Kemia on mielenkiintoinen tiede, joka selittää suurimman osan ympärillämme tapahtuvista prosesseista ja ilmiöistä. Lisäksi nämä ilmiöt eivät rajoitu yksinkertaiseen sokerin liukenemiseen teekuppiin tai aineiden hydrolyysiin, mikä on usein teollisen prosessin perusta, vaan myös sellaisiin monimutkaisiin ilmiöihin kuin orgaanisen aineen luominen ilman elävä organismi. Toisin sanoen kemia on elämän tiedettä useimpien ympärillämme tapahtuvien ilmiöiden kannalta. Kemia voi kertoa kaiken hapoista, emäksistä, emäksistä ja suoloista. Yhtä jälkimmäisestä keskustellaan edelleen - natriumkarbonaattia. Katsotaanpa kaikkea natriumkarbonaattiin liittyvää sen kemiallisesta kaavasta sen teollisiin ja jokapäiväiseen käyttöön.

Joten natriumkarbonaatti, jonka kaava on kirjoitettu seuraavasti: Na2CO3, on hiilihapon suola, jota kutsutaan myös natriumkarbonaatiksi tai soodaksi. Tämä aine näyttää yksinkertaiselta valkoiselta jauheelta, joka koostuu pienistä rakeista, sillä ei ole hajua ja sillä on melko epämiellyttävä maku. Se voi aiheuttaa vakavaa myrkytystä ja maha-suolikanavan haavaumia, jos sitä joutuu ihmiskehoon suurina määrinä. näyttää tältä: kaksi natriumatomia on yhdistetty yhdellä elektroniparilla happiatomeihin (jokaista natriumatomia kohti on yksi happi), happiatomit on yhdistetty yksittäisillä sidoksilla hiiliatomiin ja hiili puolestaan ​​​​on yhdistetty neljällä (kaksi paria) elektroneja atomiin happea. Näin ollen näemme seuraavan mielenkiintoisen kuvan: natriumatomeista on tullut positiivisia ioneja, joiden varaus on +1, happiatomit ovat muuttuneet negatiivisiksi ja niiden varaus on -2 ja hiilellä, joka luovutti neljä elektronia, on varaus +4. Siten natriumkarbonaatilla tai pikemminkin sen molekyylillä on joissakin paikoissa polaarisuutta.

On myös hieman erilaista suolaa: natriumbikarbonaattia, jonka kemiallinen kaava on NaHCO3, joka voi myös aiheuttaa myrkytyksen, jos se joutuu kehoon. reagoi natriumia aktiivisempien metallien kanssa ja natrium vähenee. Tämä suola voi myös reagoida aktiivisemman metallin alkalin kanssa, jolloin natrium vähenee. Jos suoritamme tämän suolan hydrolyysin, on huomattava, että natriumhydroksidi on vahva alkali, mutta sillä on melko heikko luonne, joten ensinnäkin saat emäksen ja koeputkessa on alkalinen ympäristö, joka voidaan tunnistaa käyttämällä fenoli-ftaleiinia (se värittää suolaliuoksen Crimsonissa).

Jos puhumme natriumkarbonaatista, jonka kemialliset ominaisuudet eivät käytännössä poikkea bikarbonaatin kemiallisista ominaisuuksista, voidaan huomata, että jos suoritat sulatteen ja tämän suolan liuoksen elektrolyysin, niiden "käyttäytyminen" olla täsmälleen sama. Harkitsemme.

Sulan elektrolyysi päättyy karbonaatti-ionin ja kahden natriummoolin vapautumiseen. Jos hydrolysoit tämän suolan liuoksen, saat seuraavan kuvan: vety pelkistyy anodilla, hydroksoryhmä pelkistyy katodilla ja seurauksena jää karbonaattianioni ja kaksi moolia natriumia.

Voidaan ja tulee myös huomioida, että natriumkarbonaatti reagoi aineiden, kuten esimerkiksi typen, suolahapon tai rikkihapon kanssa. Esiintyy substituutio, eli hiilihappo pelkistyy, joka hajoaa välittömästi vedeksi ja hiilidioksidiksi tai saadaan natriumkarbonaattiin lisätyn hapon suola.

