Добавил:
ivanov666
Опубликованный материал нарушает ваши авторские права? Сообщите нам.
Вуз:
Предмет:
Файл:Неорганическая химия. Лабораторный практикум. Учебное пособие
.pdf
При значительном содержании хлоридов образуется осадок AgCl,
–
мешающий определению. В этом случае к оттитрованной первой
пробе приливают 2–3 капли титрованного раствора хлорида натрия
до исчезновения оранжевого оттенка, затем титруют вторую пробу,
пользуясь первой как контрольной. Результаты титрования проб заносят в табл. 3.3.
Определению мешают: ортофосфаты в концентрации, превышающей
25
мг/дм
3
, железо в концентрации более 10
мг/дм
3
. Бромиды и иодиды
определяются в концентрациях, эквивалентных
Cl
. При их обычном
содержании в водопроводной воде они не мешают определению.
3.2.5. Результаты исследования
Т а б л и ц а 3.3
Результаты определения хлорид ионов в воде
Номер
пробы
воды
Объем пробы
воды, взятый
для анализа,
(V) мл
1
2
Содержание хлорид-ионов (Х),
uде v – количество азотнокислого серебра, израсходованное на титро-
3
вание,
см
; k – поправочный коэффициент к титру раствора нитрата
серебра; g – количество хлорид-ионов, соответствующее 1
твора азотнокислого серебра, 0,5 мг; V – объем пробы, взятый для
3
определения,
см
Расхождения между результатами параллельных определений при
содержании хлорид-ионов от 20 до 200
при более высоком содержании – 2 %.
Количество 0,1н
раствора AgNO
израсходованное
на титрование (v), мл
X
.
vkg
,
3
мг/дм
1000
V
Содержание хло-
рид-ионов (Х),
3
, вычисляют по формуле
,
мг/дм
3
ПДК хло-
рид-ионов в
питьевой
воде, мг/л
Самостоя-
тельно
найти зна-
чение!
см
3
мг/дм
доставляет 2
3
рас-
мг/дм
3
;
3.2.6. Выводы
41
Контрольные вопросы и задания
1. Влияние хлора и хлорид-ионов на качество воды.
2. Положение атома хлора в периодической системе химических
элементов Д.И. Менделеева.
3. Строение атома хлора.
4. Какие степени окисления проявляют галогены в соединениях?
5. Химические свойства хлора как простого вещества.
6. Способ получения газообразного хлора в лаборатории.
7. Способ получения газообразного хлора в промышленности.
8. Химические свойства хлороводорода.
9. Перечислите источники попадания хлоридов в воду.
10. Способы устранения содержания хлоридов в воде.
11. Значение ПДК хлоридов в питьевой воде централизованного во-
доснабжения.
12. Качественная реакция на хлорид-ион.
13. Почему присутствие ортофосфатов может мешать определению
хлоридов?
14. Что такое «качественное определение»?
15. Какие реакции протекают при проведении определения хлорид-
ионов в растворе?
16. Перечислите кислородсодержащие кислоты хлора и соответствующие им соли. Ответ поясните химическими формулами соединений.
17. Что влияет на точность определения хлорид-ионов при использовании адсорбционных индикаторов?
18. Укажите, с какими из перечисленных веществ может реагировать соляная кислота:
Напишите уравнения возможных реакций.
CaCl ,Cu,Na SO ,BaSO , KOH, MgO, K SO
2234 24
.
Расставьте коэффициенты методом электронного баланса:
1) KClO KCl O ,
2) I KOH KIO KI H O,
3) P KOH H O PH KH PO ,
4) I Cl H O HIO HCl,
5) KMnO HCl MnCl KCl Cl H O.
32
232
2322
222 3
4222
42
Напишите уравнения реакций согласно следующим схемам превраще-
ний:
схема 1 NaCl Cl CuCl Cu(OH) ;
22 2
схема 2 Cl HCl CuCl ZnCl AgCl;
схема 3 Cl NaCl HCl AgCl
222
2
Br CaBr .
22
Задачи
3
1. Сколько граммов
0,5 н. раствора
CaCl
CaCO
прибавить избыток раствора соды?
2
выпадает в осадок, если к 400
3
см
2. Рассчитать нормальность концентрированной соляной кислоты
(плотность 1,18 г/мл), содержащей 36,5 % (масс.) HCl.
3. Какой объем 6,0 М раствора HCl нужно взять для приготовления
3
см
25
2,5 М раствора HCl?
4. Найти молярность 36,2 %-го (по массе) раствора HCl, плотность
которого 1,18 г/мл.
5. Определите массу соли, которая образуется, если через
10 %-й раствор бромида натрия массой 206 г пропустить избыток хлора.
6. Определите навеску соли и массу воды, необходимые для приго-
3
товления 500
см
0,85%-го раствора NaCl ( = 1,005 г/мл).
7. Определите массу и количество вещества HCl в растворе соля-
ной кислоты массой 400 г и концентрацией 18,25 %.
8. Раствор соляной кислоты массой 200 г с массовой долей HCl
0,073 добавили к гидроксиду меди(II) массой 9,8 г. Рассчитайте, какова
масса полученной соли.
9. Определить массовую долю вещества в растворе, полученном
смещением 300 г 25 %-го и 400 г 40 %-го (по массе) растворов этого
вещества.
43
4. ОПРЕДЕЛЕНИЯ СОДЕРЖАНИЯ СУЛЬФАТОВ
В ПИТЬЕВОЙ ВОДЕ ОСАЖДЕНИЕМ
ХЛОРИДОМ БАРИЯ
4.1. Теоретическая часть
Сульфаты присутствуют практически во всех поверхностных водах
и являются одними из важнейших анионов [6]. Их присутствие в воде
обусловлено растворением некоторых минералов – природных сульфатов (мирабилит
Na SO 10H O
24 2
держащихся в воздухе сульфатов. Последние образуются при реакциях
окисления в атмосфере диоксида серы (
образования серной кислоты и ее нейтрализации (полной или частичной):
2SO O 2SO ,
SO H O H SO .
В природе известно около 190 минеральных видов сульфатов природных, которые химически представляют собой либо простые безводные соли, либо (чаще) простые или двойные соли с конституционной и кристаллизационной (кристаллогидраты) водой или с дополнительными анионами. Наиболее распространенные сульфаты природные: барит, целестин, ангидрит, гипс, алунит, мирабилит, тенардит,
ярозит, полигалит. Обобщенные химические формулы для простых
SO H О
солей
AZx
42
m р q
, для двойных –
В – катионы; Z – дополнительные анионы (
3
) [7].
PO
4
Сульфаты активно участвуют в сложном круговороте серы [6]. При
отсутствии кислорода под действием сульфатредуцирующих бактерий
они восстанавливаются до сероводорода и сульфидов, которые при
появлении в природной воде кислорода снова окисляются до сульфатов. Растения и другие автотрофные организмы извлекают растворенные в воде сульфаты для построения белкового вещества. После отмирания живых клеток гетеротрофные бактерии освобождают серу про-
), а также переносом с дождями со-
) до триоксида серы (
SO
2
22 3
32 24
SO H О
AB Z x
mn р q
42
OH
, реже
, где А и
Cl
,
SO
CO
),
3
2
3
,
44
теинов в виде сероводорода, легко окисляемого до сульфатов в присутствии кислорода.
Сульфаты в питьевой воде не оказывают токсического воздействия
на человека, однако ухудшают вкус воды: ощущение вкуса сульфатов
3
возникает при их концентрации 250…400
сульфата магния лежит в пределах от 400 до 600
3
кальция — от 250 до 800
мг/дм
. Поскольку сульфат обладает слаби-
мг/дм
мг/дм
. Вкусовой порог
3
, для сульфата
тельными свойствами, его предельно допустимая концентрация строго
регламентируется нормативными актами.
ПДК сульфатов в питьевой воде централизованного водоснабжения
500
мг/дм
[8].
3
Весьма жесткие требования по содержанию сульфатов предъявляются к водам, питающим паросиловые установки, поскольку сульфаты
в присутствии кальция образуют прочную накипь. Наличие сульфата в
промышленной и питьевой воде может быть как полезным, так и вредным [6].
