Приклади розв ’ язання типових задач

⇐ ПредыдущаяСтр 16 из 19Следующая ⇒

Приклад 1. На титрування 20 см³0,1 н розчину натрій тетраборату (бури) витратили 19,20 см³ розчину сульфатної кислоти. Визначити молярну концентрацію еквівалента розчину сульфатної кислоти та титр розчину сульфатної кислоти.

Розв’язання. Визначаємо молярну концентрацію еквівалента розчину сульфатної кислоти:

С(½ H₂SO₄) = С(бури) · V(бури) ∕ V(H₂SO₄) = 0,1042 моль /дм³.

Визначаємо титр розчину сульфатної кислоти:

Т_(H2SO4) = С(1/2 H₂SO₄) · М(1/2 H₂SO₄) / 1000 = 0,005106 г/см³.

Приклад 2. Обчислити молярну концентрацію еквівалента розчину натрій гідроксиду, якщо на титрування ним наважки 0,1590г (х.ч.) щавлевої кислоти Н₂С₂О₄^.2Н₂О (розчиненої в певній кількості води) пішло 24,60 см³ розчину натрій гідроксиду.

Розв’язання. Запишемо рівняння реакції:

Н₂С₂О₄+ 2NаОН = Nа₂С₂О₄ + 2Н₂О

М(1/2Н₂С₂О₄^.2Н₂О)=126,06/2=63,03 г/моль

За законом еквівалентів кількість еквівалентів натрій гідроксиду дорівнює кількості еквівалентів щавлевої кислоти, або

Звідси

Контрольні завдання

136. Скільки грамів Na₂CO₃ знаходилося у 200 см³ розчину, якщо на титрування 20,00 см³ цього розчину необхідно 20,00 см³ 0,112 н розчину хлоридної кислоти?

137. Скільки грамів хімічно чистої щавлевої кислоти Н₂С₂О₄^.2Н₂О необхідно для приготування 2000 см³ 0,1н розчину?

138. Скільки см³ розчину сульфатної кислоти (w=50%, r=1,4 г/см³) необхідно додати до води, щоб отримати 2 дм³ 0,25 н розчину кислоти?

139. Скільки см³ розчину калій гідроксиду з масовою часткою 40% та густиною 1,41 г/см³ необхідно для приготування 2 дм³ 0,1 н розчину?

140. До якого об’єму необхідно розвести 50 см³ розчину сульфатної кислоти з масовою часткою 38% та густиною 1,29 г/см³, щоб отримати 0,5 н розчин по відношенню до реакції повної нейтралізації?

141. Скілько літрів 5 н розчину натрій гідроксиду можна приготувати з 4 літрів 50%-ного розчину густиною 1,52 г/см³?

142. Як приготувати 500 см³ 0,1 н розчину хлоридної кислоти з 30%-ного розчину густиною 1,15 г/см³?

143. Скільки мілілітрів розчину фосфатної кислоти з масовою часткою 40% та густиною 1,25 г/см³ тнеобхідно для приготування 2,5 дм³ 0,5 н розчину по відношенню до реакції повної нейтралізації?

144. В мірній колбі на 200 см³ приготовлений розчин з 1,4200 г кристалічного амоній оксалату . Обчисліть молярну концентрацію еквівалента розчину та його титр.

145. На титрування 0,3451г H₂C₂O₄ витрачається 20,00 см³ розчину NaOH. Обчисліть молярну концентрацію еквівалента розчину та титр.

146. В лабораторії є 0,1046н розчин НCl. Визначить молярну концентрацію НCl, Т_H_Cl , Т_HCl_/_Ca₍_OH₎₂.

147. На титрування розчину, що отриманий розчиненням 3,1580 г технічного КОН, витрачається 27,45 см³ НСl (Т_НС_l_/_NaOH = 0,07862 г/см³). Визначте масову частку калій гідроксиду в зразку технічного продукту.

148. На титрування наважки 0,1907 г натрій тетраборату витрачається 10 см³ розчину HCl. Обчисліть титр та молярну концентрацію еквівалента розчину.

149. На титрування наважки 0,2584 г зневодненої Na₂CO₃ витрачено 27,30 см³розчину сульфатної кислоти. Визначити титр і молярну концентрацію розчину сульфатної кислоти.

150. Скільки літрів 5 н розчину натрій гідроксиду можна приготувати з 4 літрів 50%-ного розчину густиною 1,52 г/см³?

Тема 11. Методи окисно-відновного титрування

11.1. Метод перманганатометрії

В перманганатометрії використовується окиснювальна здатність KMnO₄в кислому середовищі. Робочим розчином в даному методі є розчин калій перманганату. Даним методом при безпосередньому титруванні робочим титрованим розчином KMnO₄можна визначати кількість відновників.

Перманганатометрія - безіндикаторний метод, тому що точку еквівалентності можна зафіксувати на основі перетворення іонів MnO₄^- рожевого кольору в безкольорові іони Mn²⁺.

Метод перманганатометрії застосовують для кількісного визначення феруму (ІІ), пероксиду водню, нітратів, хрому, кальцію, марганцю.

В кондитерських виробах методом перманганатометрії можна визначити кількість цукру, азотистих речовин тощо.

Встановити титр калій перманганату за точною його наважкою неможливо, тому що він легко змінюється під впливом відновників, наприклад, аміаку, органічних речовин, що попадають в воду з пилом, тощо. Внаслідок цього концентрація розчину KMnO₄ в перший час після приготування декілька зменшується. Титр його встановлюють через 7-10 днів після приготування розчину. За цей час окиснення присутніх в розчині домішок відновників встигає закінчитися і концентрація KMnO₄ перестає змінюватися.

Звідси виходить, що брати точну наважку KMnO₄ не має сенсу, а титр його слід встановлювати за якимось первинним стандартом, що має відновні властивості. Титр і концентрацію розчину калій перманганату встановлюють за безводним оксалатом натрію Na₂C₂O₄ або дигідратом щавлевої кислоти Н₂С₂О₄^.2Н₂О. В основі процесу стандартизації розчину KМnO₄за щавлевою кислотою лежить реакція окиснення іону С₂О₄^2- іонами MnO₄^- в сильно кислому середовищі (до розчину, що титрують додають сульфатну кислоту). Реакція каталізується іонами Mn²⁺.

5H₂C₂O₄+ 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄+ 10CO₂+ K₂SO₄+ 8H₂O

MnO₄^- + 8H⁺+ 5e^-= Mn²⁺+ 4H₂O 2

C₂O₄^2-- 2e^-= 2CO₂ 5

За даною реакцією молярна маса еквівалента калій перманганату дорівнює 1/5 М(KMnO₄):

Фактор еквівалентності щавлевої кислоти дорівнює – ½, тому молярна маса еквіваленту дигідрату щавлевої кислоти дорівнює:

126,06

М(1/2 H₂C₂O₄ ^. 2H₂O) = ^__________ = 63,03 г/моль

Всі продукти безкольорові, тому точку еквівалентності можно зафіксувати за появою рожевого кольору від надлишку, що дає крапля KMnO_4. .

Взаємодія іонів MnO₄^- з іонами C₂O₄^2- протікає дуже повільно, тому пропонують титрувати гарячий розчин щавлевої кислоти.

Метод йодометрії

Йодометрія є одним з титриметричних методів окиснення-відновлення.

В основі цього методу лежать наступні окисно-відновні реакції :

I₂ + 2ē = 2 I¯ (1)

2I¯ – 2ē = I₂ (2)

Реакція (1) протікає в присутності таких відновників, які можуть бути окиснені вільним йодом, тобто мають окисно-відновний потенціал менший, ніж у системи I₂/ 2I¯ (+ 0,54 В), наприклад, Na₂S₂O₃´ 5H₂0 (натрій тіосульфат), H₂SO₃, H₂S тощо.

Реакція (2) протікає в присутності окисників, що віднімають електрони від іонів йоду, тобто ті, у яких окисно-відновний потенціал більше +0,54 В, наприклад: KMnО₄, K₂Cr₂O₇, Cl_2,Br₂ та ін. Отже, методом йодометрії можуть бути визначені як окисники, так і відновники.

Як робочі титровані розчини у цьому методі застосовуються такі: титрований розчин йоду (окисник) і титрований розчин натрій тіосульфату Na₂S₂O₃´ 5H₂0 (відновник).

Визначення відновників здійснюють або безпосереднім титруванням розчином йоду, або способом зворотнього титрування. Для цієї мети до визначеного об’єму відновника додають у надлишку визначений об’єм титрованого розчину йоду, а потім надлишок відтитровують другим робочим розчином — натрій тіосульфатом.

Визначення окисників не проводять безпосереднім титруванням робочим розчином натрій тіосульфату, тому що реакція між окисником і натрій тіосульфатом проходить складно і важко визначити точку еквівалентності. Визначення окисників здійснюють методом заміщення. Для цього до розчину окисника додають надлишок KJ і H₂SO₄. При цьому окисник виділяє еквівалентну кількість йоду з калій йодиду, який потім відтитровують робочим розчином натрій тіосульфату, наприклад:

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

Cr₂0₇ ^2-+ 6ē + 14Н⁺ = 2Cr³⁺ + 7 Н₂О 1

2J^-1 - 2ē = J₂3

Cr₂0₇ ^2-+ 6J^-1 + 14Н⁺= 2Cr³⁺+ 3 J₂+ 7 Н₂О

б) 2Na₂S₂O₃+J₂=2NaJ+Na₂S₄O₆

натрій тетратіонат

2S₂O₃^2- - 2ē = S₄O₆^2-

J₂ + 2ē = 2J^-1

2 S₂O₃^2- + J₂= S₄O₆^2-+ 2J^-1

Знаючи об’єм титрованого розчину натрій тіосульфату, що витрачений на титрування йоду, який виділений в еквівалентній кількості визначеним об’ємом окисника, обчислюють молярну концентрацію еквівалента розчину окисника.

Еквівалентна точка в йодометрії визначається за допомогою індикатора — розчину крохмалю.

Кристали натрій тіосульфату або гіпосульфіту Na₂S₂O₃ ´ 5H₂O, що містять 5 молекул кристалізаційної води, на повітрі легко вивітрюються, тобто втрачають частину води, тому їхній склад не завжди відповідає формулі Na₂S₂O₃ ´ 5H₂O. Тому готують розчин натрій тіосульфату лише приблизної концентрації, при цьому наважку натрій тіосульфату беруть на технічних терезах, а потім визначають титр шляхом титрування за вихідною речовиною, наприклад, калій дихромату K₂Cr₂O₇.

В основі процесу стандартизації розчину Na₂S₂O₃ ´ 5H₂O за калій дихроматом лежать реакції:

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

Cr₂0₇ ^2-+ 6ē + 14Н⁺ = 2Cr³⁺ + 7 Н₂О 1

2J^-1 - 2ē = J₂3

Cr₂0₇ ^2-+ 6J^-1 + 14Н⁺= 2Cr³⁺+ 3 J₂+ 7 Н₂О

M(1/6 K₂Cr₂O₇) = 294,22 : 6 г/моль = 49,03г/моль

2Na₂S₂O₃ + J₂ = 2NaJ + Na₂S₄O₆

2S₂O₃^2- - 2ē ® S₄O₆^2-

J₂ + 2ē ® 2J^-

2S₂O₃^2- + J₂= S₄O₆^2-+ 2J^-1

М(1/2 J₂) = М(J₂)/2 = 126,92г/моль

При встановленні титру натрій тіосульфату за калій дихроматом застосовують метод заміщення. Для цього використовують допоміжний розчин калій йодиду. Калій дихромат як окисник виділяє з калій йодиду вільний йод у кількості, еквівалентній взятій наважці калій дихромату. Йод, що виділився, титрують натрій тіосульфатом. Індикатор — розчин крохмалю.

Дата добавления: 2018-09-20; просмотров: 342; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 10 11 12 13 14 151617 18 19 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!