Определение температуры замерзания антифриза

Большинство промышленных и сельскохозяйственных процессов, а также обменные процессы в живых организмах протекают в водных растворах, что предопределяет необходимость знания характеристик и законов, описывающих их поведение.

Антифризы (жидкости, замерзающие при отрицательных температурах) применяются в системах охлаждения автомобильных, авиационных и

тракторных двигателей при температуре окружающего воздуха от –75 до 0^оС.

Они должны удовлетворять следующим требованиям: иметь высокую емкость и теплопроводность, низкую температуру замерзания, не вызывать коррозию, быть негорючими и неядовитыми, дешевыми и распространенными.

Антифризы получают путем растворения в воде некоторых органических веществ (например, этиленгликоля, глицерина и др.) и антикоррозийных добавок: декстрина (1г/л), гидроортофосфата (Na₂HPO₄; 2,5-3,5г/л). Гидроортофосфат защищает от коррозии чугунные, стальные, медные и латунные детали; декстрин – свинцово-оловянные припои, алюминий и медь.

Маркировка антифризов связана с температурой их замерзания. Для зон с умеренным климатом рекомендуется антифриз А-65 и др.

Наиболее распространенным антифризом в настоящее время является водный раствор этиленгликоля НОН₂С - СН₂ОН с соответствующими добавками. Этиленгликоль – бесцветная вязкая жидкость с температурой кипения 198^оС (при 101,3кПа), температурой замерзания -12^оС.

 

Действие антифризов основано на криоскопическом законе Рауля, согласно которому понижение температуры замерзания (кристаллизации) раствора ∆t_зам. по сравнению с чистым растворителем прямо пропорционально моляльной концентрации раствора.

 

m_B 1000

∆t = t_о - t_{зам. р.} = К_r C_m(B) = К_r --------------, (5.1)

M_B m_o

 

где

t_о - температура замерзания чистого растворителя (воды);

t_{зам. р.} - температура замерзания раствора;

C_m(B) – моляльность растворенного вещества, моль/кг;

m_B – масса растворенного вещества, г;

M_B – молярная масса растворенного вещества, г/моль;

m_o - масса растворителя (воды), г;

К_r - криоскопический коэффициент (для воды К_r = 1,858 К кг моль^-1).

Цель работы

Определить температуру замерзания антифриза. Работу выполняют два студента.

Выполнение опыта

Для определения температуры замерзания применяют прибор, называемый криоскопом. Его схема приведена на рис.5.1.

 

Прибор состоит из реакционной пробирки 1, куда помещается исследуемый раствор. Пробирка закрывается пробкой, в которую вставляются термометр 2 (с ценой деления 0,01-0,1^оС) и мешалка 3 – проволока с кольцом на нижнем конце.

Реакционная пробирка с термометром и мешалкой помещается в стакан 4 с охлаждающей смесью.

 

 

Рис.5.1. Схема криоскопа

 

Для проведения эксперимента следует достать из прибора пробирку 1, вынуть пробку с термометром и мешалкой и налить в пробирку 10 см³ исследуемого раствора. Закрыть пробирку пробкой с термометром и мешалкой и тщательно перемешать раствор. Опустить пробирку с раствором в охладительную смесь и, непрерывно помешивая мешалкой раствор, наблюдать за изменением его температуры.

 

Наблюдения и выводы

 

1. Начиная примерно с +4^оС, отмечать показания термометра через каждые 10 секунд. Полученные данные занести в таблицу 5.1, форма которой приведена ниже.

 

Таблица 5.1

Температурные данные

τ, с
t,^оС

 

3. Построить график зависимости изменения температуры раствора от времени - кривую охлаждения (рис. 5.2 а, б).

 

Рис. 5.2. Кривая охлаждения

 

3. Определить по графику температуру замерзания раствора.

4. Используя закон Рауля, рассчитать теоретическую температуру замерзания раствора антифриза. Растворенное вещество, его массу и массу воды, содержащихся в данном растворе называет преподаватель. Температуру замерзания чистой воды (растворителя) принять равной 0°С.

