Определение эквивалентной точки
Эквивалентная точка в методе нейтрализации определяется по рН раствора. В процессе титрования рН раствора изменяется и достигает расчетной величины, соответствующей точке эквивалентности. Для определения точки эквивалентности чаще всего используют кислотно-основные индикаторы, которые меняют окраску в зависимости от рН раствора.
Индикаторы представляют собой сложные органические вещества со слабыми кислотными или основными свойствами. Молекулярная и ионная форма индикатора поглощают лучи различной длины. Та форма индикатора, которая преобладает в растворе при данных условиях, определяет окраску раствора.
Если индикатор является слабой органической кислотой, то протолитическое равновесие для него можно записать следующим образом:
HInd + H2O = H3O+ + Ind-
Константа этого протолитического равновесия (константа кислотности индикатора):
Ka = [H3O+] · [Ind-] / [HInd]
Отсюда [H3O+] = Ka [HInd] / [Ind-] pH = pKa + lg [Ind-] / [Ind] (1)
Из этого выражения следует, что соотношение между молекулярной и ионной формой индикатора зависит только от рН раствора. Если [HInd] = [Ind-] , то pH = pKa.
Практически установлено, что окраску одной из форм индикатора можно различить, если концентрация ее составляет не менее 10% от концентрации другой формы. Отсюда интервал перехода окраски индикатора: pH1 = pKa + 1 , а pH2 = pKa - 1.
Т.е. интервал перехода окраски индикатора равен pKa ± 1.
Из уравнения 1 видно, что чем больше константа кислотности индикатора
|
|
( меньше значение pKa) , тем в более кислой области находится интервал перехода окраски индикатора
В таблице 1 приведены данные о наиболее часто применяемых индикаторах.
Табл.1 Свойства некоторых кислотно-основных индикаторов
Индикатор | Природа индикатора | Окраска кислотной формы индикатора | Окраска основной формы индикатора | pKa(инд) | Интервал изменения окраски индикатора |
Метиловый оранжевый | кислота | красная | Желтая | 3,34 | 3,1-4,4 |
Лакмус (азолитмин) | кислота | красная | Синяя | 7,0 | 5,0-8,0 |
Фенолфталеин | кислота | бесцветная | Малиновая | 9,1 | 8,2-9,8 |
Тимолфталеин | кислота | Бесцветная | Синяя | 11,0 | 9,3-10,5 |
Для каждого индикатора можно определить такое значение рН, при котором происходит наиболее отчетливое изменение окраски. Титрование с каждым индикатором заканчивается именно при этом значении рН, называемом показателем титрования.
Кислотно-основное титрование можно проводить потенциометрическое, без использования индикаторов, с помощью рН-метров. В исследуемый раствор погружают два электрода - индикаторный и стандартный. Потенциал индикаторного электрода зависит от рН раствора. При потенциометрическом титровании в анализируемый раствор опускаются электроды и прибавляется рабочий раствор небольшими порциями. После прибавления каждой порции производится отсчет рН. По полученным данным строится график зависимости рН анализируемого раствора – объем раствора. По графику определяется эквивалентная точка и, соответственно, объем рабочего раствора, который прореагировал с анализируемым.
|
|
.
Лабораторная работа
ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ ЩЕЛОЧИ
В данной работе концентрация раствора щелочи NaOH определяется по реакции с щавелевой кислотой H2C2O4 · 2Н2О :
H2C2O4 + 2NaOH = Na2C2O4 + 2H2O
Для определения конечной точки титрования применяют индикатор фенолфталеин, который в кислой среде бесцветен, в щелочной – малиново-красный.
Порядок выполнения работы
1. Бюретку заполняют раствором NaOH, полученным у преподавателя.
2. Пипетку споласкивают два раза раствором щавелевой кислоты.
3. В колбу для титрования переносят пипеткой 3(или 5) мл щавелевой кислоты и добавляют 1 каплю фенолфталеина.
4. Подносят колбу к бюретке с таким расчетом, чтобы носик бюретки входил в горлышко колбы, не касаясь стенок. Одной рукой совершают вращательные движения колбы, а другой рукой оттягивают резинку у бусинки (шарика) бюретки, спуская по каплям раствор из бюретки. Необходимо внимательно следить за окраской раствора. Титрование заканчивают, когда раствор принимает от очередной капли щелочи слабо-розовую окраску, не исчезающую в течение 30 секунд.
|
|
5. В лабораторный журнал записывают объем щелочи, пошедший на титрование кислоты с точностью до двух сотых миллилитра. Промывают колбу дистиллированной водой, снова заполняют бюретку, устанавливают на нуль и подобным образом проводят еще два повторных титрования.
Составляют таблицу.
Номер титрования | V (H2C2O4) мл | V (NaOH) мл |
1 2 3 | 3,00 3,00 3,00 | V1 V2 V3 |
V (NaOH) = (V1 + V2 + V3) / 3
Расчет: С (NaOH ) = C (1/2 H2C2O4 ) ·V(Н2С2О4) / V(NaOH)ср.
(¦экв (H2C2O4 ) = 1/2 ; C (1/2 H2C2O4 ) = 0,1 моль/л )
МЕТОД ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИИ
Метод основан на реакции
MnO4- + 8H+ + 5e = Mn2+ +4H2O φo = 1,51 В
Перманганат калия обладает высокой окислительной способностью, он дешев, растворы KMnO4 обладают достаточной устойчивостью при правильном хранении - этим объясняется широкое применение КMпО4, в объемном анализе. Окисление раствором КMпО4 может проходить в кислой среде, нейтральной или щелочной. Однако количественные определения по методу перманганатометрии чаще всего проводят в кислой среде по следующим причинам:
|
|
1) в кислой среде MnO4- переходит в Mn2+ , проявляя наибольшую окислительную активность;
2) в кислой среде все продукты реакции бесцветны и растворимы.
В нейтральной или слабо щелочной среде МnO4- восстанавливается в труднорастворимый оксид МnO2, что затрудняет определение эквивалентной точки.
Для подкисления титруемых растворов используется серная кислота. Азотную кислоту брать нельзя, т.к. она сама - сильный окислитель и может вступать в реакции с определяемыми восстановителями. Соляная кислота - восстановитель и может вступать в реакции с KMnO4.
Специального индикатора для определения точки эквивалентности в перманганатометрии не требуется, т.к. растворы, содержащие ионы MnO4- ,интенсивно окрашены и первая избыточная капля его окрашивает титруемый раствор в розовый цвет.
По методу перманганатометрии можно определять:
а) прямым титрованием - количество восстановителей – Fe2+ , H2O2, щавелевой кислоты и ее солей, нитритов и т.д.;
б) титрованием по замещению - количество веществ, реагирующих с восстановителями, например Са2+ , который реагирует с C2О42-. Для выполнения определения осаждают Са2+ в форме СаС2.О4, осадок отделяют фильтрованием, растворяют в 2н H2SО4 и выделившуюся H2C2O4, титруют раствором КмпО4;
в) титрованием по остатку - количество веществ, реагирующих с восстановителями, например K2Cr2O7, который реагирует с солью Мора (NH4)2Fe(SO4)2 · 6H2O - избыток соли Мора титруют раствором КMnО4.
Метод перманганатометрии широко применяется в клинической лаборатории, а также при изучении физической химии, биохимии и гигиены. Например, определение количества кальция в крови, определение каталазы в крови по Баху и Зубковой, определение окисляемости воды и т.д. выполняют перманганатометрическим методом.
Приготовление рабочего раствора К M пО4
Рабочий раствор КМпО4 относится к растворам с установленной концентрацией. Свежеприготовленный раствор KMnO4 некоторое время меняет свою концентрацию за счет небольших загрязнений, имеющихся в воздухе и попадающих в раствор (пыль органического происхождения, NH3, бактерии и т.п.).
Так как количество примесей невелико, то и скорость окисления мала, и процесс заканчивается через 7-10 дней. После этого срока концентрация раствора КМпО4 становится постоянной и можно приступать к ее определению.
.Приготовление раствора перманганата калия ведут следующим образом:
1. Рассчитывают необходимую навеску, исходя из необходимой концентрации и объема раствора:
fэкв(KMnO4) = 1/5. m(KMnO4) = C(1/5 KMnO4) M(KMnO4) · 1/5 · V.
Например, для приготовления 500 мл 0,02н KMnO4
m(KMnO4) = 0,02 · 158,04 · 1/5 · 0,5 = 0,3161 г
2. Берут навеску KMnO4 на техно-химических весах на 10% больше рассчитанной, т.к. часть его будет израсходована на окисление примесей, и растворяют в нужном объеме свежеперегнанной дистиллированной воды.
3. Приготовленный раствор хранят в темноте 7-10 дней плотно закупоренным, т.к. свет и присутствие СО2 способствуют разложению KMnO4:
4 KMnO4 + 4CO2 + 2H2O = 4KHCO3 + 4MnO2 + 3O2
4. Выпавший осадок МпО2 отфильтровывают через стеклянный фильтр, стеклянную вату или асбест (но не через бумажный фильтр).
Оставлять МпО2 в растворе нельзя, т.к. он каталитически ускоряет процесс саморазложения КМпО4, а также участвует в реакциях окисления-восстановления, что снижает точность титрования.
5. Отфильтрованный раствор сохраняют в темных бутылях, защищая от пыли и прямого солнечного света.
В качестве исходных веществ для определения концентрации раствора KMnO4 применяют кристаллическую щавелевую кислоту H2C2O4 · 2H2O или ее натриевую соль Na2C2O4.
Оба эти вещества удовлетворяют требованиям, предъявляемым к исходным веществам, но удобнее пользоваться оксалатом натрия, т.к. он не содержит кристаллизационной воды и негигроскопичен.
Лабораторная работа
ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ ~ 0,02н KMnO4 по Na2C2O4.
В основе определения концентрации рабочего раствора KMnO4 по оксалату натрия лежит реакция:
2KMnO4 + 5Na2C2O4 + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5Na2SO4 + K2SO4 + 10CO2 + 8H2O
Приготовление 100 мл 0.02 н раствора оксалата натрия (исходное вещество) по точной навеске
а) Расчет навески
m(Na2C2O4) = C(1/2 Na2C2O4) · M(Na2C2O4) · 1/2· Vколбы =
0,02· 67,00· 0,1 = 0,134 г.
б) Взвешивание и растворение
Оксалат натрия отвешивает на аналитических весах с точностью до 0,0002 г, причем не нужно стремиться взвесить точно 0,134 г оксалата натрия. Важно, чтобы взятая навеска была правильно взвешена. Вполне допустимо отклонение величины взятой навески от рассчитанной на 10%.
