Главная Учебники - Разные Лекции (разные) - часть 23
|
3.5.9.6. МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ ПО ОТДЕЛЬНЫМ ВИДАМ ЗАНЯТИЙ ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 1 ФИЗИЧЕСКИЙ И ХИМИЧЕСКИЙ АНАЛИЗЫ ВОДЫ Цель работы: знакомство с видами анализа природных вод. Природная вода характеризуется физическими, химическими, технологическими и санитарно-бактериологическими показателями (параметрами), которым соответствуют определенные виды анализа. При физическом анализе воды производят измерение ее температуры (в момент отбора пробы), цветности, прозрачности, мутности, а также определяют вкус и запах. Цветность может быть определена путем сравнения окраски воды с окраской стандартных эталонных растворов, в качестве которых применяют растворы хлорплатината калия K2
[PtCl6
] и хлорида кобальта (II) различной концентрации. Для изготовления шкалы цветности вместо хлорплатината калия применяют сульфат кобальта (П) и бихромат калия. Для изготовления шкалы стандартных цветных растворов приготавливают два раствора: а) раствор, содержащий в 1 л 0,0875 г бихромата калия K2
Cr2
O7
, 2 г CoSO4
× 7H2
O и 1 мл концентрированного раствора серной кислоты d = 1,84 г/см3
. Этот раствор отвечает цветности 500°; б) раствор серной кислоты, содержащий 1 мл концентрированной серной кислоты в 1 л раствора. Смешивая растворы а) и б) в определенных соотношениях, получают приведенную в табл. 1.1 шкалу цветности. Таблица 1.1 Шкала цветности Растворы, мл Градусы цветности Растворы, мл Градусы цветности а б а б 0 100 0 10 90 50 1 99 5 12 88 60 2 98 10 16 84 80 3 97 15 20 80 100 4 96 20 25 75 125 5 95 25 30 70 150 6 94 30 40 60 200 8 92 40 50 50 250 Мутность определяют с помощью нефелометров (при концентрации взвешенных веществ менее 3 мг/л). Вкус и запах определяют органолептически (с помощью органов чувств). При химическом анализе воды определяют следующие показатели (параметры): рН (активную реакцию среды), щелочность (общую, гидратную, бикарбонатную и карбонатную), жесткость (общую, карбонатную, некарбонатную), наличие ионов кальция, магния, бария, железа (П) и (III), меди, cвинца, цинка, аммония, сульфат-ионов хлор-ионов, окисляемость, растворенный кислород, биологическое и химическое потребление кислорода и некоторые другие. При технологическом анализе определяют фильтруемость, осаждаемость воды и ее стабильность. При санитарно-бактериологическом анализе определяют коли-титр - количество воды, мл, в которой находится одна кишечная палочка Coli
, общее количество бактерий а 1 мл, количество кишечных палочек в в 1 л. Экспериментальная часть Взять у преподавателя пробу воды. Измерить температуру, а затем определить ее цветность. Для этого налить в цилиндр Несслера 100 мл исследуемой воды и сравнить ее окраску с окраской одного из стандартных растворов, налитых в такой же цилиндр. Сопоставление окрасок растворов производят путем просмотра их сверху вниз на белом фоне. Если цветность эталона не совпадает с цветностью воды, то, выливая либо воду, либо стандартный раствор из цилиндра, добиваются выравнивания окрасок. В этом случае цветность воды определяют по следующей формуле:
где Определить активную реакцию среды, пользуясь табл. 1.2, с помощью индикаторов (фенолфталеина, метилоранжа, смешенного). Таблица 1.2 Окраска индикаторов в различных средах Индикатор Окраска индикаторов в среде кислой щелочной нейтральной Фенолфталеин Метилоранж Смешанный Бесцветная Розовая Фиолетовая Малиновая Желтая Зеленая Бесцветная Оранжевая Серая При помощи универсального индикатора определить примерное значение рН, а затем с помощью рН-метра определить точное значение- рН исследуемой воды. Определить наличие в воде следующих ионов Cl-
(по образованию белого осадка хлорида серебра), Cu+2
+ 2OH → Cu(OH)2
Cu(OH)2
+ 4NH3
→ [Cu(NH3
)4
](OH)2
фиолетовое окрашивание Определить наличие аммиака или ионов аммония по посинению лакмусовой бумажки, помещенной в пары подогретой и подщелоченной исследуемой воды. Наличие аммиака можно определять и по запаху. Определить наличие в воде сероводорода по образованию черного осадка сульфида свинца. Для этого смоченную нитратом свинца фильтровальную бумагу поместить в пары подогретой и подкисленной исследуемой воды. Написать уравнения соответствующих процессов. Список литературы 1. Возная Н. Ф. Химия воды и микробиология. М.: Высшая школа, I979. 2. Вехотко Т. И.. Ильменкова Л. И. Химия и микробиология природных и сточных вод. Ч. 1. Общие свойства воды и водных растворов: Учебное пособие. – Л.: ЛИИЖТ, 1977. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 2 ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ Цель работы: ознакомление с процессом гидролиза различных типов солей, измерение рН растворов солей, изучение влияния разбавления раствора соли на смещение равновесия процесса гидролиза. В водных растворах осуществляется реакция взаимодействия между ионами соли и водой. В результате этого взаимодействия один из ионов воды (Н+