5. Найти абсолютную и относительную погрешности эксперимента.

Исследуемый раствор антифриза сдать лаборанту.

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6

Химические реакции в растворах электролитов

Существенным свойством электролитов является то, что реакции, протекающие в их растворах, есть реакции между ионами. Если исходные вещества и продукты реакции – сильные электролиты, то между ними устанавливается ионное равновесие, не приводящее к образованию какого-либо нового вещества. Например:

Na₂SO₄ + 2KNO₃ = K₂SO₄ + 2 NaNO₃

(молекулярное уравнение)

2Na⁺ + SO₄^2- + 2K⁺ + 2NO₃^- ↔ 2K⁺ + SO₄^2- + 2Na⁺ + 2NO₃^-

(полное ионное уравнение)

Равновесие реакции сдвигается вправо, если в результате реакции образуются:

1) слабые электролиты

а) NaOH + HCl = NaCl + H₂O

 

Na⁺ + OH^- + H⁺ + Cl^- → Na⁺ + Cl^- + H₂O

(полное ионно-молекулярное уравнение)

OH^- + H⁺ → H₂O

(краткое ионно-молекулярное уравнение)

 

б) CH₃COONa + HCl = CH₃COOH + NaCl

CH₃COO^- + Na⁺ + H⁺ + Cl^- → CH₃COOH + Na⁺ + Cl^-

CH₃COO^- + H⁺ → CH₃COOH

в) NH₄Cl + NaOH = NH₄OH + NaCl

NH₄⁺ + Cl^- + Na⁺ + OH^- → NH₄OH + Na⁺ + Cl^-

NH₄⁺ + OH^- → NH₄OH

 

2) труднорастворимые вещества (осадки)

 

а) 2NaI + Pb(NO₃)₂ = PbI₂ ↓ + 2NaNO₃

2Na⁺ + 2I^- + Pb²⁺ + 2NO₃^- → PbI₂↓ + 2Na⁺ + 2NO₃^-

2I^- + Pb²⁺ → PbI₂↓

б) BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaCl

Ba²⁺ + 2Cl^- + 2Na⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓ + 2Na⁺ + 2Cl^-

Ba²⁺ + SO₄^2- → BaSO₄↓

 

3) газообразное вещество

 

Na₂S + 2HCl = H₂S↑ + 2NaCl

2Na⁺ +S^2- + 2H⁺ + 2Cl^- → H₂S↑ + 2Na⁺ + 2Cl^-

S^2- + 2H⁺ → H₂S↑

 

4) комплексное соединение

 

KCN + AgCN = K[Ag(CN)₂]

K⁺ + CN^- + Ag⁺ + CN^- → K⁺ + [Ag(CN)₂]^-

CN^- + Ag⁺ + CN^- → [Ag(CN)₂]^-

(комплексный ион)

Цель работы

1. Приобрести навык составления ионных уравнений в растворах электролитов.

2. Закрепить школьные знания по классификации и номенклатуре основных классов неорганических соединений.

Опыт 1. Получение малорастворимых гидроксидов

Выполнение опыта

В одну пробирку налить 20 капель 0,5н. раствора хлорида железа (III) или сульфата железа (III). В другую пробирку – 20 капель 0,5н. сульфата меди (II). В третью пробирку – 20 капель 0,5н. раствора хлорида аммония. В каждую пробирку по каплям прибавить 2н. раствор гидроксида натрия или гидроксида калия до появления осадков.

Наблюдения и выводы

1. Отметить цвет образовавшихся осадков.

2.Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения соответст-вующих реакций.

3. Взаимодействие каких ионов происходит в каждом случае?

Опыт 2. Получение малорастворимых кислот

Выполнение опыта

В пробирку налить 20 капель раствора силиката натрия (силикатный клей) с массовой долей 10%. Добавить несколько капель 1н. раствора соляной кислоты до образования осадка.

