Некоторые кислотно-основные индикаторы

Индикатор рН Изменение окраски Окраска в к.т.т.

Метиловый 3,1 – 4,4 Розовая – желтая Оранжевая

оранжевый

Метиловый 4,4 –6,2 Красная – желтая Оранжевая

красный

Бромтимоловый 6,0-7,6 Желтая – синяя Зеленая

синий

Фенолфталеин 8,2 –9,8 Бесцветная - красная Розовая

Тимолфталеин 9,3 –10,5 Бесцветная – синяя Голубая

Сведения о других индикаторах можно найти в справочниках по аналитической химии.

Для точного выбора индикатора рассчитывают кривые титрования. Основное правило выбора индикатора: показатель индикатора должен лежать в пределах скачка на кривой титрования.

Работа 1. Стандартизация раствора гидроксида натрия по щавелевой кислоте

Щавелевая кислота является двухосновной органической кислотой. При титровании многоосновных кислот встречаются два случая. Если отношение констант ионизации по отдельным ступеням превышает 10⁴, то каждый из протонов водорода будет оттитрован отдельно, на кривой титрования будет соответствующее число скачков титрования и точек эквивалентности. Если же отношение констант меньше, чем 10⁴, то на кривой будет один скачок и одна точка эквивалентности. У щавелевой кислоты значения констант: К₁=5,6.10^-2 и К₂=5,4.10^-5, следовательно, оба протона будут титроваться одновременно и на кривой будет один скачок и одна точка эквивалентности согласно уравнению реакции:

Н₂ С₂ О₄ + 2 NaOH = Na₂C₂O₄ + 2Н₂О,

Н₂С₂О₄ + 2ОН^‾ = С₂О₄^2- + 2Н₂О

Описание работы в лабораторном журнале сделать по плану:

1. Уравнение реакции, лежащее в основе определения.

2. Расчет скачка титрования и обоснование выбора индикатора.

3. Описание методики работы.

4. Титрование и занесение результатов в таблицу.

5. Расчет результатов титрования: Н и Т едкого натра и статистическая обработка результатов.

Титрование можно проводить двумя методами: методом пипетирования и отдельных навесок.

Методика определения по методу пипетирования:

Рассчитать навеску щавелевой кислоты (Н₂С₂О₄. 2Н₂О), необходимую для приготовления 1,0л О.05н раствора. Взять навеску на аналитических весах и приготовить раствор в мерной колбе на 1,0л. Для расчета навески использовать формулу:

q теор. = Н.V.M_Э, учесть, что f_ЭКВ. = ½.

Промыть пипетку водой, затем небольшим объемом кислоты и отобрать точный объем стандартного раствора, отвечающий объему пипетки. Глаза держать на уровне кольцевой метки! Перенести аликвоту в коническую колбу для титрования и дать раствору полностью вытечь. Осторожно прикоснуться несколько раз «носиком» пипетки к стенке колбы, слегка ее наклоняя.

Оставшийся в носике пипетки раствор выдувать запрещается!

В колбу для титрования добавить 2-3 капли индикатора (фенолфталеин).

Из бюретки выпустить воду в сливной стаканчик, промыть 2-3 раза небольшими порциями щелочи и через маленькую воронку заполнить в соответствии с правилами:

• раствор наливают выше уровня нулевой отметки;

• заполняют «носик» раствором, изгибая соединительную трубку и вытесняя воздух;

• устанавливают уровень раствора в бюретке на нулевое значение (нижний уровень мениска должен касаться нулевого деления);

• на стол штатива, в котором закреплена бюретка, помещают белый экран.

Колбу со стандартным раствором помещают под носик бюретки и начинают титровать, т.е. медленно приливать раствор щелочи по каплям, постоянно перемешивая содержимое колбы круговыми движениями. Закончить титрование, когда титруемый раствор окрасится в розовый цвет от одной капли щелочи. Окраска должна быть устойчива в течение 30 сек.

Первое титрование проводят ориентировочно. Последующие титрования проводят точно, вблизи конечной точки титрования приливая раствор по каплям . Должно быть не менее трех результатов с расхождением, не превышающим 0,1мл.

После каждого титрования уровень в бюретке устанавливать на нулевое деление.

Результаты заносят в таблицу и обрабатывают с применением методов математической статистики, рассчитывая дисперсию, стандартное отклонение, доверительный интервал и ошибку титрования

Методика определения по методу отдельных навесок

Рассчитывают массу навески дигидрата щавелевой кислоты по формуле:

q теор. = Н _NaOH .V_NaOH. M_{Э щав.кислоты} / 1000,

где V _NaOH – примерный объем щелочи, который должен пойти на титрование (10-15 мл).

На аналитических весах берут три навески по массе, близкой к теоретической и растворяют в колбах для титрования в произвольном объеме воды, удобном для титрования. Бюретку заполняют раствором щелочи, концентрацию которой надо определить. В колбу для титрования добавляют 2-3 капли фенолфталеина и титруют щелочью до появления бледно-розовой окраски, устойчивой в течение 30 сек. Титрование нужно по возможности проводить быстро и раствор не следует слишком интенсивно перемешивать во избежание поглощения СО₂ из воздуха.

Результаты титрования занести в таблицу и обработать как в предыдущем методе. При расчете нормальности использовать видоизмененное правило эквивалентности.

Рекомендуемая таблица для занесения результатов титрования:

Номер опыта	Н и V р-ра щавелевой кислоты	V р-ра щелочи, мл	Н р-ра щелочи	Нср. р-ра щелочи	Нср.  определения

:

Работа 2. Стандартизация раствора соляной кислоты по раствору гидроксида

натрия

Благодаря большому скачку рН на кривой титрования и тому, что точка эквивалентности соответствует рН 7, сильные кислоты можно титровать сильными основаниями и, наоборот, с индикаторами, значения рТ которых лежат в области как больше, так и меньше 7.

План описания работы:

1. Уравнение реакции.

2. Расчет и построение кривой титрования, обоснование выбора индикатора.

3. Методика выполнения работы.

4. Титрование. Занесение результатов в таблицу.

5. Расчет Н, Т раствора НСI, математическая обработка результатов определения.

Методика определения

В колбу для титрования отмерить аликвоту раствора соляной кислоты с помощью пипетки или бюретки. Добавить мерным цилиндром 20 мл дистиллированной воды, 1 каплю метилового оранжевого индикатора и титровать раствором гидроксида натрия из бюретки до изменения окраски индикатора. Титровать не менее трех раз. Расхождение между объемами должно не превышать 0,10 мл.

Титровать можно и с фенолфталеином. В этом случае добавляют 2-3 капли раствора индикатора в колбу для титрования и титруют раствором NaOH до бледно-розовой окраски, устойчивой в течение 30 сек. Титровать нужнно по возможности быстро, перемешивать не слишком интенсивно во избежание поглощения раствором СО₂ из воздуха.

Работа 3. Определение жесткости воды

Жесткость воды зависит от присутствия в ней растворимых солей кальция и магния. Различают жесткость карбонатную (устранимую) и постоянную.

Карбонатная жесткость обусловлена присутствием в растворе гидрокарбонатов кальция и магния. Если воду прокипятить, то гидрокарбонаты разлагаются с образованием средних солей и жесткость устраняется. Например:

Са²⁺ + 2НСО₃^- = СаСО₃  + Н₂О + СО₂ 

Постоянная жесткость обусловлена присутствием в воде других солей магния и кальция (обычно сульфатов). При кипячении ее нельзя устранить. Сумма временной и постоянной жесткости дает общую жесткость воды.

Жесткость выражается числом моль-экв растворимых солей кальция и магния, содержащихся в 1,0 л воды.

Определение карбонатной жесткости воды

Определенный объем воды титруют раствором соляной кислоты с известной концентрацией в присутствии метилового оранжевого. Происходит реакция по уравнению:

НСО₃^- + Н⁺ = Н₂СО₃

Н₂СО₃ Н₂О + СО₂

Пипеткой или мерной колбой емкостью 100,0 мл вносят в коническую колбу на 200-250 мл исследуемую воду, прибавляют 2-3 капли метилового оранжевого и титруют рабочим раствором НС1. Повторяют 3 раза и рассчитывают жесткость для среднего объема воды по формуле:

Ж= Н_НС1. V_НС1.1000/ V_Н2О ,

Работа 4. Определение NaOH и Na₂СO₃ при совместном присутствии

Твердые щелочи поглощают из воздуха СО₂ , превращаясь в соответствующие карбоната

NaOH + CO₂ = Na₂CO₃ + H₂O

Вследствие этого раствор гидроксида натрия всегда содержит примесь карбоната. Для определения содержания щелочи и карбоната при совместном присутствии можно использовать два метода.

А/ Метод фиксирования двух точек эквивалентности

При титровании раствора, содержащего щелочь и карбонат с индикатором – фенолфталеин фиксируются следующие реакции:

ОН^- + Н⁺ = Н₂О и

СО₃^2- + Н⁺ = НСО₃ ^-

Если дальше продолжать титровать эту смесь с метиловым оранжевым, изменение его окраски в розовый цвет происходит после того, как весь гидрокарбонат перейдет в угольную кислоту:

НСО₃ ^- + Н⁺ = Н₂СО₃

То есть с фенолфталеином оттитровывается щелочь и половина карбоната, с метиловым оранжевым – гидрокарбонат. Рассмотренное титрование называется последовательным. Можно провести параллельное титрование: для этого берут две пробы, одну титруют с фенолфталеином, вторую – с метиловым оранжевым:

СО₃^2- + 2Н⁺ = Н₂СО₃

В этом случае с фенолфталеином оттитровывается как и в предыдущем случае титрование всей щелочи и половины карбоната, а с метиловым оранжевым - весь карбонат. Результаты позволяют вычислить содержание обоих компонентов в смеси.

Методика определения

Определенный объем анализируемой смеси NaOH u Na₂CO₃ поместить в мерную колбу емкостью100 мл, разбавить до метки дистиллированной водой, не содержащей СО₂ , и тщательно перемешать. Перенести аликвоту полученного раствора в колбу для титрования, добавить 6-8 капель 0,1% раствора фенолфталеина и титровать рабочим раствором НС1 с установленным титром до обесцвечивания раствора. Записать объем пошедшей на титрование кислоты в таблицу.

Прибавить к титруемому раствору 1-2 капли метилового оранжевого и дотитровать раствор до неисчезающей розовой окраски. Снова сделать отсчет по бюретке и записать. Повторить титрование еще 3 раза.

Вычисления. При титровании исследуемого раствора с фенолфталеином оттитровывают весь гидроксид натрия и карбонат до гидрокарбоната. После добавления метилового оранжевого дотитровывают гидрокарбонат до Н₂О и СО₂.

Если, например, при титровании с фенолфталеином объем НС1 был равен V₁ мл, а с метиловым оранжевым V_общ., то на титрование половины карбоната затрачен объем

кислоты V₂, равный разности V_общ. и V₁. На весь Na₂CO₃ затрачивается 2V₂.

Найдя объемы кислоты, затраченные на нейтрализацию гидроксида и карбоната натрия, можно вычислить концентрации анализируемых веществ c C(NaOH) = C_HC1 (V_общ. - 2V₂) / Vсмеси;

С(Na₂CO₃) = C_HC1 . 2V₂ / Vсмеси

Содержание веществ (г) рассчитывают по формулам:

m(NaOH) = C(NaOH). M(NaOH).V_{мерной колбы} / 1000;

m(Na₂CO₃) = C(Na₂CO₃). M(Na₂CO₃).V_{мерной колбы} / 1000

Работа 5. Определение фосфорной кислоты

Фосфорная кислота является трехосновной. Отношение К_а,1 : К_а,2 и К_а,2 : К_а,3 больше 10⁴, поэтому теоретически можно оттитровать каждый из трех ионов водорода, но так как К₃ очень мала, практически непосредственно можно оттитровать толь первые два иона водорода, т.е. Н₃РО₄до Н₂РО₄^‾ и Н₂РО₄^‾ до НРО₄^2‾, применяя соответствующие индикаторы: метиловый оранжевый и фенолфталеин (тимолфталеин).

Методика определения

Бюретку заполнить стандартизированным раствором гидроксида натрия. В колбу для титрования отобрать пипеткой аликвоту смеси фосфорной кислоты и дигидрофосфата натрия, добавить цилиндром 10 мл дистиллята, 1-2 капли метилового оранжевого и титровать до изменения окраски раствора из розовой в чисто желтую. Можно приготовить свидетель-О,033 М раствор дигидрофосфата натрия. Для этого в коническую колбу отобрать мерным цилиндром 30мл раствора NaH₂РО₄ м добавить1 каплю метилового оранжевого.

Для титрования Н₃РО₄ до НРО₄^‾ такой же объем исходного раствора отобрать пипеткой в колбу для титрования, добавить 6-8 капель фенолфталеина (тимолфталеина) и титровать раствором гидроксида натрия до появления розовой (бледно-голубой) окраски.

Расчет провести по формуле:

m(H ₃PO₄)= V(NaOH)∙C(NaOH)∙M_Э(H₃PO₄)∙ Vм.к./ V_{П.∙ 1000}

Молярная масса эквивалента фосфорной кислоты равна 98,0 и 49,0 при титровании в присутствии метилового оранжевого и фенолфталеина (тимолфталеина) соответственно.

Работа 6. Определение кислотности пищевых продуктов (хлеба, молока, сыра)

Кислотность пищевых продуктов характеризуется градусами Тернера (⁰Т). Кислотность по Тернеру означает, сколько мл 0,1Н раствора гидроксида натрия необходимо для нейтрализации кислот, содержащихся в 100г продукта. Согласно Госстандарту кислотность пищевых продуктов составляет :

Хлеб ржаной – 12⁰Т

Хлеб бородинский – 10⁰Т

Хлеб ржано-пшеничный – 10⁰Т

Кефир – 85-120⁰Т

Молоко – 16-18⁰Т

Сметана 20% - 65-100⁰Т

Сыр – 210 – 250⁰Т (в зависимости от жирности продукта)

Определение кислотности хлеба

Методика определения. На технических весах взвесить 25,0г мякиша хлеба, поместить в мерный стакан, залить дистиллированной водой до 250мл. Стеклянной палочкой с резиновым наконечником тщательно растереть до однородной массы, дать отстояться и отфильтровать.

Пипеткой отобрать 50,0 мл полученного раствора и перенести в колбу для титрования, добавить 2-3 капли фенолфталеина. Бюретку заполнить раствором NaOH и титровать вытяжку до слабо-розовой окраски. Повторить несколько раз, результаты записать в таблицу. По результатам рассчитать кислотность хлеба и сделать вывод о кислотности хлеба.

-------------------------------------------------------------------------------------------------------

№ V _{ВЫТЯЖКИ} Н_NaOH V_NaOH Кислотность Кср., ⁰Т

хлеба

-----------------------------------------------------------------------------------------------------------

Расчет кислотности хлеба

А/ Пересчитать V_NaOH, пошедший на титрование, на 100 г хлеба:

V¹ = V₁. 250 . 100 / 50 .25 = 20. V₁ , где

V₁ – объем щелочи, пошедший на титрование 50,0 мл вытяжки хлеба;

Б/ По закону эквивалентов рассчитать объем 0,1Н щелочи, пошедший на титрование 100г хлеба, это и будет кислотность хлеба:

К_ХЛЕБА (⁰Т) = Н_NaOH . 20V₁ / 0,1

Определение кислотности молока

Градусы кислотности молока (⁰Т) означают, сколько мл 0,1 раствора щелочи необходимо затратить на нейтрализацию кислоты, содержащейся в 100 мл молока.

Методика определения. В колбу для титрования внести пипеткой 10 мл молока, 20 мл дистиллированной воды, 3 капли индикатора фенолфталеина и тщательно перемешать. Титровать 0,1Н раствором щелочи из бюретки до появления слабо-розовой окраски, устойчивой в течение 1 минуты. Титрование повторить несколько раз, результаты записать в таблицу, аналогичную предыдущей работе.

Расчет кислотности молока проводится по формуле:

К _МОЛОКА = 100 . V/ 10 = 10 V

Если щелочь имеет другую концентрацию, то вводится поправочный коэффициент (К_П = Н _NaOH эксп. / 0,1).

ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ к теме «КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ ТИТРОВАНИЕ»

1. Рассчитать и построить кривые титрования:

А/ 0,05 н раствора соляной кислоты 0,05 н раствором гидроксида натрия;

Б/ 0,1н раствора муравьиной кислоты 0,1н раствором гидроксида калия;

В/ 0,05н раствора раствора аммиака 0,05н раствором соляной кислоты;

Г/ 0,05н раствора фосфорной кислоты 0,05н раствором гидроксида натрия;

2. Для каждого из указанных в п.1 титрований подобрать индикатор и рассчитать

индикаторные ошибки титрования.

3. Как меняется вид кривой титрования (величина скачка, положение точки эквивалентности) при изменении:

А/ концентрации растворов;

Б/ констант диссоциации кислот и оснований;

В/ температуры?

4. Каковы предельные значения концентрации кислот и оснований, а также

константы диссоциации кислот и оснований, при которых наблюдается скачок

титрования?

5. При каком условии возможно раздельное титрование смеси кислот (или многоосновных кислот по ступеням)? Можно ли оттитровать по ступеням щавелевую, серную кислоту? Как можно оттитровать угольную кислоту по второй ступени, фосфорную – по третьей ступени?

6. Как можно оттитровать смесь гидроксида и карбоната натрия, карбоната и гидрокарбоната натрия?

7. Вычислить нормальность и титр раствора НС1, если на 15,0 мл этого раствора

А/ пошло 20мл 0,0503 М раствора КОН ;

Б/ этот объем кислоты пошел на титрование 0,4217г тетрабората натрия.

7. Навеску 0,6000г Н₂С₂О₄∙2Н₂О растворили в мерной колбе емкостью 100 мл. На титрование 20,0 мл полученного раствора израсходовали 18,34мл NаОН. Определить нормальность раствора NаОН и его титр по Н₂С₂О₄ .

8. Сколько г КОН и К₂СО₃ содержит навеска технического гидроксида калия, если на титрование ее раствора в произвольном объеме воды с фенолфталеином израсходовано 22,40мл, а с метиловым оранжевым – 25,80мл 0,0950 раствора НС1?

9. Указать, какие из следующих соединений: КОН, К₂СО₃, КНСО₃ находятся в данном растворе, если а/ на титрование его с фенолфталеинеом и метиловым оранжевым идет одинаковый объем стандартизированного раствора НС1,

Б/ на титрование с фенолфталеином идет вдвое меньше НС1, чем с метиловым оранжевым; в/ раствор не обнаруживает щелочной реакции с фенолфталеином, но может быть оттитрован с метиловым оранжевым.

10. В мерной колбе емкостью 200мл растворили 5,00мл смеси соляной и фосфорной кислот. На титрование 20,00мл полученного раствора с метиловым оранжевым израсходовали 18,20мл 0,1012 н раствора гидроксида натрия; при титровании такой же пробы раствора с фенолфталеином израсходовали 34,70мл раствора NаОН. Сколько г НС1 и Н₃РО₄ содержится в 100 мл смеси?

11. Навеску 0,3251г технического гидроксида натрия растворили в мерной колбе емкостью 100 мл. На титрование 25,00 мл раствора с фенолфталеином израсходовали 18,40 мл 0,1000н раствора НС1, а с метиловым оранжевым при титровании такого же объема раствора – 18,80 мл кислоты. Вычислить процентное содержание NаОН в образце.

12. Пробу соли аммония в 1,000 г обработали избытком конц. раствора NаОН. Выделившийся аммиак был поглощен 50,00 мл 1,0720 н НС1. Избыток кислоты был оттитрован 25,40 мл раствора NаОН (Т =0,004120 г/мл). Вычислить процентное содержание NН₃ в образце.

13. Чему равна карбонатная жесткость воды, если на титрование 100 мл ее израсходовали 5,0 мл 0,0900н раствора НС1?

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНОЕ ТИТРОВАНИЕ

Методы окислительно-восстановительного титрования основаны на использовании реакций, связанных с переносом электронов. Название методам дается по используемому титрованному раствору реагента: перманганатометрия, йодометрия, дихроматометрия и другие.

При титровании по методу окисления-восстановления иногда возможно безиндикаторное титрование, Например, в перманганатометрии при титровании восстановителей лишняя капля КМпО₄ окрашивает раствор в розовый цвет.

Индикаторы для редоксиметрических титрований по их действию можно разделить на две группы.

1. Индикаторы, которые вступают в специфическую реакцию с окислителем или восстановителем. Например, а/ SCN^‾ является индикатором на Fe³⁺т.к. образует с ним окрашенные в красный цвет комплексные ионы Fe(SCN)_n ;

б / крахмал является индикатором на 1₂, т.к. образует с иодом смешанное комплексно-адсорбционное соединение синего цвета.

2. Редоксиндикаторы, которые представляют окислительно-восстановительные

системы, причем, окисленная и восстановительная формы их имеют различную окраску.

Примеры редоксиндикаторов

Индикатор Окраска Е^о,в при [Н⁺]=1

Ох-форма Red-форма

1.Дифениламин Сине-фиол. Б/цв +0,76

2.Дифениламин- Красно-фиол. Б/цв. +0,85

сульфоновая

кислота

3.N-фенилантраниловая

кислота фиол.-красн. Б/цв. +1,08

4.1,10-Фенантролин-

Fe(П)-комплекс Бледно-голуб. Красная +1,06

(ферроин)

6. Нитро-о-фенантролин-

Fe(П)-комплекс Бледно-голуб. Фиолет.-красн. +1,25

Интервал перехода окраски индикатора описывается уравнением

рТ = Е⁰ ± 0,058/ n ,

где n -это число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе.

Выбор индикатора аналогичен кислотно-основному титрованию: изменение окраски, т.е. рТ индикатора должен находиться в пределах скачка на кривой титрования.

ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИЯ

Перманганат-ион является одним из сильнейших окислителей. В зависимости от среды восстановление МnО₄ˉ протекает по-разному.

В сильнокислой среде восстановление идет до иона Мn²⁺ :

МnОˉ₄ + 8Н⁺ + 5e‾↔ Мn²⁺ +4Н₂О; Е⁰ МnО₄‾ /Мn²⁺ =1,51В

(fэ=1/5)

В нейтральной и близких к ней средах восстановление идет до МnО₂ :

МnО₄‾ + 2Н₂0 +3е↔ МnО₂ +4ОН‾; Е⁰МnО‾₄/МnО₂ =0,588В

(fэ=1/3)

В анализе некоторых органических соединений используется восстановление в сильнощелочной среде по уравнению:

МnО₄‾ + е⁻ ↔ МnО₄²⁻; Е⁰ МnО₄⁻/МnО₄²⁻ =0,56В

(fэ=1)

В титриметрическом анализе определение восстановителей проводится в кислых средах, при [Н₃О⁺]=1-2моль/л.. Индикаторы, как правило, не применяются, т.к. сам реагент является чувствительным индикатором и лишняя капля титранта окрашивает раствор в бледно-розовый цвет. Окраска раствора в к.т.т. неустойчива и постепенно обесцвечивается вследствие реакции:

2МnО₄¯ + 3Мn²⁺ +2Н₂О ↔ 5МnО₂ +4Н⁺,

Это надо иметь в виду во избежание перетитрования раствора.

Перманганат легко восстанавливается органическими веществами(бумага, пыль, резина) до МпО₂ , поэтому раствор и твердый КмпО₄ содержат примесь диоксида марганца. Готовят раствор перманганата калия примерной концентрации, выдерживают в темной склянке в течение двух месяцев, затем отфильтровывают через стеклянный пористый фильтр от образовавшегося диоксида марганца и устанавливают титр КМпО₄ по Н₂С₂О₄∙2Н₂О или Nа₂С₂О₄; металлическому Fe; As₂O₃; (NH₄)₂Fe(SO₄)₂∙ 6H₂O методом пипетирования или отдельных навесок. Для создания среды используют раствор Н₂SО₄, растворы НС1 и НNО₃ не используют, т.к. С1 –ион окисляется перманганатом, а НNО₃ сама является сильным окислителем.

Практическое применение перманганатометрии многообразно: определение восстановителей:Fe (П), нитриты, пероксид водорода; окислителей- методом обратного титрования или по остатку (MnO₂, PbO₂) и других веществ, в том числе органических.

К недостаткам этого метода относятся: невозможность приготовления стандартного раствора титранта по точной навеске, нестабильность при хранении, необходимость строгого соблюдения условий проведения титрования.

К достоинствам: титрование без постороннего индикатора, широкий диапазон рН, высокое значение стандартного потенциала, относительная дешевизна реактива.

Работа 1. Стандартизация раствора перманганата калия по щавелевой кислоте

Взаимодействие протекает по схеме:

2MnO₄‾ + 5H₂C₂O₄ +6H⁺ → 2Mn²⁺ + 10CO₂+8H₂O

Данная реакция протекает сложно, в несколько стадий. Марганец (УП) восстанавливается, проходя через степени окисления УI, IУ, Ш. Марганец (Ш) образует оксалатные комплексы Мn(С₂О₄)_n^(3-2n)+, где n =1, 2, 3; они медленно разлагаются с образованием Mn(II) и CO₂. Вначале скорость реакции мала. Kогда же концентрация ионов марганца (II) достигает определенной величины, реакция начинает протекать с большой скоростью, т.к. оксалатные комплексы Мп(Ш) образуются при взаимодействии Мn (УП) и Мn (П).

План описания работы:

1. Уравнение реакции, обоснование коэффициентов в уравнении, расчет М_Э окислителя и восстановителя.

2. Обоснование условий титрования (рН, t, фиксирования к.т.т.).

3. Проведение титрования, занесение результатов в таблицу.

4. Расчет Н и Т_KMnO4 и статистическая обработка результатов титрования.

М е т о д и к а. В колбу для титрования вместимостью 100 мл налить 20 мл 2Н раствора Н₂SO₄, нагреть до 80-90⁰С. В горячий раствор пипеткой внести 10,00 или 15,00 мл раствора Н₂С₂О₄ с известной концентрацией и титровать раствором KMnO₄ из бюретки, причем в начале титрования следующую каплю раствора перманганата калия прибавляют лишь после полного обесцвечивания предыдущей. По мере образования марганца (П) скорость реакции возрастает и можно увеличить скорость титрования. Титрование считается законченным, когда от одной капли КМпО₄ раствор окрасится в бледно-розовый цвет, устойчивый в течение 30 сек. Повторить титрование 3-4 раза, результаты занести в таблицу:

Н и V V _KMnO4 Н _KMnO4 Н ± ε σ T _KMnO4

Н₂С₂О₄

_{_______________________________________________________________________________________________________________}

и обработать с применением методов математической статистики. Все расчеты должны быть представлены в тетради ниже таблицы.

