:	Визначення концентрації розчинів методом титрування.
Мета:	Освоїти метод об’ємного хімічного аналізу – титрування.
Реактиви:
	Розчини:	- Натрій гідроксид;
		- Сульфатна (сірчана) кислота
		- Хлоридна кислота
	Індикатори:	- Метилоранж.
Обладнання:	Хімічний штатив з пробірками, бюретки, конічні колби.

 

1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу

 

Більшість хімічних реакцій відбуваються в розчинах при певному оптимальному співвідношенні розчиненої речовини і розчинника.

Звернути увагу на приготування розчинів і на розрахунки, що пов’язані з обчисленням концентрації.

Розрахункові формули для визначення концентрації розчинів

 

Спосіб вираження концентрації	позначення	Розрахункова формула	Розмірність
Масова доля (процентна)- кількість грамів розчиненої речовини в 100 г розчину	С%		%
Молярність – число молей розчиненої речовини в одному літрі розчину	СМ		моль/л
Моляльність – число молей розчиненої речовини в 1000 г розчинника	Сm		моль/г
Нормальність – число еквівалентів розчиненої речовини в 1 л розчину	СН		екв/л
Титр – число грамів розчиненої речовини в 1 мл розчину	Т		г/мл

 

 

1.2 Проведення дослідів

 

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №8

 

Тема:	Визначення тимчасової і загальної жорсткості води.
Мета:	Освоїти методику визначення тимчасової і загальної жорсткості води.
Реактиви:	Розчини:	- Хлоридна кислота;
		- Трилон – Б;
	Індикатори:	- Метилоранж;
		- Еріохром чорний (синій).
Обладнання:	Бюретки, мірний циліндр, конічні колби.

 

1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу

 

Одним із технологічних показників, який використовують для визначення характеристики якості і складу природних вод є жорсткість води.

Жорсткість зумовлена присутністю у воді розчинених кальцієвих та магнієвих солей різних кислот. Здебільшого ці солі представлені у воді катіонами Ca⁺², Mg⁺² аніонами HCO₃ ^-, SO₄ ^2-, Cl^-,CO₃^2-.

При вивченні теми слід звернути увагу на класифікацію вод по вмісту солей жорсткості, на причини виникнення жорсткості. Запам'ятати, що згідно ГОСТ 2974-82 допустима жорсткість води для господарсько-питного водопостачання не повинна перевищувати 7 мекв/л. Чому?

Розрізняють карбонатну (тимчасову) і некарбонатну (постійну) жорсткість води. Загальна жорсткість - це сума карбонатної та некарбонатної жорсткості води. Карбонатна жорсткість зумовлена присутністю у воді кальцій і магній гідрокарбонатів і може бути частково або повністю усунена нагріванням води до температури вище 60 ⁰С. При цьому відбувається реакція:

t

Ca(HCO₃)₂ CaCO₃ ¯ + H₂O + CO₂ ­

t

Mg(HCO₃)₂ Mg(OH)₂ ¯ + CO₂ ­

 

2Mg(HCO₃)₂ Mg(OH)₂ CO₃¯ + H₂O + CO₂ ­

 

 

Некарбонатну жорсткість воді надають розчинні солі кальцію і магнію та сильних кислот. Ці солі не розкладаються при температурі 60 - 100 градусів, тому пом'якшити таку воду її кип’ятінням неможливо. Усунути або зменшити постійну жорсткість води можна шляхом переводу іонів Ca²⁺ і Mg²⁺ в малорозчинні сполуки, якщо додавати до води відповідні хімічні реагенти: Ca(OH)₂ , Na₂CO₃, Na₃ PO₄ та інші. Запам'ятайте реакції, які відбуваються при цьому:

 

CaCl₂ + Na₂ CO₃ = CaCO₃ ¯ + 2NaCl

 

3CaCl₂ + 2Na₃ PO₄ = Ca₃ (PO₄)₂ ¯ + 6NaCl

 

Розберіться, як можна пом'якшити чи знесолити воду методом іонного обміну. Чому цей ефективний метод мало використовується на підприємствах?

У методі іонного обміну воду пропускають через іоніти. Це спеціальні тверді речовини, які здатні обмінювати іони, що входять до їх складу на іони, що містяться у воді.

Іоніти поділяються на катіоніти (обмінюються катіони) і аніоніти (обмінюються аніони). Для пом'якшення води використовують Na - катіоніти (Na₂ R), та H - катіоніти (H₂R) i OH - аніоніти (R(OH)₂) - для її знесолення. Обмін іонів відбувається в еквівалентних кількостях.

 

Пом'якшення: CaCl₂ + Na₂ R = CaR + 2NaCl;

MgSO₄ + Na₂ R = MgR + Na₂ SO₄;

Знесолення: CaCl₂ + H₂R = CaR + 2 HCl;

2 HCl + R(OH)₂= RCl₂+ H₂O;

 

Регенерація іонітів здійснюється відповідно розчинами NaCl, HCl i NaOH:

 

MgR + NaCl = Na₂R + MgCl₂;

CaR + 2HCl = H₂R + CaCl₂;

RCl₂ + 2NaOH = R(OH)₂ + 2NaCl;

 

 

1.2 Проведення дослідів

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №9

 

Тема:	Електролітична дисоціація, іонні реакції.
Мета:	Дослідним шляхом визначити умови, при яких проходить електролітична дисоціація, а також умови перебігу реакцій між розчинами електролітів, які проходять до кінця.
Реактиви:	Розчини:	- Натрій хлорид;
		- Сульфатна (сірчана) кислота;
		- Цукор;
		- Барій хлорид;
		- Купрум (ІІ) сульфат;
		- Натрій гідроксид;
		- Купрум (ІІ) хлорид;
		- Натрій карбонат;
		- Натрій сульфід; - Натрій сульфіт;
		- Купрум (ІІ) сульфід;
		- Натрій ацетат. - Алюміній (ІІІ) сульфат; - Плюмбум (ІІ) ацетат.
Обладнання:	Прилад для дослідів з електричним струмом, міліамперметр, водяна баня, хімічний штатив з пробірками.

 

1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу

 

Перш за все треба чітко визначитись в поняттях “електроліт”, “електролітична дисоціація”, “ступінь електролітичної дисоціації” та “константа електролітичної дисоціації”.

Слід звернути увагу на механізм самого процесу електролітичної дисоціації та на основні положення теорії електролітичної дисоціації С.Арреніуса.

Оскільки ступінь електролітичної дисоціації (α) для різних речовин змінюється в межах 0 ≤ α ≤ 1, то необхідно знати межі значень α, що характерні для сильних, середньої сили та слабких електролітів, а також вміти визначати, до яких електролітів (по силі) належить конкретна речовина.

Запам’ятайте, що дисоціація – процес оборотний і в разі багатоосновних кислот та багатоосновних основ відщеплюється один іон. Крім того, поняття константи електролітичної дисоціації застосовується тільки для слабких електролітів, тобто для таких систем, у яких молекули непродисоційованих речовин знаходяться в хімічній динамічній рівновазі із своїми іонами.

Якщо слабким електролітом є важкорозчинна сполука (осад) – сіль, основа, кислота, то замість поняття “константа електролітичної дисоціації” вводиться поняття “добуток розчинності” (ДР). Необхідно знати, визначення цього поняття, яким чином виводиться воно, від чого залежить і де застосовується.

Іонно-молекулярні (іонні) рівняння характеризують стан електроліту в розчині. При складанні цих рівнянь сильні електроліти (кислоти, луги, солі), що повністю дисоціюють, записують у вигляді іонів, а слабкі (важкорозчинні, леткі та прості речовини) – в молекулярній формі.

Після виключення в обох частинах рівняння однакових іонів записують скорочене іонно-молекулярне рівняння даної реакції. При цьому необхідно пам’ятати про закон збереження заряду (сума електричних зарядів у лівій і правій частинах рівняння повинна бути однаковою).

Знаючи основні положення теорії електролітичної дисоціації, треба вміти виражати суть хімічної взаємодії обмінного типу в розчинах електролітів у вигляді повних та скорочених іонно-молекулярних (іонних) рівнянь.

 

1.2 Проведення дослідів

ЛАБОРАТОРНА РОБОТА №10

 

Тема:	Гідроліз солей.
Мета:	Дослідити умови гідролізу водних розчинів солей.
Реактиви:
	Розчини:	- Натрій карбонат;
		- Алюміній сульфат;
		- Плюмбум (ІІ) ацетат;
		- Натрій хлорид.
	Індикатори:	- Фенолфталеїн
		- Метилоранж
		- Лакмус
		-- Універсальний індикаторний папір
Обладнання:	Хімічний штатив з пробірками

 

1.1 Методичні вказівки до вивчення теоретичного матеріалу

 

Гідролізом називається обмінна реакція солі з водою, в результаті якої утворюється малодисоційована або малорозчинна сполука і змінюється рН розчину.

Згадайте, що водневий показник рН – це від’ємний десятковий логарифм концентрації іонів гідрогену в розчині: рН= - lg[H⁺].

У нейтральних розчинах [H⁺]=[ОH^-]=10^-7 моль/л, рН=7.