Определение и устранение жесткости воды

Министерство путей сообщения Российской Федерации

Иркутский государственный университет путей сообщения

Красноярский филиал

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ И

ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ

ОПРЕДЕЛЕНИЕ И УСТРАНЕНИЕ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ

Методические указания к лабораторным работам

Красноярск 2005

УДК 54

ББК 24.1

Приготовление растворов и определение концентрации растворов. Определение и устранение жесткости воды.: Методические указания к лабораторным работам по общей химии –Красноярск: КФ ИрГУПС, 2005, 21с.

Составитель: Людмила Александровна Рубчевская

Предназначены для студентов первого курса всех специальностей

Рецензенты: Мороз Ж.М., к.ф.-м. н., доцент кафедры

естественнонаучных дисциплин КФ ИрГУПС,

Тюменева Г.Т., к.т.н., доцент кафедры химии КрасГАСА

Печатается по решению методического совета филиала

Иркутского государственного университета путей сообщения в

г. Красноярске

© Филиал Иркутского государственного университета путей сообщения в г. Красноярске, 2005

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 1.

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ И

ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРОВ

Цель работы: ознакомиться со способами выражения концентрации растворов; научиться определять концентрацию раствора, приобрести навыки приготовления растворов заданной концентрации.

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ОБОСНОВАНИЕ

Раствором называется многокомпонентная гомогенная система пе­ременного состава.

Растворы могут быть газовыми, жидкими и твердыми. Обычно термин "раствор", не содержащий уточнений, относится к жидкой гомогенной системе.

Раствор состоит из растворителя и растворенного вещества. Растворителем обычно называют тот компонент раствора, содержание которого больше. Относительное содержание компонентов раствора характеризуется его концентрацией.

Существуют следующие способы выражения концентрации.

Процентная концентрация С % или массовая доля растворенного вещества показывает, сколько весовых частей растворенного вещества содержится в 100 весовых частях раствора.

C% = ^.100,

где m - масса растворенного вещества, г ;

q - масса раствора, г.

Массовая доля выражается в процентах (%) и долях единицы. Например, если массовая доля H₂SO₄ равна 0,2 или 20%, это означает, что масса Н₂SO₄ составляет 0,2 или 20% общей массы раствора и раствор 20% - ный.

Молярная концентрация См показывает число молей растворенного вещества в 1 л раствора, единица измерения - моль/л.

С_М = ,

где m - масса растворенного вещества, г;

M - молярная масса растворенного вещества, г/моль;

V- объем раствора, мл.

Растворы, имеющие молярную концентрацию 1 моль/л, 2 моль/л, 0,5 моль/л, 0,01 моль/л, соответственно обозначают 1 М, 2 М, 0,5 М,

0,01 М и т.п. растворы.

Эквивалентная или нормальная концентрация Сн показывает число эквивалентных масс растворенного вещества в 1 л раствора, единица измерения - моль/л.

С_H = ,

где m - масса растворенного вещества, г;

Э - эквивалентная масса растворенного вещества, г/моль;

V - объем раствора, мл.

Растворы, имеющие нормальную концентрацию 1 моль/л, 2 моль/л, 0,5 моль/л, 0,01 моль/л, соответственно обозначают 1 н, 2 н, 0,5 н, 0,01 н и т.п. растворы.

Титр раствора Т показывает число граммов растворенного вещества в I мл раствора, единица измерения - г/мл.

Между нормальной концентрацией и титром раствора существует зависимость

где С_H – нормальная концентрация моль/л;

Э – эквивалентная масса растворенного вещества, г/моль.

Важной характеристикой раствора является его плотность , единицы измерения - г/мл, кг/м³.

=

где m – масса раствора, г; V - объем раствора, мл.

В справочниках приводятся соотношения между плотностями некоторых растворов и их концентрациями.

Молярная доля (N_i ) показывает отношение числа молей растворенного вещества ( или растворителя) к сумме числа молей всех веществ, находящихся в растворе, выражается в процентах (%) или долях единицы.