ИОДОМЕТРИЯ

Иодометрический метод титриметрического анализа основан на реакции:

I₃ˉ + 2ē = 3I ˉ; E⁰ I₃ˉ / 3I ˉ = 0,545 B.

Иод является окислителем средней силы, поэтому данную систему используют как для определения окислителей, так и восстановителей.

Методы, основанные на прямом окислении веществ раствором иода, иногда называют иодиметрическими, а методы, в которых окисляется иодид с последующим титрованием выделившегося иода – иодометрическими.

Индикатором в иодометрии служит 1% свежеприготовленный раствор крахмала, который образует с иодом соединение синего цвета комплексно-адсорбционного типа. Чувствительность крахмала высока, но резко падает с повышением температуры. Крахмал следует добавлять в конце титрования, иначе он дает настолько прочные соединения с иодом, что идет перерасход титранта Na₂S₂O₃.

Работа 1. Стандартизация раствора Na₂S₂O₃ по дихромату калия

Стандартный раствор тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ · 5H₂O по точной навеске приготовить нельзя, т.к. тиосульфат не удовлетворяет требованиям, предьявляемым к стандартным веществам. Он является сравнительно неустойчивым соединением, реагирует с углекислым газом, растворенным в воде:

S₂O₃ ^2- + CO₂ + H₂O → HCO₃‾ + HSO₃‾ +S

Готовят раствор тиосульфата натрия на свежепрокипяченной и охлажденной дистиллированной воде. Для стабилизации концентрации приготовленный раствор должен постоять 1-2 дня. Хранить раствор нужно в бутылях, защищенных от СО₂. Титр раствора тиосульфата при стоянии начинает медленно уменьшаться, поэтому его надо периодически проверять. Уменьшение титра происходит вследствие:

1.окисления кислородом воздуха:

2S₂O₃^{2 ‾} + O₂ → 2SO₄²‾ +2S

2.разложения его микроорганизмами (тиобактериями).

В качестве антисептика рекомендуется добавлять на 1л раствора около10мг иодида ртути. Следует также хорошо защищать раствор от света, благоприятствующего размножению тиобактерий.

Для установки титра тиосульфата натрия в качестве стандартных веществ используют окислители: иодат калия KIO₃, бромат калия KBrO₃ , гексацианоферрат (Ш) калия K₃ Fe(CN)₆ , дихромат калия K₂Cr₂O₇ и другие вещества.

Прямое титрование тиосульфата натрия дихроматом провести нельзя, т.к. реакция с сильными окислителями идет нестехиометрично. Поэтому используется метод замещения. Сначала проводят реакцию между дихроматом и иодидом:

Cr₂O₇²‾ + 6I‾ +14H⁺ → 2Cr³⁺ + 3I₂

Выделившийся иод в количестве, эквивалентном дихромату, оттитровывают раствором тиосульфата натрия:

I₂ + 2S₂O₃^2- → 2I ‾ + S₄O₆^2-

Для протекания первой реакции необходима сравнительно высокая концентрация H⁺ (для повышения потенциала системы (Cr₂O₇^2-/Cr³⁺), большой избыток иодида (для растворения и понижения потенциала системы I₃¯/3I¯. Так как скорость первой реакции невелика, нужно некоторое время. Перед титрованием иода тиосульфатом нужно понизить концентрацию Н⁺ разбавлением для предотвращения разложения тиосульфата:

S₂O₃^2- + 2H⁺ ↔ H₂S₂O₃ → H₂O + SO₂ + S

План описания работы

1. Записать уравнения реакций, обосновать направленность.

2. Обосновать условия протекания реакций.

3. Методика работы.

4. Титрование. Расчет Н ±ε и Т раствора Na₂S₂O₃.

Все результаты должны быть занесены в таблицу. Расчеты приведены ниже таблицы.

М е т о д и к а

Приготовить по точной навеске 0,05Н раствор K₂Cr₂O₇. В коническую колбу для титрования емкостью 200-250 мл, внести с помощью мерного цилиндра 15-20 мл 2Н H₂SO₄, 10 мл 10% KI и 10 мл раствора K₂Cr₂O₇, отмеренного пипеткой или бюреткой.

