2. Определение соляной и уксусной кислот при их совместном присутствии в растворе

Предлагаемый для анализа раствор является моделью желудочного сока. Желудочный сок также является смесью сильной соляной и слабых органических кислот. Соляная и уксусная кислоты могут быть определены раздельно в одном растворе титрованием его щелочью.

При титровании будут протекать следующие реакции:

HCl + NaOH = NaCl + Н₂O

СН₃СООН + NaOH = СН3СООNа + H₂O

Пока в растворе будет присутствовать соляная кислота, рН раствора будет намного меньше 7 (до 3). Точке эквивалентности первой реакции будет соответствовать значение рН около 3. После нейтрализации соляной кислоты произойдет некоторое скачкообразное увеличение рН, а при дальнейшей нейтрализации щелочью будет наблюдаться второй скачок титрования, отвечающий нейтрализации уксусной кислоты. Точке эквивалентности второй реакции будет соответствовать значение рН около 9. Для определения первой и второй точки эквивалентности можно использовать два индикатора, один из которых должен изменять окраску в сильнокислой среде (тимоловый синий, метиловый желтый), а второй- в щелочной (фенолфталеин). Очень удобен в этом случае для использования в качестве индикатора тимоловый синий, имеющий две области перехода. В сильнокислой среде (рН 1,2) окраска его красная; при повышении рН до 2,8 она переходит в желтую и остается желтой до рН 8. При дальнейшем увеличении рН окра-

ска раствора переходит в голубую.

Выполнение работы

• Получите у лаборанта исследуемый раствор в мерной колбе на 50мл и доведите объем раствора до метки дистиллированной водой.

• При помощи аналитической пипетки отберите в каждую колбу для титрования по 10 мл исследуемого раствора и добавьте по 2-3 капли тимолового синего.

• В качестве титранта используйте рабочий раствор натрия гидроксида.

• Титруйте исследуемый раствор до того момента, когда от одной капли титранта произойдет изменение окраски индикатора из красной в желтую.

• Обозначьте этот объем V₁ (NaOH) и запишите его значение в таблицу.

• После этого продолжайте титровать раствор до перехода окраски индикатора из желтой в голубую.

• Запишите показания бюретки, обозначив объем щелочи, пошедший на титрование смеси соляной и уксусной кислот V₂(NaOH). Таким образом выполняются три параллельных титрования.

Расчеты проводят с использованием формул:

• Сн(HCl) = Сн(NaOH) · V₁(NaOH) /10,0

• T(HCl) = Сн(HCl) · m_э(HCl) / 1000

• m(HCl) = T(HCl) · 50,0

• Сн(CH₃COOH) = Сн(NaOH) · (V₂(NaOH) -V₁(NaOH)) /10,0

• T(CH₃COOH) = Сн(CH₃COOH) · m_э(CH₃COOH) / 1000

• m(CH₃COOH) = T(CH₃COOH) · 50,0

Перманганатометрическое титрование лабораторная работа № 3 определение железа (II) в растворе соли мора

Определение содержания Fe²⁺ в растворах считают одним из 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	= CrO42- +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 (I I) 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 Nа ₂C₂O₄ и (NH₄)₂C₂O₄*H₂O.

Стандартизация раствора перманганата калия по щавелевой кислоте

• Хорошо вымытую бюретку с краном промойте раствором перманганата калия и подготовьте к титрованию.

• Ополосните пипетку раствором щавелевой кислоты и перенесите 10,00 мл его в коническую колбу.

• Прибавьте 8 – 10 мл 2 н. серной кислоты, нагрейте до 70 – 80°С (не допуская кипения, при котором щавелевая кислота разлагается) и горячий раствор титруйте перманганатом калия.

• В процессе титрования раствор перманганата калия приливайте медленно, по каплям, при непрерывном взбалтывании жидкости. Каждую следующую каплю добавляйте лишь после того, как обесцветилась предыдущая. Первоначально обесцвечивание перманганата будет происходить медленно, но затем по мере образования сульфата марганца, играющего роль катализатора, оно ускорится. Титрование прекратите, когда избыточная капля перманганата сообщит раствору бледную розовую окраску, не исчезающую в течение 1 – 2 мин. Объемы раствора перманганата калия отсчитывайте по верхнему краю мениска, так как нижний плохо виден. Повторите титрование до 3^х сходящихся результатов, из сходящихся отсчетов возьмите среднее значение (данные занесите в таблицу 1.

Таблица 1

№ отсчета	1	2	3	Среднее
Значение

• Вычислите нормальную концентрацию раствора перманганата калия по формуле:

где: N(щ.к.) – нормальность щавелевой кислоты; V(щ.к.) – объем щавелевой кислоты, взятый на титрование; V(KMnO₄) – объем перманганата калия, пошедший на титрование.

Ход определения содержания железа (II) в соли Мора

• В мерную колбу вместимостью 100 мл возьмите для анализа указанное преподавателем количество раствора соли Мора;

• доведите объем его водой до метки и перемешайте;

• ополосните полученным раствором пипетку;

• перенесите 10,00 мл его в коническую колбу;

• подкислите 8 –10 мл 2 н. H₂SO₄ на холоде (при нагревании Fe²⁺ окисляется кислородом воздуха до Fe³⁺);

• титруйте раствором перманганата калия до появления бледно-розовой окраски, не исчезающей при встряхивании в течение 1 – 2 мин. Повторите титрование несколько раз до 3^х сходящихся результатов, из сходящихся отсчетов возьмите среднее значение (данные занесите в таблицу 2).

Таблица 2

№ отсчета	1	2	3	Среднее
Значение

• Рассчитайте нормальную концентрацию соли Мора по формуле:

где: V(с.м.) – объем соли Мора, взятый на титрование; N(KMnO₄) – нормальность раствора перманганата калия; V(KMnO₄) – объем перманганата калия, пошедший на титрование.

• Рассчитаем содержание железа (II) в соли Мора:

m = N(с.м.)* Э(железа)*V(р-ра)

где: N(с.м.) – нормальная концентрация соли Мора; Э(железа) – эквивалентная масса железа (Э(железа)=55,85 г/моль); V(р-ра) – объем раствора (мерной колбы), полученного от преподавателя (в литрах).