020501 МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ К ВЫПОЛНЕНИЮ

Лабораторные работы
ВСЕ ЛАБОРАТОРНЫЕ РАБОТЫ РАСЧИТАНЫ НА 4 ЧАСА
Модуль 2 Картографы
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
«КОНЦЕНТРАЦИЯ РАСТВОРОВ»
Цель работы:
1. Приобретение навыков приготовления растворов из более концентрированного
раствора.
2. Ознакомление с титрованием растворов.
Ход работы:
1. Приготовьте раствор соляной кислоты. Для этого налейте в плоскодонную колбу
объемом 100 мл небольшое количество (20-50 мл) дистиллированной воды. Налейте в
мерительную пробирку нужное количество миллилитров 12% серной кислоты и перелейте
ее в колбу с водой. Закройте колбу притертой пробкой и, встряхивая колбу, перемешайте
раствор. Долейте дистиллированную воду до калибровочной риски колбы (100 мл).
2. В каждую из двух конических колб налейте по 20 мл приготовленного раствора
серной кислоты. Измерение объема выполняйте мерным цилиндром. Добавьте в каждую
колбу 5 - 10 капель раствора фенолфталеина.
3. Бюретку заполните 0,1 Н раствором NaOH немного выше верхней (нулевой)
отметки. Нажимая на стеклянный шарик в резиновой трубочке бюретки, установите
мениск раствора на нулевой отметке.
4. Титрование выполняйте следующим образом: к 20 мл раствора H2SO4 приливайте
0,1Н раствор NaOH, нажимая на стеклянный шарик в резиновом наконечнике бюретки.
Добавляемую в кислоту щелочь непрерывно размешивайте круговыми движениями
конической колбы. После появления первой окраски (исчезающей при перемешивании),
раствор NaOH добавляйте по каплям.
Как только окраска раствора стала бледно-розовой, титрование прекратите.
Возьмите отсчет по шкале бюретки объема раствора NaOH, израсходованного на
титрование. Запишите результат первого титрования Vщ1 = … мл.
Долейте раствор NaOH до нулевой отметки бюретки и оттитруйте раствор H2SO4 во
второй колбе. Запишите результат второго титрования Vщ2 = … мл.
Найдите среднее арифметическое значение результатов двух титрований Vщ (ср). Это
объем NaOH, необходимый для титрования 20 мл приготовленного раствора кислоты.
Vщ( ср ) 
Vщ1  Vщ2
2
5. Рассчитайте по данным титрования значение нормальной концентрации
приготовленного раствора кислоты. Расчет выполняйте по закону эквивалентов:
C Эоп( H SO ) 
2
4
C Э ( NaOH )  Vщ(ср)
VH 2 SO4
;
6. Рассчитайте погрешность опыта:

T
C Эоп( H SO )  C Э
( H 2 SO4 )
2
4
T
CЭ
( H 2 SO4 )
 100%;
7. Вычислите титр приготовленного раствора.
С Эоп( H SO )  M Э ( H 2 SO4 )
2
4
THоп SO 
2
4
1000
8. Все результаты сведите в таблицу. Сформулируйте вывод по результатам работы.
Содержание отчёта
Цель работы:
Рассчитайте, сколько миллилитров серной кислоты (концентрацией 12%, плотностью
1,083 г/мл) потребуется для приготовления 100 мл раствора H 2 SO4 заданной
нормальности.
T
CЭ
,
( H 2 SO4 )
моль  экв
л
Таблица исходных данных и полученных результатов
V12%, VH SO , Объём раствора NaOH
CЭоп( H SO ) ,
2
4
2
4
мл
(щелочи),
мл
израсходованного на
моль  экв
титрование
л
Vщ ср
Vщ1
Vщ2
δ,
%
THоп SO ,
2
4
г/мл
20
T
Задача: определить нормальность ( CЭ
) 100 мл раствора, если для его
( H 2 SO4 )
приготовления было израсходовано V12%=______мл раствора H 2 SO4 (концентрацией 12%,
плотностью 1,083 г/мл).
T
- рассчитанная теоретическая нормальность раствора серной кислоты
CЭ
( H 2 SO4 )
(результат решения задачи).
V12% - заданный объём 12% раствора H 2 SO4 , необходимый для приготовления 100 мл
раствора.
VH 2 SO4 – объём порции приготовленного раствора, который берётся для титрования (20
мл).
