- •Раздел 1. Сущность титриметрического анализа
- •1.1 Приготовление стандартных растворов
- •1.2. Основные приемы титрования
- •1.3. Расчеты в титриметрическом анализе
- •1.3.1. Расчет результата прямого титрования при разном способе выражения концентрации раствора
- •1.3.2. Расчет результата в методах обратного титрования
- •1.4. Кривые титрования
- •1.5. Основные методы титриметрического анализа
- •1.6. Порядок титрования
- •Раздел 2. Кислотно-основное титрование (метод нейтрализации)
- •2.1. Приготовление и стандартизация раствора соляной кислоты
- •2.2. Определение нормальности раствора щелочи с помощью раствора соляной кислоты
- •2.3. Определение карбонатной жесткости воды
- •2.4. Определение гидроксида и карбоната натрия при совместном присутствии в растворе.
- •Раздел 3. Перманганатометрическое титрование
- •3.1. Сущность перманганатометрического титрования.
- •3.2. Приготовление стандартизированного раствора перманганата калия.
- •3.3. Определение железа в растворе соли Мора.
- •Раздел 4. Дихроматометическое титрование
- •4.1. Сущность дихроматометрического титрования.
- •Indокисл → Indвосст – ne-
- •4.2. Приготовление стандартного раствора дихромата калия.
- •4.3. Определение содержания железа (II) в растворе.
- •Раздел 5. Методы осадительного титрования
- •5.1. Сущность осадительного титрования.
- •5.2. Аргентометрическое титрование.
- •5.3. Тиоцианометрическое титрование.
- •5.4. Приготовление стандартизированного раствора нитрата серебра
- •5.5. Определение содержания хлора в образце по Мору
- •5.6. Приготовление стандартизированного раствора тиоцианата аммония
- •5.7. Определение содержания хлора в образце по Фольгарду
- •Раздел 6. Комплексонометрическое титрование
- •6.1 Сущность метода.
- •6.2. Индикаторы хелатометрического титрования
- •6.3. Способы хелатометрического титрования
- •6.4. Определение общей жесткости воды
- •6.5. Определение примесей магния в калийных удобрениях
- •Раздел 7. Контрольные вопросы и задачи
- •Количественный химический анализ титриметрический анализ
3.3. Определение железа в растворе соли Мора.
Определение содержания Fe2+ в растворах считают одним из важнейших применений перманганатометрии. Рассмотрим перманганатометрическое определение Fe2+ в растворе соли Мора, имеющей состав (NH4)2SO4 · FeSO4 · 6H2O или (NH4)2Fe(SO4)2 · 6H2O. При титровании перманганатом раствора этой соли в кислой среде происходит реакция
2KMnO + 10(NH4)2Fe(SO4)2 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + +(NH4)2SO4 + 8H2O,
MnO4- + 8H+ + 5e- → Mn2+ + 4H2O,
Fe2+ - e- → Fe3+.
В данном случае молярная масса эквивалента соли Мора равна ее молярной массе. Поэтому и молярная масса эквивалента железа равна 55,85 г/моль.
Ход определения. В мерную колбу вместимостью 100 мл возьмите для анализа немного 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 и титруйте раствором перманганата калия до появления бледно-розовой окраски, не исчезающей при встряхивании в течение 1-2 мин. Повторите титрование несколько раз, возьмите среднее из отсчетов и вычислите массу железа в анализируемом растворе.
Допустим, что на титрование 10,00 мл раствора соли Мора пошло в среднем 12,50 мл 0,05181 н. раствора перманганата. Тогда нормальная концентрация раствора соли Мора
с = 0,05181 · 12,50/10,00 = 0,06476.
Умножив нормальную концентрацию на молярную массу эквивалента железа (55,85 г/моль), мы нашли бы содержание его в 1 л раствора. Но анализировались лишь 100 мл раствора. Содержание железа в них будет равно 0,06476 · 55,85 · 0,1 = 0,1615.
Раздел 4. Дихроматометическое титрование
4.1. Сущность дихроматометрического титрования.
Дихроматометрическое титрование – один из методов окислительно-восстановительного титрования, основанный на использовании дихромата калия K2Cr2O7 в качестве окислителя. При действии на восстановители дихромат-ион Cr2O72- приобретает шесть электронов и восстанавливается до Cr3+
Cr2O72- + 6е- + 14Н+ → 2Cr3+ + 7Н2О.
Следовательно, молярная масса эквивалента дихромата калия равна 1/6 молярной массы. Из уравнения реакции видно, что восстановление анионов Cr2O72- до катионов Cr3+ происходит в присутствии ионов Н+. Поэтому титруют дихроматом в кислой среде. Окислительно-восстановительный потенциал системы Cr2O72-→ 2Cr3+ составляет 1,36 В при [H+] = 1 моль/л. Следовательно, в кислой среде дихромат калия является сильным окислителем. Поэтому дихроматометрию успешно применяют для определения почти всех восстановителей, определяемых перманганатометрически. Дихроматометрия имеет даже некоторые преимущества перед перманганатометрией.
Дихромат калия легко получить в химически чистом виде перекристаллизацией. Поэтому стандартный раствор K2Cr2O7 готовят растворением точной навески. Растворы дихромата калия чрезвычайно устойчивы при хранении в закрытых сосудах; он не разлагается даже при кипячении подкисленного раствора и практически не изменяется при стоянии раствора.
Кроме того, дихромат калия труднее, чем перманганат, восстанавливается органическими веществами. Поэтому он не окисляет случайные примеси органических веществ. Этим также обусловливается постоянство его титра в растворе. Дихромат калия не окисляет (без нагревания) хлорид-ионы. Это позволяет титровать им восстановители в присутствии HCl.
Индикатором при дихроматометрическом титровании чаще всего служит дифениламин, окрашивающий раствор в синий цвет при малейшем избытке дихромата. Дифениламин относится к группе так называемых редокс-индикаторов (окислительно-восстановительных индикаторов). Они представляют собой окислительно-восстановительные системы, изменяющие окраску при переходе восстановленной формы в окисленную или наоборот.
Если обозначить окисленную форму индикатора Indокисл, восстановленную форму Indвосст, а число передаваемых электронов n, то превращение одной формы такого индикатора в другую можно изобразить схемой: