Титриметрический метод анализа природных вод

Сущность метода и его достоинства

Титриметрический или объемный метод анализа является одним из методов количественного анализа. В основе этого метода лежит точноеизмерение объемов растворов двух веществ, реагирующих между собой. Количественное определение с помощью титриметрического метода анализа выполняется довольно быстро, что позволяет проводить несколько параллельных определений и получать более точное среднее арифметическое.

По характеру химической реакции, лежащей в основе определения вещества, методы титриметрического анализа подразделяют на следующие группы: метод нейтрализации или кислотно-основного титрования; метод окисления — восстановления; метод осаждения и метод комплексообразования.

Титрование — это постепенное прибавление титрованного раствора реагента (титранта) к анализируемому раствору для определения точки эквивалентности.

Титриметрический метод анализа основан на измерении объема реагента точно известной концентрации, затраченного на реакцию взаимодействия с определяемым веществом.

Точка эквивалентности — момент титрования, когда достигнуто эквивалентное соотношение реагирующих веществ. Достигнув точки эквивалентности, титрование заканчивают и отмечают объем раствора, пошедший на данную реакцию. Следовательно, в титриметрическом методе анализа первостепенное значение имеет точное определение точки эквивалентности. Точку эквивалентности (т.э.) определяют по изменению окраски индикатора (химического индикатора) или с помощью инструментальных индикаторов, приборов фиксирующих измене какого-то свойства среды в процессе титрования.

Индикаторы — это вещества, которые изменяют свое строение и физические свойства при изменении среды. В области точки эквивалентности индикатор изменяет свой цвет, образует осадок или вызывает какой-то другой наблюдаемый эффект. Индикаторы — это вещества, которые позволяют с известной степенью достоверности установить конечную точку титрования (к.т.т.). При правильном выборе индикатора точка эквивалентности (т.э.) должнасовпадать с конечной точкой титрования (к.т.т.). На практике между этимиточками наблюдается некоторая разница. Чтобы погрешность титрования была минимальной, необходимо чтобы разница между точкой эквивалентности и точкой конца титрования тоже была минимальной.

К реакциям, применяемым в количественном объемном анализе, предъявляют следующие требования:

1. Реакция должна протекать в соответствии со стехиометрическим уравнением реакции и должна быть практически необратима. Результат реакции должен отражать количество анализируемого вещества.

Константа равновесия реакции должна быть больше 10.

2. Реакция должна протекать без побочных реакций, иначе нельзя применять закон эквивалентов:

C1 (1/z*X V 1 (р-ра Х) = C2 (1/z*У) V 2 (р-ра У)

• 3. Реакция должна протекать с достаточно большой скоростью, т.е. за 1-3 секунды. Это главное достоинство титриметрического анализа.
• 4. Должен существовать способ фиксирования точки эквивалентности. Окончание реакции должно определяться достаточно легко и просто.

Достоинства титриметрического анализа:

• 1) быстрота определения;
• 2) простота оборудования;
• 3) возможность автоматизации;
• 4) точность — относительная погрешность 0,1 — 0,01 %.

Титриметрический метод анализа используется для определения неорганических и органических веществ. Титрование можно проводить в водных и неводных средах.[31]

Определение общей жесткости водопроводной воды

Отмерить мерным цилиндром 50 мл водопроводной воды (из-под крана) и перелить её в колбу емкостью 250 мл, добавить 5 мл аммиачно-буферного раствора и индикатор — эриохром черный Т — до появления розовой окраски (несколько капель или несколько кристаллов). Заполнить бюретку раствором ЭДТА 0,04 н (синонимы — трилон Б, комплексон III) до нулевой отметки.

Приготовленную пробу медленно при постоянном перемешивании оттитровать раствором комплексона III до перехода розовой окраски в голубую. Результат титрования записать. Повторить титрование ещё один раз.

Если разница результатов титрований превышает 0,1 мл, то оттитровать пробу воды третий раз. Определить средний объем комплексона III (V_{К, СР})

израсходованного на титрование воды, и по нему рассчитать общую жесткость воды.

Общую жесткость воды Ж_ОБЩ рассчитать по закону эквивалентов в единицах ммольэкв/л.

Определить класс жесткости водопроводной воды.

Умягчение воды методом катионирования и определение общей жесткости умягченной воды

Очистить водопроводную воду от примесей, пропустив её через колонку, заполненную катионитом. Умягченную воду собрать в стакан (можно пользоваться заранее приготовленной умягченной водой, собранной в колбу).

Определить общую жесткость 100 мл умягченной воды Ж К _ОБЩ по методике опыта 1 и класс жесткости умягченной воды.

Рассчитать величину ммольэкв/л ионов жесткости, поглощенных катионитом при умягчении водопроводной воды: Ж_ОБЩ — Ж К _ОБЩ.

Записать уравнения процессов, протекающих при катионировании, для случаев:

Определение карбонатной и некарбонатной жесткости воды

Отобрать мерным цилиндром 50 мл водопроводной воды и перелить её в коническую колбу. Добавить к исследуемой воде несколько капель метилового оранжевого до появления желтой окраски, которая должна соответствовать или быть очень близкой к окраске контрольного раствора с этикеткой «до титрования». Заполнить бюретку раствором соляной кислоты 0,1 н до нулевой отметки.

Оттитровать приготовленную пробу раствором соляной кислоты. Оттитрованная проба должна иметь оранжевую, но не розовую окраску индикатора, и соответствовать или быть очень близкой к окраске контрольного раствора с этикеткой «после титрования».

Результат титрования записать. Повторить титрование ещё один раз. Если результаты двух титрований совпадут (различие не должно превышать 0,1 мл), рассчитать карбонатную жесткость воды. В противном случае оттитровать ещё одну пробу воды. Определить среднее значение объема раствора соляной кислоты, израсходованной на титрование воды. Рассчитать карбонатную жесткость Ж_К воды в единицах ммольэкв/л, используя закон эквивалентов.

Определить некарбонатную жесткость:

Рис. 3. Титрование воды в лабораторных условиях

источник

Общие положения титриметрического метода. В производственной, природоохранной, научной деятельности постоянно приходится выяснять состав того или иного продукта, сырья, природного или искусственного материала. Эти задачи решаются методами аналитической химии. При этом может осуществляться качественный анализ, когда достаточно установить наличие или отсутствие в анализируемой пробе определенных веществ, или количественный анализ, когда выясняют, какие вещества и в каком количестве входят в состав (в виде основного компонента или как примеси) анализируемой пробы.

Одним из наиболее распространенных и точных методов количественного химического анализа является титриметрический метод анализа. Такое название указывает, что при осуществлении метода производят процесс титрования, заключающийся в постепенном прибавлении одного раствора к определённому объему другого раствора. При этом используется то очевидное обстоятельство, что реакция между двумя веществами протекает до тех пор, пока одно из них не будет израсходовано. По уравнению реакции можно рассчитать количество одного из реагентов, если известно, сколько вступило в реакцию другого реагента.

Титриметрический метод количественного анализа основан на точном измерении объемов растворов реагирующих веществ, концентрация одного из которых точно известна (растворы с известной концентрацией называются стандартными*). Определённый объем одного раствора титруют другим раствором. Титрование прекращают, когда вещество в титруемом растворе расходуется полностью в результате происходящей реакции. Этот момент называется точкой эквивалентности и соответствует тому, что количество вещества (число моль) в добавленном растворе (титранте) становится эквивалентным количеству вещества, содержавшемуся в титруемом растворе (момент достижения точки эквивалентности определяют по изменению окраски индикатора — об индикаторах см. далее).

Техника выполнения титрования. Индикаторы. Для прибавления титранта к титруемому раствору используют бюретку — стеклянную узкую и длинную трубку, на которой нанесена градуировка десятых долей миллилитра (см рис. на первой странице обложки). Выпускное устройство снизу бюретки позволяет точно регулировать скорость добавления титранта (от струи до отдельных капель) и точно измерять объем добавленного титранта. В лабораторной практике пользуются обычно бюретками на 25 мл.

Определенное количество титруемого раствора (в большинстве случаев это исследуемый раствор) отмеряют и переносят в коническую колбу. Туда же вливают несколько капель раствора индикатора. К раствору в колбе постепенно добавляют из бюретки титрант (в большинстве случаев и в опытах, выполняемых в данной работе, (но не всегда!) титруемый раствор является исследуемым раствором, а титрант — стандартным). При достижении точки эквивалентности окраска индикатора меняется, титрование прекращают и измеряют по шкале бюретки объем добавленного титранта, значение которого затем используют для расчетов.

Окраска индикатора зависит от концентрации веществ, находящихся в растворе. Например, окраска индикаторов, применяемых в кислотно-осно́вном титровании (методе нейтрализации), зависит от концентрации ионов водорода в растворе:

Если титровать щелочной раствор кислотой в присутствии метилового оранжевого, то окраска титруемого будет оставаться желтой вплоть до полной нейтрализации щелочного компонента, что и означает достижение точки эквивалентности; при этом индикатор меняет окраску с желтой на оранжевую. Если добавить хотя бы одну каплю избыточной кислоты, окраска становится красно-розовой. В таком случае говорят, что «раствор перетитрован». При этом измеренный по бюретке объем титранта больше, чем объем, в действительности необходимый для нейтрализации; это вносит ошибку в последующие расчеты.

В титрметрии, кроме метода нейтрализации, существуют и другие методы, в которых используются свои индикаторы, меняющие окраску в зависимости от присутствия каких-либо веществ в растворе.

Химический эквивалент и молярная концентрация эквивалента. Какие количества веществ являются эквивалентными друг другу, определяется уравнением реакции. Например, в реакции нейтрализации:

реагируют без остатка 1 моль щелочи и 1 моль кислоты. Но при взаимодействии гидроксида натрия с серной кислотой:

на нейтрализацию 1 моля щелочи достаточно ½ моля серной кислоты. Принято считать, что один моль HCl (как и один моль NaOH) представляет собой один химический эквивалент. В то же время ½ моля серной кислоты также представляет один химический эквивалент. Отсюда следует, что соотношение, при котором вещества прореагируют друг с другом без остатка, надо вычислять не по числу молей этих веществ, а по числу их молей эквивалентов. Таким образом, для выражения содержания веществ в растворах, используемых в титриметрии, удобно использовать концентрацию (см. раздел общей химии «Способы выражения концентраций растворов»), показывающую, сколько молей эквивалента вещества находится в единице объема (одном литре) раствора. Это так называемая молярная концентрация эквивалента (С_н , моль экв/л). Ранее для этой концентрации использовалось название «нормальная концентрация» (единица измерения мг-экв/л), которое в настоящее время исключено из нормативных документов: ГОСТов, методик и т.п. Однако это старое название продолжает широко употребляться в практической работе. Соответственно, характеризуя значение С_н , по-прежнему говорят, что раствор имеет определенную нормальность; например, раствор с концентрацией 2 моль экв/л называют двунормальным, 1 моль экв/л — нормальным, 0,1 моль экв/л — децинормальным и обозначают соответственно 2 н., 1 н., 0,1 н. и т.д. В данном учебном пособии такие термины и обозначения также используются.

Понятие химического эквивалента позволяет учесть, что одна молекула вещества может быть в реакции равноценна двум, трем и даже большему числу молекул другого вещества. Химическим эквивалентом вещества называется такое количество (число моль) или масса этого вещества, которая в химических реакциях эквивалентна (т.е. присоединяет, замещает, выделяет) 1 моль (или 1 г) ионов водорода Н + или атомарного водорода Н. Для кислот и оснований величина молярной массы химического эквивалента M_экв, рассчитывается из молярной массы M с учетом числа ионов водорода, отщепляемых молекулой кислоты или числа гидроксид-ионов, отщепляемых молекулой основания при диссоциации:

; .

Таким образом, показывают, какая масса из общей массы моля вещества эквивалентна в реакции одному молю однозарядных ионов. Аналогично, при нахождении молярной массы химического эквивалента отдельного иона, молярную (или атомную) массу иона делят на его заряд z, вычисляя, какая масса приходится на единичный заряд:

.

Расчет эквивалентной молярной массы ионов магния и кальция приведен в подразделе 1.1. при рассмотрении единиц измерения жёсткости.

Расчет концентрации анализируемого раствора. Очевидно, что чем больший объем стандартного раствора титранта V_станд потрачен на достижение точки эквивалентности и чем больше концентрация этого титранта C_станд (здесь и далее речь идет только о нормальной концентрации, поэтому индекс «н» в обозначении C_н можно опустить), тем больше концентрация C_x анализируемого титруемого раствора, т.е. при расчете оказывается, что
C_x

C_станд·V_станд . В то же время, титранта надо затратить тем больше, чем больше взято исходного титруемого раствора; чтобы это учесть, при расчете C_x произведение объема и концентрации затраченного титранта следует отнести к объему титруемого раствора V_x:

.

1.4.2. Определение карбонатной жёсткости воды

Для определения карбонатной жёсткости титруют некоторый объем исследуемой воды стандартным раствором соляной кислоты в присутствии индикатора метилового оранжевого. При этом протекают реакции с гидрокарбонатами:

При достижении точки эквивалентности, когда прореагируют все карбонаты и гидрокарбонаты, индикатор меняет окраску с желтой на оранжевую.

Поскольку содержание карбонатов обычно во много раз меньше, чем содержание гидрокарбонатов, а именно присутствие последних определяет наличие у воды временной жёсткости, такое определение иногда называют определением временной жёсткости. При этом предполагают, что содержание карбонатов настолько мало, что их вкладом в постоянную жёсткость можно пренебречь.

1.4.3. Определение общей жёсткости воды

При определении общей жёсткости используют метод титрования, который называется комплексонометрическим методом, так как в нем используются вещества с общим названием комплексоны. Один из комплексонов, наиболее широко применяемый —
трилон Б (это торговая марка, под которой впервые был выпущен этот химический продукт). Он представляет производное органической кислоты, в составе молекулы которого присутствуют два атома водорода, способные замещаться на атомы металла. Не рассматривая строения молекулы трилона Б, используем ее общепринятое условное обозначение: H₂Y.

Определение основано на том, что ионы кальция и магния образуют растворимые комплексные соединения с Трилоном Б:

В качестве индикаторов используют реактивы, которые дают с определяемыми ионами характерно окрашенные соединения. При достижении точки эквивалентности, когда почти все ионы Ca 2+ и Mg 2+ связываются с трилоном Б в комплексы и их концентрация в растворе резко уменьшается, окраска раствора меняется. Титрование необходимо проводить в слабощелочной среде (для связывания образующихся ионов водорода), поэтому к титруемому раствору кроме индикатора добавляют так называемый буферный раствор, который обеспечивает постоянство величины pH (при осуществлении данного титрования добавляют аммиачный буферный раствор, который поддерживает постоянство pH в пределах 8…10 единиц).

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

1. Методом кислотно-основного титрования определить карбонатную жёсткость водопроводной воды.

2. Методом комплексонометрического титрования определить общую жёсткость водопроводной воды.

3. По экспериментальным данным сделать вывод об уровне жёсткости исследованной воды и рассчитать величину постоянной жёсткости.

Опыт 1. Определение карбонатной жёсткости

В две конические колбы налить по 100 мл исследуемой (водопроводной) воды (отмерив ее мерным цилиндром), добавить
5-6 капель раствора индикатора метилового оранжевого. Одна из колб является контрольной, т.е. используется, чтобы заметить изменение окраски раствора в другой колбе при титровании. Записать начальный уровень титранта в бюретке.

Перед титрованием убеждаются, что в бюретке достаточно раствора, а стеклянный носик полностью заполнен жидкостью. Пузырьки воздуха из носика выдавливают потоком жидкости, повернув трубку носика вверх под углом около 45°. Выпускное устройство бюретки представляет резиновую трубку со стеклянным шариком внутри. Для вытекания жидкости слегка оттягивают большим и указательным пальцем стенку трубки от шарика, чтобы между ними образовался просвет. Наполняют бюретку через воронку, после чего воронку вынимают из верхнего отверстия; если этого не сделать, во время титрования с воронки может стечь оставшийся в ней раствор, и измерение объема окажется неточным.

При необходимости долить раствор титранта в бюретку, доведя уровень до нулевого деления. Во вторую колбу из бюретки прибавлять 0,1 н. раствор соляной кислоты до перехода окраски индикатора из желтой в оранжевую (получаемый цвет, скорее, можно назвать персиковым).

Поверхность жидкости в бюретке представляется широкой вогнутой полосой (мени́ск). Отсчет значений по шкале производят по нижнему краю мениска, глаз наблюдателя должен находиться на уровне мениска. Титрант из бюретки сначала приливают достаточно быстро, непрерывно перемешивая содержимое колбы вращательными движениями. На шарик надавливают левой рукой, а колбу держат и перемешивают правой рукой. Титрование проводят стоя! За окраской раствора наблюдают, подложив под колбу лист белой бумаги для лучших условий наблюдения. По мере приближения к концу титрования, о чем можно судить по появлению в центре колбы «облачка» розовой окраски, тут же исчезающего при дальнейшем перемешивании, титрант приливают уже по каплям. Раствор должен изменить цвет от прибавления одной определенной капли; в этот момент розовое «облачко» не исчезнет, а распространится по всему раствору.

Чтобы убедиться в отсутствии значительных случайных ошибок при выполнении титрования и при отмеривании объема титруемого раствора, титрование повторяют два-три раза и рассчитывают среднюю величину V_станд, которую в дальнейшем используют для расчетов.

Записать уровень раствора в бюретке и вычислить объем титранта, пошедший на титрование, как разность конечного и начального отсчетов. Титрование повторить (можно использовать «контрольную колбу»). Рассчитать объем стандартного раствора как среднее по результатам двух титрований. Вычислить карбонатную жёсткость Ж_карб исследуемой воды (в ммоль экв/л) по формуле:

,

где С_HCl — молярная концентрация эквивалента (нормальность) раствора соляной кислоты; V_HCl — объем соляной кислоты, пошедший на титрование; V_исслед — объем исследуемой воды; 1000 — коэффициент перехода от моль экв/л к ммоль экв/л.

Опыт 2. Определение общей жёсткости

Титрование проводят в присутствии индикатора «хром темно-синий». В коническую колбу налить 25 мл исследуемой воды и добавить дистиллированной воды до общего объема 100 мл (отмерять цилиндром). Добавить 5 мл аммиачного буферного раствора и
5-7 капель раствора индикатора хрома темно-синего; при этом раствор приобретает винно-красную окраску.

Записать начальный уровень титранта в бюретке. При необходимости долить раствор титранта в бюретку, доведя уровень до нулевого деления. Из бюретки по каплям прибавлять 0,1 н. раствор трилона Б до изменения окраски раствора от винно-красной до синевато-сиреневой.

В отличие от титрования в первом опыте, где реакция протекает практически мгновенно, взаимодействие трилона Б с кальцием и магнием требует некоторого заметного промежутка времени. Чтобы не пропустить момент достижения точки эквивалентности, титрант с самого начала титрования добавляют отдельными каплями с интервалом в две-три секунды, внимательно наблюдая, не меняется ли окраска титруемого раствора. Если приливать титрант быстрее, то некоторое количество его попадет в уже оттитрованный раствор, который еще не успел поменять окраску; в результате раствор будет перетитрован, а объем пошедший на титрование — завышен.

Записать уровень раствора в бюретке и вычислить объем титранта, пошедший на титрование, как разность конечного и начального отсчетов. Титрование повторить. Рассчитать объем стандартного раствора как среднее по результатам двух титрований. Вычислить общую жёсткость Ж_общ исследуемой воды (в ммоль экв/л) по формуле:

,

где С_ТрБ — молярная концентрация эквивалента (нормальность) раствора трилона Б; V_ТрБ — объем трилона Б, пошедший на титрование; V_исслед — объем исследуемой воды; 1000 — коэффициент перехода от моль экв/л к ммоль экв/л.

По полученным данным сделать вывод об уровне жёсткости исследованной воды.

Пренебрегая вкладом карбонатов в величину постоянной жёсткости и считая, что в данном случае временная жёсткость воды совпадает с карбонатной жёсткостью, т.е. Ж_карб = Ж_вр, рассчитать постоянную жёсткость воды по разности между общей и временной жёсткостью.

КОНТРОЛЬНОЕ ЗАДАНИЕ

1. В 1 л воды содержится 36,47 мг иона магния и 50,1 мг иона кальция. Чему равна жёсткость воды?

2. Вода, содержащая только сульфат магния, имеет жёсткость 7 ммоль экв/л. Сколько граммов сульфата магния содержится в 300 л этой воды?

3. Чему равна карбонатная жёсткость воды, если в 1 л её содержится 0,292 г гидрокарбоната магния и 0,2025 г гидрокарбоната кальция?

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ

1. Какие компоненты определяют жёсткость природной воды?

2. Единицы измерения жёсткости. Градация природных вод по уровню жёсткости.

3. Какую жёсткость называют карбонатной, некарбонатной, временной, постоянной и почему? Какие компоненты определяют каждый из названных видов жёсткости?

4. Вредное действие жёсткости воды.

5. Реагентные методы устранения различных видов жёсткости воды (написать уравнения соответствующих реакций).

6. Что такое иониты? Классификация ионитов по различным критериям. Ионообменные процессы. Различные формы
ионитов.

7. Обессоливание и умягчение воды методом ионного обмена.

8. Два подхода к химическому анализу. Сущность титриметрического метода анализа.

9. Техника работы и используемые устройства при осуществлении титриметрического метода анализа.

10. Формула для расчета концентрации анализируемого раствора в титриметрическом анализе.

11. Применяемые реактивы и индикаторы и уравнения химических реакций при определении карбонатной и общей жёсткости воды.

СПИСОК РЕКОМЕНДУЕМОЙ ЛИТЕРАТУРЫ

1. Коровин Н. В. Общая химия : учеб. для технич. направ. и спец. вузов. — М. : Высш. шк., 2007. — 556 с. (также предыдущие издания)

2. Глинка Н. Л. Общая химия : учеб. пособие для вузов. — М. : Интеграл-ПРЕСС, 2008. — 728 с. (также предыдущие издания)

3. Дробашева Т. И. Общая химия : учеб. для втузов. — Ростов н/Д : Феникс, 2007. — 448 с.

4. Глинка Н. Л. Задачи и упражнения по общей химии : учеб.
пособие для нехим. специальностей вузов. — М. : Интеграл-ПРЕСС, 2006. — 240 с. (также предыдущие издания)

5. Лидин Р. А. Задачи по неорганической химии : учебн. пособие для хим.-технол. вузов / Р. А. Лидин, В.А. Молочко, Л. Л. Андреева ; под ред. Р. А. Лидина. — М. : Высш. шк., 1990. — 319 с.

Дополнительная

6. Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия : учеб. для вузов — М. : Высш. шк., Изд. центр «Академия», 2001. — 743 с. (также предыдущие издания)

7. Хомченко И. Г. Общая химия : учеб. для нехим. вузов —
М. : Новая Волна; ОНИКС, 2001. — 463 с.

Составители Валерий Тарасович Фомичев,
Олег Александрович Кузнечиков, Вера Анатольевна Андронова и др.

Публикуется в авторской редакции

Подписано в печать 25.01.10. Формат 60х84/16.

Бумага офсетная. Печать трафаретная. Гарнитура Таймс.

Уч.-изд. л. 4,80. Усл. печ. л. 5,58. Тираж 200 экз. Заказ № 104

Государственное образовательное учреждение
высшего профессионального образования

«Волгоградский государственный архитектурно-строительный университет»

Отпечатано в полном соответствии с предъявленным авторами оригиналом
в секторе оперативной полиграфии ЦИТ

400074, Волгоград, ул. Академическая, 1

В двух частях

Волгоград 2010

* расчет массы одного моля эквивалента вещества или отдельного иона (иногда говорят просто «химического эквивалента» и используют обозначение Э) см. далее в материале к лабораторной работе «Жёсткость воды» (с. 90—91)

*барботирование (барботаж) — пропускание через слой жидкости газа (или пара), подаваемого обычно через распределительное устройство с большим количеством мелких отверстий (барботёр) в нижней части аппарата

*Казимир Фаянс (1887—1975) — американский физикохимик; Н. П. Песков (1880—1940) советский физикохимик, автор монографии «Физико-химические основы коллоидной науки» (1934 г.)

*Ганс Шульце (1853—1892) — немецкий химик, Уильям Гарди (1864—1934) — английский биолог; изучали устойчивость коллоидных растворов

* чтобы упростить изложение, здесь и далее не рассматривается, что MgCO₃ реагирует с горячей водой с образованием гидроксида магния и при кипячении воды разложение гидрокарбоната магния происходит по реакции:
Mg(HCO₃)₂ = Mg(OH)₂↓ + 2CO₂↑

* по ранее принятой терминологии мг-экв/л

* лигнин — полимерное соединение, составляющее 20-30 % от массы древесины; в промышленности получают как отход при производстве целлюлозы

*используют также термин титрованные растворы, так как для всех растворов, используемых в титриметрии, значение концентрации всегда можно установить путем титрования другим подходящим стандартным раствором

Дата добавления: 2016-10-07 ; просмотров: 720 | Нарушение авторских прав

источник

Титриметрическое определение сульфат-ионов в воде (РД 52.24.406-2006). Осадительное титрование. Бариметрия (упрощенная версия)

Пинаевская Екатерина, 58 правая группа, п/п

Бригада № 3 – Пинаевская Екатерина, Трофимова Мария

Бригада № 4 – Визжачий Андрей, Белугин Сергей

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 1-2

ХИМИЧЕСКИЕ (ТИТРИМЕТРИЧЕСКИЕ) МЕТОДЫ

АНАЛИЗА ПРИРОДНЫХ ОБЪЕКТОВ

Титриметрическое определение сульфат-ионов в воде (РД 52.24.406-2006). Осадительное титрование. Бариметрия (упрощенная версия)

Сущность метода: Выполнение измерений массовой концентрации сульфатов титриметрическим методом основано на образовании труднорастворимого сульфата бария при прибавлении раствора хлорида бария к анализируемой воде. После практически полного осаждения сульфатов избыток ионов бария реагирует с индикатором с образованием комплексного соединения. При этом окраска раствора изменяется от сине-фиолетовой (фиолетовой) до голубой. Для уменьшения растворимости осадка сульфата бария титрование проводят в водно-спиртовой или водно-ацетоновой среде. Диапазон измерений 30-300 мг SO₄ 2- /л.

1. Приготовление раствора титранта: Приготовить 250 мл раствора хлорида бария с С_N 0,02 моль/дм .Навеску (0,61±0,01) г BaCl₂•2H₂O (проверьте расчетами правильность навески), взвешенную на ТВ, растворите в мерной колбе на 250 мл. Раствор можно хранить в темной плотно закрытой склянке не более 6 мес.

Расчет навески – g

g = C_N • М_Э • V (л) = 0,02 • 121,5 • 0,25 = 0,6075 г

М = 137 + 35 • 2 + 2 • (1 • 2 + 16) = 207 + 36 = 243 г

М_Э = М • f_Э = 243 • 0,5 = 121,5 г/Моль

2. Приготовление раствора установочного вещества. Приготовить 250 мл раствора сульфата калия с массовой концентрацией сульфатов 250 мг/дм . Для приготовления аттестованного раствора сульфатов взвесьте на АВ навеску сульфата калия K₂SO₄ (0,1134±0,0001) г (проверьте расчетами правильность навески) предварительно высушенного в сушильном шкафу при 105 0 С в течение 1 ч и охлажденного в эксикаторе до комнатной температуры. Количественно перенесите ее в мерную колбу вместимостью 250 см , растворите примерно в 200 см дистиллированной воды, добавьте 0,5 см 0,1 М раствора соляной кислоты и перемешайте. По универсальной индикаторной бумаге рН полученного раствора должен быть около 4. Доведите объем раствора в колбе до метки дистиллированной водой и вновь перемешайте. Перенесите раствор в склянку с хорошо притертой стеклянной или пластиковой пробкой. Раствор сульфатов с массовой концентрацией 250 мг/см хранится в плотно закрытой посуде не более 6 мес.

Расчет навески – g

М = 39 • 2 + 32 + 16 • 4= 78 + 32 + 64 = 174

3. Приготовление раствора соляной кислоты: Приготовить 100 мл 0,1 М раствора HCl.

Так как кислоты, особенно концентрированные, нельзя взвешивать навеску на объем. Для этого нужно определить её титр. Определяется объем концентрированной кислоты. Возьмите рассчитанное количество концентрированной кислоты в мл мерной пипеткой. В мерную колбу нужного объема налейте на половину дистиллированную воду. Внесите туда мерной пробиркой необходимое количество концентрированной кислоты. Хорошо перемешайте содержимое колбы и доведите объем до метки дистиллированной водой. Закройте колбу пробкой, перемешайте 15-20 раз и перелейте раствор в чистую посуду.

4. Приготовление растворов индикаторов:

а) Раствор ортанилового К, 0,05%-ный: Приготовить 50 мл 0,05%-го раствора ортанилового К. В 50 см дистиллированной воды растворите 25 мг ортанилового К. Хранится в темной склянке в течение 2 месяцев.

б) раствор нитхромазо, 0,025%-ный: Приготовить 100 мл 0,025%-го раствора нитхромазо. В 100 см дистиллированной воды растворите 25 мг нитхромазо. Хранится в темной склянке в течение 2 месяцев.

5. Стандартизация титранта (хлорида бария): В коническую колбу вместимостью 100 см внесите мерной пипеткой 10,0 см аттестованного раствора сульфатов с массовой концентрацией 250 мг/дм , добавьте 10 см этилового спирта (при отсутствии спирта — ацетон) и 0,3 см раствора индикатора ортанилового К или нитрохромазо и титруйте раствором хлорида бария 0,02 моль/дм при постоянном перемешивании до перехода окраски из фиолетовой (или сине-фиолетовой) в голубую.

Титрование проводите медленно, особенно вблизи точки эквивалентности, и продолжайте до тех пор, пока сине-фиолетовая окраска не будет возвращаться в течение 2-3 мин. Повторите титрование и, при отсутствии расхождения в объемах хлорида бария более 0,05 см , за результат титрования примите среднее арифметическое. В противном случае повторите титрование до получения результатов, отличающихся не более чем на 0,05 см . Результаты занесите в таблицу 1.

Точную нормальную концентрацию раствора хлорида бария рассчитайте по формуле:

,

М = 250*10 / 48,03*1000*1,7 = 2500 / 81651 = 0,0306181 моль/дм 3

где — нормальная концентрация раствора хлорида бария, моль/дм ;

— массовая концентрация аттестованного раствора сульфатов, мг/дм ;

— объем аттестованного раствора сульфатов, см ;

— молярная масса эквивалента сульфат-иона, г/моль ( 48,03);

— объем раствора хлорида бария, израсходованного на титрование раствора сульфатов, см .

6. Анализ воды: Возьмите аликвоту задачи № 2. Прилейте объем этилового спирта или ацетона, равный суммарному объему анализируемой воды, добавьте 0,3 см раствора индикатора и титруйте раствором хлорида бария при постоянном перемешивании содержимого колбы до перехода окраски из фиолетовой (сине-фиолетовой) в голубую.

В начальной стадии титрования, особенно в пробах с невысоким содержанием сульфатов, окраска изменяется уже после добавления первых капель хлорида бария. Вследствие этого титрование проводите медленно, при энергичном перемешивании. Титрование продолжайте до тех пор, пока сине-фиолетовая окраска не будет возвращаться в течение 2-3 мин.

Титрование повторите и, если расхождение между параллельными титрованиями не превышает предела повторяемости, за результат принимайте их среднее значение. В противном случае повторите титрование до получения допустимого расхождения результатов.

Если массовая концентрация сульфатов в анализируемой пробе воды превышает 300 мг/дм , для титрования берите аликвоту пробы от 1 см до 5 см и разбавляйте ее дистиллированной водой до 10 см . Аликвоту следует выбирать таким образом, чтобы в ней содержалось не менее 1,5 мг сульфатов.

7. Вычисление и оформление результатов измерений: Массовую концентрацию сульфатов в анализируемой пробе воды , мг/дм , рассчитывают по формуле:

,

Х = 48,03*1,8*0,03*1000 / 10 =259,2 мг/дм 3

где — молярная масса эквивалента сульфат-иона, г/моль ( 48,03);

— объем раствора хлорида бария, израсходованного на титрование аликвоты анализируемой пробы, см ;

— нормальная концентрация раствора хлорида бария, моль/дм ;

— объем аликвоты пробы воды, взятый для титрования, см .

источник

46.Методы анализа воды: гравиметрические, титриметрические, фотометрические, потенциометрические, вольтамперометрические.

Гравиметрический – основан на определении массы вещества. В ходе анализа вещество отгоняется в виде какого-либо летучего соединения или осаждается из раствора в виде малорастворимого соединения. Осадок взвешивается в виде соединения строго определенного состава, весовая форма по составу совпадает с осаждаемой. По весу высушенного или прокаленного осадка вычисляется содержание определенного компонента в данном образце. Достоинства: высокая точность, отсутствие необходимости калибровки, простота. Недостатки: значительный расход времени на выполнение анализа.

Титриметрический. Основан на точном измерении количества реактива израсходованного на реакцию с определенными веществами. Титрированный раствор – раствор, концентрация которого известна с высокой точностью. Титрование – прибавление титрованного раствора к анализируемому для точного определения эквивалентного количества. Момент титрирования – точка эквивалентности. Титрирующий раствор – титрант. Используются реакции кислотно-основного взаимодействия, удовлетворяющие требованиям, которые предъявляются к титриметрическим реакциям. Взаимодействие должно происходить полностью и с высокой скоростью. Достоинства: быстрота выполнения, простота оборудования, удобство выполнения серийных анализов, большой набор химических реакций. Недостатки: необходимость предварительной стандартофикации растворов титранта и калибровки мерной посуды.

Фотометрический. Измеряет поглощение света анализируемым раствором обычно после введения в него реактива, реагирующего с определенным компонентом сточной воды с образованием интенсивно поглощающего свет соединения. Приборы: Источник света – светофильтр – кювета с раствором – детектор. Конструкция прибора зависит от области спектра применения. Излучение выбирают такое, что бы соединение имело max светопоглощение, а примеси – min. Достоинства – широкая область применения, высокая чувствительность. Недостатки: калибровка аппаратуры, посуды.

Потенциометрия и потенциометрическое титрование. Потенциометрия основана на измерении небольших равновесных напряжений между электродами гальванической ячейки. Метод можно применять для установления активности веществ в растворе (прямая потенциометрия) и для нахождения точки эквивалентности при титриметрических определениях (потенциометрическое титрование). Прямая ПМ находит применение при определении рН растворов, а также многих ионов с использованием ионоселективных электродов. В анализе природных вод и питьевой воды ионоселективные электроды применяют для определения кадмия, меди, свинца, серебра, щелочных металлов, бромид-, хлорид-, цианид-, фторид-, иодид — и сульфид-ионов.