Наблюдения и выводы

1. Какая малорастворимая кислота образовалась?

2. Написать молекулярное и ионно-молекулярные уравнения данного процесса.

3. Какие ионы участвовали в образовании данной кислоты?

Опыт 3. Образование слабых кислот

Выполнение опыта

В две пробирки налить 20 капель 0,5н. раствора карбоната натрия. В третью пробирку внести 20 капель 0,5н. раствора сульфида натрия.

В первую пробирку добавить несколько капель 1н. раствора соляной кислоты до появления пузырьков газа. Во вторую пробирку – столько же капель 1н. раствора уксусной кислоты. В третью пробирку – по каплям 1н. раствор соляной кислоты до появления газа с неприятным запахом.

Наблюдения и выводы

1. Что образовалось в каждой из пробирок?

2. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения данных химических реакций.

3. Какие ионы образовали полученные вещества?

Опыт 4. Получение малорастворимых солей

Выполнение опыта.

В две пробирки налить по 20 капель 0,1н. раствора нитрата свинца, в одну добавить несколько капель 2н. раствора серной кислоты, во вторую – несколько капель 0,5н. раствора иодида калия до образования осадков. В третью пробирку налить 20 капель 0,1н. раствора хлорида железа (II) или сульфата железа (II), добавить несколько капель 0,5н. раствора сульфида натрия до образования осадка.

Наблюдения и выводы

1. Отметить цвет образовавшихся осадков.

2. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения этих реакций.

3. Какие ионы участвовали в их образовании?

Опыт 5. Амфотерные гидроксиды и их свойства

Выполнение опыта

В четыре пробирки налить по 20 капель следующих 0,5н. растворов: сульфата цинка, сульфата аммония, сульфата меди и сульфата марганца.

В каждую пробирку добавлять по каплям 2н. раствор гидроксида натрия или гидроксида калия до образования осадков.

Каждый из полученных осадков взболтать и разделить на 2 части. На одну часть подействовать 1н. раствором соляной кислоты, на другую – 2н. раствором гидроксида натрия или калия (по каплям).

Наблюдения и выводы

1. Написать молекулярные и ионно-молекулярные уравнения реакций образования гидроксидов.

2. Процессы растворения гидроксидов в кислоте и в щелочи выразить молекулярными и ионно-молекулярными уравнениями реакций.

3.Записать выводы в форме таблицы 6.1:

Таблица 6.1

Соль (формула)	Полученный гидроксид (формула)	Растворимость гидроксида	Характер гидроксида (основной, кислотный, амфотерный)
в кислоте (да, нет)	в щелочи (да, нет)

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7

Гидролиз солей

Гидролизом солей называют процесс ообменного взаимодействия соли с водой с образованием малодиссоциированного соединения. При этом меняется реакция среды (рН).

Гидролизу подвергаются соли, образованные сильной кислотой и слабым гидроксидом, (1-я ступень):

а) диссоциация молекулы электролита на ионы

CuSO₄ ® Cu²⁺ + SO₄^2-

б) краткое ионно-молекулярное уравнение гидролиза

Cu²⁺ + HOH «CuOH⁺ + H⁺

в) полное ионно-молекулярное уравнение

Cu²⁺ + SO₄^2- + HOH «CuOH⁺ + H⁺ + SO₄^2-

г) полное молекулярное уравнение

2 CuSO₄ + 2H₂O «(CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄.

Гидролиз по катиону приводит к связыванию гидроксид-ионов воды и накоплению ионов водорода, образуя кислую среду (рН < 7). Константа гидролиза К_г равна

К_В

К_г = -------------------, (7.1)

К₂ (Cu(OH)₂)

 

где К_В – ионное произведение воды, равное 10^-14, (моль/л)²; К₂ (Cu(OH)₂) – константа диссоциации слабого гидроксида по последней ступени. рН раствора можно рассчитать по формуле:

рН_г = - ½ lg K_г – ½ lg C_{В .} (7.2)

С_В - молярная концентрация соли, моль/л.

