МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И

НАУКИ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

КАЗАНСКИЙ ГОСУДАРСТВЕННЫЙ АРХИТЕКТУРНО-СТРОИТЕЛЬНЫЙ

УНИВЕРСИТЕТ

Кафедра технологии строительных материалов изделий и

конструкций

ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИЕ МЕТОДЫ ИССЛЕДОВАНИЯ

СТРОИТЕЛЬНЫХ МАТЕРИАЛОВ

ХИМИЧЕСКИЙ АНАЛИЗ

Казань

2018

УДК 691

ББК 38.3

Физико-химические методы исследования строительных материалов: учебно-

методическое пособие к лабораторным и практическим занятиям по дисциплинам

«Физико-химические основы оценки состояния объектов недвижимости», «Химический

анализ», «Методы исследования строительных материалов» для студентов направления

подготовки 08.03.01 «Строительство» / Д.А. Аюпов, В.Х. Фахрутдинова. Казань: КГАСУ,

2018. – 78 с.

Печатается по решению Редакционно-издательского совета Казанского

государственного архитектурно-строительного университета

Данное учебно-методическое пособие предназначено для проведения лабораторных и

практических занятий студентов-бакалавров, направленных на изучение физико-

химических методов исследования строительных материалов.

Рецензент

Доцент кафедры строительных материалов КГАСУ

А.Р. Гайфуллин

УДК 691

ББК 38.3

© Казанский государственный

архитектурно-строительный

университет, 2018

© Аюпов Д.А. Фахрутдинова В.Х., 2018

Содержание

Введение…………………………………………………………………………..5

1. Качественный анализ неорганических веществ……………………….7

1.1 Основные понятия и определения качественного химического

анализа………………………………………………………………………….…-

1.2 Идентификация неорганического вещества химическими

методами................................................................................................................11

1.3 Лабораторная работа №1. Специфические реакции на катионы…....19

1.4 Лабораторная работа№2. Специфические реакции на анионы……...24

1.5 Лабораторная работа №3. Идентификация состава соли химическими

методами…………..……………………………………………………………..27

2. Объемный анализ неорганических веществ……………………………..30

2.1Сущность объёмного анализа и способы выражения концентраций в

нём……...…………………………………………………………………………..-

2.2 Способы выражения концентраций веществ…………………………..31

2.3 Переход от одних способов выражения концентрации к другим…....34

2.4 Растворы. Приготовление растворов химических добавок к бетонам

заданной концентрации……………………………………………………..…35

2.4.1 Плотность раствора……………………………………………………..36

2.4.2 Определение концентрации раствора по его плотности……..…….37

2.4.3 Лабораторная работа №4. Приготовление раствора заданной

процентной концентрации из навески соли………………………………...39

2.4.4 Лабораторная работа №5. Приготовление раствора заданной

процентной концентрации из более концентрированного раствора……41

2.5 Анализ агрессивности водной среды и аналитическое определение

жёсткости воды……………………………………………………………..…..53

2.5.1 Лабораторная работа №6. Определение рН среды с помощью

универсального индикатора и методом рН-метрии………………………....-

2.5.2 Лабораторная работа №7. Определение карбонатной жёсткости

воды титрованием хлороводородной (соляной) кислотой………...………54

2.5.3 Лабораторная работа №8. Определение общей жёсткости

трилонометрическим методом……………………………………………..…55

2.6 Лабораторная работа №9. Определение массовой доли

гигроскопической влаги………………………………………………………57

2.7 Лабораторная работа №10. Установление формулы природного

гипсового камня……………………………………………………………..…60

2.8 Лабораторная работа №11. Химический анализ природного

гипсового камня и продуктов его дегидратации………………………...…63

Заключение……………………………………………………………………...68

Рекомендуемая и использованная литературы……………………….……69

Приложения……………………………………………………………………..70

Введение

Физико-химические методы анализа широко применяются в

строительном материаловедении. Например, их применяют на производствах

строительных материалов и изделий при контроле сырья и выпускаемой

продукции, что является необходимым условием совершенствования и

развития такого рода производств. Кроме того, эти методы применяются при

оценке состояний объектов недвижимости, например при определении

качества воздушной среды помещения, водопроводной воды, идентификации

дефектов на фасадах, оценке степени износа конструкций (глубины

коррозии) и т.д.

Химический анализ строительных материалов основан на применении

химических реакций и является прикладным видом аналитической химии -

науки о методах исследования состава и структуры химических систем. С

помощью таких методов можно изучить строение и свойства материалов,

основные закономерности создания и разрушения их структур, разработать

прогрессивные технологические процессы получения материалов и изделий,

находить способы оценки и повышения их свойств.

Определение качественного и количественного химического состава

вещества, его структуры и системных взаимосвязей проводят методами

химического анализа. При этом необходимо, чтобы вещество или его

составные части обладали специфическими химическими или физическими

свойствами, которые называются аналитическими.

Лабораторный практикум «Физико-химические методы анализа

строительных материалов» является важной составной частью учебного

процесса подготовки бакалавров по направлению 08.03.01«Строительство».

В практикуме рассмотрены теоретические сведения об общих методах

химического анализа, необходимые для приобретения практических навыков

в проведении химического анализа сырья, полупродуктов и готовых изделий

(цементов и материалов цементного производства, известняка, доломита,

глины, песка, щебня, гравия, стекла, фарфора и т.д.). Выполнение

лабораторных работ обеспечит возможность непосредственно изучить

свойства некоторых строительных материалов и особенности их применения.

С помощью химического анализа можно решить следующие задачи:

1) выяснить природу исследуемого вещества, т.е. установить

происхождение данного вещества (органическое или неорганическое);

2) определить состав и содержание основного компонента (например,

золота в сплаве) и посторонних примесей (например, меди или серебра), в

данном образце;

3) установить химическую формулу неизвестного соединения

(например, какого-то минерала, реактива, лекарства и т.д.);

4) установить структуру вещества.

Анализ веществ включает два раздела:

1) качественный химический анализ - это определение (открытие)

химических элементов, ионов, атомов, атомных групп, молекул в

анализируемом веществе;

2) количественный химический анализ - это определение ко-

личественного состава вещества, т.е. установление количества химических

элементов, ионов, атомов, атомных групп, молекул в анализируемом

веществе. В конечном результате это экспериментальное определение

(измерение) концентрации (количества) химических элементов (соединений)

или их форм в анализируемом веществе, выраженное в виде границ

доверительного интервала или числа с указанием стандартного отклонения.

Выделение инструментальных методов анализа в самостоятельный

раздел аналитической химии до некоторой степени условно, поскольку с

помощью этих методов решаются задачи как качественного, так и

количественного анализа. Однако многообразие инструментальных методов

подтолкнуло авторов вынести данный раздел в отдельную часть работы.

1. Качественный анализ неорганических веществ

1.1 Основные понятия и определения качественного химического

анализа

Аналитическая химия - это наука об определении химического состава

веществ и отчасти их химического строения. По определению ИЮПАК

аналитическая химия - научная дисциплина, которая развивает и применяет

методы, общие подходы и приборы для получения информации о составе и

природе вещества в пространстве и времени.

Химический анализ представляет собой совокупность действий,

имеющих целью получение информации о химическом составе

анализируемого объекта. Основные этапы химического анализа: отбор

пробы, подготовка образца к анализу, выбор метода, устранение мешающего

влияния примесей, обнаружение (идентификация) и определение химических

веществ. Химический анализ вещества проводят с целью установления

качественного и количественного его составов. При исследовании состава

веществ качественный анализ всегда предшествует количественному.

Качественный анализ устанавливает, какие элементы, ионы, группы

атомов или молекул входят в состав вещества. Основой методов

качественного анализа является регистрация аналитического сигнала,

возникающего при химическом или энергетическом воздействии на

вещество.

Аналитический сигнал - это измеряемое свойство вещества, которое

связано с его составом. Наличие аналитического сигнала свидетельствует о

качественном составе вещества, интенсивность сигнала дает информацию

количественного характера. По происхождению аналитического сигнала

различают химические, физико-химические и физические методы анализа.

Качественный химической анализ основан на использовании аналитической

реакции.

Аналитическая реакция - это химическое превращение

анализируемого вещества в какое-либо новое соединение,

сопровождающееся внешним эффектом (аналитическим сигналом) -

выпадением осадка, изменением цвета раствора, выделением газа. Вещество,

вызывающее химическое превращение, называют реагентом. Основные

характеристики аналитической реакции: чувствительность и селективность.

Чувствительность - это отклик аналитического сигнала на содержание

данного вещества. Математически оно выражается как приращение

интенсивности аналитического сигнала (ΔР), отнесенное к единице

приращения концентрации вещества (ΔС). Чем больше эта величина, тем

меньшее количество вещества можно обнаружить, получая один и тот же

аналитический сигнал. В настоящее время чувствительность химической

реакции принято называть нижним пределом определения (НПО).

НПО - минимальная концентрация открываемого компонента, которую

можно обнаружить с помощью данной реакции с надежностью 0,3. Ошибка

определения должна быть меньше 0,3 (30%). Для наиболее чувствительных

аналитических реакций НПО составляет 10-3-10-5 моль/л (10-4-10-6 г/мл).

Чувствительность химической реакции зависит от природы химического

соединения и способа детектирования.

Под селективностью понимается избирательность аналитической

реакции. При анализе сложных химических смесей ситуация осложняется

тем, что различные ионы могут давать одинаковый аналитический сигнал

при действии реагента. Устранить мешающие компоненты можно двумя

способами: маскированием и разделением.

Маскирование - это перевод посторонних компонентов в такую форму,

которая уже не оказывает мешающего влияния. Вещества, вводимые с целью

маскирования, называют маскирователями. Выделяют следующие группы

маскирователей:

1) вещества, образующие с мешающими ионами более устойчивые

комплексы, чем с определяемыми ионами;

2) вещества, предотвращающие кислотно-основные реакции с образованием

мaлорастворимых гидроксидов;

3) вещества, изменяющие степень окисления мешающего иона.

Разделение - это операция, в результате которой компоненты,

составляющие реакционную смесь, отделяются один от другого. Разделение

анализируемого и мешающего элементов может осуществляться с помощью

следующих приемов: осаждения, кристаллизации, выпаривания, дистилляции

и т.д.

Идентификация - это определение качественного состава вещества

путем сопоставления аналитического сигнала неизвестного вещества с

соответствующей характеристикой известного. По тождественности

аналитического сигнала устанавливают идентичность исследуемого

неизвестного соединения известному. Идентификация неорганических

соединений основана главным образом на обнаружении катионов и анионов с

помощью аналитических химических реакций. По назначению

аналитические реакции делят на групповые, селективные и специфические.

Групповые реакции - это реакции, в которых целая группа ионов дает

одинаковый аналитический сигнал с данным реагентом. Реагент в таких

реакциях называют групповым.

Селективные реакции - это реакции, в которых ограниченное число

ионов (2-3) дает одинаковый аналитический сигнал с данным реагентом.

Реагент называют селективным.

Специфические реакции - это реакции, в которых аналитический

сигнал принадлежит одному иону. Реагент называют специфическим. Иногда

специфичность достигается изменением условий опыта, для чего необходимо

знать химические свойства всех компонентов, присутствующих в растворе.

Качественный химический анализ можно проводить систематически и

дробно.

Систематический анализ предполагает систематическое, последователь-

ное обнаружение и разделение компонентов с помощью групповых

реагентов. Идентификацию ионов внутри группы проводят, используя

селективные и специфические реакции. Для качественного анализа катионов

применяют различные схемы систематического анализа, согласно которым

разделение катионов на группы основано на различной растворимости

сульфидов, фосфатов, гидроксидов.

Анионы обычно классифицируют по признаку растворимости солей

бария (II) и серебра (I). Групповые реагенты в анализе анионов служат только

для их обнаружения (в отличие от катионов, где такие реагенты служат и для

их разделения). Полные схемы систематического качественного анализа

осуществляются редко. Обычно их используют частично в соответствии с

конкретным набором ионов. Химические методы качественного анализа

имеют практическое значение при необходимости обнаружения 1-2

элементов (ионов).

Наличие большого количества органических реагентов и развитие

капельного метода выполнения аналитической реакции стало основой для

создания дробного анализа. Дробный анализ проводят из раствора, используя

специфические реакции. Мешающие компоненты обычно изолируют

осаждением или маскированием.

По технике выполнения качественной аналитической реакции

различают пробирочный, капельный, микрокристаллоскопический, пирохи-

мический методы и метод растирания. В учебном практикуме в настоящее

время используются пробирочный, капельный и пирохимический методы.

Пробирочный анализ - метод анализа, в котором аналитическую реак-

цию проводят в пробирке с использованием растворов исследуемого

вещества и реагента.

Капельный анализ - метод микрохимического анализа, в котором

реакцию проводят с использованием капли раствора. Применяют различные

реакции, чаще всего протекающие с образованием окрашенных соединений.

Реакции выполняют на фильтровальной бумаге (иногда пропитанной

раствором реагента), или стеклянной пластинке. Благодаря различиям в

адсорбируемости продуктов аналитической реакции, они могут быть

обнаружены при совместном присутствии по характерно окрашенным

кольцам. Предел обнаружения веществ в этом случае составляет 0,1-0,001

мкг.

Пирохимический анализ включает наблюдение цвета пламени при

внесении в него исследуемого вещества и получение окрашенных перлов

сплавлением.

1.2 Идентификация неорганического вещества химическими

методами

Идентификация неорганического вещества состоит из ряда операций,

проводимых в определенной последовательности (рис. 1).

Рис. 1. Схема основных этапов проведения идентификации

неорганических веществ

Исследуемое вещество (сухой образец)

Предварительные наблюдения и испытания исследуемого образца

Выбор растворителя и перевод исследуемого образца в раствор

Обнаружение аналитической группы катиона и идентификация катиона

Обнаружение аналитической группы аниона и идентификация аниона

Составление химической формулы исследуемого вещества

Рассмотрим подробно каждый из перечисленных этапов идентификации.

Предварительные наблюдения и испытания

Предварительные наблюдения и испытания включают: 1) фиксирование

цвета образца; 2) наблюдение окрашивания пламени; 3) испытание на

выделение газообразных продуктов разложения под действием кислот и

щелочей: СО2↑, О2↑, NH3↑ и др.

1. Цвет кристаллов или раствора является важным признаком,

указывающим на присутствие тех или иных элементов. Известно, что

зеленую окраску имеют соли никеля(II), железа(II), хрома(III), голубую

(синюю) - соли меди(II), розовую - соли марганца(II), бурую - соли

железа(III), желтую - ион СrО42-, оранжевую - ион Сr2О7

2- и т.д.

2. Ряд элементов можно обнаружить, пользуясь их свойством

окрашивать бесцветное пламя горелки в определенный цвет (табл. 1).

Таблица 1

Окрашивание пламени летучими соединениями некоторых элементов

Элемент Na К Ва Са Sr Сu Рb

Окраска

пламени

желтая красно-

фиолетовая

зелено-

желтая

кирпично-

красная

карминово- красная зеленая бледно-

синяя

Технически идентификацию по окрашиванию пламени осуществляют

следующим образом. Берут стеклянную палочку с впаянной в нее

нихромовой проволочкой, конец которой имеет форму петли. Убеждаются,

прежде всего, в том, что проволочка чистая, т.е. при прокаливании пламя

горелки не окрашивается. В противном случае петлю смачивают раствором

НСl и прокаливают, пока пламя не станет бесцветным. После этого на

нихромовую петлю помещают исследуемое вещество (лучше сухой образец)

и вносят в пламя газовой горелки, визуально фиксируют окраску пламени и

далее сравнивают с данными табл. 1.