Вольтамперометрические методы анализа. Это совокупность методов исследования кривых ток-потенциал и их зависимостей от электродных реакций и концентраций определяемых веществ. Один из основных ВАМ методов – полярография. Метод заключается в получении и анализе кривых ток-потенциал на ртутном капельном электроде. Методом полярографии можно определить любые вещества, способные к эл-хим превращениям на электродах. Качественная информация следует из значения потенциала полуволны (φ1/2), количественная – из определения высоты волны (id).

Типичная полярографическая волна, используемая для качественного и количественного определения электродно-активных веществ.

источник

Жесткость — свойство воды, обусловленное присутствием в ней растворенных солей щелочно-земельных металлов (преимущественно кальция и магния). Различают жесткость кальциевую и магниевую, связанную с присутствием в воде соответственно ионов кальция и магния. Суммарное содержание ионов этих металлов в воде называется общей жесткостью.

Общая жёсткость подразделяется на карбонатную, обусловленную присутствием в воде гидрокарбонатов и карбонатов кальция и магния, и некарбонатную, обусловленную наличием кальциевых и магниевых солей сильных кислот.

Карбонатную жёсткость также называют временной (устранимой), а некарбонатную — постоянной. Гидрокарбонаты кальция и магния при длительном кипячении воды разлагаются с выделением диоксида углерода и выпадающих в осадок карбонатов кальция и магния (при дальнейшем кипячении карбонат магния гидролизуется с образованием гидроксида); жесткость воды при этом уменьшается:

Жесткость, оставшаяся после кипячения воды в течение определенного времени, достаточного для полного разложения гидрокарбонатов и удаления диоксида углерода (обычно 1 — 1,5 ч), называется постоянной жесткостью. Постоянная жесткость является важной характеристикой качества воды, используемой для технических целей. Она преимущественно зависит от содержания ионов кальция и магния, которые после кипячения уравновешиваются сульфатами и хлоридами. Эту часть постоянной жесткости, называемую также остаточной жесткостью, можно найти по разности между общей жесткостью и концентрацией гидрокарбонатов, выраженной в миллимолях на кубический дециметр. Однако кроме остаточной жесткости в воде после кипячения остается небольшое количество ионов кальция и магния, обусловленное растворимостью карбоната кальция и гидроксида магния. Эта часть постоянной жесткости называется неустранимой жесткостью. Поскольку растворимость карбоната кальция и гидроксида магния в присутствии ионов кальция и магния в растворе весьма незначительна, обычно некарбонатную (остаточную) жесткость отождествляют с постоянной жесткостью. Способ расчета постоянной жесткости и составляющих ее остаточной и неустранимой жесткости на основе результатов определения компонентов солевого состава воды приведен в «Руководстве по химическому анализу вод суши». Л.: Гидрометеоиздат. 1973.

Жесткость воды в настоящее время выражают в миллимолях количества вещества эквивалентов (КВЭ) Са 2+ и Mg 2+ , содержащихся в 1 дм 3 воды — ммоль/дм 3 КВЭ (ранее эту единицу обозначали мг-экв/л или мг-экв/дм 3 ). Миллимоль КВЭ Са 2+ и Mg 2+ равны соответственно 20,04 мг/ммоль и 12,15 мг/ммоль.

В естественных условиях ионы кальция и магния поступают в воду в результате взаимодействия растворенного диоксида углерода с карбонатными минералами и при других процессах растворения и химического выветривания горных пород. Источником этих ионов являются также микробиальные процессы, протекающие в почвах на площади водосбора, в донных отложениях, а также сточные воды различных предприятий: силикатной, металлургической, стекольной, химической промышленности, стоки с сельскохозяйственных угодий.

Общая жесткость поверхностных вод колеблется в основном от единиц до десятков миллимолей КВЭ в кубическом дециметре, причем карбонатная жесткость часто составляет 70 — 80 % от общей жесткости. Она подвержена заметным сезонным колебаниям, достигая обычно наибольшего значения в конце зимы и наименьшего в период паводка. Жесткость подземных вод более постоянна.

Вода с жесткостью менее 4 ммоль/дм 3 КВЭ характеризуется как мягкая; от 4 до 8 ммоль/дм 3 КВЭ — средней жесткости; от 8 до 12 ммоль/дм 3 КВЭ — жесткая; более 12 ммоль/дм 3 КВЭ — очень жесткая.

Обычно преобладает (иногда в несколько раз) жесткость, обусловленная ионами кальция, однако в отдельных случаях, магниевая жесткость может достигать 50 — 60 % общей жесткости и более (часто магниевая жесткость превосходит кальциевую в морских и океанических водах, либо в поверхностных водах суши с высоким содержанием сульфат-ионов).

Высокая жесткость оказывает отрицательное влияние на свойства воды используемой в промышленности и для хозяйственно-бытовых целей. Жесткие требования в отношении величины жесткости предъявляются к воде, питающей паросиловые установки, поскольку в присутствии сульфатов и карбонатов кальций и магний образуют прочную накипь, уменьшающую теплопроводность металла и приводящую к перерасходу топлива и перегреву котлов. Для устранения жесткости применяют различные способы — осаждение труднорастворимых солей кальция и магния химическим или термическим путем, умягчение с помощью ионитов.

Высокая жесткость, особенно, обусловленная превышением солей магния, ухудшает органолептические свойства воды, придавая ей горьковатый вкус и оказывая отрицательное воздействие на органы пищеварения. Предельно допустимая величина жесткости в питьевых водах 7 ммоль/дм 3 КВЭ, но в некоторых случаях допускается использовать для питьевых целей воду с жесткостью 10 ммоль/дм 3 КВЭ.

ЖЕСТКОСТЬ ВОДЫ.
МЕТОДИКА ВЫПОЛНЕНИЯ ИЗМЕРЕНИЙ
ТИТРИМЕТРИЧЕСКИМ МЕТОДОМ С ТРИЛОНОМ Б

1.1 Настоящий руководящий документ устанавливает методику выполнения измерений (далее — методика) общей и некарбонатной жесткости в пробах природных и очищенных сточных вод в диапазоне от 0,060 до 13,00 ммоль/дм 3 КВЭ (далее — ммоль/дм 3 ) титриметрическим методом с трилоном Б.

При анализе проб воды с величиной жесткости, превышающей 13,00 ммоль/дм 3 , допускается выполнение измерений после соответствующего разбавления пробы дистиллированной водой.

1.2 Настоящий руководящий документ предназначен для использования в лабораториях, осуществляющих анализ природных и очищенных сточных вод.

В настоящем руководящем документе использованы ссылки на следующие нормативные документы:

ГОСТ 12.1.005-88 ССБТ. Общие санитарно-гигиенические требования к воздуху рабочей зоны

ГОСТ 12.1.007-76 ССБТ. Вредные вещества. Классификация и общие требования безопасности

ГОСТ 17.1.5.04-81 Охрана природы. Гидросфера. Приборы и устройства для отбора, первичной обработки и хранения проб природных вод. Общие технические условия

ГОСТ 17.1.5.05-85 Охрана природы. Гидросфера. Общие требования к отбору проб поверхностных и морских вод, льда и атмосферных осадков

ГОСТ Р ИСО 5725-6-2002 Точность (правильность и прецизионность) методов и результатов измерений. Часть 6. Использование значений точности на практике

ГОСТ Р 51592-2000 Вода. Общие требования к отбору проб

МИ 2881-2004 Рекомендация. ГСИ. Методики количественного химического анализа. Процедуры проверки приемлемости результатов анализа

РД 52.24.403-2007. Массовая концентрация кальция в водах. Методика выполнения измерений титриметрическим методом с трилоном Б

Примечание — Ссылки на остальные нормативные документы приведены в разделах 4, В.3 и В.4.

3.1 При соблюдении всех регламентируемых методикой условий проведения измерений характеристики погрешности результата измерения с вероятностью 0,95 не должны превышать значений, приведенных в таблице 1.

Таблица 1 — Диапазон измерений, значения характеристик погрешности и ее составляющих (Р = 0,95)

Показатель повторяемости (среднеквадратическое отклонение повторяемости) s _r, ммоль/дм 3

Показатель воспроизводимости (среднеквадратическое отклонение воспроизводимости) s _R, ммоль/дм 3

Показатель правильности (границы систематической погрешности при вероятности Р = 0,95) ± D _с, ммоль/дм 3

Показатель точности (границы погрешности при вероятности Р = 0,95) ± D , ммоль/дм 3

источник

Министерство образования и науки Российской Федерации

Федеральное государственное бюджетное образовательное учреждение

«Новгородский государственный университет имени Ярослава Мудрого»

Институт сельского хозяйства и природных ресурсов

Отделение естественных наук и природных ресурсов

Определение жесткости воды

Определение жесткости воды (титриметрический метод)

Методические указания к лабораторной работе

Великий Новгород, 2011 г.- 16 стр.