 

Гидролизу подвергаются также соли, образованные слабой кислотой и сильным гидроксидом, 1 ступень:

а) К₂SO₃ ® 2К⁺ + SO₃^2-

б) SO₃^2- + HOH «HSO₃^- + OH^–

в) 2К⁺ + SO₃^2- + HOH «HSO₃^- + OH ^– + 2К⁺

г) К₂SO₃ + НОН «КHSO₃ + КOH.

Гидролиз по аниону приводит к связыванию ионов водорода воды и накоплению гидроксид-ионов, создавая щелочную среду (рН> 7). Константа гидролиза равна

К_В

К_г = -------------------, (7.3)

К₂ (Н₂SO₃)

где К₂ (Н₂SO₃) – константа диссоциации слабой кислоты по последней ступени. рОН раствора можно рассчитать по формуле

 

рОН_г = - ½ lg К_г – ½ lg C_В, (7.4)

рН_г = 14 – рОН_г. (7.5)

 

Гидролизу подвергаются также соли, образованные слабой кислотой и слабым гидроксидом, 1 ступень (молекулярное уравнение):

(NH₄)₂CO₃ + H₂O «NH₄OH + NH₄ HCO₃.

Ионно-молекулярное уравнение

NH₄⁺ + CO₃^2- + H₂O «NH₄OH + HCO₃^-.

рН среды определяется относительной силой кислоты и гидроксида.

 

Если:

К_кисл. ≈ К_гидр. - среда нейтральная;

К_кис. > К_гидр. - среда слабокислая;

К_кисл. < К_гидр. - среда слабощелочная.

 

В реакцию с водой вступают катионы слабых гидроксидов и анионы слабых кислот. Если эти ионы многозарядны (Fe⁺³, Cu⁺², CO₃^-2, SiO₃^-2 и др.), то в результате гидролиза образуется гидроксокатион (МеОН)⁺ или гидроанион (НR)^- (первая ступень гидролиза). Гидролиз солей, как равновесный процесс, характеризуется константой гидролиза К_г и степенью гидролиза h. Степень гидролиза есть отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул соли. Степень гидролиза рассчитывается из соотношения:

К_г

h = -----. (7.6)

С_В

Глубина протекания процесса определяется природой соли. Степень гидролиза зависит от природы соли, температуры и концентрации раствора. Количественной мерой гидролиза, как и любого химического взаимодействия, является работа реакции гидролиза или изменение энергии Гиббса:

∆_r G^o = ∆_r H^o - T ∆_r S^o = RT ln К_г (7.7)

 

 

К_г = е или К_г = 10 (7.8)

 

В практической деятельности инженера сельскохозяйственного профиля необходимы знания о процессе гидролиза. Например, при внесении минеральных удобрений в почву может измениться и ее кислотность, которая оказывает большое влияние на развитие растений и почвенных микроорганизмов, на скорость и направленность химических и биохимических процессов в ней.

Установлена связь между урожаем и концентрацией ионов водорода в почве. Картофель дает хороший урожай при pH = 5,0 ¸ 5,5, для овса оптимально pH = 5,3 ¸ 5,8, а при pH = 4,3 он гибнет. Из кислых почв растения легко поглощают радиоактивный Cs-137 и другие радионуклиды. Реакция среды имеет важное значение в электролитических процессах, при коррозии металлов и др.

Цель работы

1. Закрепить торетические знания по химизму гидролиза.

2.Приобрести навыки определения реакции среды (рН) экспресс-методом по универсальной индикаторной бумаге и с помощью рН-метра.

Опыт 1. Определение реакции среды в результате гидролиза солей:

а) хлорида алюминия; б) карбоната натрия.

Выполнение опыта

Каплю испытуемого 0,5н. раствора нанести на универсальную индикаторную бумагу. Полученную окраску сравнить со шкалой цветов и установить величину pH.