Suunnilleen sama kuva saadaan, jos lisäät liukoista (eikä muuta, muuten reaktio ei etene!) vahvemman hapon suolaa, mutta reaktiotuotteiden pitäisi tuottaa kaasua, sakkaa tai vettä.

Na 2CO 3 vedettömässä tilassa on valkoista jauhetta, jonka ominaispaino on 2,4-2,54 ja joka sulaa noin 850 °C:ssa. Soda liukenee helposti veteen, ja hydraattien muodostumisen vuoksi liukenemiseen liittyy kuumennusta. Kiinteässä tilassa saaduista hydraateista tärkein, kiteinen sooda, Na 2 CO 3 ∙10H 2 O, kiteytyy vesiliuoksista alle 32 °C:n lämpötiloissa suuriksi värittömiksi monokliinisiksi kiteiksi, joiden ominaispaino on 1,45 ja jotka sulavat omaa kiteytysvettä 32 °C:ssa. Sodan vesiliuokset osoittavat voimakkaan alkalisen reaktion, koska hiilihapon heikkouden vuoksi suola läpikäy kauaskantoisen hydrolyyttisen lohkeamisen.

Dekahydraatin lisäksi on rombista heptahydraattia, joka on stabiili joutuessaan kosketuksiin liuoksen kanssa lämpötila-alueella 32,017-35,3 °C, sekä rombimonohydraattia, joka Waldeckin mukaan liukeneessaan; 112,5 °C:ssa ja 1,27 atm:n paineessa se muuttuu vedettömäksi suolaksi. Heptahydraattia on myös toisessa muunnelmassa, joka joutuessaan kosketuksiin vesiliuoksen kanssa ei ole stabiili missään lämpötilassa.

Sodaa esiintyy joskus luonnossa järvien vesissä, esimerkiksi osavaltion Lake Owensissa. Kalifornia, jonka soodapitoisuus on yhteensä 100 miljoonaa tonnia; sooda, vaikkakin melko likainen, uutetaan tästä järvestä veden haihtumisen seurauksena auringossa. Sodajärvet sisältävät neutraalin karbonaatin ohella pääasiassa bikarbonaattia. Paikoin saostuu natriumbikarbonaatin kaksoisyhdiste normaalin karbonaatin Na 2 CO 3 ∙ NaHCO 3 kanssa, nimeltään trona. Alkalisten lähteiden vedet, esimerkiksi Carlsbadissa, sisältävät Na 2 CO 3 ja NaHCO 3 .

Sisältää joidenkin merilevien tuhkaa. 100 vuotta sitten sooda uutettiin pääasiassa kasvien tuhkasta.

Nyt soodaa valmistetaan lähes yksinomaan Solve-menetelmällä (ammoniakkimenetelmä soodan valmistukseen). Vanhempaa Leblancin menetelmää ei ainakaan Saksassa käytetä ollenkaan. Sodan valmistus elektrolyysillä saadun natriumalkalin karbonoimalla, toisin kuin tällä tavalla suoritettava potaskan tuotanto, on vähäistä. Kuten mainittiin, kaustista soodaa päinvastoin saadaan usein kaustisoimalla sooda. Yhdysvalloissa sooda saadaan osittain kryoliitista.

Leblancin menetelmän mukaan vuorisuola käsiteltiin ensin väkevällä rikkihapolla; tuottaa natriumsulfaattia (jota kutsutaan tekniikassa yleensä lyhennettä sulfaatiksi) ja kloorivetyhappoa tärkeimpänä sivutuotteena

2NaCl + H2S04 = Na2S04 + 2HC1.

Sulfaatti sekoitettiin sitten kalsiumkarbonaatin (kalkkikiven) ja hiilen kanssa soodan valmistamiseksi ja sulatettiin tulipesässä. Seuraavat reaktiot tapahtuivat:

Na 2SO 4 + 2C = Na 2 S + 2CO 2

Na2S + CaC03 = Na2C03 + CaS

Soda poistettiin jäähdytetystä lejeeringistä vedellä huuhtomalla, kun taas liukenematon CaS jäi sisään vähäarvoisena roskana. Leblanc kehitti menetelmän vuonna 1791 Académie Françaisen palkinnoksi. Pian sen jälkeen ensin Englannissa, sitten Saksassa ja Ranskassa kehittyi soodateollisuus, joka vuoteen 1870 saakka perustui yksinomaan Leblanc-prosessiin. Vasta äskettäin Leblanc-prosessi on korvattu kustannustehokkaalla Solvay-prosessilla.

Solva-menetelmä soodan valmistukseen eli ammoniakkimenetelmä perustui suhteellisen huonosti liukenevan natriumbikarbonaatin NaHCO 3:n muodostumiseen natriumkloridin vuorovaikutuksessa ammoniumbikarbonaatin kanssa vesiliuoksessa:

NaCl + NH4HCO3 = NaHC03 + NH4C1.

Tekniikassa ensin ammoniakki johdetaan melkein kyllästettyyn ruokasuolan liuokseen, sitten hiilidioksidiin. Saatu NaHC03 suodatetaan ja siirretään kuumentamalla (kalsinointi) Na 2CO 3:ksi (soodatuhka)

2NaHC03 = Na 2CO 3 + CO 2 + H 2 O.

Tällöin puolet alun perin otetusta hiilidioksidista vapautuu, ja se lähetetään takaisin prosessiin. NH3:n saamiseksi takaisin ammoniakkia ja vesihöyryä johdetaan emäliuokseen, josta bikarbonaatti saostettiin. Tästä johtuen siellä oleva ammoniumbikarbonaatti muuttuu ensin neutraaliksi karbonaatiksi ja jälkimmäinen hajoaa yli 58 °C:n lämpötiloissa hiilidioksidiksi, vedeksi ja ammoniakiksi.

NH 4 HCO 3 + NH 3 = (NH 4) 2 HCO 3

2NH4C1 + Ca(OH)2 = CaC12 + 2H2O + 2NH3.

joten reagoimattoman natriumkloridin ohella ainoa jätetuote on kalsiumkloridi, joka päätyy yleensä jokiin.

Soda on yksi kemianteollisuuden tärkeimmistä tuotteista. Sitä käytetään suuria määriä lasin ja saippuan valmistuksessa. Se on myös monien muiden tärkeiden natriumyhdisteiden, kuten natriumhydroksidin, lähtöaine. booraksia, natriumfosfaattia, liukenevaa lasia jne. Suuria määriä soodaa käytetään myös pesuloissa, paperitehtaissa, värjäysteollisuudessa sekä myös höyrykattiloiden veden pehmentämiseen. Kotitaloudessa soodaa käytetään puhdistusaineena.

Ovat yleisiä Systemaattinen
Nimi Sooda Perinteiset nimet sooda, natriumkarbonaatti Chem. kaava Na2CO3 Fyysiset ominaisuudet Moolimassa 105,99 g/mol Tiheys 2,53 g/cm³ Lämpöominaisuudet T. kellua. 854 °C T. joulukuu 1000 °C Kemialliset ominaisuudet pKa 10,33 Liukoisuus veteen 20 °C:ssa 21,8 g/100 ml Luokittelu Reg. CAS-numero 497-19-8 PubChem Reg. EINECS-numero 207-838-8 Hymyilee InChI Codex Alimentarius E500(i) RTECS VZ4050000 ChEBI ChemSpider Turvallisuus LD 50 4 g/kg (rotta, suun kautta) GHS-piktogrammit NFPA 704 Tiedot perustuvat standardiolosuhteisiin (25 °C, 100 kPa), ellei toisin mainita.