Vщ1
и
Vщ2 - объём раствора NaOH концентрацией CЭ(NaOH ) = 0,1Н, который
израсходован на титрование (отсчёты снимаются по бюретке).
CЭоп( H SO ) - значение нормальности приготовленного раствора, определённого опытным
2
4
путём (рассчитывается по формуле закона эквивалентов).
δ – погрешность эксперимента (рассчитывается по формуле из описания к работе).
THоп SO - титр приготовленного раствора.
2
4
Вывод:
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
«ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА»
Опыт 1.
Цель работы: установить зависимость скорости химической реакции от концентрации
реагирующих веществ.
Химические реактивы: сульфит натрия Na2SO3, подкисленный H2SO4; крахмал (внесен в
раствор Na2SO3); иодат калия KIO3; дистиллированная вода.
Химическая посуда и оборудование: секундомер, мерительные цилиндры, химические
стаканы.
Ход работы:
Скорость реакции в зависимости от концентрации исследуется на примере:
2KIO3 + 5Nа2SO3 + H2SO4 = K2SO4 + 5Na2SO4 + I2 + H2O
Приготовьте растворы иодата калия трех различных концентраций. Для этого
отмерьте цилиндром 30 мл KIO3 и перелейте в стакан № 1. Затем отмерьте 20 мл KIO3,
перелейте в стакан № 2 и добавьте туда же 10 мл Н2О. В третий стакан отмерьте 10 мл
KIO3 и добавьте туда 20 мл Н2О. Воду отмерять тем же цилиндром, что и раствор
KIO3 . Затем другим цилиндром отмерьте 30 мл Na2SO3.
Раствор Na2SO3 быстро прилейте в стакан № 1, одновременно с приливанием
включите секундомер. В момент окончания реакции ( резкое изменение цвета
раствора ) – выключите секундомер. Запишите в таблицу время, прошедшее с момента
сливания растворов до появления синего окрашивания. Аналогично измерьте время
реакции для стаканов № 2 и № 3, также быстро прилив туда по 30 мл сульфита
натрия.
Заполните таблицу:
Опыт
Раствор / объем, мл
Na2SO3
KIO3
H2O
1
2
3
30
30
30
Относительную
30
20
10
скорость
0
10
20
Относитель
ная
Время
реакции, с
Относитель
ная
скорость
концентрац
ия
1,00
0,67
0,33
(V) рассчитайте как
Сотн. /
t
(относительная
концентрация ко времени реакции).
Постройте график, откладывая по горизонтальной оси
концентрации, а
по
вертикальной оси - относительную скорость реакции.
Сделайте вывод, основываясь на законе действия масс. Соответствует ли ваш график
этому закону ?
Опыт 2.
Цель работы: установить зависимость скорости химической реакции от температуры.
Химические реактивы: тиосульфат натрия Na2S2O3, серная кислота H2SO4.
Химическая посуда и оборудование: секундомер, мерительные цилиндры, химические
стаканы, пробирки, термометр.
Ход работы:
Скорость реакции в зависимости от концентрации исследуется на примере:
Nа2S2O3 + H2SO4 = Na2SO4 + H2SO3 + S
Отмерьте мерительной пробиркой 3 раза по 3 мл H2SO4 и перелейте в три
химические пробирки. Другой мерительной пробиркой также 3 раза по 3 мл отмерьте
раствор Na2S2O3 и перелейте в 3 другие химические пробирки. Сгруппируйте пробирки в
три пары (кислота – тиосульфат натрия).
Опыт 1. Возьмите первую пару пробирок и слейте оба раствора вместе. В момент
сливания включите секундомер. При появлении слабой опалесценции выключите
секундомер. Запишите в таблицу время реакции (“t,c”). Температура растворов равна
комнатной, поэтому в графу “t0 c” запишите эту температуру по вашему термометру.
Опыт 2. Вторую пару пробирок поместите в стакан с теплой водой,
предварительно опустив в одну из пробирок термометр. Как только температура одного из
растворов станет на 10 0С выше температуры первого опыта, уберите термометр и быстро
слейте содержимое пробирок. Время реакции запишите в таблицу.
Опыт 3.
Проводится аналогично, но температуру третьей пары пробирок нужно
установить на 10 0С выше температуры второго опыта.
Опыт
t 0C
t, c
Относительная скорость
Температурный
коэффициент
1
2
3
Относительную скорость рассчитайте по формуле: 1/t. Определите температурный
коэффициент (  ).
вывод.
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
«ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНЫЕ РЕАКЦИИ»
Цель работы:
приобретение навыков уравнивания окислительно-восстановительных
реакций методом электронно-ионного баланса.
Ход работы:
провести следующие три опыта, отметить цвет всех растворов до реакции
и после. Найти коэффициенты в уравнениях ОВР методом электронноионного баланса.
Опыт 1.
В пробирку налить 3 мл 0,5 Н раствора сульфита натрия Na2SO3 или сульфита
калия K2SO3. Долить 1 мл 0,005 M раствора перманганата калия KMnО4 к этому раствору
сульфита и перемешать. Отметить цвет осадка. Уравнять ОВР:
Na2SO3 + КМnO4 + H2O  Na2SO4 + MnO2 + КOН
Опыт 2.
В пробирку налить 3 мл 0,5 Н раствора сульфита натрия Na2SO3 или сульфита
калия K2SO3. Долить 2 мл 20 % раствора серной кислоты H2SO4 и 1 мл 0,005 М раствора
перманганата калия KMnО4. Отметить изменение цвета раствора. Уравнять ОВР:
Na2SO3 + КMnO4 + H2SO4  Na2SO4 + MnSO4 + H2O + K2SO4
Опыт 3.
Поместить в пробирку несколько крупинок оксида свинца (IV) PbO2. Долить 1 мл
0,2 Н раствора азотной кислоты HNO3 и 2 мл 3 % раствора пероксида водорода H2O2.
После того, как реакция закончится, отметить изменения, которые произошли в ходе
реакции. Уравнять ОВР:
PbO2 + HNO3 + H2O2  Pb(NO3)2 + H2O + O2
Вывод:
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
«ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ»
1. Окраска индикаторов в различных средах.
Возьмите 9 пробирок. Налейте в 3 пробирки по 1 мл. дистиллированной воды. В
следующие 3 пробирки по 1 мл. 0,1 Н раствора NaOH, еще в 3 пробирки по 1 мл. 0,1 Н
раствора HCl. В одну пробирку с водой, в одну с раствором щелочи и в одну с раствором
кислоты добавьте по 1 – 2 капли раствора метилоранжа. Аналогично в три другие
пробирки добавьте по 1 - 2 капли раствора фенолфталеина. И в оставшиеся 3 пробирки
добавьте по 1 – 2 капли раствора лакмуса. Составьте таблицу окраски индикаторов в
различных средах.
2. Количественное определение рН раствора.
В пять пробирок налейте по 1 мл.: в одну 0,1 Н раствора соляной кислоты, в другую 0,1
Н раствора уксусной кислоты, в третью 0,1 Н раствора аммиака, в четвертую 0,1 Н
раствора гидроксида натрия и в пятую – дистиллированной воды.
В каждую пробирку опустите ½ полоски индикаторной бумаги. Окраску
индикаторной бумаги сравните с эталонной шкалой. Результаты определения рН
запишите в таблицу.
3. Гидролиз солей.
В четыре пробирки налейте по 1 мл.: в одну дистиллированной воды, в другую
раствор Na2CO3, в третью – ZnCl2, в четвертую – KCl. В каждую из пробирок прилейте по
1 – 2 капли фиолетового раствора лакмуса и сравните окраску лакмуса в воде и в
растворах солей.
Какие из испытуемых солей подверглись гидролизу ? Составьте уравнение
гидролиза.
4. Гидролиз соли слабого основания и слабой кислоты.
К 1 мл. раствора сульфата алюминия прилейте 1 мл. раствора Na2CO3. Напишите
молекулярное и ионное уравнения взаимодействия солей.
Какая из образовавшихся солей не подвергается гидролизу, а какая подвергается
полному необратимому гидролизу ? Составьте молекулярное уравнение полного
необратимого гидролиза этой соли.
5. Растворение металла в продукте гидролиза его соли.
Опустите кусочек цинка в пробирку с раствором хлорида цинка и нагрейте пробирку в
горячей воде. Чем объяснить выделение водорода ? Ответ подтвердите уравнениями
реакций.
Вывод:
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
«ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ»
Вода самое распространенное на земле вещество. Вода представляет собой
бесцветную, прозрачную жидкость, ни имеющую ни запаха, ни вкуса. Вода имеет рН=7,0;
т.е. нейтральный характер. Плотность воды при + 4 0С равна 1 г/мл. Массовый состав
воды выражается следующими числами: 11,11 % (мас.) водорода и 88,89 % (мас.)