В системе, состоящей из растворителя и единственного растворенного вещества, молярная доля последнего (N₂) равна

а молярная доля растворителя (N₁) равна

где n₁ и n₂ – соответственно число молей растворителя и растворенного вещества.

Пример.

Определить молярную долю NaOH в 10% - ном растворе.

Решение.

Из определения процентной концентрации следует, что в 100 г раствора NaOH содержится 10 г NaOH и 90 г H₂O (плотность воды равна единице, поэтому m(H₂O) = r(H₂O) ^. V(H₂O) = 1 ^. 90 = 90г.

Находим число молей растворенного вещества и растворителя по формуле

где m – масса компонента раствора, г;

М – молярная масса компонента раствора г/моль, отсюда

Следовательно, мольная доля растворенного вещества NaOH равна

или 4,7%

Моляльная концентрация С_В показывает число молей растворенного вещества, которое приходится на 1 кг растворителя – единица измерения моль/кг.

где m₁ – масса растворенного вещества, г;

m₂ - масса растворителя, г;

М – молярная масса растворенного вещества, г/моль.

Растворы, имеющие моляльную концентрацию 1моль/кг,

2 моль/кг, 0,5 моль/кг, 0,1 моль/кг соответственно обозначают 1 м,

2 м, 0,5 м 0,1 м и т.п. растворы.

При химических расчетах часто приходится переходить от одного способа выражения концентрации к другому. Рассмотрим принцип пересчета концентраций на примерах.

Пример I.

Пересчитать 20 %-ный раствор серной кислоты плотностью 1,145 г/мл на молярную и нормальную концентрации. Определить титр этого раствора.

Решение.

Находим содержание серной кислоты в I л (1000 мл) раствора:

m = = 229 г.

Определяем нормальность раствора:

С_H = = = 4,62 моль/л

Рассчитываем молярность раствора:

C_M = = = 2,21 моль/л.

Находим титр: Т = = 0,229 г/мл

Пример 2.

Рассчитать процентную концентрацию 2 н раствора NaOH плотностью 1,08 г/мл.

Решение.

Определяем массу растворенного вещества в I л раствора:

m = C_H ^. Э = 2 ^. 40 = 80 г.

Находим процентную концентрацию раствора:

C% = = = 7,4 %

Пример 3.

Сколько мл 20 %-ной азотной кислоты нужно взять для приготовления 500 мл 0,1 н раствора? Плотность 20 %-ного раствора равна 1,054 г/мл.

Находим массу кислоты в 500 мл 0,1 н раствора:

г.

Это же количество кислоты должно содержаться в V^* мл исходного 20 %-ного раствора. Из пропорции

содержится в V^* мл раствора,

С% содержится в (100/r) мл раствора

V^* = = 15 мл

Оборудование и реактивы: мерный цилиндр, ареометр, конические колбы на 100 мл, мерная колба на 100 мл, пипетки, капельницы с индикатором метиловым оранжевым, бюретка, титрованный раствор NaOH (C_H = 0,1), раствор серной кислоты.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт I. Определение процентной концентрации раствора

с помощью ареометра.

С помощью ареометра и справочных данных определить С % имеющегося в лаборатории раствора серной кислоты. Для этого налить исходную кислоту в цилиндр, осторожно опустить туда ареометр, чтобы он не касался дна и стенок цилиндра. Отметить деление шкалы ареометра, совпадающее с нижним мениском жидкости в цилиндре. Это и есть плотность данного раствора ( ). По табл.1 определить процентную концентрацию данного раствора кислоты.

Таблица 1.

С%	r, г/мл	С%	r, г/мл	С%	r, г/мл	С%	r, г/мл	С%	r, г/мл
	0,998		1,038		1,109		1,303		1,687
	1,005		1,045		1,132		1,357		1,749
	1,012		1,052		1,155		1,415		1,802
	1,018		1,059		1,178		1,477		1,831
	1,025		1,066		1,227		1,542		1,836
	1,032		1,087		1,252		1,611		1,840

Если измеренное значение плотности не совпадает с табличным, то значение концентрации находят методом интерполяции, считая зависимость плотности от концентрации, линейной.