3. В ходе предварительных испытаний проверяют действие на

исследуемое вещество (лучше сухое) разбавленной серной кислоты. Если

образец содержит СО32- — ион, то должен выделяться газ СО2↑ бесцветный,

без запаха. Реакция с гидроксидом кальция положительна. При действии на

исследуемое вещество концентрированной серной кислоты может

выделиться NО2↑, бурный газ с резким запахом, что свидетельствует о

присутствии NO3--иона.

Если образец содержит NH4+ — ион, то при химической обработке его

раствором гидроксида натрия должен выделяться газ NH3↑, бесцветный, с

резким запахом.

Результаты визуального исследования необходимо записать и

использовать в ходе последующего анализа. Необходимо помнить, что

предварительные наблюдения носят предположительный характер и эти

предположения необходимо доказать соответствующими реакциями.

Выбор растворителя для перевода исследуемого образца в раствор

Анализ вещества ведется «мокрым» путем из растворов, поэтому его

начинают с подбора растворителя. Подбор растворителя осуществляют с

небольшим количеством вещества (несколько крупинок соли и 0,5-1 мл

растворителя).

Испытание соли на растворимость в различных растворителях проводят

в следующем порядке:

1) Н2O на холоде и при нагревании;

2) 2н СНЗСООН на холоде и при нагревании;

3) 2н НСl на холоде и при нагревании;

4) 2н HNO3 на холоде и при нагревании;

5) концентрированные кислоты НС1, HNO3 на холоде и при

нагревании;

6) избыток NаОН (КОН);

7) избыток NH3·Н2O.

При растворении исследуемого вещества в воде, кислотах и других

растворителях следует внимательно наблюдать за происходящими

явлениями, сопровождающими процесс растворения (изменение цвета,

выделение газа и др.).

После выбора растворителя готовят раствор для анализа. Для этого

берут большую часть образца (оставляя немного на случай проверки) и

растворяют в 5-10 мл выбранного растворителя при перемешивании раствора

стеклянной палочкой. В случае необходимости раствор нагревают до 80-90°С

на водяной бане. Раствор для анализа должен быть истинным (абсолютно

прозрачным).

Анализ соли, растворимой в воде. Обнаружение катиона

Открытие катиона в образце может производиться либо до, либо после

обнаружения аниона.

Для обнаружения катиона используют кислотно-основную

классификацию, согласно которой катионы делятся на шесть групп в

зависимости от их кислотно-основных свойств (рис. 2).

NaОН (2н) капля

NaOH (2н) избыток

раствор осадок

«амфотерная» группа «гидроксидная» и «аммиакатная» группа

раствор NH3∙H2O (изб.)

осадок

«аммиактаная группа» «гидроксидная группа»

Катионы «амфотерной» (Al3+, Cr3+, Zn2+), «гидроксидной» (Mn2+, Fe2+, Fe3+, Mg2+),

«аммиакатной» (Cu2+, Ni2+) групп

Осадок Al(OH)3, Cu(OH)2, Zn(OH)2, Mg(OH)2, Mn(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3, Cu(OH)2, Ni(OH)2

Mg(OH)2, Mn(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3,

Cu(OH)2, Ni(OH)2

Na[Al(OH)4], Na[Cr(OH)4], Na2[Zn(OH)4]

[Cu(NH3)4]2+, [Ni(NH3)6]

2+

Mg(OH)2, Mn(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3

Mg(OH)2, Mn(OH)2, Fe(OH)2, Fe(OH)3

Рис. 2. Схема обнаружения «амфотерной», «гидроксидной» и «аммиакатной»

групп

В систематическом анализе смеси, содержащей несколько катионов,

классификация используется для обнаружения и разделения различных групп

катионов. В анализе индивидуального вещества (например, соли)

классификация катионов используется только для обнаружения группы

катиона. В этом случае принцип определения катиона заключается в

следующем.

1. С помощью групповых реагентов определяют аналитическую группу,

к которой принадлежит искомый катион. Групповые реагенты используют в

последовательности, указанной в табл. 1 приложения.

2. Внутри группы катион идентифицируют, проводя соответствующие

селективные или специфические реакции. Более подробно описание

групповых, селективных и специфических реакций на катионы приведено в

разделах «Определение аналитической группы катионов» и «Селективные

реакции катионов» и в табл. 2 приложения.

Определение аналитической группы катионов

Работа по определению аналитической группы катионов ведется

следующим образом.

I. Обнаружение «хлоридной» группы катионов (Pb2+). К двум каплям

анализируемого раствора прибавить одну каплю НСl (2н). Выпадение белого

осадка указывает на присутствие катиона «хлоридной» группы:

Pb2++2НС1→РbС12↓+2Н+

Осадок РbС12 должен раствориться при нагревании. Для понижения

растворимости PbCl2 в исследуемый раствор добавляют этиловый спирт.

II. Обнаружение «сульфатной» группы катионов (Ва2+, Sr2+, Са2+). Если

проба на «хлоридную» группу дала отрицательный результат, то к новой

порции (двум каплям) исследуемого раствора надо добавить H2SO4 (2н).

Выпадение белого осадка укажет на присутствие катионов этой группы (Ва2+,

Sr2+). Присутствие Са2+ доказывается отдельной реакцией. СаSO4 может

выделиться только из концентрированных солей кальция. В анализе для

понижения растворимости сульфата кальция добавляют этиловый спирт. Ва2+

химически более активен, чем Sr2+ и Са2+, поэтому анализ катионов внутри

группы следует начинать с обнаружения Ва2+.

III. Обнаружение «амфотерной» группы катионов (Аl3+, Сr3+, Zn2+).

Общее аналитическое свойство катионов этой группы — образование

амфотерных гидроксидов, т.е. гидроксидов, растворимых в избытке NаОН.

Групповой регент — раствор NaOH (2н), взятый в избытке. На данном

явлении основано отделение катионов III группы от катионов IV, V групп.

Пробу на катионы III, IV и V групп можно осуществлять только при

отсутствии катионов I и II групп. Последовательность обнаружения катионов

III, IV и V групп приведена на рис. 2.

К двум каплям раствора необходимо по каплям добавлять NaOH. Если

выпавший осадок гидроксида растворится в избытке щелочи, то могут

присутствовать катионы А13+, Сr3+, Zn2+:

А13++4NaOH→Na[А1(ОН)4]+3Nа+ тетрагидроксоалюминат (III) натрия;

Сг3++4NаОН→Nа[Сr(ОН)4]+3Na+ тетрагидроксохромат (II) натрия;

Zn+4NaOH→Na2[Zn(ОН)4]+2Nа+ тетрагидроксоцинкат(II) натрия.

IV и V. Обнаружение «гидроксидной» и «аммиакатной» групп катионов

(Mg2+, Мn2+, Fe2+, Fе3+, Cu2+, Ni2+).

Если осадок при действии щелочи, взятой в избытке, не растворился, то

могут присутствовать ионы «гидроксидной» (Mg2+, Мn2+, Fe2+, Fе3+) или

«аммиакатной» групп (Сu2+, Ni2+). Для уточнения принадлежности катионов

к одной из этих двух групп к осадку гидроксида необходимо добавить

избыток концентрированного раствора NH3∙Н2O. Если осадок растворился, то

присутствуют катионы «аммиакатной группы», если не растворился —

«гидроксидной». В качестве примера можно привести следующие реакции

для Мn2+ (IV группа катионов) и Сu2+ (V группа катионов):

Мn2++ 2NаOH→Mn(ОН)2↓+2Na+;

Сu2++ 2NaOH→Сu(ОН)2↓+ 2Na+;

Сu(OН)2 + 4NН3∙H2О→[Сu(NH3)4]2++ 2OН-+ 4H2O.

Последовательность разделения и обнаружения катионов III, IV, V групп

приведена на рис. 2.

VI. Обнаружение «растворимой» группы катионов (NH4+, К+, Na+).

Преобладающее большинство солей, образуемых катионами данной группы

легко растворимо в воде. Поэтому в ходе систематического анализа при

последовательном осаждении катионов «хлоридной», «сульфатной»,

«амфотерной», «гидроксидной» и «аммиакатной» групп катионы VI группы

остаются в растворе. Группового реагента VI группа катионов не имеет.

«Растворимая» группа определяется методом исключения.

Специальной пробой нужно еще раз убедиться в отсутствии всех других

катионов. Для этого к двум-трем каплям раствора следует по каплям

прибавить раствор Na2HPO4. Если осадок не образуется, можно приступать к

обнаружению катионов «растворимой» группы: NН4+, К+, Na+.

В ряду Na+, К+, NН4+ химическая активность увеличивается, соответ-

ственно, ионному потенциалу: 1,0; 0,8; 0,7. Поэтому внутри группы анализ

следует начинать с определения NH4+.

Обнаружение анионов

Классификация анионов основана на различной растворимости их

бариевых и серебряных солей. Групповыми реагентами являются растворы

хлорида бария и нитрата серебра. По различной растворимости солей бария и

серебра анионы делят на три аналитические группы (табл. 3 приложения).

Последовательность работы при анализе анионов

В ходе работы производятся испытания на присутствие первой и второй

групп анионов, а также анионов неустойчивых кислот, анионов-окислителей

и восстановителей. После обнаружения группы анионов осуществляется

идентификация отдельного аниона с помощью селективных реакций (табл. 4

приложения и раздел «Специфические реакции на анионы»).

Обнаружение анионов I группы (SO42-, СО3

2-, С2O42-, РО4

3-, СrO42-, Сr2O7

2-).

Растворы солей бария образуют с анионами I группы кристаллические

осадки белого цвета, растворимые в минеральных кислотах НСl, НNО3 (за

исключением SO42-). Для их обнаружения к 2-3 каплям исследуемого

раствора необходимо прибавить 4-5 капель раствора ВаС12. Выпадение

осадка свидетельствует о присутствии анионов I группы.

Обнаружение анионов II группы (С1-, Вr-, I-).

Анионы второй группы осаждаются раствором нитрата серебра АgNО3 в

виде галогенидов серебра. К 2-3 каплям раствора добавляют 4-5 капель

раствора АgNО3 в азотной кислоте. Образование осадка свидетельствует о

наличии анионов II группы.

Обнаружение анионов III группы (СН3СОО-, NО3-).

Анионы третьей группы образуют с ВаС12 и АgNO3 растворимые в воде

соединения, поэтому принадлежность аниона к третьей группе

устанавливается методом исключения.

Обнаружения анионов неустойчивых кислот (СO32-).

К 3-4 каплям раствора добавляют 3-5 капель 2н НСl. Выделение

пузырьков газа в объеме раствора, если его рН<5, свидетельствует о

присутствии СO32-.

Обнаружение анионов-окислителей (СrO42-, Сг2O7

2-).

Для обнаружения анионов-окислителей необходимо к 2 каплям раствора

прибавить 2-3 капли 2н H2SO4, 0,5 мл бензола и 2 капли КI. Фиолетовая

окраска бензольного слоя укажет на присутствие анионов окислителей.

Обнаружение анионов-восстановителей (С2O42- , Сl-, Вr- , I-).

Для обнаружения анионов-восстановителей надо к 2-3 каплям 2н H2SO4

и одной капле КМnO4 добавить 3 капли анализируемого раствора.

Отсутствие фиолетовой окраски раствора укажет на наличие в нем анионов-

восстановителей.

1.3 Лабораторная работа №1

Специфические реакции на катионы

Первая группа катионов. Эта группа катионов называется

«хлоридной» группой: Аg+, Рb2+, Нg22+. Групповым реактивом является

раствор 2н соляной кислоты НСl. Образующиеся хлориды АgС1, РbСl2,

Нg2С12 нерастворимы в разбавленных кислотах.

Специфическими и селективными реакциями являются следующие.

Реакции ионов серебра

1. Хромат калия – К2СrO4 с ионами серебра образуют кирпично-красный

осадок хромата серебра:

2Аg++ СrO42-→Аg2СrO4↓

оптимальное значение рН = 6,5 - 7,5.

2. Иодид калия КI с ионами серебра образует желтый осадок иодида

серебра, нерастворимый в аммиаке:

Аg+ + I-→АgI↓.

Реакции ионов свинца

1. Хромат калия К2СrO4 с ионами свинца образует желтый осадок

хромата свинца

Рb2+ + СrО42- → РbСrO4.

Осадок растворим в щелочах и в азотной кислоте, нерастворим в других

кислотах и аммиаке.

2. Иодид калия с ионами свинца образует ярко-желтый осадок Рb2+ + 2I-

→ РbI2↓.

Вторая группа катионов: Ва2+, Са2+, Рb2+ называется «сульфатной».

Групповым реактивом является раствор 2н серной кислоты, образующий

осадки: ВаSO4, SrSO4, СаSO4, (РbSО4), нерастворимые в кислотах.

Специфическими реакциями являются следующие.

Реакции ионов бария

Бихромат калия К2Сr2О7 в ацетатном буферном растворе с ионами бария

образует желтый кристаллический осадок хромата бария

2Ва2+ + Сr2O72- + 2СНзСОО- + Н2O → 2ВаСrО4↓ + СНЗСООН

(К ионам бария добавляют раствор 2СНЗСОONа и бихромат калия,

смесь нагревают на водяной бане).

Реакция ионов стронция

1. Гипсовая вода (насыщенный раствор CaSO4) c ионами стронция

образует белый осадок сульфата стронция:

Sr2+ + SO42-→SrSO4↓.

Раствор необходимо нагреть на водяной бане, при этом наблюдая

помутнение.

2. Оксалат аммония (NН4)2С2О4 с ионами стронция образует белый

осадок оксалата стронция

Sr2+ + С2O42-→SrС2O4↓

Реакции ионов кальция

Оксалат аммония (NН4)2С2O4 с ионами кальция образует белый

кристаллический осадок оксалата кальция

Са2+ + С2O42- →СаС2O4↓.

К соли кальция первоначально добавляют уксусную кислоту, а после

введения оксалата аммония добавляют аммиак.

Серная кислота с ионами кальция образует характерные по форме

кристаллы гипса - игольчатые кристаллы в форме пучков или звездочек.

Третья группа катионов: А13+, Сr3+, Zn2+, Sn2+, Sn4+ - так называемая

«амфотерная» группа. Групповым реактивом является избыток раствора

щелочи NаОН. Образующиеся гидроксиды амфотерны, растворимы в

избытке щелочи с образованием гидроксоионов состава [А1(ОН)6]3-,

[Сr(ОН)6]3-, [Zn(ОН)4]

2-, [Sn(ОН)4]2-, [Sn(ОН)6]

2-.

Специфическими реакциями являются следующие.

Реакции ионов алюминия

1. Раствор аммиака NН4ОН с ионами алюминия образует белый

амфотерный осадок гидроксида алюминия

Аl3+ + 3OН- → Al(ОН)3↓.

Осадок нерастворим в аммиаке, но растворим в щелочи.

