Титрование с метиловым оранжевым. 7 страница

⇐ ПредыдущаяСтр 7 из 12Следующая ⇒

Жесткость воды обусловлена присутствием в ней растворимых солей кальция и магния (в некоторых случаях солей железа). Жесткость выражают числом миллиэквивалентов растворимых солей кальция и магния в 1 л воды (мэкв/л).

Карбонатная жесткость определяется присутствием в воде гидрокарбонатов кальция и магния, Ca(HCO₃)₂ и Mg(HCO₃)₂. Если воду прокипятить, то содержащиеся в ней гидрокарбонаты разлагаются с образованием осадка средних солей и жесткость устраняется:

Для магния реакция аналогичная. Вследствие этого гидрокарбонатную жесткость называют устранимой или временной.

Цель работы. Определить карбонатную жесткость в питьевой или природной воде.

При титровании воды соляной кислотой происходит реакция:

В точке эквивалентности рН раствора определяется присутствием слабой кислоты (H₂CO₃) с pК^/ = 6,35.

Если принять C_M (H₂CO₃) равной 0,1 моль/л, то

Следовательно, для фиксирования точки эквивалентности в данном титровании можно использовать метиловый оранжевый (рТ = 4).

Выполнение работы. В коническую колбу для титрования вносят пипеткой 100,0 мл исследуемой воды, прибавляют к ней 2-3 капли метилового оранжевого и титруют рабочим раствором HCl до появления розового окрашивания от одной лишней капли соляной кислоты. Титрование повторяют до 3-х воспроизводимых результатов.

Исходные данные	Расчеты
	(мл) (мэкв/л)

Работа №9. Определение уксусной кислоты

Цель работы. Определить точную концентрацию пищевой уксусной кислоты.

В основе определения концентрации уксусной кислоты лежит реакция:

рН раствора в точке эквивалентности определяется присутствием соли CH₃COOK, гидролизующейся по аниону, и рассчитывается по формуле:

, 0,1 моль/л

(без учета разбавления).

Следовательно, при титровании раствора СH₃COOH щелочью следует применять фенолфталеин (рТ = 9).

Выполнение работы. Прежде чем приступить к титрованию, анализируемый раствор пищевой уксусной кислоты, содержащий 70% СH₃COOH, необходимо разбавить до концентрации, приблизительно равной концентрации рабочего раствора KOH.

Для этого в таблице плотностей и концентраций кислот находят, какой приблизительной молярной концентрации соответствует 70%-ный раствор СH₃COOH. Затем рассчитывают объем концентрированной СH₃COOH, необходимый для приготовления определенного объема раствора концентрацией ~ 0,1 М (см. лаб. раб. №1). Рассчитанный объем концентрированной СH₃COOH измеряют пипеткой и смешивают с дистиллированной водой в мерной колбе соответствующей емкости, приливая кислоту к воде. Раствор тщательно перемешивают и доводят объем раствора в колбе до метки дистиллированной водой.

Для титрования в коническую колбу отбирают пипеткой 10,0 мл разбавленного раствора СH₃COOH, добавляют 1-2 капли фенолфталеина, и раствор титруют стандартным раствором щелочи до появления устойчивой в течение 30 с бледно-розовой окраски.

Титрование повторяют до 3-х воспроизводимых результатов.

Исходные данные	Расчеты
w(СH₃COOH) = 70% С_М(конц. СH₃COOH) = V_К. = 100,0 мл V_a(разб. СH₃COOH) = = 10,0 мл V₁(КОН) = V₂(КОН) = V₃(КОН) = С_Н(КОН) =

Работа №10. Определение аммиака в солях аммония

Цель работы. Определить массовую долю NH₃ в навеске соли аммония методом косвенного титрования.

С помощью кислотно-основного титрования можно определять содержание аммиака в солях аммония. Поскольку непосредственно титровать соль аммония щелочью нельзя из-за отсутствия скачка рН на кривой титрования, приходится применять метод обратного титрования или метод замещения. Более простым и достаточно точным является метод заместительного титрования. Он заключается в том, что к раствору соли аммония прибавляют раствор формальдегида CH₂O (формалин), реагирующий с солью аммония, например с NH₄Cl:

4NH₄Cl + 6CH₂O = (CH₂)₆N₄ + 4HCl + 6H₂O

Так как количество образующейся в реакции HCl эквивалентно взятому количеству NH₄Cl, то оттитровав HCl раствором NaOH, можно рассчитать исходное количество (г) NH₄Cl, а следовательно, и NH₃ в навеске и вычислить массовую долю (%) NH₃ в соли аммония.