или ОН-
) связывается ионом соли в слабодиссоциирующую частицу или труднорастворимое вещество, а другой ион воды накапливается в растворе, сообщая ему кислую или щелочную реакцию. Процесс обменного взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в результате которого смещается равновесие электролитической диссоциации воды (изменяется рН среды) называется гидролизом (от греческих слов «гидро» – вода и «лизис» – разложение). Смещение равновесия в реакции гидролиза обнаруживается как с помощью индикаторов – веществ, приобретающих окраску в определенной среде, так и электрометрическим методом (с помощью рН-метра). Если среда нейтральная, значит, в растворе данной соли равновесие диссоциации воды не смещено, т.е. соль гидролизу не подвергается. Если среда кислая, значит, в растворе соли образуется избыток ионов водорода, т.е. протекает гидролиз по катиону. Катион связывает гидроксид-ионы воды, а ионы Н+
накапливаются в растворе, придавая среде кислый характер. Если среда щелочная, значит, в растворе соли образуется избыток гидроксид-ионов ОН-
, т.е. протекает гидролиз по аниону. Анион связывает ионы Н+
, а ионы ОН-
накапливаются в растворе, придавая среде щелочной характер. На интенсивность процесса гидролиза влияют сила кислоты или основания, образующих соль, процесс разбавления раствора, температура. Гидролиз является обратимым процессом, на смещение равновесия которого влияют изменение концентрации соли, температура, изменение концентрации продуктов гидролиза, подкисление или подщелачивание раствора соли. Так, уменьшение концентрации несвязанных ионов Н+
или ОН-
приводит к смещению равновесия в сторону их накопления, т.е. усилению гидролиза. Лабораторная работа включает в себя следующие разделы: 1. Предварительную расчетную часть, которая выполняется заранее и является допуском к работе. 2. Экспериментальную часть, включающую приготовление раствора требуемой концентрации, инструментальные замеры соответствующих показателей на приборе. 3. Сравнение результатов эксперимента с предварительными теоретическими расчетами. 4. Отчет о работе. 1. РАСЧЕТНАЯ ЧАСТЬ До выполнения экспериментальной части работы необходимо ознакомиться с теорией процессов гидролиза и выполнить расчетные задания по теме по номеру варианта таблицы 1. Результаты расчетов сравниваются с результатами экспериментальных данных. ЗАДАНИЯ
1. Написать уравнение гидролиза соли А (если он возможен) в ионном и молекулярном виде. 2. Рассчитать рН растворов соли А концентраций М1
и М2
. 3. Сделать вывод о влиянии разбавления раствора на сдвиг равновесия процесса гидролиза. Исходные данные для расчета по вариантам представлены в таблице 2.1. Таблица 2.1 № в-та Исходные данные Справочные данные Соль А, формула Концентрация М, моль/л Формула электролита Числовые значения констант диссоциации при t 25°C М1
М2
1 К2
CO3
0,1 0,01 H2
CO3
K1
=4,3×10-7
; K2
=5,6×10-11
2 CH3
COONa 0,1 0,001 CH3
COOH K=1,75×10-5
3 NH4
Cl 0,1 0,001 NH4
OH K=1,8×10-5
4 Na2
CO3
0,1 0,001 H2
CO3
K1
=4,3×10-7
; K2
=5,6×10-11
5 (NH4
)2
SO4
0,1 0,01 NH4
OH K=1,8×10-5
6 NaHCO3
0,1 0,01 H2
CO3
K1
=4,3×10-7
; K2
=5,6×10-11
7 Na2
CO3
0,1 0,001 H2
CO3
K1
=4,3×10-7
; K2
=5,6×10-11
8 NaNO2
0,1 0,01 HNO2
K=4,0×10-4
9 CH3
COONa 0,1 0,01 CH3
COOH K=1,75×10-5
10 NH4
Cl 0,1 0,001 NH4
OH K=1,8×10-5
11 K2
S 0,1 0,001 H2
S K1
=6,0×10-8
; K2
=1,0×10-14
12 Na2
SO3
0,1 0,001 H2
SO3
K1
=1,7×10-2
; K2
=6,2×10-8
13 K2
S 0,1 0,01 H2
S K1
=6,0×10-8
; K2
=1,0×10-14
14 Na2
SO3
0,1 0,01 H2
SO3
K1
=1,7×10-2
; K2
=6,2×10-8
15 Na2
CO3
0,1 0,01 H2
CO3
K1
=4,3×10-7
; K2
=5,6×10-11
16 NaHCO3
0,1 0,001 H2
CO3
K1
=4,3×10-7
; K2
=5,6×10-11
17 NH4
Cl 0,1 0,01 NH4
OH K=1,8×10-5
18 CH3
COONa 0,1 0,01 CH3
COOH K=1,75×10-5
19 (NH4
)2
SO4
0,1 0,001 NH4
OH K=1,8×10-5
20 (NH4
)2
SO4
0,1 0,01 NH4
OH K=1,8×10-5
21 K2
S 0,1 0,01 H2
S K1
=6,0×10-8
; K2
=1,0×10-14
22 NaHCO3
0,1 0,001 H2
CO3
K1
=4,3×10-7
; K2
=5,6×10-11
23 К2
CO3
0,1 0,001 H2
CO3
K1
=4,3×10-7
; K2
=5,6×10-11
24 K2
S 0,1 0,01 H2
S K1
=6,0×10-8
; K2
=1,0×10-14
25 Na2
S 0,1 0,01 H2
S K1
=6,0×10-8
; K2
=1,0×10-14
26 (NH4
)2
SO4
0,1 0,001 NH4
OH K=1,8×10-5
27 Na2
SO3
0,1 0,01 H2
SO3
K1
=1,7×10-2
; K2
=6,2×10-8
28 CH3
COONa 0,1 0,01 CH3
COOH K=1,75×10-5
29 Na2
SO3
0,1 0,001 H2
SO3
K1
=1,7×10-2
; K2
=6,2×10-8
30 CH3
COONa 0,1 0,01 CH3
COOH K=1,75×10-5
Рассчитать рН 0,01 М раствора соли Na2
CO3.
