Определение временной жесткости воды

Работа № 1

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ ТИТРОВАНИЕМ

Растворы – гомогенные системы, состоящие из двух или нескольких компонентов. Растворенное вещество в виде атомов, молекул или ионов равномерно распределено в растворителе. В случае водных растворов растворителем является вода.

Основной количественной характеристикой раствора является концентрация – величина, показывающая, сколько вещества растворено в определенном количестве (массе или объеме) растворителя. Существует несколько способов выражения концентрации растворов.

1. Массовая доля растворенного вещества (w) – отношение массы растворенного вещества к массе раствора:

Массовая доля выражается в долях единицы либо в процентах. В последнем случае используют формулу:

2. Молярная концентрация (молярность) (С_м) – количество молей растворенного вещества в 1 л раствора.

где n – количество вещества, равное отношению массы вещества к молярной массе:

Единица измерения молярной концентрации [C_м] = моль/л.

3. Моляльная концентрация – количество молей растворенного вещества в 1 кг растворителя.

Единица измерения моляльной концентрации [C_m] = моль/кг.

4. Титр – масса растворенного вещества (г) в 1 мл раствора.

Единица измерения титра [Т] = г/мл.

5. Эквивалентная (нормальная) концентрация (С_н) – число молей эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора.

Единица измерения нормальной концентрации [C_н]= моль экв/л.

Эквивалентом вещества называют реальную или условную частицу вещества, которая в данной обменной реакции вступает в реакцию с одним протоном Н⁺ (или сама содержит один протон).

Рассмотрим реакцию нейтрализации:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

В этой реакции с одним протоном (т.е. с одной молекулой HCl) реагирует одна молекула NaOH. Следовательно, эквивалентом NaOH будет одна молекула NaOH (реальная частица).

В реакции

Ba(OH)₂ + 2HCl = BaCl₂ + H₂O

на одну молекулу HCl приходится ½ молекулы Ba(OH)₂, поэтому эквивалентом Ba(OH)₂ является условная частица, равная половине молекулы Ba(OH)₂.

Одно и то же вещество может иметь несколько эквивалентов. Определить эквивалент можно, исходя из конкретной химической реакции.

Например, в реакции H₂S + NaOH = NaHS + H₂O эквивалентом Н₂S является 1 молекула H₂S.

А в реакции H₂S + 2NaOH = Na₂S +2H₂O эквивалент H₂S – ½ молекулы H₂S.

Для расчетов необходимо определять молярную массу эквивалентов различных веществ.

Молярная масса эквивалента кислоты (при условии, что в реакции произошла замена всех ионов водорода) будет равна молярной массе кислоты, деленной на основность этой кислоты (т.е. число протонов в молекуле кислоты):

Молярная масса эквивалента основания равна отношению молярной массы основания к кислотности основания (т.е. числу гидроксильных групп):

Молярная масса эквивалента соли – отношение молярной массы соли к произведению валентности металла и числа ионов металла

Очевидно, что используя понятие эквивалент, вместо понятия молекула, можно рассчитать количество молей эквивалентов как отношение массы вещества к молярной массе эквивалента:

В количественных расчетах используют закон эквивалентов. Его формулировка проста: вещества реагируют в эквивалентных количествах. Это значит, что для двух веществ (1) и (2), вступающих в реакцию, количества молей эквивалентов равны:

(1)

Т.к. С_н= n_Э/V, то можем переписать закон эквивалентов в следующем виде:

(2)

На законе эквивалентов основан титриметрический метод анализа, который заключается в точном измерении количества реактива, израсходованного на реакцию с определяемым веществом. Если имеется определенный объем раствора вещества (1) неизвестной концентрации Сн₁, то, проведя реакцию с веществом (2) (концентрация раствора Сн₂ известна) и измерив объем раствора V₂, можно определить концентрацию Сн₁.

