Стандартизация раствора перманганата калия

В основе стандартизации лежит следующая реакция:

2КМпО₄ + 5Н₂С₂О₄ + 3Н₂SO₄ =2 МпSO₄ + K₂SO₄ + 10СО₂ + 8Н₂О

среда

Мп⁷⁺ +5е = Мп²⁺ 2

2С³⁺ - 2е = 2С⁴⁺ 5

или

МпО₄^- + 5е + 8Н⁺ = Мп²⁺ + 4Н₂О 2

С₂О₄ - 2е = 2СО₂ 5

Реактивы:

- 0,01 н раствор КМпО₄;

- 0,1 н раствор щавелевой кислоты Н₂С₂О₄×2Н₂О;

- 2 н раствор Н₂SO_4.

Выполнение работы

1. Приготовить 100 мл 0,01 н раствора щавелевой кислоты из 0,1 н раствора. Для этого отмерить в мерную колбу на 100 мл пипеткой точно 10 мл 0,1 н раствора и довести объем раствора водой до метки.

2. Установить молярную концентрацию эквивалента и титр раствора КМпО₄.

Бюретку заполнить приготовленным раствором перманганата калия. В колбу для титрования отмерить пипеткой 10 мл приготовленного раствора щавелевой кислоты и мерным цилиндром 10 – 15 мл 2 н раствора серной кислоты. Приготовленную в колбе смесь подогреть до 70 – 80^о С (не кипятить!) и оттитровать раствором КМпО₄ до появления устойчивой слабо-розовой окраски.

Обратите внимание, что вначале обесцвечивание раствора идет медленно, но по мере накопления в растворе ионов Мп²⁺, которые действуют каталитически, обесцвечивание происходит практически мгновенно. Поэтому раствор КМпО₄ необходимо приливать по каплям при непрерывном помешивании.

Титрование повторить три раза, результаты занести в таблицу:

Объем Н2С2О4, мл	Объем КМпО4, мл
5,0 5,0 5,0	V1 = V2 = V3 =

и вычислить среднее значение, мл:

V (КМпО₄) _СР. =

3. На основании полученных данных произвести расчет молярной концентрации эквивалента раствора перманганата калия и его титра, г/мл:

С_ЭК (КМпО₄) =

Т (КМпО₄) = где

М_ЭК(КМпО₄) =

Лабораторная работа 12

Определение содержания железа (П) в растворе

В основе определения лежит реакция:

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

Mn⁷⁺ + 5e = Mn²⁺ 2

2Fe²⁺ - 2e = 2Fe³⁺ 5

или

МпО₄^- + 5е + 8Н⁺ = Мп²⁺ + 4Н₂О 2

2Fe²⁺ - 2e = 2Fe³⁺ 5

По количеству затраченного на титрование окислителя (КМпО₄) определяют концентрацию восстановителя (FeSO₄).

Выполнение работы

1. Бюретку заполнить раствором КМпО₄. В мерную колбу емкостью 100 мл получить у лаборанта кафедры раствор сульфата железа (П) и довести объем раствора дистиллированной водой до метки. В колбу для титрования отмерить пипеткой 10 мл приготовленного раствора соли железа, прибавить мерным цилиндром 10 – 15 мл 2 н Н₂SO₄ и титровать раствором КМпО₄ до появления бледно-розовой окраски. Титрование повторить три раза, записать в таблицу и рассчитать среднее значение:

Объем FeSO4, мл	Объем КМпО4, мл
5,0 5,0 5,0	V1 = V2 = V3 =

V (КМпО₄) =

2. На основании полученных данных произвести расчет молярной концентрации эквивалента раствора сульфата железа, моль/л:

С_ЭК (FeSO₄) =

3. Вычислить титр, г/мл:

Т (FeSO₄) = где

М_ЭК(FeSO₄) =

4. Определить содержание сульфата железа в объеме мерной колбы, г:

m (FeSO₄)_ПРАКТ. = Т (FeSO₄) ×100

5. Узнать у преподавателя теоретическое значение содержания сульфата железа (П) и рассчитать абсолютную и относительную погрешность определения.

Абсолютная погрешность:

DC_АБС. = m (FeSO₄)_ТЕОР. - m (FeSO₄)_ПРАКТ.

Относительная погрешность:

DC_ОТН. =

Дихроматометрия

Сущность метода

Дихроматометрическое титрование – один из методов окислительно-восстановительного титрования, основанный на применении в качестве титранта раствора дихромата калия К₂Сr₂О₇. При взаимодействии с восстановителями дихромат – ион Сr₂О₇^2- присоединяет шесть электронов и восстанавливается до иона Сr³⁺:

Сr₂О₇^2- + 6е + 14Н⁺ ® 2 Сr³⁺ + 7Н₂О

Из данного уравнения видно, что для процесса восстановления необходимо присутствие катионов водорода Н⁺, следовательно, благоприятной является кислая среда. Молярная масса эквивалента дихромата калия будет равна:

М_Э(К₂Сr₂О₇) =

Дихроматометрия имеет следующие преимущества перед перманганатометрией:

1. Путем перекристаллизации из водного раствора можно получить химически чистый дихромат калия, строго соответствующий формуле К₂Сr₂О₇. Поэтому стандартный раствор дихромата калия можно приготовить из точной навески.

2. Раствор дихромата калия очень устойчив при хранении, он не разлагается даже при кипячении в подкисленном растворе.

3. Дихромат калия труднее, чем перманганат калия восстанавливается органическими веществами, поэтому он не окисляет примеси органических веществ, что обуславливает постоянство его титра в растворе.

Индикатором дихроматометрического титрования, как правило, является дифениламин NH(C₆H₅)₂:

восстановленная форма окисленная форма

(бесцветная) (синий цвет)

Дифениламин окрашивает раствор в синий цвет при малейшем избытке дихромата.

Дихроматометрически определяют ионы Fe²⁺ в сернокислых растворах. Однако, при титровании солей Fe²⁺ дихроматом в растворе накапливаются ионы Fe³⁺, окислительно-восстановительный потенциал системы: Fe³⁺ Fe²⁺ повышается и дифениламин окисляется. Таким образом, будет достигнута точка эквивалентности. Чтобы избежать этого, к титруемому раствору кроме дифениламина прибавляют еще ортофосфорную кислоту, которая маскирует мешающие ионы Fe³⁺, связывая их в прочный бесцветный комплекс Fe(НРО₄)⁺.

В сельскохозяйственном анализе дихроматометрически определяют содержание Fe²⁺ в его солях, используемых как ядохимикаты.

Лабораторная работа 13