Уравнение гидролиза соли по I ступени: Na2
CO3
+ H2
O ® NaHCO3
+ NaOH CO3
2-
+ HOH ® HCO3
-
+ OH-
Расчет константы гидролиза соли концентрации 0,01 М: Кг
= Кг
= рН = 12 – lg 7,7 = 11,3 Аналогично рассчитать рН раствора соли другой концентрации и, сравнив полученные значения, сделать вывод о направлении смещения равновесия при разбавлении раствора. 2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ Определение рН раствора соли производится электрометрическим методом с помощью преобразователя ионометрического И-500. Электрометрический метод определения рН основан на измерении электродвижущей силы гальванической цепи, составленной из двух электродов, одним из которых является электрод с известным потенциалом, или стандартный электрод, или электрод сравнения, а вторым – электрод, величина потенциала которого зависит от концентрации ионов водорода в исследуемом растворе. Выполнение эксперимента производится в следующем порядке: 1. Приготовить раствор соли А заданной по номеру варианта концентрации М2
из раствора соли с исходной концентрацией М1
. Для этого в мерную колбу на 50 мл внести пипеткой необходимое количество исходного раствора соли с концентрацией 0,1М, а, именно, - 5 мл, если требуется разбавление в 10 раз, и 0,5 мл, если требуется разбавление в 100 раз. Долить в раствор до метки дистиллированную воду, перемешать содержимое колбы. 2. Измерить рН исходного и разбавленного растворов соли на рН-метре. Перед началом измерений электроды должны быть опущены в дистиллированную воду, резиновый ободок на электроде поднят вверх, чтобы было открыто отверстие. Выполнение измерений производится в следующем порядке: 2.1. Вынуть электроды из стакана с дистиллированной водой, промокнуть их фильтровальной бумагой и опустить в стакан с исследуемым раствором на глубину не менее 20 мм. 2.2. Включить прибор кратким (0,5 сек) нажатием клавиши 0/1. На дисплее появятся надписи «измерение» и «параметры». 2.3. Нажать клавишу ¿
, преобразователь переходит в режим измерения. На дисплее высвечиваются обозначения Т и рН и вскоре появляются значения этих параметров, Записать значения параметров в таблицу 2. 2.4. Выключить прибор нажатием клавиши 0/1. 2.5. Вынуть электроды из раствора, осторожно промокнуть, опустить в следующий исследуемый раствор и провести операцию по п.п. 2.1-2.4. Таблица 2.2 № варианта № измерения Соль А Значение рН Концентрация ионов, моль/л Формула Концентрация М, моль/л Экспериментальное Расчетное Экспериментальная Расчетная [H+
] [OH-
] [H+
] [OH-
] 3. ОТЧЕТ О РАБОТЕ Отчет должен включать: - наименование, цель работы; - расчеты по заданию (по варианту таблицы 2.1); - результаты измерений и расчетов (таблица 2.2); - выводы по работе. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3 щелочность и кислотность природных вод Цель работы: познакомиться с видами кислотности и щелочности природных вод и определением их методом титрования. 3.1. Теоретическая часть Щелочность природных вод чаще всего обусловлена гидролизом солей, образованных угольной кислотой (бикарбонатов и карбонатов) и сильными основаниями. Реже в природных водах встречаются соли других слабых кислот (борной, кремниевой и т.п.), которые также придают щелочную реакцию среде. Гидролиз таких солей соответствует равновесиям, описываемым следующими уравнениями: При гидролизе солей сильных кислот и слабых оснований, находящихся в природных водах, образуется кислая среда. Между концентрацией (активностью) водородных и гидроксильных ионов в природных водах существует определенное соотношение, количественно связанное с концентрацией свободной углекислоты, бикарбонатов и карбонатов, которое отвечает определенным требованиям рН. Это соотношение выражается представленным ниже графиком, рассчитанным по значениям констант диссоциации угольной кислоты (рисунок). Так, при рН = 0-4 в природных водах могут находиться сильные минеральные кислоты; при рН = 4-8,36 - угольная кислота в равновесии с бикарбонатами; при рН = 8,36-12 - бикарбонаты в равновесии с карбонатами; при рН = 12-14 - сильные основания. Равновесия между угольной кислотой и бикарбонатами, а также бикарбонатами и карбонатами могут быть описаны следующими уравнениями, каждому из которых соответствуют константы равновесия, являющиеся константами диссоциации угольной кислоты по I и II ступеням:
Исходя из этих констант и рН воды, можно рассчитать соотношения между концентрациями ионов. При определении кислотности и щелочности природных вод могут быть следующие варианты. 3.1.1. При добавлении к пробе воды двух - трех капель раствора фенолфталеина он не окрашивается в малиновый цвет, а при добавлении нескольких капель смешанного индикатора последний приобретает фиолетовую окраску. В этом случае рН среды лежит в интервале от 0 до 4, т.е. в воде содержатся сильные минеральные кислоты. Для определения их концентрации необходимо определенный объем исследуемой воды оттитровать раствором щелочи строго определенной концентрации до перехода фиолетовой окраски в серо-голубую и рассчитать кислотность по следующей формуле, мэ/л:
Кислотность = где Nщ
- нормальность щелочи, э/л; Vщ
- объем щелочи, мл; 3.1.2. При добавлении к пробе воды двух - трех капель фенолфталеина окраска его не изменяется, а при добавлении нескольких капель смешанного индикатора он окрашивается в зеленый цвет. В этом случае рН среды лежит в интервале от 4 до 8,36. В воде содержится свободная углекислота СО2
в равновесии с бикарбонатными ионами [CO2
] = Реакция в этом случае протекает по уравнению:
Концентрацию бикарбонатных ионов определяют в отдельной пробе воды титрованием раствором соляной кислоты в присутствии смешанного индикатора до перехода зеленой окраски в серо-голубую и рассчитывают по следующей формуле, мэ/л:
где NHCl
- нормальность раствора соляной кислоты, э/л; VHCl
- объем раствора соляной кислоты, пошедшего на титрование, мл. Реакция в этом случае протекает по уравнению
3.1.3. При добавлении к пробе 2-3 капель раствора фенолфталеина он окрашивается в малиновый цвет, а смешанный индикатор приобретает зеленое окрашивание. Значение рН в этом случае находится в интервале от 8,36 до 14. Данная вода может содержать либо бикарбонатные ионы в равновесии с карбонатными и водородными, либо только карбонатные и гидроксильные, либо только гидроксильные. Концентрацию этих ионов определяют последовательным титрованием пробы воды в присутствии фенолфталеина раствором соляной кислоты до обесцвечивания малиновой окраски, а затем, добавляя несколько капель смотанного индикатора, продолжают титровать до перехода зеленого окрашивания в серовато-голубой. При этом могут быть следующие варианты: - если при титровании по фенолфталеину расходуется определенный объем соляной кислоты, а по смешанному индикатору кислота не расходуется, то в воде содержатся только сильные щелочи, обусловливающие только гидратную щелочность. Ее рассчитывают по следующей формуле, мэ/л: Щг
= При этом реакция происходит по следующему уравнению:
- если при последовательном титровании по фенолфталеину и по смешанному индикатору расходуется одинаковое количество миллиэквивалентов кислоты, то в этом случае вода содержит только карбонатные ионы При этом происходят процессы по следующим схемам:
Щелочность карбонатная рассчитывается по формуле, мэ/л: Щк
= 2 × - если при последовательном титровании по фенолфталеину расходуется большее количество миллиэквивалентов кислоты, чем по смешанному индикатору, то вода обладает гидратной и карбонатной щелочностью. При этом щелочность карбонатная рассчитывается по приведенной выше формуле, а щелочность гидратная – по следующей, мэ/л: Щг
= где V1
– объем раствора соляной кислоты, пошедшей на титрование по фенолфталеину, мл; V2
– объем раствора соляной кислоты, пошедшей на титрование по смешанному индикатору, мл. Общая щелочность в этом случае равна: Що
= Щк
+ Щг
. - если при последовательном титровании по фенолфталеину расходуется меньшее количество миллиэквивалентов соляной кислоты, чем по смешанному индикатору, то вода обладает карбонатной и бикарбонатной щелочностью. При этом щелочность карбонатная рассчитывается по приведенной выше формуле, а щелочность бикарбонатная – по следующей, мэ/л: Щг
= Общая щелочность в этом случае равна: Що
= Щк
+ Щб
.
При определении щелочности можно использовать вместо смешанного индикатора метилоранж, расчет по которому производится аналогично вышеприведенным. 3.2. Экспериментальная часть 3.2.1.
Получить у преподавателя набор проб исследуемой воды. В отдельные пробирки налить по 2-3 мл каждой из них и добавить по 2-3 капли раствора фенолфталеина. 3.2.2. Те воды, в которых фенолфталеин окрасился в малиновый цвет, оттитровать раствором соляной кислоты. Для этого отобрать 100 мл исследуемой воды в коническую колбу для титрования, добавить 2-3 капли раствора фенолфталеина и титровать воду раствором соляной кислоты до обесцвечивания. Измерить объем кислоты, пошедший на титрование, и рассчитать количество миллиэквивалентов ее Ф, приходящееся на 1 литр исследуемой воды, по формуле, мэ/л: Ф = NHCl
× VHCl
× 10 Затем добавить 2-3 капли смешанного раствора индикатора в обесцвеченный раствор и продолжать титрование его раствором соляной кислоты до перехода зеленой окраски в серо-голубую. Измерить объем раствора кислоты и рассчитать количество миллиэквивалентов ее С, пошедшее на титрование 1 литра исследуемой воды по смешанному индикатору, по формуле, мэ/л: C = NHCl
× VHCl
× 10 Сравнить соотношения между Ф и С. Исходя из пункта 1.3, сделать вывод о видах щелочности в этих водах и рассчитать Щг
, Щк
, Щб
и Що
. 3.2.3. В те воды, в которых фенолфталеин не окрасился в малиновый цвет, добавить по 2-3 капли смешанного индикатора. Те пробы, в которых раствор приобрел фиолетовый цвет, оттитровать раствором щелочи. Для этого отобрать в коническую колбу для титрования 100 мл исследуемой воды, добавить 2-3 капли смешанного индикатора и оттитровать ее раствором щелочи до перехода фиолетового окрашивания в серо-голубое. По формуле п. 1.1 определить кислотность воды. 3.2.4. Те воды, в которых смешанный индикатор окрасился в зеленый цвет, оттитровать раствором соляной кислоты. Для этого в коническую колбу для титрования отобрать 100 мл исследуемой воды, добавить 2-3 капли смешанного индикатора и оттитровать их раствором соляной кислоты до перехода зеленого окрашивания в серо-голубой. Рассчитать концентрацию бикарбонатных ионов по п. 1.1.2. 3.2.5. Взять 100 мл той же воды, добавить 2-3 капли раствора фенолфталеина и оттитровать ее раствором щелочи до появления слабого малинового окрашивания. Рассчитать концентрацию свободной углекислоты по п. 1.1.2, замерив объем израсходованного раствора щелочи. 3.2.6. Проверить у преподавателя полученные результаты и составить отчет о работе. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 4 СТАБИЛЬНОСТЬ ПРИРОДНЫХ ВОД Цель работы: ознакомиться с методами определения стабильности природных вод. 4.1. Теоретическая часть Одним из технологических показателей природных вод является стабильность. Стабильностью воды называется способность ее при длительном хранении и транспортировке по трубопроводам сохранять постоянный состав. Стабильная вода не выделяет и не растворяет карбонат кальция CaCO3
. Она зависит от концентрации свободной углекислоты СО2
и гидрокарбонатов кальция и магния. При контакте воды, содержащей растворенную углекислоту, с карбонатом кальция устанавливается равновесие:
Кравновесия
= Если учесть, что [Са2
] = 1/2 Кравн.
= Та концентрация [CO2
], которая отвечает равновесию, называется равновесной, а такая вода – стабильной. Если [CO2
] исследуемой воды больше [CO2
] равновесной, то происходит растворение карбоната кальция. Такая вода называется агрессивной. Агрессивная углекислота может вызывать коррозию металлических, бетонных и железобетонных сооружений. Если [CO2
] исследуемой воды меньше [CO2
] равновесной, то из воды выделяется карбонат кальция. Такая вода называется нестабильной. Отложение карбоната кальция из нестабильной воды способствует забиванию трубопроводов, а впоследствии и углекислотной коррозии бетонов, а также, если при этом происходят биологические обрастания поверхностей, и электрохимической коррозии стали при неравномерной аэрации. Количественной характеристикой стабильности воды является показатель стабильности, который может быть рассчитан либо по щелочности исследуемой воды, либо по измерению ее рН. Показатель стабильности представляет собой отношение щелочности или рН исследуемой воды к щелочности или рН этой же вода, насыщенной СаСО3
.
Если Ст
> 1 - вода агрессивна; если Cт
< 1 - вода нестабильна; если Ст
= 1 - вода стабильна. Методы стабилизации заключаются в следующем: Нестабильную воду подкисляют сильными кислотами
Агрессивную воду обрабатывают едким натром (гидроксидом натрия) или карбонатными солями для удаления избыточной углекислоты:
Агрессивную воду можно стабилизировать фильтрованием через карбонатные минералы (мел, известняк, мраморную крошку) или песчано-известковые фильтры. 4.2. Экспериментальная часть 4.2.1. Определение стабильности воды по измерению рН Получить у преподавателя задание - пробу исследуемой воды. Измерить ее рН с помощью рН-метра. Налить в коническую колбу заданный объем исследуемой воды (50-100 мл) и всыпать в нее карбонат кальция до насыщения. Перемешивать воду с СаСО3
в течение 25-30 мин. Отфильтровать оставшийся осадок. После насыщения измерить рН полученного раствора. Рассчитать показатель стабильности по следующей формуле:
Сделать вывод о стабильности воды. 4.2.2. Определение стабильности по изменению щелочности исследуемой воды Отмерить заданный объем исследуемой воды (50 или 100 мл), влить ее в коническую колбу для титрования, добавить 2-3 капли смешанного индикатора на Титровать зеленый раствор 0,1 Н раствором НСl до перехода его в серо-голубой. Отметить объем кислота, пошедшей на титрование, и рассчитать щелочность воды, исходя из закона эквивалентов:
Отмерить такой же объем исследуемой вода, добавить карбонат кальция и перемешивать содержимое в течение 25-30 мин до насыщения воды карбонатом кальция, отфильтровать оставшийся осадок СаСО3
. Определить щелочность в фильтрованном растворе. Рассчитать показатель стабильности исходя из щелочности по следующей формуле:
Сделать вывод о стабильности воды. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5 ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОКИСЛЯЕМОСТИ ПРИРОДНЫХ И СТОЧНЫХ ВОД Цель работы: ознакомиться с перманганатным методом определения окисляемости природных и сточных вод. 5.1. Теоретическая часть Окисляемость воды является одним из важных химических показателей при санитарно-гигиенической оценке качества воды. Большой окисляемостью характеризуются воды, загрязненные хозяйственно-бытовыми и сточными водами. Окисляемость выражается в количестве миллиграммов кислорода в 1 л воды. Она вызывается присутствием в природных и сточных водах различного рода восстановителей как органического, так и минерального (неорганического) происхождения. К неорганическим восстановителям, находящимся в водах, относятся сероводород, соединения железа П, сульфиты, аммиак, нитриты и др. В сточных водах окисляемость обусловлена в большей мере органическими веществами. В чистых природных водах она составляет 2-5 мг/л О2
, а более загрязненные речные и озерные воды обладают окисляемостью в 5-12 мг/л О2
. Восстановительная способность органических веществ различна и зависит как от их природы, так и от условий, в которых протекают окислительно-восстановительные процессы. Поэтому величина окисляемости зависит не только от общего содержания органических веществ в воде, но и от условий ее определения. Окисляемость может быть определена перманганатным (с использованием перманганата калия) и бихроматным (с использованием бихромата калия) методами. Более полное окисление органических соединений достигается при использовании бихромата калия. Окисляемость, определенная бихроматным методом, называют химическим потреблением кислорода (ХПК). Недостатком этого метода является применение сульфата серебра, так как некоторые вещества в отсутствие этого соедине- ния не окисляются. Перманганатный метод определения окисляемости недостаточно точен, тем не менее его используют чаще. В качестве окислителя при этом методе используют раствор перманганата калия, который в этом случае сам является индикатором. При окислении всех веществ, содержащихся в исследуемой пробе, одна избыточная капля раствора вызывает появление розовой окраски. При небольшом содержании хлоридов окисляемость определяют в кислой среде. При большом содержании их (выше 300 мг/л) - в щелочной. При наличии в воде значительных количеств минеральных восстановителей (солей двухвалентного железа, сероводорода и др.), окисляющихся перманганатом калия, надо в отдельной пробе на холоде оттитровать перманганатом калия эти соединения и израсходованный объем раствора перманганата калия вычесть из общего объема, пошедшего на определение окисляемости воды. 5.2. Экспериментальная часть 5.2.1. В коническую колбу для титрования отобрать 250 мл исследуемой воды, полученной у преподавателя, добавить к ней из мерного цилиндра 5 мл 25%-ного раствора серной кислоты. 5.2.2. К подкисленной пробе воды из бюретки прилить 20 мл 0,1 Н раствора перманганата калия. 5.2.3. Колбу с полученным раствором нагреть на плитке до кипения и кипятить в течение 10 мин. За это время в воде происходят процессы окисления находящихся в ней восстановителей за счет перманганата калия. Раствор при этом не должен терять розовой окраски, указывающей на наличие избытка перманганата калия. Примечание
. Если при кипячении этого раствора происходит изменение его окраски, то необходимо повторить опыт либо с большим количеством перманганата калия, либо разбавить исследуемую воду в несколько раз дистиллированной водой. 5.2.4. По истечении 10 мин прекратить кипячение раствора и прилить к нему из бюретки 20 мл 0,1 Н раствора щавелевой кислоты (или оксалата натрия). При этом происходит восстановление избытка перманганата калия, неизрасходованного на окисление восстановителей, находящихся в исследуемой воде. Раствор обесцвечивается, В нем будет находиться избыток щавелевой кислоты. 5.2.5. Этот раствор оттитровать 0,1 Н раствором перманганата калия до появления устойчивого (неисчезающего в течение 2-3 мин) слабого розового окрашивания. Измерить объем, мл, пошедшего на титрование раствора перманганата калия и рассчитать окисляемость исследуемой воды по следующей формуле, мг/л: Окисляемость = где 8 - миллиэквивалентная масса кислорода, мг. 5.2.6. Написать отчет о проделанной работе. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 6 ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРЕННОГО В ВОДЕ КИСЛОРОДА Цель работы: ознакомление с методикой определения и расчета концентрации кислорода, растворенного в воде. 6.1. Теоретическая часть Содержание кислорода в воде является одним из важных химических показателей, по которому определяются санитарно-гигиенические и технические качества воды и количество загрязнений, допустимых к сбросу в водоемы. Кислород, растворенный в воде, играет большую биологическую и техническую роль, Концентрация его в природных водах зависит от температуры вода, давления растворяющегося газа и природы веществ, содержащихся в воде. При всех прочих равных условиях концентрация кислорода в чистых водах всегда выше, чем в загрязненных. Содержание растворенного кислорода в воде при учете ее температуры и интенсивности аэрации дает возможности судить о степени загрязнения воды минеральными и органическими восстановителями и определять по этим показателям санитарно-гигиенические качества воды. Растворенный кислород не должен содержаться в воде для питание паровых котлов высоких давлений, т.к. при концентрации его больше 0,1 мг/л и высоких температурах наблюдается коррозия металлических 'деталей. Определение концентраций кислорода в воде по методу Винклера основано на способности гидроксида марганца (П) окисляться за счет растворенного кислорода до гидроксида марганца (Ш). которым затем окисляют ионы йода /J-
/
до свободного состояния (J2
). Последний может быть оттитрован раствором тиосульфата натрия в присутствии крахмала в качестве индикатора/ По эквивалентному количеству израсходованного тиосульфата натрия определяется концентрация кислорода в воде. 6.2. Экспериментальная часть Порядок выполнения работа.
Получив у преподавателя пробу исследуемой воды, наполнить ею кислородную склянку, которую слегка прикрыть пробкой, чтобы выдавить небольшое количество воды. Затем к отобранной пробе цилиндром прибавить I мл смеси, представляющей собой водный раствор гидроксида натрия и иодида калия, и другим цилиндром или пипеткой ввести 1 мл раствора хлорида марганца (П). Осторожно закрыв кислородную склянку пробкой таким образом, чтобы в воду не попали пузырьки воздуха, тщательно перемешать полученный раствор; переворачивая склянку примерно 10-15 раз. При этом происходит взаимодействие гидроксида натрия с хлоридом марганца (II) с образованием гидроксида марганца (П) телесного цвета, который окисляется кислородом, содержащемся в воде, до гидроксида марганца (III). Написать уравнения соответствующих процессов. Оставить склянку с образовавшимися веществами до их полного оседания. Затем ее осторожно открыть и прибавить цилиндром или пипеткой 3 мл серной кислоты (1:3), снова закрыть и тщательно перемешать до растворения осадка. При этом происходит процесс, схема которого представлена ниже. Необходимо составить полное и электронно-ионные уравнения этого процесса, протекающего по следующей схеме: Mn(OH)3
+ H2
SO4
+ KJ ® MnSO4
+ J2
+ H2
O + K2
SO4
Вылить полученный раствор, окрашенный за счет йода в бурый цвет, в коническую колбу, добавить в качестве индикатора 1 мл 1%-ного крахмала. Раствор приобретает синюю окраску. Оттитровать его децинормальным (0,1 н) раствором тиосульфата натрия до полного обесцвечивания. При этом происходит процесс окисления тиосульфата натрия и восстановление йода по следующей схеме: J2
+ Na2
S2
O3
® NaJ + Na2
S4
O6
Соcтавить полное и электронно-ионные уравнения процесса. Исходя из закона эквивалентов, рассчитать концентрацию кислорода мг/л, по следующей формуле:
где 8 - миллиэквивалентная масса кислорода; 1000 - коэффициент перевода концентрации к 1 литру. Полученный результат проверить у преподавателя и написать отчет по работе. Список литературы 1. Возная Н. Ф. Химия воды и микробиология. - М.: Высшая школа, 1979. 2. Вехотко Т. И., Ильменкова Л. И. Химия и микробиология природных и сточных вод. Ч. I: Общие свойства воды и водных растворов: Учебное пособие.
- Л.: ЛИИЖТ, 1977 ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 7 КОЛЛОИДНЫЕ СИСТЕМЫ Цель работы: познакомиться с методами получения и свойствами коллоидных систем. 7.1. Теоретическая часть В природных и сточных водах многие вещества: гуминовые кислоты, частицы глины, гидроксиды и сульфиды металлов, нефепродукты, минеральные масла, кремниевая кислота, продукты распада органических веществ и другие – могут находиться в коллоидном состоянии. Коллоиды относятся к устойчивым микрогетерогенным системам. Диаметр коллоидных частиц (10-1000 Благодаря небольшому диаметру коллоидных частиц, их суммарная поверхность очень велика. Поэтому эти системы обладают большой поверхностной (свободной) энергией и характеризуются способностью адсорбировать молекулы растворителя и ионы, содержащиеся в растворе. Вследствие этого коллоидные частицы приобретают мицеллярное строение. Мицелла не имеет строго определенного состава, тем не менее, ее строение можно представить в следующем виде (на примере коллоидной частицы иодида серебра): {M[AgJ] nJ-
(n-x)K+
}-
x
хК+
Ядро Адсорбционный Диффузный слой слой Заряд гранулы определяют ионы адсорбционного слоя (в данном случае ионы J-
), называющиеся потенциалобразующими и являющиеся родственными веществу ядра. На границе ядра за счет этих ионов возникает потенциал, равный сумме их зарядов, который называется термодинамическим, или e-потенциалом. Ионы К+
, входящие в адсорбционный слой, называются противоионами адсорбционного слоя, и их количество в нем меньше количества потенциалобразующих ионов. За счет этой разницы частица, состоящая из ядра и адсорбционного слоя, носящая название гранулы, обладает зарядом. На границе адсорбционного слоя возникает потенциал, называемый электрокинетическим или дзета-потенциалом ( x-потенциал). Ионы К+
, входящие в диффузный слой, носят название противоионов диффузного слоя, и их количество равно заряду гранулы, которая вместе с диффузионным слоем образует мицеллу - нейтральную частицу коллоидной системы. Но мицелла коллоида иодида серебра может иметь и другую формулу в зависимости от условий ее получения: {m [AgJ] nJ-
(n-x) K}-
x
xK+
(в случае избытка KJ) {m [AgJ] nAg+
(n-x) По степени взаимодействия дисперсной фазы с дисперсионной средой коллоидные системы делятся на лиофобные и лиофильные. Если дисперсионной средой является вода, то соответственно они называются гидрофобными и гидрофильными. Лиофобные коллоиды практически не взаимодействуют с молекулами растворителя. Лиофильные коллоиды способны связывать большое количество растворителя. Различают два типа устойчивости коллоидных систем: кинетическую и агрегативную. Кинетическая устойчивость определяется интенсивностью броуновского движения, препятствующего оседанию (или всплыванию) частиц. Интенсивность броуновского движения увеличивается с понижением вязкости и с повышением температуры среды. Агрегативная устойчивость препятствует слипанию (агрегации) частиц. Она обусловлена наличием одноименных электрических зарядов на гранулах коллоидных частиц, вследствие чего они отталкиваются. Сила отталкивания зависит от величины дзета-потенциала. Знак заряда гранул можно определить с помощью электрофореза – направленного движения частиц дисперсной фазы в электрическом поле постоянного тока к одному из электродов. Установлено, что гранулы коллоидов гидроксидов железа, алюминия и других металлов имеют положительный заряд, а гранулы коллоидов кремневой кислоты, гуминовых кислот, сульфидов металлов, серы и других обладают отрицательным зарядом. При понижений дзета-потенциала до 0,03 В коллоидные частицы, сталкиваясь, образуют более крупные агрегаты и осаждаются Такое укрупнение коллоидных частиц называется коагуляцией, внешним признаком которой является помутнение коллоида за счет образования агрегатов, способных отражать видимый свет. Наступающая за ней седиментация − осаждение этих агрегатов под действием силы тяжести. Уменьшить дзета-потециал можно путем увеличения в растворе концентрации электролита. Роль коагулянта (вещества, ввызывающего коагуляцию) играет ион, противоположный по знаку заряда гранулы. При увеличении концентрации противоположно заряженных ионов в диффузионном слое они могут переходить в адсорбционный слой и понижать величину дзета-потенциала. Состояние коллоидной системы, при котором его величина становится равной нулю, называется изо-электрическим, а величина рН, отвечающая этому состоянию, − изоэлектрической точкой. Чем больше валентность коагулирующего иона, тем выше его способность вызывать коагуляцию (правило Шульце-Гарди). Минимальная концентрация электролита, вызывающая коагуляцию, называется порогом коагуляции. Коагуляция коллоидов может быть вызвана также путем повышения температуры, смешивания коллоидов с различными знаками зарядов гранул и др. Некоторые коллоиды при коагуляции способны создавать из коллоидных частиц пространственные сетки, образуя твердообразные не текучие структурированные системы, называемые гелями. Гели, способные к набуханию, называются эластичными. При их старении возникает явление синерезиса − разделения гелия на две фазы − жидкую и твердую. Некоторые гели, например глинистых и цементных растворов, под влиянием механических воздействий могут переходить в золь (коллоид), который через некоторое время снова переходит в гель. Такое явление называется тиксотропией. Коллоидные системы могут быть получены двумя противоположными методами: укрупнения молекул, атомов (конденсации) и раздробления макрочастиц (диспергирования). Эти методы могут осуществляться различными способами. Так, конденсацию можно осуществить в результате химической реакции, путем замены растворителя и др. Диспергирование можно осуществить как механическим путем (с помощью коллоидных мельниц), так и химическим − введением в систему пептизатора − вещества, за счет которого из свежеприготовленного осадка или геля получается коллоид. Такой способ диспергирования называется пептизацией. 7.2. Экспериментальная часть Получение золя гидроксида железа (
III).
Нагреть до кипения 100 мл дистиллированной воды. К кипящей воде прибавить небольшими порциями 5 мл 10%-ного раствора хлорида железа (Ш). Пронаблюдать образование красно-кирпичного золя гидроксида железа (Ш). Составить молекулярное и ионное уравнения полного гидролиза хлорного железа; формулу мицеллы золя гидроксида железа (Ш), учитывая, что заряд гранулы положительный. Диализ золя гидроксида железа (Ш).
Диализатор заполнить наполовину коллоидом гидроксида железа (Ш), поместить сосуд в стаканчик с небольшим количеством дистиллированной воды и закрепить сосуд на штативе так, чтобы он не касался дна стакана. Через 30 мин воду из стаканчика разлить в две пробирки. В первую пробирку прилить пять-шесть капель нитрата серебра, во вторую − столько же метилоранжа. Написать уравнения реакций и объяснить, почему в первой пробирке образовался небольшой белый осадок, а во второй − изменилась окраска раствора; какие частицы проникли через мембрану в воду и вызвали образование осадка и изменение окраски метилоранжа. Влияние заряда иона на коагулирующую способность электролита.
В четыре чистых пробирки налить по 1/3 их объема диализованного золя гидроксида железа. В каждую пробирку прилить из бюретки по пять-шесть капель одного из нижеуказанных электролитов: 1. KCl (0,5 н) 2. KCl (насыщенный) 3. K2
SO4
(0,5 н)
4. K3
[Fe(CN)6
] (0,5 н) Что при этом наблюдается? Какие ионы вызывают коагуляцию? Сделать вывод о коагулирующей способности ионов по интенсивности помутнения раствора в пробирках и записать результат, расположив ионы по их убывающей способности. Защитное действие раствора высокомолекулярного соединения.
В две пробирки налить до 1/3 их объема коллоида гидроксида железа (III), затем в одну из них прилить из бюретки 1 мл раствора желатина, а в другую − 1 мл дистиллированной воды. Пробирки встряхнуть. В каждую из пробирок добавить по пять-шесть капель 0,5 н раствора сульфата калия и снова встряхнуть содержимое пробирок. Как сказалась добавка высокомолекулярного соединения (желатина) на устойчивость золя гидрата окиси железа? Приготовление эмульсии керосина в воде.
Нижеуказанные опыты А и Б проделать параллельно. А. В пробирку налить из бюретки 1 мл приготовленного раствора мыла, а затем туда же прилить 1 мл керосина. Закрыть пробирку резиновой пробкой и содержимое пробирки сильно встряхнуть. Когда весь керосин будет смешан с мыльным раствором, к полученной массе прилить 10 мл дистиллированной воды и, закрыв пробирку пробкой, снова несколько раз сильно встряхнуть содержимое пробирки. Б. В другую пробирку налить 1 мл дистиллированной воды, а затем туда же прилить 1 мл керосина. Закрыть пробирку резиновой пробкой и содержимое пробирки сильно встряхнуть. Когда весь керосин будет смешан с мыльным раствором, к полученной массе прилить 10 мл дистиллированной воды и, закрыв пробирку пробкой, снова несколько раз сильно встряхнуть содержимое пробирки. Отметить время начала и конца расслоения эмульсии в каждой пробирке. Примечание Молекулы мыла адсорбируются на поверхности капельки эмульсии, создавая структурированную оболочку. Такая оболочка является вязкой, прочной, упругой и предохраняет капельки эмульсии от слияния, придавая им высокую устойчивость. Мыло в этом случае является эмульгатором. Список литературы 1. Глинка Н. Л. Общая химия. – М.: Высшая школа, 1983-1988. 2.
Курс химии / Под редакцией Г. А. Дмитриева. М.: Высшая школа, 1971. 3. Дисперсные системы: Программированный химический тренажер для самостоятельной работы студентов всех форм обучения / Сост. М. С. Барвинок, В. Л. Шубаев, Т. В. Шатрова. – Л.: ЛИИЖТ, 1989. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 8 ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОПТИМАЛЬНОЙ ДОЗЫ КОАГУЛЯНТА Цель работы: ознакомиться с методикой определения дозы коагулянта. 8.1. Теоретическая часть Для очистки природных и сточных вод от коллоидных загрязнений в водоснабжении используются коагулянты − легкогидрализующиеся соли алюминия и железа: Al(SO4
)3
· 18H2
O – восемнадцативодный сернокислый глинозем; FeCl3
· 6H2
O – хлорное железо; FeSO4
· 7H2
O – сульфат железа (II); Al2
(OH)5
Cl · 6H2
O - гидрохлорид алюминия; NaAlO2
- алюминат натрия; Fe2
(SO4
)3
-
сульфат железа (Ш). Применяется также смешанный коагулянт, представляющий собой смесь растворов сульфата алюминия и хлорида железа (III) в соотношении I:I, моль. Доза коагулянта Дк
безводного сернокислого глинозема для цветных вод, мг/л, рассчитывается по эмпирической формуле: Дк
= 4 где Ц0
– цветность воды в градусах платиново-кобальтовой шкалы. Для мутных вод доза коагулянта рассчитывается, мг/л, по величине мутности М по формуле: Дк
= 3,5 Расчетная доза коагулянта не всегда дает требуемый эффект - быстрое образование и осаждение хлопьев осадка, достаточно хорошую очистку воды (понижение окисляемости и цветности воды), повышение прозрачности и др. Поэтому оптимальную дозу коагулянта (минимальную его дозу, которая вызывает по истечении 10-15 мин эффективную коагуляцию – образование крупных, быстро осаждающихся хлопьев осадка, достижение требуемой очистки) часто определяют экспериментально. Если щелочность воды недостаточна для нейтрализации кислот, образующихся при гидролизе коагулянта, то воду подщелачивают. Доза щелочи рассчитывается по формуле: Дщ
= 0,075 Дк
– Щ0
+ 1 где Дщ
- доза щелочи, обеспечивающая нормальное протекание гидролиза, мэ/л; Дк
– доза коагулянта, мг/л; Щ0
– общая щелочность исходной воды, мэ/л; 1 – резервная остаточная щелочность воды, мэ/л. Для перевода дозы щелочи в мг/л ее умножают на величину эквивалента того вещества, которым осуществляется подщелачивание. Процесс коагуляции характеризуется несколькими стадиями, После смешивания раствора коагулянта с очищаемой водой в первое время никаких изменений не происходит. Затем появляется опалесценция, после чего вода мутнеет от образования большого количества мельчайших хлопьев (до 5000 в 1 мл), которые агрегируются в более крупные. При этом число их в единице объема уменьшается, а после того, как достигает 5-10 единиц в 1 мл (конец хлопьеобразования), начинается их осаждение. Перемешивание воды вызывает ускорение роста частиц. 8.2. Экспериментальная часть Взять у преподавателя пробу исследуемой воды. Определить ее окисляемость, измерить цветность (в градусах бихроматно-кобальтовой шкалы) и рН на рН-метре. Рассчитать теоретически необходимую дозу коагулянта по цветности исходной воды. В 4 цилиндра налить по 0,5 л этой воды и к каждой порции добавить в качестве коагулянта соответственно 0,5; I;.1,5 и 2,5 мл 0,5 н раствора сернокислого глинозема (сульфата алюминия). Рассчитать, какому количеству коагулянта, мг/л, отвечают прилитые объемы. Растворы тщательно перемешать стеклянной палочкой с резиновым наконечником в течение 1-3 мин. Отметить время образования хлопьев, размеры хлопьев (мелкие, средние, крупные), время осаждения основной массы хлопьев, внешний вид отстоявшейся воды. Через 10-15 мин после введения коагулянта определить, в каком из цилиндров условия для коагуляции были оптимальными. Отфильтровать эту воду, определитьее окисляемость, цветность и рН. Сопоставить экспериментально найденную дозу коагулянта с теоретически вычисленной. Сделать вывод об оптимальной дозе коагулянта. Список литературы 1. Возная Н. Ф. Химия воды и микробиология. - М.: Высшая школа, 1979. 2. Вехотко Т. И., Ильменкова Л. И. Химия и микробиология природных и сточных вод. Часть 3. Технологический анализ. Отстаивание и коагуляция воды: Учебное пособие.
- Л.: ЛИИЖТ, 1979. ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 9 ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ С ПОМОЩЬЮ ИОНОСЕЛЕКТИВНОГО ЭЛЕКТРОДА «ЭКОМ – СА+MG» И АНАЛИЗАТОРА «ЭКСПЕРТ–001-3» Цель работы: экспериментальное (инструментальное) определение исходной жесткости пробы воды и умягчение ее реагентным способом с последующим определением остаточной жесткости. Жесткость воды, обусловленная присутствием в воде солей кальция и магния, является одним из важнейших показателей воды; применение жесткой воды может вызвать ряд нежелательных процессов, связанных с образованием на поверхности инженерных сооружений и технологической аппаратуры паровых котлов, систем водяного охлаждения и т.д. плотных осадков, которые уменьшают теплообмен. Наличие осадков, перегрев систем, трещины – все это может привести к коррозии металлов инженерных сооружений. Поэтому одним из важнейших этапов водоподготовки является умягчение воды, т.е. удаление из нее тех продуктов, которые обуславливают жесткость. Лабораторная работа состоит из трех частей: 1) расчетной, выполняемой заранее и являющейся допуском к работе; 2) экспериментальной, включающей инструментальное определение жесткости, умягчение пробы воды заданным реагентом и определение остаточной жесткости; 3) отчета о работе. 1. РАСЧЕТНАЯ ЧАСТЬ До выполнения экспериментальной части работы необходимо ознакомиться с теорией вопроса и выполнить расчетные задания по теме, которые являются домашним заданием и допуском к экспериментальной части работы. Выполнение расчетов производится по заданию, приведенному ниже в соответствии с номером варианта таблицы 1. № 1. Определить все виды жесткости воды, если в объеме воды V, л, содержится А мг Са2+
, В мг Mg2+
, С мг НСО3
-
. № 2. Определить жесткость и нормальность водного раствора, если в воде объемом V, л, содержится А мг Са2+
и В мг Mg2+
. № 3. Определить остаточную жесткость воды, если к воде объемом V, л, с содержанием А мг Са2+
и В мг Mg2+
прибавили m мг реагента Р. № 4. Определить массу (граммов) выпавшего осадка после реагентного умягчения воды, если к пробе воды объемом V, л, и содержанием А мг Са2+
прибавили m мг реагента Р. № 5. Определить остаточную жесткость воды после кипячения с исходным содержанием в V л воды А мг Са2+
, В мг Mg2+
, С мг НСО3
-
. № 6. Определить остаточную жесткость воды с исходным содержанием в V, л воды А мг Са2+
, В мг Mg2+
после прибавления к данной пробе воды m мг реагента Р. Таблица 9.1 Варианты задания № варианта № задач Исходные данные Объем воды V, л Содержание в воде, мг Реагент (Р) для умягчения А (Са2+
) В (Mg2+
) C (HCO3
-
) Наиме-нование Масса (mp
), мг 1 1, 3, 5 1,250 60 40 122 Na2
CO3
106 2 2, 4, 6 0,400 30 12 61 Ba(OH)2
159 3 1, 2, 5 0,300 10 8 20 Na3
PO4
53 4 2, 3, 6 1,200 100 60 500 Ba(OH)2
100 5 2, 4, 5 0,600 50 20 50 Na2
CO3
106 6 3, 5, 6 0,750 60 40 100 Na2
CO3
106 7 1, 3, 6 2,200 200 100 400 Na3
PO4
150 8 1, 4, 5 0,500 20 10 40 Ba(OH)2
80 9 2, 4, 5 2,300 300 150 366 Na2
CO3
212 10 1, 4, 5 1,300 200 100 400 Na2
CO3
159 11 2, 3, 6 0,700 15 10 244 Na3
PO4
50 12 3, 4, 5 0,800 40 20 30 Ba(OH)2
70 13 2, 3, 6 1,200 30 30 600 Ba(OH)2
100 14 4, 5, 6 0,900 20 15 30 Na2
CO3
53 15 1, 5, 6 0,200 5 4 10 Na2
CO3
40 16 1, 2, 4 0,350 8 6 18 Na2
CO3
20 17 1, 5, 6 1,100 20 45 40 Na3
PO4
75 18 2, 4, 5 0,300 15 20 30 Ba(OH)2
40 19 1, 2, 5 0,450 20 15 30 Ba(OH)2
40 20 3, 4, 6 1,600 30 60 244 Na3
PO4
120 21 1, 3, 6 0,850 50 30 122 Na3
PO4
80 22 2, 4, 5 2,500 120 200 366 Na2
CO3
300 23 3, 5, 6 0,300 20 10 80 Ba(OH)2
50 24 1, 3, 5 0,600 30 24 120 Ba(OH)2
90 25 2, 4, 6 0,850 40 36 122 Na3
PO4
100 26 1, 2, 5 1,000 60 12 183 Na2
CO3
159 27 3, 5, 6 0,600 30 36 122 Na2
CO3
53 28 1, 2, 3 0,700 70 48 100 Na3
PO4
70 29
| |||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||||