Важнейшим свойством природных вод является их жесткость. Жёсткость природных вод более всего обусловлена содержанием в них растворимых солей кальция и магния.

Если в воде находятся ионы металлов, образующие с мылом нерастворимые соли жирных кислот, то в такой воде затрудняется образование пены при стирке белья или мытье рук, вследствие чего возникает ощущение жёсткости. Отсюда и возникло понятие «жёсткой» воды.

В жёсткой воде плохо развариваются продукты питания, так как катионы Ca2+ и Мg2+ с белками пищи образуют нерастворимые соединения. В такой воде плохо завариваются чай, кофе. Постоянное употребление жёсткой воды может привести к расслаблению желудка и отложению солей в организме человека. В результате этого образуются камни в почках (мочекаменная болезнь).

Мягкая вода (дистиллированная вода), т. е. вода, с ничтожно малыми примесями инородных веществ и минеральных солей, используется в основном для медицинских или исследовательских целей в различных лечебно-оздоровительных программах и процедурах для вывода из организма шлаков.

Частое употребление мягкой воды может привести к тому, что из организма начнут вымываться и полезные микроэлементы: кальций, магний, калий. Прежде всего, это опасно для костей, крепость которых зависит от наличия кальция и микроэлементов, обеспечивающих нормальную работу нашего организма. Например, в регионах, где вода отличается мягкостью, т. е. пониженным содержанием минеральных примесей, ученые отмечают рост числа сердечно-сосудистых заболеваний. Там же где вода более жесткая, ситуация с заболеваниями сердца обстоит гораздо лучше – подобные случаи регистрируются нечасто. Кроме того, жесткость воды оказывает влияние и на уровень заболеваний кариесом – чем больше минеральных веществ, тем реже обращения к стоматологам.

Также установлено, что в связи с низким уровнем минерализации мягкая вода обладает неудовлетворительными органолептическими свойствами и оказывает неблагоприятное воздействие на водно-солевой обмен и функциональное состояние гипофиз-адреналиновой системы, регулирующей основные обменные процессы в организме.

При постоянном употреблении дистиллированной питьевой воды у пациентов отмечен также ряд изменений со стороны электролитного обмена – повышение концентрации хлоридов, калия и натрия в крови и усиленное их выведение с мочой. В связи с этим, для питьевой воды научно обоснована необходимость учета дополнительного критерия – физиологической полноценности.

В промышленности жёсткая вода, используемая для питания паросиловых установок, приносит особенно большой вред. При работе паровых котлов в жёсткой воде, содержащей Са(НСOз)2, Мg(НСO3)2 или CaS04, на внутренней поверхности стенок котла образуется слой накипи, уменьшающий их теплопроводность и тем самым понижающий коэффициент полезного действия установки. Замедленная теплопередача через стенки котла приводит к их перегреву и вследствие этого к ускоренной коррозии (окислению кислородом воздуха). В результате прочность стенок котла постепенно понижается, что может привести к его взрыву.

Образование осадка (накипи) при использовании воды, обладающей временной жёсткостью, связано с выпадением в осадок малорастворимых карбонатов — СаСO3 и MgCO3 . Если в воде присутствует сульфат кальция, то он выпадает в осадок из-за резкого понижения его растворимости при нагревании. Особенно прочная, но вместе с тем пористая, малотеплопроводная накипь образуется при одновременном содержании в воде гидрокарбонатов и сульфата кальция.

Соли магния (МqCI2 и МgSO4) и СаС12, содержащиеся в воде, не приводят к образованию в котлах накипи, так как они хорошо растворимы в воде, но вызывают коррозию стенок и металлической арматуры. Эти соли как электролиты способствуют протеканию электрохимических процессов на поверхности стали и тем самым ускоряет процесс её коррозии под действием воды и кислорода. Кроме того, MgCI2 и МgSO4 как соли слабого основания и сильных кислот гидролизуются, повышая концентрацию водородных ионов и создавая кислую среду, что также ускоряет процесс коррозии стали.

В химической промышленности использование жёсткой воды может оказаться недопустимым в тех случаях, когда соли, придающие ей жёсткость, препятствуют протеканию запланированных в данном производстве химические процессов или загрязняют получаемый продукт (например, полупроводниковое производство).

В строительной практике жёсткость воды должна учитываться, если гидротехническое сооружение или фундаментальные части зданий подвергаются действию грунтовых вод. Из солей, придающих воде жёсткость, вредное действие на бетон оказывают MgCI2, МgSO4 , СаSO4. Первая соль вызывает так называемую магнезиальную коррозию бетона, вторая — сульфатно-магнезиальную, третья ― сульфатную коррозию бетона. На стальные строительные конструкции, находящиеся в воде, вредное действие оказывают все соли, обусловливающие постоянную жёсткость. Причины ускорения коррозии стали те же, что и для паровых котлов.

Т. о. в каждом отдельном случае необходимо учитывать характер возможного воздействия природных вод. Для этого необходимо знать ее важнейшую характеристику — жёсткость.

В данных методических указаниях излагаются методики определения временной и постоянной жёсткости воды, а также способы её устранения.

Для количественного определения жёсткости воды применяют методы титриметрического анализа.

2. ОСНОВНЫЕ ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ПОЛОЖЕНИЯ

2.1 Жёсткость природных вод

Жёсткость природных вод, в основном, обусловлена содержанием в них растворимых солей кальция и магния. Разумеется, жёсткость воды могут вызывать не только ионы Ca2+ и Мg2+, но и катионы других металлов, однако в естественных водах из катионов, образующих нерастворимые мыла, в значительных количествах прucутствуют только катионы кальция и магния. Эти ионы входят в состав гидрокарбонатов Са(НСО3)2, Mg(HCO3)2, сульфатов (СаSO4 и MgSO4) и хлоридов (СаСl2 и MgCl2). Содержание других растворимых солей кальция и магния в природных водах обычно очень мало.

Жёсткость, придаваемая воде гидрокарбонатами кальция и магния, называется карбонатной или временной жесткостью. В воде содержащей ионы HCO3-, устанавливается равновесие:

— разложения угольной кислоты H2CO3 ↔ СО2 + H2O (2)

— электролитическая диссоциация НСО3- ↔ Н++СО32- (3)

Равновесия в зтих процессах связаны между собой. При нагревании воды растворимость СO2 уменьшается, часть её улетучивается и равновесие (2) смещается вправо. Вследствие этого смещается вправо равновесие (I), создаётся избыток ионов ОН-, которые взаимодействуют с ионами Н, + вызывая смещение вправо равновесия (3).

В результате зтих реакций ионы НСО3- переходят в ионы СО32- no суммарному уравнению

Таким образом, при кипячении воды жёсткость, вызванная присутствием гидрокарбонатов кальция и магния, устраняется и поэтому называется временной жёсткостью.

Жёсткость, обусловленная хлоридами и сульфатами этих металлов, называется постоянной жёсткостью, она кипячением не устраняется..

Суммарная жёсткость воды носит название общей жесткости. Жесткость воды (степень жёсткости) принято выражать в ммллиэквивалентах ионов Са2+ и Mg2+ в I л воды (мэкв/л). I мэкв/л соответствует содержанию в I л воды 20,04 мг кальция или 12,16 мг магния. В зависимости от содержания ионов Са2+ и Mg2+ природные воды делятся на следующие группы:

Величина общей жесткости (мэкв/л)

2.2 Методы устранения жёсткости воды

Из сказанного выше следует, что использование для промышленных нужд природных вод возможно в ряде случаев только после предварительной очистки, которая состоит в устранении их жесткости, опреснении воды.

Применяемые на практике методы устранения жёсткости природной воды условно можно разделить на химические и физические. В первом случае уменьшение жёсткости связано с добавлением к воде различных химических веществ (реагентные методы). Физические методы понижения жёсткости воды основаны на использовании различного рода воздействия на воду (магнитное «электрическое поле, ультразвук и др.) и потому могут считаться безреагентными.

В данном методическом пособии рассматриваются только химические методы устранения жесткости воды.

В самом общем виде химические методы устранения жёсткости воды основаны на химических реакциях, в результате которых катионы кальция и магния, придающие жёсткость воде, переводятся в нерастворимые соединения (осадок). Таких методов несколько.

Если вода обладает только временной жёсткостью, то для её устранения применяют известковый способ, т. е. обрабатывают воду известью Са(OН)2:

Са(НСО3)2 + Са(OН)2 = 2СаСO3 + H2O

Mg(HCO3)2 + Са(ОН)2 = СаСO3 + MgCO3 + 2H2O

Так как ПР(MgCO3) больше, чем ПР(Mg(ОН)2), то окончательное удаление Mg2+ происходит не в виде карбоната, а в виде гидроксида:

MgCO3 + Са(ОН)2 = СаСO3 + Mg(ОН)2

Суммируя уравнения, относящиеся к гидрокарбонату магния, получим:

Mg(HCO3)2 +2Са(ОН)2 = 2СаСO3 + Mg(ОН)2 + 2H2O

Таким образом, при взаимодействии извести с гидрокарбонатами кальция и магния образуются осадки СаСO3 и Мg(OН)2.