Выполнение работы. Рассчитывают навеску соли (NH₄Cl, NH₄NO₃ или (NH₄)₂SO₄), необходимую для приготовления 100,0 мл 0,1 н раствора, например:

Взяв точную навеску NH₄Cl в пределах 0,53 г на аналитических весах, переносят ее через сухую воронку в чистую мерную колбу емкостью 100,0 мл. Содержимое колбы растворяют в дистиллированной воде и доводят объем раствора в колбе водой до метки. Тщательно перемешивают. Затем отбирают аликвотную часть 10,0 мл, переносят в коническую колбу, добавляют к раствору мерным цилиндром 5 мл 40% раствора формальдегида (который должен быть предварительно нейтрализован едким натром) и 1-2 капли фенолфталеина. Смесь оставляют на несколько минут, после чего титруют ее рабочим раствором KOH до появления бледно-розовой окраски, не исчезающей в течение 30 сек. Титрование повторяют до получения 3-х воспроизводимых результатов.

Исходные данные	Расчеты
С_Н(NH₄Cl) = 0,1 моль экв/л М_Э(NH₄Cl) = 53,5 г/моль экв V_a(NH₄Cl) = 10,0 мл m (совка) = m (совка с NH₄Cl) = m (совка после ссыпания NH₄Cl) = m (NH₄Cl) = V₁(NaOH) = V₂(NaOH) = V₃(NaOH) = М_Э(NH₃) = 17 г/моль экв

Глава 4. Методы окислительно-восстановительного титрования

4.1. Характеристика методов окислительно-восстановительного титрования

Окислительно-восстановительное титрование (редоксиметрия или оксидиметрия) основано на использовании реакций окисления-восстановления. Окислители титруют восстановителями, а восстановители – окислителями.

При применении окислительно-восстановительных реакций в титриметрическом анализе следует помнить об особенностях их протекания, осложняющих проведение окислительно-восстановительного титрования.

Одной из таких особенностей является обратимость окислительно-восстановительных реакций. Поэтому в некоторых случаях необходимо создавать условия, при которых обратимость реакции будет минимальной. Это удается регулированием рН раствора, как, например, в случае определения мышьяка (III) иодометрическим методом:

Данная реакция обратима. Чтобы сдвинуть равновесие реакции вправо, титрование арсенитов проводят при рН 8 в присутствии .

В редоксиметрии следует учитывать скорость протекания окислительно-восстановительных реакций. Как известно, медленно протекающие реакции непригодны для титрования, т. к. оно в этом случае затянулось бы и не могло бы быть выполнено достаточно точно.

Скорость реакций окисления-восстановления часто невелика. Поэтому для окислительно-восстановительных процессов важное значение имеет ускорение реакций. Оно может быть достигнуто повышением температуры, изменением концентрации реагирующих веществ, применением катализаторов.

Например, реакция окисления сурьмы (III) броматом калия в кислой среде при комнатной температуре протекает очень медленно:

Поэтому броматометрическое титрование сурьмы (III) проводят при 70-80 оС. В этих условиях скорость реакции значительно увеличивается.

В методе йодометрического титрования медленно протекающая реакция

может быть ускорена повышением концентраций H+ и I- - ионов в растворе.

Скорость окислительно-восстановительной реакции может значительно увеличиваться в присутствии катализаторов. Например, для реакции

катализатором служат Ag+-ионы.

Особый вид каталитических явлений состоит в образовании катализатора во время самой реакции окисления-восстановления. Такие процессы называются автокаталитическими.

Так, например, реакция окисления щавелевой кислоты перманганатом протекает очень медленно. При приливании стандартного раствора перманганата титруемый раствор щавелевой кислоты в сернокислой среде долгое время не обесцвечивается, несмотря на большую разность потенциалов:

Однако по мере накопления Mn2+ -ионов окраска раствора, вызываемая -ионами, быстро исчезает вследствие их восстановления оксалат-ионами. Таким образом, -ионы играют роль автокатализатора в данной реакции.

Окислительно-восстановительные процессы могут осложняться протеканием индуцированных (сопряженных) реакций, т. е. таких реакций, которые в измеримой степени протекают в системе под действием другого взаимодействия.

Например, в перманганатометрическом определении железа (II) в среде соляной кислоты основная реакция

индуцирует (вызывает) не протекающую в разбавленных растворах побочную реакцию

К индуцированным реакциям можно отнести окисление сульфитов кислородом воздуха в присутствии йода; окисление в кислой среде арсенитов перманганатом в присутствии Mn²⁺; окисление йодидов нитратами в кислой среде в присутствии цинка; окисление арсенитов броматом калия в присутствии сернистой кислоты и т. д.

Индуцированные реакции могут привести к получению неверных результатов анализа. Поэтому такие реакции стараются подавить или создать условия, препятствующие их протеканию. Так, при определении железа (II) методом перманганатометрии реакцию титрования проводят в сернокислой среде или добавляют защитную смесь (например, смесь Циммермана-Рейнгардта, состоящую из MnSO4, H2SO4 и H3PO4).

Протекание индуцированных реакций обусловлено тем, что основные реакции обладают сложным механизмом, связанным с образованием промежуточных продуктов, некоторые из которых могут участвовать в побочных реакциях с другими присутствующими веществами.

Во многих случаях механизм индуцированных реакций окончательно не установлен.

В настоящее время разработано свыше 50 методов окислительно-восстановительного титрования. Их называют по типу применяемого титранта. Наиболее широкое распространение получили следующие виды редоксиметрии: перманганатометрия, титрант – раствор KMnO₄; дихроматометрия, титрант – раствор K2Cr2O7; йодометрия, титранты – растворы I2и Na2S2O3; броматометрия, титрант – раствор KBrO3; цериметрия, титрант – Ce(SO4)2; титанометрия, титрант –TiCl3 и др.

4.2. Индикаторы окислительно-восстановительного титрования

В ряде случаев окислительно-восстановительного титрования фиксирование точки эквивалентности проводится по изменению окраски титруемого раствора, вызываемой избытком окрашенного титранта. Подобное безындикаторное титрование возможно, например, при окислении различных восстановителей перманганатом калия в кислой среде. Малиново-фиолетовая окраска исчезает в результате восстановления этого иона до бесцветного . Когда же весь восстановитель оттитрован, одна лишняя капля перманганата окрашивает раствор в розовый цвет.

Кроме безындикаторного способа, в редоксиметрическом титровании применяют индикаторы, которые по их действию подразделяют на две группы: специфические и редокс-индикаторы.

Специфические индикаторы вступают в специфическую реакцию с окислителем или восстановителем. Например, в методах, основанных на титровании стандартным раствором йода (йодометрия), точку эквивалентности устанавливают при помощи индикатора – крахмала, образующего с йодом адсорбционные комплексные соединения интенсивно синего цвета.

В некоторых случаях конец титрования определяют по обесцвечиванию кроваво-красной окраски роданида железа в присутствии избытка восстановителя.

Редокс-индикаторы изменяют свою окраску в связи с достижением титруемым раствором определенного значения окислительно-восстановительного потенциала.

Окислительно-восстановительные индикаторы (редокс-индикато-ры) представляют собой органические соединения, окисленная и восстановленная формы которых имеют различную окраску. Эти индикаторы имеют определенную окраску в пределах определенных значений окислительно-восстановительного потенциала. Интервал перехода редокс-индикаторов (pT) описывается уравнением

В случае индикатора дифениламина, для которого , а z=2, интервал перехода лежит в пределах от до

Чтобы окраска редокс-индикатора изменялась при титровании резко и индикаторная ошибка титрования была незначительной, интервал перехода индикатора должен находиться в пределах скачка потенциалов на кривой титрования.

В качестве окислительно-восстановительных индикаторов применяются дифениламин, N-фенилантраниловая кислота, ферроин, метиловый синий и др. Все эти индикаторы являются обратимыми, т. е. при избытке окислителя окрашиваются, а при избытке восстановителя обесцвечиваются и наоборот. При окислении или восстановлении молекула индикатора не разрушается, а лишь меняет строение.

4.3. Характеристика метода перманганатометрии

Метод перманганатометрии основан на реакциях окисления восстановителей ионом перманганата. Окисление может проводиться как в кислой, так и в щелочной или нейтральной средах.

При окислении в кислой среде восстановление до Mn2+ протекает следующим образом:

При окислении в слабощелочной или нейтральной среде восстанавливается до MnO2, выпадающего в осадок бурого цвета:

Стандартный окислительно-восстановительный потенциал пары (+1,51 В) гораздо выше, чем Е° пары (+0,59 В). Следовательно, окислительная способность перманганата в кислой среде выше, чем в слабощелочной (нейтральной).

В то время как при титровании в кислой среде образуются бесцветные ионы Mn2+, в слабощелочной или нейтральной среде выпадает темно-бурый осадок, затрудняющий фиксирование точки эквивалентности по окраске небольшого избытка перманганата.

Рабочий раствор KMnO4 нельзя готовить путем взятия точной навески и растворения ее в определенном объеме воды. Обычно берут приблизительную навеску KMnO4 и приготовленный раствор стандартизируют.

Для стандартизации раствора перманганата калия применяют H2C2O4 . 2H2O, (NH4)2C2O4 . H2O, Na2C2O4, As2O3, K4[Fe(CN)6], металлическое железо и некоторые другие вещества. Наиболее удобны как установочные вещества щавелевая кислота и ее соли, т. к. они могут быть легко очищены от примесей перекристаллизацией из водных растворов.

Методом перманганатометрии можно определять:

- восстановители (методом прямого титрования): металлы (Fe); низкозарядные (Fe2+, Sn2+, Ti3+, Cr2+ и др.) ионы, способные давать соединения высших степеней окисления; отрицательно заряженные ионы неметаллов (S2-, I-, Br-); комплексные анионы-восстановители (SCN- , CN -, и др.).

- окислители (методом обратного титрования): , и др.

Дата добавления: 2022-06-11; просмотров: 61; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 2 3 4 5 678 9 10 11 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!