Лабораторная работа 8 Определение карбонатной жесткости воды

Жесткость воды обусловлена содержанием в ней растворимых солей кальция и магния. Различают два вида жесткости: карбонатную (временную) и постоянную. Карбонатную жесткость воде придают гидрокарбонаты кальция и магния Са(НСО₃)₂ и Mg(НСО₃)₂. При кипячении эта жесткость устраняется за счет разложения кислых солей:

Са(НСО₃)₂  СаСО₃ + СО₂ + Н₂О;

Mg(НСО₃)₂  MgСО₃ + СО₂ + Н₂О.

Разложение гидрокарбоната магния сопровождается гидролизом образующегося карбоната, с образованием осадков (MgOH)₂CO₃ и Mg(OH)₂.

Постоянную жесткость воде придают хлориды и сульфаты кальция и магния. Эти соли при кипячении воды остаются в растворе, то есть ее нельзя устранить кипячением. Ее удаляют химическим путем, например, добавлением Na₂CO₃ или Na₃PO₄. За единицу карбонатной жесткости воды принят один миллимоль солей кальция и магния, содержащихся в 1 л воды (ммоль/л).

Определение карбонатной жесткости воды проводят титрованием определенного объема воды стандартным раствором соляной кислоты:

Ca(HCO₃)₂ + 2HCl = CaCl₂ + 2CO₂ + 2H₂O.

Ход определения. В колбу для титрования отмеривают 50–100 мл водопроводной воды, добавляют 2–3 капли метилового оранжевого и титруют рабочим раствором соляной кислоты до перехода окраски из желтой в оранжево-розовую. Опыт повторяют несколько раз, полученные результаты заносят в таблицу 5, находят средний объем соляной кислоты и определяют жесткость воды.

Таблица 5

№ опыта	V Н2О, мл	V HCl, мл
1
2
3
Средний результат

Ж (Н₂О) = (ммоль/л).

Лабораторная работа 9 Контрольное определение содержания щелочи в растворе

В мерную колбу с контрольным раствором щелочи добавляют дистиллированную воду точно до метки и тщательно перемешивают. Бюретку заполняют рабочим раствором соляной кислоты.

В колбу для титрования мерной пипеткой отбирают 10,0 мл контрольного раствора щелочи, добавляют 1–2 капли метилового оранжевого и титруют раствором HCl до изменения окраски в оранжево-розовый цвет. Опыт повторяют несколько раз, полученные результаты заносят в таблицу 6, находят средний объем соляной кислоты, а затем определяют молярную концентрацию эквивалента анализируемого раствора щелочи (NaOH), титр и массу щелочи в объеме колбы.

Таблица 6

№ опыта	V NaОН, мл	V HCl, мл
1	10
2	10
3	10
Средний результат	10

C(NaOH) = моль/л;

Т(NaOH) = г/мл;

m(NaOH) = T(NaOH) ^. Vколбы (г).

9.2. Окислительно-восстановительное титрование (оксидиметрия)

В основе окислительно-восстановительного титрования лежит окислительно-восстановительная реакция. Этим методом определяют концентрации окислителей и восстановителей. В зависимости от названия рабочего раствора методы окислительно-восстановительного титрования классифицируют следующим образом: перманганатометрия – рабочий раствор перманганата калия (KMnO₄), йодометрия – рабочий раствор йода (I₂), бихроматометрия – рабочий раствор бихромата калия (K₂Cr₂O₇), броматометрия ­– рабочий раствор бромата калия (KBrO₃) и т. д.

Фиксирование точки эквивалентности в этих методах производят различными способами. В перманганатометрии – без индикатора, так как сам перманганат калия в точке эквивалентности окрашивает титруемый раствор в розовый цвет. В йодометрии – при помощи крахмала, специфически реагирующего с йодом. Также используют окислительно-восстановительные индикаторы, у которых окраска меняется при достижении определенного значения потенциала.

Поскольку одно и то же вещество в разных реакциях может отдавать или присоединять разное число электронов, то и его молярная масса эквивалента (М_э) может принимать различные значения. Эквивалентом окислителя (восстановителя) называется такое его количество, которое присоединяет (отдает) 1 моль электронов

Мэ (окислителя) = г/моль;

Мэ (восстановителя) = г/моль.

где n­­ ­– число принятых (отданных) электронов молекулой окислителя (восстановителя) в данной реакции.