Определение содержания железа (II) в растворе соли Мора

Реагенты:

Щавелевая кислота Н₂С₂О₄·2Н₂О; 0,02 н раствор ((первичный стандартный раствор) или оксалат натрия Na₂С₂О₄; 0,02 н раствор); перманганат калия КМnО₄ , ~ 0,02 н раствор, титрант (вторичный стандартный раствор);

Серная кислота Н₂SО₄, 4 н раствор.

1. Приготовление первичного стандартного раствора щавелевой

кислоты Н₂С₂О₄ · 2Н₂О

Стандартный раствор готовят из химически чистой перекристаллизованной щавелевой кислоты. Грамм-эквивалент щавелевой кислоты рассчитывают, исходя из реакции взаимодействия с перманганатом калия, протекающей по следующему ионно-электронному уравнению:

2 MnO₄^- + 8H⁺ + 5ē → Mn²⁺ + 4H₂O

₅ С₂О₄^2- - 2ē → 2СО₂

2MnO₄^- + 5С₂О₄^2- + 16Н⁺ → 2 Mn²⁺ +10СО₂ + 8 H₂O

Следовательно, ЭМ_щ.к. =

Расчет навески для приготовления первичного стандартного раствора ведут по формуле:

а_теор. = ,

где а_теор. – навеска, г;

N – нормальность раствора, г-экв/л;

V_к – объем мерной колбы, мл;

ЭМ – грамм-эквивалент.

Для приготовления 250 мл 0,02 н раствора щавелевой кислоты следует взять навеску:

а_теор. =

Рассчитанное количество щавелевой кислоты взвешивают в бюксе сначала приблизительно на технических весах, а затем точно на аналитических весах.

Щавелевую кислоту через воронку количественно переносят в мерную колбу, растворяют в холодной дистиллированной воде, добавляют воды до метки и тщательно перемешивают. Пустой бюкс взвешивают также на аналитических весах.

Навеска определяется по разности двух взвешиваний (а_практ.):

Вес бюкса с навеской - А (г)

Вес пустого бюкса - В (г)

Навеска - а_пр. (г)

а_пр. = А – В

Нормальность приготовленного первичного стандартного раствора щавелевой кислоты вычисляют по формуле:

N = , г – экв/л

2. Установление концентрации раствора перманганата калия

Конценрацию раствора КМnО₄ - устанавливают по первичному стандартному 0,02 н раствору щавелевой кислоты (или оксалата натрия). Раствор КМnО₄ наливают в бюретку и устанавливают уровень жидкости на нуле по верхнему мениску (окрашенный раствор). В три конические колбы переносят пипеткой по 10 мл стандартного раствора щавелевой кислоты и добавляют мензуркой по 10 мл 4 н Н₂SО₄. Последовательно каждую из колб нагревают до 80-90º С и раствор медленно при непрерывном помешивании титруют раствором перманганата калия до появления бледно-розового окрашивания.

При титровании идет следующая реакция:

5H₂C₂O₄ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄ + 10CO₂ + 8H₂O

5C₂O₄^2- + 2MnO₄^- + 16H⁺ → 2Mn²⁺ + 10CO₂ + 8H₂O

Практически эта реакция идет в несколько стадий. Нагревание и повышение концентрации ионов водорода способствует увеличению скорости взаимодействия перманганата с щавелевой кислотой. Ионы марганца (II) оказывает каталитическое действие на реакцию (автокатализ).

Во время титрования раствор перемешивают и каждую следующую каплю добавляют только после исчезновения окраски от предыдущей капли. Титрование проводят не менее 3-х раз до получения сходящихся результатов. Находят среднее значение, по которому рассчитывают точную концентрацию титранта (вторичного стандартного раствора) по формуле:

n_щ.к. = n

N_щ.к. ·V_щ.к. = N · V

N = ;

Т = г/мл.

ЭМ =

3. Определение содержания железа (II) в растворе соли Мора

Полученный в мерной колбе на 100 мл анализируемый раствор соли Мора FeSO₄(NH₄)₂SO₄ · 6H₂O (задача) разбавляют дистиллированной водой до метки и тщательно перемешивают. В три конические колбы отбирают пипеткой по 10 мл анализируемого раствора и добавляют мензуркой по 10 мл 4 н H₂SO₄. Полученную смесь перемешивают и титруют раствором перманганата калия до бледно-розового окрашивания. Для вычисления берут среднее значение объема титранта, пошедшего на титрование.

Реакция идет по следующему уравнению:

10FeSO₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ → 2MnSO₄ +5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 8H₂O

5 Fe²⁺ – 1e → Fe³⁺

1 MnO^-₄ + 8H⁺ + 5e → Mn²⁺ + 4H₂O

MnO^-₄ + 5Fe²⁺ + 8H⁺ → Mn²⁺ + 5Fe³⁺ + 4H₂O

Отсюда следует, что грамм – эквивалент соли Мора равен ее молекулярной массе.