Допустим, найденная плотность равна 1,165. В табл.1 даны плотности 1,155, что соответствует концентрации серной кислоты

22 %, и 1,178 (25 %-ная концентрация).

В указанных пределах при изменении концентрации на 3 % плотность раствора меняется на 0,023. Исследуемый раствор отличается от 22 %-ного по плотности на 0,01.

Составляют пропорцию: 3,0 % - 0,023,

х - 0,01.

х = 1,3 %.

Исходный раствор содержал 22 + 1,3 = 23,3 % серной кислоты.

г.

V^* = = 15 мл

Опыт 2. Приготовление раствора заданной нормальной

концентрации.

Приготовить 100 мл 0,1 н раствора серной кислоты из имеющегося раствора серной кислоты, концентрация которого опре­делена с помощью ареометра. Для этого после определения процентной концентрации имеющегося раствора H₂SO₄ рассчитать его объем, необходимый для приготовления 100 мл 0,1 н раствора. Результаты расчета записать в лабораторный журнал.

Затем в мерную колбу на 100 мл налить около 50 мл дистиллированной воды, отмерить пипеткой рассчитанный объем исходной кислоты и перелить его в мерную колбу. Перемешать жидкость в колбе, охладить и долить воды до метки, добавляя воду по каплям из пипетки. Тщательно перемешать приготовленный раствор кислоты и сохранить его для опыта 3.

Опыт 3. Определение нормальной концентрации раствора

кислоты методом титрования с индикатором.

Определение нормальности и титра раствора кислоты основано на реакции нейтрализации ее раствором щелочи точно установленной концентрации (так называемым титрованным раствором). Сам процесс называется титрованием.

Титрование заключается в том, что к определенному объему исследуемого раствора приливают из бюретки титрованный раствор до полного взаимодействия. Определяют точный объем пошедшего на реакцию титрованного раствора. Реакция должна идти строго количественно, т.е. чтобы после реакции не осталось избытка ни одного из реагирующих веществ. Окончание реакции (точка эквивалентности) определяется с помощью индикаторов - веществ, которые в момент окончания реакции меняют свою окраску. Для разных реакций применяют разные индикаторы.

Растворы одинаковой нормальности реагируют в равных объемах (закон эквивалентов). При разных нормальностях эти растворы реагируют между собой в объемах, обратно пропорциональных их нормалъностям:

где (С_H )_к и (С_H)_щ - нормальности кислоты и щелочи;

V_к и V_щ - объемы растворов кислот и щелочей.

Зная какие-либо три величины этого уравнения, легко определить четвертую.

В бюретку на 25-50 мл налить титрованный раствор щелочи

С_H = 0,1моль/л. Кончик бюретки должен быть заполнен раствором. Довести уровень жидкости в бюретке до нуля. Отсчет следует вести по нижнему уровню мениска. Пипетку сполоснуть приготовленным раствором кислоты, затем отобрать ею 5 мл этого раствора, перелить его в чистую коническую колбу для титрования (емкость 50-100 мл) и прибавить немного воды, доведя объем раствора до 8-10 мл. Внести в раствор одну каплю индикатора метилового оранжевого.

Провести ориентировочный опыт, прибавляя из бюретки в колбу с кислотой по 0,5 мл щелочи, все время перемешивая жидкость вращением колбы. Конец реакции определяется по изменению окраски раствора от красного до оранжевого. Отсчитать объем израсходованной щелочи с точностью до 0,1 мл.

Повторить титрование еще три раза, но более точно. Для этого последнии порции щелочи необходимо прибавлять по каплям до тех пор, пока от прибавления одной капли раствора щелочи не произойдет изменение окраски раствора. Объем израсходованной на титрование щелочи отсчитывают с точностью до 0,05 мл.

Перед каждым титрованием колбу для кислоты необходимо мыть и ополаскивать дистиллированной водой.

Из полученных данных, которые не должны различаться между собой более, чем на 0,1 мл (первый замер не учитывается, как ориентировочный), берут среднее значение. Результаты опыта записать в табл.2.

Рассчитать нормальность, титр и процентную концентрацию приготовленного раствора кислоты.

Сравнить нормальность приготовленного раствора кислоты с той, которая была задана, и определить относительную ошибку, допущенную при приготовлении раствора.

Относительную ошибку рассчитывают по формуле

,

где 0,1 - заданная нормальная концентрация раствора, мол/л;

- нормальная концентрация раствора, найденная титрованием, мол/л.

Таблица 2.

Титрование	Объем взятого раствора кислоты, мл	Объем раствора щелочи, пошедшего на титрование мл	Среднее значение объема щелочи, мл
Первое определение	5,00	5,20	5,25
Второе определение	5,00	5,30
Третье определение	5,00	5,25

Опыт 4. Приготовление раствора заданной процентной

концентрации.

Приготовить 150 г 3 %-ного раствора NaCl.

Для приготовления требуемой массы раствора заданной процентной концентрации необходимо рассчитать массы растворенного вещества и растворителя. Результаты расчета записать в лабораторный журнал.

Расчетное число г NaCl отвесить на лабораторных весах с точностью 0,1 г. Внести навеску NaCl в коническую колбу объемом 250 мл. Так как при нормальных условиях (н.у.) плотность r воды

I г/мл, то масса воды в г и ее объем в мл численно совпадают. Отмерить мерным цилиндром объем воды, численно совпадающий с расчетной массой воды, и перелить ее в колбу с NaCl. Раствор перемешать до полного растворения NaCl.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ

1.Что такое раствор? Привести примеры жидкого, газообразного и твердого раствора.

2. Как измеряют плотность раствора?

3. Назвать несколько способов выражения концентрации растворов.

4. В чем сущность метода титрования? Для чего служат индикаторы?

5. Плотность 10 %-ного раствора NaCl 1,071 г/мл. Сколько г NaCl необходимо для приготовления I л 10 %-ного раствора?

6. Вычислить титр, нормальность и молярность растворов серной кислоты следующих концентраций:

а) 34 %; б) 70 %; в) 96 % (плотности см. в табл.1).

7. На титрование 10 мл 0,122 н раствора каустика пошло
12,2 мл раствора соляной кислоты. Определить нормальную концентрацию кислоты.

8. Какой объем 3,0 н раствора серной кислоты требуется для
нейтрализации 8,415 г КОН?

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 2.

ОПРЕДЕЛЕНИЕ И УСТРАНЕНИЕ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ

Цель работы: провести анализ воды на жесткость и ознакомиться с методами умягчения воды.

ТЕОРЕТИЧЕСКОЕ ОБОСНОВАНИЕ

Жесткой называют воду с повышенным содержанием ионов Ca²⁺

и Mg²⁺. Измеряют жесткость суммой ммоль экв ионов кальция и магния, содержащихся в 1 л воды, - ммоль экв/л. 1 ммоль экв/л соответствует 20,04 мг/л катионов Ca²⁺ или 12,16 мг/л катионов Mg²⁺.

Различают жесткость воды общую Ж_ОБЩ, карбонатную Ж_К и некарбонатную Ж_НК.

В связи с тем, что в воздухе достаточно велико содержание СО₂ в природной воде есть растворенный диоксид углерода. Протекает взаимодействие СО₂ с H₂O:

СО₂ + H₂O ^® Н₂СО₃ ^® НСО₃^- + H ⁺

результатом которого является образование гидрокарбонат-иона. Концетрация ионов Са²⁺ и Mg²⁺ в воде, эквивалентная содержанию НСО₃ ^-, определяет карбонатную жесткость воды, а концентрация ионов Са²⁺ и Mg²⁺, эквивалентная всем прочим анионам (SO₄^2-, Cl^- и т.д.) – некарбонатную. Сумма карбонатной и некарбонатной жесткости составляет общую жесткость

Ж_ОБЩ = Ж_К + Ж_НК.