Чтобы зафиксировать конец реакции, раствор вещества известной концентрации (его называют титрантом) постепенно, небольшими порциями, добавляют к раствору определяемого вещества. Этот процесс называется титрованием. Окончание титрования определяют с помощью индикаторов (обычно применяют фенолфталеин и метиловый оранжевый).

В данной работе проводится определение концентрации раствора соляной кислоты титрованием раствором щелочи NaOH. К определенному объему раствора соляной кислоты неизвестной концентрации постепенно добавляют раствор щелочи (титр его известен) до полной нейтрализации. Конец титрования, т.е. момент нейтральности раствора, устанавливают по изменению окраски фенолфталеина. Этот индикатор бесцветен в кислой и нейтральной средах и окрашен в малиновый цвет в щелочной среде. Объем раствора щелочи, израсходованного на нейтрализацию, определяют с помощью бюретки.

Результатом эксперимента является определение эквивалентной концентрации и титра соляной кислоты.

Выведем формулу связи эквивалентной концентрации и титра.

Получим закон эквивалентов, выраженный через титры реагирующих веществ:

Формула (3) используется для расчета титра соляной кислоты по экспериментальным данным.

Работа № 2

Работа № 3

Работа № 7

Работа № 8

Механизм буферного действия

Рассмотрим, какие процессы будут происходит ь в ацетатном буферном растворе (СН₃СООН/СН₃СООNa) при добавлении сильных кислот и оснований.

При добавлении к такому буферу сильной кислоты, например, HCl, произойдет взаимодействие ее с ацетатом натрия:

СН₃СООNa + HCl = CH₃COOH + NaCl

В итоге образуется слабая уксусная кислота и предотвращается понижение рН.

При добавлении щелочи, например, NaOH, произойдет реакция нейтрализации с уксусной кислотой:

CH₃COOH + NaOH = CH₃COONa + H2O

В результате заметного повышения рН не произойдет.

Безусловно, способность «сопротивляться» изменению рН при добавлении кислот и щелочей не безгранична и зависит от концентрации компонентов буферного раствора. Характеристикой этой способности является величина буферной емкости.

Буферная емкость – количество кислоты или щелочи, которое нужно добавить к 1 л буферного раствора для изменения значения рН на 1.

Работа № 9

ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ

Гидролиз – это взаимодействие веществ с водой, в результате которого происходит изменение рН среды.

Рассмотрим гидролиз солей. Соли – вещества, состоящие из катиона металла и аниона кислотного остатка. По тому, какой металл и анион какой кислоты входят в состав соли, все соли можно разделить на 4 типа:

1 тип. Соли сильного основания и сильной кислоты. Сильные основания – основания щелочных и щелочно-земельных металлов. Сильные кислоты – HCl, HBr, HI, HNO₃, H₂SO₄, HClO₄. Примеры солей 1 типа: NaCl, K₂SO₄, CaCl₂.

2 тип. Соли сильного основания и слабой кислоты. Слабыми кислотами являются HF, H₂SO₃, H₂CO₃, H₃PO₄, H₂SiO₃, H₂S, CH₃COOH, HNO₂, HCN. Примеры солей 2 типа: Na₂CO₃, K₂S, CH₃COONa.

3 тип. Соли слабого основания и сильной кислоты. Слабые основания образует большинство металлов (за исключением металлов I и II групп Периодической системы), например Al, Zn, Fe, Cu и т.д., а также ион аммония NH₄⁺. Примеры солей 3 типа: FeCl₂, Al₂(SO₄)₃, Cu(NO₃)₂, NH₄Cl.

4 тип. Соли слабого основания и слабой кислоты. Например, Al₂S₃, CH₃COONH₄, CuCO₃.

Рассмотрим взаимодействие с водой солей всех четырех типов.

1) Соли 1 типа гидролизу не подвергаются! Среда растворов таких солей нейтральная (рН=7). Для них можно написать только уравнение диссоциации:

NaCl → Na⁺ + Cl^-

2) Соли 2 типа гидролизуются по аниону. Сначала запишем уравнение диссоциации:

Na₂CO₃ → 2Na⁺ + CO₃^2- (1)

Слабой частью является анион CO₃^2-, который взаимодействует с водой, присоединяя протон H⁺:

CO₃^2- + Н⁺ОН^- → HCO₃^- + OH^- (2)

При этом образовался гидрокабонат-ион HCO₃^- и гидроксид-анион OH^-. Значит, среда в растворе будет щелочная (рН >7). Гидролиз идет только по первой ступени, т.е. реакция полученного аниона HCO₃^- с еще одной молекулой воды с образованием H₂CO₃ практически не идет. Гидролиз останавливается на этой стадии.

Уравнение (2) – ионная запись уравнения гидролиза. Для получения уравнения гидролиза в молекулярном виде, складываем уравнения (1) и (2), соединяя в правой части катионы с анионами. Получится:

Na₂CO₃ + CO₃^2- + Н⁺ОН^- → NaHCO₃ + NaOH + CO₃^2-

И после сокращения одинаковых ионов получим уравнение гидролиза:

Na₂CO₃ + Н₂О « NaHCO₃ + NaOH

В результате данной реакции гидролиза не выпадает осадков, не выделяется газов, т.е. реакция не идет до конца, является обратимой.

Итак, при гидролизе соли сильного основания и слабой кислоты, получается кислая соль, и раствор становится щелочным.

3) Соли 3 типа гидролизуются по катиону. Так же, как и в предыдущем примере, запишем уравнение диссоциации:

CuCl₂ → Cu²⁺ + 2Cl^- (3)

Выберем слабую часть и запишем ее взаимодействие с водой. Положительно заряженный ион меди Cu²⁺ присоединяет отрицательный гидроксид-ион:

Cu²⁺ + Н⁺ОН^- → СuOH⁺ + H⁺ (4)

При этом образуется ион СuOH⁺ и протон H⁺. Это значит, что среда раствора – кислая (рН<0). Гидролиз останавливается на первой стадии, т.е. ион СuOH⁺ не будет принимать второй гидроксид-ион с образованием Сu(OH)₂.

Уравнение (4) – запись гидролиза в ионном виде. Чтобы получить молекулярное уравнение, сложим уравнения (3) и (4) и получим:

CuCl₂+ Н₂О « СuOHCl + HСl

Так же, как для солей 2-го типа, гидролиз обратим.

Т.о., при гидролизе соли слабого основания и сильной кислоты образуется основная соль, и раствор становится кислым.

4) Соли 4 типа гидролизуются и по катиону, и по аниону. Чтобы записать уравнение гидролиза, надо провести реакцию обмена ионов между солью и водой. Катион будет взаимодействовать с гидроксид-ионами с образованием соответствующего гидроксида металла, а анион соединится с ионами водорода с образованием слабой кислоты. В этом случае гидролиз протекает до конца.

Al₂S₃ + HOH → Al(OH)₃¯ + H₂S­

Ион алюминия гидролизуется по трем ступеням, т.е. присоединяет 3 гидроксид-иона, ион серы также гидролизуется до конца (по двум ступеням) с образованием сероводорода. Гидролиз в этом случае необратим, протекает до конца.

Работа № 12

Работа № 14

Работа № 15

КОРРОЗИЯ МЕТАЛЛОВ

Коррозией называется самопроизвольный процесс разрушения металлов в результате их взаимодействия с окислителями из окружающей среды. Выплавка металлов из руд требует затраты энергии. При коррозии происходит самопроизвольное высвобождение из металлов накопленной свободной энергии Гиббса. Это делает металлы химически активными веществами:

Меⁿ⁺ + ne^- → Me (∆G > 0) Me⁰ – ne^- → Меⁿ⁺ (∆G < 0)

металлургия коррозия

Коррозия металлов есть необратимый процесс и приводит к большим прямым и косвенным потерям.

Следует отметить, что коррозии не подвержены такие металлы, как золото, серебро, платина, ртуть, так как эти металлы в природе находятся в свободном состоянии и не требуют энергетических затрат на их получение.

По механизму различают два типа коррозионных процессов: химическую и электрохимическую коррозию.

Химическая коррозия

Основным признаком этой коррозии является отсутствие в коррозионной среде конденсационной влаги. Поэтому этот тип коррозии нередко называют коррозией сухими газами или термической коррозией. При химической коррозии протекает химическая окислительно-восстановительная реакция между металлом и окислителем (коррозионным агентом) из внешней среды. При этой реакции поверхность металла окисляется, а коррозионный агент – восстанавливается.

Химической коррозии подвержены детали и узлы машин, работающих при высокой температуре – поршневые двигатели, камеры внутреннего сгорания топлива, химические реакторы и т.д.

При химической коррозии металлов происходит изменение состава поверхности металла. Рассмотрим это на примерах коррозии металла газами.

Химическая коррозия стали в среде воздуха или кислорода

В большинстве случаев активным коррозионным агентом является кислород:

Fe+ O₂ ® FeO + Fe₂O₃ + Fe₃O₄

Химическая коррозия под действием сухого хлора

2Fe + 3Cl₂ ® 2FeCl₃

Химическую коррозию можно наблюдать при контакте металла с неводными средами, например, при контакте нефти или ее продуктов с поверхностью стальных цистерн. В составе нефти находятся органические соединения, особенно опасны соединения, содержащие хлорид-ионы и серу, они образуют легко растворимые хлориды и сульфиды металлов.

Химическая коррозия стали в неводных средах:

2R- Cl + Me → MeCl₂ + R-R

R₁-S-R₂+ Me →MeS + R₁-R₂

Разрыв ковалентных связей, способствующий переходу хлорида и сульфида в ионное состояние, совершается легче при повышенных температурах.

Электрохимическая коррозия

При наличии в коррозионной среде конденсационной влаги коррозия идет по электрохимическому механизму. Этот вид коррозии самый распространенный.

Причиной протекания электрохимической коррозии является неоднородность металла из-за наличия в нем различных примесей. В результате на поверхности возникают участки, имеющие разный потенциал и образующие микрогальванические элементы. Роль анода в таком элементе выполняет металл, который окисляется, а роль катода – присутствующие в металле примеси других металлов или их соединений, а также загрязнения.

На аноде осуществляется окисление металла по реакции Me – ne^- → Meⁿ⁺, образующиеся электроны по металлу переходят на катодный участок, где связываются окислителем из окружающей среды. В качестве окислителя выступает кислород воздуха в присутствии влаги либо ионы водорода (Н⁺).

На катоде могут протекать следующие процессы:

1) Если окислителем является кислород:

О₂ + 2Н₂О + 4е^- → 4ОН^- в нейтральной и щелочной среде

О₂ + 4Н⁺ + 4е^- → 2Н₂О в кислой среде

Такая коррозия называется коррозией с кислородной деполяризацией.

2) Если в среде отсутствует кислород, то в качестве окислителя выступают ионы водорода (Н⁺) в кислой, нейтральной или щелочной средах:

2Н⁺ + 2е^- → Н₂ в кислой среде

2Н₂О + 2е^- → Н₂ + 2ОН^- в нейтральной и щелочной средах

Атмосферная коррозия углеродистой стали

Рассмотрим коррозию углеродистой стали с кислородной и водородной деполяризацией.

В углеродистой стали присутствует в качестве примеси карбид железа (Fe₃C). Возникают микроконтакты Fe (анод) - Fe₃C (катод).

На аноде: Fe – 2e^- → Fe²⁺

На катоде: О₂ + 2Н₂О + 4е^- →4ОН^- (в присутствии кислорода воздуха в нейтральной среде)

Суммарное уравнение коррозии имеет вид:

Fe + О₂ + 2Н₂О →2Fe(ОН)₂

Это уравнение первичного процесса. Образующийся гидроксид железа (II) на воздухе окисляется до Fe(OH)₃ – вторичный процесс, в результате которого образуется бурая ржавчина.

2Fe(ОН)₂ + 1/2О₂ + Н₂О →2Fe(ОН)₃

Fe(OH)₃ → FeOOH +H₂O

ржавчина

Коррозионный процесс углеродистой стали в кислой среде в отсутствие кислорода выглядит так:

На аноде: Fe – 2e^- → Fe²⁺

На катоде: 2Н⁺ + 2е^- → Н₂

Суммарное уравнение коррозии:

Fe + 2HCl → Н₂ + FeCl₂

Атмосферная коррозия на границе контакта двух разных металлов.

Рассмотрим коррозию железа в контакте с оловом.

При контакте двух металлов в среде электролита возникает макрогальванический элемент, в котором роль анода будет играть металл более активный, с меньшим значением потенциала, т.е. железо (φ_Fe2+/Fe = -0,44 В), а катодом будет олово, имеющее больший потенциал (φ_Sn2+/Sn = -0,136 В). Электродные процессы в этом случае описываются уравнениями:

На аноде: Fe – 2e- → Fe²⁺

На катоде: (Sn) О₂ + 2Н₂О + 4е^- → 4ОН^-

Fe²⁺ + 2ОН^- → Fe(ОН)₂

Коррозия при неравномерной аэрации

Схема коррозии стали при неравномерном поступлении окислителя к поверхности металла показана на рис.

Рис. Коррозия при неравномерной аэрации

При попадании капли воды на поверхность металла на ней образуются катодные и анодные участки ввиду неодинакового поступления окислителя, в данном случае кислорода. В точках «К» кислород поступает в максимально возможном количестве и здесь будет идти катодный процесс:

О₂ + 2Н₂О + 4е^- → 4ОН^-

На участок «А» поверхности металла количество кислорода ограниченно из-за высоты слоя капли. Поэтому потенциал этого участка меньший (относительно катодного) и будет представлять анодную зону, на которой идет процесс окисления металла:

Fe – 2e^- → Fe²⁺

Термодинамика коррозии

Возможность коррозии конкретного металла данным окислителем возможна при положительном значении ЭДС:

Е = φ_{окис-ля} – φ_{восст-ля} > 0

Для определения возможности протекания коррозии необходимо знать потенциалы катодных процессов в различных средах. Данные приведены в таблице.

Таблица. Значения потенциалов окислителей при кислородной и водородной деполяризации в различных средах

	Катодная реакция	рН	j, В
Водородная деполяризация	2Н+ + 2е– → Н2
2H2O + 2e– → H2 + 2OH–		–0,413
2H2O + 2e– → H2 + 2OH–		–0,826
Кислородная деполяризация	O2 + 4e– + 4H+ → 2H2O		1,23
O2 + 4e– + 2H2O → 4OH–		0,82
O2 + 4e– + 2H2O → 4OH–		0,40

Чтобы определить, возможна ли коррозия в данных условиях из потенциала окислителя вычитаем потенциал металла. Если ЭДС > 0, коррозия идет. Например, свинец (j° _Pb2+/Pb = - 0,126 В) будет подвергаться коррозии под действием кислорода (в кислой, нейтральной и щелочной средах), под действием кислот в отсутствие кислорода и будет устойчив к коррозии во воде и растворе щелочи.

Работа № 16

ЗАЩИТА МЕТАЛЛОВ ОТ КОРРОЗИИ

Вопрос защиты металлов от коррозии является актуальным в отраслях промышленности, связанных с эксплуатацией металлических конструкций, оборудования и машин. Поэтому на каждом этапе работы с металлом (проектировании, изготовлении и эксплуатации) осуществляется ряд мер, направленных на защиту его от коррозии.

Наиболее важными методами защиты от коррозии являются следующие:

1. Нанесение покрытий

2. Легирование металлов

3. Электрохимическая защита

4. Изменение свойств коррозионной среды

5. Рациональное конструирование изделий

Последний метод заключается в том, что необходимо избегать использования в одной конструкции контактов разных металлов. В этом случае возникает гальванический элемент, и один из металлов (анод) подвергается усиленной коррозии.