кислорода. Простейшая формула воды Н2О, мольная масса равна 18 г/моль.
Вода является всеобщим универсальным растворителем, поэтому вода никогда не
бывает совершенно чистой. Вода содержит растворенные газы, микроорганизмы,
растворимые примеси, частицы песка, глины и т.д.
Поэтому существует государственный стандарт (ГОСТ), согласно которому
контролируется качество питьевой воды.
Контролю подлежат вкус, запах, цветность и мутность воды. Определяется
жесткость воды, вызываемая ионами Са2+ и Mg2+.
Контролируются концентрации в воде железа, мышьяка, азотсодержащих веществ,
фторидов, меди, сульфатов, алюминия, активного хлора, свинца, цинка, серебра,
бериллия, молибдена, полифосфатов, селена, стронция.
Данная работа посвящена определению жесткости воды.
Ввиду широкого распространения кальция в природе его соли почти всегда
содержатся в природной воде. Из природных солей кальция только гипс (СаSO4.2H2O)
несколько растворим в воде, но если вода содержит углекислый газ, то карбонат кальция
тоже может переходить в раствор в виде гидрокарбоната Са(НСО3)2 : СО2 + Н2О 
Н2СО3  Н+ + НСО3Природная вода, содержащая в растворе большое количество солей кальция и
магния в виде гидрокарбонатов и сульфатов, называется жесткой водой. Точнее, жесткой
называют воду с повышенным содержанием ионов Са2+ и Mg2+. Са2+ и Mg2+ образуют с
мылами трудно растворимые соединения. С Синтетическими моющими средствами
трудно растворимые соединения образуются в гораздо меньшей степени, но все-таки
эффективность синтетических моющих средств в жесткой воде ниже, чем в мягкой.
Мягкой называется вода содержащая мало ионов Са2+ и Mg2+ или совсем не содержащая
их.
Жесткость – один из технических показателей, принятых для характеристики
состава и качества природных вод. Жесткость простых водоемов колеблется в широких
пределах и зависит от типа окружающих почв, сезона года, времени суток.
Общая жесткость воды состоит из карбонатной и некарбонатной.
Карбонатная жесткость связана с анионами угольной кислоты, некарбонатная – с
анионами Cl-, SO42-, NO3-, SiO32-, PO43-.
Кроме того, различают постоянную жесткость и устранимую.
Устранимая жесткость устраняется при кипячении воды в течении 1 часа;
постоянная жесткость не устраняется кипячением воды. Общая жесткость равна сумме
постоянной и устранимой жесткостей.
Количественной мерой жесткости воды является сумма концентраций ионов Са2+ и
Mg2+
Ж  [Ca 2  ]  [Mg 2  ]
Измеряется жесткость числом миллимолей эквивалентов ионов жесткости (Са2+ и
Mg ) в 1 кг воды. В связи с тем, что плотность воды близка к единице, жесткость можно
измерять в ммоль/дм3; или ммоль/л; или моль/м3. По ГОСТ 4151-72 жесткость не должна
превышать 7 моль/м3.
При расчетах связанных с жесткостью воды, следует учитывать, что
Мэкв.(Са2+)=½Са2+ и Мэкв.(Mg2+)=½Mg2+. Следовательно, Мэкв.(Са2+)=½М(Са2+)=40/2=20,04
г/моль. Мэкв.(Mg2+)=½М(Mg2+)=24,3/2=12,15 г/моль.
1 ммоль/л жесткость отвечает 20,04 мг/л ионов Са2+ или 12,15 мг/л ионов Мg2+.
Для определения общей жесткости используют метод комплексонометрии. В основе
этого метода лежит тетрирование воды в присутствии хлоридно-аммиачного раствора и
индикатором раствором трилона Б до перехода винной (розовой) окраски в синюю.
В присутствии ионов жесткости Са2+ и Mg2+ индикатора эриохрома черного
окрашивается в розовый цвет, в отсутствии Са2+ и Mg2+ - в синий.
Трилон Б (комплексон III) – двузамещенная натриевая соль этимыдиамин
тетрауксусной кислоты:
2+
При титрировании жесткой воды раствором трилона Б образуется внутри
комплексное соединение :
т.е., связываются ионы Са2+ и Mg2+ . Поэтому в конце титрирования раствор
становится синим (отсутствие ионов Са2+ и Mg2+).
