ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИЧЕСКОЕ ТИТРОВАНИЕ

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 3

ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЖЕЛЕЗА (II) В РАСТВОРЕ СОЛИ МОРА

Определение содержания Fe²⁺ в растворах считают однимиз важнейших применений перманганатометрии. В основе процесса определения лежит определение Fe²⁺ в растворе соли Мора, имеющей состав (NH₄)₂SO₄*FeSO₄*6H₂O или (NH₄)₂FeSO₄*6H₂O. При титровании перманганатом раствора этой соли в кислой среде происходит реакция:

2KmnO₄+10(NH₄)₂FeSO₄+8H₂SO₄=

2MnSO₄+5Fe₂(SO₄)₃+K₂SO₄+10(NH₄)₂SO₄+8H₂O

10	5	Fe²⁺ – е	= Fe³⁺
2	1	MnO₄^- + 8H⁺+5e	=Mn²⁺ +4H₂0

В данном случае молярная масса эквивалента соли Мора, равна ее молярной массе. Поэтому и молярная масса эквивалента железа равна 55,85 г/моль.

Теоретическая часть

СУЩНОСТЬ ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИЧЕСКОГО ТИТРОВАНИЯ

Перманганатометрическое титрование – метод анализа, в котором титрантом служит раствор перманганата калия. В процессе титрования анализируемого раствора малиново-фиолетовая окраска раствора перманганата обесцвечивается. Однако после достижения точки эквивалентности первая же избыточная капля раствора перманганата окрашивает титруемую жидкость в розовый цвет. Индикатором в данном случае является перманганат калия. Поэтому обычно при перманганатометрических определениях посторонние индикаторы не добавляют.

Перманганат калия проявляет окислительные свойства и в кислой, и в щелочной (или нейтральной) среде. При титровании кислых растворов Мn (VII) входящий в состав КмnO₄ восстанавливается до бесцветных катионов Mn²⁺.

В этом случае используют кривые окислительно-восстановительного титрования, в частности, перманганатометрического титрования. Но если кривые кислотно-основного титрования показывают зависимость степени оттитрованности от рН раствора, то кривые перманганатометрического титрования выражают зависимость потенциала окислительно-восстановительной системы от степени оттитрованности, т.е. вблизи точки эквивалентности происходит резкий скачок окислительно-восстановительного потенциала.

При титровании в щелочной или нейтральной среде Мn (VII) восстанавливается только до Мn (IV):

Cr₂(SO₄)+2KmnO₄+8KOH=2MnO(OH)₂+2K₂CrO₄+3K₂SO₄+2H₂O

3	1	Cr³⁺+8OH^- – 3е	= CrO₄^2- +4 H₂O
3	1	MnO₄^- + 3H₂O +3e	=MnO(OH)₂+4OH^-

Образующийся МпО(ОН)₂ представляет собой бурый осадок, присутствие которого в растворе затрудняет определение точки эквивалентности. Кроме того, окислительная активность перманганата калия в кислой среде гораздо выше, чем в щелочной. По этим соображениям титрование перманганатом калия чаще всего проводят в кислых растворах.

Перманганатометрию используют для количественного определения не только восстановителей, но и окислителей. Восстановители, за редкими исключениями, определяют прямым титрованием раствором перманганата. Определяя окислители, пользуются приемом обратного титрования, т.е. к анализируемому раствору окислителя приливают заведомый избыток вспомогательного раствора восстановителя с известной концентрацией, затем остаток восстановителя оттитровывают раствором перманганата калия и делают расчет.

Вычисление молярных масс эквивалентов окислителей и восстановителей имеет свои особенности. Если в кислотно-основной реакции эквивалентом называют количество вещества, отвечающее одному иону водорода, то в окислительно-восстановительной – одному электрону. Известно, что при окислительно-восстановительных реакциях электроны переходят от одних атомов (или ионов) к другим. Именно перераспределением электронов определяются массовые соотношения реагирующих веществ и коэффициенты в уравнениях этих реакций. Поэтому, вычисляя молярные массы эквивалентов окислителей и восстановителей, исходят из числа электронов, приобретаемых или теряемых в реакции одной молекулой вещества. При этом учитывают, что атом водорода может отдавать, а ион Н⁺ – приобретать только один электрон.

Из приведенного уравнения видно, что в кислой среде каждая молекула КмnO₄, приобретает пять электронов. Следовательно, молярная масса эквивалента КмnO₄ равна 1/5 молярной массы, т.е. 158,03/ 5 = 31,61 г/моль. Таким образом, для нахождения молярной массы эквивалента окислителя нужно молярную массу его разделить на число электронов, приобретаемых одной молекулой вещества в рассматриваемой реакции.

Подобно этому молярные массы эквивалентов восстановителей находят делением молярной массы на число электронов, теряемых одной молекулой вещества в реакции. Так, в приведенных уравнениях молярная масса эквивалента сульфата железа (II) равна молярной массе (151,92 г/моль), а сульфата хрома (III) составляет 1/6 молярной массы: 392,22/ 6 = 65,37 г/моль.

Молярные массы эквивалентов окислителя и восстановителя зависят от реакции, в которой участвует вещество. Если молярная масса эквивалента перманганата калия, взаимодействующего с восстановителем в кислой среде, равна 1/5, то при реакции в щелочной (или нейтральной) среде она составляет уже 1/3 молярной массы: 158,03:3 = 52,67 г/моль. Т.к. реагируя в щелочном растворе, каждая молекула КмnO₄ приобретает только три электрона.

Чтобы определить молярную массу эквивалента (Э) какого-нибудь вещества, необходимо его молярную массу (Мr) разделить на число электронов (n), с которым связано участие одной молекулы вещества в данной реакции Э = Мr/п.

Практическая часть

Титрованный раствор перманганата калия нельзя приготовить растворением точной навески: продаваемый перманганат калия содержит ряд примесей. Кроме того, концентрация перманганата калия, переведенного в раствор, заметно понижается, так как он расходуется на взаимодействие с аммиаком, органическими веществами и другими восстановителями, присутствующими в воде. Поэтому нормальную концентрацию раствора перманганата калия устанавливают обычно лишь через 5 – 7 дней после его приготовления. Исходными веществами для стандартизации его служат свежеперекристаллизованная щавелевая кислота H₂C₂O₄*2H₂O или ее соли Nа₂C₂O₄ и (NH₄)₂C₂O₄*H₂O.

Дата добавления: 2018-02-28; просмотров: 1679; Мы поможем в написании вашей работы!

Поделиться с друзьями:

⇐ Предыдущая 1 2 345 Следующая ⇒

Мы поможем в написании ваших работ!