Определение содержания щелочи и соды при их совместном присутствии методом кислотно-основного титрования

Размещено на http://www.allbest.ru

ВВЕДЕНИЕ

Актуальность темы исследования состоит в том, что кислотно-основное титрование в водных растворах широко применяется в количественном анализе неорганических и органических веществ, обладающих кислотно-основными свойствами: сильных и слабых кислот и оснований , кислых и основных солей, а также солей , содержащих анионы слабых кислот и катионы слабых оснований.

Методы кислотно-основного титрования находят широкое применение в самых разных областях человеческой деятельности. Их используют для контроля технологических процессов в химической, пищевой, текстильной, металлургической и др. промышленности.

Целью исследования является определение содержания щелочи и соды при их совместном присутствии. приобретение навыков раздельного определения массы NaOH и Na₂CO₃ в образце, навыков титрования с различными индикаторами.

Задачи исследования:

1) изучить и проанализировать литературу по теме курсовой работы;

2) изучить физические, химические свойства, нахождение в природе, способы получения, соды и щелочи и их применение

3) определить содержание щелочи и соды при их совместном присутствии, в лаборатории.

Предметом исследования является определение содержания щелочи и соды при их совместном присутствии.

Методы исследования:

1) анализ использованной литературы;

2) эксперимент;

3) наблюдения.

Практическая значимость данной работы заключается в возможности использования теоретических знаний на химических предприятиях.

Структура работы

Данная курсовая работа состоит из введения, двух основных глав, заключения, списка использованных источников. В список использованных источников входят 16 наименования, из них: 1 интернет ресурс.

кислотный титрование индикатор щелочь сода



1. ЛИТЕРАТУРНЫЙ ОБЗОР

1.1 Сущность и классификация методов кислотно-основного титрования

В основе кислотно-основного титрования положена реакция взаимодействия ионов водорода или гидроксония с гидроксид-ионами:

Н⁺ + ОН^- = Н₂О, Н₃О⁺ + ОН^- = 2Н₂О (1)

При помощи этого метода определяют кислоты, основания, соли, способных гидролизоваться в водных растворах, а также их смеси, азот, серу в органических соединениях, некоторые органические соединения (формальдегид, спирты и др.).

В качестве титрантов в кислотно-основном титровании применяют в основном растворы сильных кислот (НС1, Н₂SО₄) и сильных оснований (КОН, NaOH).

В зависимости от природы титранта кислотно-основное титрование включает два основных метода: ацидиметрия и алкалиметрия. В ацидиметрии титрантом служит раствор кислоты, а применяют ее для определения различных оснований. В алкалиметрии титрант - раствор щелочи, а применяется для определения кислот,

Титранты кислотно-основного титрования относятся к титрантам второго типа - стандартизированные или с установленным титром (см.3.3). В качестве исходных веществ для установления титра рабочих растворов кислот используют тетраборат натрия (Na₂B₄O₇*10H₂O) или карбонат натрия безводный (Na₂CO₃), а для установления титра растворов щелочей - щавелевую (Н₂С₂О₄*2Н₂О) или янтарную (Н₂С₄Н₄О₄) кислоту.

Кислотно-основное титрование не сопровождается внешним эффектом, а лишь изменением рН. Реакция среды в точке эквивалентности определяется природой взаимодействующих кислот и оснований.

В кислотно-основном методе титрования различают три случая титрования:

1. Титрование сильной кислоты сильной щелочью и наоборот:

НСl + NaOH = NaCl + H₂O; H⁺ + OH^- = H₂O (2)

Точка эквивалентности находится в нейтральной среде (рН=7), т.к. образующаяся соль не подвергается гидролизу.

2. Титрование слабой кислоты сильной щелочью:

СН₃СООН + NaOH = CH ₃COONa + H₂O (3)

В ионном виде:

СН₃COOH + OH^- = CH₃COO^- + H₂O

В точке эквивалентности образуется соль слабой кислотой и сильного основания, которая вступает в реакцию гидролиза:

СH₃COONa + HOH - CH₃COOH + NaOH (4)

В ионном виде:

СН₃СОО^- + НОН - СН₃СООН + ОН^-

В растворе накапливаются ионы ОН^- и точка эквивалентности будет находиться в щелочной среде (рН > 7 ), не совпадая с точкой нейтральности.

3. Титрование слабого основания сильной кислотой:



NH₄OH + HCl = NH₄Cl + H₂O (5)

В ионном виде:

NH₄OH + H⁺ = NH₄⁺ + H₂O

Образующаяся соль слабого основания и сильной кислоты (NH₄Cl) подвергается гидролизу, и в растворе накапливаются ионы Н⁺, что вызывает смещение точки эквивалентности в кислую среду. Следовательно, и в третьем случае точка эквивалентности не совпадает с точкой нейтральности.

Поскольку кислотно-основное титрование не сопровождается внешним эффектом, например, изменением окраски, для фиксирования точки эквивалентности применяют индикаторы.