По результатам титрования рассчитывают концентрацию анализируемого раствора и количество железа (II) в выданном растворе (100 мл) по следующим формулам:

n_{соли Мора} = n

N_{соли Мора} ^. V_{соли Мора} = N ^. V

Q_Fe(II) = N_{соли Мора} ^. V_к ^. ЭМ_Fe , (мг)

где Q_Fe(II) – содержание определяемого вещества, мг;

ЭМ – грамм – эквивалент железа

V_к– объем мерной колбы, мл.

ИОДОМЕТРИЯ

Основная реакция: J₂ + 2e ↔ 2J^-

Первичный стандартный раствор исходного вещества	K2Cr2O7 – дихромат калия; 0,02 н. раствор Cr2O72- + 6e + 14H+ → 2Cr3+ + 7H2O E° + 14H+ / 2Cr3+ + 7H2O = 1,36 В ЭМ =
Вторичные стандартные растворы	1.) Na2S2O3 · 5H2O – тиосульфат натрия; ~ 0,02 н. раствор 2S2O2-3 – 2e → S4O62-; E° / = + 0,09В ЭМ = 2.) J2 – иод, 0,02 н. раствор Е° / = + 0,54 В; ЭМ
	KJ – иодид калия; 0,1 М раствор KJ – вспомогательный раствор
Фиксирование точки эквивалент-ности (ТЭ)	Специфический индикатор – крахмал, 5%-ный раствор Образует с иодом сине – черное окрашивание
Определяемые вещества	1.) Окислители. Определяют методом замещения n K2Cr2O7 + 6KJ+ 7H2SO4 → Cr2(SO4)3 + 3J2 + 4K2SO4 + 7H2O J2 + 2Na2S2O3 → 2NaJ + Na2S4O6 3.) Восстановители. Определяют обратным титрования Na2SO3 + J2 + H2O → 2HJ + Na2SO4 избыток J2 + 2Na2S2O3 → 2NaJ + Na2S4O6

ИОДОМЕТРИЯ

РАБОТА № 6

Определение содержания меди (II) в растворе
медного купороса

Реагенты

Дихромат калия K₂Cr₂O₇; 0,02 н раствор (первичный стандартный раствор)

Тиосульфат натрия Na₂S₂O₃^.5H₂O; 0,02 н раствор (вторичный стандарт- ный раствор, титрант).

Иодид калия KJ; 0,1 М раствор (вспомогательный раствор)

Серная кислота H₂SO₄; 1 М раствор

Индикатор - 5%-ный раствор крахмала.

1. Приготовление первичного стандартного раствора дихромата калия.

Стандартный раствор готовят из химически чистого перекристаллизированного K₂Cr₂O₇. Грамм – эквивалент дихромата калия рассчитывают, исходя из реакции взаимодействия с иодидом калия, протекающей по следующему ионно – электронному уравнению:

1 Cr₂O^2-₇ + 6e + 14H⁺ → 2Cr³⁺ + 7H₂O

3 2J^- – 2e → J₂

Cr₂O^2-₇ + 6J^- + 14H⁺ → 2Cr³⁺ +3J₂ + 7H₂O

Следовательно, грамм – эквивалент K₂Cr₂O₇ равен:

ЭМ

Для приготовления 250 мл 0,02 н. раствора K₂Cr₂O₇ следует взять навеску:

а_теор. =

Рассчитанное количество дихромата калия взвешивают в бюксе сначала на технических весах, а затем точно на аналитических весах, количественно переносят в мерную колбу, растворяют в холодной дистиллированной воде, добавляют воды до метки и тщательно перемешивают. Пустой бюкс взвешивают на аналитических весах; навеска а_практ. определяется по разности взвешиваний.

Нормальность приготовленного первичного стандартного раствора дихромата калия вычисляется по формуле:

N =

2. Установление концентрации раствора тиосульфата натрия

Концентрацию раствора тиосульфата натрия Na₂S₂O₃^.5H₂O устанавливают по первичному стандартному 0,02 н раствору дихромата калия, пользуясь методом замещения. Раствор тиосульфата натрия наливают в бюретку, устанавливают уровень жидкости на нуле по нижнему мениску.

В коническую колбу пипеткой переносят 10 мл раствора K₂Cr₂O₇, прибавляют 10-15 мл 0,1 раствора иодида калия и 10 мл 1 М серной кислоты; смесь хорошо перемешивают. Колбу закрывают часовым стеклом, дают постоять в темноте около 4-5 минут и выделившийся иод титруют раствором тиосульфата. Когда бурая окраска выделившегося иода перейдет в соломенно-желтую, прибавляют 10 капель свежеприготовленного крахмала и продолжают титровать тиосульфатом натрия до перехода синей окраски в светло-зеленую. Титрование считается законченным, если синее окрашивание после окончания титрования не возвращается в течение 1 минуты. Титрование повторяют не менее 3-х раз. Результаты параллельных проб не должны отличаться друг от друга более чем на 0,1 мл. Вычисляют среднее значение объема титранта.

K₂Cr₂O₇ + 6KJ + 7H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + 3J₂ + 4K₂SO₄ + 7H₂O

Cr₂O^2-₇ + 6J^- + 14H⁺ → 2Cr³⁺ + 3J₂ + 7H₂O

1 Cr₂O^2-₇ + 14H⁺ + 6е → 2Cr³⁺ + 3J₂ + 7H₂O

3 2J^- – 2e → J₂

2S₂O₃^2- - 2e →S₄O₆^2-

J₂ +2e→2J^-

J₂+2S₂O₃^2-→2J^-+S₄O₆^2-

J₂ +2Na₂S₂O₃→2NaJ+Na₂S₄O₆

Из реакции (2) следует, что грамм-эквивалент тиосульфата натрия равен его молекулярной массе, т.е. 248,2.

При расчете концентрации титранта следует помнить, что взятое число мг-эквивалентов дихромата калия после реакции с иодидом калия выделяет равное количества мг-эквивалентов тиосульфата натрия, т.е.

N ^. V = N ^. V = N ^. V

Исходя из этого соотношения, нормальность тиосульфата натрия вычисляют по формуле:

N =

T =

ЭМ_{тиосульфата} = Мол.масса Na₂S₂O₃ · 5H₂О = 248,2

3. Определение содержания Cu(II) в растворе медного купороса

Полученный в мерной колбе емкостью 100 мл анализируемый раствор медного купороса CuSO₄^.5H₂O разбавляют дистиллированной водой до метки и тщательно перемешивают.

В колбу для титрования пипеткой переносят 10 мл раствора медного купороса, цилиндром туда же наливают 10 мл 0,1 М раствора KY, 5 мл 1 м H₂SO₄ и, накрыв колбу часовым стеклом, ставят на 5 минут в затемненное место для завершения реакции.

Затем выделившийся иод титруют раствором тиосульфата натрия, не обращая внимания на осадок. Когда окраска раствора станет соломенно-желтой, прибавляют 10 капель крахмала и продолжают титровать до исчезновения синего цвета. Титрование повторяют 3 раза и из сходящихся результатов берут среднее значение.

Реакция идет по уравнению:

2CuSO₄ +4KJ → 2CuJ+ J₂ +2K₂SO₄

2 Cu^{2+ +ē}→ Cu⁺

1 2J^- - 2ē → J₂

2Cu²⁺+2J^-→2Cu⁺+J₂

Исходя из реакции следует, что грамм-эквивалент меди равен ее грамм-атому.

По результатам титрования рассчитывают концентрацию анализируемого раствора и количество Cu(II) в выданном растворе (100 мл) по следующим формулам:

n = n = n

N · V = N · V

Q_Cu(II) = N · V_к · ЭМ_Cu

где Q Cu(II) – содержание определяемого вещества, мг;

ЭМ – грамм-эквивалент меди (ЭМ_Cu= 63,54)

V_к – объем мерной колбы, мл.

ОСАДИТЕЛЬНОЕ ТИТРОВАНИЕ

А р г е н т о м е т р и я

Основная реакция: Ag⁺ + Cl^-=AgCl_(т); K_пр = 1,1^.10^-10

Первичные стандарт-ные раст-воры ис-ходных ве-ществ	NaCl – хлорид натрия, х.ч.; 0,04 н. раствор ЭМ = Молек.масса = 58,443
Вторич-ные стан-дартные растворы (титранты)	1) AgNO3 – нитрат серебра, ~ 0,05 н. раствор ЭМ = Молек.масса = 169,875 2) KSCN (или NH4SCN) – роданид калия, ~ 0,04 н. раствор ЭМKSCN = Молек.масса = 97,18 ЭМ = Молек.масса = 76,12
Фиксиро-вание точ-ки эквива-лентности (ТЭ)	А. Безиндикаторный метод (метод Гей - Люссака) Б. Индикаторные методы 1) Метод Мора. Индикатор K2Cr2O7 – хромат калия, применяют при титровании в нейтральной и слабощелочных средах. Прямое титрование. 2) Метод Фольгарда. Индикатор NH4Fe(SO4)2 · 12H2O – железо – аммонийные квасцы, применяют при титровании в кислой среде. Обратное титрование. 3) Метод Фаянса. Адсорбционные индикаторы: флуоресцеин (определение хлоридов), эозин (определение бромидов).
Определя-емые ве-щества	1.) Галогениды - соли, содержащие Cl-, Br-, J- – ионы. 2.) Роданиды 3.) Цианиды и др. При титровании применяют: а) прямое титрование (метод Мора) nNaCl = n б) обратное титрование (метод Фольгарда) nNaCl = n = n

АРГЕНТОМЕТРИЯ

РАБОТА № 7