При этом способе недопустим избыток извести, который может привести к повышению жёсткости. Поэтому количество вводимой извести должно точно соответствовать результатам анализа воды на жёсткость.

Для устранения как временной, так и постоянной жёсткости воды нередко применяют известково-содовый способ устранения жёсткости. Известь осаждает гидрокарбонаты кальция и магния, как указано выше, а сода — хлориды и сульфаты по реакциям:

CaCI2 + Nа2CO3 = CaCO3 + 2NaCI

СаSO4 + Nа2CO3 = CaCO3 + Nа2SO4

MgCI2 + Nа2CO3 = MgCO3 + 2NaCI

MgSO4 + Nа2CO3 = MgCO3 + Nа2SO4

MgCO3 также переосаждается в виде Мg(OН)2

Кроме указанных способов, основанных на добавлении к воде растворимых реактивов, широкое распространение получили способы устранения жёсткости, основанные на прохождении (фильтрации) воды через слой специальных веществ — ионообменных смол (ионитов).

Иониты представляют собой твёрдые электролиты, у которых один ион является поливалентным и нерастворимым, а ионы противоположного знака могут обмениваться на ионы, находящиеся в водном растворе. При этом, если обмениваются катионы, иониты называются катионитами, при обмене анионов — анионитами, а сам метод носит название метода ионного обмена. Этот метод может быть использован как для умягчения воды, так и для её обессоливания (деионизации).

Ионообменные свойства смолам придают имеющиеся в них активные группы. Для катионитов такими группами являются — SO3H, — SiOOH, — COOН, — ОН; для анионитов — — NH2, — NH2OH и другие. К ионитам относятся также и некоторые сложные неорганические соединения, в частности алюмосиликаты натрия (пермутиты).

В общем случае процесс диссоциации ионообменных смол можно представить в виде:

катионит: _R — СООН = RСOO — + H+

анионит: R-NH2.HOH = R-NH3 + + ОН —

Использование ионитов позволяет практически полностью удалить из воды растворенные в ней соли, являющиеся электролитами. Вода, прошедшая через такие ионообменники, близка к дистиллированной, но обходится в несколько раз дешевле воды, полученной перегонкой.

2.3 Сущность титриметрического анализа

Титриметрический анализ заключается в измерении объема титранта (раствора с точно известной концентрацией), затраченного на реакцию с определяемым веществом.

Процесс постепенного добавления титранта к анализируемой пробе называется титрованием, а момент завершения реакции – точкой эквивалентности.

Расчет в титриметрическом анализе основан на законе эквивалентов: количества вещества эквивалентов всех участвующих в реакции веществ равны.

Условимся в дальнейшем любое анализируемое вещество обозначать «Х», а любой титрант «Т», тогда закон эквивалентов можно записать следующей формулами:

или СН(Х)∙ V(Х) = СН(Т) ∙V(Т) (1)

С(1/z Х) или СН(Х) – молярная концентрация эквивалента анализируемого вещества, моль/л или ммоль/л (часто в аналитической химии мэкв/л количество моль-эквивалентов вещества в литре раствора);

V(Х) – объем раствора анализируемого вещества, л или мл;

С(1/z Т) или СН(Т) — молярная концентрация эквивалента титранта, моль/л или ммоль/л (часто в аналитической химии мэкв/л количество моль-эквивалентов вещества в литре раствора);

V(Т) — объем раствора титранта, л или мл;

m(X) — масса анализируемого вещества, г;

M(1/zX)- молярная масса эквивалента анализируемого вещества, г/моль;

M(1/zT) — молярная масса эквивалента титранта, г/моль.

(возможны комбинации между формулами 1 и 2)

Выделим три основных задачи, которые необходимо решить для успешного проведения титриметрического анализа.

1. Необходимо знать точную концентрацию титранта (понятие «точная концентрация» здесь условно: ясно, что оперируя экспериментальными данными, имеющими приблизительный характер, мы лишь оговариваем степень точности. Точной будем называть такую концентрацию, которая в числовом выражении имеет три значащих цифры, например: 1,38; 0, 0138; 0,400).

2. Необходимо знать точные объемы растворов реагирующих веществ, т. е. титранта и анализируемого вещества.

3. Необходимо правильно выбирать реакцию для определения и надежно фиксировать точку эквивалентности.

В титриметрическом анализе могут использоваться не все химические реакции, а только те, которые отвечают определенным требованиям. Перечислим основные:

1. реакция должна быть практически необратимой;

2. реакция должна протекать в строгом соответствии с уравнением химической реакции, без побочных продуктов (это требование часто формулируется как «стехеометричность процесса»);

3. реакция должна протекать достаточно быстро;

4. должен существовать способ фиксирования точки эквивалентности.

2.3.1 Кислотно-основные индикаторы

Многие кислотно-основные реакции удовлетворяют этим требованиям, которые были перечислены выше.

Использование в качестве титрантов только сильных кислот и сильных оснований обеспечивает практическую необратимость многих реакций.

Реакции между кислотами и основаниями не сопровождаются, как правило, какими-либо внешними эффектами, поэтому для фиксирования точки эквивалентности приходится использовать специальные вещества-индикаторы.

Кислотно-основные индикаторы – это слабые кислоты или основания, степень ионизации которых определяется концентрацией Н+-ионов в растворе.

Для индикатора-кислоты НInd существует равновесие:

НInd H+ + Ind-

Чем больше будет концентрация Н+-ионов, тем меньше будет степень ионизации индикатора. Молекулярная HInd и ионная Ind- -формы индикатора имеют разные окраски. Таким образом, концентрация ионов Н+ влияет на соотоношение концентраций HInd и ионная Ind-, что, в свою очередь, определяет характер или яркость окраски. Для характеристики растворов в химии широко пользуются водородным показателем, рН.

В первом приближении: рН = — lgс(Н+) (в дальнейшем определение будет уточнено).

В кислых растворах рН 7, в нейтральных рН=7.

Все индикаторы изменяют свою окраску не скачкообразно, а плавно, т. е. в определенном интервале значений рН, называемом интервалом перехода. Поскольку индикаторы как кислоты или основания отличаются друг от друга по силе, они имеют разные интервалы перехода (см. справочник).

Значение рН раствора в процессе титрования постоянно меняется, вблизи точки эквивалентности наблюдается так называемый скачок титрования – резкое изменение рН раствора при незначительном добавлении титранта.

Для надежного фиксирования точки эквивалентности надо подобрать такой индикатор, интервал перехода окраски которого попадал бы в скачок титрования.

В аналитической практике из индикаторов чаще других применяют метилоранж (МО, интервал перехода 3,1 – 4,4) и фенолфталеин (ФФ, интервал перехода 8,0 – 9,6). При титровании сильной кислоты сильным основанием скачок титрования находится в диапазоне рН от 4 до 10 (при концентрации реагирующих веществ, равной 0,1 моль·дм-3).

В данном случае могут использоваться метилоранж и фенолфталеин.

При титровании слабой кислоты сильным основанием точка эквивалентности смещается с линии нейтральности в щелочную область вследствие гидролиза образующейся в точке эквивалентности соли (рН>7). Скачок титрования сужается и будет тем уже, чем слабее титруемая кислота. В этом случае в качестве индикатора может быть использован из двух упомянутых индикаторов только фенолфталеин.

При титровании слабого основания сильной кислотой по завершении реакции образуется соль, гидролизирующаяся по катиону; точка эквивалентности смещается в кислую область. Для фиксирования точки эквивалентности можно использовать метилоранж, нельзя – фенолфталеин.

При уменьшении концентрации реагирующих веществ скачок титрования сужается, что усложняет проблему выбора индикатора. При титровании многоосновных кислот или солей могут наблюдаться два скачка титрования.

2.3.2 Титранты, применяемые в кислотно-основном титровании

Различают ацидиметрию – титрование с помощью кислот и алкалиметрию – титрование с помощью оснований. Ацидиметрически можно определять основания и соли, вступающие в необратимое взаимодействие с сильными кислотами (например, карбонаты – вследствие выделения газообразного продукта, бораты – вследствие образования слабой борной кислоты). Алкалиметрически можно определять кислоты и гидролизующие соли.

В ацидиметрии используется в основном раствор хлорводородной кислоты (соляная кислота), с концентрациями от 0,05 до 0,2 моль·дм-3.