1.2 Индикаторы в кислотно-основном титровании

Индикаторы кислотно-основного титрования представляют собой слабые органические кислоты и основания, у которых молекулярная и ионная формы отличаются окраской. В процессе диссоциации эти две формы находятся в равновесии. Изменение рН в кислотно-основном титровании нарушает равновесие процесса диссоциации индикатора, что вызывает накопление в растворе одной из форм индикатора, окраску которой можно визуально наблюдать. Окраска двух форм кислотно-основных индикаторов представлена в таблице 1.

Таблица 1. Окраска некоторых индикаторов

Индикатор	Окраска недиссоциированных молекул	Окраска анионов
Метиловый оранжевый	красная	желтая
Метиловый Красный	красная	желтая
Фенолфталеин	бесцветная	малиновая
Лакмус	красная	синяя

Для каждого индикатора есть свой интервал значений рН, в пределах которого индикатор изменяет свою окраску. Этот интервал называется областью перехода окраски индикатора. Окраске индикатора, при которой заканчивают титрование, отвечает определенное значение рН, лежащее внутри области перехода, которое называют показателем титрования этого индикатора.

Важнейшие индикаторы имеют следующие области перехода и показатели титрования:

Область перехода Показатель титрования (рТ) рН рТ

Метиловый оранжевый 3,1 - 4,4 4,0

Метиловый красный 4,4 - 6,2 5,5

Лакмус 5,0 - 8,0 7,0

Фенолфталеин 8,0 - 10,0 9,0

Для правильного выбора индикатора в различных случаях титрования необходимо знать предел скачка рН на кривой титрования. Для каждого случая титрования пригодны только те индикаторы, показатели титрования которых входят в пределы скачка рН на кривой.

Предел скачка рН для случая титрования сильной кислоты сильной щелочью составляет 4 - 10. Так как рТ всех индикаторов входят в предел скачка рН, фиксирование точки эквивалентности для данного случая титрования возможно всеми вышеперечисленными индикаторами.

Предел скачка рН для случая титрования слабой кислоты сильным основанием составляет 8 - 10. В этот предел скачка рН входит только рТ индикатора фенолфталеина. Для данного случая титрования точку эквивалентности можно зафиксировать только с фенолфталеином.

Предел скачка рН для случая титрования слабого основания сильной кислотой составляет 4 - 6,2. В этот предел скачка рН входят рТ метилового оранжевого и метилового красного с помощью которых можно точно зафиксировать точку эквивалентности для данного случая титрования.

1.2.1 Карбонат натрия (Сода)

Сода -- общее название технических натриевых солей угольной кислоты.

Na₂CO₃ (карбонат натрия) -- кальцинированная сода, бельевая сода

Na₂CO₃·10H₂O (декагидрат карбоната натрия, содержит 62,5 % кристаллизационной воды) -- стиральная сода; иногда выпускается в виде Na₂CO₃·H₂O или Na₂CO₃·7H₂O

NaHCO₃ (гидрокарбонат натрия) -- пищевая сода, натрий двууглекислый (устар.), бикарбонат натрия

Название «сода» происходит от растения солянка содоносная (лат. Salsola soda), из золы которого её добывали. Кальцинированной соду называли потому, что для получения её из кристаллогидрата приходилось его кальцинировать (то есть нагревать до высокой температуры).

Каустической содой называют гидроксид натрия (NaOH).

Нахождение в природе

В природе сода встречается в золе некоторых морских водорослей, а также в виде следующих минералов:

· нахколит NaHCO₃

· трона Na₂CO₃·NaHCO₃·2H₂O

· натрит (сода) Na₂CO₃·10H₂O

· термонатрит Na₂CO₃·Н₂O.

Современные содовые озёра известны в Забайкалье и в Западной Сибири; большой известностью пользуется озеро Натрон в Танзании и озеро Сирлс в Калифорнии. Трона, имеющая промышленное значение, открыта в 1938 в составе эоценовой толщи Грин-Ривер (Вайоминг, США). Вместе с троной в этой осадочной толще обнаружено много ранее считавшихся редкими минералов, в том числе давсонит, который рассматривается как сырьё для получения соды и глинозёма. В США природная сода удовлетворяет более 40 % потребности страны в этом полезном ископаемом.

Получение Na₂CO₃ (карбонат натрия)

До начала XIX века карбонат натрия получали преимущественно из золы некоторых морских водорослей и прибрежных растений.

Способ Леблана

В 1791 году французский химик Никола Леблан получил патент на «Способ превращения глауберовой соли в соду». По этому способу при температуре около 1000 °C запекается смесь сульфата натрия («глауберовой соли»), мела или известняка (карбоната кальция) и древесного угля. Уголь восстанавливает сульфат натрия до сульфида:

Na₂SO₄ + 2C > Na₂S + 2CO₂^. (6)

Сульфид натрия реагирует с карбонатом кальция:

Na₂S + СаСО₃ > Na₂CO₃ + CaS. (7)

Полученный расплав обрабатывают водой, при этом карбонат натрия переходит в раствор, сульфид кальция отфильтровывают, затем раствор карбоната натрия упаривают. Сырую соду очищают перекристаллизацией. Процесс Леблана даёт соду в виде кристаллогидрата (см. выше), поэтому полученную соду обезвоживают кальцинированием.