Перемешать и поставить в темное место на 3-5 мин., прикрыв часовым стеклом. Затем добавить 100 мл дистиллята и быстро оттитровать раствором тиосульфата до бледно-желтой окраски; добавить 1-2 мл 1% раствора крахмала и дотитровать до исчезновения синей окраски. В к.т.т. окраска бледно-зеленая за счет образования Сr³⁺. Повторить не менее трех раз и сделать расчеты, используя правило эквивалентности.

Работа 2. Определение меди

Одной из важнейших областей применения иодометрии является количественное определение меди, широко используемое при анализе сплавов, руд, солей.

Определение основано на реакциях:

2Сu²⁺ + 4I^‾ = 2CuI + I₂ E⁰ Cu²⁺⁄ CuI =0,86B

I₂ + 2S₂O₃^2- = 2I‾ + S₄O₆^2- E⁰ I₂ ⁄ 2I‾ = 0,545B

Для протекания первой реакции в растворе надо создать слабокислую среду (рН ~ 2-4) для предотвращения гидролиза Сu²⁺ и таким путем повысить потенциал системы Cu²⁺/CuI

и брать большой избыток иодида (для понижения потенциала системы I₂/2I¯ и растворения иода).

Для подкисления не следует применять НС1, т.к. образование хлоридных комплексов меди (П) затрудняет восстановление Сu(П);используют растворы Н₂SО₄ или СН₃СООН. К снижению результатов приводит адсорбция I₃ ¯ осадком CuI. Уменьшить влияние этого фактора можно, вводя KSCN, который реагирует с CuI:

CuI ( тв ) + SCN¯ = CuSCN (тв. ) +I¯

Растворимость тиоцианата меди (П) меньше растворимости иодида меди примерно в 10 раз, что обеспечивает протекание реакции на поверхности осадка (CuSCN не адсорбирует I₂).

План описания работы

1. Записать уравнения реакций, обосновать их направленность.

2. Обосновать условия титрования.

3. Методика определения.

4. Проведение титрования. Расчет Н±є и Т соли меди.

М е т о д и к а

В мерной колбе на 100 мл приготовить ~ 0,05М раствор CuSO₄ (по навеске или путем разбавления раствора с большей концентрацией). В колбу для титрования внести пипеткой аликвоту приготовленного раствора, 2-4мл 2н Н₂SО₄ ( цилиндром), 10-15 мл 10%КI, прикрыть и поставить в темное место на 5мин. Затем титровать раствором Na₂S₂O₃ до желтой окраски суспензии, добавить 1 мл 1% крахмала и дотитровать при тщательном перемешивании до белой (телесной) окраски суспензии. Сделать расчеты.

Работа 3. Определение аскорбиновой кислоты во фруктовых напитках

Аскорбиновая кислота (витамин С) содержится во многих фруктах, ягодах, овощах. Она регулирует окислительно-восстановительные процессы в организме, повышает сопротивляемость организма к инфекциям. Ее добавляют в напитки для подкисления и повышения их биологической ценности. Количественное определение аскорбиновой кислоты основано на ее восстановительных свойствах. При взаимодействии с иодом она окисляется до дегидроаскорбиновой кислоты:

С₆Н₈О₆ + I₂ → C₆H₆O₆ + 2HI

Высокая концентрация аскорбиновой кислоты в напитках препятствует взаимодействию иода с другими восстановителями, например, с глюкозой, фруктозой, амилозой.

Для определения аскорбиновой кислоты применяют метод обратного титрования: к анализируемой пробе добавляют избыток иода, остаток, не вступившего в реакцию с аскорбиновой кислотой иода титруют раствором тиосульфата натрия, используя крахмал в качестве индикатора.

Методика определения:

В колбу для титрования отмерить 20,00 мл фруктового напитка, добавить 3-4 мл 2н раствора серной кислоты, пипеткой ввести 5,00 мл 0,2н раствора иода, колбу прикрыть стеклом и оставить на 5 минут. За это время аскорбиновая кислота окисляется. Затем избыток иода титровать 0,02н раствором тиосульфата натрия до перехода светло-желтой окраски, добавить раствор крахмала (0,5%) и продолжать титровать до обесцвечивания раствора. Выполнить не менее трех титрований. Расчет содержания аскорбиновой кислоты (г/л) вычисляется по формуле:

m = н (I₂). V(I₂) - н (Na₂S₂O₃). V(Na₂S₂O₃) .M_Э (C₆H₈O₆) . 1000 / 20;

М _ЭКВ. (С₆Н₈О_{6) =} f _ЭКВ. (С₆Н₈О₆). М(С₆Н₈О₆) = 176,12 / 2 = 88,06 (г/моль)