Дослід 1. Визначення карбонатної жорсткості води.

Відміряти мірною колбою 100 мл досліджуваної води і перелити її в конічну колбу на 250 мл. Додати 2-3 краплі індикатора - метилоранжу. Після появи жовтого забарвлення воду слід відтитрувати 0,1 Н розчином хлоридної кислоти до переходу кольору із жовтого в рожевий. Після цього відмітити рівень кислоти в бюретці з точністю до 0,05 - 0,1 мл. Записати об'єм 0,1 Н кислоти, який витратили на титрування. Дослід повторити три рази, причому титрування рахувати орієнтовним. Результати дослідних титрувань не повинні відрізнятися більш ніж на 0,1 мл.

 

Результати занести до таблиці:

Об'єм досліджуваної води мл Об'єм кислоти витраченої на титрування мл Концентрація кислоти екв/л Середнє значення мл
       
       
       

 

Дослід 2. Визначення загальної жорсткості води.

Відміряти 100 мл досліджуваної води в конічну колбу об'ємом 250 мл, додати 5 мл аміачного буферного розчину і 6-7 крапель розчину індикатора ЭХЧ-Т. При наявності у воді іонів жорсткості ( Ca2+ , Mg2+ , CO2-, НСО3) вона забарвиться в рожевий колір. Відтитрувати цей розчин при постійному перемішуванні 0,05 Н розчином трилона Б до зміни забарвлення з рожевого на голубе. Повторити титрування три рази.

 

Обробка експериментальних даних.

 

1. Жк = Cн[H2O] х 1000 , мекв/л

 

2. V[H2O] · Cн[H2O] = V[HCl] · Cн[HCl] , Cн[H2O] =

Vсер(к) · Cн(к) ·1000

3. Жз = , мекв/л

V[H2O]

 

5. Розрахувати постійну жорсткість води.

ЖП = ЖЗ – ЖК

 

6. Використані позначення :

Жк, Жз, ЖП - карбонатна, загальна і постійна жорсткість води

відповідно, мекв/л ;

V[H2O] - об'єм води, взятий для дослідження, мл

V[HCl] - об'єм розчину соляної кислоти, яка витрачена на

титрування;

Cн[HCl], - нормальна концентрація розчину кислоти, солей, які

Cн[H2O], зумовлюють карбонатну жорсткість води та розчину

Cн(т) трилона Б відповідно, екв/л

 

Vсер(т) - середньоарифметичне значення об'єму трилона Б,

який витратили на титрування

1000 - коефіцієнт переводу екв/л в мекв/л

 

Зробити висновок про тип води по ступеню жорсткості, можливість використання даної води для господарсько-питного водопостачання, а також про точність методу.

 

Контрольні питання:

1. Присутність яких іонів у воді обумовлює її жорсткість?

2. Чому дорівнює жорсткість господарсько-питної води?

3. Що таке тимчасова жорсткість води?

4. Що таке постійна жорсткість води?

5. Що таке загальна жорсткість води?

6. Як звільнитися від тимчасової жорсткості води (рівняння реакції)?

7. Як звільнитися від постійної жорсткості води (рівняння реакції)?

8. Що таке знесолювання води і метод іонного обміну (рівняння реакції)?

 


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.

 

1.2Проведення дослідів









Последнее изменение этой страницы: 2016-04-18; Нарушение авторского права страницы

infopedia.su не принадлежат авторские права, размещенных материалов. Все права принадлежать их авторам. Обратная связь