Экспериментальная часть

Опыт 1. Качественная реакция на Са²⁺.

Налейте в пробирку 2 – 3 капли раствора хлорида кальция СаС1₂ и прибавьте примерно равный объем оксалата аммония (NH₄)C₂O₄:

(NH₄)₂C₂О₄ + СаСl₂ = CaC₂О₄↓ + 2NH₄Cl

Са^2- + С₂O₄^2- = CaC₂O₄↓

Ион кальция связывается с оксалат-ионом с образованием белого осадка, растворимого в сильных минеральных кислотах (НCl, HNО₃), но не растворимого в слабых кислотах (CH₃COOH).

Опыт 2. Качественная реакция на Mg²⁺.

Налейте в пробирку 2 – 3 капли раствора сульфата магния MgSО₄ и прибавьте равный объем раствора гидроксида натрия NaOH:

MgSО₄ + 2NaOH = Mg(OH)₂↓ + Na₂SО₄

Mg²⁺ + 2ОH^- = Mg(OH)₂↓

Ион магния связывается с гидроксид-ионом с образованием белого аморфного осадка, растворимого в кислотах и в аммонийных солях (NH₄Cl, NH₄NO₃).

Опыт 3. Качественная реакция на Fe³⁺

Налейте в пробирку 2 – 3 капли роданида калия KCNS или роданида аммония NH₄CNS и прибавьте равный объем хлорида железа FeCI₃:

3KNS + FeCl₃ = Fe(CNS)₃ + 3KC1

Образующийся роданид железа (III) представляет собой растворимое в воде вещество красивого тёмно-красного цвета.

Опыт 4. Качественная реакция на Сl^-.

Налейте в пробирку 2 – 3 капли хлорида калия КС1 и прибавьте равный объем нитрата свинца (II) Pb(NО₃)₂:

2КСl + Pb(NO₃)₂ = PbCl₂↓ + 2KNО₃

2Сl^- + Pb²⁺ = PbCl₂↓

Хлорид свинца (II) получается в виде белого осадка мало растворимого в холодной воде, но при повышении температуры его растворимость в воде

сильно возрастает.

Опыт 5. Качественная реакция на Рb²⁺.

Напейте в пробирки 2 – 3 капли нитрата свинца (II) и прибавьте равный объем иодида калия KI:

Pb(NО₃)₂ + 2KI = РbI₂↓ + 2KNО₃

Рb²⁺ + 2I^- = PbI₂↓

Иодид свинца (II) выпадает в виде жёлтого осадка, практически не растворимого в холодной воде, но хорошо растворимого в горячей. При охлаждении полученного раствора РbI₂ выпадает в виде золотисто-жёлтых кристаллов.

Опыт 6. Качественная реакция на СО₂.

Углекислый газ СО₂, необходимый для реакции поручают взаимодействием карбоната кальция СаСО₃ с соляной кислотой НС1:

СаСО₃ + 2НС1 = СаС1₂ + Н₂О + СО₂

Полученный углекислый газ пропускают через раствор гидроксида кальция Са(ОН)₂:

Са(ОН)₂ + СО₂ = CaCО₃↓ + Н₂О

Полученный осадок растворяется при дальнейшем пропускании углекислого газа:

СаСО₃ + СО₂ + Н₂О = Ca(HCО₃)₂

Опыт 7. Решить задачу на наличие катионов и анионов, выданную преподавателем.

Лабораторная работа № 2. Определение кислотности воды

В последнее время повышение кислотных свойств природных вод и атмосферных осадков привело к появлению тысячи безжизненных рек и озер, еще десятки тысяч находятся под угрозой, гибнут леса.

Значение кислотности среды для всего живого чрезвычайно важно, т. к. от него зависит деятельность практически всех ферментов, гормонов и других белков в организме, регулирующих метаболизм, рост и старение. На крупные виды организмов незначительные изменения кислотности внешней среды могут и не оказывать сильного влияния, т. к. метаболизм поддерживает внутреннюю кислотность на должном уровне, а кожа обеспечивает более или менее надежную защиту от нарушений. Однако яйцеклетки, сперма и молодь водных обитателей защищены недостаточно. При незначительном изменении активной реакции водной среды по сравнению с оптимумом они в большинстве случаев испытывают серьезный стресс и частично погибают.

Когда среда водных экосистем подкислена, практически все организмы быстро вымирают, если не из-за прямого воздействия кислотности, то из-за невозможности размножения. Дополнительный ущерб на экосистемы возникает весной в связи с тем, что кислотные осадки, просачиваясь сквозь почву, способны выщелачивать алюминий и тяжелые металлы. Последние довольно обильны во многих почвах и не вымываются некислыми осадками. При попадании в водоемы алюминий и тяжелые металлы вызывают аномалии развития и гибель эмбрионов водных обитателей.

Кислотные свойства природных вод и атмосферных осадков обусловлены присутствием чрезвычайно активных ионов водорода (H⁺), образующихся при диссоциации неорганических и органических кислот, а также при гидролизе некоторых солей. Реальная концентрация ионов водорода вдоль кислотно-основного градиента выражается в единицах водородного показателя, или pH.

Шкала pH идёт от 0 (крайне высокая кислотность), через точку 7 (нейтральная среда) до 14 (крайне высокая основность). Эти цифры – отрицательный десятичный логарифм концентрации ионов водорода, выраженной в моль на литр:

pH = -lg [H⁺]

Например, рН = 1 означает, что концентрация Н⁺ составляет 0,1 моль/л (10^-1). Важно отметить, что изменение pH всего на единицу может привести к

большим нарушениям экосистемы.

У пресноводных озер, рек и прудов pH воды обычно составляет 6...7, и

организмы адаптированы именно к этому уровню. В отсутствие любых загрязнителей у дождевой воды обычно слабокислая реакция (рН = 5,6), поскольку в ней легко растворяется углекислый газ из воздуха с образованием слабой угольной кислоты:

СО₂+Н₂О Н₂СО₃ Н⁺+НСО₃^- Н⁺ + СО₃^2-

Таким образом, кислотными называют осадки с рН ≤ 5,5. К сожалению, они выпадают в большинстве промышленных районов мира, pH дождя и снега обычно составляет там около 4,5. Многие места в пределах этих районов регулярно получают осадки с рН = 4,0. В отдельных случаях pH дождя может быть гораздо ниже, а туман и роса бывают гораздо кислыми, чем дождь.

Значение pH легко измерить с помощью индикаторной бумаги, которая

есть в любой лаборатории. Полоску индикаторной бумаги опускают в раствор и сверяют ее цвет с прилагаемым эталоном, по которому приблизительно определяют pH. Для точного измерения pH существуют дорогие электронные приборы. Наиболее приемлемым и достаточно точным методом определения pH для лаборатории является объемный метод определения общей кислотности.

Общая кислотность обусловлена растворёнными в воде свободными

кислотами и некоторыми солями.

В природных водах имеется растворенный углекислый газ, в некоторых

водах могут присутствовать сероводородная кислота H₂S, как продукт жизнедеятельности некоторых микроорганизмов, кремниевая кислота H₂SiО₃ в коллоидном состоянии, а также органические гуминовые кислоты.

При загрязнении природных вод стоками промышленных предприятий в них могут появиться сильные минеральные кислоты, такие как серная H₂SО₄, соляная НСl, азотная HNО₃ и другие.

Вклад в кислотность вносят соли сильных кислот и слабых оснований,

такие как сульфаты и хлориды алюминия, железа, цинка, меди и аммония и др.

В водных растворах такие соли подвергаются гидролизу:

NH₄Cl + НОН NH₄OH+HCl

NH₄⁺ + Cl^- + HOH NH₄OH + Н⁺ + Сl^-

NH₄⁺ + HOH NH₄OH + H⁺

Общую кислотность выражают в мг-экв/л, т. к. титруется смесь веществ (кислот, солей). В мг/л может быть выражено только количество индивидуального иона или вещества.