Раствор НСl нельзя приготовить по точной массе исходного вещества из-за его летучести, поэтому титрант готовят приблизительной концентрации разбавлением концентрированного раствора, а затем его стандартизируют. Для этого нужно иметь первичный стандарт – вещество, раствор которого можно приготовить по точной массе и которое реагирует с титрантом. Для определения точной концентрации титранта используют вспомогательное титрование, которое и называют стандартизацией титранта.

В качестве первичных стандартов для раствора HCl используют декагидрат тетрабората натрия Na2B4O7·10H2O (бура) или декагидрат карбоната натрия Na2CO3·10H2O.

В основе стандартизации лежат следующие реакции:

В алкалиметрии титрантом является раствор гидроксида натрия. Этот раствор также нельзя приготовить по точной массе, т. к. исходное вещество вследствие его взаимодействия с углекислым газом всегда загрязнено примесью карбоната натрия.

Титрант готовят приблизительной концентрации, разбавляя водой 50%-ный раствор (т. к. растворимость карбоната натрия в концентрированном растворе NaОН мала, он из этого раствора выпадает в осадок).

Стандартизацию приготовленного титранта проводят по дигидрату щавелевой кислоты Н2С2О4·2Н2О:

2.3.3 Применение кислотно-основного титрования

Кислотно-основное титрование позволяет решать многие задачи, возникающие при клиническом анализе биологических жидкостей как при постановке диагноза, так и при лечении больных. Определение кислотности желудочного сока, буферной емкости крови, спинномозговой жидкости – примеры использования кислотно-основного титрования в повседневной практике.

С помощью этого метода можно анализировать лекарственные вещества, устанавливать доброкачественность продуктов питания (например, молока).

Большое значение имеет рассматриваемый метод и при санитарно-гигиенической оценке объектов окружающей среды, в частности определение жесткости воды.

Промышленные стоки могут содержать или кислые, или щелочные продукты. Закисление или защелачивание природных водоемов и почвы приводит порой к необратимым последствиям, в связи с чем контроль кислотно-основного баланса весьма важен.

2.3.4 Посуда, применяемая для измерения объемов растворов

Мерные колбы (рис. 1) представляют собой круглые плоскодонные стеклянные сосуды с длинной узкой шейкой (горлом) с кольцевой меткой.

Мерные колбы служат для измерения объемов растворов, приготовления растворов определенной концентрации. Объем жидкости, вмещаемой колбой, выражают в миллилитрах. На колбе указывают ее емкость и температуру, при которой эта емкость измерена. Мерные колбы имеют притёртые пробки. Обычно применяются колбы на 50, 100, 250, 500 и 1000 мл.

Рис. 1. Мер — Рис. 2. Пи — Рис. 3. Бюретки

Пипетки служат для точного отмеривания определенного объема жидкости и представляют собой стеклянные цилиндричес­кие, оттянутые сверху и снизу узкие трубки (рис. 2,а). В верхней части пипетки имеется отметка, показывающая, до какого уровня нужно заполнить снизу пипетку, чтобы вылитая из нее жидкость имела объем, указанный на пипетке. Чаще всего пользуются пи­петкой емкостью 10 или 20 мл. Существуют измерительные пи­петки, имеющие вид узкой градуированной трубки (рис. 2,6).

Для наполнения пипетки на ее верхний конец надевают ( или прислоняют) резиновую грушу, а нижний опускают в сосуд с жидкостью. Сжиманием груши из пипетки осторожно вытесняют такой объем воздуха, который после разжимания груши будет замещен объемом жидкости. Жидкость набирают выше штриха желаемого объема, затем быстро снимают грушу, закрывают отверстие указательным пальцем, придерживая пипетку средним и большим пальцами.

Слегка ослабляя нажим указательного пальца на верхнее отверстие пипетки, позволяют жидкости медленно и по каплям вытекать из пипетки.

Когда нижний край мениска бесцветной жидкости опустится до нужной отметки, указательным пальцем сильно зажимают отверстие пипетки.

Вынимают пипетку из сосуда и переносят ее в колбу, куда требуется перелить жидкость. Отводят указательный палец от верхнего края пипетки и дают содержимому свободно вылиться из пипетки полностью или до нужной отметки. При выливании жидкости пипетку держат вертикально, прислоняя кончик к стенке сосуда.

Если жидкость из пипетки выливают полностью, то по окончании сливания прикасаются на мгновение нижним концом пипетки к внутренней стенке сосуда, а оставшуюся в носике пипетки жидкость оставляют в пипетке, не стряхивают и не выдувают ее (пипетка отградуирована с учетом остающейся в кончике жидкости).

Бюретки (рис. 3) предназначены для выливания из них строго определенных объемов жидкости. Они представляют собой длинные стеклянные трубки, на которые нанесена шкала c деле­ниями. Чаще всего пользуются бюретками емкостью 25 или 50 мл, гра­дуированными на десятые доли миллилитра. В нижней части бюретки имеется кран. Иногда в бюретках нет крана, тогда на конец ее наде­вают отрезок резиновой трубки со стеклянным шариком внутри и стеклянной оттянутой внизу трубкой. Оттягивая пальцами резиновую труб­ку от шарика, можно

спускать жидкость из бю­ретки. Необходимо следить за тем, чтобы оття­нутый конец трубки был нацело заполнен сливаемой жидкостью.

Бюретку аккуратно заполняют жидкостью через воронку, которую слегка приподнимают. Затем (после каждого заполнения) воронку снимают с бюретки. Важно, чтобы в нижней части бюретки не оставалось пузырьков воздуха. Для этого у бюретки с носиком (капилляр) с резиновой трубкой достаточно загнуть носик бюретки вверх и, ослабив немного зажим, вытеснить воздух с небольшим количеством жидкости в стакан.

Показания уровня жидкости в бюретке следует снимать с максимально доступной вашему глазу точностью (глаз должен находиться на одной горизонтальной линии с нижним краем мениска, если жидкость бесцветна или на одной линии с верхним краем мениска, если жидкость окрашена). Необходимо пользоваться белым бумажным экраном.

На глаз всегда можно разделить самое малое деление на 3-4 части, а это значит объем жидкости может быть измерен с точностью до 2-3 сотых мл, т. е. например, 20,25 мл.

Титрование представляет собой постепенное приливание раствора известной концентрации (титранта) к анализируемому раствору точно заданного объема.

Приливание титранта производится при помощи бюретки и заканчивается в тот момент, когда количество титранта, определяемого объемом израсходованного раствора и его концентрацией, полностью прореагирует с веществом анализируемого (титруемого) раствора. Этот момент окончания титрования называется точкой эквивалентности, так как при этом количества вещества в титранте и в анализируемом растворе становятся эквивалентными. Конец титрования устанавливается визуально по изменению цвета раствора в связи с образованием или израсходованием какого-либо окрашенного вещества или с помощью индикатора, изменяющего свой цвет в присутствии (или в отсутствие) каких-либо веществ, участвующих в титровании.

Обратите внимание: изменение окраски раствора должно произойти от одной избыточной капли титранта и удерживаться не менее 1 минуты.

3. ТРЕБОВАНИЯ ТЕХНИКИ БЕЗОПАСНОСТИ

Выполняя опыты, нужно пользоваться растворами только указанной концентрации и соблюдать рекомендуемую дозировку. Не делать дополнительных опытов без разрешения преподавателя.

В работе нужно пользоваться только незагрязненными реактивами и чистой посудой. Следует аккуратно работать с реактивами: внимательно читать этикетки, не уносить реактивы общего пользования на свои рабочие столы, во избежание загрязнения реактивов держать склянки с растворами и сухими веществами закрытыми, не путать пробки, не высыпать и не выливать обратно в склянки неиспользованные или частично использованные реактивы.

Если во время работы будет пролита кислота или щёлочь, удалять их следует быстро, так как эти реактивы портят стол и другие предметы, и осторожно, чтобы не прожечь одежду и не повредить руки.

При нагревании растворов на электроплитке будьте внимательны: избегайте термических ожогов.

4 Экспериментальная часть

Цель работа — научиться определять временную, постоянную и общую жёсткость воды.

Опыт I. Определение временной жёсткости воды

Так как вода, содержащая гидрокарбонаты кальция и магния имеет щелочную реакцию (почему?), определение карбонатной жёсткости производятся непосредственным титрованием воды соляной кислотой в присутствии индикатора — метилового оранжевого.

Для анализа в коническую колбу отмерить с помощью мерного цилиндра 100 мл исследуемой воды. Добавить 2-3 капли индикатора метилового оранжевого.

В приготовленную заранее бюретку налить 0,1Н раствор соляной кислоты. Установить уровень на нулевое деление и по каплям приливать соляную кислоту в воду до изменения окраски раствора от жёлтой до оранжево-розовой. Определить объём израсходованной на титрование кислоты.

Титрование повторить ещё два раза, каждый раз доливая в бюретку кислоту до нулевого деления.

Результаты титрования записать в таблицу 1:

источник