хлорид натрия

Государственное образовательное учреждение

Высшего профессионального образования

«Пермская государственная фармацевтическая академия

Федерального агентства по здравоохранению и социальному развитию

Российской Федерации»

кафедра аналитической химии

Курсовая работа:

Хлорид натрия.

Выполнил:

студент 21 группы

Сенников Антон

Проверил:

Колотова

Нина Васильевна

Пермь, 2010

Содержание.

1. Общие сведения 3

2. Получение 4

3. Качественный анализ 5

   1. Аналитические реакции катиона натрия 5

   2. Аналитические реакции хлорид-иона 5

4. Количественный анализ 6

   1. Аргентометрия 6

   2. Комплексонометрия 6

5. Применение 7

6. Список использованной литературы 8

2

1. Общие сведения.

Хлори́д на́трия — химическое соединение NaCl, натриевая соль соляной кислоты, хлористый натрий.

Хлорид натрия известен в быту под названием поваренной соли, основным компонентом которой он является. Хлорид натрия в значительном количестве содержится в морской воде, создавая её солёный вкус. Встречается в природе в виде минерала галита (каменная соль).

Чистый хлорид натрия имеет вид бесцветных кристаллов. Но с различными примесями его цвет может принимать: голубой, фиолетовый, розовый, жёлтый или серый оттенок.

Хлорид натрия образует кристаллы с кубической симметрией. Более крупные ионы хлора образуют плотную кубическую упаковку, в свободных узлах которой (в вершинах правильного октаэдра) расположены ионы натрия.

Умеренно растворяется в воде, растворимость мало зависит от температуры: коэффициент растворимости NaCl (в г на 100 г воды) равен 35,9 при 21° С и 38,1 при 80° С. Растворимость хлорида натрия существенно снижается в присутствии хлороводорода, гидроксида натрия, солей — хлоридов металлов. Растворяется в жидком аммиаке, вступает в реакции обмена.

Систематическое наименование: хлорид натрия / Sodium chloride

Химическая формула: NaCl

Молярная масса: 58.44277 г/моль

Физические свойства:

Плотность: 2.165 г/см³

Термические свойства:

Температура плавления 800,8 °C

Температура кипения 1465 °C

Химические свойства:

Растворимость в воде 35.9 г/100 мл

3

2. Получение.

Первым способом получения натрия стала реакция восстановления карбоната натрия углем при нагревании тесной смеси этих веществ в железной ёмкости до 1000°C:

Na₂CO₃+2C=2Na+3CO

Затем появился другой способ получения натрия — электролиз расплава едкого натра или хлорида натрия.

4

3. Качественный анализ.

   0. 3.1. Аналитические реакции на катион натрия.

1) С ацетатом диоксоуран (VI) цинка с образованием жёлтого кристаллического осадка или жёлтых кристаллов татра- и октаэдрической формы:

NaCl + Zn(UO₂)₃(CH₃COO)₈ + CH₃COOH + 9H₂O ↔

↔ NaZn(UO₂)₃(CH₃COO)₉ x 9H₂O↓ + HCl

2) Окрашивание бесцветного пламени горелки в жёлтый цвет;

3) Реакция с гексагидроксостибатом (V) калия с образованием белого кристаллического осадка, растворимого в щелочах:

NaCl + K[Sb(OH)₆] ↔ Na[Sb(OH)₆]↓ + KCl

В кислой среде реагент разрушается с образованием белого аморфного осадка метасурьмяной кислоты HSbO₃:

K[Sb(OH)₆] +HCl ↔ KCl + H₃SbO₄ + 2H₂O

H₃SbO₄ ↔ HSbO₃↓ + H₂O

0. 3.2. Аналитические реакции на хлорид-ион.

1. С групповым реагентом – раствором AgNO₃:

Методика: К 2 каплям раствора, содержащего хлорид-ионы, прибавляют 1 каплю разбавленной HNO₃ и 3 капли раствора AgNO₃. Наблюдаемый белый творожистый осадок растворим в NH₄OH и насыщенном растворе (NH₄)₂CO₃.

Раствор [Ag(NH₃)₂]Cl делят на 2 части: к одной добавляют концентрированную HNO₃ до кислой реакции среды, к другой – концентрированный раствор KJ. Наблюдают выпадение осадков или помутнение раствора:

[Ag(NH₃)₂]Cl + 2HNO₃ ↔ AgCl↓ + 2 NH₄NO₃

[Ag(NH₃)₂]Cl + KJ + 2H₂O ↔ AgJ↓ + KCl + 2NH₄OH

5

4. Количественный анализ.

4.1. Аргентометрия.

Стандартизация 0,05 М раствора нитрата серебра по стандартному раствору хлорида натрия (способ пипетирования).

NaCl + AgNO₃ → AgCl↓ + NaNO₃

в конечной точке титрования: K₂CrO₄ + 2AgNO₃ → Ag₂CrO₄↓ + 2KNO₃

М(NaCl) = 58,44 г/моль

М(AgNO₃) = 169,87 г/моль

Методика: Аликвотную часть приготовленного стандартного раствора хлорида натрия помещают в колбу для титрования, разбавляют дистиллированной водой вдвое, прибавляют две капли раствора хромата калия и титруют раствором нитрата серебра до оранжево-жёлтого окрашивания осадка.

4.2. Комплексонометрия.

Стандартизация 0,01 М раствора перхлората ртути по стандартному раствору хлорида натрия (способ пипетирования)

2NaCl + Hg(ClO₄)₂ ↔ HgCl₂ + 2 NaClO₄

M (NaCl) = 58,44 г/моль

Методика: Точный объём стандартного раствора хлорида натрия помещают в колбу для титрования, прибавляют 4 капли разведённой азотной кислоты (1:4), 4 капли 4 капли спиртового насыщенного раствора дифенилкарбазона и титруют 0,01 М раствором перхлората ртути до розовато-фиолотовой окраски раствора.

6

5. Применение.

Если в 1 литре воды растворить 9 граммов соли, то концентрация ее в полученном растворе будет такой же, как в жидкостях и тканях организма (0,9%). Такую концентрацию называют изотонической. Более высокое содержание хлористого натрия в растворах действует как противомикробное, прекращает процессы брожения и гниения. На этом основано применение его для засолки (консервирования) мяса и овощей.

При приеме внутрь соль усиливает выделение пищеварительных соков, активизирует сокращениежелудка и кишечника, разжижает слизь, улучшает всасывание в желудочно-кишечном тракте. В больших дозах ядовита, особенно для кур, свиней, собак и кошек. Назначают внутрь как вкусовое и кормовое, улучшающее пищеварение вещество в форме порошка в смеси с кормом или в виде соли-лизунца.

7

6. Список литературы.

1. Ключинов Н.Г. «Неорганический синтез», Москва, 1988;

2. Лурье Ю.Ю. «Справочник по аналитической химии», Москва, 1979;

3. Методическое пособие по аналитической химии. «Инструментальные методы анализа», Пермь, 2004;

4. Методическое пособие по аналитической химии. «Качественный химический анализ», Пермь, 2003;

5. Методическое пособие по аналитической химии. «Количественный химический анализ», Пермь, 2004;

6. Рабинович В.А., Хавин З.Я. «Краткий химический справочник», Ленинград, Химия, 1977;

7. Томас Ч.Ф. «Безводный синтез в органической химии» (перевод с английского), Москва, 1949;

8. Харитонов Ю.Я. «Аналитическая химия», в 2^х книгах, Москва, 2001.

8