 |
Жесткость воды. Определение жесткости воды
|
|
|
|
Гидрокарбонатная (временная) жесткость обусловлена присутствием в воде бикарбонатов кальция и магния: Са(HCO3)2 и Mg(HCO3)2. Она почти полностью устраняется при кипячении воды, так как растворимые гидрокарбонаты при этом разлагаются с образованием нерастворимых карбонатов кальция и магния и гидроксо-карбонатов магния:
Са(HCO3)2 = CaCO3↓ + CO2↑ + H2O
Mg(HCO3)2 = MgCO3↓ + CO2↑ + H2O
2Mg(HCO3)2 = (MgOH)2CO3↓ + 3CO2↑ + H2O
Постоянная жесткость воды обусловлена присутствием в ней преимущественно сульфатов и хлоридов кальция и магния и при кипячении не устраняется.
Сумма величин временной и постоянной жесткости составляет общую жесткость воды:
Жобщ. = Жвр. + Жпост.
Существуют различные способы определения жесткости воды: определение временной жесткости с помощью метода нейтрализации; комплексонометрический метод определения общей жесткости.
Гидрокарбонатная жесткость воды определяется титрованием воды раствором соляной кислоты в присутствии метилового оранжевого, так как рН в точке эквивалентности находится в области перехода окраски этого индикатора.
Са(HCO3)2 + 2HCl → CaCl2 + 2Н2CO3
Mg(HCO3)2 + 2HCl → MgCl2 + 2H2CO3
До начала титрования рН раствора гидрокарбонатов кальция и магния больше 7 за счет гидролиза солей с участием аниона слабой кислоты. В точке эквивалентности раствор имеет слабокислую реакцию, обусловленную диссоциацией слабой угольной кислоты:
Н2CO3 ↔ HCO3¯ + Н+
Жвр (Н2O) = с э(солей) • 1000 (ммоль/л).
Общая жесткость воды (общее содержание ионов кальция и магния) определяется с использованием метода комплексонометрии.
Жпост (Н2O) = с э(солей) • 1000 (ммоль/л).
Методы редоксиметрии
Методы редоксиметрии, в зависимости от используемых титрантов, подразделяются на:
|
|
|
1) перманганатометрию. Титрант – раствор перманганата калия КMnO4. Индикатор – избыточная капля титранта;
2) иодометрию. Титрант – раствор свободного иода I2 или тиосульфата натрия Na2S2O3. Индикатор – крахмал.
Вычисление молярных масс эквивалентов окислителей и восстановителей
При вычисления молярных масс эквивалентов окислителей и восстановителей исходят из числа электронов, которые присоединяет или отдает в данной реакции молекула вещества. Для нахождения молярной массы эквивалента окислителя (восстановителя) нужно его молярную массу разделить на число принятых (отданных) электронов в данной полуреакции.
Например, в реакции окисления сульфата железа(II) перманганатом калия в кислой среде:
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 8H2O
1 | MnO4¯ + 8Н+ + 5ē → Mn2+ + 4H2O
5 | Fe2+ – ē → Fe3+
ион MnO4¯ как окислитель принимает пять электронов, а ион Fe2+ как восстановитель отдает один электрон. Поэтому для расчета молярных масс эквивалентов окислителя и восстановителя их молярные массы следует разделить на пять и на один соответственно.
M3(Fe2+) = M(Fe2+) = 55,85 г/моль.
В реакции окисления сульфита натрия перманганатом калия в нейтральной среде:
2KMnO4 + 3Na2SO3 + Н2O → 2MnO2 + 3Na2SO4 + 2KOH
2 | MnO4¯ + 2Н2O + Зē → MnO2 + 4OH¯
3 | SO32- + 2OH¯ + 2ē → SO42- + Н2O
ион MnO4¯ принимает только три электрона, а ион восстановителя SO32- отдает два электрона, следовательно:
Молярные массы эквивалентов окислителей и восстановителей зависят от условий проведения реакций и определяются, исходя из соответствующих полуреакций.
Фотоколориметрия
Фотоколориметрия – оптический метод анализа, который рассматривает взаимодействие вещества с электромагнитным излучением в видимой области: длина волны (λ) 380–750 нм; волновое число (v) 2,5 104 – 1,5 • 104 см-1; энергия излучения (Е) 1—10 эВ.
|
|
|
Поглощенное световое излучение количественно описывается законом Бугера–Ламберта-Бера:
где А – поглощение вещества, или его оптическая плотность; Т – пропускание образца, т. е. отношение интенсивности света, прошедшего через образец, к интенсивности падающего света, I/I0; с – концентрация вещества (обычно моль/л); l – толщина кюветы (см); ε – молярная поглощательная способность вещества или молярный коэффициент поглощения [л/(моль см)].
Расчет молярного коэффициента поглощения проводят по формуле:
ε = А/(с Ь).
IV. Органическая химия
Алканы
Алканы (предельные углеводороды, парафины) – ациклические насыщенные углеводороды общей формулы С n H 2n+2. В соответствии с общей формулой алканы образуют гомологический ряд.
Первые четыре представителя имеют полусистематические названия – метан (CH4), этан (С2Н6), пропан (С3Н8), бутан (С4Н10). Названия последующих членов ряда строятся из корня (греческие числительные) и суффикса - ан: пентан (С5Н12), гексан (С6Н14), гептан (С7Н16) и т. д.
Атомы углерода в алканах находятся в sp3 -гибридном состоянии. Оси четырех sp3- орбиталей направлены к вершинам тетраэдра, валентные углы равны 109°28.
Пространственное строение метана:
Энергия С—С связи Ес — с = 351 кДж/моль, длина С—С связи 0,154 нм.
Связь С—С в алканах является ковалентной неполярной. Связь С—Н – ковалентная слабополярная.
Для алканов, начиная с бутана, существуют структурные изомеры (изомеры строения), различающиеся порядком связывания между атомами углерода, с одинаковым качественным и количественным составом и молекулярной массой, но различающихся по физическим свойствам.
Способы получения алканов
1. СnH2n+2 → 400–700 °C → СpH2p+2 + СmH2m,
n = m + p.
Крекинг нефти (промышленный способ). Алканы также выделяют из природных источников (природный и попутный газы, нефть, каменный уголь).
(гидрирование непредельных соединений)
3. nCO + (2n + 1)Н2 → СnH2n+2 + nH2O (получение из синтез-газа (CO + Н2))
4. (реакция Вюрца)
5. (реакция Дюма) CH3COONa + NaOH → t → CH4 + Na2CO3
6. (реакция Кольбе)
|
|
|
