
- •Гравиметрический и титриметрический методы анализа
- •Оглавление
- •1. Задача, основы и область применения методов количественного анализа
- •1.1. Классификация методов гравиметрического анализа
- •1.2. Классификация методов титриметрического анализа
- •1.2.1. Прямой метод
- •1.2.2. Обратное титрование (по остатку)
- •А. Определение выхода летучих веществ V
- •Б. Определение влаги угля w
- •В. Определение зольности а
- •Лабораторная работа № 2. Определение содержания железа (III) в растворе FeCi3 методом осаждения
- •Лабораторная работа № 3.
- •А. Созревание осадка
- •Б. Фильтрование и промывание осадка
- •В. Высушивание и прокаливание осадка. Расчеты
- •2.2. Титриметрический метод анализа
- •Градуировка стеклянной мерной посуды
- •А. Калибровка мерных колб
- •Б. Калибровка бюретки
- •В. Калибровка пипеток
- •Лабораторная работа № 5. Кислотно-основное титрование. Метод нейтрализации (насыщения)
- •Приготовление раствора установочного вещества тетрабората натрия (или карбоната натрия)
- •Приготовление рабочего раствора примерно 0,1 н соляной кислоты
- •Определение содержания Na2co3 в растворе соды
- •Определение содержания nh3 в испытуемом растворе методом обратного титрования
- •Лабораторная работа № 7.
- •Хроматометрия
- •А. Приготовление раствора дихромата
- •Б. Определение содержания железа (II) в растворе соли Мора
- •Лабораторная работа № 8.
- •Определение нитрит-ионов йодометрическим методом
- •А. Стандартизация раствора тиосульфата
- •Б. Определение нитрит-ионов
- •Т а б л и ц а 11. Опытные данные лабораторной работы «Йодометрия».
- •Комплексонометрическое титрование. Определение жесткости воды и её умягчение
- •А. Стандартизация раствора комплексона III
- •Б. Определение жесткости воды
- •В. Умягчение воды содой
- •Т а б л и ц а 12. Опытные данные лабораторной работы по комплексонометрии
- •Контрольные вопросы
- •Аргентометрия. Определение концентрации роданидов по методу Фольгарда
- •В. Расчет титра роданида аммония (роданида калия) по серебру
- •3. Требования к безопасности при проведении лабораторных работ по аналитической химии
- •3.1. Общие положения
- •3.6. Требования к безопасности в аварийных ситуациях
- •Библиографический список
Определение содержания nh3 в испытуемом растворе методом обратного титрования
П р и б о р ы и м а т е р и а л ы. Растворы аммиака с неизвестной концентрацией, метилрот или метилоранж, 0,1 н раствор соляной кислоты, полученный на этапе 2, раствор гидроксида, стандартизированного на этапе 5, пипетки на 10 и 25 мл, колбы на 50 мл.
Т е о р е т и ч е с к а я ч а с т ь. Из-за летучести аммиака в процессе титрования возможны его потери, поэтому аммиак определяют обратным титрованием.
К испытываемому раствору аммиака добавляют заведомый избыток титрованного раствора соляной кислоты, полученного на этапе 2, а затем избыток кислоты оттитровывают раствором едкого натра, стандартизованного на этапе 5. Происходят следующие реакции:
NH4OH + HCI = NH4CI + H2O,
HCIизб + NaOH = NaCI + H2O.
В точке эквивалентности в растворе содержатся NH4CI и NаCI, следовательно, значение рН будет определяться с помощью процесса гидролиза хлорида аммония по уравнению:
NH4CI + HOH NH4OH + HCI.
Величина рН рассчитывается по формуле:
,
или
рН = 7 - 1/2 × рК NH4CI – ½ × lgСNH4CI.
Вычисленная величина рН = 7 - 4,75/2 – ½ × lg0,1 = 5,13, поэтому лучше использовать индикатор метилрот (рТ = 5), если же использовать метилоранж (рТ = 4), титрование ведут до желто-оранжевой окраски из желтой.
Х о д р а б о т ы. После получения двух колбочек с испытуемым раствором в каждую из них вводят пипеткой по 25 (или 10) мл раствора НСI, полученного на этапе 2, добавляют 2-3 капли метилрота или метилоранжа и титруют гидроксидом натрия, стандартизованного на этапе 5 соответственно до оранжево-красной или оранжево-желтой окраски, в зависимости от индикатора. Содержание аммиака, г:
m
= 10-3
×
(VHCI
×
–
VNaOH
×
)
×
f
×
MNH3,
где VHCI- объем соляной кислоты, мл,
MNH3- молекулярная масса аммиака, г/моль,
f- фактор эквивалентности аммиака,
- нормальность раствора соляной кислоты, моль-экв/л,
- нормальность раствора гидроксида натрия, моль-экв/л.
О т ч е т
Опишите ход лабораторной и оформите результаты в виде табл. 8, ответьте на контрольные вопросы.
Т а б л и ц а 8. Опытные данные опыта лабораторной метода нейтрализации
Масса навески, тетрабората натрия (карбоната натрия), г |
Требуемый объем тетрабората натрия (карбоната натрия), мл |
Нормальность (средняя) раствора соляной кислоты, ,моль-экв/л |
Содержание (среднее) соды в растворе соды, г |
Нормальность (средняя) раствора гидроксида натрия, моль-экв/л
|
Содержание аммиака, (среднее), г
|
|
|
|
|
|
|
Контрольные вопросы
1. На чем основано применение карбоната натрия как установочного вещества (по аналогии с бурой)?