Сульфат натрия получали обработкой каменной соли (хлорида натрия) серной кислотой:

2NaCl + H₂SO₄ > Na₂SO₄ + 2HCl^. (8)

Выделявшийся в ходе реакции хлороводород улавливали водой с получением соляной кислоты.

Первый содовый завод такого типа в России был основан промышленником М. Прангом и появился в Барнауле в 1864 году.

После появления более экономичного (не остаётся в больших количествах побочный сульфид кальция) и технологичного способа Сольве, заводы, работающие по способу Леблана, стали закрываться. К 1900 году 90 % предприятий производили соду по методу Сольве, а последние фабрики, работающие по методу Леблана закрылись в начале 1920-х.

Промышленный аммиачный способ (способ Сольве)

Рис 1 Карбонат натрия

В 1861 году бельгийский инженер-химик Эрнест Сольве запатентовал метод производства соды, который используется и по сей день.

В насыщенный раствор хлорида натрия пропускают эквимолярные количества газообразных аммиака и диоксида углерода, то есть как бы вводят гидрокарбонат аммония NH₄HCO₃:

NH₃ + CO₂ + H₂O + NaCl > NaHCO₃ + NH₄Cl. (9)

Выпавший остаток малорастворимого (9,6 г на 100 г воды при 20 °C) гидрокарбоната натрия отфильтровывают и кальцинируют (обезвоживают) нагреванием до 140--160 °C, при этом он переходит в карбонат натрия:

2NaHCO₃ >(t) Na₂CO₃ + CO₂^ + H₂O. (11)

Образовавшийся CO₂ возвращают в производственный цикл. Хлорид аммония NH₄Cl обрабатывают гидроксидом кальция Ca(OH)₂:

2NH₄Cl + Ca(OH)₂ > CaCl₂ + 2NH₃^ + 2H₂O, (12)

и полученный NH₃ также возвращают в производственный цикл.

Таким образом, единственным отходом производства является хлорид кальция, не имеющий широкого промышленного применения, кроме использования в качестве противообледеняющего реагента для посыпания улиц.

Первый содовый завод такого типа в мире был открыт в 1863 в Бельгии; первый завод такого типа в России был основан в районе уральского города Березники фирмой «Любимов, Сольве и Ко» в 1883 году. Его производительность составляла 20 тысяч тонн соды в год. В 2010 году ФАС России отказала фирме Solvay в покупке этого завода, разрешив покупку группе Башкирская химия (ей также принадлежит завод Сода).

До сих пор этот способ остаётся основным способом получения соды во всех странах.

Способ Хоу

Разработан китайским химиком Хоу (Hou Debang) в 1930-х годах. Отличается от процесса Сольве тем, что не использует гидроксид кальция.

По способу Хоу в раствор хлорида натрия при температуре 40 градусов подается диоксид углерода и аммиак. Менее растворимый гидрокарбонат натрия в ходе реакции выпадает в осадок (как и в методе Сольве). Затем раствор охлаждают до 10 градусов. При этом выпадает в осадок хлорид аммония, а раствор используют повторно для производства следующих порций соды.

Сравнение способов

По методу Хоу в качестве побочного продукта образуется NH₄Cl вместо CaCl₂ по методу Сольве.

Способ Сольве был разработан до появления процесса Габера, в то время аммиак был в дефиците, поэтому регенерировать его из NH₄Cl было необходимо. Метод Хоу появился позже, необходимость регенерации аммиака уже не стояла так остро, соответственно, аммиак можно было не извлекать, а использовать его как азотное удобрение в виде соединения NH₄Cl.

Тем не менее NH₄Cl содержит хлор, избыток которого вреден для многих растений, поэтому использование NH₄Cl в качестве удобрения ограничено. В свою очередь рис хорошо переносит избыток хлора, и в Китае, где применяется NH₄Cl для рисоводства, метод Хоу, дающий NH₄Cl в качестве побочного продукта, более широко представлен по сравнению с другими регионами.

В настоящее время в ряде стран практически весь искусственно производящийся карбонат натрия вырабатывается по методу Сольве (включая метод Хоу как модификацию), а именно в Европе 94 % искусственно производимой соды, во всем мире -- 84 % (2000 год).

Физические свойства

Кристаллогидраты карбоната натрия существуют в разных формах: бесцветный моноклинный Na₂CO₃·10H₂O, при 32,017 °C переходит в бесцветный ромбический Na₂CO₃·7H₂O, последний при нагревании до 35,27 °C бесцветный переходит в ромбический Na₂CO₃·H₂O.

Безводный карбонат натрия представляет собой бесцветный кристаллический порошок.

Химические свойства

При сплавлении смеси протекает восстановление сульфата натрия углем:

Na₂SO₄ + 4C = Na₂S + 4CO (13)

Образовавшийся сульфид натрия Na₂S взаимодействует с карбонатом кальция CaCO₃:

Na₂S + CaCO₃ = Na₂CO₃+ CaS (14)

В водном растворе карбонат натрия гидролизуется, что обеспечивает щелочную реакцию среды. Уравнение гидролиза (в ионной форме):

CO₃^2? + H₂O - HCO₃^? + OH^?

Первая константа диссоциации угольной кислоты равна 4,5·10^?7. Все кислоты, более сильные, чем угольная, вытесняют её в реакции с карбонатом натрия. Так как угольная кислота крайне нестойкая, она тут же разлагается на воду и углекислый газ:

Na₂CO₃ + H₂SO₄ > Na₂SO₄ + CO₂^ + H₂O (15)

Известно, что шипение - это результат выделения газообразного диоксида углерода (углекислого газа) CO₂ в результате реакций

Na₂CO₃ + 2 CH₃COOH = Na(CH₃COO) + CO₂ + Н₂О (16)

где образуются еще ацетат натрия Na(CH₃COO) .

Применение

Сейчас в мире производится несколько млн тонн соды в год.

Основные направления использования:

- пищевая промышленность (используется как регулятор кислотности);

- кожевенная промышленность;

- производство стекла;

- целлюлозно-бумажная промышленность;

- производство мыла;

- химическая промышленность (производство синтетических моющих средств и лакокрасочных материалов);

- черная металлургия (производство чугуна).

Применение кальцинированной соды в различных секторах промышленности чрезвычайно многообразно. В наибольших количествах она применяется в стекольной промышленности. Кроме того, карбонат натрия широко используется в цветной металлургии, химической и нефтехимической, нефтеперерабатывающей промышленности, электронной, мыловаренной, жировой, пищевой, текстильной, целлюлозно-бумажной отрасли отечественной экономики, а также в производстве товаров бытового назначения и поставки на экспорт. Кальцинированная сода является одним из важнейших продуктов химической промышленности. В наибольших количествах продукт применяется в качестве компонента шихты при производстве стекла, при выпуске мыла и других моющих средств, эмалей, для получения ультрамарина, а также в процессах производства каустической соды и других натриевых солей (например, Na₂B₄O₇ ). Карбонат натрия - исходный продукт для получения NaOH, Na₂B₄O₇, Na₂ HPO₄.

Карбонат натрия находит широкое применение при обезжиривании и рафинировании металлов, десульфуризации доменного чугуна и обработке бокситов в производстве алюминия, химводоочистке, производстве пластмасс и синтетических смол, при обработке золотоносных и урановых руд, для производства моющих средств и в быту. Используется соединение и при варке целлюлозы, дублении кожи и умягчении воды паровых котлов и вообще устранения жёсткости воды, а также для нейтрализации кислых компонентов в промышленных стоках и при очистке нефтепродуктов, для получения пигментов, напр. Fe₂O₃ из FeCl₃. Удобный в использовании, карбонат натрия применяется при обработке и обезжиривании пищевого оборудования.

В пищевой промышленности используется в качестве эмульгатора (пищевая добавка E500), регулятора кислотности, разрыхлителя, препятствующего комкованию и слёживанию.

В зависимости от назначения техническая кальцинированная сода должна изготовляться марок А и Б. Продукт марки А используется для производства электровакуумного стекла и других целей, марки Б - в химической, стекольной и других отраслях промышленности.

Сода кальцинированная марок А и Б используется в производстве стекла всех видов, в том числе: хрусталя, оптического и медицинского стекла, стеклоблоков, пеностекла, силиката натрия растворимого, керамических плиток, компонента фритт для глазурей; черной и цветной металлургии: для производства свинца, цинка, вольфрама, стронция, хрома, для десульфуризации и дефосфации чугуна, в очистке отходящих газов, для нейтрализации сред.

Для производства электровакуумного стекла используется сода кальцинированная марки А высшего сорта со строго нормированным гранулометрическим составом.

Сода кальцинированная марки Б применяется в химической промышленности для производства синтетических моющих средств и жирных кислот, при очистке рассолов, в производстве фосфорных, хромовых, бариевых, натриевых солей как карбонатсодержащее сырье, в производстве глицеринов, аллилового спирта; целлюлозно-бумажной, анилино-красочной и лакокрасочной и нефтяной промышленностях.

Сода кальцинированная используется также как моющее средство, хорошо удаляет жир, ко всем плюсам соды кальцинированной добавляется способность смягчать воду. Она так же применяется для смягчения воды при стирке и кипячении тканей, мытья фарфоровой, фаянсовой, эмалированной посуды и других хозяйственно-бытовых целей. Входит в рецептуру стиральных порошков. Широко рекламируемое средство "Калгон" -от накипи в стиральных машинах - состоит из триполийфосфата натрия и соды кальцинированной.



1.2.2 Щелочь (NaOH)

Гидроксимд намтрия (лат. Naмtrii hydroxiмdum; другие названия -- каустическая сода, каустик, едкий натр, едкая щёлочь) -- самая распространённая щёлочь, химическая формула NaOH. В год в мире производится и потребляется около 57 млн тонн едкого натра.

Интересна история тривиальных названий как гидроксида натрия, так и других щелочей. Название «едкая щёлочь» обусловлено свойством разъедать кожу, вызывая сильные ожоги, бумагу и другие органические вещества. До XVII века щёлочью (фр. alkali) называли также карбонаты натрия и калия. В 1736 году французский учёный Анри Дюамель дю Монсовпервые различил эти вещества: гидроксид натрия стали называть каустической содой, карбонат натрия -- кальцинированной содой (по растению Salsola soda из рода Солянка, из золы которого её добывали), а карбонат калия -- поташем. В настоящее время содой принято называть натриевые соли угольной кислоты. В английском и французском языках слово sodium означает натрий, potassium -- калий.

Физические свойства

Гидроксид натрия -- белое твёрдое вещество. Сильно гигроскопичен, на воздухе «расплывается», активно поглощая пары воды из воздуха. Хорошо растворяется в воде, при этом выделяется большое количество теплоты. Раствор едкого натра мылок на ощупь.

Термодинамика растворов

ДH⁰ растворения для бесконечно разбавленного водного раствора ?44,45 кДж/моль. Из водных растворов при 12,3--61,8 °C кристаллизуется моногидрат (сингония ромбическая), температура плавления 65,1 °C; плотность 1,829 г/смі; ДH⁰_обр ?425,6 кДж/моль), в интервале от ?28 до ?24 °C -- гептагидрат, от ?24 до ?17,7 °C -- пентагидрат, от ?17,7 до ?5,4 °C -- тетрагидрат (б-модификация) . Растворимость в метаноле 23,6 г/л (t = 28 °C), в этаноле 14,7 г/л (t = 28 °C). NaOH·3,5Н₂О (температура плавления 15,5 °C);



Химические свойства

Гидроксид натрия (едкая щёлочь) -- сильное химическое основание (к сильным основаниям относят гидроксиды, молекулы которых полностью диссоциируют в воде), к ним относят гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов подгрупп Iа и IIа периодической системы Д. И. Менделеева, KOH (едкое кали), Ba(OH)₂ (едкий барит), LiOH, RbOH, CsOH, а также гидроксид одновалентного таллия TlOH. Щёлочность (основность) определяется валентностью металла, радиусом внешней электронной оболочки и электрохимической активностью: чем больше радиус электронной оболочки (увеличивается с порядковым номером), тем легче металл отдаёт электроны, и тем выше его электрохимическая активность и тем левее располагается элемент в электрохимическом ряду активности металлов, в котором за ноль принята активность водорода.

Водные растворы NaOH имеют сильную щелочную реакцию (pH 1%-раствора = 13). Основными методами определения щелочей в растворах являются реакции на гидроксид-ион (OH^?), (c фенолфталеином -- малиновое окрашивание и метиловым оранжевым (метилоранжем) -- жёлтое окрашивание). С лакмусовой бумажкой-темно синий. Чем больше гидроксид-ионов находится в растворе, тем сильнее щёлочь и тем интенсивнее окраска индикатора.

Гидроксид натрия вступает в следующие реакции: с кислотами, амфотерными оксидами и гидроксидами c кислотами -- с образованием солей и воды:

NaOH + HCl > NaCl + H₂O (17)

H₂S + 2NaOH = Na₂S + 2H₂O (при избытке NaOH) (18)

H₂S + NaOH = NaHS + H₂O (кислая соль, при отношении 1:1) (19)

(в целом такую реакцию можно представить простым ионным уравнением, реакция протекает с выделением тепла (экзотермическая реакция):

OH + H₃O⁺ > 2H₂O.)

с амфотерными оксидами которые обладают как основными, так и кислотными свойствами, и способностью реагировать с щелочами, как с твёрдыми при сплавлении:

ZnO + 2NaOH > Na₂ZnO₂ + H₂O (20)

так и с растворами:

ZnO + 2NaOH_{(раствор)} + H₂O > Na₂[Zn(OH)₄]_{(раствор)} (21)

(Образующийся анион называется тетрагидроксоцинкат-ионом, а соль, которую можно выделить из раствора -- тетрагидроксоцинкатом натрия. В аналогичные реакции гидроксид натрия вступает и c другими амфотерными оксидами.)

С амфотерными гидроксидами:

Al(OH)₃ + 3NaOH = Na₃[Al(OH)₆] (22)

Обмена с солями в растворе:

2NaOH +CuSO₄ > Cu (OH)₂ + Na₂SO₄, (23)

2Na⁺ + 2OH + Cu²⁺ + SO₄² > Cu(OH)₂+ Na₂SO₄ (24)

Гидроксид натрия используется для осаждения гидроксидов металлов. К примеру, так получают гелеобразный гидроксид алюминия, действуя гидроксидом натрия на сульфат алюминия в водном растворе, помимо этого избегая избытка щёлочи и растворения осадка. Его и используют, в частности, для очистки воды от мелких взвесей.

6NaOH + Al₂(SO₄)₃ > 2Al(OH)₃ + 3Na₂SO₄. (25)

6Na⁺ + 6OH + 2Al³⁺ + SO₄² > 2Al(OH)₃ + 3Na₂SO₄. (26)

С неметаллами:

к примеру, с фосфором -- с образованием гипофосфита натрия:

4Р + 3NaOH + 3Н₂О > РН₃ + 3NaH₂РО₂. (27)

3S + 6NaOH > 2Na₂S + Na₂SO₃ + 3H₂O (28)

С галогенами:

2NaOH + Cl₂ > NaClO + NaCl + H₂O(дисмутация хлора) (29)

2Na⁺ + 2OH + 2Cl > 2Na⁺ + 2O² + 2H⁺ + 2Cl > NaClO + NaCl + H₂O (30)

6NaOH + 3I₂ > NaIO₃ + 5NaI + 3H₂O (31)

С металлами: Гидроксид натрия вступает в реакцию с алюминием, цинком, титаном. Он не реагирует с железом и медью (металлами, которые имеют низкий электрохимический потенциал). Алюминий легко растворяется в едкой щёлочи с образованием хорошо растворимого комплекса -- тетрагидроксиалюмината натрия и водорода:

2Al⁰ + 2NaOH + 6H₂O > 3H₂ + 2Na[Al(OH)₄] (32)

2Al⁰ + 2Na⁺ + 8OH + 6H⁺ > 3H₂ + 2Na⁺[Al³⁺(OH)₄] (33)

С эфирами, амидами и алкилгалогенидами (гидролиз):



Рис 2 Гидролиз эфиров

с жирами (омыление), такая реакция необратима, поскольку получающаяся кислота со щёлочью образует мыло и глицерин. Глицерин впоследствии извлекается из подмыльных щёлоков путём вакуум-выпарки и дополнительной дистилляционной очистки полученных продуктов. Этот способ получения мыла был известен на Ближнем Востоке с VII века:

(C₁₇H₃₅COO)₃C₃H₅ + 3NaOH > C₃H₅(OH)₃ + 3C₁₇H₃₅COONa (34)

В результате взаимодействия жиров с гидроксидом натрия получают твёрдые мыла (они используются для производства кускового мыла), а с гидроксидом калия либо твёрдые, либо жидкие мыла, исходя из состава жира.

С многоатомными спиртами -- с образованием алкоголятов:

HO-CH₂-CH₂ОН + 2NaOH > NaO-CH₂-CH₂-ONa + 2Н₂O (35)

Со стеклом: в результате длительного воздействия горячей гидроокиси натрия поверхность стекла становится матовой (выщелачивание силикатов):

SiO₂ + 4NaOH > (2Na₂O)·SiO₂ + 2H₂O. (36)

Получения гидроксида натрия

К химическим методам получения гидроксида натрия относятся известковый и ферритный.

Химические методы получения гидроксида натрия имеют существенные недостатки: расходуется множество энергоносителей, получаемый едкий натр сильно загрязнён примесями.

Сегодня эти методы почти полностью вытеснены электрохимическими методами производства.

Известковый метод

Известковый метод получения гидроксида натрия заключается во взаимодействии раствора соды с гашенной известью при температуре около 80 °С. Этот процесс называется каустификацией; он проходит по реакции:

Na₂СО₃ + Са (ОН)₂ = 2NaOH + CaСО₃ (37)

В результате реакции получается раствор гидроксида натрия и осадок карбоната кальция. Карбонат кальция отделяется от раствора, который упаривается до получения расплавленного продукта, содержащего около 92% масс. NaOH. После NaOH плавят и разливают в железные барабаны, где он застывает.

Ферритный метод

Ферритный метод получения гидроксида натрия состоит из двух этапов:

Na₂СО₃ + Fe₂О₃ = 2NaFeО₂ + СО₂ (38)

2NaFeО₂ + xH₂О = 2NaOH + Fe₂O₃*xH₂О (39)

Реакция 1 представляет собой процесс спекания кальцинированной соды с окисью железа при температуре 1100--1200 °С. Помимо этого образуется спек -- феррит натрия и выделяется двуокись углерода. Далее спек обрабатывают (выщелачивают) водой по реакции 2; получается раствор гидроксида натрия и осадок Fe₂O₃*xH₂О, который после отделения его от раствора возвращается в процесс. Получаемый раствор щелочи содержит около 400 г/л NaOH. Его упаривают до получения продукта, содержащего около 92 % масс. NaOH, а после получают твёрдый продукт в виде гранул или хлопьев.

Электрохимические методы получения гидроксида натрия

Электрохимически гидроксид натрия получают электролизом растворов галита(минерала, состоящего в основном из поваренной соли NaCl) с одновременным получением водорода и хлора. Этот процесс можно представить суммарной формулой:

2NaCl + 2H₂О ±2е^- > H₂ + Cl₂ + 2NaOH (40)

Едкая щёлочь и хлор вырабатываются тремя электрохимическими методами. Два из них -- электролиз с твёрдым катодом (диафрагменный и мембранный методы), третий -- электролиз с жидким ртутным катодом (ртутный метод).

В мировой производственной практике используются все три метода получения хлора и каустика с явной тенденцией к увеличению доли мембранного электролиза.

В России приблизительно 35 % от всего выпускаемого каустика вырабатывается электролизом с ртутным катодом и 65 % -- электролизом с твёрдым катодом.

Лабораторные методы получения

В лаборатории гидроксид натрия в некоторых случаях получают химическими способами, но чаще используется небольшой электролизёр диафрагменного или мембранного типа.

Применение

Как уже отмечалось выше, каустическая сода - самая распространенная щелочь, ежегодно производится порядка 56-58 миллионов тонн этого вещества. Чаще всего гидроксид натрия представлен в виде рассыпчатого порошка, но может встречаться и в форме различных растворов (химических, ртутных, диафрагменных).

Каким же целям служит гидроксид натрия?

В целлюлозно-бумажной промышленности едкий натр активно используется в процессе изготовления картона, бумаги, древесно-волоконных плит;

Производство необходимых каждому из нас мыла и шампуня не обходится без гидроксида натрия, который используется для омыления жиров;

В химической промышленности едкий натр - незаменимый элемент, который позволяет нейтрализовать кислоты и служит отличным катализатором многих химических реакций;

Нефтеперерабатывающая промышленность использует каустическую соду для производства масел;

Гидроксид натрия применяется в качестве катализатора в процессе изготовления биодизельного топлива;

Канализационные трубы имеют неприятную особенность время от времени засоряться, с этой проблемой отлично может справиться каустическая сода благодаря своей способности разъедать многие твердые вещества. Гидроксид натрия часто входит в состав гелей или сухих гранул, предназначенных для устранения засоров;

Даже гражданская оборона использует едкий натр в своих целях: это вещество способно нейтрализовать действие отравляющих газов, поэтому его применяют в изолирующих дыхательных аппаратах для очистки воздуха от углекислого газа;

Пищевая промышленность применяет гидроксид натрия для освобождения овощей и фруктов от корочки, в производстве шоколада и какао. Мало кто знает, что для размягчения маслин и придания им темного цвета также используется каустическая сода. Многие хлебобулочные изделия перед выпеканием обрабатываются раствором едкого натра, что позволяет добиться хрустящей и румяной корочки;

Косметические процедуры по удалению нежелательных ороговевших участков кожи (бородавок, папиллом и т.д.) проводятся с применением гидроксида натрия.

Меры предосторожности при обращении с гидроксидом натрия

Гидроксид натрия -- едкое и коррозионно-активное вещество. Оно относится к веществам второго класса опасности. Поэтому при работе с ним требуется соблюдать осторожность. При попадании на кожу, слизистые оболочки и в глаза образуются серьёзные химические ожоги. Попадание в глаза вызывает необратимые изменения зрительного нерва (атрофию) и, как следствие, потерю зрения. При контакте слизистых поверхностей с едкой щёлочью необходимо промыть поражённый участок струёй воды, а при попадании на кожу -- слабым раствором уксусной или борной кислоты. При попадании едкого натра в глаза следует немедленно промыть их сначала слабым раствором борной кислоты, а затем водой.

При работе с едким натром рекомендуется следующие защитные средства: химические брызгозащитные очки для защиты глаз, резиновые перчатки или перчатки с прорезиненной поверхностью для защиты рук, для защиты тела -- химически стойкая одежда, пропитанная виниломили прорезиненные костюмы.



2. ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Определение содержания щелочи и соды при их совместном присутствии

Цель работы: Цель работы: приобретение навыков раздельного определения массы NaOH и Na2CO3 в образце, навыков титрования с различными индикаторами.

Сущность работы.

При титровании смеси растворов едкого натра и карбоната натрия соляной кислотой сначала происходит нейтрализация всего количества едкого натра и половины количества карбоната натрия. Одновременно протекают реакции:

НСl + NaOН = NaCl + Н2О,

НСl + Na2CO3 = NaНCO3 + NaCl.

Для первой реакции рН в точке эквивалентности будет равен семи (рНт.э.=7). Для второй реакции рН в точке эквивалентности определяется присутствием в растворе гидрокарбоната натрия, рН которого вычисляют по формуле расчета рН для амфолита:

рН_Т.Э. = , рН_Т.Э. ,

где рК1 и рК2 - показатели констант кислотности угольной кислоты.

Точка эквивалентности, соответствующая этому титрованию, может быть зафиксирована с помощью индикатора фенолфталеина, так как интервал перехода его окраски лежит в области скачка титрования для обеих реакций. При дальнейшем титровании происходит реакция



NaHCO₃ + НCl =NaCl + H₂CO₃ .

В этом случае в точке эквивалентности в растворе находится слабая угольная кислота, рН которой можно рассчитать по следующей формуле:

рН_Т.Э.= рК1(Н₂СO₃) - lg C(H₂CO₃)=4,0.

Зафиксировать точку эквивалентности последней реакции можно с помощью индикатора метилового оранжевого. Следовательно, если титровать смесь NaOH и Na₂CO₃ сначала с фенолфталеином и отметить объем НСl, пошедшей на титрование (V₁), а затем вторую пробу оттитровать с метиловым оранжевым до изменения его окраски и отметить количество НСl, пошедшей на титрование - V₂, то тогда V₁ - объем соляной кислоты, затраченной на титрование всего количества NaOH и половины Na₂CO₃;

V₂- объем НСl , пошедшей на титрование всего карбоната натрия и щелочи;

V₂-V₁ - объем кислоты, расходуемой на титрование половины карбоната натрия. Следовательно, на титрование NaOH будет затрачено соляной кислоты, см³

V₁ - (V₂ -V₁) = 2 V₁ -V₂ .

На титрование Na₂CO₃ расходуется 2 (V₂ -V₁) см³ титранта.

Реагенты:

1. Соляная кислота, НСl, 0,1М раствор с точно установленной концентрацией

2. Индикатор метиловый оранжевый, 0,1%-ный водный раствор

3. Индикатор фенолфталеин, 0,1%-ный спиртовый раствор

Посуда: Колба мерная на 100мл, пипетка на 20мл, бюретка-25мл, колба коническая на 250мл, стаканчик весовой

Выполнение работы. К анализируемой смеси щелочи и соды 5мл разбавили в мерной колбе вместимостью 100мл до метки дистиллированной водой. Пипетку на 20мл промыли этим раствором, после чего отобрали аликвоту в коническую колбу, вместимостью 250мл, прибавили 5-8 капель 0,1 %-ного раствора фенолфталеина и быстро оттитровали стандартным раствором соляной кислоты до исчезновения малиновой окраски раствора от одной капли. Записали показание бюретки (V_HCl^ф-ф). Прибавили к этому раствору 2 капли метилового оранжевого (при этом раствор окрасился в желтый цвет) и продолжили титрование до перехода окраски раствора от желтой к розовой. Снова сделали отсчет показания бюретки (V_HCl^м-о). В соответствии со схемой на титрование соды до NaHCO₃ пойдет V₂ - V₁ мл раствора HCl, а на титрование соды до угольной кислоты -2(V₂ -V₁) мл. Значит, на титрование щелочи будет затрачено V₂ - 2(V₂ -V₁) мл кислоты. Определив объемы кислоты, которые пойдут на титрование соды и щелочи, можно рассчитать количества анализируемых веществ по формулам:

m(NaOH)

m(Na₂CO₃)

m(NaOH)

где, (NaOH)- общая щелочность раствора; М (NaOH)- и М 1/2 Na2CO3- молярные массы эквивалента NaOH и Na2CO3 соотвественно.

Рассчеты^:

V_HCl (по фенол-фтаелину) - 7,05мл

V_HCl (по метилоранжу) - 8,95мл

М(NaOH) = 23+16+1=40г/моль

М(Na₂CO₃)=((23*2)+12+(16*3))=106г/моль

m(NaOH)

m(Na₂CO₃)

m(NaOH)

Вывод: Научились определять содержания щелочи и соды при их совместном присутствии. Методом кислотно-основного титрования.



ЗАКЛЮЧЕНИЕ

По ходу выполнения работы изучили и проанализировали литературу по теме курсовой работы. Рассмотрели физические, химические свойства, нахождение в природе, способы получения, соды и щелочи и их применение

Экспериментально определили содержание щелочи и соды при их совместном присутствии. Методы кислотно-основного титрования находят широкое применение в самых разных областях человеческой деятельности. Их используют для контроля технологических процессов в химической, пищевой, текстильной, Практическая значимость данной работы заключается в возможности использования теоретических знаний на химических предприятиях, металлургической и др. промышленности.



СПИСОК ИСПОЛЬЗОВАННЫХ ИСТОЧНИКОВ

1. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И. Общая и неорганическая химия. М., «Химия», 1992

2. Фурмер И. Э., Зайцев В. Н Общая химическая технология. Н. -- М.: Высшая школа, 1978.

3. В.П. Зенчик Аналитическая химия. - М.: Медицина, 1971 - 335 с.

4. Е.Н, Калюкова Титриметрические методы анализа: учеб. пособие для студ. нехимич. специальностей тех. вузов. - Ульяновск: УлГТУ, 2008 - 108 с

5. М.Э. Полеес, И.Н. Душечкина Аналитическая химия. - М.: Медицина, 1987 - 400с.

6. В.Д. Пономарев Аналитическая химия: учебник для фармацевтов и факультетов мед.ин-тов. - М.: Высшая школа, 1982 - 288 с.

7. Скуг Д., Уэст Д. Основы аналитической химии. В 2 т. Пер с англ. М.: Мир, 1979, - 438 с.

8. Васильев В. П. Аналитическая химия. В 2 кн. Кн. 2. Физико-химические методы анализа: Учеб. для студ. вузов, обучающихся по химико-технологическим специальностям - 2-е изд., перераб. и доп. - М.: Дрофа, 2002. - 384 с.

9. Крешков А. П., Ярославцев А. А. Курс аналитической химии. - М.: Химия, 1964. - 430 с

10. Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия (аналитика) / Ю.Я.Харитонов : в 2-х кн. - М. : Высш. шк., 2003. - Кн.2 : Количественный анализ.

Физико-химические (инструментальные) методы анализа.

11. И. К. Цитович Курс аналитической химии : учебник / - 8-е изд.,стер. - СПб. [и др.] : Лань, 2004. - 495 с.

12. Ю.А.Золотов [и др.] ; под ред. Ю.А.Золотова Основы аналитической химии. Практическое руководство. Учебное

пособие для вузов - М. : Высш. шк., 2001.

13. В.Д. Пономарев [и др.] ; под ред. В.Д.Пономарева.Практикум по аналитической химии / - М. : Высш. шк., 1983.

14. Харитонов . Ю.А. Руководство к лабораторным занятиям по аналитической химии / Ю.А.Харитонов.- М. : Высш. шк., 2002.

15. Иванова М.А., Белоглазкина М.В. и др. Аналитическая химия и физико-химические методы анализа. М.: Издательство РИОР, 2006.

289 с

16. http://dic.academic.ru/dic.nsf/ntes/1923

Размещено на Allbest.ru