2. Ализарин С14Н6O2(ОН)2 в аммиачной среде с ионами алюминия

образует ярко-красное малорастворимое соединение.

Реакции ионов хрома (III)

1. Раствор аммиака с ионами хрома (III) образует серо-зеленый осадок

гидроксида хрома (III)

Сrз+ + ЗОН- → Сr(ОН)3↓

Осадок растворим в щелочи.

Сr(ОН)3 + 3ОН- → [Сr(ОН)6]3-

2. Трилон-Б с ионами хрома (III) образует при кипячении фиолетового

цвета комплексонат хрома (III).

Реакции ионов цинка

1. Тетрароданомеркуриат аммония (NH4)2[Hg(СNS)4] с ионами цинка

образует белый кристаллический осадок тетрароданомеркуриата цинка:

Zn2+ + [Нg(CNS)4]2- → Zn[Нg(CNS)4]↓.

Добавление в раствор соли цинка, немного раствора соли СоSO4

вызывает выпадение голубого осадка (Zn, Со) [Hg(CNS)4].

2. Желтая кровяная соль К4[Fе(CN)6] с ионами цинка образует белый

осадок.

Zn2+ + [Fе(СN)6]4- → Zn2[Fe(CN)6]↓

Четвертая группа катионов называется «гидроксидная», к ней

принадлежат катионы: Мg2+, Мn2+, Fе2+, Fе3+, Bi3+. Групповым реактивом

является 4н раствор щелочи, дающий нерастворимые гидроксиды Мg(ОН)2,

Мn(ОН)2, Fе(ОН)2, Fе(ОН)3, Вi(ОН)3.

Реакции ионов железа (II), (III)

1. Красная кровяная соль – К3[Fe(CN)6] с ионами железа (II) образует

осадок «турнбулевой сини»:

3Fe2+ + 2[Fe(СN)6]3- → Fе3[Fe(CN)6]2↓

2. Диметилглиоксим С4Н6N2(ОН)2 с ионами железа (II) образует в

аммиачных растворах комплексное соединение красного цвета.

3. Роданид аммония (калия) с ионами железа (III) образует в

слабокислых растворах кроваво-красного цвета раствор:

Fe3++3CNS- → Fе(CNS)3.

4. Желтая кровяная соль К4[Fe(CN)6] с ионами железа (III) образует

темно-синюю «берлинскую лазурь»:

К++Fе3++ [Fе(CN)6]4- → КFе[Fе(СN)6]↓

Реакции ионов марганца

1. Гидроксид натрия с ионами марганца (II) образует белый осадок

Mn(ОН)2, который со временем окисляется до желто-бурого МnО2↓:

Мn2++2ОН- → Мn(ОН)2↓.

2. Висмутат натрия NаВiО3 в азотно-кислой среде с ионами марганца

(II) образует красно-фиолетового цвета перманганат ион:

2Мn2++ 5NaBiO3 + 14Н+ → 2МnО4- + 5Вi3+ + 5Nа+ + 7Н2O

Реакции ионов магния

1. Гидрофосфат натрия Nа2НРО4 в присутствии аммиака и хлорида

аммония с ионами магния образуют белый кристаллический осадок фосфата

аммония магния

Мg2+ + РО43- + NН4

+ → МgNН4РО4↓

Пятая группа катионов включает катионы: Cu2+, Со2+, Ni2+, Сd2+ -

носит название «аммиакатная» группа. Групповой реактив - избыток

аммиака. Гидроксиды металлов образуют с избытком аммиака растворимые в

воде аммиакаты: [Сu(NНз)4]2+, [Со(NНз)6]

2+, [Ni(NНз)6]2+, [Сd(NН3)6]

2+.

Специфическими реакциями являются следующие.

Реакции ионов меди (II)

1. Раствор аммиака с ионами меди (II) образует интенсивно синего цвета

аммиакат меди (II):

Сu2+ + 4NНз→ [Сu(NН3)4]2+.

2. Желтая кровяная соль - К4[Fe(CN)6] с ионами меди (II) образует

красно-коричневый осадок:

2Сu2+ + [Fе(СN)6]4- → Сu2[Fе(СN)6]↓.

Реакции ионов кобальта (II)

1. Роданид аммония NН4СNS с ионами кобальта (II) образует осадок

сине-голубого цвета:

Cо2++2NH4++4СNS-→(NН4)2[Cо(CNS)4]↓

2. Тетрароданомеркурат (II) аммония - (NH4)2[Нg(СNS)4] с ионами

кобальта (II) образует синего цвета осадок: (в присутствии Zn2+ реакция

ускоряется):

Cо2++ [Нg(СNS)4]2- + Zn2+ → (Cо, Zn) [Нg(СNS)4]↓.

Реакции ионов никеля

Диметилглиокcим - реактив Чугаева с ионами никеля (II) образует

красного цвета осадок диметилглиоксимата никеля (II).

Шестая группа катионов: К+, Nа+, NH4+ не имеет группового реактива

и носит название «растворимой» группы.

Поэтому для их определения используют специфические и селективные

реагенты.

Реакции ионов аммония

1. Гидроксид натрия - NаОН с ионами аммония образует газообразный

аммиак NH4+ + ОН- → NН3↑+Н2O

2. Реактив Несслера – К2[HgI4] + КОН с ионами аммония образует

желтый осадок - дииододимеркурат аммония:

I-Hg

NH4++2[HgI4]

2-+2OH-→ NH2I+5I-+2H2O

I-Hg

Реакции катионов калия

1. Гексанитрокобальтат (III) натрия - Na3[Со(NO2)6] с ионами калия

образует желтый осадок гексанитрокобальтата натрия и калия:

2К++Nа++ [Со(NО2)6]3- → K2Na[Со(NO2)6]↓.

2. Гидротартрат натрия NаHС4Н4O6 с ионами калия образует белый

кристаллический осадок гидротартрата калия:

К++НС4Н4О6-→ КНС4Н4O6↓.

Реакции катионов натрия

1. Окрашивание пламени в желтый цвет.

2. Дигидроантимонат калия КН2SbО4 с ионами натрия образует белый

кристаллический осадок дигидроантимоната натрия:

Nа++Н2SbО4-→ NаН2SbО4↓.

1.4 Лабораторная работа№2

Специфические реакции на анионы

Первая группа анионов. К этой группе относятся анионы: SО42- , СО3

2-,

РО43-, S2Oз

2-, С2O42-, СrO4

2- (Сr2O72-). Групповой реактив - 2н раствор BaCl2 в

нейтральном или аммиачном растворе, поэтому эта группа анионов и

называется «бариевая» группа.

Реакции сульфат-ионов - SО42-.

1. Нитрат свинца (II) - Pb(NO3)2 образует с сульфат-ионом белый

кристаллический осадок: SО42-+Рb2+→PbSO4↓.

2. Хлорид бария – BaCl2 образует с сульфат-ионом белый осадок:

SO42-+Ва2+→ ВаSО4↓.

Реакции карбонат-ионов - СO32-

1. Сильные кислоты образуют с карбонат-ионом диоксид углерода:

СО32-+2Н+→СО2↑+Н2O

2. Хлорид бария - ВаСl2 образует с карбонат-ионом белый осадок:

СО32-+Ва2+ → ВаСОз↓

Реакции фосфат-ионов - РO43-

Магнезиальная смесь - MgCl2, NН4OН, NН4Сl образует с фосфат-ионом

белый кристаллический осадок:

РО43-+NН4

++Мg2+→МgNН4РО4↓.

Молибденовая жидкость - (NH4)2МоO4 в присутствии НNО3 образует с

фосфат-ионом желтый кристаллический осадок:

РО43-+12МоО4

2-+3NН4+→(NH4)3[Р(Мо3O10)4] + 12Н2O.

Осадок растворим в избытке фосфата, щелочах и аммиаке.

Реакции оксалат-ионов - С2O42-

1. Перманганат калия - КMnO4 в кислой среде при нагревании до 80°С в

присутствии оксалат-иона обесцвечивается:

5С2О42-+2MnO4

-+16H+→2Mn2++10СО2↑+8Н2О.

2. Хлорид бария - ВаСl2 образует с оксaлат-ионом белый осадок:

С2O42-+Bа2+→BаC2O4↓

Реакции хромат-ионов - СrO42-

1. Хлорид бария - ВаСl2 образует с хромат-ионом желтый осадок:

CrO42-+Ва2+→ВаСrО4↓.

2. Пероксид - Н2O2 в зависимости от условий образует с бихромат-ионом

различные пероксокомплексы хрома:

К2Сr2O7+6Н2O2=2КСrO(O2)2OH+5H2O+О2↑ (фиолетовый рН≈7).

Реакции тиосульфат-ионов - S2О32-

1. Нитрат серебра - AgNO3 (избыток) белый осадок тиосульфата серебра,

который желтея, бурея, превращается в черный осадок сульфида серебра:

2Аg++S2О32-→Аg2S2O3↓;

Аg2S2O3+H2O→Ag2S↓+2Н++SO42-.

2. Кислоты – НNО3, Н2SО4 выделяют из раствора тиосульфатов

свободную H2S2O3, которая разлагается на Н2O, SO2 и серу:

S2O32-+2Н+→Н2S2O3, Н2S2О3→H2O+SО2↑+S↓.

Вторую группу анионов образуют анионы: Сl-, Вr-, I-. Группа называется

«серебряной», потому что групповой реактив 2н раствор AgNO3 в

присутствии 2н раствора HNO3.

Реакции хлорид-ионов Сl-

1. Нитрат серебра - AgNO3 образует с хлорид-ионом белый творожистый

осадок:

Сl-+Аg+→АgCl↓.

Осадок не растворим в кислотах, щелочах, но растворим в аммиаке:

АgСl+2NН4OН → [Аg(NН3)2]Сl+2Н2O.

При добавлении HNO3 снова выпадает осадок:

[Аg(NН3)2]Сl+НNO3 → АgCl↓+2NH4NO3.

2. Перманганат калия КМnO4 в присутствии H2SO4 образует с хлорид-

ионом элементарный хлор:

10Сl-+2МnO4- +16Н+→5Сl2+2Мn2++8Н2О.

Реакции бромид-ионов Вr-

1. Нитрат серебра АgNО3 образует с бромид-ионом желтоватый осадок:

Вr- + Ag+ = АgВr↓.

2. Хлорная вода (водный раствор Сl2) образует с бромид-ионом бурого

цвета элементарный бром (в присутствии бензола - «бурое кольцо»):

2Br- + Сl2 = Br2+2Сl-.

Реакции иодид-ионов I-

1. Нитрат серебра образует с иодид-ионом желтого цвета осадок:

I-+Ag+→AgI↓

2. Нитрат свинца - Рb(NO3)2 образует с иодид-ионом желтый осадок:

2I- + Рb2+ →РbI2↓

Осадок нерастворим в аммиаке и азотной кислоте.

3. Хлорная вода образует с иодид-ионом фиолетового цвета

элементарный иод (в присутствии бензола - «желтое кольцо»):

2I- + C12 →I2↓+2Cl-

выделяющийся йод окрашивает подкрахмаленную бумагу в синий цвет.

Третья группа анионов: NO3-, МnO4

-, СН3СОО-, групповой реактив от-

сутствует, поэтому группу называют «растворимой».

Реакции ацетат-ионов СНЗСОО-

1. Хлорид железа (III) – FеCl3 образует с ацетат-ионом красно-бурый

ацетат железа:

СН3СОО-+ FеС13 →Fе(СНЗСОО)3↓ + 3Сl-

2. Амиловый спирт С5Н11ОН в присутствии Н2SО4 (конц.) при

нагревании на водяной бане с ацетат-ионом образует амилацетат с

характерным запахом грушевой эссенции:

СН3СООН + С5Н11ОН →СН3СООС5H11+H2O.

Реакции нитрат-ионов

1. Металлическая медь в присутствии конц. серной кислоты с нитрат-

ионом выделяет оксид азота (II):

2NО3-+ 3Cu + 8Н+ → 2NO↑+3Cu2++4Н2O,

окисление NО дает бурый газ NO2 («лисий хвост»).

2. Сульфат железа (II) FеSO4 (кристаллы) в присутствии конц. Н2SО4

образует с нитрат-ионом бурое кольцо:

6Fе2++2НNО3 + 6Н+ → 6Fе3++2NО↑+4Н2О;

[Fе (H2O)6]2++NO → [Fе(H2O)5NO]2++H2О.

1.5 Лабораторная работа №3

Идентификация состава соли химическими методами

Цель работы: обнаружение катиона, обнаружение аниона, составление

химической формулы анализируемой соли.

Ход работы

1. Предварительное наблюдение: светло-зеленое, мелкокристаллическое

вещество.

2. Растворение вещества: анализируемое соединение хорошо растворимо

в воде.

3. Результаты определения катиона и аниона заносят в табл. 2

Таблица 2

Примерная запись результатов химического анализа

Цель

определения реагент

Наблюдаемый

эффект,

уравнения реакций

Вывод

Определение катиона

Определение

I гр. Kt НС1 (2н) Нет осадка Нет I гр. Кt

Определение

III гр. Kt Н2SO4 (2н) Нет осадка Нет II гр. Kt

Выпал осадок

Ktn+ + ОН-

→Кt(ОН)n↓

Есть III, IV или V гр. Кt Определение

III—V гр. Kt NaOH (2н) 1-2 капли

Определение

III гр. Kt

NаОН (2н) в избытке (к

осадку гидроксида

добавить 10-15 капель

NaOH (2н))

Осадок не

растворился Нет III гр. Kt.

Определение

V гр. Kt

NаОН (2н) к осадку

гидроксида добавить по 10-

15 капель:

1)NaOH (2н)

2) NН3∙Н2О (2н)

Осадок не

растворился

Нет V гр. Kt, есть IV гр.

Kt

Fe2+; Fe3+; Mn2+; Mg2+

Идентификация

Fе2+ К3[Fe(CN)6]

Выпал осадок

синего

цвета:

Fе2++К3[Fе(CN)6]→

КFе[Fе(СN)6]↓ +2К+

Есть Fe2+

Определение аниона

Определение

I гр. Аn ВаС12

Выпал осадок

Ва2+ +Аn2-→ВаАn↓

Есть I гр. Аn: (SО42-,

СO32-, C2O4

2-, РО43-,

СrO42-, Сr2O7

2-)

Идентификация

SO42-

НNО3 (1:1) или НС1

(1:1) к осадку

Осадок не

растворился

Ва2++SО42-→ВаSO4↓

Есть SO42-

Вывод. Исследуемая соль является сульфатом железа(II) - FeSO4.

Примеры идентификации веществ

Вещество, растворимое в воде

Дано белое кристаллическое вещество (например, NаNО3). По внешнему

виду можно предположить, что это вещество не содержит окрашенных кати-

онов и анионов. Следовательно, в растворе нет ионов меди, никеля,

марганца, хрома, а из анионов - хромата или бихромата.

Предварительные наблюдения

Окрашивание пламени. Если испытуемое вещество окрашивает пламя

горелки в интенсивно желтый цвет, то можно предположить, что это соль

натрия. При действии кислот на вещество газы не выделяются.

Следовательно, анализируемое соединение не является карбонатом.

Растворение вещества. Исследуемое соединение хорошо растворяется в

воде.

Определение рН. Водный раствор исследуемого вещества имеет рН=7.