Присутствие сульфатов в промышленных сточных водах обычно
обусловлено технологическими процессами, протекающими с использованием серной кислоты (производство минеральных удобрений,
производства химических веществ). Сульфаты могут вызывать отложение осадков в трубопроводах при смешении двух вод с разным минеральным составом, например сульфатных и кальциевых в осадок
выпадает сульфат кальция (
СаSO
) или гипс (
4
СаSO 2Н О
42
).
Положение серы в периодической системе
Сера (S) – химический элемент VI группы, главной подгруппы,
3-го периода периодической системы, относится к халькогенам. Атомный номер 16, относительная атомная масса 32,066. Природная сера
состоит из четырех стабильных изотопов:
34
S
(4,21 %),
36
S
(0,02 %) [2, 5].
32
S
(95,02 %),
33
S
(0,75 %),
Физические свойства
Сера представляет собой твердое хрупкое вещество желтого цвета,
в воде практически нерастворима, не смачивается водой и плавает на
её поверхности. Хорошо растворяется в сероуглероде и других органических растворителях, плохо проводит тепло и электрический ток. При
плавлении сера образует легкоподвижную жидкость желтого цвета,
45
которая при 160 oС темнеет, ее вязкость повышается, и при 200 oС сера
становится темно-коричневой и вязкой, как смола. Это объясняется
разрушением кольцевых молекул и образованием полимерных цепей.
Дальнейшее нагревание ведет к разрыву цепей, и жидкая сера снова
становится подвижной. Пары серы имеют цвет от оранжево-желтого
до соломенно-желтого и состоят из молекул состава
o
(табл. 4.1). При температуре выше 1500
С молекула S2 распадается на
S , S , S , S
8642
атомы.
Т а б л и ц а 4.1
Физические свойства аллотропных модификаций серы
Свойство
Цвет
Плотность, г/см3 2,07 1,96 –
Температура
плавления, °С
Температура ки-
пения, °С
Ромбическая
сера
Светло-желтый
порошок
112,8 119,3 –
Моноклинная
Желтые иглы
сера
444,6
Пластическая
Темно-желтая
сера
масса
Химические свойства
При комнатной температуре сера вступает в реакции только с ртутью. С повышением температуры её активность значительно повышается. При нагревании сера непосредственно реагирует со многими
простыми веществами, за исключением инертных газов, азота, селена,
теллура, золота, платины, иридия и йода. Сульфиды азота и золота получены косвенным путем.
Сера проявляет окислительные свойства, в результате взаимодействия ее с металлами образуются сульфиды:
Cu S CuS.
46
Взаимодействие с водородом происходит при 150…200 °С:
HSHS.
22
Сера горит в кислороде при 280 °С, на воздухе при 360 °С, при
этом образуется смесь оксидов:
SO SO,
22
2S 3O 2SO .
23
При нагревании без доступа воздуха сера реагирует с фосфором,
углеродом и проявляет окислительные свойства:
2P 3S P S ,
2S C CS .
23
2
В присутствии сильных окислителей сера проявляет восстановительные свойства:
S3F SF.
26
При взаимодействии со сложными веществами сера ведет себя как
восстановитель:
S2HNO 2NO HSO.
324
Сера способна к реакциям диспропорционирования, при взаимодействии со щелочью образуются сульфиды (
) и сульфиты (
KS
2
KSO
23
):
3S 6KOH K SO 2K S 3H O.
23 2 2
Основные способы получения серы:
из самородных руд;
при нагревании пирита без доступа воздуха:
из отходящих газов металлургических и коксовых печей, при
FeS FeS S;
2
нагревании в присутствии катализатора, а также окислением сероводорода при недостатке кислорода:
2H S O 2S 2H O.
22 2
47
Химические свойства серной кислоты
HSO
1-я ступень диссоциации
2-я ступень дисссоциации
– сильная двухосновная кислота.
24
HSO H HSO;
24 4
HSO 2H SO .
44
+2
Первая ступень (для средних концентраций) приводит к 100 %-й
диссоциации:
2
+
H
K
1
HSO
2-
SO
4
4
1, 2 1 0 .
2
1. Взаимодействие с металлами:
а) разбавленная серная кислота растворяет только металлы, стоящие в ряду напряжений левее водорода:
ZnO H SO ZnSO H O;
б) концентрированная
24(разб) 4 2
HSO
– сильный окислитель; при взаимо-
24
действии с металлами (кроме Au, Pt) может восстанавливаться до
SO , S
2
или
(без нагревания не реагируют с Fe, Al, Cr, так как
HS
2
0
они пассивируются):
2Ag 2H SO Ag SO 4O 2H O;S
8Na 5HSO 4NaSO HS 4HO.
24 24 2 2
24 24 2 2
2. Концентрированная
HSO
24
реагирует при нагревании с некото-
рыми неметаллами за счет своих сильных окислительных свойств, превращаясь в соединения серы более низкой степени окисления (IV, 0),
(например,
SO , S
):
2
C 2H SO 3СО 2S 2H O;
2P 5H SO 5SO 2H PO 2H O.
24(конц) 2 2
S2HSO 3SО 2HO;
24(конц) 2 2
24(конц) 2 34 2
48
3. Взаимодействие с основными оксидами:
CuO H SO CuSO H O,
24 4 2
CuO+2H Cu H O.
2
2
4. Взаимодействие с гидроксидами:
H SO 2NaOH Na SO 2H O,
H SO Cu(OH) CuSO 2H O,
24 24 2
HOH HO,
24 2 4 2
2H Cu(OH) Cu 2H O.
22
2
2
5. Обменные реакции с солями:
BaCl H SO BaSO 2HCl,
Сульфат бария (
224 4
22
Ba SO BaSO .
44
BaSO
) нерастворим не только в воде, но и в раз-
4
бавленных кислотах. Поэтому образование белого нерастворимого в
кислотах осадка при действии на какой-нибудь раствор солью бария
указывает на присутствие в этом растворе сульфат-ионов. Таким образом, с помощью растворимых солей бария можно обнаружить в растворе сульфат-ионы [2].
Концентрированная серная кислота является довольно сильным
окислителем, особенно при нагревании (восстанавливается обычно до
). Например, она окисляет HI и частично HBr (но не HCl) до сво-
SO
2
бодных галогенов. Окисляются ею и многие металлы: Сu, Hg и другие
(тогда как золото и платина по отношению к
HSO
устойчивы). Так,
24
взаимодействие с медью идет по уравнению
Cu 2H SO CuSO H O SO .
2 4(конц.) 4 2 2
Действуя в качестве окислителя, серная кислота обычно восстанавливается до
Однако наиболее сильными восстановителями она
SO .
2
49
может быть восстановлена до S и даже
С сероводородом концен-
HS.
2
трированная серная кислота реагирует согласно уравнению
HSO HS 2HO SO S .
24(конц.) 2 2 2
4.2. Практическая часть
4.2.1. Цель работы:
ознакомиться с нормативными документами по определению содержания сульфатов в питьевой воде [12], поверхностных и сточных
водах [15];
научиться готовить растворы, необходимые для выполнения из-
мерения;
определить содержание сульфат-ионов в пробах питьевой воды;
сделать заключение о целевом использовании исследуемых вод.
4.2.2. Характеристика объектов исследования
Объектом исследования являются пробы воды, отобранной… (далее указывается место отбора пробы)
Объем пробы воды для определения сульфатов должен быть не
3
менее 500
см
. Пробы хранятся при температуре от 2
более семи суток [13, 14].
4.2.3. Оборудование и реактивы:
весы аналитические;
бюкса стеклянная;
воронки стеклянные;
колбы мерные вместимостью 100, 250 и 500
палочки стеклянные;
пипетки мерные с делениями на 0,1 см3, вместимостью 5 и
3
см
10
;
пробирки колориметрические с пробкой с отметкой на 10
пробирки колориметрические диаметром 14…15 мм;
стаканы химические вместимостью 250, 400 и 600
см
о
С до 5 оС не
3
;
см
3
см
;
3
;
50
Соседние файлы в предмете [НЕСОРТИРОВАННОЕ]