Ominaisuudet

Se näyttää värittömiltä kiteiltä tai valkoisena jauheena. Sitä on useissa eri muunnelmissa: α-modifikaatio monokliinisellä kidehilalla muodostuu 350 °C:n lämpötiloissa, sitten kun sitä kuumennetaan tämän lämpötilan yläpuolelle ja 479 °C:seen asti, tapahtuu siirtymä β-modifikaatioon, joka siinä on myös monokliininen kidehila. Kun lämpötila nousee yli 479 °C, yhdiste käy läpi γ-modifikaatiota kuusikulmainen hila. Sulaa 854 °C:ssa, kun se kuumennetaan yli 1000 °C:seen, se hajoaa muodostaen natriumoksidia ja hiilidioksidia.

Natriumkarbonaatin kiteisiä hydraatteja on eri muodoissa: väritön monokliininen Na 2 CO 3 10H 2 O, muuttuu 32,017 °C:ssa värittömäksi ortorombiseksi Na 2 CO 3 7H 2 O:ksi, jälkimmäinen kuumennettaessa 35,27 °C:seen värittömäksi muuttuu ortorombinen Na 2 CO 3 · H 2 O. Monohydraatti menettää vettä alueella 100-120 °C.

Natriumkarbonaatin ominaisuudet

Parametri	Vedetön natriumkarbonaatti	Dekahydraatti Na 2CO 3 10H 2 O
Molekyylimassa	105,99 a. syödä.	286.14 a. syödä.
Sulamislämpötila	854 °C	32 °C
Liukoisuus	Liukenematon asetoniin ja hiilidisulfidiin, liukenee heikosti etanoliin, liukenee hyvin glyseriiniin ja veteen
Tiheys ρ	2,53 g/cm³ (20 °C:ssa)	1,446 g/cm³ (17 °C:ssa)
Muodostumisen standardientalpia ΔH	−1131 kJ/mol (t) (297 K:ssa)	−4083,5 kJ/mol ((t) (297 K:ssa)
Normaali Gibbsin muodostumisenergia G	−1047,5 kJ/mol (t) (297 K:ssa)	−3242,3 kJ/mol ((t) (297 K:ssa)
Muodostumisen standardientropia S	136,4 J/mol K (t) (297 K:ssa)
Normaali molaarinen lämpökapasiteetti C p	109,2 J/mol K (lg) (297 K:ssa)

Vesiliuoksessa natriumkarbonaatti hydrolysoituu, mikä varmistaa ympäristön alkalisen reaktion. Hydrolyysiyhtälö (ionisessa muodossa):

C O 3 2 − + H 2 O ⇄ H C O 3 − + O H − (\displaystyle (\mathsf (CO_(3)^(2-)+H_(2)O\oikealeftarrows HCO_(3))^(-)+OH^ (-))))

Leblancin menetelmä

Vuonna 1791 ranskalainen kemisti Nicolas Leblanc sai patentin "Menetelmä Glauberin suolan muuntamiseksi soodaksi". Tässä menetelmässä natriumsulfaatin ("Glauberin suola"), liidun tai kalkkikiven (kalsiumkarbonaatti) ja puuhiilen seosta paistetaan noin 1000 °C:n lämpötilassa. Kivihiili pelkistää natriumsulfaatin sulfidiksi:

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))))

Natriumsulfidi reagoi kalsiumkarbonaatin kanssa:

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)\nuoli oikealle Na_(2)CO_(3)+CaS)) )

Syntynyt sulate käsitellään vedellä, jonka aikana natriumkarbonaatti liukenee, kalsiumsulfidi suodatetaan pois, sitten natriumkarbonaattiliuos haihdutetaan. Raakasooda puhdistetaan uudelleenkiteyttämällä. Leblanc-prosessi tuottaa soodaa kiteisen hydraatin muodossa (katso edellä), joten tuloksena oleva sooda kuivataan kalsinoinnin avulla.

Natriumsulfaatti valmistettiin käsittelemällä kivisuolaa (natriumkloridia) rikkihapolla:

2 N a Cl + 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)) ))

Reaktion aikana vapautunut kloorivety vangittiin vedellä kloorivetyhapon tuottamiseksi.

Ensimmäisen tämäntyyppisen soodatehtaan Venäjällä perusti teollisuusmies M. Prang, ja se ilmestyi Barnauliin vuonna 1864.

Taloudellisemman (sivutuotteena kalsiumsulfidia ei ole jäljellä suuria määriä) ja teknisesti edistyksellisen Solvay-menetelmän käyttöönoton jälkeen Leblanc-menetelmällä toimivat tehtaat alkoivat sulkea. Vuoteen 1900 mennessä 90 % tehtaista tuotti soodaa Solvay-menetelmällä, ja viimeiset Leblanc-menetelmällä toimivat tehtaat suljettiin 1920-luvun alussa.

Teollinen ammoniakkimenetelmä (Solvay-menetelmä)

Ensimmäinen tämäntyyppinen soodatehdas maailmassa avattiin Belgiassa; Lyubimov, Solve and Co. perusti ensimmäisen tämäntyyppisen tehtaan Venäjällä Uralin Bereznikin kaupungin alueelle vuonna 1883. Sen tuottavuus oli 20 tuhatta tonnia soodaa vuodessa. Vuonna 2010 Venäjän liittovaltion monopolien vastainen palvelu kieltäytyi ostamasta tätä laitosta Solvaylta, mikä salli oston Bashkir Chemistry -konsernille (joka myös omistaa Soda-tehtaan). [

Kiertelet supermarketissa ja etsit fosfaatitonta pesujauhetta. Luonnollisesti saadaksesi selville, mikä tuote koko kotitalouskemikaaliarsenaalista sopii sinulle, poimi jokainen pakkaus vaaditulla luokittelulla ja katso sen sisältämän tuotteen koostumusta. Lopulta valitsimme sopivan tuotteen, mutta tutkiessamme kaikkia myymälän pesujauheita huomasimme oudon kuvion: jokaiseen laatikkoon tai pakkaukseen oli kirjoitettu jotain: "Tuote sisältää natriumkarbonaattia." Jokaisessa ihmisessä on vähän uteliaisuutta, etkä ole poikkeus. Halusin tietää, mitä tämä aine on, eikö niin? Tämän päivän artikkeli lisää tietojasi tästä yhdisteestä.

Määritelmä

Natriumkarbonaatti (kaava Na 2 CO 3) on hiilihapon natriumsuola. Eri lähteissä sitä voidaan kutsua eri tavalla: natriumkarbonaatti, dinatriumtrioksokarbonaatti ja sooda. Muuten, sukunimestä. Puhtaassa muodossaan käsiteltävä kemiallinen yhdiste ei ole sama ruokasooda, jota lisätään eri tuotteisiin. Sen nimi on natriumbikarbonaatti. Aineita, joissa on natriumkarbonaattia (ja itse natriumkarbonaattia), kutsutaan soodaksi. Poikkeuksena on kaustinen sooda, jonka tieteellinen nimi on samannimisen metallin hydroksidi. Natriumbikarbonaatti reagoi kuitenkin tämän aineen kanssa muodostaen nyt käsiteltävän yhdisteen. Kaikki muut virvoitusjuomat ovat itse karbonaattia veden tai vedyn kanssa yhdessä kaavassa. Nykyään tarkastellaan vain puhtaan natriumkarbonaatin ominaisuuksia, tuotantoa ja käyttöä.

Natriumkarbonaatti: fysikaaliset ominaisuudet

Tämä vedettömässä tilassa oleva aine näyttää värittömältä kiteiseltä jauheelta (kuva yllä). Sen kidehilan rakenne riippuu ympäristön lämpötilasta: jos jälkimmäinen on vähintään 350, mutta alle 479 o C, niin se on monokliininen, jos lämpötila on korkeampi, se on kuusikulmainen.

Natriumkarbonaatti: kemialliset ominaisuudet

Jos alennat sen vahvaksi hapoksi, reaktion aikana saatu ja erittäin epävakaa hiili hajoaa kaasumaiseksi neliarvoiseksi hiilioksidiksi ja vedeksi. Toinen reaktion tuote on vastaavan hapon natriumsuola (esimerkiksi heitettäessä nyt käsitellyn karbonaatin kiteitä rikkihappoon saadaan hiilidioksidia, vettä ja natriumsulfaattia). Vedessä tämä yhdiste hydrolysoituu, minkä vuoksi neutraali ympäristö muuttuu emäksiseksi

Kuitti

Se voidaan saada useilla tavoilla, ne kaikki ovat erilaisia, mutta tässä artikkelissa puhutaan vain yhdestä. On tarpeen sekoittaa liitu ja puuhiili natriumsulfaatin kanssa ja sitten paistaa tämä seos noin 1000 o C:n lämpötilassa. Hiili pelkistää jälkimmäisen sulfidiksi, joka reagoidessaan kalsiumkarbonaatin kanssa muodostaa kalsiumsulfidisulan ja haluttua ainetta. Se on käsiteltävä vedellä, suodatettava sitten tarpeeton sulfidi ja haihdutettava syntynyt liuos. Saatu raaka natriumkarbonaatti puhdistetaan uudelleenkiteyttämällä ja dehydratoidaan sitten kalsinoimalla. Tätä menetelmää kutsutaan Leblanc-menetelmäksi.

Sovellus

Lasia, pesujauheita, saippuoita ja emaleja valmistava teollisuus ei tule toimeen ilman natriumkarbonaattia, jossa sitä käytetään ultramariinin valmistukseen. Sitä käytetään myös veden kovuuden poistamiseen, metallien rasvanpoistoon ja desulfatointiin, jonka kohteena on masuunivalurauta. Natriumkarbonaatti on hyvä hapetusaine ja happamuudensäätöaine, jota löytyy astianpesuaineista, savukkeista ja torjunta-aineista. Se tunnetaan myös nimellä E500 elintarvikelisäaine, joka estää ainesosien paakkuuntumisen ja paakkuuntumisen. Nyt käsiteltävä aine on tarpeen myös valokuvakehitteen valmistelemiseksi.

Johtopäätös

Tähän natriumkarbonaatti on hyvä. Puhtaassa muodossaan monet ihmiset eivät ehkä ole koskaan kohdanneet sitä, mutta sen kiteisiä hydraatteja (nämä ovat kaikki virvoitusjuomia, paitsi kaustinen sooda) käyttävät ihmiset melkein kaikkialla. Tämä on yksi niistä aineista, joiden yhdisteitä veden kanssa käytetään teollisuudessa paljon useammin kuin niitä itseään puhtaassa muodossaan.

Valtion oppilaitos

Korkeampi ammatillinen koulutus

"Permin osavaltion farmaseuttinen akatemia

Liittovaltion terveyden ja sosiaalisen kehityksen virasto

Venäjän federaatio"

Analyyttisen kemian laitos

Kurssityöt:

Sooda.

Esitetty:

ryhmän 26 opiskelija

Lekomtseva Veronica

Tarkistettu:

Lidia Andreevna

Perm, 2010

Natriumkarbonaatti (aineen kuvaus) 3

4 tapaa saada se

Laadullinen analyysi 5

1. Natriumkationin analyyttiset reaktiot 5

   Karbonaatti-ionin analyyttiset reaktiot 6

Kvantitatiivinen analyysi 8

1. Happo-emäs-titraus vesiliuoksissa 8

Instrumentaalinen analyysi 9

1. Potentiometrinen menetelmä 9

Natriumkarbonaatin käytännön käyttö 10

Viitteet 11

Sooda.

Yhdistelmäkaava:

Kemiallinen nimi:

Sooda. Soda Ash.

SOODA– natriumkarbonaattien tekninen nimi. Na 2 CO 3 on normaalia karbonaattia tai soodaa (vedetöntä).

Na 2 CO 3 ovat värittömiä kiteitä, jotka liukenevat 100 g:aan veteen lämpötilassa 20 ºC, joka vastaa -14,9 g:aa. Vesiliuoksilla on alkalinen reaktio.