Наблюдения и выводы

Результаты исследований занести в таблицу 7.1

 

Таблица 7.1

Испытуе-мый раст-вор соли	Концентра-ция	Цвет уни-версальн. индикатор.бумаги	Величина pH	Концентрация
[H^+]	[OH^-]
AlCl3	0,5н.
Na2CO3	0,5н.

 

2. Написать молекулярные и ионно-молекулярные (полное и сокращенное) уравнения реакций гидролиза данных солей по первой ступени.

3. Назвать полученные при гидролизе (по I ступени) вещества.

Опыт 2. Совместный гидролиз двух солей

Выполнение опыта

В пробирку внести 6-8 капель 0,5н. раствора карбоната натрия, добавить столько же 0,5н. раствора хлорида алюминия.

Наблюдения и выводы

1.Отметить выделение пузырьков газа и выпадение осадка.

2.Написать молекулярное и ионные уравнения совместного гидролиза.

3.Что происходит при растворении в воде солей, образованных слабым гидроксидом и слабой кислотой?

4.Почему в таблице растворимостей напротив таких солей стоит прочерк?

5.Определить реакцию среды, используя константы диссоциации, образовавшихся слабых электролитов:

K_II(H₂CO₃)=4,7×10^-11; K_III(Al(OH₃))=1,4×10^-9.

Опыт 4. Определить реакцию среды (pH) в растворах солей: NH₄NO₃, Na₃PO₄, KCl, являющихся удобрениями, с помощью pH-метра

Выполнение опыта

В стакан ёмкостью 50см³ налить 40см³ 0,1н. раствора нитрата аммония NH₄NO₃. Перед определением pH – электроды ополоснуть 2-3 раза дистиллированной водой.

 

Определить по шкале ориентировочное значение рН раствора, а затем перейти на более чувствительный диапазон измерений.

 

См. схему 7.1 установки для потенциометрического измерения рН растворов

 

 

Рис.7.1. Схема установки для потенциометрического

определения рН растворов

 

1 - термометр; 2 - палочка для перемешивания раствора; 3 - стеклянный электрод; 4 - хлорсеребряный электрод; 5 - стакан с раствором соли;

6 -pH-метр.

 

Определить таким же способом pH 0,1н. растворов фосфата натрия Na₃PO₄ и хлорида калия KCl.

Наблюдения и выводы

1. Записать результаты значений pH для исследуемых растворов (оформить в виде таблицы).

 

2. Рассчитать ошибки: абсолютную (истинное значение рН взять у преподавателя) и относительную.

 

3. Сделать вывод о характере реакции среды в растворах данных солей.

 

4. Написать молекулярные и ионно-молекулярные реакции гидролиза данных солей по I ступени. Назвать полученные при гидролизе вещества.

 

5. Какую из данных солей можно вносить для нейтрализации кислой почвы?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8

Определение жёсткости воды

 

Жёсткость – один из технологических показателей, принятых для характеристики состава и качества воды.

Жесткость воды определяется содержанием в ней растворимых солей кальция и магния.

Различают жесткость карбонатную (временную) Ж_к, обусловленную содержанием в воде гидрокарбонатов Са(НСО₃)₂, Мg(НСО₃)₂, и некарбонатную (постоянную) жесткость Ж_н, которая определяется присутствием в природной воде сульфатов и хлоридов кальция и магния CaSO₄, MgSO₄, CaCl₂, MgCl₂.

Общая жесткость воды Ж_о равна сумме карбонатной и некарбонатной жесткости:

 

Ж_о = Ж_к + Ж_н. (8.1)

 

Жесткость воды определяется молярной концентрацией эквивалентов ионов Са²⁺, Mg²⁺ в миллимолях на литр воды (ммоль/л):

m_B m_B

Ж = ------------- + --------------, (8.2)

M_э(В₁) V M_э(В₂) V

где m_B1, m_B2 - массы двухзарядных катионов металлов в воде, мг;

M_э(В₁), M_э(В₂) – молярные массы эквивалентов катионов металлов, ммоль/л;

V – объем воды в литрах.

