Работа №2 Определение железа(II) в растворимых солях

Определение железа(II) основано на реакции:

5Fe²⁺+MnO₄^– +8H⁺ → 5Fe³⁺+Mn²⁺+ 4H₂O.

Титрование проводят в сильнокислой среде. Присутствие Cl^– приводит к перерасходу перманганата и получению нечёткого конца титрования. Связано это с тем, индуцируется реакция между MnO₄^– и Cl^–. Индуцированной реакции не возникает при достаточных концентрациях Mn(II). Перед титрованием хлорида железа(II) в раствор добавляют смесь Циммермана–Рейнгарда, состоящую из H₂SO₄, MnSO₄ и H₃PO₄. Присутствие H₂SO₄ обеспечивает нужный pH среды, MnSO₄ предотвращает окисление Cl^–; H₃PO₄ связывает образующиеся Fe³⁺ в бесцветный комплекс (иначе хлоридные комплексы Fe³⁺ затрудняют определение КТТ.). Если надо определить содержание Fe(III) в солях, то оно предварительно восстанавливается металлическим цинком или SnCl₂.

План работы

1. Записать уравнения реакции, объяснить направленность.

2. Рассчитать и построить кривую титрования при pH = 0 и pH = 4.

3. Обосновать условия титрования (рН; влияние мешающих ионов; использование смеси Рейнгарда-Циммермана).

4. Методы восстановления Fe(III) → Fe(II).

5. Титрование. Расчёт N и Т раствора соли Fe(II). Статистическая обработка результатов.

6. Контрольная экспериментальная работа по определению массы (объёма) соли Fe(II). Расчёт и статистическая обработка результатов.

Реагенты:

KMnO₄, – 0,05н стандартный раствор;

Сульфат железа(II) FeSO₄ (раствор или кристаллогидрат).

H₂SO₄ – 2н раствор.

Методика. Из исходного раствора соли железа(II) с концентрацией ~1,0–0,5М приготовить в мерной колбе на 100 мл раствор с концентрацией ~ 0,05н. Методом пипетирования установить точную концентрацию исходного раствора. При этом каждый раз в колбу для пипетирования добавлять 10 мл 2н H₂SO₄ и 50 мл дистиллята. Титровать до бледно-розовой окраски, устойчивой 30 с.

Если исходный раствор содержит Fe(III) (заметное желто-оранжевое окрашивание), то его предварительно надо восстановить. Для этого в колбу для титрования добавить 1–2 гранулы металлического цинка, аккуратно подогревая до обесцвечивания раствора. Полноту восстановления можно контролировать тиоцианатной реакцией на Fe³⁺. Затем пинцетом достать остаток Zn, ополаскивая над колбой дистиллятом, охладить, добавить 10 мл 2н H₂SO₄ и титровать. При необходимости добавить 3–5мл H₃PO₄ 1:10. Определение провести 3–4 раза. Результаты занести в таблицу и сделать расчёты. Затем аналогично провести контрольную работу и определить m (V) выданного образца Fe(II) ± ε .

2. Дихроматометрия

Данный метод определения веществ основан на реакции их окисления дихромат-ионами. Раствор K₂Cr₂O₇ можно приготовить по точной навеске, т.к. он удовлетворяет всем требованиям к первичному стандарту.

В кислой среде дихромат является сильным окислителем:

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6е^–  2Cr³⁺ + 7H₂O; E^о(Cr₂O₇^2–/2Cr³⁺ ) = 1,33 В.

Кислую среду можно создавать, используя не только серную кислоту, но и соляную, фосфорную. При C_HCl < 2 моль/л ионы Cl^– не окисляются дихромат-ионами.

Прямым титрованием можно определить ряд восстановителей: железо(II), включая [Fe(CN)₆]^4–; сульфиты; иодиды; арсениты; аскорбиновую кислоту; метанол и т.д. Методом обратного титрования определяют некоторые окислители: нитраты, хлориты и др. В качестве индикаторов в методе используют: дифениламин (Е^о = 0,76 В) или сульфонат дифениламина (Е^о = 0,84 В)