Следовательно, можно предположить, это соль равных по силе кислоты и

основания.

Обнаружение катиона. Так как предварительное испытание

окрашивания пламени указало на натрий, то к трем-четырем каплям раствора

необходимо прибавить несколько капель 2н раствора Nа2НРО4. Осадок не

образуется. Следовательно, искомый катион действительно принадлежит к

«растворимой» группе. Реактив Несслера не обнаруживает присутствия иона

NH4+. Реакция с Na3[Со(NO2)6] также не дает положительного эффекта.

Обнаружение аниона. На водный раствор анализируемого вещества

действуем раствором ВаС12. Осадок не образуется, следовательно, нет

анионов 1 группы. При добавлении АgNO3+HNО3 осадок не образуется,

следовательно, нет С1-- иона. Проводят реакцию на анионы III группы.

Найден нитрат-ион.

Вывод: анализируемое вещество - NaNO3.

Вещество, растворимое в 2н НС1

Предварительное наблюдение

Кристаллическое вещество ярко-голубого цвета (вероятно, соль меди).

Пламя горелки окрашивается в зеленый цвет (медь).

Растворение. Проба растворилась в 2н НСl с образованием голубого

раствора. При действии кислоты газ не выделялся.

Обнаружение катиона. При действии концентрированного аммиака

образуется осадок голубого цвета (нейтрализация), растворяющийся в

избытке аммиака с образованием раствора синего цвета. Можно считать, что

обнаруженный катион Сu2+.

Обнаружение аниона. Нитрата и карбоната в этом случае не может быть

обнаружено. Отсутствие хлорид-иона было доказано с помощью

свежеприготовленного азотнокислого раствора АgNO3. Отдельными

реакциями проверены анионы 1 группы, устойчивые в кислой среде. Найден

анион РO43-.

Вывод. Данное вещество представляет собой Сu3(PO4)2.

2. Объемный анализ неорганических веществ

2.1 Сущность объёмного анализа и способы выражения

концентраций в нём

Если качественный анализ определяет, что за вещество содержится в

исследуемом материале, то количественный анализ определяет его

концентрацию. В ближайшее время нам предстоит исследовать жёсткость

воды, т.е. количественно определить концентрацию растворённых в ней

солей. Для этого мы будем применять один из классических методов

количественного анализа – титриметрический или объёмный метод. В

титриметрическом анализе важно точное измерение объёма реактива

известной концентрации, затраченного на титрование. Титрование –

постепенное добавление (по каплям) раствора реагента контролируемого

объёма к анализируемому раствору.

Титрование основывается на справедливости соотношения:

c1V1 = c2V2,

где c1 – концентрация титранта,

V1 – затраченный объём титранта,

c2 – искомая концентрация известного вещества,

V2 – объём исследуемого раствора.

Лабораторное задание: определить концентрацию NaOH в воде.

NaOH +HCl = NaCl+H2O

По известной концентрации НСl можно определить концентрацию

неизвестного – NaOH (соблюдая закон эквивалентов). В качестве индикатора

используем метилоранж (1-2 капли).

c1V1 = c2V2 , где

c1 – конценрация HCl, 0,1н;

c2 – искомая концентрация NaOH;

V1 – объем HCl, потраченный на титрование;

V2 – объём NaOH, 100 мл.

2.2 Способы выражения концентраций веществ

1. Массовая доля – это отношение массы растворённого вещества к

массе раствора. Безразмерная величина. Выражается в долях единицы или

процентах.

ω = 𝑚1

𝑚,

ω (%) = 𝑚1

𝑚∗ 100%,

где:

ω — массовая доля растворённого вещества в долях,

ω(%) — массовая доля растворённого вещества в процентах,

m1 — масса растворённого вещества, г;

m — общая масса раствора (масса растворённого вещества плюс масса

растворителя), г.

2. Объёмная доля — отношение объёма растворённого вещества к

объёму раствора. Объёмная доля измеряется в долях единицы или в

процентах.

υ = 𝑉1

𝑉,

где:

V1 — объём растворённого вещества, л,

V — общий объём раствора, л.

3. Молярная доля - отношение количества молей растворённого

вещества к общему количеству молей всех веществ, составляющих раствор.

Мольную долю выражают в долях единицы.

Xj = 𝑣𝑗

∑ 𝑣𝑖𝑛𝑖=1

,

где v – количество компонентов,

n – число компонентов в растворе.

4. Молярная концентрация (молярность) – отношение числа молей

растворённого вещества к объёму раствора. Измеряется в моль/л.

СМ = 𝑣

𝑉,

где v – количество растворённого вещества, моль,

V – общий объём раствора, л;

5. Моляльная концентрация (моляльность) – отношение количества

растворённого вещества к массе растворителя. Измеряется в моль/кг.

Сm = 𝑣

𝑚2,

где v – количество растворённого вещества, моль,

m2 – масса растворителя, кг.

Для проведения расчётов в титриметрии вводят понятия эквивалента,

фактора эквивалентности и молярной массы эквивалента.

Эквивалент – условная или реальная частица вещества, которая может

быть эквивалентна (может вытеснять, присоединять, замещать) одному иону

водорода в кислотно-основной реакции или одному электрону в

окислительно-восстановительных реакциях. Это не число, это частица. Для

начала нужно определить, что же это за частица.

Пример: Н3PO4+NaOH=NaH2PO4+H2O.

1 молекула H3PO4 в данной реакции отдаёт 1 атом водорода. Значит

эквивалентом будет вещество H3PO4.

Пример: H3PO4+2NaOH = Na2HPO4+2H2O

Здесь молекула H3PO4 отдаёт 2 атома водорода. Значит один атом

водорода отдала бы мнимая частица ½ H3PO4, которая и будет эквивалентом

в данной реакции. У одного и того же вещества эквивалентом могут

выступать разные частицы!

Также заметьте, что понятие эквивалент применимо к любому

веществу, а не только, например, к ионам металлов (здесь натрия),

способным замещать ион водорода. Эквивалент представляет собой частицу,

то есть наименование вещества и стехиометрический коэффициент,

называемый фактором эквивалентности.

Молярная масса эквивалента вещества – это масса одного моля

эквивалента этого вещества, равная произведению фактора эквивалентности

на молярную массу вещества. То есть в случае второй реакции молярная

масса эквивалента составит (3+31+16*4)/2.

6. Нормальная (эквивалентная) концентрация (нормальность) –

отношение числа эквивалентов растворённого вещества к объёму раствора.

Измеряется в г-экв/л или моль-экв/л.

Сн = 𝑣

𝑉𝑓𝑒𝑞,

где v – количество растворённого вещества, моль,

V – общий объём раствора, л,

feq – фактор эквивалентности.

Нормальная концентрация может отличаться в зависимости от реакции,

в которой участвует вещество. Например, одномолярный раствор

H2SO4 будет однонормальным, если он предназначается для реакции со

щёлочью с образованием гидросульфата калия KHSO4, и двухнормальным в

реакции с образованием K2SO4.

Зачастую эквивалентом называют как саму частицу, так и фактор

эквивалентности, а также молярную массу эквивалента.

Эквивалентная масса вещества (молярная масса эквивалента вещества):

mэкв(оксида) = Моксида/(число атомов кислорода·2);

mэкв(основания) = Моснования/кислотность основания;

mэкв(кислоты) = Мкислоты/основность кислоты;

mэкв(соли) = Мсоли/(число атомов металла·валентность металла).

Можно отметить, что в большинстве случаев кислотность основания

равна числу гидроксильных групп в формуле основания, а основность

кислоты равна числу атомов водорода в формуле кислоты.

Как показано выше на примере ортофосфорной кислоты, это не всегда

так.

7. Титр раствора – масса растворённого вещества в 1 мл раствора.

T = 𝑚1

𝑉,

где:

m1 — объём растворённого вещества, л,

V — общий объём раствора, л.

Задача: определить титр 0,1Н раствора HCl.

Решение:

ММ (HCl) = 36,5 г/моль

0,1 н раствор содержит 0,1 эквивалент массой 36,5 г/моль, то есть 3,65 г-

экв/л.

Титр – это г/мл. Значит концентрация = 0,00365 г/мл.

2.3 Переход от одних способов выражения концентрации к другим

Для перехода от концентраций, выраженных в процентах, к кон-

центрациям, выраженным в единицах нормальности и молярности и обратно,

необходимо знать плотности ρ соответствующих растворов.

В табл. 3. приведены формулы для пересчета одного вида концентрации

в другую.

Примечание: m1 - масса растворенного вещества; m - масса раствора; М

- молярная масса растворенного вещества; ρ - плотность раствора; Э -

эквивалент растворенного вещества; V - объем раствора, л.

Таблица 3

Пересчет концентраций растворов

Данная

концентрация

Искомая концентрация

процентная, С% молярная, См нормальная, Сн Титр, Т

С% С%= 𝒎𝟏∗𝟏𝟎𝟎

𝒎 СМ =

С%∗𝝆∗𝟏𝟎

М СН =

С%∗𝝆∗𝟏𝟎

Э Т =

С%∗𝝆

𝟏𝟎𝟎

См С%= 𝑪𝐌∗М

𝟏𝟎𝝆 СМ =

𝒎𝟏

𝑴∗𝑽 СН = -

СМ∗М

Э Т =

СМ∗М

𝟏𝟎𝟎𝟎

Сн С%= 𝑪𝐌∗Э

𝟏𝟎𝝆 СM = -

𝑪н∗Э

𝑴 СН =

𝒎𝟏

Э∗𝑽 Т =

См∗Э

𝟏𝟎𝟎𝟎

Т С%= Т∗𝟏𝟎𝟎

−𝝆 СМ =

Т∗𝟏𝟎𝟎𝟎

𝑴 СН =

Т∗𝟏𝟎𝟎𝟎

Э Т =

𝒎𝟏

𝑽

2.4 Растворы. Приготовление растворов химических добавок к бетонам

заданной концентрации

Цель работы - ознакомиться с номенклатурой и назначением хи-

мических добавок в бетоны, приобрести экспериментальные навыки по

приготовлению их растворов различной концентрации, а также стандартных

растворов реактивов.

В современной технологии сборного железобетона большое значение

имеет улучшение качества бетонных смесей. С этой целью, в частности, в

них вводятся водные растворы различных химических добавок в виде

отдельных компонентов или их сочетаний. Например, для повышения

защитного действия бетона по отношению к стальной арматуре конструкций,

предназначенных для эксплуатации в условиях воздействия агрессивных

сред, в состав бетонной смеси вводятся ингибиторы коррозии стали для

предотвращения замерзания бетона - противоморозные добавки и т. д.

Оптимальное количество добавок устанавливается экспериментально при

подборе состава бетона. Номенклатура химических добавок и рекомендаций

по их применению приводятся в специальной литературе.

Для установления технических требований к вяжущим веществам

проводятся химические анализы, в которых применяются стандартные

растворы реактивов. Поэтому специалисты строительно-технологической

подготовки должны хорошо знать свойства растворов, способы расчетов их

концентрации, уметь приготавливать растворы заданной концентрации и

различного назначения.

2.4.1 Плотность раствора

Раствором называется однофазная система переменного состава,

состоящая из двух или более компонентов.

Плотность раствора - это отношение его массы к объему. Единицей

плотности в Международной системе (СИ) является кг/м3.

Эта единица слишком велика для лабораторной практики. В связи с этим

применяется внесистемная единица г/см3. Она с точностью совпадает с

единицей системы ЕГС, т.к. 1 л = 1000,028 см3, а 1 мл = 1,000028 см3.

Плотность в г/см3 обозначается буквой ρ.

Плотность раствора может быть определена при помощи пикнометра,

гидростатических весов, ареометра. Наиболее простой и быстрый способ -

измерение ареометром. Применение ареометра основано на законе Архимеда

- плавающее тело погружается в жидкость до тех пор, пока масса

вытесненной им жидкости не станет равной массе самого тела.

Ареометр представляет собой пустотелый стеклянный поплавок.

Нижняя его часть заполняется грузом (дробь или ртуть), благодаря которому

ареометр, погруженный в жидкость, поддерживается в вертикальном

положении. Верхняя часть ареометра узкая трубка, в которой находится

шкала с делениями, соответствующими различным значениям плотности.

Ареометр калибруется при определенной температуре, которая указывается

на шкале. Символ ρ420 означает, что плотность определена при 20°С и

отнесена к плотности воды при 4°С - температуре ее максимальной

плотности, равной 1 г/см3.

Для того, чтобы увеличить точность измерения имеются наборы

ареометров, каждым из которых можно измерять плотность в очень узком

интервале значений. Такие наборы изготовляются для измерения плотностей

жидкостей легче и тяжелее воды. Ареометры, применяемые для определения

плотности жидкостей тяжелее воды, имеют нуль вверху шкалы, а для

жидкостей легче воды - внизу шкалы.

2.4.2 Определение концентрации раствора по его плотности

Между плотностью раствора и концентрацией растворенного вещества

существует непосредственная зависимость. Для наиболее часто применяемых

кислот, растворимых оснований и солей, эта зависимость установлена и

приводится в справочниках в виде таблиц (см. табл. 5 приложения).

Благодаря этому определение концентрации растворенного вещества в

пределах точности ± 0,5% может быть проведено путем экспериментального

измерения плотности раствора и последующего нахождения концентрации

по табличным данным.

Если в таблице нет значения плотности, точно соответствующего

показанию ареометра, то концентрацию находят методом интерполяции

(определение промежуточной величины по двум известным). Для этого

производят следующие расчеты:

1. Находят разность величин плотностей и концентраций по табличным

данным (измеренная плотность раствора карбоната натрия равна 1,070 г/см3):

Концентрация, % ρ, г/см3

8 1,0816

6 1,0606

Разность 2 0,0210

2. Находят разность между величиной, определенной ареометром, и

меньшей табличной 1,070 – 1,0606 = 0,0094 г/см3.

3. Составляют пропорцию:

0,0210 г/см3 – 2%

0,0094 г/см3 – х х = 0,90%.

4. Найденное число прибавляют к меньшей величине концентрации,

взятой из таблицы: 6%+0,90% = 6,90%.

Таким образом, концентрация раствора карбоната натрия с плотностью

1,070 г/см3 равна 6,90%.

На заводах ЖБИ технология приготовления бетонов с химическими

добавками отличается от обычной тем, что вместо воды затворения в

бетономешалку подаются водные растворы добавок заданной концентрации.

Для этого сначала заранее приготавливают их водные растворы повышенной

концентрации, например, 5-10% концентрации для ускорения твердения,

ингибиторов коррозии стали, замедлителей схватывания, а для

противоморозных добавок – 10-20% концентрации. Затем эти водные

растворы химических добавок повышенной концентрации разбавляют водой

до получения растворов рабочей концентрации.

Контроль за качеством растворов химических добавок в бетоны состоит

в проверке их плотности. Без соответствующей корректировки не

допускается расходование растворов, концентрация которых отличается от

заданной, а так же их расходование без предварительного тщательного

перемешивания.

При проверке плотности раствора необходимо учитывать ее изменение в

зависимости от температуры раствора по формуле

ρт = ρ20 - А(Т - 20),

где ρт - замеряемая плотность раствора, г/см3;

ρ20 - плотность раствора при 20°С, г/см3;

А - температурный коэффициент плотности;

Т - температура раствора в момент определения его плотности, °С.

2.4.3 Лабораторная работа №4

Приготовление раствора заданной процентной концентрации из навески

соли

Задание: Приготовить _____мл раствора _____%-ной концентрации.

Рассчитать молярность и нормальность полученного раствора.

Расчеты: Зависимость между процентной концентрацией раствора (С%),

массой растворенного вещества (m1) и массой раствора (m) можно

записывать в виде пропорции:

10C – C

m – m1

Из этой пропорции определяется любая из неизвестных величин - С, m1

или m.

Если известна плотность раствора (ρ) и его объем (V), то масса раствора

будет равна произведению плотности на его объем m = ρV.

Порядок выполнения задания

Получите у преподавателя индивидуальное задание на приготовление

раствора определенного объема и концентрации.

Рассчитайте необходимое количество соли и воды для приготовления

раствора заданной концентрации. Для кристаллогидрата рассчитайте,

сколько его потребуется для приготовления указанного в задании раствора в

расчете на безводную соль. Взвесьте на технохимических весах с точностью

до 0,01 часовое стекло. Затем взвесьте на нем рассчитанное количество соли.

Отмерьте с помощью мерного цилиндра рассчитанное количество воды. В

плоскодонную колбу через воронку осторожно перенесите навеску соли.

Часовое стекло над воронкой обмойте небольшим количеством воды,

отмеренной для растворения. Остальную отмеренную воду вылейте

небольшими порциями так, чтобы всю соль с воронки смыть в колбу.

Закройте колбу пробой, встряхните её несколько раз, чтобы вся соль

полностью растворилась. Этим раствором сполосните цилиндр. Получите у

дежурного ареометр. В цилиндр налейте на 3/4 объема приготовленного

раствора. Осторожно опустите ареометр в жидкость, не выпуская его из рук

до тех пор, пока не станет видно, что он плавает - иначе можно разбить

ареометр о дно цилиндра. После этого, убрав руку, дайте ареометру принять

нужное положение: он должен находиться в центре цилиндра и ни в коем

случае не касаться стенок и дна цилиндра.

Произведите отсчет по делениям ареометра, считая за плотность то

значение шкалы, которое совпадает с уровнем жидкости. Отсчет запишите в

лабораторный журнал. После измерения ареометр выньте из цилиндра,

промойте водой, вытрите и сдайте дежурному.

Проверьте правильность приготовления раствора сравнением найденной

плотности с табличными данными приложения. Если найденная ареометром

плотность не точно соответствует приведенной в таблице, то рассчитайте

относительную ошибку. Если при растворении соли произошло заметное

разогревание или охлаждение раствора, то при расчетах учтите

температурный коэффициент плотности.

Рассчитайте молярность и нормальность полученного раствора.

Приготовленный раствор сдайте дежурному.

Форма записи при оформлении лабораторной работы

Заданная процентная концентрация соли………….……..………….……С

Объем раствора соли заданной процентной концентрации, мл……...…..V

Плотность раствора соли заданной процентной концентрации (по табл. 5

приложения), г/см3 или г/мл…….………………………..………………………ρ

Масса раствора соли заданной процентной концентрацией, г………......m

Масса растворенной соли, г…………………...……………….………….m1

Масса (объем) воды, необходимой для приготовления раствора соли

заданной процентной концентрации, мл……......……….…………………….m2

Плотность приготовленного раствора, г/см3 (измерить

ареометром)……...………………..………………………………………...……ρп

Относительная ошибка, %.............................................................................П

П = ±(𝝆П−𝝆)

𝝆*100%

Молярность раствора соли заданной процентной концентрации…..…..См

Нормальность раствора соли заданной процентной концентрации..…..Сн

2.4.4 Лабораторная работа №5

Приготовление раствора заданной процентной концентрации из более

концентрированного раствора

Задание: Приготовить _____ мл % - ного раствора_____________ из

имеющегося в лаборатории более концентрированного раствора этой соли.

Расчет для приготовления раствора заданной концентрации

разбавлением раствора водой или смешением растворов более высокой и

более низкой концентрации можно производить способом, известным под

названием «правило креста». В верхнем левом углу мысленного квадрата

ставят наибольшую концентрацию С1, %, в левом нижнем углу -

наименьшую концентрацию С2, % (в случае чистой воды С2 = 0%), в центре

заданную концентрацию 0%. Вычитают по диагоналям из больших чисел

меньшие и ставят полученные числа в верхнем правом углу квадрата и -

нижнем правом:

С1 m1 = C - C2

С

С2 m2 = C1 – C

Каждая из полученных разностей (m1 = С - С2 и m2 = С1 - С) показывает

массовые части того раствора, процентная концентрация которого написана

на той же горизонтальной строке. Следовательно, необходимо взять m1 маcc.

ч. исходного раствора более высокой концентрации и m2 исходного раствора

более низкой концентрации.

Подсчитайте:

1. Объемные части исходных растворов

V1 = 𝑚1

𝜌1 (объемных частей) V2 =

𝑚2

𝜌2 (объемных частей)

2. Общее число объемных частей V1 + V2. Определите сколько мл

приходится на одну объемную часть V/V1 + V2.

3. Искомые объемы

V1 = 𝑉

𝑉1+𝑉2∗ 𝑉1 V2 =

𝑉

𝑉1+𝑉2∗ 𝑉2

Порядок выполнения задания

Получите у преподавателя индивидуальное задание на приготовление

раствора соли заданной процентной концентрации.

Измерьте ареометром плотность исходного концентрированного

раствора соли.

Запишите показания ареометра и найдите по табл. 5 приложения

процентную концентрацию исходного раствора.

Рассчитайте объемы исходного концентрированного раствора и воды,

необходимые для приготовления заданного количества раствора. Воду

перелейте в плоскодонную колбу, затем в нее же вылейте небольшими

порциями концентрированный раствор, перемешивая его встряхиванием

колбы. Ополосните цилиндр полученным раствором. Измерьте ареометром

плотность приготовленного раствора и определите по таблице приложения

его концентрацию.

Рассчитайте молярность и нормальность полученного раствора.

Приготовленный раствор сдайте дежурному.

Форма записи при оформления лабораторной работы

Плотность исходного раствора соли, г/см3 (измерить ареометром)…....ρ1

Концентрация исходного раствора соли, % (по табл. 5 приложения).....C1

Примечание: при необходимости используйте метод интерполяции.

Заданная концентрация раствора соли, %....................................................С

Плотность раствора соли заданной процентной концентрации г/см3 (по

табл. 5 приложения)…….………………………..……………………………….ρ

Объем раствора соли заданной процентной концентрации, мл…....V

Масса раствора соли заданной процентной концентрации, г………...….m

Масса исходного раствора необходимого для приготовления раствора

соли заданной процентной концентрации, г……………….………..………..m1.

Объем исходного раствора, необходимый для приготовления раствора

соли заданной процентной концентрации, мл………………..…...…………...V1

Масса (объем) воды, необходимой для приготовления раствора соли

заданной процентной концентрации, г (мл)…………………….....……….….m2

Плотность приготовленного раствора, г/см3 (измерить ареометром)..…ρп

Концентрация приготовленного раствора, % (по таблице

приложения)……………………………………………………………………...Сп

Относительная ошибка, %..............................................…………………...П

П = ± 𝜌п−𝜌

𝜌 • 100%

Молярность раствора соли заданной процентной концентрации…..…..См

Нормальность раствора соли заданной процентной концентрации….………Сн

Примеры решения задач по темам «Способы выражения

концентраций растворов» и «Плотность растворов».

Пример 1. При выпаривании водного раствора хлорида аммония

массой 40г было получено 4г этой соли. Вычислить массовую долю (%)

соли в исходном растворе W.

Дано: m(p-pa)=40, m(NH4Cl)=4. W(NH4Cl) - ?

Решение: массовую долю соли находим по формуле:

W(NH4Cl)=𝑚(𝑁𝐻4𝐶𝑙)

𝑚 (р−ра)=

4

40∗ 100 = 10%

Пример 2. Какую массу фосфата калия и воды надо взять для

пригoтовлении раствора с массовой долей К3PO4, равной 8%, объёмом

217,4 мл (ρ=1,15 г/мл)?

Дано: W(K3PO4)=8%, V(р-ра)=217,4 мл, ρ(р-ра)=1,15 г/мл. m(K3PO4)-?

M(H2O)-?

Решение: 1. Используя формулу W(K3PO4)=𝑚(𝐾3𝑃𝑂4)

𝑉(р−ра)∗𝜌(р−ра), определяем

массу соли: m(K3PO4)=W(K3PO4)*V(р-ра)*ρ(р-ра)=0,08*217,4*1,15=20 г.

2. Находим массу раствора: m(p-pa)=V(p-pa)*ρ(p-pa)=217,4*1,15=250г.

3. Находим массу воды, необходимую для приготовления раствора:

m(H2O)=m(p-pa)-m(K3PO4)=250-20=230г.

Пример 3. Сколько (г) воды необходимо прибавить к 100мл 20%-

ного раствора соляной кислоты (p=1,10г/мл), чтобы получить 5%

раствор?

Дано: V1 = 100 мл, W1=20%, ρ=1,10г/мл, W2=5%. m(H2O)=?

Решение:

1 вapиaнт

1. Находим массу 20%-ного раствора кислоты:

m1=V(к-ты)*ρ(к-ты)=100*1,1=110г.

2. Находим массу соляной кислоты:

m2=m1*W(к-ты) = 110*0,22=22г.

3. Такая же масса HCl будет находиться и в 5% растворе кислоты.

Находим массу раствора (m2) соответствующего содержанию 22г НСl.

B 100 г p-pa-5г HCl

m2 (г) p-pa-22г HCl

m2 = 22∗100

5 =440

4. Вычисляем массу воды: m(H2O) = m2-m1 = 440-110 = 330г воды.

2 вapиaнт

1. Находим массу (m2) 5% раствора исходя из формулы:

V1*ρ*W1 = m2*W2

m2 = 𝑉1∗𝜌1∗𝑊1

𝑊2=100∗1,1∗20

5 = 440.

Вычисляем массу воды: m(H2O)=m2-m1=m2-V1*ρ1=440-110=330.

Пример 4. Смешали 25 г 10%-ного и 75 г 15%-ного раствора

сахарозы. Вычислите массовую долю сахарозы в новом растворе.

Дaнo: m1(сахарозы)=25г, W1(сахарозы)=10%, m2(сахарозы)=75,

W2(сахарозы) = 15%. W3(сахарозы)=?

Решение: W3 = 𝑚1∗𝑊1+𝑚2∗𝑊2

𝑚1+𝑚2 = 25∗10+75∗15

25+75 = 13,75%.

Пример 5. Сколько молей и граммов Al2(SO4)3 содержится в 1л 0,1М

раствора?

Решение: по условию задачи, в 1л 0,1М раствора содержится 0,1 моль

Al2(SO4)3. Масса 0,1 моля соли равна 0,1М(Al2(SO4)3)=0,1*342=34,2.

Пример 6. Вычислить молярную концентрацию раствора, если в 300

мл растворено 5,6 г KOH.

Решение:

В1000мл------ x КОН

В 300мл------5,6KOН

m = 1000∗5,6

300 = 18,6 г.

Молярная концентрация раствора См = 𝑚

𝑀(𝐾𝑂𝐻) = 18,6/56 = 0,3 моль/л.

Пример 7. Вычислить молярную концентрацию 6%-ного раствора

H3PO4 (ρ=1,031 г/мл).

Решение: используя выражение m(р-ра) = ρV, находим массу 1л

раствора: m(p-pa) = 1,031*1000 = 1031 г.

Из пропорции в 100г – 6г

в 1031 – m

вычисляем массу растворенного вещества в 1 л раствора

m = 1,031∗6

100 = 61,86.

Молярная концентрация раствора:

Cм = 𝑚

𝑀(𝐻3𝑃𝑂4) = 61,86

98 = 0,63

Пример 8. Какой объем 96% раствора H2SO4 необходимо взять для

приготовления 2,5л 0,5 М раствора?

Решение:

a) Вычисляем массу растворенного вещества

в 2,5 л 0,5М раствора H2SO4

в 1 л – 0,5 моль

в 2,5 л – х моль

x2,5∗5

1,0 = 1,25 моль

или m1 = x*M(H2SO4) = 1,25 * 98 = 122,5

б) определяем массу растворенного вещества в 1л исходного (96%-нoгo)

раствора:

в 100 г – 96 г.

1,84*100 – m2 = 1840∗96

100 = 1766 г

в) вычисляем объем 96%-ного раствора H2SO4, необходимого для

приготовления 2,5 л 0,5М H2SO4:

в 1000мл 96%-ного раствора содержится 1766г H2SO4,

в V мл – 122,5 г

Отсюда V = 1000∗122,5

1766 = 69,4 мл.

Пример 9. К 3л 0,5М раствора КОН прибавили 1,5л 1,2М раствора

KOH. Определить CM полученного раствора.

Решение: a) Из пропорции в 1 л – 0,5 моль КОН

в 3 л – х моль

находим число молей КОН в 3 л 0,5М раствора: х=1,5 моль, или m1 =

x*M(KOH) = 1,5*56=84 г КОН

6) Из пропорции в 1 л – 1,2 моль КОН

в 1,5 л КОН – х моль

вычисляем число молей КОН в 1,5 л 1,2М раствора:

x =1,8 моль или m2 = 1,8*56=100,8 г

в) пpи смешивании объем будет равен 4,5л (масса растворенного

вещества 84+100,8 = 184,8 г). Составляя пропорцию:

1вapиaнт

в 4,5л содержится (x1+x2=1,5+1,8) = 3,3 моль КОН

в 1 л – х.

х=0,73 моль/л

или

2 вapиaнт

в 4500 мл 184,8 г KOH

в 1000 мл – m3 г

m3 = 41,06 г

х = 𝑚3

𝑀 = 41,6

56 = 0,73 моль/г.

Пример 10. Найти массу гидроксида бария, необходимую при

приготовлении 300мл 0,1н раствора гидроксида бария.

Решение: эквивалентная масса гидроксида бария равна мольной массе,

деленной на кислотность гидроксида бария.

Э(Ba(OH)2) = 171,33

2 = 85,66 г/моль.

Для приготовления 300 мл 0,1н раствора требуется 0,3*0,1 = 0,03

эквивалента гидроксида бария, т.е.

85,66*0,03 = 25,7 г Ba(OH)2.

Пример 11. Найти нормальность 15%-ного (по массе) раствора

H2SO4 (ρ=1,10г/мл).

Решение: мольная масса H2SO4 равна 98 г/моль.

Macca cepной кислоты в 1000 мл (т.е. 1000*1,1 = 1100г) раствора:

1100:100 = m:15. m = 1100∗15

100 = 165 г.

Эквивалентная масса серной кислоты равна 49 г/моль.

Следовательно, нормальность кислоты равна Сн =165/49 = 3,37н.

Контрольные вопросы и задачи:

1. Для каких целей применяются химические добавки в бетоны?

2. Напишите формулы и назовите соли, используемые в качестве

добавок в бетоны: а) уплотняющих; б) замедлителей схватывания; в)

ускорителей твердения; г) противоморозных; д) ингибиторов коррозии стали.

3. Что называется концентрацией раствора? Как она выражается?

4. Сколько каждого вещества нужно взять для приготовления

следующих растворов:

а) 2 л 0,5 М раствора А1С13;

б) 2 л 0,5 Н раствора А1С13;

в) 400 мл 0,2 М раствора Na2СO3 из Nа2СO3 • 10 H2О

г) 400 мл 0,2 Н раствора Na2СO3 из Nа2СO3 • 10 Н2O

5. Определите молярность и нормальность следующих растворов:

а) 70%-ного раствора Н2SO4 плотностью 1,6 г/см3

б) 40%-ного раствора NаОН плотностью 1,4 г/см3

в) 20%-ного раствора Н3РO4 плотностью 1,1 г/см3

6. Определите концентрацию (в %):

а) 4,9 н раствора Н2SO4 плотностью 1,15 г/см3

б) 4 н раствора Сr2(SO4)3 плотностью 1,21 г/см3.

7. Определите массу раствора с массовой долей СuSO4 10% и массу

воды, которые потребуются для приготовления раствора массой 500 г с

массовой долей СuSO4 2%.

8. K 150 г 5%-нoгo раствора хлорида бария добавили 5 г той же соли.

Вычислите массовую долю вещества в полученном растворе.

9. Какой объем воды необходимо прибавить к 200 мл 20%-ного раствора

серной кислоты (ρ=1,14 г/мл), чтобы получить 5%-ный раствор?

10. Из 400 г 50%-ного раствора серной кислоты выпарили 100г воды.

Какова массовая доля оставшегося раствора?

11. Смешали 300г 2%-ного и 400г 40%-ного (по массе) растворов

одинаковых веществ. Определить массовую долю вещества в получившемся

растворе.

12. K 500 мл 32%-ной (по массе) азотной кислоты (ρ=1,20 г/мл)

прибавили 1л воды. Какова массовая доля азотной кислоты в полученном

растворе?

13. В coсуд с 200 г воды поместили 9,2 г натрия. Какова процентная

концентрация образовавшегося в водном растворе гидроксида натрия?

14. К 250г 5%-ного раствора едкого натра добавили 34,5 г оксида натрия.

Вычислите массовую долю вещества в полученном растворе.

15. К 250 г 0,1%-нoгo водного раствора гидроксида кальция добавили

0,1 г оксида кальция. Вычислите массовую долю вещества в полученном

растворе

16. К 200 г 8,32%-ного раствора хлорида бария прибавили 17,7 мл

14,2%-ного раствора сульфата натрия (ρ = 1,13 г/мл). Определите массовые

доли соединений, содержащихся в растворе после отделения осадка.

17. Определите массовую долю CuSO4 в растворе, полученном при

растворении 50 г медного купороса CuSO4•5H2O в 450г воды.

18. До какого объема надо разбавить 500 мл 20%-ного (по массе)

раствора хлорида натрия (ρ=1,152 г/моль), чтобы получить 4,5%-ный раствор

(ρ=1,029 г/мл)?

19. В какой массе воды надо растворить 67,2 л хлористого водорода

(н.у.), чтобы получить 9%-ный (по массе) раствор соляной кислоты?

20. Из 400г 20%-ного раствора при охлаждении выделилось 50г

растворенного вещества. Чему равна массовая доля этого вещества в

оставшемся растворе?

21. Вычислить массовую долю гидроксида натрия в 9,28н растворе

NaOH (ρ=1,31 г/мл).

22. В воде массой 400 г растворили сероводород объемом 12 мл (н.у).

Определите массовую долю сероводорода в растворе.

23. Из образца горной породы массой 25г, содержащей минерал

аргентит Ag2S, выделено серебро массой 5,4 г. Определите массовую долю

аргентита в образце.

24. Какую массу медного купороса CuSO4*5H2O и воды необходимо

взять для приготовления 500 мл 1,5М раствора?

25. Сколько молей и граммов K2SO4 содержится в 250 мл 0,5 М раствора

K2SO4?

26. Рассчитать См 36%-нoгo pacтвopa H2SO4 (ρ=1,27г/мл).

27. Какой объем 96%-нoгo pacтвopa H2SO4 (ρ = l,84 г/мл) потребуется

для приготовления 0,5 л 2М раствора?

28. Какой объем 2М раствора KNO3 понадoбится для приготовления

100мл 0,05 M раствора?

29. Какой объем 3М раствора Са(H2PO4)2 потребуется для

приготовления 1 л

0.3 M раствора?

30. К 100 мл 30%-ного раствора NaOH (ρ=1,328 г/мл) добавили 500 мл

воды. Вычислить См полученного раствора.

31. Сколько молей и граммов HNO3 содержится в 4л 20,8%-ного

раствора (ρ=1,122 г/мл)?

32. Вычислитъ Cм и Сн раствора, полученного при смешивании 1 л воды

и 0,5л 16%-нoгo pacтвopa A1Cl3 (ρ=1,149 г/мл).

33. Какой объем 20%-ного раствора HCl (ρ=1,1 г/мл) потребуется для

приготовления 200 мл 0,5M раствора.

34. Определить См раствора, полученного смешением 20мл 10%-нoгo

(ρ=1,184 г/мл) и 100 мл 32%-нoгo (ρ = 1,2 г/мл растворов HNO3).

35. Вычислитъ Cм раствора, полученного смешением 50мл 50%-ного

раствоpa (ρ=l,538 г/мл) и 300 мл 6%-нoгo pacтвора KOH (ρ=1,048 г/мл).

36. Сколько молей и граммов KOH содержится в 300 мл 6%-ного

(ρ=1,048 г/мл) и 50%-ного раствора KOH (ρ=l,538 г/мл).

37. Рассчитать См и Сн раствора, полученного при смешении по 100 мл

10%-

нoгo (ρ = 1,105 г/мл) и 2%-нoгo (ρ = 1,02 г/мл) pacтвоpoв Na2CO3.

38. Какую массу NaHCО3 нужно растворить в 200 мл воды, чтобы

приготовить 0,5 М раствор?

39. Определить См раствора, оставшегося после выпаривания 200г воды

из 700 г 60%-нoгo pacтвopa H2SO4 (ρ=l,5 г/мл).

40. K 300 мл 10%-нoгo pacтвopa KOH (ρ=1,092г/мл) прибавили 200 мл

5%-нoгo pacтвopa KOH (ρ=1,045 г/мл). Oбъeм cмecи довели (водой) дo

900мл. Какова молярная концентрация образовавшегося раствора?

41. K 500 мл 20%-нoгo pacтвopa HCl (ρ = 1,12 г/мл) прибавили 300 мл

10%-ного раствора HCl (ρ = 1,05 г/мл). Объем довели водой до 1 л. Какова

молярнaя концентрация образовавшегося раствора?

42. К 500 мл 32%-ного HNO3 (ρ = 1,2 г/мл) прибавили 1л воды. Какова

молярная концентрация образовавшегося раствора?

43. Сколько граммов NaNO3 необходимо взять для приготовления 300мл

0,2 M раствора?

44. Какой объем 96%-ного раствора H2SO4 (ρ=1,84 г/мл) потребуется для

приготовления 100 мл 0,25 М раствора?

45. Какой объем 0,5M pacтвopa H2SO4 можно приготовить из 15 мл 2,5M

раствора?

46. Какой объём 0,1М раствора H3PO4 можно приготовить из 75 мл

0,75М раствора?

47. Какой объём 6М раствора KCl нужно взять для приготовления 25 мл

2,5М раствора?

48. Какой объём 2М раствора Na2CO3 надо взять для приготовления 0,5 л

0,25М раствора?

49. Сколько граммов К2SO3 содержится в 400 мл 0,3н раствора?

50. B каком объёмe 0,2н pacтвоpa содержится 5г CuCl2?

51. Сколько граммов CuSO4 необходимо для приготовления 250 мл 0,3н

раствора?

52. В каком объеме 0,15н раствора содержится 10 г Na2SO4?

53. В каком объеме 0,15н раствора содержится 4г Ba(NO3)2?

54. Сколько граммов 98%-ного Н2SO4 (ρ=1,84 г/мл) необходимо для

приготовления 100 мл 0,5н раствора?

55. Сколько миллилитров 0,5н раствора можно приготовить из 20 мл

2,5М раствора H2SO4?

56. Какой объем 0,1М раствора Н3РО4, можно приготовить из 30 мл 0,6н

раствopa?

57. Какой объем 6,0 М раствора HCl нужно взять для приготовления 50

мл 2н раствора?

58. Сколько миллилитров 96%-ного (по массе) раствора H2SO4 (ρ=1,84

г/мл) нужно взять для приготовления 2л 0,4н раствора?

59. Какова нормальность раствора CuSO4, содержащего в 300 мл

раствора 12г CuSO4?

60. Вычислитъ массовую долю гидроксида натрия в 9,28н растворе

NaOH (ρ = 1,310 г/мл).

61. Плотность 15%-ного по массе раствора HNO3 равна 1,105 г/мл.

Вычислитъ: а) нормальность; б) молярность раствора.

62. Какой объем 2 н раствора HNO3 потребуется для приготовления

400мл 0,1H раствора?

63. Какой объём 0,002н раствора можно получить из 50 мл 0,1М

раствора КСl?

64. Какой объём 2,5М раствора К2SO3 нужно взять для приготовления

0,5 л 0,2н раствора?

65. Сколько миллилитров соляной кислоты (ρ=1,10 г/мл), содержащей

38% (по массе) HCl, нужно взять для приготовления 0,5л 2н раствора?

66. K 100 мл 96%-нoгo (по массе) H2SO4 (ρ=1,84 г/мл) прибавили 400 мл

воды. Плотностъ полученного раствора - 1,220 г/мл. Вычислитъ его

эквивалентную концентрацию и массовую долю.

67. Рассчитать нормальность концентрированной соляной кислоты

(ρ=1,18 г/мл), содержащей 36,5% (по массе) HCl.

2.5 Анализ агрессивности водной среды и аналитическое

определение жёсткости воды

2.5.1 Лабораторная работа №6

Определение рН среды с помощью универсального индикатора и

методом рН-метрии

Для определения работы взять стеклянные стаканы (или колбы), в

которые налить исследуемую воду и определить значения рН методом рН-

метрии и с помощью универсального индикатора. Результаты опытов

записать в таблицу.

№

Объём

воды, Место отбора рН по универсальному Значение

п/п взятой для пробы индикатору рН,

анализа, мл цветность Значение измеренное

рН методом

рН-метрии

1

2

3

4

В заключении по данным таблицы, необходимо сделать вывод об

агрессивности водной среды.

2.5.2 Лабораторная работа №7

Определение карбонатной жёсткости воды титрованием

хлороводородной (соляной) кислотой

В мерный цилиндр налейте порцию исследуемой воды заданного

преподавателем объёма, перелейте её в чистую коническую колбу, добавьте 3

– 4 капли индикатора (метилоранж). Запишите начальный уровень раствора

соляной кислоты в бюретке (цена деления – 0,1 мл) и титруйте воду в колбе

до точки эквивалентности, т.е. до момента изменения окраски раствора из

лимонно-жёлтой в оранжевую.

При случайном добавлении избытка кислоты окраска раствора станет

розовой. В таком случае опыт следует переделать.

Запишите уровень раствора кислоты в бюретке после окончания

титрования. По разности уровней определите объём раствора соляной

кислоты, израсходованной для титрования.

Повторите титрование три раза с одинаковыми порциями исследуемой

воды.

Рассчитайте среднее значение временной жёсткости воды по формуле:

Жк =𝑉𝐻𝐶𝑙 ∗ 𝐶𝐻𝐶𝑙𝑉𝐻2𝑂

∗ 103

где ЖК– карбонатная (временная) жёсткость воды (мэкв/л); VHCl –

объём раствора HCl, израсходованного для титрования (мл); СHCl –

концентрация HСl в

растворе (0,1 экв/л); 𝑽𝑯𝟐𝑶 – объём воды, взятой для титрования (мл).

Уровень Уровень

№ VH2O

раствора

HCl раствора HCl VHCl ЖК

пробы мл до начала после мл мэкв/л

титрования титрования

1

2

3

Среднее значение карбонатной жёсткости воды по результатам опыта:

ЖК=Ж1+Ж2+Ж3

3= = ммольэкв/л

Напишите уравнение реакции при титровании в молекулярной и

молекулярно- ионной формах.

Mе(НСО3)2 + ___НС1→ _________ + ________ + _________ (Ме – Ca, Mg,

Fe, Mn)

Mе2+

+ 2HCO3– +_____ + _____ →_____ + _______ + _____ + _____

_______ + _____ → _____ + _____

2.5.3 Лабораторная работа №8

Определение общей жёсткости трилонометрическим методом

Метод основан на использовании реактива, известного под названием

трилон–Б (это органический комплексообразователь – динатриевая соль

этилендиаминтетрауксусной кислоты), который образует прочные

комплексные соединения с ионами жёсткости.

В коническую колбу налейте исследуемую воду заданного

преподавателем объёма, добавьте дистиллированную воду равного объёма,

туда же прилейте раствор буферной смеси объёмом 5,0 мл. Прибавьте

немного порошкообразного индикатора (хромоген чёрный) и круговыми

движениями перемешайте до растворения индикатора и появления светло–

фиолетовой окраски раствора.

Запишите начальный уровень раствора трилона–Б в бюретке с

точностью до 0,1 мл. Медленно по каплям титруйте воду в колбе при

постоянном перемешивании до момента изменения окраски раствора в сине–

голубую. Запишите уровень раствора трилона в бюретке после титрования.

По разности определите объём раствора, израсходованного для титрования.

Повторите титрование два раза с одинаковыми порциями исследуемой

воды.

Общую жёсткость воды (мэкв/л) можно рассчитать по формуле:

ЖО =𝑉𝑇 ∗ 𝐶𝑇𝑉𝐻2𝑂

∗ 103 , где

ЖО – общая жёсткость воды (мэкв/л),

VТ – объём раствора трилона, израсходованного для титрования (мл),

СТ – концентрация трилона в растворе (0,05н ),

VH2O – объём воды, взятой для титрования (мл).

Уровень Уровень

№ V(H2O) раствора раствора Vт Жо

пробы мл трилона до трилона мл мэкв/л

начала после

титрования титрования

1

2

3

Рассчитайте среднее значение общей жёсткости воды. Определите

некарбонатную (постоянную) жёсткость воды.

ЖО=Ж1+Ж2+Ж3

3= = ммольэкв/л

ЖН = ЖО −ЖК=_________-__________=____________ммолльэкв/л

Напишите реакцию взаимодействия трилона–Б с катионами

жёсткости (например, с катионом Ca2+

).

CH2COONa

N

H2C CH2COOH

+Ca2+→

H2C CH2COOH

N

CH2COONa

Решите задачу: Какая масса извести и соды потребуется для

полного умягчения 10 л такой воды?

2.6 Лабораторная работа №9

Определение массовой доли гигроскопической влаги

В твердых веществах вода может быть кристаллизационной и

гигроскопической.

Кристаллизационная вода - вода, участвующая в образовании

кристаллогидратов. Её содержание для каждого кристаллогидрата строго

определенно. Одни кристаллогидраты при хранении в сухом воздухе теряют

часть кристаллизационной воды. Это явление называется выветриванием

кристаллов. Другие кристаллогидраты поглощают из влажного воздуха

влагу. Это явление называется расплыванием кристаллов. Чтобы

кристаллогидраты не изменяли своего состава (не выветривались и не

расплывались), их хранят в стеклянных банках с притертыми пробками, а

маленькие пробы в бюксах. Высушивание навесок кристаллогидратов для

каждого образца ведут при строго определённой температуре. Поэтому перед

определением массовой доли (%) кристаллизационной воды в

кристаллогидрате предварительно по справочнику или ГОСТу выясняют, при

какой температуре это вещество теряет кристаллизационную воду и только

при этой температуре проводят высушивание (удаление воды) навески

образа. Например, массовую долю кристаллизационной воды в ВаС12 • 2Н2О

определяются при 120- 125°С.

Гигроскопическая влага - водяные пары, адсорбированные из воздуха

частицами исследуемого вещества. Её содержание зависит от влажности

окружающей среды и от степени измельчения вещества (от поверхности

соприкосновения). Чем тоньше измельчено вещество, тем оно

гигроскопичнее.

Экспериментальная часть

Определяют гигроскопическую влагу (влажность) из воздушно-сухой

тонкоизмельченной навески (после растирания образца в ступке на тыльной

части руки не должны ощущаться отдельные крупинки). Высушивание

навесок всех образцов (в отличие от определения кристаллизационной воды)

ведут при температуре 105- 110° С.

При определении массовой доли гигроскопической влаги рекомендуется

в качестве анализируемых образцов использовать следующие материалы:

цемент, известь, мел, глины, каолин, песок и т.д. Вначале тщательно моют

бюкс, снаружи вытирают чистым полотенцем, а изнутри фильтровальной

бумагой. На шлифе простым твердым карандашом записывают свой

условный номер (или инициалы), чтобы не спутать с бюксами других

студентов, и помешают в сушильный шкаф, нагретый до 105-110°С, на 40

мин. или 1ч. В сушильном шкафу бюкс всегда должен быть открыт, крышку

вставляют в него на ребро.

По истечении срока сушки бюкса его переносят тигельными щипцами в

эксикатор, поднесенный к сушильному шкафу, закрывают крышкой и

выдерживают в эксикаторе около 20 мин, чтобы бюкс принял комнатную

температуру. Затем взвешивают бюкс с крышкой на аналитических весах.

Результаты взвешивания сразу записывают в лабораторный журнал. После

взвешивания бюкс снова помещают в сушильный шкаф на 20-30 мин при той

же температуре. Охладив его в эксикаторе, взвешивают на тех аналитических

весах с тем же разновесом. Повторные высушивания по 20-30 мин ведут до

тех пор, пока результаты двух последних взвешиваний не будут отличаться

или отличаются не более чем на 0,0002 г.

Масса тела считается постоянной, если разница между двумя

последними взвешиваниями составляет не более чем на 0,0002 г.

В высушенный до постоянной массы бюкс точно отвешивают от 1 до 2 г

воздушно-сухой пробы тонкорастертого образца (цемент, негашеную

молотую и гашеную известь не измельчают), помещают бюкс с крышкой (на

ребро) в сушильный шкаф и сушат пробу при температуре 105-110° С в

течение 2 ч. Затем бюкс вынимают из шкафа щипцами, закрывают плотно

крышкой и охлаждают в эксикаторе до комнатой температуры (20-25 мин).

После этого бюкс взвешивают и опять помещают сушильный шкаф на 30-40

мин; охладив его в эксикаторе, снова взвешивают. Все повторные

высушивания навески в бюксе для проверки постоянства массы производят

при той же температуре в течение 30-40 мин. Содержание гигроскопической

влаги вычисляют по формуле:

ω(Н20) = m1* 100/m , где

ω(Н2О) - массовая доля гигроскопической влаги (%);

m1 - разность массы навески до и после высушивания, г;

m - масса пробы воздушно-сухого образца, г.

Результаты анализа оформляют в виде табл. 5.

Таблица 5

Определение массовой доли гигроскопической влаги

Величина Значение Примечание

Масса пустого бюкса после 1-го высушивания, г

2-го

3-го

Масса бюкса с навеской до высушивания, г

Масса навески, г

Масса бюкса с навеской после

1-го высушивания, г

2-го

3-го

Масса гигроскопической влаги, г

Массовая доля гигроскопической влаги, %

Расчет результата анализа

Пример. Определите массовую долю (%) гигроскопической влаги в

негашеной извести, если масса пустого бюкса с крышкой равна 28,4516 г,

масса бюкса с крышкой и навеской после высушивания - 29,4704 г.

m = 29,4828 - 28,4516 г = 1,0312 г.

Масса воды, удаленной в результате высушивания навески, m = 29,4828

- 29,4704 г = 0,0124 г.

Массовая доля гигроскопической влаги (%)

ω(Н20) = 0,0124*100/1,03

2.7 Лабораторная работа №10

Установление формулы природного гипсового камня

Химические формулы вещества определяют, какие элементы и в каком

количестве входят в состав вещества.

Для вывода химической формулы вещества необходимо

экспериментально определить молекулярную массу вещества и его

количественный состав. Часто химическая формула выводится только из

экспериментальных данных о количественном составе вещества. Такие

химические формулы называются простейшими. Для вывода простейшей

формулы вещества достаточно знать его состав и атомные массы

образующих данное вещество элементов. Молекулярная формула определяет

действительное число атомов каждого элемента в молекуле.

В тех случаях, когда химические соединения образованы молекулами

сложных веществ, например, кристаллогидраты, их принято выражать

формулами, в которых указывается, сколько молекул одного вещества

приходится на одну молекулу другого.

Кристаллические вещества, в состав которых входит определенное

количество воды, называются кристаллогидратами.

Вода, входящая в состав кристаллогидратов, называется

кристаллизационной или химически связанной.

Особенно легко образуются кристаллогидраты многих солей. Обычно

состав кристаллогидратов изображается формулами, в которых указывается,

сколько молекул воды связано с одной молекулой соли, например:

CaSO4 • 2Н2О - двуводный кристаллогидрат сульфата кальция (гипсовый

камень, природный гипс) - основное сырье для получения вяжущих веществ;

CaSO4 • 0,5Н2О - полуводный кристаллогидрат сульфата кальция

(строительный гипс или алебастр);

Nа2СОЗ • 10Н2О - десятиводный кристаллогидрат карбоната натрия

(кристаллическая сода);

Na2SО4•10Н2О - десятиводный сульфат натрия (мирабилит, глауберова

соль);

FeSО4 • 7Н2О - семиводный кристаллогидрат сульфата железа (II)

(железный купорос).

Зная массу взятого кристаллогидрата и полученной из него безводной

соли, можно найти содержание воды в кристаллогидрате и установить его

формулу.

Пример: Прокалили 0,500 г кристаллической соды. После прокаливания

масса безводной соды оказалась равной 0,185 г вывести формулу

кристаллогидрата.

Решение: Масса кристаллизационной воды:

т(Н2О)= 0,500-0,185 =0,315 г

т(Na2CO3) : т(Н2О) = 0,185 : 0,315

Общая формула кристаллогидрата - Nа2СО3•хН2О

Следовательно, m(Na2CO3):m(H2O)= M(Na2CO3):xM(H2O)

Подставляя в равенство значения величин, получается:

0,185 : 0,315= 106:18х

Откуда: х = 𝟎,𝟑𝟏𝟓∗𝟏𝟎𝟔

𝟏𝟖∗𝟎,𝟏𝟖𝟓 = 10

Формула кристаллогидрата - Nа2СОЗ•10Н2О

Экспериментальная часть

Путем дегидратации природного гипсового камня при температуре 150-

160оС образуется алебастр:

CaSO4•2H2O𝟏𝟓𝟎−𝟏𝟔𝟎𝒐𝑪→ CaSO4•0,5Н2О+1,5Н2О

Эта реакция обратима: если алебастр снова смешать с водой, то

получится пластичная масса, быстро твердеющая с образованием гипса в

виде прочного камня. Алебастр, применяется для изготовления панелей,

перегородок, вентиляционных коробов, сухой штукатурки, архитектурно-

декоративных изделий, как компонент штукатурных смесей (с добавкой

извести).

Предварительно прокаленный и охлажденный фарфоровый тигель

(хранится в эксикаторе) взвесить на электронных весах с точностью до 0,01 г.

Растереть в ступке кристаллогидрат и насыпать получившийся порошок (≈ 1-

1,5 г) шпателем в тигель. Взвесить тигель с порошком кристаллогидрата,

пользуясь теми же весами и разновесами. Вычислить массу взятого

кристаллогидрата. Поместить тигель с кристаллогидратом на электроплитку

и прокаливать 40-50 минут при температуре 150-160°С, перемешивая

содержимое тигля сухой стеклянной палочкой до полного обезвоживания.

Снять тигель щипцами с электроплитки, поместить в эксикатор и оставить

там на 10-15 минут до полного охлаждения. Остывший тигель извлечь из

эксикатора и взвесить.

Запись данных опыта и расчет:

Масса пустого тигля _______________________________________m1 (г)

Мacca тигля с кристаллогидратом ____________________________m2 (г)

Масса кристаллогидрата ______________________________m3=m2-m1 (г)

Масса тигля с солью после прокаливания______________________m4 (г)

Масса удаленной воды_______________________________ m5=m2-m4 (г)

Масса безводной соли________________________________m6=m4-m1 (г)

Записать в тетрадь все расчеты и вычислить число грамм-молекул воды,

приходящихся на одну грамм-молекулу безводной соли. Составить

химическую формулу кристаллогидрата.

В природном гипсовом камне обычно определяют содержание

гигроскопической влаги, гидратной (кристаллизационной) воды и

двуводного сульфата кальция, а в гипсовых вяжущих - количество гидратной

воды, полуводного и безводного сульфата кальция (ангидрита). По этим

данным можно достаточно точно оценить качество гипсовых вяжущих и

сырья для их изготовления.

2.8 Лабораторная работа №11

Химический анализ природного гипсового камня и продуктов его

дегидратации

Продукты дегидратации природного гипсового камня относятся к

гипсовым вяжущим веществам.

Гипсовые вяжущие материалы - это порошковидные минеральные

вяжущие, состоящие главным образом из полугидрата сульфата кальция,

способные при смешивании с водой образовывать пластичную массу, приоб-

ретающую затем под влиянием физико-химических процессов определенную

прочность и плотность.

В зависимости от модификационного (гипс при нагревании разлагается

на сульфатные фазы, называемые модификациями) и вещественного состава

различают:

- гипсовые вяжущие, состоящие из CaSO4•0,5Н2О (медицинский гипс,

гипсовые вяжущие для строительных работ);

- гипсовые вяжущие, состоящие из CaSO4•0,5Н2О и CaSO4 гипсовые

вяжущие, применяемые, например, для штукатурных работ и т. п.)

- гипсовые вяжущие, состоящие из CaSO4•0,5Н2О и комплексных

минеральных добавок.

Цвет зависит от химической чистоты гипсового сырья и способа

производства вяжущих веществ. Чтобы получить белое вяжущее,

необходимо чистое сырье.

При твердении гипсовых вяжущих происходит гидратация полуводного

гипса, т.е. реакция присоединения воды к полугидрату сульфата кальция, с

превращением его в двуводный сульфат кальция (двугидрат):

CaSO4•0,5Н2О + 1,5Н2О = CaSО4•2Н2О

При этом выделяется 29 кДж теплоты на 1 кг полугидрата.

В основе производства гипсовых вяжущих материалов лежат реакции

отщепления химически связанной воды (кристаллизационной воды) от

природного гипса при его нагревании, называемые реакциями дегидратации:

CaSО4•2Н2О = CaSО4•0,5Н2О+1,5Н2О

CaSО4•0,5Н2О = CaSО4 + 0,5Н2О

CuSО4•5Н2О - пятиводный кристаллогидрат сульфата меди (медный

купорос).

Исследование структуры кристаллогидратов показало, что характер

связи молекул воды в них может быть различным. Следствием этого является

различная устойчивость кристаллогидратов. Многие из них теряют

кристаллизационную воду уже при комнатной температуре. Так, прозрачные

кристаллы соды Nа2SО3•10Н2О легко "выветриваются" - теряют

кристаллизационную воду, становятся тусклыми и постепенно рассыпаются в

порошок. Для обезвоживания других кристаллогидратов, например,

MgSO4•7Н2О требуется довольно сильное нагревание.

Химический анализ природного гипсового камня начинают с

определения содержания в нем гигроскопической влаги, а затем - двуводного

сульфата кальция. Для этого берут порошок, получаемый измельчением

природного гипсового камня до полного прохождения через сито №02.

Гигроскопическую влажность природного гипсового камня

устанавливают в процентах по разности масс навески до высушивания - m1 и

после высушивания – m2 до постоянной массы при температуре 40-50 °C,

отнесенной к массе сухой навески:

H2Oгигр = 𝒎𝟏−𝒎𝟐

𝒎𝟐∗ 𝟏𝟎𝟎%

Гидратную воду в природном гипсовом камне определяют, прокаливая

навеску (1-2 г) измельченного гипсового камня при температуре 400 °С до

постоянной массы. Содержание гидратной воды в процентном отношении

рассчитывают по формуле:

H2Oгидр = 𝒎𝟏−𝒎𝟐

𝒎𝟏∗ 𝟏𝟎𝟎%

где: т1 - масса пробы до прокаливания (г)

т2 - масса пробы после прокаливания (г)

Этот же опыт позволяет рассчитать процентное содержание в

природном гипсовом камне двуводного сульфата кальция, используя

формулу:

CaSO4•2Н2О = 4,7785 𝒎𝟏−𝒎𝟐

𝒎𝟏∗ 𝟏𝟎𝟎%

Для химического анализа гипсовых вяжущих необходимо знать два по-

казателя: содержание полуводного сульфата кальция и растворимого

ангидрита - безводного сульфата кальция.

Количество CaSO4 • 0,5Н2О (в процентном отношении) в гипсе

определяют, затворяя водой 1,5-2 г навески измельченного гипса,

предварительно высушенного до постоянной массы при 40-50 °С. В

присутствии воды полуводный гипс гидратирует до двуводного.

Затвердевший продукт высушивают до постоянной массы при 40-50 °С,

взвешивают и рассчитывают содержание CaSO4•0,5Н2О по формуле:

CaSO4•0,5Н2О = 𝟓,𝟑𝟕(𝒎𝟏−𝒎𝟐)

𝒎𝟏∗ 𝟏𝟎𝟎%

где: т1 - масса исходной сухой пробы полуводного гипса (г)

т2 - масса сухой пробы после гидратации гипса (г).

Растворимый ангидрит в гипсе определяют, выдерживая 1,5-2 г сухой

навески полуводного гипса над концентрированным раствором поваренной

соли в течение 24-30 ч. Затем навеску снова высушивают и определяют про-

центное содержание CaSO4 по формуле:

(CaSO4)раств = 𝟏,𝟓𝟏(𝒎𝟏−𝒎𝟐)

𝒎𝟏∗ 𝟏𝟎𝟎%

где: (m1 - m2) - прирост пробы в массе (г)

т1 - первоначальная масса пробы гипса (г)

Контрольные вопросы

1. В чём отличие простейшей химической формулы от молекулярной?

2. Что называется кристаллогидратами?

3. Вычислить процентное содержание кристаллизационной воды в

природном гипсе CaSO4•0,5Н2О и в буре Na2B4O7•10Н2О

4. Сколько граммов воды выделится при прокаливании 644 граммов

глауберовой соли Na2SO4•10Н2О? Каково процентное содержание воды в

данном кристаллогидрате?

5. Кристаллогидрат хлорида бария содержит 14,8% кристаллизационной

воды. Определить формулу кристаллогидрата.

6. Вывести формулу кристаллогидрата нитрата меди, если известно, что

из 0,9664 г кристаллогидрата после удаления кристаллизационной воды

получилось 0,7504 г безводной соли Cu(NO3)2.

Заключение

Методы химического анализа находят самое широкое применение в

различных сферах народного хозяйства. Важнейшую роль они играют в

производстве строительных материалов (вяжущих веществ, керамики,

стекла, пластических масс и др.), оценке состояния этих материалов в

конструкциях в процессе эксплуатации, выявлении негативных

экологических факторов окружающей среды.

Без систематического постадийного химического контроля невозможно

обеспечить нормальный режим технологического процесса производства и

высокое качество выпускаемой продукции. На производстве с помощью

химического анализа решаются следующие задачи:

1) устанавливается качество сырья и его пригодность для выпуска

данного вида продукции;

2) подбирается рецептура сырьевой смеси;

3) контролируется и регулируется состав полупродукции;

4) определяется качество готовой продукции;

5) проводится химический анализ отходов производства в целях их

утилизации;

6) проводятся анализы воздуха, воды, почвы с целью охраны

окружающей среды.

Классические методы постепенно уступают место инструментальным.

Однако они остаются непревзойденными по точности: относительная

погрешность определения редко превышает 0,1-0,2%, тогда как погрешность

многих инструментальных методов 2-5%. Классические методы по-прежнему

являются стандартными для оценки правильности определений.

Рекомендуемая и использованная литературы

1. Глинка Н.Л. Общая химия. М.: Интеграл-Пресс. 2004. - 728 с.

2. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия: Учеб. для химико-

технол. вузов.- М.: Высш. шк., 2006. - 743 с.

3. Коровин Н.В. Общая химия. - М.: Высш. шк., 2007. - 559 с.

4. Глинка Н.Л. Задачи и упражнения по общей химии: Учеб. пособие для

вузов: - М.: Интеграл-Пресс, 2003. - 240 с.

5. Изотов В.С., Соколова Ю.А. Химические добавки для модификации

бетона. - М.: Издательство «Палеотип», 2006. - 244 с.

Приложения

Таблица 1

Кислотно-основная классификация катионов

№

группы

Название

группы

Катионы Групповой

реагент

Аналитический сигнал Уравнение реакции

1 «Хлоридная» Pb2+, Ag+,

Hg2+

HCl (2н) Осадок: PbCl2, AgCl2,

Hg2Cl2

Pb2++2HCl→PbCl2↓+2H+

2 «Сульфатная» Ba2+, Sr2+,

Ca2+

H2SO4 (2н) Осадок: BaSO4, SrSO4,

CaSO4

Ba2++H2SO4→BaSO4↓+2H+

3, 4, 5 «Амфотерная»

«Гидроксидная»

«Аммиакатная»

Al3+, Cr3+,

Zn2+, Fe2+,

Fe3+, Mn2+,

Mg2+, Cu2+,

Ni2+

NaOH (2н) 1-2

капли

Осадок: Al(OH)3,

Cr(OH)3, Zn(OH)2,

Fe(OH)2, Fe(OH)3,

Mn(OH)2, Mg(OH)2,

Cu(OH)2, Ni(OH)2

Al3++3NaOH→Al(OH)3↓+3Na+

Fe2++2NaOH→Fe(OH)2↓+2Na+

Cu2++2NaOH→Cu(OH)2↓+2Na+

3 «Амфотерная» Al3+, Cr3+,

Zn2+

NaOH (2н) в

избытке, к осадку

гидроксида

добавить 10-15

капель NaOH

(2н)

Растворение осадка

гидроксида в избытке

NaOH: Na[Al(OH4)],

Na3[Cr(OH)6],

Na2[Zn(OH)4]

Al(OH)3↓+NaOH→Na[Al(OH)4]

4 «Гидроксидная» Fe2+, Fe3+,

Mn2+, Mg2+

NaOH (2н), к

осадку

гидроксида

добавить по 10-

Осадок Fe(OH)3,

Fe(OH)2, Mn(OH)2,

Mg(OH)2

Не растворяются в

Fe2++2NaOH→Fe(OH)2↓+2Na+

15 капель:

1) NaOH (2н)

2) NH3H2O (2н)

избытке NaOH и

NH3·H2O

5 «Аммиакатная» Cu2+, Ni2+ NH3·H2O (2н) Растворимые в избытке

аммиака

аминокомплексы

[Cu(NH3)4]2+,

[Ni(NH3)6]2+ - синее

окрашивание

Cu(OH)2+4NH3H2O→

[Cu(NH)4]2++2OH-+4H2O

6 «Растворимая» NH+, K+ - -

Таблица 2

Катионы (селективные и специфические реакции)

№ Ион Условия Реагент Аналитический

сигнал

Уравнение реакции Мешающие

ионы

1 2 3 4 5 6 7

1 Pb2+ CH3COONa (pH<7) K2Cr2O7 Желтый осадок,

растворяется

NaOH

2Pb2++Cr2O72-+H2O→2PbCrO4↓+2H+ Ba2+

2 Ba2+ CH3COONa (pH<7) K2Cr2O7 Желтый осадок,

не растворяется в

NaOH

2Ba2++Cr2O72-

+2CH3COOH+H2O→2BaCrO4↓+2CH3COOH

Pb2+

3 Sr2+ Нагр. на вод. бане,

потер. стекл. пал.

CaSO4 (насыщ. р-

р)

Белый осадок Sr2++SO42-→SrSO4↓ Ba2+

4 Ca2+ - (NH4)2C2O4 Белый осадок не

растворяется в

CH3COOН

Ca2++C2O42-→CaC2O4↓ Ba2+

Sr2+

5 Cr3+ Изб. реагента, нагр.

до кипения

Трилон Б (ЭДТА,

Na2H2Y)

Окрашивание

раствора в

фиолетовый цвет

Cr3++Na2H2Y→CrY+2H++2Na+ Ca2+

Mg2+

Ni2+

Cu2+

6 Zn2+ 0,02% Co(NO3)2

потир. стекл. пал.

pH=3-7

(NH4)2[Hg(CNS)4] Бледно-голубой

кристаллический

осадок

Zn2++Co2++2[Hg(CNS)4]2+→Zn[Hg(CNS)4]

↓+Co[Hg(CNS)4] ↓

Fe2+

Fe3+

Ni2+

7 Al3+ На фильтр. бумагу

наносят каплю

раствора, держат над

раствором аммиака,

наносят каплю

ализарина

C14H6O2(OH)2 Ярко-красное

малорастворимое

соединение

Al(OH)3+C14H6(OH)2→C14H6O3(OH)3Al↓+H2O Cr3+

Zn2+

Fe3+

Sn2+

8 Fe2+ 1 капля HCl pH=1-2 K3[Fe(CN)6] Темно-синий

осадок

Fe2++K3[Fe(CN)6] →KFe[Fe(CN)6]↓+2K+ Окислители

9 Fe3+ 1 капля HCl pH=1-2 K4[Fe(CN)6] Темно-синий

осадок

Fe3++K4[Fe(CN)6] →KFe[Fe(CN)6]↓+3K+ Щелочи

10 Mn2+ 3-4 капли HNO3 (1:1)

встряхивание

NaBiO3 тв. Красно-

фиолетовый цвет

расвора

2Mn2++5NaBiO3+14H+→2MnO4-

+5Bi3++5Na++7H2O

Cl-, большое

кол-во Mn2+,

восстановители

11 Mg2+ Аммиачный буфер

NH3·H2O+NH4Cl

(pH≈9),

перемешивание

Na2HPO4 Белый

кристаллический

осадок

Mg2++PO43-+NH4

+→Mg2++PO43-

+NH4+MgNH4PO4↓

Ba2+

Fe2+

Fe3+

Sr2+

Ca2+

Ni2+

12 Ni2+ NH3·H2O (2н) 1-2

капли

C4H8N2O2

(реактив Чугаева)

Красный осадок Ni2++2C4H8N2O2→Ni(C4H7N2O2)2↓+2H+ Fe2+

Fe3+

Cu2+

13 Cu2+ Избыток NH3·H2O NH3·H2O

(конц.)

Интенсивный

синий цвет

Cu2++4NH3+H2O→[Cu(NH3)4]2++4H2O Ni2+

14 NH4+ Избыток реагента K2[HgJ4]+KOH Светло- NH4++2[HgJ4]

2-+4OH-→ [NH2Hg2O]J↓+7J- Fe3+

Реактив Несслера коричневый

осадок

+3H2O Cr3+

Ni2+

Co2+

15 K+ pH=4-7 Na3CO(NO2)6

(раствор)

Желтый осадок

K2Na[Co(NO2)6]↓

2K++Na3[Co(NO2)6] →K2Na[Co(NO2)6]↓+2Na+ NH4+, щелочи

16 Na+ Пламя горелки - Ярко-желтый цвет

пламени

- K+, Ba2+ и др.

Таблица 3

Классификация анионов

№ Анионы Групповой реагент Уравнение реакции (пример) Аналитический сигнал

1 «Бариевая» SO42-,

CO32-,

PO43-,

C2O42-,

CrO42-,

(Cr2O72-)

BaCl2 (pH=7) SO42++Ba2+→BaSO4↓ Осадок: BaSO4, BaCO3,

Ba3(PO4)2, BaC2O4 –

белого цвета, BaCrO4

(BaCr2O7) – желтого цвета

2 «Серебряная» Cl-(Br-, I-) AgNO3+HNO3 Cl-+Ag+→AgCl↓ Осадок: AgCl (AgBr, AgI)

3 «Растворимая» NO3-,

CH3COO-

- - Соли бария и серебра,

растворимые в воде

Таблица 4

Селективные и специфические реакции анионов

№ Ион Условия Реагент Аналитический

сигнал

Уравнение реакции Мешающие

ионы

1 2 3 4 5 6 7

1 SO42- HCl или

HNO3 (1:1)

к осадку

BaCl2 Белый кристалл.

осадок не раств.

в минерал. к-тах

SO42-+BaCl2→BaSO4↓+2Cl- Ca2+, Sr2+, Pb2+

2 CO32- Ca(OH)2

насыщ. Г-

образная

пробирка

CH3COOH Выделение газа,

помутнение р-ра

Сa(OH)2

CO32-+2H+→CO2↑+H2O

CO2↑+Ca(OH)2→CaCO3↓+H2O

SO32-, S2O3

2-

3 PO43- Избыток

реагента

t=50°C

(NH4)2MoO4+HNO

3

Желтый

кристаллически

й осадок

PO43-+12MoO4

2-+3NH4++24H+→(NH4)3[P(Mo3O10)4]↓+

12H2O

Восстановители

, Cl-

4 C2O42- H2SO4 (2н)

t=80°C

1-2 капли KMnO4 Обесцвечивание

раствора KMnO4

5C2O42-+2MnO4

-+16H+→2Mn2++10CO2↑+8H2O Восстановители

5 Cr2O72-,

CrO42-

H2SO4

(1:4),

диэтиловы

й эфир,

встряхиван

ие

H2O2 Окрашивание

эфирного слоя в

синий цвет

Cr2O72-+4H2O2+2H+→2H2CrO6+3H2O Fe2+

6 Cl- - AgNO3 Белый Cl-+AgNO3→AgCl↓+NO3- Br-, I-

творожистый

осадок AgCl,

раств. в аммиаке

AgCl↓+2NH3·H2O→2H2O+[Ag(NH3)2]Cl

7 CH3COO- Нагревание

на водяной

бане

FeCl3 Темно-

коричневый

раствор, при

разбавлении

выпадает бурый

осадок

3 CH3COO-+FeCl3→Fe(CH3COO)3+3Cl-

Fe(CH3COO)3+2H2O→Fe(OH)2CH3COO↓+2CH3COO

H

CO32-, PO4

3-

8 NO3- H2SO4

(конц.),

t=80°C,

пробирку

накрыть

бумагой

Cu (металл.) Появление

пузырьков на

поверхности

медной стружки,

при больших

концентрациях

NO3-, выделение

бурого газа NO2

2NO3-+3Cu+8H+→2NO↑+3Cu2++4H2O

2NO↑+O2→2NO2↑

NO2-

Таблица 5

Процентное содержание нитрата кальция (НК) в водных растворах и их

плотность

Концентрация

раствора, %

Плотность

раствора при 20

°С, г/см3

Температурный

коэффициент

плотности

раствора

Температура

замерзания

раствора, °С

1 2 3 4

1 1,01 0,00021 -0,3

2 1,014 0,00022 -0,6

3 1,021 0,00023 -0,8

4 1,029 0,00024 -1,1

5 1,037 0,00025 -1,4

6 1,045 0,00026 -1,7

7 1,05 0,00027 -2

8 1,055 0,00028 -2,3

9 1,062 0,00029 -2,6

10 1,077 0,0003 -3

15 1,117 0,00035 -6,1

20 1,154 0,0004 -7,6

25 1,211 0,00045 -10,8

30 1,259 0,00051 -14,5

35 1,311 0,00055 -18,5

Таблица 6

Плотность и концентрация растворов HCl

Плотность при 20 °С, г/см3 Концентрация HCl, масс. %

1,020 4,39

1,040 8,49

1,050 10,52

1,060 12,51

1,100 16,47

1,120 20,39

1,140 24,25

1,150 28,18

1,190 30,14

1,200 38,32

Таблица 7

Химические добавки в бетоны

Вид добавок Наименование добавок Условное

сокращение

1 2 3

1. Уплотняющие 1.1. Нитрат кальция НК

1.2. Сульфат алюминия СА

1.3. Хлорид железа ХЖ

1.4. Нитрат железа НЖ

1.5. Сульфат железа СЖ

2.3амедлители схватывания 2.1. Тетраборат натрия ТБН*

2.2. Тринатрийфосфат ТНФ*

3. Ускорители твердения 3.1. Сульфат натрия СН

3.2. Нитрат натрия НН1

3.3. Тринатрийфосфат ТНФ

3.4. Хлорид кальция ХК

3.5. Нитрат кальция

3.6. Нитрит - нитрат -

хлорид кальция

НК

ННХК

4. Противоморозные 4.1. Хлорид натрия ХН

4.2. Нитрид натрия НН

4.3. Поташ П

4.4. Хлорид кальция ХК

4.5. Нитрат кальция НК

4.6. Нитрит - нитрат

кальция

4.7. Нитрит - нитрат –

хлорид кальция

ННК

ННХК

4.8. Соединение нитрата

кальция с мочевиной НКМ

5. Ингибиторы коррозии

стали

5.1. Нитрит натрия НН 5.2. Тетраборат натрия ТБН

5.3. Бихромат натрия БХН

5.4. Бихромат калия БХК

5.5. Нитрит - нитрат

кальция

ННК

*Только для бетона с противоморозной добавкой поташа.