2. Опишите особенности нейтрализации карбоната натрия кислотой.
3. В каких случаях в методе нейтрализации лучше использовать метилоранж, в каких – метилрот, почему?
4. Расскажите о сущности метода нейтрализации. Приведите примеры прямого и обратного титрования.
Лабораторная работа № 6.
Окислительно-восстановительное титрование.
Перманганатометрия.
Определение содержания железа (II) в растворе соли Мора
Ц е л ь р а б о т ы. Установить точную концентрацию вторичного стандарта – перманганата калия – по щавелевой кислоте и определить
с помощью редокс-титрования содержание железа в растворе.
Т е о р е т и ч е с к а я ч а с т ь. Взаимодействие между щавелевой кислотой и перманганатом калия протекает через ряд промежуточных стадий
с постепенным изменением валентности марганца и выражается следующим уравнением:
2KMnO4 + 5H2C2O4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 10CO2 + 8H2O.
На скорость этой реакции оказывают каталитическое воздействие ионы Mn2+. Первые капли раствора KMnO4 обесцвечиваются с трудом, так как перманганат-ионы с оксалат-ионами взаимодействуют медленно, но стоит появиться небольшому количеству ионов Mn2+, как дальнейшее обесцвечивание перманганата происходит практически мгновенно. Это происходит из-за образования промежуточных соединений, которые быстро реагируют с ионами MnO4-, особенно при нагревании. Такой тип реакций, на скорость которых оказывают каталитическое воздействие их продукты, называют автокаталитическими. Предполагают, что каталитическое воздействие Mn2+объясняется следующими промежуточными стадиями процесса:
3MnSO4 + 2KMnO4 + 2 H2O = 5MnO2 + K2SO4 + H2SO4,
2MnO2 + 3H2SO4 + H2C2O4 = Mn2(SO4)3 + 2CO2 + 4 H2O,
Mn2(SO4)3 + H2C2O4 = 3 MnSO4 + 2CO2 + H2SO4.
Нагревание раствора щавелевой кислоты до 70-80 0С ускоряет реакцию между перманганатом и щавелевой кислотой, так как при этом промежуточные стадии реакции протекают с достаточной скоростью. Но допускать кипячения нельзя, так как щавелевая кислота в этом случае разлагается:
H2C2O4 = H2О + CO2 + CO.
Реакция между ионами Fe2+ и MnO4- в растворе соли Мора FeSO4(NH4)2SO4 протекает по уравнению:
2 KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 = 2 MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 2H2O.
Константа равновесия данной реакции имеет большую величину, реакция проходит практически до конца:
К =
.
П р и б о р ы и м а т е р и а л ы. Колбы на 100-150 мл, бюретки, пипетки на 10-25 мл, плитки, стеклянные стаканы, асбестовые сетки, 0,1 н раствор щавелевой кислоты, раствор серной кислоты 1:4, дистиллированная вода, раствор перманганата, контрольный раствор соли Мора.
Х о д р а б о т ы. В три колбы вносят пипеткой по 10 или 25 мл раствора щавелевой кислоты, приливают 10-20 мл раствора серной кислоты, разбавляют на глаз примерно равным объемом дистиллированной воды. Содержимое колбы нагревают (не кипятят!) и титруют раствором перманганата калия при непрерывном помешивании. При титровании приливают сначала из бюретки несколько капель раствора перманганата и ожидают, пока раствор обесцветится. Обесцвечивание следующей порции раствора идет быстрее. Конец титрования определяют по появлению бледно-розовой окраски, не исчезающей при помешивании содержимого колбы в течение 20 с. Титрование повторяют три раза и берут среднее из трех определений.
Нормальность раствора перманганата равна:
CN
=
,
где Vx, Vy, - соответственно объем пошедшего на титрование перманганата и налитой в колбу кислоты, CNy - нормальность щавелевой кислоты.
После определения нормальности перманганата его раствором титруют контрольный раствор соли Мора с добавлением 10 мл серной кислоты до появления бледно-розовой окраски, устойчивой в течение 20 с. Титрование повторяют трижды и берут среднее значение концентрации. Содержание железа в растворе соли Мора, г:
mх = V1 × CN1 × Эх/1000,
где V1, CN1, Эх - соответственно объем пошедшего на титрование перманганата, его нормальная концентрация и эквивалентная молекулярная масса железа.
О т ч е т
Опишите кратко ход лабораторной работы и оформите результаты
в виде табл. 9.
Таблица 9. Опытные данные лабораторной работы
по перманганатометрии
Номер колбы |
Объем пошедшего на титрование перманганата, мл |
Концентрация перманганата, моль-экв/л |
Среднее значение концентрации, моль-экв/л |
Содержание железа в растворе соли Мора, г |
Среднее значение массы железа в растворе соли Мора, г
|
1 |
V1 |
C1 |
Cср |
m1 |
mср |
2 |
V2 |
C2 |
m2 |
||
3 |
V3 |
C3 |
m3 |
Контрольные вопросы
1. Опишите свойства и примеры установочных веществ, объясните, относится ли к ним щавелевая кислота и почему.
2. Почему нельзя кипятить щавелевую кислоту, но нагревать необходимо при титровании?
3. По каким веществам, кроме щавелевой кислоты, можно стандартизировать перманганат калия?
4. Почему перманганат необходимо стандартизировать?