Chemie ist eine interessante Wissenschaft, die die meisten Prozesse und Phänomene erklärt, die um uns herum ablaufen. Darüber hinaus beschränken sich diese Phänomene nicht nur auf die einfache Auflösung von Zucker in einer Tasse Tee oder die Hydrolyse von Stoffen, die oft die Grundlage eines industriellen Prozesses ist, sondern auch so komplexe wie die Bildung einer organischen Substanz ohne Beteiligung von ein lebender Organismus. Mit anderen Worten: Chemie ist die Wissenschaft vom Leben im Hinblick auf die meisten Phänomene, die um uns herum auftreten. Die Chemie kann Ihnen alles über Säuren, Basen, Laugen und Salze sagen. Eines der letzteren wird weiter besprochen – Natriumcarbonat. Schauen wir uns alles an, was mit Natriumcarbonat zu tun hat, von seiner chemischen Formel bis hin zu seiner industriellen und alltäglichen Verwendung.
Natriumcarbonat, dessen Formel wie folgt lautet: Na2CO3, ist ein Salz der Kohlensäure, das auch Natriumcarbonat oder Soda genannt wird. Diese Substanz sieht aus wie ein einfaches weißes Pulver, besteht aus kleinen Körnern, ist geruchlos und hat einen eher unangenehmen Geschmack. Wenn es in großen Mengen in den menschlichen Körper gelangt, kann es zu schweren Vergiftungen und Geschwüren im Magen-Darm-Trakt führen. sieht so aus: Zwei Natriumatome sind durch ein Elektronenpaar mit Sauerstoffatomen verbunden (für jedes Natriumatom gibt es einen Sauerstoff), Sauerstoffatome sind durch Einfachbindungen mit einem Kohlenstoffatom verbunden und Kohlenstoff wiederum ist durch vier verbunden (zwei Paare) Elektronen zu einem Sauerstoffatom. Somit sehen wir folgendes interessantes Bild: Die Natriumatome sind zu positiven Ionen mit einer Ladung von +1 geworden, die Sauerstoffatome sind negativ geworden und haben eine Ladung von -2 und Kohlenstoff, der vier Elektronen abgegeben hat, hat eine Ladung von +4. So weist Natriumcarbonat bzw. sein Molekül an manchen Stellen Polarität auf.
Es gibt auch ein etwas anderes Salz: Natriumbicarbonat mit der chemischen Formel NaHCO3, das ebenfalls zu Vergiftungen führen kann, wenn es in den Körper gelangt. reagiert mit Metallen, die aktiver als Natrium sind, und Natrium wird reduziert. Dieses Salz kann auch mit dem Alkali eines aktiveren Metalls reagieren und Natrium wird reduziert. Wenn wir dieses Salz hydrolysieren, ist zu beachten, dass Natriumhydroxid ein starkes Alkali ist, aber einen eher schwachen Charakter hat, sodass Sie zunächst eine Base erhalten und im Reagenzglas eine alkalische Umgebung herrscht. Dies kann mithilfe von Phenolphthalein erkannt werden (es färbt die Salzlösung purpurrot).
Wenn wir über Natriumcarbonat sprechen, dessen chemische Eigenschaften sich praktisch nicht von den chemischen Eigenschaften von Bicarbonat unterscheiden, dann kann man feststellen, dass, wenn man eine Schmelze und eine Lösung dieses Salzes elektrolysiert, ihr „Verhalten“ genau das ist Dasselbe. Lassen Sie uns überlegen.
Die Elektrolyse der Schmelze endet mit der Freisetzung von Carbonationen und zwei Mol Natrium. Wenn Sie eine Lösung dieses Salzes hydrolysieren, erhalten Sie folgendes Bild: Wasserstoff wird an der Anode reduziert, die Hydroxogruppe wird an der Kathode reduziert und als Ergebnis bleiben das Carbonatanion und zwei Mol Natrium übrig.
Es kann und sollte auch beachtet werden, dass Natriumcarbonat mit Stoffen wie beispielsweise Stickstoff, Salz- oder Schwefelsäure reagiert. Es kommt zu einer Substitution, das heißt, es wird Kohlensäure reduziert, die sich sofort in Wasser und Kohlendioxid zersetzt, oder es entsteht ein Salz der Säure, die dem Natriumcarbonat zugesetzt wurde.
Ungefähr das gleiche Bild ergibt sich, wenn man ein lösliches (und kein anderes, sonst läuft die Reaktion nicht!) Salz einer stärkeren Säure hinzufügt, aber die Reaktionsprodukte sollten Gas, Niederschlag oder Wasser erzeugen.
Na 2 CO 3 im wasserfreien Zustand ist ein weißes Pulver mit einem spezifischen Gewicht von 2,4–2,54, das bei etwa 850 °C schmilzt. Soda löst sich leicht in Wasser und aufgrund der Hydratbildung geht die Auflösung mit Erhitzen einher. Das wichtigste der im festen Zustand erhaltenen Hydrate, kristallines Soda, Na 2 CO 3 ∙10H 2 O, kristallisiert aus wässrigen Lösungen bei Temperaturen unter 32 °C in Form großer farbloser monokliner Kristalle mit einem spezifischen Gewicht von 1,45, die einschmelzen ihr eigenes Kristallwasser bei 32°C. Wässrige Sodalösungen zeigen eine ausgeprägte alkalische Reaktion, da das Salz aufgrund der Kohlensäureschwäche eine weitreichende hydrolytische Spaltung erfährt.
Neben Decahydrat gibt es rhombisches Heptahydrat, das bei Kontakt mit einer Lösung im Temperaturbereich von 32,017–35,3 °C stabil ist, sowie rhombisches Monohydrat, das laut Waldeck unter Lösung stabil ist; Bei 112,5 °C und einem Druck von 1,27 atm wird es zu einem wasserfreien Salz. Heptahydrat existiert auch in einer anderen Modifikation, die bei Kontakt mit einer wässrigen Lösung bei keiner Temperatur stabil ist.
Soda kommt manchmal natürlicherweise im Wasser von Seen vor, beispielsweise im Lake Owens im Bundesstaat. Kalifornien, dessen Gesamtgehalt an Soda 100 Millionen Tonnen erreicht; Aus diesem See wird durch die Verdunstung von Wasser in der Sonne Soda gewonnen, obwohl es ziemlich schmutzig ist. Sodaseen enthalten neben neutralem Karbonat hauptsächlich Bikarbonat. An manchen Stellen fällt eine Doppelverbindung von Natriumbicarbonat mit normalem Carbonat Na 2 CO 3 ∙NaHCO 3, Trona genannt, aus. Das Wasser alkalischer Quellen, beispielsweise in Karlsbad, enthält Na 2 CO 3 und NaHCO 3 .
Enthalten in der Asche einiger Algen. Vor 100 Jahren wurde Soda hauptsächlich aus Pflanzenasche gewonnen.
Mittlerweile wird Soda fast ausschließlich nach der Solve-Methode (Ammoniak-Methode zur Herstellung von Soda) hergestellt. Die ältere Leblanc-Methode wird mittlerweile, zumindest in Deutschland, überhaupt nicht mehr angewendet. Die Herstellung von Soda durch Karbonisierung von durch Elektrolyse gewonnenem Natriumalkali ist im Gegensatz zur auf diese Weise durchgeführten Kaliproduktion von begrenzter Bedeutung. Wie bereits erwähnt, wird Natronlauge hingegen häufig durch Ätzen von Soda gewonnen. In den USA wird Soda teilweise aus Kryolith gewonnen.
Nach der Methode von Leblanc wurde Steinsalz zunächst mit konzentrierter Schwefelsäure behandelt; Dabei entstehen Natriumsulfat (meist kurz Sulfat genannt) und Salzsäure als wichtigstes Nebenprodukt
2NaCl + H 2 SO 4 = Na 2 SO 4 + 2HC1.