Практически поступают так:
1) Рассчитывают минимальную и максимальную навески:
m min= 0,134 - 0,0134 = 0,1206 г.
m max = 0,134 + 0.0134 = 0,1474 г.
2) Взвешивают на аналитических весах бюкс. Например, масса .бюкса
mб = 20,3715 г.
3) Прибавляют к массе бюкса минимальную и максимальную навески
mб.+ mmin.= 20,3715 + 0,1206 = 20,49021 г
mб.+ mmax. = 20,3715 + 0,1474 = 20,5189 г
Так определяются пределы взвешивания.
4) Взятую навеску количественно переносят в мерную колбу на 100 мл: оксалат натрия осторожно пересыпают через сухую воронку в колбу, осторожно промывают воронку маленькими порциями дистиллированной воды и снимают ее.
5) Взвешивают на аналитических весах бюкс с остатками соли и
рассчитывают размер взятой навески по разности между массой бюкса с навеской и массой пустого бюкса(после пересыпания соли), например:
m = 20,5048 – 20,3715 = 0,1333 г.
в) Расчет концентрации
C(1/2 Na2C2O4) = m( навески) / M(1/2 Na2C2O4) V(колбы)
Например, c(1/2 Na2C2O4) = 0,1333 / 67,00· 0,1 = 0, 0199 моль/л
Порядок титрования
В бюретке - раствор KMnO4, в колбе для титрования -раствор оксалата натрия и серная кислота.
Ход определения
3 мл раствора оксалата натрия переносят пипеткой в колбу для титрования, добавляют
2-3 мл 2н раствора Н2SО4, нагревают смесь до 80oС (для ускорения реакции), не доводя до кипения (во избежание разложения оксалата), и титруют раствором перманганата калия из бюретки.
Реакция между Na2C2O4 и КMпО4 идет сначала очень медленно. Реакция идет ступенчато, причем сам перманганат с оксалатом, по существу, не реагирует.
Стадии реакции:
1) 3MnSO4 + 2KMnO4 + 2H2O = 5MnO2 + K2SO4 + 2H2SO4
2) MnO2 + H2C2O4 + H2SO4 = MnSO4 + 2CO2 + 2H2O
В первоначально взятом растворе KMnO4 имеются только следы Мп2+ , поэтому обе реакции идут очень медленно. По мере накопления ионов Mn2+ как продукта реакции скорость реакции возрастает. Ионы Mn2+ являются катализатором данной реакции. Так как катализатор - продукт реакции, то реакция между оксалатом и перманганатом - пример автокаталитической реакции.
Титрование выполняют следующим образом: расгвор KMnO4 приливают медленно, по каплям, тщательно перемешивая содержимое колбы и добавляя следующую каплю только после того, как обесцветилась предыдущая. Затем можно титровать быстрее, причем, если раствор остыл, его подогревают еще раз.
Таким образом, условия титрования оксалата перманганатомтаковы:
I) рН < 7
2) Нагревание до 70 -80°C.
3) Медленный (постепенно возрастающий) темп титрования.
Титрование заканчивают, когда от очередной капли KMnO4 раствор в титровальной колбе станет блендно0розовым.
Лабораторная работа
ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОЛИЧЕСТВА ПЕРОКСИДА ВОДОРОДА Н2О2
В основе определения лежит реакция:
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O
f(KMnO4) = 1/5 ; f(H2O2) = 1/2 .
Индикатор – первая избыточная капля перманганата калия.
Порядок титрования
В бюретке – раствор перманганата калия, в колбе для титрования – раствор пероксида водорода и 2н раствор серной кислоты.
Ход определения
Полученный раствор пероксида водорода доводят дистиллированной водой до метки и тщательно перемешивают. 3 мл раствора
пипеткой переносят в колбу для титрования, добавляют 2-3млл 2н раствора серной кислоты и титруют рабочим раствором перманганата калия. Титрование выполняют при комнатной температуре.
Расчет
V(KMnO4) · C(1/5 KMnO4) = V(H2O2) · C(1/2 H2O2)
C(1/2 H2O2) = V(KMnO4) · C(1/5 KMnO4) / V(H2O2)
m(H2O2) = C(1/2 H2O2) ·V(колбы) · M(1/2 H2O2)
Лабораторная работа
ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОЛИЧЕСТВА ДИХРОМАТА КАЛИЯ
Перманганатометрическое определение окислителей выполняется методом обратного титрования (или титрованием по остатку).
Определение дихромата калия основано на последовательном
протекании двух реакций:
1) K2Cr2O7 + 6FeSO4 + +7H2SO4 = K2SO4 + 3Fe2(SO4)3 + Cr2(SO4)3 + 7H2O
f(K2Cr2O7) = 1/6; f(FeSO4) = 1.
2) 10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O
f(KMnO4) = 1/5 ; f(FeSO4) = 1.
Определение протекает в две стадии:
1) К определенному объему раствора дихромата калия прибавляют точно измеренный объем рабочего раствора соли Мора (NH4)2Fe(SO4)2 · 6H2O, причем соль Мора берут в избытке.
2) Остаток соли Мора оттитровывают рабочим раствором КМпО4. Индикатор - первая избыточная капля КМпО4.