Определение карбонатной жесткости воды Жл основан на связывании НСО3- и СО32кислотой в присутствии метилоранжа и сводится к определению концентрации
гидрокарбонат-иона НСО3- и, тем самым эквивалентной этим ионам концентрации ионов
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
при рН < 3,1 до желтой при рН > 4.4. В точке перехода метилоранж имеет оранжевую
окраску.
Анион НСО3- в воде гидролизуется: НСО3- + Н2О  Н2СО3 + ОН-.
Поэтому при условии Жк  0 вода имеет щелочную реакцию и метилоранж в ней
окрашен в желтый цвет.
При титрировании раствором HCl такой воды протекает реакция нейтрализации:
ОН- + Н+ = Н2О. Ионы Н+ нейтрализуют количество ионов ОН-, эквивалентное
концентрации ионов НСО3-.
Практическая часть
Цель работы.: проведение анализа воды на жесткость.
Опыт 1.
Определение общей жесткости воды.
Химические и аппараты и посуда.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Колбы конические (емкостью 250300 мл).
Штатив.
Бюретка калиброванная (емкостью 100 мл).
Цилиндр мерительный (емкостью 100 мл).
Стакан химический (емкостью 100 мл).
Шпатель (стеклянная палочка).
Реактивы.
1.
2.
3.
4.
5.
Вода исследуемая.
Сульфид натрия Na2S.
Хлоридно-аммиачный буфер (NH4Cl + NH4OH).
«Трилон Б» 0,01 Н.
Индикатор хромоген черный.
Ход работы
В две конические колбы мерительным цилиндром отмеряют по 100 мл исследуемой
воды. К отобранной пробе воды прибавить по 1 мл раствора сульфида натрия и 5 капель
хлоридно-аммиачного буфера. На кончике шпателя (палочки) добавить по несколько
крупинок индикатора хромагена черного до отчетливой винной окраски растворов.
После этого медленно, интенсивно перемешивая оттитровать воду в одной колбе.
Титрование прекратить, когда от одной капли трилона Б окраска изменится на синюю.
Первую колбу оставить в качестве эталона. Записать в таблицу объем трилона, пошедший
на титрирование и приступить к титрованию воды во второй колбе.
Расхождение между результатами двух титровний не должно превышать 0,5 мл. В
случае более значительного расхождения произвести титрование в третий раз.
Расчет жесткости исследуемой воды произвести по закону эквивалентности:
ж о  V2 СнV211000
Жо – общая жесткость воды;
V1 – объем исследуемой воды, мл;
Сн2 – нормальность раствора трилона Б;
ммоль/л, где
V2 – объем раствора трилона Б.
Результаты опыта сведите в таблицу:
Объем раствора
трилона Б V2, мл
Сн раствора трилона
Б
Объем исследуемой
воды V1, мл
Общая жесткость
воды Жо, ммоль/л
Вывод:
Опыт 2.
Определение иона кальция.
Химические и аппараты и посуда (см. опыт 1).
Реактивы.
1.
2.
3.
4.
5.
6.
Вода исследуемая.
Сульфид натрия Na2S.
Гидроксиламин солянокислый.
Гидроксид натрия, 2Н.
Смесь: мурексид + NaCl (1 : 99).
Трилон Б; 0,01Н.
Ход работы
В две конические колбы мерительным цилиндром отмеряют по 100 мл исследуемой
воды. К отобранной пробе воды прибавить по 1 мл раствора сульфида натрия и 5
капель солянокислого гидроксиламина. Затем при непрерывном перемешивании
добавляют 5 мл раствора гидроксида натрия и на кончике шпателя сухой смеси
мурексида и хлорида натрия до получения оранжевой окраски.
После этого пробу титруют «Трилоном Б» до изменения оранжевой окраски на
фиолетовую. Титровать следует медленно, при постоянном перемешивании.
Определение выполняют обязательно в двух пробах.
Первую пробу, после отсчета расхода трилона Б на титрирование слегка
перетитровывают и используют в качестве свидетеля при титрировании второй пробы.
Расчет жесткости исследуемой воды производится также по закону эквивалентов:
ж к  V2 СнV211000
V1 – объем исследуемой воды, мл;
Сн2 – нормальность раствора трилона Б;
V2 – объем раствора трилона Б;
1000 – пересчет на литр.
ммоль/л, где
Содержание магниевой жесткости (содержание Mg2+ в воде) специально не
определяется, а рассчитывается по разности: Жм = Жо – Жк.
Опыт 3.
Определение карбонатной жесткости.
Химические и аппараты и посуда.
1.
2.
3.
4.
5.
Колбы конические (емкостью 250 мл).
Штатив.
Бюретка (емкостью 100 мл).
Стакан химический (емкостью 100 мл).
Цилиндр мерительный.
Реактивы.
1. Вода исследуемая.
2. Раствор НCl 0,1Н.
3. Метилоранж.
Ход работы
В конические колбы отмерить по 100 мл исследуемой воды, внести 2-3 капли
метилоранжа.
Титровать пробу в одной колбе до перехода желтой окраски в оранжевую. Записать
в таблицу объем кислоты, пошедшей на титрирование.
Оттитрировать пробу во второй колбе, записать результат титрирования. Если разница
объемов соляной кислоты, пошедшей на первое и второе титрирование превышает 0,5
мл, то произвести третье титрирование.
Расчет произвести по закону эквивалентов:
ж к  V2 СнV211000
ммоль/л, где
Жк – карбонатная жесткость, ммоль/л;
V1 – объем исследуемой воды, мл;
Сн2 – нормальность соляной кислоты;
V2 – объем соляной кислоты, пошедший на титрирование, мл;
1000 – пересчет на литр.
Результаты опыта сведите в таблицу:
Объем раствора HCl,
V2, мл
Сн HCl
Объем исследуемой
воды V1, мл
Карбонатная
жесткость,
Жо, ммоль/л
Вывод:
Опыт 4.
Определение устойчивой и постоянной жесткости.
Химические и аппараты и посуда (см. опыт 3).
Реактивы (см. опыт 3).
Ход работы
Определение основано на сравнении величины карбонатной жесткости в пробе
воды до и после кипячения.
Ионы НСО3- переходят в СО32-, и количество соляной кислоты, пошедшее на
титрирование
прокипяченной
пробы,
характеризуют
постоянную
жесткость. Устранимую жесткость находят по разнице между карбонатной
и постоянной жесткостью.
В конические колбы отмерить по 100 мл исследуемой воды. Оттитровать раствором
HCl в присутствии 2-3 капель метилоранжа до перехода желтой окраски в оранжевую.
Записать объем соляной кислоты, пошедшей на титрирование. Затем титрирование
произвести во второй колбе. Разница объемов HCl, пошедших на титрирование проб в
первой и второй колбах, не должна превышать 0,5 мл.
Расчет произвести по формуле:
ж пост. 
V2 Сн 1000
ммоль/л, где
V1
Жпост. – постоянная жесткость, ммоль/л;
V1 – объем пробы исследуемой воды, мл;
Сн – нормальность раствора HCl;
V2 – объем соляной кислоты, пошедший на титрирование пробы воды после кипячения,
мл;
1000 – пересчет на литр.
Устранимая жесткость рассчитывается по формуле:
ж устр . 
V3 V2 Сн
V1
1000
ммоль/л, где
V3 – объем раствора HCl, пошедший на титрирование пробы до кипячения, мл.
Остальные обозначения смотри выше.
По результатам определенных в лабораторной работе значений частной
жесткости воды ( ЖС а и Ж M g ) решить одну из следующих задач (по
заданию преподавателя).
Задача 1. Рассчитать (в единицах массы) содержание в 1 м3 воды карбоната кальция
и карбоната магния. Считать, что жесткость образца воды обусловлена названными
солями. Определить объем воды, в котором присутствует 1 кг солей жесткости.
Задача 2. Рассчитать (в единицах массы) содержание в 1 м3 воды карбоната кальция
и гидрокарбоната магния. Считать, что жесткость образца воды обусловлена названными
солями. Определить объем воды, в котором присутствует 1 кг солей жесткости.
Задача 3. Рассчитать (в единицах массы) содержание в 1м3 воды гидрокарбоната
кальция и гидрокарбоната магния. Считать, что жесткость образца воды обусловлена
названными солями. Определить объем воды, в котором присутствует 1 кг солей
жесткости.
Задача 4. Рассчитать (в единицах массы) содержание в 1 м3 воды гидрокарбоната
кальция и карбоната магния. Считать, что жесткость образца воды обусловлена
названными солями. Определить объем воды, в котором присутствует 1 кг солей
жесткости.