Das Sulfat wurde dann mit Calciumcarbonat (Kalkstein) und Kohle zu Soda vermischt und in einem Feuerofen geschmolzen. Es kam zu folgenden Reaktionen:
Na 2 SO 4 + 2C = Na 2 S + 2CO 2
Na 2 S + CaCO 3 = Na 2 CO 3 + CaS
Soda wurde aus der abgekühlten Legierung durch Auslaugen mit Wasser entfernt, während unlösliches CaS darin verblieb 
als minderwertiger Müll. Die Methode wurde 1791 von Leblanc für einen Preis der Académie Française entwickelt. Bald darauf entwickelte sich zunächst in England, dann in Deutschland und Frankreich die Sodaindustrie, die bis 1870 ausschließlich auf dem Leblanc-Verfahren basierte. Erst kürzlich wurde das Leblanc-Verfahren durch das kostengünstige Solvay-Verfahren abgelöst.
Die Solvay-Methode zur Herstellung von Soda bzw. die Ammoniakmethode basierte auf der Bildung von relativ schwerlöslichem Natriumbicarbonat NaHCO 3 durch die Wechselwirkung von Natriumchlorid mit Ammoniumbicarbonat in einer wässrigen Lösung:
NaCl + NH 4 HCO 3 = NaHCO 3 + NH 4 C1.
Bei der Technik wird zunächst Ammoniak in eine nahezu gesättigte Kochsalzlösung eingeleitet, dann Kohlendioxid. Das resultierende NaHCO 3 wird filtriert und durch Erhitzen (Kalzinierung) in Na 2 CO 3 (Soda) überführt.
2NaHCO 3 = Na 2 CO 3 + CO 2 + H 2 O.
Dabei wird die Hälfte des zunächst aufgenommenen Kohlendioxids freigesetzt und dem Prozess wieder zugeführt. Um NH 3 zurückzugewinnen, werden Ammoniak und Wasserdampf in die Mutterlösung eingeleitet, aus der das Bicarbonat ausgefällt wurde. Dadurch wandelt sich das darin enthaltene Ammoniumbicarbonat zunächst in neutrales Carbonat um und dieses zerfällt bei Temperaturen über 58 °C in Kohlendioxid, Wasser und Ammoniak.
NH 4 HCO 3 + NH 3 = (NH 4) 2 HCO 3
2NH 4 C1 + Ca(OH) 2 = CaC1 2 + 2H 2 O + 2NH 3.
Daher ist neben nicht umgesetztem Natriumchlorid das einzige Abfallprodukt Calciumchlorid, das normalerweise in Flüsse eingeleitet wird.
Soda ist eines der wichtigsten Produkte der chemischen Industrie. Es wird in großen Mengen in der Glas- und Seifenherstellung verwendet. Es ist auch Ausgangsstoff für viele andere wichtige Natriumverbindungen, wie zum Beispiel Natriumhydroxid. Borax, Natriumphosphat, lösliches Glas usw. Große Mengen Soda werden auch in Wäschereien, Papierfabriken, Färbereien und auch zum Enthärten des Wassers von Dampfkesseln verwendet. Im Haushalt wird Natron als Reinigungsmittel verwendet.
Name
Eigenschaften
Es erscheint als farblose Kristalle oder weißes Pulver. Es existiert in verschiedenen Modifikationen: Die α-Modifikation mit einem monoklinen Kristallgitter entsteht bei Temperaturen bis 350 °C, beim Erhitzen über diese Temperatur bis 479 °C erfolgt dann ein Übergang in die β-Modifikation, die hat auch ein monoklines Kristallgitter. Wenn die Temperatur über 479 °C steigt, erfährt die Verbindung eine γ-Modifikation mit einem hexagonalen Gitter. Schmilzt bei 854 °C; beim Erhitzen über 1000 °C zersetzt es sich unter Bildung von Natriumoxid und Kohlendioxid.