По значению жесткости природную воду различают как:

- очень мягкая – Ж_о до 1,5ммоль/л;

- мягкая – Ж_о от 1,5 до 4 ммоль/л;

- средняя жесткость – Ж_о от 4 до 8ммоль/л;

- жесткая – Ж_о от 8 до 12 ммоль/л;

- очень жесткая – Ж_о свыше 12 ммоль/л.

 

Жесткость воды (Ж_о) хозяйственно-питьевых водопроводов не должна превышать 7ммоль/л.

Вода, содержащая большое количество солей, обусловливающих жесткость, непригодна для производственных нужд; применение жесткой воды для питания паровых котлов приводит к образованию накипи на стенках, что уменьшает теплоотдачу и приводит к аварии.

Для умягчения воды применяют следующие методы:

- термический,

- реагентный,

- ионообменный,

- комбинированные.

На первом этапе умягчения применяют методы осаждения: термический или реагентный, а на втором этапе для более глубокой очистки – методы ионного обмена. Термический метод основан на нагревании воды до кипения, при этом происходит образование осадка СаСО₃.

Са(НСО₃)₂ ® СаСО₃¯ + СО₂­ + Н₂О.

При наличии в воде гидрокарбоната магния Mg(HCO₃)₂ процесс перехода в осадок при кипячении происходит в несколько стадий: вначале образуется хорошо растворимый карбонат магния:

Mg(HCO₃)₂ = MgCO₃ + СО₂­ + Н₂О.

Эта соль при продолжительном кипячении подвергается гидролизу с образованием малорастворимого гидроксида магния:

MgCO₃ + 2 Н₂О = Mg(OН)₂¯ + СО₂­.

Кипячением снижается карбонатная жесткость, однако полностью ее устранить невозможно.

При умягчении с помощью реагентов вода обрабатывается веществами, связывающими ионы Са²⁺ и Mg²⁺ в практически нерастворимые вещества.

В качестве реагентов применяют гидроксид кальция (гашеную известь), карбонат натрия (кальцинированная сода), ортофосфат натрия и др.

Известь является одним из наиболее дешевых реагентов. Процесс умягчения воды известкованием основан на реакции:

Са(НСО₃)₂ + Са(ОН)₂ ® 2СаСО₃¯ + 2Н₂О.

Для улучшения осаждения СаСО₃ в воду добавляют коагулянт: FeCl₂ или FeSO₄.

Находит применение известково-содовый метод (Са(ОН)₂ + Na₂CO₃) и содово-натриевый метод (Na₂CO₃ + NaOН), дающие хорошие результаты.

Наиболее полное умягчение воды происходит в результате применения в качестве реагента ортофосфата натрия Na₃РO₄, т.е. при фосфатном методе умягчения. Фосфат-ионы РO₄^3- связывают ионы Са²⁺ и Мg²⁺ в практически нерастворимые фосфаты:

3Са²⁺ + 2РO₄^3- = Са₃(РО₄)₂¯; 3Мg²⁺ + 2РO₄^3- = Мg₃(РО₄)₂.

 

При умягчении воды методом ионного обмена используются иониты (катиониты и аниониты), способные связывать содержащиеся в воде ионы, которые необходимо удалить.

В качестве катионитов используют алюмосиликаты типа Na₂Al₂SiO₈ nH₂O (или кратко – Na₂R). При пропускании жесткой воды через слой катионита ионы натрия катионита обмениваются на ионы кальция и магния жесткой воды:

Na₂R + Ca²⁺ (Mg²⁺) = CaR (MgR) + 2Na⁺. (8.3)

Цель работы

1. Определить общую и временную жесткость исследуемой воды.

2. Закрепить знания по способам умягчения воды.

 

Опыт 1. Определение общей жёсткости воды методом комплексоно-метрического титрования

Общую жесткость воды определяют титрованием воды раствором трилона Б (комплексон III), который представляет собой двузамещенную натриевую соль этилендиаминтетрауксусной кислоты. Он способен образовывать прочные внутрикомплексные соединения (комплексонаты) с ионами Ca²⁺ и Mg²⁺.

Раствор комплексоната Ш окраски не имеет. Образование комплексоната кальция при титровании жёсткой воды комплексоном Ш можно представить схемой 8.1:

Схема 8.1. Образование комплексоната кальция при титровании жесткой воды комплексоном III (трилоном Б)

 

Образующиеся комплексонаты кальция и магния не имеют окраски. Для смещения равновесия вправо, т.е. в сторону образования комплексоната, необходимо связать образующиеся ионы водорода. Это достигается введением аммиачного буферного раствора (NH₄Cl + NH₄OH), имеющего pH=10.

В качестве индикатора при определении общей жёсткости применяют: эриохромчёрный Т или кислотный хром синий К (при жёсткости менее 0,05 ммоль/л).

Находящиеся в жёсткой воде, ионы Ca²⁺ и Mg²⁺ образуют с индикатором в щелочной среде (pH=8÷11) соединения розового цвета. При титровании комплексоном Ш ионы Ca²⁺ и Mg²⁺ прочно связываются с ним, образуя комплексонаты, а свободный индикатор окрашивается в голубой цвет.

Выполнение опыта

1.Заполнить бюретку, закреплённую в штативе, 0,1н. раствором комплексона Ш, приготовленным из фиксанала.

2.В коническую колбу, емкостью 250-300см³, налить 100см³ анализируемой воды, отмеренной мерным цилиндром.

3.Добавить в коническую колбу к исследуемой воде:

а) 2,5-3см³ аммиачного буферного раствора, отмеренного мерным цилиндром;

б) 3-4 капли индикатора кислотного хром синего К или несколько кристалликов (на кончике микрошпателя) эриохромчёрного Т.

 

4.Титрование проводить из бюретки медленно, по каплям, при постоянном перемешивании содержимого колбы, приливая к исследуемой пробе воды 0,1н. раствор комплексона Ш. Переход розовой окраски индикатора в голубую означает окончание титрования.

Наблюдения и выводы

1.Результаты титрования занести в таблицу 8.1.

Таблица 8.1

Объём комплексона Ш, пошедший на титрование, см^3; V2 (Vср.)	Молярная кон-центрация эквива-лента трилона Б, в растворе, моль/л; Сэ	Объём исследуемой пробы воды, см^3; V1	Общая жёсткость воды, ммоль/л; Жо

 

Титрование провести три раза. Результаты титрований должны иметь _ΔV=0,1см³. Рассчитать средний объем V₂ (V_ср.) трилона Б, пошедший на титрование.

 

2. Общую жёсткость воды рассчитать по формуле (ммоль/л):

V₂ С_э 1000

Ж_о = -------------------. ( 8.4)

V₁

Результат вычисления записать в таблицу

Опыт2. Определение карбонатной (временной) жёсткости воды

Определение карбонатной жёсткости основано на связывании ионов HCO₃^- кислотой в присутствии метилоранжа – кислотно-основного индикатора, изменяющего свою окраску от красной при pH<3,1 до жёлтой при pH>4,4. В точке перехода метиловый оранжевый имеет оранжевую окраску. Анион HCO₃^- в воде гидролизуется:

HCO₃^- + H₂O ←→ H₂CO₃ + OH^-; (pH>7) (8.5)

Поэтому при условиях Ж_к > 0 вода имеет щелочную реакцию среды и метиловый оранжевый в ней окрашен в жёлтый цвет. При титровании 0,1н. раствором HCl такой воды протекает реакция нейтрализации:

OH^- + H⁺ → H₂O (8.6)

Ионы Н⁺ нейтрализуют количество ионов ОН^-, эквивалентное концентрации иона HCO .

Молекулярное уравнение реакции при титровании:

Ме(НСО₃)₂ + 2НСl = MeCl₂ + 2CO₂ + 2H₂O. (8.7)