Методические указания к выполнению лабораторных работ санкт петербург (стр. 3 из 7)
5C2O42- + 2 MnO4- + 16H+ = 10CO2 + 2 Mn2+ + 8H2O
или
5Na2C2O4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 10CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 5Na2SO4 + 8H2O,
и
5H2C2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 10CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O.
Поэтому массу 1 моль - эквивалента будет равна:
ЭNa2C2O4 = М/2 = 134,02/2 = 67,01 г;
Э Н2С2О4∙2Н2О = М/2 = 126,06/2 = 63.03 г;
ЭKMnO4 = М/5 = 158,03/5 = 31,61 г.
Зная массу 1 моль - эквивалента оксалата натрия, вычисляют навеску этой соли, которую необходимо взять, чтобы приготовить раствор для определения нормальности раствора перманганата. При этом растворы оксалата натрия и перманганата должны иметь примерно одинаковую нормальность (например, 0,05н.).
Для приготовления 100 мл 0,05н. раствора Na2C2O4 нужно взять: 0,05∙67,01∙0,1 = 0,3351 г Na2C2O4. Не следует стремиться брать именно такое количество соли, чтобы получить точно 0,05н. раствор. Нужно сначала на технических весах взять близкую к рассчитанной навеску, например 0,34 г, а затем точно взвесить ее на аналитических весах (это значительно ускоряет и упрощает работу).
Пусть взятая навеска равна 0,3445 г. Перенести ее в мерную колбу (избегать потерь), растворить в дистиллированной воде, разбавить раствор до метки и затем, закрыв колбу пробкой, хорошо перемешать.
Нормальность приготовленного раствора Na2C2O4 устанавливается из соотношения:
0,3351 г Na2C2O4 – 0,05н.
0,3445 г Na2C2O4 – х
х = 0,0514н.
Имея раствор исходного вещества, приступить к титрованию. В коническую колбу налить пипеткой 10 мл раствора оксалата натрия, прибавить туда из мерного цилиндра 5 мл 2н. раствора серной кислоты и смесь не очень сильно нагреть до 70-800 (избегать кипения). Заполнить бюретку со стеклянным краном (перманганат разрушает каучук) раствором KMnO4 и установить уровень раствора на нуле.
Поставить колбу с горячим раствором на белый лист бумаги и приливать по каплям раствор KMnO4. Очередную каплю прибавлять после того, как исчезнет окраска от предыдущей. Так поступают в начале титрования, пока образуется катализатор – ионы Mn2+. Титрование закончить при появлении неисчезающего в течение 1 мин бледно-розового окрашивания от последней капли раствора.
Нормальность раствора KMnO4 вычислить по уравнению:
НKMnO4∙V KMnO4 = НNa2C2O4∙V Na2C2O4
Часть вторая. Титрование анализируемого раствора.
Соль Мора является двойной солью сульфатов железа (II) и аммония FeSO4∙(NH4)2SO4∙6H2O. Так как сульфат аммония не участвует в реакции с перманганатом, то уравнение реакции взаимодействия можно написать только с FeSO4:
10 FeSO4+2KMnO4+8H2SO4=5Fe2(SO4)3+K2SO4+2MnSO4+8H2O.
Согласно этому уравнению:
Э FeSO4 = М/1 = 151,92
Э FeSO4∙(NH4)2SO4∙6H2O = М/1 = 392,15.
Получить у преподавателя в мерную колбу емкостью 100 мл, контрольную задачу – раствор соли Мора. К раствору добавить 10-15 мл 2 н. раствора H2SO4 и разбавить дистиллированной водой до метки.
К 10 мл этого раствора добавить 10 мл 2 н. раствора H2SO4 и без подогревания оттитровать смесь раствором перманганата с известной нормальностью так, как это делалось при титровании раствора оксалата натрия. Титрование провести три раза и взять среднее значение.
Часть третья. Вычисление результатов анализа.
По полученным данным вычислить нормальность раствора соли Мора, количество железа в граммах, которое было дано в контрольной задаче, и содержание железа в соли Мора.
Нормальность раствора сульфата железа (II) определяется по уравнению:
HKMnO4∙V KMnO4 = HFeSO4∙V FeSO4
Так как масса 1 моль эквивалента железа равна 55,85 г, то масса
железа, содержащееся в 100 мл раствора, равна
НFeSO4∙55,85∙100 / 1000 = НFeSO4∙5,585 г.
Если исходная навеска равна а г (в 100 мл раствора), то содержание железа в соли Мора составит:
НFeSO4∙55,85∙100 / а = b %
Теоретически вычисленное содержание железа в соли Мора
55,85∙100 / 392,15 = 14,24 %
Ошибка определения:
((14,24 - b)∙100 / 14,24) %
Методом перманганатометрии определяют содержание железа в солях, сплавах, металлах, рудах и силикатах.
ИОДОМЕТРИЯ
Реакция окисления и восстановления с участием йода обратима:
I2 + 2e ↔ 2I- Е0I2/2I- = 0,62 В (а)
Иод плохо растворим в воде, но в присутствии иодид – ионов образуется комплекс I-3, поэтому при титровании протекает реакция:
I-3+2е ↔3I- Е0I3-/3I = 0,54 В
Стандартные потенциалы многих восстановителей меньше, а многих окислителей выше, чем Е0I3-/3I = 0,54 В, поэтому система служит для определения восстановителей и окислителей.
Для растворенного йода в системе I2/2I- нормальный окислительно-восстановительный потенциал Е0 равен 0,54 В. Если участвующее в реакции вещество имеет Е0 ‹ 0,54в, то оно будет окисляться йодом (реакция (а) протекает слева направо). Если же у реагирующего вещества Е0 › 0,54в, то оно будет восстанавливаться ионами I- (реакция (а) протекает слева направо). Поэтому йодометрией можно определять как восстановители (окисление йодом), так и окислители (восстановление ионами I-).
Количество свободного йода определяется титрованием раствором тиосульфата натрия Na2S2O3. Реакция протекает с образованием йодида и титратионата натрия:
2S2O32- - 2e = S4O62-
I2 + 2e = 2I-2S2O32- + I2 = S4O62- + 2I-
или
2Na2S2O3 + I2 = 2NaI + Na2S4O6
Грамм-эквиваленты тиосульфата натрия и йода равны:
Э Na2S2O3∙5H2O = М/1 = 248,2 г
ЭI = А/1 = 126,9
Индикатором служит 0,2%-ный раствор крахмала, который с йодом в присутствии йодида калия дает синее окрашивание. Рабочими растворами являются 0,1н. растворы тиосульфата и йода.
Лабораторная работа № 4
 |
Определение количества хрома в растворе K2Cr2O7
В качестве примера иодометрического титрования предлагается определить количество хрома в растворе K2Cr2O7. Работа состоит из трех частей: 1) установление нормальности рабочего раствора тиосульфата, 2) титрование исследуемого раствора, 3) вычисления.
Реактивы, посуда. Раствор KMnO4 – 0,1н. Раствора крахмала. Кислота серная – 2н. Раствор KI – 10 %. Колба мерная вместимостью – 100 мл. Пипетка вместимостью 10 мл. Бюретка вместимостью 25 мл. Колба коническая вместимостью 100-150 мл.
Часть первая. Установление нормальности раствора тиосульфата.
Нормальность раствора тиосульфата устанавливают по раствору KMnO4 , нормальность которого известна (найдена по оксалату натрия, см. работу 3). Написать уравнение реакции взаимодействия перманганата калия с раствором йодистого калия в сернокислой среде.
Наполнить бюретку раствором тиосульфата и установить уровень раствора на нуле.
В большую коническую колбу налить из мерного цилиндра 10-12 мл 10 %-ного раствора KI и 10-15 мл 2н. раствора H2SO4. К смеси прибавить 10 мл титрованного раствора KMnO4 (объем точно отметить пипеткой) и для завершения реакции дать постоять 2-3 мин в темном месте. После этого смесь разбавить 100 мл дистиллированной воды и титровать без индикатора раствором тиосульфата до появления бледно-желтой окраски. Когда раствор примет указанную окраску, прибавить 3 мл раствора крахмала и титрование продолжить до обесцвечивания раствора.
Количества KMnO4 и Na2S2O3 эквиваленты между собой, так как первый вытеснил (из KI), а второй связал одно и тоже количество йода. Поэтому нормальность раствора тиосульфата определяется по уравнению:
H Na2S2O3 ∙V Na2S2O3 = H KMnO4∙V KMnO4
Часть вторая. Титрование раствора K2Cr2O7. Получить от преподавателя колбу с контрольной задачей на определение хрома в растворе K2Cr2O7. Разбавить полученный раствор дистиллированной водой до метки (чтобы не перелить, под конец воду прибавляют из капельной пипетки), затем закрыть пробкой и хорошо перемешать.
Провести тирование раствора бихромата тиосульфатом натрия. Оно приводится аналогично титрованию раствора перманганата с теми же количествами веществ и в той же последовательности (только раствор KMnO4 заменяется раствором K2Cr2O7). Титрование закончить, когда от одной капли раствора Na2S2O3 синяя окраска перейдет в бледно-зеленую (окраска ионов Cr3+).
Титрование провести три раза и взять среднее значение.
Часть третья. Расчет результатов анализа.
Расчет результатов анализа проводится аналогично соответствующему расчету в работе 3. Нормальность раствора бихромата вычисляется из соотношения: