Приготовить титрованный раствор перманганата калия по точной навеске нельзя, т.к. при растворении KMnO4 в дистиллированной воде происходит частичное восстановление его в MnO2. Поэтому концентрация раствора KMnO4 в первые дни после его приготовления изменяется. Поэтому титр раствора устанавливают через 7-10 дней после его приготовления по исходному веществу-щавелевой кислоте: Н2С2О4 •2Н2О. Для приготовления 1л 0,05н раствора KMnO4 берут навеску:
г.
Взятую навеску переносят в мерную колбу на 1 л, растворяют в дистиллированной воде и оставляют стоять 7-10 дней, а затем фильтруют через стеклянный фильтр в другую склянку из темного стекла.
Приготовление рабочего раствора щавелевой кислоты.
Щавелевая кислота реагирует с перманганатом калия в кислой среде по уравнению:
2 KMnO4 +5 Н2С2О4 +3Н2SO4→2MnSO4+10CO2+K2SO4+8H2O
5 С2О42--2ẽ→2CO2
2 MnO4-+8Н++5ẽ→Mn2++4H2O
Молярная масса эквивалента щавелевой кислоты равна:
М(э) Н2С2О4 •2Н2О= 
г.
1. для приготовления 100 мл 0,05 н раствора щавелевой кислоты берут навеску:
г.
2. взятие навески: масса бюкса с веществом ----------------г
масса пустого бюкса ----------------г
навеска Н2С2О4 •2Н2О -----------------г
3. навеску щавелевой кислоты переносят в мерную колбу на 100 мл, растворяют в дистиллированной воде, доводят объем водой до метки.
4. нормальную концентрацию щавелевой кислоты вычисляют по формуле:
,
где m – навеска H2C2O4•2H2O
Установка молярной концентрации эквивалента, нормальной концентрации (титра) раствора перманганата калия.
моль/л
1.Бюретку, предварительно ополоснув приготовленным раствором KMnO4, заполняют этим раствором.
2.Отбирают аликвотную часть (пипеткой 10 мл) раствора щавелевой кислоты и переносят в коническую колбу для титрования, добавляют 10 мл 2н раствора H2SO4 и нагревают до 60-70оС. Нагревание необходимо для ускорения взаимодействия MnO4- c С2О42-. Горячий раствор медленно титруют из бюретки по каплям раствором KMnO4 до появления неисчезающей бледно-розовой окраски. Объемы раствора KMnO4 отсчитывают по верхнему краю мениска.
|
|
Результаты трех титрований заносят в тетрадь.
V Н2С2О4 •2Н2О, мл V KMnO4, мл
10,0 ----
10,0 ----
10,0 ----
-------------------
V среднее, мл
Нормальную концентрацию раствора KMnO4 вычисляют по формуле:
.
.
КОНТРОЛЬНАЯ ЗАДАЧА
Определение содержания железа (II) в соли Мора.
Определение эквивалентного железа основано на окислении его перманганатом калия в кислой среде по реакции:
2 KMnO4 +10FeSO4+8 H2SO4→5Fe2(SO4)3+2 MnSO4 +K2SO4+8H2O
10 5 Fe2+-ẽ→Fe3+
2 1 MnO4-+8H++5 ẽ→Mn2++4H2O
Отсюда М(э) Fe=M.
Определение железа проводят в растворе двойной соли сульфата железа-аммония (соли Мора) (NH4)2•Fe(SO4)2•6H2O являющейся более устойчивой к действию кислорода воздуха, чем FeSO4•7H2O.
1. полученный в мерной колбе раствор соли Мора доводят водой до метки.
2. отбирают аликвотную часть (10,0 мл) пипеткой, переносят в коническую колбу для титрования, добавляют мерным цилиндром 10 мл 2 н раствора. Заполняют бюретку стандартизированным раствором KMnO4.
3. исследуемый раствор титруют на холоде (18-25оС), т.к. при повышении температуры скорость окисления Fe2+ кислородом воздуха сильно возрастает. Хлориды мешают перманганатометрическому определению, вследствие возникновения сопряженной реакции окисления ионов С1- перманганатом,это вызывает дополнительный расход KMnO4, и результаты титрования получаются неточными. Титрование проводят до появления бледно-розовой окраски, не исчезающей в течении 1-2 мин. Результаты трех титрований заносят в тетрадь:
|
|
V Fe2+, мл V KMnO4,мл
10,0 ----------
10,0 ----------
10,0 ----------
--------------------------
Vсреднее, мл
Вычисление граммового содержания железа в 100 мл раствора соли Мора.
1 способ: 1) вычисление нормальной концентрации раствора соли Мора:
моль/л.
2) вычисление граммового содержания:
г.
2 способ: 1) вычисление титра раствора KMnO4:
г.
2) вычисление граммового содержания железа в 100 мл раствора соли Мора:
1.4.2 Лабораторная работа № 4.
ИОДОМЕТРИЧЕСКОЕ ТИТРОВАНИЕ (ИОДОМЕТРИЯ)
Иодометрия представляет собой метод титриметрического анализа, основанного на использовании обратимого окислительно-восстановительного процесса, протекающего по схеме:
I2+2ẽ↔2I-
Нормальный окислительно-восстановительный потенциал равен +0,54 в. Поэтому более сильные окислители окисляют ион I- до свободного иода I2, а окислительно-восстановительные пары с меньшими окислительными потенциалами способны восстанавливать свободный иод до ионов иодида. Следовательно, иодометрия может применяться для определения восстановителей:Na2S2O3, H2SO3, H2S и для определения окислителей: KMnO4, K2Cr2O7, Cl2, Br2.
Определение восстановителей.
Рабочим раствором является раствор свободного иода, окисляющего восстановителя по схеме:
2Na2S2O3+ I2→2NaI+Na2S4O6
1│2 S2O32-—2ẽ→ S4O62-
1│I2+2ẽ→2I-
1| 2 S2O32- + I2→2I-+ S4O62-
Определение восстановителей производят или непосредственным титрованием рабочим раствором иода, или способом обратного титрования. Для этого к определенному объему восстановителя добавляют в избытке определенный объем титрованного раствора иода, а затем избыток иода оттитровывают вторым рабочим раствором-тиосульфатом натрия.
|
|
Титрование растворами свободного иода проводят в кислой или нейтральной среде, т.к. при рН=8 протекает побочная реакция.
Определение окислителей
Определять окислителей прямым титрованием раствором иодида калия нельзя, т.к. в точке эквивалентности прекращается выделение свободного иода, но этот момент зафиксировать визуально невозможно.
Иодометрические определения окислителей производят не прямым, а косвенным методом (метод замещения).
К раствору, содержащему сильную кислоту (H2SO4, HCl), приливают избыток КI и точный отмеренный объем раствора определяемого окислителя. При этом выделяется эквивалентное окислительное количество иода:
1.K2Cr2O7+6KI+7H2SO4→Cr2(SO4)3+3I2+4K2SO4+7H2O
2.KMnO4+10KI+8H2SO4→2MnSO4+5I2+6K2SO4+8H2O
Выделившейся иод титруют раствором восстановителя-тиосульфатом натрия, который является вторым раствором в иодометрии.
I2+2Na2S2O3→2NaI+Na2S4O6
Определяемый окислитель замещается эквивалентным количеством другого окислителя-иода, который и титруется раствором восстановителя-тиосульфата. Этот прием «косвенного» определения называется методом замещения, что значительно расширяет область применения объемного анализа.
Титрование проводится на холоде, т.к иод –вещество летучее. При титровании окислителей необходимо добавлять большой избыток, что ускорит реакцию, кроме того, избыток KI необходим для растворения выделившегося иода KI+I2→K[I3], т.к.в воде иод плохо растворяется. Комплексная соль разлагается при титровании иода тиосульфатом натрия. Реакция между иодидом калия и окислителем протекает во времени. Титрование выделившегося иода следует начинать через 5 мин после прибавления окислителя. Эквивалентная точка в иодометрии определяется с помощью индикатора –раствора крахмала. Чувствительность крахмала к водному раствору иода очень большая(одна капля 0, 0001н раствора I2 вызывает появление синего окрашивания в 50 мл раствора, содержащего крахмал) и еще более увеличивается в присутствии KI. Крахмал образует адсорбционное соединение синего цвета в присутствии полииодидиона [I3-]. Крахмал добавляют к раствору в конце титрования, когда почти весь иод оттитрован. При титровании восстановителей раствором иода крахмал приливают с самого начала.