Kristalline Hydrate von Natriumcarbonat gibt es in verschiedenen Formen: farbloses monoklines Na 2 CO 3 · 10H 2 O, bei 32,017 °C wird es zu farblosem orthorhombischem Na 2 CO 3 · 7H 2 O, letzteres wird beim Erhitzen auf 35,27 °C farblos orthorhombisches Na 2 CO 3 ·H 2 O. Im Bereich von 100-120 °C verliert das Monohydrat Wasser.
| Parameter | Wasserfreies Natriumcarbonat | Na 2 CO 3 10H 2 O decahydratisieren |
|---|---|---|
| Molekulare Masse | 105,99 a. essen. | 286,14 a. essen. |
| Schmelztemperatur | 854 °C | 32°C |
| Löslichkeit | Unlöslich in Aceton und Schwefelkohlenstoff, schwer löslich in Ethanol, gut löslich in Glycerin und Wasser | |
| Dichte ρ | 2,53 g/cm³ (bei 20 °C) | 1,446 g/cm³ (bei 17 °C) |
| Standardbildungsenthalpie ΔH | −1131 kJ/mol (t) (bei 297 K) | −4083,5 kJ/mol ((t) (bei 297 K) |
| Standard-Gibbs-Bildungsenergie G | −1047,5 kJ/mol (t) (bei 297 K) | −3242,3 kJ/mol ((t) (bei 297 K) |
| Standardentropie der Bildung S | 136,4 J/mol K (t) (bei 297 K) | |
| Standardmolare Wärmekapazität C p | 109,2 J/mol K (lg) (bei 297 K) |
In einer wässrigen Lösung wird Natriumcarbonat hydrolysiert, was für eine alkalische Reaktion der Umgebung sorgt. Hydrolysegleichung (in ionischer Form):
C O 3 2 − + H 2 O ⇄ H C O 3 − + O H − (\displaystyle (\mathsf (CO_(3)^(2-)+H_(2)O\rightleftarrows HCO_(3)^(-)+OH^ (-))))Leblanc-Methode
Im Jahr 1791 erhielt der französische Chemiker Nicolas Leblanc ein Patent für die „Methode zur Umwandlung von Glaubersalz in Soda“. Bei diesem Verfahren wird eine Mischung aus Natriumsulfat („Glaubersalz“), Kreide bzw. Kalkstein (Kalziumcarbonat) und Holzkohle bei einer Temperatur von etwa 1000 °C gebrannt. Kohle reduziert Natriumsulfat zu Sulfid:
N a 2 S O 4 + 2 C → N a 2 S + 2 C O 2 (\displaystyle (\mathsf (Na_(2)SO_(4)+2C\rightarrow Na_(2)S+2CO_(2))))Natriumsulfid reagiert mit Calciumcarbonat:
N a 2 S + C a C O 3 → N a 2 C O 3 + C a S (\displaystyle (\mathsf (Na_(2)S+CaCO_(3)\rightarrow Na_(2)CO_(3)+CaS)) )Die entstehende Schmelze wird mit Wasser behandelt, wobei das Natriumcarbonat in Lösung geht, das Calciumsulfid abfiltriert und anschließend die Natriumcarbonatlösung eingedampft wird. Rohes Soda wird durch Umkristallisation gereinigt. Beim Leblanc-Verfahren entsteht Soda in Form von kristallinem Hydrat (siehe oben), daher wird das resultierende Soda durch Kalzinierung entwässert.
Natriumsulfat wurde durch Behandlung von Steinsalz (Natriumchlorid) mit Schwefelsäure hergestellt:
2 N a C l + H 2 S O 4 → N a 2 S O 4 + 2 H C l (\displaystyle (\mathsf (2NaCl+H_(2)SO_(4)\rightarrow Na_(2)SO_(4)+2HCl) ))Der bei der Reaktion freigesetzte Chlorwasserstoff wurde mit Wasser aufgefangen, um Salzsäure zu erzeugen.
Die erste Sodafabrik dieser Art in Russland wurde vom Industriellen M. Prang gegründet und erschien 1864 in Barnaul.
Nach dem Aufkommen der wirtschaftlicheren (kein Nebenprodukt Calciumsulfid bleibt in großen Mengen zurück) und technologisch fortschrittlicheren Solvay-Methode begannen Fabriken, die nach der Leblanc-Methode arbeiteten, zu schließen. Um 1900 stellten 90 % der Fabriken Soda nach der Solvay-Methode her, und die letzten Fabriken, die die Leblanc-Methode verwendeten, wurden Anfang der 1920er Jahre geschlossen.
Industrielle Ammoniakmethode (Solvay-Methode)
Die weltweit erste Sodaanlage dieser Art wurde in Belgien eröffnet; Das erste Werk dieser Art in Russland wurde 1883 im Gebiet der Uralstadt Beresniki von der Firma Lyubimov, Solve and Co. gegründet. Seine Produktivität betrug 20.000 Tonnen Soda pro Jahr. Im Jahr 2010 weigerte sich der Föderale Antimonopoldienst Russlands, dieses Werk von Solvay zu kaufen, und erlaubte den Kauf dem Bashkir Chemistry-Konzern (dem auch das Soda-Werk gehört). [
Sie schlendern durch den Supermarkt und suchen nach phosphatfreiem Waschpulver. Um herauszufinden, welches Produkt aus dem gesamten Arsenal an Haushaltschemikalien das richtige für Sie ist, nehmen Sie natürlich jede Packung mit der erforderlichen Klassifizierung in die Hand und schauen Sie sich die Zusammensetzung des darin enthaltenen Produkts an. Schließlich wählten wir ein geeignetes Produkt aus, aber als wir alle Waschpulver im Laden untersuchten, bemerkten wir ein seltsames Muster: Auf jeder Schachtel oder Packung stand etwas wie: „Das Produkt enthält Natriumcarbonat.“ Jeder Mensch hat ein bisschen Neugier in sich, und Sie sind da keine Ausnahme. Ich wollte doch wissen, was das für eine Substanz ist, nicht wahr? Der heutige Artikel wird Ihr Wissen um einige Informationen über diese Verbindung erweitern.
Definition
Natriumcarbonat (Formel Na 2 CO 3) ist das Natriumsalz der Kohlensäure. In verschiedenen Quellen kann es unterschiedlich bezeichnet werden: Natriumcarbonat, Dinatriumtrioxocarbonat und Soda. Übrigens, zum Nachnamen. Die diskutierte chemische Verbindung in reiner Form ist nicht dasselbe Backpulver, das verschiedenen Produkten zugesetzt wird. Sein Name ist Natriumbicarbonat. Stoffe, die Natriumcarbonat (und Natriumcarbonat selbst) enthalten, werden Soda genannt. Eine Ausnahme bildet Natronlauge, deren wissenschaftlicher Name das Hydroxid des gleichnamigen Metalls ist. Allerdings reagiert Natriumbicarbonat mit dieser Substanz unter Bildung der nun diskutierten Verbindung. Alle anderen Limonaden sind Carbonat selbst mit Wasser oder Wasserstoff in einer Formel. Heute werden die Eigenschaften, Herstellung und Verwendung nur noch des reinen Natriumsalzes der Kohlensäure betrachtet.
Natriumcarbonat: physikalische Eigenschaften
Diese Substanz hat im wasserfreien Zustand das Aussehen eines farblosen kristallinen Pulvers (Foto oben). Die Struktur seines Kristallgitters hängt von der Umgebungstemperatur ab: Liegt diese nicht unter 350, sondern unter 479 o C, dann ist es monoklin, liegt die Temperatur höher, ist es hexagonal.
Natriumcarbonat: chemische Eigenschaften
Wenn man es in eine starke Säure senkt, zerfällt der bei der Reaktion entstehende Kohlenstoff, der äußerst instabil ist, in gasförmiges vierwertiges Kohlenoxid und Wasser. Das zweite Produkt der Reaktion ist das Natriumsalz der entsprechenden Säure (wenn man beispielsweise Kristalle des jetzt besprochenen Carbonats in Schwefelsäure wirft, erhält man Kohlendioxid, Wasser und Natriumsulfat). In Wasser hydrolysiert diese Verbindung, wodurch die neutrale Umgebung alkalisch wird
Quittung
Es kann auf verschiedene Arten erhalten werden, die alle unterschiedlich sind, aber in diesem Artikel wird nur auf eine davon eingegangen. Es ist notwendig, Kreide und Holzkohle mit Natriumsulfat zu mischen und diese Mischung dann bei einer Temperatur von etwa 1000 °C zu backen. Kohle reduziert letzteres zu Sulfid, das bei Reaktion mit Calciumcarbonat eine Schmelze aus Calciumsulfid bildet gewünschte Substanz. Es muss mit Wasser behandelt werden, dann das unnötige Sulfid herausgefiltert und die resultierende Lösung eingedampft werden. Das resultierende rohe Natriumcarbonat wird durch Umkristallisation gereinigt und anschließend durch Kalzinierung entwässert. Diese Methode wird Leblanc-Methode genannt.
Anwendung
Industrien, die Glas, Waschpulver, Seifen und Emaille herstellen, kommen nicht ohne Natriumcarbonat aus, wo daraus Ultramarin gewonnen wird. Es wird auch zum Entfernen der Wasserhärte, zum Entfetten von Metallen und zur Desulfatisierung von Hochofengusseisen verwendet. Natriumcarbonat ist ein gutes Oxidationsmittel und Säureregulator; es kommt in Geschirrspülmitteln, Zigaretten und Pestiziden vor. Es ist auch als Lebensmittelzusatzstoff E500 bekannt, der das Verklumpen und Zusammenbacken von Zutaten verhindert. Die nun besprochene Substanz wird auch zur Herstellung von fotografischem Entwickler benötigt.
Abschluss
Dafür ist Natriumcarbonat gut. In seiner reinen Form ist es vielen Menschen vielleicht noch nie begegnet, aber seine kristallinen Hydrate (das sind alles Limonaden, außer Natronlauge) werden von Menschen fast überall verwendet. Dies ist einer der Stoffe, deren Verbindungen mit Wasser in der Industrie viel häufiger eingesetzt werden als sie selbst in reiner Form.
Staatliche Bildungseinrichtung
Höhere Berufsausbildung
„Staatliche Pharmazeutische Akademie Perm
Bundesagentur für Gesundheit und soziale Entwicklung
Russische Föderation"
Abteilung für Analytische Chemie
Kursarbeit:
Natriumcarbonat.
Durchgeführt:
Schüler der Gruppe 26
Lekomtseva Veronica
Geprüft:
Lidia Andrejewna
Dauerwelle, 2010
Analytische Reaktionen von Natriumkation 5
Analytische Reaktionen des Carbonations 6
Säure-Base-Titration in wässrigen Lösungen 8
Potentiometrische Methode 9
Natriumcarbonat (Stoffbeschreibung) 3
4 Möglichkeiten, es zu bekommen
Qualitative Analyse 5
Quantitative Analyse 8
Instrumentelle Analyse 9
Praktische Anwendung von Natriumcarbonat 10
Referenzen 11
Natriumcarbonat.
Zusammengesetzte Formel:
Chemischer Name:
Natriumcarbonat. Soda.
LIMONADE– technischer Name für Natriumcarbonate. Na 2 CO 3 ist normales Carbonat oder Soda (wasserfrei).
Na 2 CO 3 sind farblose Kristalle mit einer Löslichkeit in 100 g Wasser bei einer Temperatur von 20 °C von - 14,9 g. Wässrige Lösungen reagieren alkalisch.
Natürliche Quellen sind gering (Mineralien: Natron, Thermonatrium, Trona).
Quittung:
Natriumcarbonat wird hauptsächlich durch Sättigung einer Natriumchloridlösung mit Ammoniak und Kohlendioxid und weiteres Erhitzen auf 140 bis 160 °C sowie aus Nephelin gewonnen.
Qualitative Analyse.
Qualitative Analyse ist die Identifizierung anorganischer Substanzen auf der Grundlage des Nachweises von Kationen und Anionen, die das Molekül der Substanz bilden, durch analytische Reaktionen.
3.1. Reaktionen zur Bestimmung des Natriumkations.
Reaktion mit Zinkdixouran (VI)-acetat Zn(UO 2) 3 (CH 3 COO) 3 zur Bildung eines gelben kristallinen Niederschlags oder gelber Kristalle mit tetraedrischer und oktaedrischer Form, die in Essigsäure unlöslich sind. Um die Empfindlichkeit der Reaktion zu erhöhen, sollte die Testmischung auf einem Objektträger erhitzt werden:
NaNO 2 + Zn(UO 2) 3 (CH 3 COO) 3 + CH 3 COOH + 9H 2 O →
→NaZn(UO 2) 3 (CH 3 COO) 9 x 9H 2 O↓ + HNO 2
Überschüssige Kaliumionen, Schwermetallkationen (Hg 2+, Sn 2+, Bi 3+, Fe 3+ usw.). Die Reaktion wird nach Entfernung störender Ionen als fraktionierte Reaktion eingesetzt.
Färbt die farblose Brennerflamme gelb.
Reaktion mit Pikrinsäure unter Bildung gelber, nadelförmiger Kristalle von Natriumpikrat, die von einem Punkt ausgehen:
Die Reaktion wird nur in Abwesenheit störender Ionen (K +, NH 4+, Ag +) als fraktionierte Reaktion durchgeführt.
Reaktion mit Kaliumhexahydroxostibat (V) K unter Bildung eines weißen, kristallinen Niederschlags, der in Alkalien löslich ist:
NaNO 2 + K → Na↓ + KNO 2
Reaktionsbedingungen:
Ausreichende Konzentration an Na + ;
Neutrale Lösungsreaktion;
Durchführung der Reaktion in der Kälte;
Einen Glasstab an der Wand eines Reagenzglases reiben.
Störende Ionen: NH 4+, Mg 2+ usw.
In einer sauren Umgebung wird das Reagenz unter Bildung eines weißen amorphen Niederschlags der Metaantimonsäure HSbO 3 zerstört:
K + HCl → KCl + H 3 SbO 4 + 2H 2 O
H 3 SbO 4 → HSbO 3 ↓ + H 2 O.
Reaktionen zur Bestimmung von Carbonationen.
Quantitative Analyse.
4.1. Säure-Base-Titration in wässrigen Lösungen.
Standardisierung einer 0,1 M Schwefelsäurelösung
durch genaues Wiegen von Natriumcarbonat (Methode der Einzelwägung).
Na 2 CO 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O
M (Na 2 CO 3) = 105,99 g/mol
Methodik: 0,05–0,07 g (genau abgewogenes) Natriumcarbonat werden quantitativ in einen Titrierkolben überführt, in 25 cm 3 destilliertem Wasser gelöst, mit 2–3 Tropfen Methylorange-Lösung versetzt und mit 0,1 M Schwefelsäurelösung bis zur Gelbfärbung titriert bis rosa-orange.
Der Korrekturfaktor für Schwefelsäurelösung wird nach folgender Formel berechnet:
Instrumentelle Analyse.
5.1. Potentiometrische Methode.
Die potentiometrische Analysemethode basiert auf der Nutzung der Abhängigkeit der elektromotorischen Kraft (EMF) der elektrochemischen Zelle von der Konzentration des Analyten in der Lösung.
Potentiometrische Bestimmung von Natriumhydroxid und -carbonat
wenn sie zusammen vorhanden sind.