Luonnolliset lähteet ovat vähäisiä (mineraalit: natron, termonatrium, trona).

Kuitti:

Natriumkarbonaattia saadaan pääasiassa kyllästämällä natriumkloridiliuos ammoniakilla ja hiilidioksidilla ja kuumentamalla edelleen 140–160 ºC:seen sekä nefeliinistä.

Laadullinen analyysi.

Kvalitatiivisella analyysillä tarkoitetaan epäorgaanisten aineiden tunnistamista, joka perustuu aineen molekyylin muodostavien kationien ja anionien havaitsemiseen analyyttisten reaktioiden avulla.

3.1. Reaktiot natriumkationin määrittämiseksi.

Reaktio sinkkidiksouraani(VI)asetaatin Zn(UO 2) 3 (CH 3 COO) 3 kanssa, jolloin muodostuu keltainen kiteinen sakka tai keltaisia ​​tetraedrisen ja oktaedrisen muotoisia kiteitä, jotka eivät liukene etikkahappoon. Reaktion herkkyyden lisäämiseksi testiseosta tulee kuumentaa lasilevyllä:

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

Ylimääräiset kaliumionit, raskasmetallikationit (Hg 2+, Sn 2+, Bi 3+, Fe 3+ jne.). Reaktiota käytetään fraktioreaktiona häiritsevien ionien poistamisen jälkeen.

Värittömän polttimen liekin värjäys keltaiseksi.

Reaktio pikriinihapon kanssa, jolloin muodostuu keltaisia, neulan muotoisia natriumpikraatin kiteitä, jotka tulevat yhdestä pisteestä:

Reaktiota käytetään fraktioreaktiona vain häiritsevien ionien (K+, NH4+, Ag+) poissa ollessa.

Reaktio kaliumheksahydroksostibaatti (V) K:n kanssa valkoisen kiteisen sakan muodostamiseksi, joka liukenee emäksiin:

NaNO 2 + K → Na↓ + KNO 2

Reaktioolosuhteet:

Riittävä Na+-pitoisuus;

Neutraali liuosreaktio;

Reaktion suorittaminen kylmässä;

Lasisauvan hankaaminen koeputken seinää vasten.

Häiritsevät ionit: NH 4+, Mg 2+ jne.

Happamassa ympäristössä reagenssi tuhoutuu ja muodostuu valkoinen amorfinen metaantimonihapon HSbO 3 sakka:

K + HCl → KCl + H3SbO4 + 2H20

H 3 SbO 4 → HSbO 3 ↓ + H 2 O.

Reaktiot karbonaatti-ionin määrittämiseen.

Kvantitatiivinen analyysi.

4.1. Happo-emäs-titraus vesiliuoksissa.

0,1 M rikkihappoliuoksen standardointi

punnitsemalla tarkasti natriumkarbonaatti (yksittäisen punnituksen menetelmä).

Na 2CO 3 + H 2 SO 4 → Na 2 SO 4 + CO 2 + H 2 O

M (Na2C03) = 105,99 g/mol

Metodologia: 0,05-0,07 g (täsmälleen punnittua) natriumkarbonaattia siirretään kvantitatiivisesti titrauspulloon, liuotetaan 25 cm 3:een tislattua vettä, lisätään 2-3 tippaa metyylioranssiliuosta ja titrataan 0,1 M rikkihappoliuoksella, kunnes väri muuttuu keltaiseksi. punertavan oranssiin.

Rikkihappoliuoksen korjauskerroin lasketaan kaavalla:

Instrumentaalinen analyysi.

5.1. Potentiometrinen menetelmä.

Potentiometrinen analyysimenetelmä perustuu sähkökemiallisen kennon sähkömotorisen voiman (EMF) riippuvuuden käyttöön liuoksessa olevan analyytin pitoisuudesta.

Natriumhydroksidin ja karbonaatin potentiometrinen määritys

ollessaan yhdessä.