Кратко рассмотрим нанесение покрытий (металлические покрытия), электрохимическую защиту и обработку коррозионной среды.

Металлические покрытия

Металлические покрытия в зависимости от потенциала металла-покрытия делятся на анодные и катодные.

Если покрытие состоит из более активного металла, чем защищаемый металл, то такое покрытие называется анодным. Например, цинк или хром на поверхности железа. Сущность защиты состоит в том, что покрытие само защищено пленкой оксида, а в случае разрушения этой пленки, металл покрытия окисляется, т.к. является анодом по отношению к защищаемому металлу.

Коррозию оцинкованного железа можно представить схемой:

А: Zn - 2е^- → Zn²⁺

К: (Fe) 2Н₂О + 2е^- → Н₂ + 2ОН^-

Цинковые покрытия применяют для защиты деталей машин, трубопроводов, стальных листов. Цинк дешевый и доступный металл. 20 % всех стальных деталей покрывают цинком, 50 % выплавляемого в мире цинка расходуется на гальванопокрытия.

Если изделие покрывают менее активным металлом, то такое покрытие называется катодным. Например, покрытие железа оловом (луженое железо), свинцом, никелем, медью. Суть защиты заключается в том, что металл покрытия более устойчив к коррозии, чем основной металл. Однако, при нарушении покрытия происходит окисление основного металла, как более активного, и его коррозия усиливается.

А: Fe - 2е^- → Fe²⁺

К: (Sn) 2Н₂О + 2е^- → Н₂ + 2ОН^-

Т.о., катодное покрытие целесообразно использовать в случае, если не происходит механическое повреждение изделия. Покрытия из олова применяют в пищевой промышленности, при изготовлении печатных плат.

Электрохимическая защита

Данный способ защиты реализуется при электрохимической коррозии металла, протекающей по принципу работы гальванического элемента. При этом анодом является металлическое изделие, подвергающееся коррозии. Если на анод извне наложить больший, чем в гальваническом элементе отрицательный потенциал, то его разрушение прекратится. Этот принцип действия лежит в основе электрохимической защиты металла.

Катодная защита. При катодной защите металлическое изделие подключают к отрицательному полюсу внешнего источника постоянного тока, и оно становится катодом. В качестве анода используют вспомогательный металл, который в процессе работы образованной гальванопары будет постепенно растворяться.

Протекторная защита металла - разновидность катодной защиты, но без использования внешнего источника тока. Принцип тот же – создается гальванический элемент, в котором защищаемый металл будет играть роль катода, а анодом являться присоединяемый к нему более активный металл, имеющий более отрицательный потенциал, называемый протектором. В этом случае разрушению будет подвергаться протектор. В качестве протекторов используют сплавы на основе цинка, алюминия, магния.

Анодная защита. Анодная защита применяется только для тех металлов и сплавов, которые легко пассивируются при анодной поляризации, т.е. покрываются пассивной пленкой оксида, например:

2 Cr + 3H₂O - 6е^- ® Cr₂O₃ + 6H⁺

При проведении такой защиты металлическое изделие присоединяют к положительному полюсу внешнего источника постоянного тока, и оно становится анодом, на котором идет окисление с получением защитной оксидной пленки. А катодом выбирают другой металл (вспомогательный электрод), присоединяемый к отрицательному полюсу, на котором в процессе работы полученной гальванопары будут идти процессы восстановления катионов из окружающей среды.

Работа № 1

СПОСОБЫ ВЫРАЖЕНИЯ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ СОЛЯНОЙ КИСЛОТЫ ТИТРОВАНИЕМ

Растворы – гомогенные системы, состоящие из двух или нескольких компонентов. Растворенное вещество в виде атомов, молекул или ионов равномерно распределено в растворителе. В случае водных растворов растворителем является вода.

Основной количественной характеристикой раствора является концентрация – величина, показывающая, сколько вещества растворено в определенном количестве (массе или объеме) растворителя. Существует несколько способов выражения концентрации растворов.

1. Массовая доля растворенного вещества (w) – отношение массы растворенного вещества к массе раствора:

Массовая доля выражается в долях единицы либо в процентах. В последнем случае используют формулу:

2. Молярная концентрация (молярность) (С_м) – количество молей растворенного вещества в 1 л раствора.

где n – количество вещества, равное отношению массы вещества к молярной массе:

Единица измерения молярной концентрации [C_м] = моль/л.

3. Моляльная концентрация – количество молей растворенного вещества в 1 кг растворителя.

Единица измерения моляльной концентрации [C_m] = моль/кг.

4. Титр – масса растворенного вещества (г) в 1 мл раствора.

Единица измерения титра [Т] = г/мл.

5. Эквивалентная (нормальная) концентрация (С_н) – число молей эквивалентов растворенного вещества в 1 л раствора.

Единица измерения нормальной концентрации [C_н]= моль экв/л.

Эквивалентом вещества называют реальную или условную частицу вещества, которая в данной обменной реакции вступает в реакцию с одним протоном Н⁺ (или сама содержит один протон).

Рассмотрим реакцию нейтрализации:

NaOH + HCl = NaCl + H₂O

В этой реакции с одним протоном (т.е. с одной молекулой HCl) реагирует одна молекула NaOH. Следовательно, эквивалентом NaOH будет одна молекула NaOH (реальная частица).

В реакции

Ba(OH)₂ + 2HCl = BaCl₂ + H₂O

на одну молекулу HCl приходится ½ молекулы Ba(OH)₂, поэтому эквивалентом Ba(OH)₂ является условная частица, равная половине молекулы Ba(OH)₂.

Одно и то же вещество может иметь несколько эквивалентов. Определить эквивалент можно, исходя из конкретной химической реакции.

Например, в реакции H₂S + NaOH = NaHS + H₂O эквивалентом Н₂S является 1 молекула H₂S.

А в реакции H₂S + 2NaOH = Na₂S +2H₂O эквивалент H₂S – ½ молекулы H₂S.

Для расчетов необходимо определять молярную массу эквивалентов различных веществ.

Молярная масса эквивалента кислоты (при условии, что в реакции произошла замена всех ионов водорода) будет равна молярной массе кислоты, деленной на основность этой кислоты (т.е. число протонов в молекуле кислоты):

Молярная масса эквивалента основания равна отношению молярной массы основания к кислотности основания (т.е. числу гидроксильных групп):

Молярная масса эквивалента соли – отношение молярной массы соли к произведению валентности металла и числа ионов металла

Очевидно, что используя понятие эквивалент, вместо понятия молекула, можно рассчитать количество молей эквивалентов как отношение массы вещества к молярной массе эквивалента:

В количественных расчетах используют закон эквивалентов. Его формулировка проста: вещества реагируют в эквивалентных количествах. Это значит, что для двух веществ (1) и (2), вступающих в реакцию, количества молей эквивалентов равны:

(1)

Т.к. С_н= n_Э/V, то можем переписать закон эквивалентов в следующем виде:

(2)

На законе эквивалентов основан титриметрический метод анализа, который заключается в точном измерении количества реактива, израсходованного на реакцию с определяемым веществом. Если имеется определенный объем раствора вещества (1) неизвестной концентрации Сн₁, то, проведя реакцию с веществом (2) (концентрация раствора Сн₂ известна) и измерив объем раствора V₂, можно определить концентрацию Сн₁.

Чтобы зафиксировать конец реакции, раствор вещества известной концентрации (его называют титрантом) постепенно, небольшими порциями, добавляют к раствору определяемого вещества. Этот процесс называется титрованием. Окончание титрования определяют с помощью индикаторов (обычно применяют фенолфталеин и метиловый оранжевый).

В данной работе проводится определение концентрации раствора соляной кислоты титрованием раствором щелочи NaOH. К определенному объему раствора соляной кислоты неизвестной концентрации постепенно добавляют раствор щелочи (титр его известен) до полной нейтрализации. Конец титрования, т.е. момент нейтральности раствора, устанавливают по изменению окраски фенолфталеина. Этот индикатор бесцветен в кислой и нейтральной средах и окрашен в малиновый цвет в щелочной среде. Объем раствора щелочи, израсходованного на нейтрализацию, определяют с помощью бюретки.

Результатом эксперимента является определение эквивалентной концентрации и титра соляной кислоты.

Выведем формулу связи эквивалентной концентрации и титра.

Получим закон эквивалентов, выраженный через титры реагирующих веществ:

Формула (3) используется для расчета титра соляной кислоты по экспериментальным данным.

Работа № 2

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ВРЕМЕННОЙ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ

Одним из показателей качества воды является жесткость. Жесткость воды – содержание в ней солей кальция и магния. Различают временную и постоянную жесткость воды. Временная (карбонатная) жесткость обусловлена присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, а постоянная – наличием сульфатов и хлоридов этих металлов. Суммарное содержание солей постоянной и временной жесткости определяет величину общей жесткости воды.

Жесткость (Н) – это эквивалентная концентрация солей кальция и магния, выраженная в ммоль экв/л:

(1)

Различают воду мягкую (общая жесткость до 2 ммоль экв/л), средней жесткости (2‑10 ммоль экв/л) и жесткую (более 10 ммоль экв/л).

Слишком жесткая вода непригодна для многих технических целей. Она образует накипь на стенках теплообменных аппаратов, усиливает коррозию стенок паровых котлов, в некоторых случаях вызывает коррозию цементного камня. Допустимое содержание солей жесткости в технологической воде регламентируется ГОСТами и техническими условиями.

Для устранения жесткости воды используют физические и химические методы.

Временную жесткость можно устранить кипячением воды. При нагревании гидрокарбонаты переходят в нерастворимые карбонаты и выпадают в осадок:

Ca(HCO₃)₂ → CaCO₃¯ + CO₂ +H₂O

Термическое умягчение воды связано со значительными затратами энергии и применяется в тех случаях, когда по условиям технологии вода должна подогреваться и не требуется ее глубокое умягчение.

Химические методы умягчения основаны на использовании реагентов, образующих с ионами Ca²⁺ и Mg²⁺ малорастворимые соединения. Для этого природную воду обрабатывают гашеной известью (Са(ОН)₂) или содой (Na₂CO₃). Этот метод позволяет устранить как карбонатную, так и некарбонатную жесткость:

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ →2CaCO₃↓ + 2H₂O

Mg(HCO₃)₂ + 2Ca(OH)₂ → Mg(OH)₂↓ + 2CaCO₃¯ + 2H₂O

MgSO₄ + Ca(OH)₂ → Mg(OH)₂↓ + CaSO₄.

CaSO₄ + Na₂CO₃ → CaCO₃↓ + Na₂SO₄

Широко распространенным методом устранения жесткости является ионный обмен. В этом методе используется способность некоторых природных и искусственных высокомолекулярных соединений (ионитов) обменивать входящие в их состав радикалы на ионы, находящиеся в растворе. Удаление катионов (Ca²⁺ , Mg²⁺) проводится на катионитах, анионов (Cl^-, SO₄^2-, HCO₃^-) – на анионитах.

Временную (карбонатную) жесткость можно определить кислотно-основным титрованием воды раствором соляной кислоты. Гидрокарбонаты количественно взаимодействуют с соляной кислотой:

Ca(HCO₃)₂ + 2HCl → CaCl₂ + 2H₂CO₃ (2)

Титрование ведут в присутствии метилового оранжевого, фиксируется переход желтой окраски в оранжевую.

Расчет жесткости ведется по закону эквивалентов для реакции (2):

,

где V_в – объем анализируемой пробы воды.

Подставив в уравнение временную жесткость, выраженную по формуле (1), получим:

Выразив нормальную концентрацию через титр

и учтя, что объем пробы воды V_в = 100 мл, получаем окончательную формулу для расчета временной жесткости воды:

Работа № 3