Die Bestimmung der Bestandteile eines Gemisches in einer Lösung basiert auf deren differenzierter Titration mit einer Salzsäurelösung unter Fixierung zweier Äquivalenzpunkte aufgrund eines starken Potentialsprungs. Als Indikatorelektrode wird eine Glaselektrode und als Referenzelektrode eine Silberchloridelektrode verwendet. Eine Lösung einer Mischung aus Natriumhydroxid und Natriumcarbonat kann gleichzeitig Na +, OH -, HCO 3 -, CO 3 2- Ionen enthalten:
NaOH → Na + + OH -
Na 2 CO 3 → 2 Na + + CO 3 2-
CO 3 2- + H 2 O ↔ HCO 3 - + OH -
HCO 3 - + H 2 O ↔ H 2 CO 3 + OH -
Das Vorhandensein von Natriumhydroxid hemmt die Hydrolyse von Natriumcarbonat. Wenn also eine Mischung dieser Verbindungen mit einer Säure titriert wird, wird zuerst Natriumhydroxid titriert. Wenn der Alkaligehalt in der Lösung abnimmt, kommt es in der ersten Stufe zur Hydrolyse von Natriumcarbonat und zu seiner Wechselwirkung mit dem Titriermittel.
In diesem Fall findet die Hydrolyse von Natriumcarbonat in der zweiten Stufe und die Titration von Hydrolyseprodukten nicht statt, da sich die Ionisationskonstanten der entsprechenden Basen um vier Größenordnungen unterscheiden:
In diesem Fall ist der erste Titrationssprung zu beobachten (pH 8,3):
NaOH + HCl → NaCl + H2O
Na 2 CO 3 + HCl → NaCl + NaHCO 3
Anschließend wird Natriumbicarbonat titriert, ein zweiter Titrationssprung ist zu beobachten (pH 3,8):
NaHCO 3 + HCl → NaCl + CO 2 + H 2 O
M NaOH = 40,00 g/mol
M Na 2 CO 3 = 105,99 g/mol
Methodik: 2-4 cm 3 der analysierten Lösung werden in ein Glas mit einem Fassungsvermögen von 50 cm 3 mit Magnetstab gegeben und mit destilliertem Wasser aufgefüllt.
Die Bürette wird mit einer 0,1 mol/dm 3 Salzsäurelösung gefüllt und das Stativ befestigt. Das Glas mit der analysierten Lösung wird auf den Tisch des elektromagnetischen Rührers gestellt, die Elektroden werden in die Lösung eingetaucht und die Titration beginnt. Näherungs- und Präzisionstitrationen werden nach allgemeinen Anweisungen durchgeführt, wobei zwei Titrationssprünge aufgezeichnet werden, die auf einer starken Potenzialänderung basieren. Die Messergebnisse werden in Tabellen eingetragen.
Unter Verwendung von Integral- oder Differentialgraphen findet man:
V 1 – Volumen des Titriermittels entsprechend dem ersten Titrationssprung, das mit dem gesamten Alkali und der halben Menge Natriumcarbonat zu NaHCO 3 reagiert;
V gesamt ist das Volumen des Titriermittels, das dem zweiten Titrationssprung entspricht und mit Alkali und Natriumcarbonat reagiert.
Berechnen Sie anhand der Titrationsergebnisse:
V 2 = V total - V 1 – Volumen des für die Titration verbrauchten Titriermittels
½ Na 2 CO 3 bis NaHCO 3 ;
V 3 = 2 V 2 = 2(V total - V 1) – verbrauchtes Titriermittelvolumen
zur Titration aller Na 2 CO 3 ;
V 4 = (V 1 - V 2) – Volumen des Titriermittels, das für die Titration von NaOH verbraucht wird.
Anschließend werden Q und ω% berechnet.
Praktischer Nutzen.
Wird in der Glas-, Seifen-, Textil-, Zellstoff- und Papierindustrie verwendet; zur Ölreinigung usw.
Referenzliste.
Lurie Yu.Yu. „Handbuch der Analytischen Chemie“, Moskau, 1979;
Methodisches Handbuch zur analytischen Chemie.
„Instrumentelle Analysemethoden“, Perm, 2004;
Methodisches Handbuch zur analytischen Chemie.
„Qualitative chemische Analyse“, Perm, 2003;
Methodisches Handbuch zur analytischen Chemie.
„Quantitative chemische Analyse“, Perm, 2004;
„Neue illustrierte Enzyklopädie“, Band Nr. 8, 12, 17. Moskau,