Задача 5. Рассчитать в каком объеме воды содержится 100 г карбоната кальция и
гидрокарбоната кальция. Считать, что кальциевая жесткость образца воды обусловлена
содержанием названных солей в молярном соотношении 1 : 2.
Задача 6. Рассчитать в каком объеме воды содержится 100 г карбоната магния и
гидрокарбоната магния. Считать, что магниевая жесткость образца воды обусловлена
содержанием названных солей в молярном соотношении
Вопросы и задачи для защиты лабораторной работы.
Какие соли обуславливают жесткость воды ?
Какая жесткость называется временной и постоянной ?
В каких единицах измеряется жесткость ?
Как можно устранить временную и постоянную жесткость воды ?
Чему равна жесткость воды в 100 л которой содержится 14,632 г гидрокарбоната
магния ?
6. В 1 л содержится 36,47 мг Mg2+ и 50,1 мг Са2+. Чему равна жесткость воды ?
7. Вычислите жесткость воды, зная, что в 500 л ее содержится 202,5 г Са(НСО3)2.
1.
2.
3.
4.
5.
Литература.
1. Н.Л. Глинка «Общая химия», П., «Химия», 1987 г.
2. П.Р. Гаубе, А.Г. Баранова, Практикум по химии воды, М., «Химия», 1977 г.
Вывод:
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА
«ГАЛЬВАНИЧЕСКИЕ ЭЛЕМЕНТЫ И ЭЛЕКТРОЛИЗ»
Цель работы: Ознакомление с устройством гальванических элементов и электролизом
растворов электролитов.
Опыт 1.
Гальванический элемент Якоби-Даниэля.
В один химический стакан налить не менее ½ объема 1 М раствор сульфата меди, в
другой не менее ½ объема 1 М раствор сульфата цинка. Собрать гальванический
элемент и измерить его ЭДС вольтметром. Сделать рисунок гальванического элемента,
написать его электрохимическую схему и реакции, протекающие на электродах (в
ионном виде). Рассчитать ЭДС данного гальванического элемента.
Опыт 2.
Концентрационный гальванический элемент.
Нарисовать электрохимическую схему гальванического элемента и написать уравнения
реакций, протекающих на электродах (в ионном виде). Рассчитать теоретическое
значение ЭДС данного гальванического элемента.
Опыт 3.
Электролиз раствора хлорида меди.
Налейте в U-образную трубку 0,5 М раствор хлорида меди примерно до середины.
Вставьте в оба колена трубки графитовые электроды. Присоедините электроды к
источнику постоянного тока и пропускайте ток около 5 минут. Выключите ток и
рассмотрите катод, убедитесь в том, что на нем выделилась медь. Составьте схему
электролиза и уравнения реакций, протекающих на электродах.
Опыт 4.
Электролиз раствора сульфата натрия.
Налейте в U-образную трубку 0,5 М раствор сульфата натрия. Измерьте с помощью
универсальной индикаторной бумаги реакцию раствора (если цвет бумаги не меняется,
раствор имеет нейтральную реакцию, рН = 7). Погрузите в трубки графитовые
электроды. Включите ток и пропускайте его около 5 минут. Наблюдайте выделение
пузырьков газа на электродах. Выньте один электрод из трубки и прикоснитесь к
нижнему концу электрода полоской индикаторной бумаги. Если она окрашивается в
красноватый цвет – реакция раствора кислая (рН7), если в зеленоватый – щелочная
(рН7). Отметьте реакцию раствора у анода и катода. Составьте схему электролиза и
уравнения реакций, протекающих на электродах.
Опыт 5.
Электролиз раствора серной кислоты с медным анодом.
Налейте в U-образную трубку 1 М раствор серной кислоты. Вставьте в оба колена
трубки электроды, один графитовый, другой медный. Графитовый электрод соедините
с катодом, а медный – с анодом источника тока. Включите ток. Во время электролиза
наблюдайте за процессом, протекающим на катоде. Обратите внимание на то, что в
начале опыта на катоде выделяются пузырьки газа, затем по мере окрашивания
раствора в голубой цвет скорость выделения газа уменьшается и одновременно катод
начинает покрываться слоем меди. Дайте объяснение этим явлениям и составьте
уравнения реакций, протекающих на аноде и катоде.
Вывод: