Калію по оксалату натрію
Оксалат натрію найбільш зручний для приготування стандартного розчину, так як кристалізується без води і не гігроскопічний. Реакція взаємодії перманганату калію з оксалат-іоном відноситься до типу автокаталітичних.
Вона каталізується іонами Mn 2+. Перші краплі перманганату навіть у гарячому розчині знебарвлюються дуже повільно. У ході титрування концентрація іонів Mn 2+ зростає і швидкість реакції збільшується: реакція сама постачає каталізатор.
Перманганат калію, KMnO4.
Сірчана кислота, H2SO4, 20% розчин.
1.Приготування стандартного розчину Na2C2O4
Для приготування 100мл 0,02н. розчину оксалату натрію необхідно розрахувати величину навішування m, враховуючи, що молярна маса еквівалента його дорівнює
де 2 - число електронів у напівреакції C2O4 2 - - 2e - = 2CO2.
Розраховуємо масу навішування за формулою
де С – молярна концентрація еквівалента, моль/л; V – об'єм розчину, л.
Немає необхідності відважувати точно розраховану навішування, але важливо отримати розчин з точно встановленою концентрацією, близькою до заданої.
На технохімічних терезах зважують бюкс і беруть приблизно обчислену навішування оксалату натрію. Зважують бюкс з навішуванням на аналітичних вагах і обережно пересипають речовину через вирву в мірну колбу на 100,0 мл, а бюкс із залишками речовини знову зважують і по різниці мас знаходять точну навішування Na2C2O4. Ретельно обполіскують вирву струменем води перед тим як вийняти її з мірної колби. Доливають воду до обсягу колби і домагаються повного розчинення навішування. Доводять об'єм до мітки колби та перемішують розчин.
Молярну концентрацію еквівалента приготовленого розчину обчислюють за формулою
З = m' / M (1/2 Na2C2O4) V, де m' -точне взяте навішування оксалату натрію.
2.Приготування розчину перманганату калію
Для приготування 500мл 0,01н. розчину беруть на технохімічних вагах наважку, приблизно рівну розрахованої за формулою
m = M(1/5 KMnO4) · C · V = 31,6 · 0,01 · 0,5 = 0,158 р.
Оскільки кристали KMnO4 розчиняються досить повільно, краще розчиняти їх у гарячій воді при постійному перемішуванні. Після того як вся навішування розчиниться, розчин охолоджують, колбу щільно закривають пробкою (не кірковою і не гумовою, тому що вони окислюються перманганатом) і залишають на 7-10 днів.
3.Встановлення титру перманганату калію
Заповнюють бюретку приготованим розчином KMnO4. У колбу для титрування поміщають взяту за допомогою піпетки аліквотну частину (10,00 мл) розчину Na2C2O4 і мірним циліндром додають 20 мл 20% розчину сірчаної кислоти. Колбу нагрівають, не доводячи до кипіння (80 0 С), і гарячий розчин титрують розчином калію перманганату. Розчин KMnO4 доливають по краплях, ретельно перемішуючи розчин, що титрується, причому на початку титрування наступну краплю розчину додають лише після того, як зовсім зникла забарвлення від попередньої краплі. Потім, збільшивши швидкість титрування, титрують до появи блідо-рожевого забарвлення, стійкого протягом 30 секунд. Точне титрування проводять не менше трьох разів і беруть середнє значення VB (порівн.) обсягу KMnO4, що пішов на титрування.
Обчислюють молярну концентрацію еквівалента та титр розчину KMnO4 (індекс B відноситься до перманганату, A – до оксалату): СB = CA∙VA/VB(ср); ТB = CB∙M(1/2B)/1000.
Робота 2.Визначення вмісту заліза (II) у розчині солі Мору (FeSO4∙(NH4)2SO4∙H2O)
При титруванні перманганатом у кислому середовищі Fe 2+ легко окислюється до Fe 3+ :
Іон Fe 2+ перетворюється на Fe 3+ , втрачаючи один електрон, тому молярна маса еквівалента заліза дорівнює 55,83 г/моль.
Перманганат калію KMnO4, стандартизований розчин.
Розчин солі мору.
Сірчана кислота, H2SO4, 20%-ний розчин.
Бюретку заповнюють перманганатом калію із встановленим титром. Досліджуваний розчин солі Мора поміщають у мірну колбу на 100,0 мл, доливають водою до мітки та ретельно перемішують. У колбу для титрування піпеткою вносять 10,0 мл досліджуваного розчину і додають циліндром 20 мл 20 % - ного розчину H2SO4. Розчин перемішують і титрують перманганатом калію до появи рожевого забарвлення, що не зникає.
Щоб уникнути часткового окислення іонів Fe 2+ киснем повітря аналізований розчин не повинен довго стикатися з повітрям; титрування краще проводити швидко та на холоді.
Точне титрування проводять не менше трьох разів та беруть середнє значення обсягу. Маса заліза в грамах, що міститься у мірній колбі, розраховується за формулою
де СВ – молярна концентрація еквівалента KMnO4, моль/л;
VB – обсяг KMnO4, використаний на титрування, мл;
MА – молярна маса еквівалента заліза, г/моль;
VK – об'єм колби, мл;
VАЛ – об'єм аліквотної частини розчину солі Мора, мл.
Робота 3.Визначення H2O2 у розчині пероксиду водню
У кислому середовищі пероксид водню окислюється перманганатом калію:
- Відновлення;
- Окислення.
Молярна маса еквівалента H2O2 = 34,02/2 = 17,01 г/моль.
Перманганат калію KMnO4, стандартизований розчин.
Розчин пероксиду водню H2O2.
Сірчана кислота, H2SO4, 20%-ний розчин.
3 мл розчину H2O2, відміряні мікробюреткою, виливають у мірну колбу (250,0мл), наполовину заповнену дистильованою водою. Потім колбу доливають до мітки водою та отриманий розчин перемішують. Відібравши піпеткою 10,00 мл цього розчину переносять його в конічну колбу, додають до неї 10 мл 20% розчину H2SO4 і титрують розчином KMnO4.
Молярна концентрація еквівалента приготовленого розчину H2O2 C(1/2H2O2) моль/л визначається наступним чином: , де VАЛ – об'єм аліквоти досліджуваного розчину H2O2.
Маса H2O2 в 250,0мл розчину
де VK – об'єм колби (250 мл).
Процентна концентрація H2O2 де - щільність розчину (прийняти рівною 1 г/см 3 ).
Іодометрія
Метод заснований на реакції. Йод погано розчинний у воді, але в присутності йодид-іонів утворюється комплекс, тому при титруванні протікає реакція.
Стандартний потенціал пари I2/2I – невеликий (0,54 В). Вільний йод відносно слабким окислювачем, а іони є середніми відновниками. Багато відновників, потенціал яких менше 0,54 В, здатні окислюватися вільним йодом, а багато окислювачів, потенціал яких більше 0,54 В здатні відновлюватися йодид-іонами. Отже, в иодометрических методах визначення відновників використовується розчин йоду, а визначення окислювачів – розчин іодиду калію. Останній зазвичай є допоміжним, а робочим розчином є розчин тіосульфату натрію (Na2S2O3).
Точку еквівалентності в йодометрії визначають за допомогою специфічного індикатора – крохмалю.
Визначення відновниківпроводять прямим або зворотним титруванням. Необхідність застосування способу зворотного титрування викликана тим, що реакції між відновниками та йодом протікають із незначною швидкістю і не до кінця. Наявність же надлишку I2 призведе до швидкого таповному перебігу реакції.
Визначення окислювачів. При кількісному визначенні окислювачів використовувати як робочий розчин розчин KI не є можливим: по-перше, через те, що при титруванні встановлюється рухома рівновага між іодид-іонами і продуктами їх окислення, тобто реакція піде до кінця при надлишку іодид-іонів ; по-друге, немає можливості точно фіксувати точку еквівалентності та, по-третє, розчин KI дуже нестійкий. Тому визначення окислювачів застосовують непрямий метод – метод заміщення. Наприклад, якщо до кислого розчину дихромату калію додати надлишок розчину KI, то моно Cr2O7 2- відновляться іодид-іонами до Сr 3+ , виділивши при цьому еквівалентну кількість вільного йоду:
Йод, що виділився, титрують робочим розчином тіосульфату натрію і за витратою останнього неважко підрахувати кількість хрому в досліджуваному розчині.
ω% (Cr) = 0,00396 · 100% / 0,1200 = 3,30%.
Умови проведення йодометричних визначень
1. Йодометричне титрування не можна проводити в лужному середовищі (рН 9), т.к. йод реагує з лугом: I2 + 2 OH - = IO - + H2O.
2. Титрування ведуть холоді, т.к. йод-речовина летка, крім того, з підвищенням температури знижується чутливість крохмалю як індикатора.
3. Під час визначення окислювачів необхідно застосовувати значний надлишок KI, т.к. розчинність йоду у воді мала, і з KI утворюється комплексний іон I – + I2 = [I3] - .
Надлишок KI сприяє також прискоренню та більш повному перебігу реакції у потрібному напрямку.