Liuoksen seoksen aineosien määritys perustuu niiden erilaiseen titraamiseen suolahappoliuoksella kahden ekvivalenssipisteen kiinnittämisellä jyrkän potentiaalin hypyn perusteella. Lasielektrodia käytetään indikaattorielektrodina ja hopeakloridielektrodia vertailuelektrodina. Natriumhydroksidin ja natriumkarbonaatin seoksen liuos voi sisältää samanaikaisesti Na +, OH -, HCO 3 -, CO 3 2- ioneja:

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 -

Natriumhydroksidin läsnäolo estää natriumkarbonaatin hydrolyysiä, joten kun näiden yhdisteiden seosta titrataan hapolla, natriumhydroksidi titrataan ensin. Liuoksen alkalipitoisuuden pienentyessä tapahtuu ensimmäisessä vaiheessa natriumkarbonaatin hydrolyysi ja sen vuorovaikutus titrausaineen kanssa.

Tässä tapauksessa natriumkarbonaatin hydrolyysiä toisessa vaiheessa ja hydrolyysituotteiden titrausta ei tapahdu, koska vastaavien emästen ionisaatiovakiot eroavat neljällä suuruusluokalla:

Tässä tapauksessa havaitaan ensimmäinen titraushyppy (pH 8,3):

NaOH + HCl → NaCl + H2O

Na2CO3 + HCl → NaCl + NaHC03

Sitten natriumbikarbonaatti titrataan, havaitaan toinen titraushyppy (pH 3,8):

NaHCO 3 + HCl → NaCl + CO 2 + H 2 O

M NaOH = 40,00 g/mol

M Na2C03 = 105,99 g/mol

Metodologia: 2-4 cm 3 analysoitua liuosta laitetaan magneettisauvalla lasiin, jonka tilavuus on 50 cm 3, tilavuuteen lisätään tislattua vettä.

Byretti täytetään 0,1 mol/dm 3 suolahappoliuoksella ja teline kiinnitetään. Lasi, jossa on analysoitu liuos, asetetaan sähkömagneettisen sekoittimen pöydälle, elektrodit upotetaan liuokseen ja titraus alkaa. Likimääräiset ja tarkat titraukset suoritetaan yleisten ohjeiden mukaan kirjaamalla kaksi titraushypyä potentiaalin voimakkaan muutoksen perusteella. Mittaustulokset syötetään taulukoihin.

Integraali- tai differentiaalikaavioita käyttämällä saadaan selville:

V 1 – ensimmäistä titraushypyä vastaava titraustilavuus, joka reagoi kaiken alkalin ja ½ määrän natriumkarbonaatin kanssa NaHCO 3:ksi;

V kokonaismäärä on toista titraushypyä vastaavan titrausaineen tilavuus, joka on reagoinut alkalin ja natriumkarbonaatin kanssa.

Laske titraustulosten perusteella:

V 2 = V yhteensä - V 1 – titraamiseen kulutetun titrausaineen tilavuus

½ Na2C03:sta NaHC03:ksi;

V 3 = 2 V 2 = 2 (V yhteensä - V 1) – kulutetun titrausaineen tilavuus

kaiken Na2C03:n titraukseen;

V 4 = (V 1 - V 2) – NaOH:n titraamiseen kulutetun titrausaineen tilavuus.

Sitten lasketaan Q ja ω %.

Käytännöllinen käyttö.

Käytetään lasi-, saippua-, tekstiili-, massa- ja paperiteollisuudessa; öljyn puhdistukseen jne.

Bibliografia.

Lurie Yu.Yu. "Handbook of Analytical Chemistry", Moskova, 1979;

Analyyttisen kemian menetelmäkäsikirja.

"Instrumentaaliset analyysimenetelmät", Perm, 2004;

Analyyttisen kemian menetelmäkäsikirja.

"Laadullinen kemiallinen analyysi", Perm, 2003;

Analyyttisen kemian menetelmäkäsikirja.

"Kvantitatiivinen kemiallinen analyysi", Perm, 2004;

"New Illustrated Encyclopedia", osa nro 8, 12, 17. Moskova,