Приготовление рабочего раствора соли Мора ( NH 4 )2 Fe ( SO 4 )2 · 6 H 2 O
Длительное хранение рабочего раствора соли Мора невозможно из-за окисления Fe2+ кислородом воздуха. Поэтому раствор готовят непосредственно перед применением. Процесс окисления тормозится при добавлении больших количеств кислоты, которая также предотвращает гидролиз соли.
Расчет навески
m(соли Мора) = C(FeSO4)· M( (NH4)2Fe(SO4)2·6H2O )· V(колбы)
Например, необходимо приготовить 100 мл 0,02н раствора соли Мора:
m(соли Мора) = 0,02 · 392,14 · 0,1 = 0,7843 г
0,7-0,9 г соли Мора взвешивают на технохимических весах, пересыпают в склянку на 100 мл, куда предварительно налито 50мл 2н H2SO4, перемешивают до растворения соли, добавляют 50мл дистиллированной воды и тщательно перемешивают раствор. Раствор соли Мора является вспомогательным, его концентрацию не необходимости рассчитывать.
Порядок титрования
В бюретке - раствор перманганата калия, в колбе для титрования - раствор соли Мора или смесь раствора соли Мора с дихроматом калия.
Ход определения
а) Определение расхода КMпО4 на титрование соли Мора
В колбу для титрования вносят пипеткой 3 мл раствора соли Мора и титруют из бюретки рабочим раствором КМпО4 до появления розовой окраски раствора. Титруют до получения трех сходящихся результатов.
Результаты измерений заносятся в таблицу 1:
Таблица 1
№ опыта | V(соли Мора) | V’(KMnO4) |
1 2 3 | 3,0 3,0 3,0 | V’1 V’2 V’3 V’ср. |
Затем в колбу для титрования вносят пипеткой 2 мл раствора дихромата калия и 3 мл раствора соли Мора. Смесь перемешивают и оттитровывают избыток соли Мора раствором КMnO4 до появления серо-сиреневой окраски раствора от очередной капли KMnO4. Результаты измерений записываются в таблицу 2:
Таблица 2
№ опыта | V(K2Cr2O7) | V(соли Мора) | V’’(KMnO4) |
1 2 3 | 2,0 2,0 2,0 | 3,0 3,0 3,0 | V’’1 V’’2 V’’3 V’’ср. |
На титрование остатка соли Мора, который не прореагировал с дихроматом калия пошло раствора перманганата калия :V’’(KMnO4) – V’(KMnO4).
Тогда на основании закона эквивалентов можно записать:
[V’’(KMnO4) – V’(KMnO4)] · C(1/5 KMnO4) = V(K2Cr2O7) · C(1/6 K2Cr2O7)
Отсюда рассчитывается C(1/6 K2Cr2O7) и массу дихромата калия содержащегося в колбе.
МЕТОД ЙОДОМЕТРИИ
I. Сущность метода
В этом методе используются окислительные свойства свободного йода и восстановительные свойства йодид-ионов:
I2 + 2e = 2I- φo = + 0,54 B
1. Применяя рабочий раствор йода, можно определить количество различных восстановителей, окислительно-восстановительный потенциал которых меньше потенциала системы I2/2I-.
2. Используя растворы йодидов, например KI, можно определять количество окислителей, окислительный потенциал которых выше, чем потенциал системы I2/2I-.
Окисление восстановителей производят непосредственным титрованием раствора восстановителя рабочим раствором йода. Примером может служить определение сульфита натрия, который реагирует с I2 по уравнению:
I2 + Na2SO3 + H2O = Na2SO4 + 2HI
Аналогичным образом можно определить количество SnCl2, H2S и сульфидов, H3AsO3. и других восстановителей.
Однако йодометрическсе определение восстановителей прямым титрованием рабочим раствором иода не находит широкого применения. Гораздо чаще их определяют титрованием по остатку. Для этого к раствору, содержащему восстановитель, прибавляют в избытке рабочий раствор I2, как это делают, например, при определении содержания серовсдорсда в сероводородной воде:
H2S + 12 = S0 + 2HI
Остаток I2 оттитровывают рабочим раствором тиосульфата натрия.Na2S2O3 по реакции:
2Na2S2O3 + I2 = Na2S4O6 + 2NaI
f(Na2S2O3) = 1; f(I2) = 1/2.
Наиболее широкое применение иодометрический метод находит для определения количества окислителей по методу замещения. Так определяют перманганат, дихромат, Cu2+, Fe3+, ClO- и др.
Например, при определении количества КMпО4 к раствору перманганата в кислой среде приливают раствор КI (который является вспомогательным раствором), причем выделяется I2, количество которого эквивалентно содержанию КМпО4, (первая стадия):
2KMnO4 + 10KI + 8H2SO4 = 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 + 8H2O.
f(KMnO4) = 1/5; f(KI) = 1.
Выделившийся йод оттитровывают рабочим раствором тиосульфата натрия (вторая стадия):
2Na2S2O3 + I2 = 2NaI + Na2S4O6 .
Осуществить такое определение непосредственно титрованием окислителей раствором KI невозможно, т.к. не удается заметить окончание образования 12, резкого изменения внешнего вида раствора не наблюдается.
Прямое титрование окислителей раствором тиосульфата натрия также невозможно, потому что реакция протекает очень сложно и образуется смесь продуктов неопределенного состава, вследствие чего нельзя произвести расчет.
3. Кроме окислителей и восстановителей методом йодометрии можно определять количество сильных кислот. Определение их основано на том, что в нейтральной среде KI и КIO3 не взаимодействуют, но если к смеси KI + К103 добавить кислоты, то идет выделение свободного иода по уравнению:
KIO3 + 5KI + 6HCl = 3I2 + 6KCl + 3H2O
f(KIO3) = 1/5; f(KI) = 1; f(HCl) = 1/6.
Из уравнения реакции следует, что кислота участвует в реакции и количество выделившегося йода эквивалентно количеству имевшейся в растворе кислоты.
Определение точки эквивалентности
Точку эквивалентности в йодометрии можно определить по появлению или исчезновению 12, водный раствор которого в присутствии КI довольно интенсивно окрашен в желто-коричневый цвет(комплекс KI3) . Однако гораздо более точные результаты получается при введении индикатора - раствора крахмала. Крахмал с I3- адсорбционное соединение темно-синего цвета. В этом соединении молекула йода деформирована, благодаря чему она меняет свою окраску из коричневой в темно-синию.
При непосредственном титровании восстановителей. например SnCI2, Na2HAsO3 и др., крахмал прибавляют перед началом титрования.
При титровании восстановителей по остатку, а также при определении окислителей и кислот по методу замещения крахмал прибавляют к реакционной смеси в конце титрования, когда раствор из бурого станет бледно-желтым. Иначе крахмал будет адсорбировать большие количества йода и медленно его отдавать в раствор, вследствие чего будет затрачен избыток тиосульфата натрия и искажены результаты титрования.
Условия выполнения иодометрических определений
1) Свободный йод летуч и при нагревании летучесть его увеличивается. Чувствительность крахмала как индикатора (адсорбция) с повышением температуры понижается.
Поэтому титрование следует вести на холоду.
2) Иод реагирует со щелочами согласно уравнению:
3I2 + 6NaOH = NaIO3 + 5NaI + 3H2O
Поэтому иодометрические определения нельзя проводить в сильно- щелочной среде. Результат анализа при этом не может быть точным.
3) Реакции, протекающие при иодометрических определениях, являются не очень быстрыми.
Для увеличения скорости реакции иодида калия с окислителем берется избыток серной кислоты и иодида. Реакционной смеси дают постоять 5-6 мин
4) Конец титрования устанавливают по исчезновению (или появлению) синей окраски, присущей крахмалу в присутствии свободного йода.
Следует помнить, что раствор должен обесцветиться от одной капли тиосульфата натрия. Дальнейшее прибавление последнего не изменит окраски титруемого раствора, но сделает анализ неверным.
С помощью йодометрических титровании находят количество сахара в крови, определяют константу скорости реакции окисления KI действием Н2О2 и т.д.
Приготовление рабочих растворов
В иодометрии используется два рабочих раствора: I2 и Na2S2O3 , а также вспомогательный раствор KI(произвольной концентрации – обычно 10%).
а) Рабочий раствор йода.
Свободный йод, очищенный возгонкой, удовлетворяет требованиям, предъявляемым к исходным веществам, поэтому титрованный раствор его готовят растворением точной навески I2 в водном растворе KI. При этом происходит образование комплексного соединения: KI + I2 = K[I3]
Образование комплекса не отражается на скорости взаимодействия рабочего раствора иода с восстановителем из-за малой прочности [I3]-
б) Рабочий раствор тиосульфата натрия
В отличие от йода тиосульфат натрия Na2S2O3 · 5H2O
является сравнительно нестойким веществом, и при растворении его в дистиллированной воде, в которой имеется углекислый газ, происходит следующая реакция:
Na2S2O3 + CO2 + H2O = NaHCO3 + NaHSO3 + S
Этот процесс идет очень медленно, т.к. концентрация СО2 невелика (закон действия масс), и заканчивается дней через 10. Тиосульфат натрия может также разлагаться тиобактериями и окисляться кислородом воздуха. Поэтому необходимо:
а) взвешивать рассчитанное количество Na2S2O3 · 5H2O на технохимических весах;
б) растворять в свежепрокипяченной и охлажденной без доступа CO2 дистиллированной воде;
в) определять концентрацию раствора не раньше, чем через 10 дней;
г) защищать раствор тиосульфата от углекислого газа и света(способствует
размножению тиобактерий).
В качестве исходного вещества для установления концентрации раствора Na2S2O3 обычно применяют дихромат калия K2Cr2O7.
Лабораторная работа
ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ РАСТВОРА Na2S2O3 по K2Cr2O7
Kак уже отмечалось выше, непосредственное титрование раствора дихромата раствором тиосульфата натрия невозможно, т.к образуется несколько продуктов реакция – Na2SO4,Na2S4O6 и другие, т.е. не соблюдается одно из основных требований к реакциям объемного анализа.
Титрование ведут по методу замещения. Реакция идет в две стадии:
I) Дихромат калия – К2Сг2О7,, взаимодействуя с KI, выделяет эквивалентное количество I2 в соответствии с уравнением:
K2Cr2O7 + 6KI + 7H2SO4 = Cr2(SO4)3 +4K2SO4 + 3I2 + 7H2O
f(K2Cr2O7) = 1/6; f(KI) = 1.
2) Выделившийся I2 оттитровывают раствором Na2S2O3 – количество Na2S2O3, пошедшее на титрование, эквивалентно вступившему в реакцию количеству K2Cr2O7.
I2 + Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6
f(I2) = 1/2; f(Na2S2O3) = 1.
В соответствии с законом эквивалентов:
C(1/6 K2Cr2O7) · V(K2Cr2O7) = C(Na2S2O3) · V(Na2S2O3)
Приготовление раствора исходного вещества - дихромата калия по точной навеске
Расчет навески
m(K2Cr2O7) = C(1/6 K2Cr2O7) · M(1/6 K2Cr2O7) · Vколбы
Например, необходимо приготовить 250 мл 0,02н K2Cr2O7 .
m(K2Cr2O7) = 0,02 · 49,04 · 0,25 = 0,2452 г
Порядок титрования
В бюретку наливают раствор тиосульфата натрия. В колбу для титрования – растворы дихромата калия, серной кислоты и иодида калия. Индикатор - раствор крахмала (добавляет в конце титрования).
Ход определения
В колбу для титрования пипеткой переносят из мерной колбы 3 мл раствора K2Cr2O7, прибавляют 3 мл раствора KI и 3 мл 2н раствора Н2SO4, отмеривая их мерной пробиркой или пипеткой. Колбу закрывают часовым стеклом и дают стоять 5 минут, защищая от прямых солнечных лучей.
По истечении указанного срока (не ранее) к реакционной смеси добавляют 10 мл дистиллированной воды и титруют раствором тиосульфата натрия до светло-желтой окраски. Затем прибавляют 0,5 мл раствора крахмала (10 капель). Раствор при этом окрасится в интенсивно синий цвет. Не фиксируя расход Na2S2O3 и не доливая раствор его в бюретку, продолжают титрование до исчезновения синей окраски. Во время титрования необходимо энергично размешивать содержимое колбы, чтобы уловить тот момент, когда от одной капли раствора Na2S2O3 синяя окраска исчезнет.
Нужно помнить, что раствор при этом не станет совсем бесцветным, а будет слабо окрашен в светло-зеленый цвет, присущий ионам Cr3+(точнее [Cr(H2O)6]3+ ), возникающим в результате реакции Титрование повторяют до получения сходящихся результатов и производят расчет концентрации тиосульфата натрия. Результаты экспериментов оформляются в виде таблицы:
№ опыта | V(K2Cr2O7) | V(Na2S2O3) |
1 2 3 | 3,0 3,0 3,0 | V1 V2 V3 Vср. |
С(Na2S2O3) = C(1/6 K2Cr2O7) V(K2Cr2O7) / V(Na2S2O3)
Лабораторная работа
ОПРЕДЕЛЕНИЕ МАССЫ ХЛОРАМИНА Б
Хлорамин Б – кристаллогидрат N-хлорбензолсульфамида натрия
C6H5SO2N(Cl)Na · 3H2O. M (C6H5SO2N(Cl)Na · 3H2O) = 267,5 г/моль.
2% раствор хлорамина Б в воде используется в целях дезинфекции. При растворении хлорамина Б в воде образуется гипохлорит-ион ClO-:
C6H5SO2N(Cl)Na + H2O = C6H5SO2NH2 + ClO- + Na+
Дезинфицирующее действие гипохлорит-иона объясняется его сильной окислительной способностью:
ClO- + H2O + 2e = Cl- + 2OH- φo = + 0,88 B
Определение гипохлорит-иона, эквивалентное содержанию хлорамина Б, также как и других окислителей, основано на следующих реакциях:
ClO- + 2I- + 2H+ = I2 + Cl- + H2O
f(хлорамин Б) = 1/2
I2 + S2O32- = 2I- + S4O62-
Ход определения
Раствор хлорамина Б получают от преподавателя в мерной колбе на 100 мл, содержимое колбы разбавляют дистиллированной водой до метки и тщательно перемешивают. В колбу для титрования пипеткой переносят из мерной колбы 3 мл раствора хлорамина Б, прибавляют 3 мл раствора KI и 3 мл 2н раствора Н2SO4, отмеривая их мерной пробиркой или пипеткой. Колбу закрывают часовым стеклом и дают стоять 5 минут, защищая от прямых солнечных лучей. По истечении указанного срока (не ранее) к реакционной смеси добавляют 10 мл дистиллированной воды и титруют раствором тиосульфата натрия до светло-желтой окраски. Затем прибавляют 0,5 мл раствора крахмала (10 капель). Раствор при этом окрасится в интенсивно синий цвет. Не фиксируя расход Na2S2O3 и не доливая раствор его в бюретку, продолжают титрование до исчезновения синей окраски. Во время титрования необходимо энергично размешивать содержимое колбы, чтобы уловить тот момент, когда от одной капли раствора Na2S2O3 синяя окраска исчезнет. Титрование повторяют до получения сходящихся результатов. Результаты опытов представляются в виде таблицы:
№ опыта | V( хлорамина Б) | V(Na2S2O3) |
1 2 3 | 3,0 3,0 3,0 | V1 V2 V3 Vср. |
C(1/2 C6H5SO2N(Cl)Na ∙ 3H2O )∙ V(C6H5SO2N(Cl)Na ∙ 3H2O) = C(Na2S2O3) ∙Vср.(Na2S2O3)
Отсюда C(1/2 C6H5SO2N(Cl)Na ∙ 3H2O ) =
m(хлорамин Б) = C(1/2 C6H5SO2N(Cl)Na ∙3H2O) ∙ M(1/2 C6H5SO2N(Cl)Na ∙3H2O) ∙ V(колбы).
КОМПЛЕКСОНОМЕТРИЧЕСКИЙ МЕТОД
Сущность метода
Комплексонометрический метод основан на реакции образования прочных, хорошо растворимых в воде внутрикомплексных соединений ионов металлов с аминополикарбоновыми кислотами и их солями, получившими общее название комплексонов. Из многочисленных аминополикарбоновых кислот наибольшее аналитическое применение нашел комплексов Ш (трилон Б, хелатон III) - кислая двунатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты. Состав комплексона III отвечает
формуле:
Синтез его сравнительно несложен, он хорошо растворим в воде. Раствор комплексона III является рабочим раствором метода. Комплексон III отвечаег требованиям, предъявляемым к исходным веществам, и поэтому раствор его можно приготовить по точной навеске в малых объемах .
Индикаторы комплексонометрии
Индикаторами в методе комплексонометрии являются сложные органические вещества, реагирующие на изменение кондентрации определяемых ионов металла, поэтому их называют иначе металл-индикаторами. Вещества могут быть комплексонометрическими индикаторами, если:
1) их собственная окраска в растворе отличается от окраски их соединений с ионами металлов;
2) комплексное соединение ионов металла с индикаторами является менее прочным, чем комплексное соединение ионов металла с комплексоном III.
Различают следующие две группы комплексонометрических индикаторов:
1) специфические индикаторы, реагирующие только с определенным металлом. Так, Fe3+ ионы можно титровать комплексоном III при рН= 2, используя реактивы, дающие окрашенные соединения с Fe3+ (роданид аммония, сульфосалициловая кислота и др.).2) металл-индикаторы- органические вещества, чаще всего сами окрашенные и образующие тоже окрашенные, но в другой цвет соединения с различными металлами. Эти индикаторы, как правило, являются многоосновными кислотами. В качестве индикаторов при комплексонометрических титрованиях часто применяют красители: кислотный хром темно-синий, кислотный хромоген черный специальный (эриохром черный) и др. Они применяются в щелочной среде( аммиачный буфер, рН = 8-10) для определения ионов цинка, магния, кальция и других. Окраска индикатора в точке
эквивалентности из фиолетовой становится синей.
Если изобразить условно формулу индикатора так H2Ind, то протекаемую реакцию между эриохромом черным (рис. 1) и ионом металла при рН=8-10 можно записать так:
H2Ind + Me2+ = MeInd + 2H+
синий цвет красный цвет
Рис. 1 Эриохром черный
В области 7 < pH < 12, представляющей наибольший интерес для метода комплексонометрии, группа сульфоновой кислоты полностью диссоциирована. Значения рК отщепления обоих протонов рК1 = 6,3 и рК2 = 11,6 ограничивает три области:
рН < pK1 Диссоциация не происходит. Соединение окрашено в красный цвет.
7 < pH < 11 Существует амфолит. Ионы окрашены в синий цвет.
pH > 12 Обе ОН- группы диссоциированы. Ионы окрашены в желто-оранжевый цвет.
Поскольку комплексы эриохрома Т с металлами окрашены в красный цвет, при проведении титрования в области 7 < pH <11 происходит четкое изменение окраски из красной в синюю. Красную окраску имеет комплекс индикатора с металлами: Mg, Ca, Sr, Y, Mn, Zn, Cd, Hg, Ga, In, Pb, Al, Fe, Ti, Co, Ni, Cu, платиновыми металлами, лантаноидами.
Таким образом, при добавлении к анализируемому раствору индикатора раствор окрашивается в красный цвет. При титровании раствором комплексона III в точке эквивалентности окраска раствора становится синей, так как комплексон III образует более прочное соединение с металлом, чем индикатор:
MeInd + Na2H2I = Na2MeI + H2Ind
красный цвет синий цвет
Щелочные растворы индикатора чувствительны к действию окислителей, поэтому индикатор добавляют непосредственно перед титрованием. Поскольку водные растворы эриохрома Т неустойчивы, обычно его в сухом виде смешивают с хлоридом натрия (для разбавления).
Комплексонометрическим методом можно определять индивидуальные соли , смеси солей, некоторые органические соединения.
Комплексоны достаточно эффективны при выведении из живых организмов токсических ионов металлов, в том числе радиоактивных изотопов. Комплексоны применяются в качестве стабилизаторов при хранении крови( они связывают ионы тяжелых металлов, катализирующих окисление органических соединений).
Рис. 2 Структура комплекса металла с ЭДТА
Лабораторная работа
ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ Zn2+ и ZnSO4 В ВОДНОМ РАСТВОРЕ
В основе определения лежит реакция:
Na2H2I + ZnSO4 = Na2ZnI + H2SO4
H2I2- + Zn2+ = ZnI2- + 2H+
Молярная масса эквивалента Zn2+ : M (0,5 Zn2+ ) = 0,5 ∙ 65,38 = 32,69 г/ моль
Молярная масса эквивалента ZnSO4 : M (0,5 ZnSO4) = 0,5 ∙161,44 = 80,72 г/моль
Молярная масса эквивалента комплексона: M (Na2H2I) = 0,5 ∙ 372,24 = 186,12 г/моль
Приготовление 100 мл 0,05 н рабочего раствора комплексона III по точной навеске.
КомплексонIII отвечает всем требованиям, предъявляемым к исходным веществам, поэтому раствор его можно готовить по точной навеске.
Расчет навески: m( комплексона) = 0,05 ∙186,12 ∙ 0,1 = 0,9306г
Навеску комплексона, взятую на аналитических весах, количественно переносят в мерную колбу на 100 мл.
Порядок титрования
В бюретке – раствор комплексона, в колбе для титрования – раствор сульфата цинка и буферная смесь с рН =10( аммиачный буфер).
Лабораторная работа
ОПРЕДЕЛЕНИЕ КРИСТАЛЛИЗАЦИОННОЙ ВОДЫ В КРИСТАЛЛОГИДРАТЕ ЦИНКА МЕТОДОМ КОМПОЛЕКСОНОМЕТРИЧЕСКОГО ТИТРОВАНИЯ
Кристаллогидратами называют соли, выделяющиеся из водного раствора с некоторым числом молекул воды. Часто образуют кристаллогидраты сульфаты - CuSO4*5H2O, FeSO4*7H2O, карбонаты Na2CO3*10H2O, нитраты и многие другие. Часть из них при хранении теряет кристаллизационную воду или «выветривается», другие, наоборот, поглощают пары воды из воздуха. Существует, также, сравнительно небольшая группа кристаллогидратов, которые устойчивы при комнатной температуре.
Нередко растворы готовят из кристаллогидратных солей, поэтому необходимо точно знать число молекул воды в кристаллогидрате, чтобы получить раствор с заданной концентрацией соли. Целью данной работы является определение числа молекул кристаллизационной воды в кристаллогидрате сульфата цинка, который в свежевыделенном состоянии имеет формулу 7-водного гидрата: ZnSO4*7 H2O.
М(ZnSO4) =161,45 г/моль М(1/2 ZnSO4) = 80,725 г/моль
М(ZnSO4*7H2O) =287,56 г/моль
Приборы и реактивы
Технохимические весы, аналитические весы, бюкс с крышкой, 0,05Н раствор трилона Б в бюретке, кристаллический гептагидрат сульфата цинка, 2 пипетки с делениями на 5 или 10 мл, аммиачный буфер с рН = 10, индикатор – эриохром черный Т, мерная колба на 100 мл, колбы для титрования, два шпателя.
Ход определения
1. Взвешивают на технохимических, а затем на аналитических весах навеску кристаллогидрата сульфата цинка количеством около 0,005 моль (~1,45 г).
2. Навеску переносят в мерную колбу на 100 мл, растворяют, объем доводят до 100 мл, раствор тщательно перемешивают.
3. Пипеткой отбирают 3 мл полученного раствора (Vпип) и переносят его в колбу для титрования, прибавляют 1-2 мл аммиачного буфера и индикатор (на кончике шпателя). Раствор при этом окрашивается в красный цвет.
4. Проводят титрование трилоном Б до перехода окраски от красной в синюю. Титруют несколько проб до получения сходящихся результатов.
5. Рассчитывают массу и количество сульфата цинка в объеме колбы.
По закону эквивалентов:
n(eq) (ZnSO4)= n(eq) трилона, или
c(eq) ZnSO4) • Vпип = c(eq) трилона • Vзатр. Трилона, тогда
c(eq) (ZnSO4)=c(eq) трилона• Vтрилона/ Vпип. Затем рассчитываем массу безводной соли: m (ZnSO4) = c(eq) (ZnSO4) • Vколбы • М(1/2 ZnSO4). Далее определяем количество вещества сульфата цинка:
n(ZnSO4) = m (ZnSO4)/M (ZnSO4)
6. Определяем массу и количество кристаллизационной воды в исходной навеске кристаллогидрата:
m(крист. воды) = m( кристаллогидрата) - m( безводной соли)
n(крист.H2O ) = m (H2O)/M (H2O)
7. Определяем число молекул кристаллизационной воды в кристаллогидрате:
Х(H2O) = n(крист.H2O )/ n(ZnSO4)
Лабораторная работа
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОБЩЕЙ ЖЕСТКОСТИ ВОДЫ
Жесткость воды обусловлена в основном присутствием в воде солей кальция и магния.
Обычно жесткость выражается в ммольэкв/л кальция(магния).
Различают мягкую воду < 4 ммольэкв/л
Средней жесткости 4 – 8 ммольэкв/л и очень жесткую воду > 12 ммольэкв/л.
В основе определения лежит реакция взаимодействия комплексона III с ионами магния и кальция, аналогичная реакции, описанной в предыдущей работе.
Порядок титрования – такой же как в предыдущей работе.
В колбу для титрования помещают 215мл воды, прибавляют 1мл буферной смеси, индикатор и титруют из бюретки раствором комплексона до перехода окраски из красной в синюю.
Расчет
Расчет жесткости проводится по формуле:
Ж = C(0,5 Na2H2I) ∙ V(Na2H2I) ∙ 1000 / V(H2O)
где V- объем рабочего раствора комплексона, затраченный на титрование в мл,
C(0,5 Na2H2I) - нормальность раствора комплексона
Дата добавления: 2019-02-12; просмотров: 735; Мы поможем в написании вашей работы! |
Мы поможем в написании ваших работ!