При контроле качества воды определяют ее жесткость. Для определения общей жесткости применяют метод комплексометрии. Он основан на титровании исследуемой воды в присутствии аммиачного буферного раствора ( рН = 10,0) и индикатора двузамещенной натриевой солью этилендиаминтетрауксусной кислоты ( техническое название «комплексон III» или «трилон Б»).

NaOOCCH₂ CH₂COONa

N – CH₂ – CH₂ – N

HOOCCH₂ CH₂COOH

В качестве индикатора применяется краситель эриохром черный Т, дающий с ионами Са²⁺ и Mg²⁺ растворимые комплексы винно-красного цвета. Эти комплексы менее устойчивы, чем комплексы кальция и магния с трилоном Б. Поэтому при титровании пробы воды в присутствии этого индикатора винно-красные комплексы разрушаются и образуются бесцветные соединения Са²⁺ и Mg² с трилоном Б, а индикатор приобретает собственную синюю окраску.

Определение карбонатной жесткости воды Ж_К сводится к измерению концентрации гидрокарбонат-иона НСО₃^- и тем самым эквивалентной этим ионам концентрации ионов жесткости Са²⁺ и Mg²⁺. Анализ проводят методом нейтрализации. В основе этого метода лежит титрование воды в присутствии метилового оранжевого раствором соляной кислоты до перехода желтой окраски индикатора в оранжевую.

Метиловый оранжевый — кислотно-основной индикатор, изменяющий свою окраску от красной при рН < 3,1 до желтой при рН > 4,4. В точке перехода метиловый оранжевый имеет оранжевую окраску.

Анион НСО₃^- в воде гидролизуется:

НСО₃^- + Н₂О ^® Н₂СО₃ + OH ^-

Поэтому при условии Жк > 0 вода имеет щелочную реакцию среды и метиловый оранжевый в ней окрашен в желтый цвет. При титро­вании раствором НС1 такой воды протекает реакция нейтрали­зации:

ОН ^- + Н⁺ ® Н₂О

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

Анализ воды на жесткость предполагает обычно:

а) определение общей жесткости Ж_ОБЩ;

б) определение карбонатной жесткости Ж_К;

в) вычисление некарбонатной жесткости Ж_НК = Ж_ОБЩ – Ж_К.

Жесткость воды колеблется в широких пределах: от 0,1 ммоль экв/л в некоторых озерах и реках до 80-100 ммоль экв/л в подземных водах, морях и океанах. Различают воду мягкую (общая жесткость до 2,0 ммоль экв/л), средней жесткости (2-10 ммоль экв/л) и жесткую (более 10 ммоль экв/л).

Повышенная жесткость воды способствует образованию накипи в паровых котлах, отопительных приборах и бытовой металлической посуде, что приводит к перерасходу топлива и перегреву металлических поверхностей.

Большая магниевая жесткость придает воде горький привкус, поэтому общая жесткость питьевой воды во избежание ухудшения ее органолептических свойств не должна превышать 10 ммоль экв/л.

Умягчение воды состоит в полном или частичном удалении из нее солей кальция и магния.

Способы умягчения воды подразделяются на физические, химические и физико-химические.

Физические способы предусматривают термическую обработку воды, или кипячение, дистилляцию и вымораживание. При термической обработке, или кипячении устраняется только карбонатная жесткость (ее называют временной), так как обусловливающие ее гидрокарбонаты кальция и магния переходят в нерастворимые углекислые соли и выпадают в виде плотного осадка

Ca(HCO₃)₂ ® CaCO₃ ¯ + CO₂^­ + H₂O,

Mg(HCO₃)₂ ® MgCO₃ ¯ + CO₂^­ + H₂O.

Химические способы умягчения воды заключаются в обработке ее растворами химических соединений. Наибольшее промышленное применение получили известково-содовой и фосфатный способы умягчения.

Известково-содовый способ заключается в добавлении к жесткой воде сначала известкового молока, а затем соды, при этом кальциевые соли превращаются в нерастворимый карбонат кальция, магниевые соли – в гидроксид и карбонат магния:

Ca(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ ® 2H₂O + 2CaCO₃ ¯

Mg(HCO₃)₂ + Ca(OH)₂ ® Mg(OH)₂ + 2H₂O + CaCO₃ ¯

CaCl₂ + Na₂CO₃ ® 2NaCl + CaCO₃ ¯

MgSO₄ + Na₂CO₃ ® Na₂SO₄ + MgCO₃ ¯

Известково-содовой способ является наиболее распространенным и дешевым, но при этом достигается лишь сравнительно грубое умягчение воды (примерно до 0,3 ммоль экв/л).

Фосфатный способ состоит в обработке воды фосфатом натрия:

3Ca(HCO₃)₂ + 2Na₃PO₄ ® 6NaHCO₃ + Ca₃(PO₄)₂¯

3CaCl₂ + 2Na₃PO₄ ® 6NaCl + Ca₃(PO₄)₂¯.

Растворимость фосфатов кальция и магния в воде ничтожно мала, это определяет высокую эффективность фосфатного способа (содержание солей снижается примерно до 0,03 ммоль экв/л).

Фосфатный способ – достаточно дорогой способ умягчения воды, поэтому применяется главным образом в комбинированных схемах, в которых основная масса солей удаляется из воды известковым молоком или содой, а доумягчение осуществляется с помощью фос­фатов.

Из физико-химических способов наиболее широкое практиче­ское применение находят ионообменные способы, основанные на свойстве некоторых труднорастворимых твердых веществ, так на­зываемых ионитов, обменивать свои ионы на ионы солей, рас­творенных в воде.

Иониты подразделяются на катиониты и аниониты. Катиониты содержат подвижные катионы натрия или водорода и соответ­ственно называются Na-катионитами и Н-катионитами. Аниониты содержат подвижную гидроксильную группу и называются ОН-анионитами.

В качестве Na-катионитов-применяются алюмосиликаты: глауконит, цеолит, пермутит и др.; в качестве Н-катионитов приме-няется сульфированный уголь и другие вещества; к ОН-анионитам относятся искусственные смолы сложного состава, например -карбамидные.

Если умягчение воды проводят только на фильтре с катионитом такой процесс называется катионированием. Как правило, в этом случае используют Na- катиониты.

Катионный обмен с использованием алюмосиликата состава Na₂O ^.А1₂О₃ ^. 2SiO₂ ^. nН₂О можно представить следующим образом:

Na₂O[Kaт] + СаС1₂ ^® СаО[Кат] + 2NaCl;

Na₂O[Kaт] + Са(НСО₃)₂ ^® СаО[Кат] + 2NaНСО₃,

где [Кат] — неучаствующая в обмене часть молекулы (А1₂Оз ^.2SiO₂^. nH₂O).

Общая жесткость в результате катионирования устраняется, а в воду переходит эквивалентное количесво ионов Na⁺.

Последовательная обработка воды на катионо- и анионообменных фильтрах позволяет не только устранить общую жесткость, но и получить полностью обессоленную воду:

H₂[Кат] + CaSO₄ ^® Са[Кат] + H₂SO₄

Н₂[Кат] + Са(НСО₃)₂ ^® Са[Кат] + 2Н₂О + 2СО₂

2[Aн]OH + H₂SO₄ ^® [Ah]₂SO₄ + 2Н₂О.

По качеству такая вода не уступает дистиллированной.

С течением времени иониты истощаются, поэтому их регенерируют. Этот процесс представляет собой ту же реакцию обмена, но проводимую в обратном направлении. Регенерацию катионитов проводят, промывая его раствором NaCl или HCl, анионитов – раствором NaOH:

Са[Кат] + 2NaCl ^® Na₂[Кат] + CaCl₂

[Ah]₂SO₄ + 2NaOH ^® Na₂SO₄ + 2[Ан]ОН

Оборудование и реактивы:штативы Бунзена, бюретки, пипетки, конические колбы на 250 мл, фильтры, индикаторы – метиловый оранжевый и эриохром черный, 0,02 н раствор трилона Б, 10% -ный раствор NaCl, 0,1 н раствор HCl, электрическая плитка.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Опыт 1. Определение общей жесткости воды

комплексометрическим методом

Отобрать мерным цилиндром 100 мл воды и перенести ее в коническую колбу; добавить к исследуемой воде 5 мл аммиачного, буферного раствора и несколько кристалликов (на кончике шпателя) эриохром черного Т.

Приготовленную пробу медленно при постоянном перемешивании оттитровать раствором комплексона до перехода окраски индикатора от винно-красной в синюю. Повторить титрование еще два раза. Результаты трех титрований должны совпадать (DV£ 0,1 мл). Найти средний объем раствора комплексона III, израсходованный на титрование воды.

Общую жесткость воды рассчитывают по закону эквивалентов (ммоль экв/л):

Ж_ОБЩ

где V₁ - объем анализируемой воды, мл; V₂ - объем раствора комплексона III, мл; C_Н(2) - нормальная концентрация раствора комплексона, моль/л; 1000 - коэффициент перевода моль экв/л в ммоль экв/л.

Результаты опыта записать в таблицу:

Объем раствора комплексона III V2	Нормальная концентрация комплексона СН (2)	Объем исследуемой пробы воды V1	Общая жесткость воды ЖОБЩ

Опыт2. Определение карбонатной и некарбонатной жесткости

Отобрать мерным цилиндром 100 мл воды и перенести ее в коническую колбу. Добавить к исследуемой воде несколько капель метилового оранжевого, чтобы окраска раствора в колбе по интен­сивности была близкой к окраске контрольного раствора с этикет­кой «до титрования».

Приготовленную пробу оттитровать раствором соляной кислоты до перехода желтой окраски индикатора в оранжевую (но не красную!) Результат титрования записать.

Повторить титрование еще два раза. Результаты трех титрований должны совпадать (DV £ 0,1 мл), рассчитать карбонатную жесткость воды. Найти средний объем раствора соляной кислоты, израсходованный на титрование воды.

Карбонатную жесткость воды рассчитывают по закону эквивалентов (ммоль экв/л):

Ж_К

где V₁ - объем анализируемой воды, мл; V₂ - объем раствора НС1, мл; С_Н(₂) - нормальная концентрация раствора НС1, моль/л; 1000 - коэффициент перевода моль экв/л в

ммоль экв/л.

Некарбонатную жесткость воды Ж_НК находят по разности

Ж_НК = Ж_ОБЩ – Ж_К.

Результаты опыта записать в таблицу:

Объем раствора HCl V2	Нормальная концентрация раствора HCl СН(2)	Объем исследуемой пробы воды V1	Жесткость воды
Карбонатная ЖК	Некарбонатная   ЖНК

Опыт 3. Умягчение воды методом катионирования.

Через фильтр (колонку, заполненную катионитом) пропустить 300 - 400 мл водопроводной воды. Скорость фильтрования регулиру­ется зажимом и не должна превышать 15 капель в минуту. Умяг­ченную воду собрать в стакан, ополоснутый первыми порциями фильтрата.

Коническую колбу и мерный цилиндр ополоснуть умягченной водой. Определить общую жесткость умягченной воды (см. опыт 1).

Результаты опыта записать в таблицу:

Объем раствора комплексона III V2	Нормальная концентрация комплексона СН (2)	Объем исследуемой пробы воды V1	Общая жесткость воды после катионирования ЖОБЩ

Рассчитать число ммолей эквивалентов ионов жесткости, поглощенных катионитом из каждого литра водопроводной воды.

Закончить отчет записью уравнений процессов, протекающих при катионировании для случаев: а) Н-катионита;

б) Na-катионита.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАЧИ