МетодКА январь. Лабораторная работа 1 Определение содержания уксусной кислоты 16 в растворе методом кислотноосновного титрования 16

• Название: Лабораторная работа 1 Определение содержания уксусной кислоты 16 в растворе методом кислотноосновного титрования 16
• Дата: 13.05.2022
• Размер: 2.03 Mb.
• Имя файла: МетодКА январь.doc
• Тип: Лабораторная работа; #526787
• страница: 5 из 11

ВНИМАНИЕ! Раствор задачи оставляют для выполнения лабораторной работы № 5!

3. Статистическая обработка результатов анализа

См. лабораторную работу № 1.

Вывод: приводят полученные данные в виде , сравнивают результат с действительным значением и делают заключение о наличии или отсутствии случайных и систематических погрешностей, проанализировав возможные источники их возникновения.


Контрольные вопросы и задачи к лабораторным работам № 3 и № 4

Теоретические вопросы

1. 
   Идентичны ли понятия «комплексометрия»
   и «комплексонометрия»?
   
2. 
   Ступенчатые и суммарные константы образования комплексных соединений. Почему реакции со ступенчатым комплексообразованием
   не находят применения в титриметрии?
   
3. 
   Комплексоны I, II, III. Назовите причины их широкого использования в титриметрическом анализе.
   
4. 
   Ионное состояние ЭДТА в растворе при различных значениях рH.
   
5. 
   Влияние концентрации ионов водорода на равновесие реакции комплексообразования ЭДТА с ионами металлов. Как количественно оценивается это влияние?
   
6. 
   Чем обусловлена необходимость использования буферных растворов при комплексонометрическом титровании? Как это сказывается на равновесии Mⁿ⁺ + Y^4-  MY^{+ n-4}?
   
7. 
   Первичные стандарты в комплексонометрии. Приведите методику стандартизации комплексона III.
   
8. 
   Характеристика индикаторов, применяемых в комплексоно-метрическом титровании (условия их применения, механизм действия).
   
9. 
   Расчет кривых комплексонометрического титрования
   с использованием условных констант устойчивости. Изменится ли величина скачка титрования с изменением pH титруемого раствора?
   
10. 
    Определение содержания кальция и магния в растворе при их совместном присутствии.
    
11. 
    Металлоиндикаторы и область pH растворов, в которой они применяются.
    
12. 
    Если индикатор в своей кислотной форме имеет такой же цвет,
    как и его комплекс с ионом металла, можно ли использовать этот индикатор при определении данного металла?
    

Задачи

1. 
   Вычислите α₄ для ЭДТА при pH=5, если константы ионизации ЭДТА следующие: K₁=1,0·10^-2, K₂=2,1·10^-3, K₃=6,9·10^-7, K₄=5,5·10^-11.
   
2. 
   Постройте кривую титрования 25,00 мл 0,020 М раствора никеля 0,010 М раствором ЭДТА при pH=10, если константа устойчивости
   К_NiY = 10^18,62. Вычислите p[Ni] после добавления 0,00; 10,00; 25,00; 40,00; 50,00 и 55,00 мл титранта.
   
3. 
   На титрование 50,00 мл раствора, содержащего ионы кальция
   и магния, потребовалось 13,70 мл 0,12 М раствора ЭДТА при pH=12 и 29,60 мл при pH=10. Выразите концентрации кальция и магния в растворе в мг/мл.
   
4. 
   При анализе в 1 л воды найдено 0,2173 г оксида кальция и 0,0927 г оксида магния. Вычислите, какой объём ЭДТА концентрации 0,0500 моль/л был затрачен на титрование.
   
5. 
   На титрование 25,00 мл стандартного раствора, содержащего 0,3840 г сульфата магния, израсходовано 21,40 мл раствора трилона Б. Вычислите титр этого раствора по карбонату кальция и его молярную концентрацию.
   
6. 
   На основании констант образования (устойчивости) комплексонатов металлов, приведенных ниже, оцените возможность комплексонометрического титрования ионов металлов при pH = 2; 5; 10; 12.
   

Ионы	Ba2+	Mg2+	Ca2+	Zn2+	Fe2+	Fe3+	Al3+
lgKMY	7,78	9,12	10,59	16,26	14,20	25,15	16,50

Для этих значений pH рα₄ равна соответственно 13,5; 6,5; 0,45; 0,01. Ваши выводы сделайте с учётом того, что в растворе возможно протекание конкурирующих реакций образования гидроксокомплексов или гидроксидов металлов, произведения растворимости которых соответственно следующие:

Осадки	Ba	Mg	Ca	Zn	Fe(II)	Fe(III)	Al
-lgПР	2,3	9,22	5,26	17,15	15,0	37,2	32,0

7. 
   При титровании 0,01 М раствора Ca²⁺ 0,01 М раствором ЭДТА при pH=10 константа устойчивости K_CaY = 10^10,6. Вычислите, какой должна быть условная константа устойчивости комплекса металла с индикатором [CaInd] при pH=10, если в конечной точке титрования [CaInd]=[Ind].
   
8. 
   Константа кислотной ионизации индикатора, используемого при комплексонометрическом титровании, равна 4,8·10^-6. Вычислите содержание кислотной [H₂Ind] и щелочной [Ind²⁺] форм индикатора при pH = 4,9, если его общая концентрация в растворе составляет 8,0·10^-5 моль/л. Определите возможность использования данного индикатора при титровании раствора
   с pH=4,9, если цвет его кислотной формы совпадает с цветом комплекса.
   
9. 
   Для определения содержания алюминия в образце навеску образца 550 мг растворили и добавили 50,00 мл 0,05100 М раствора комплексона III. Избыток последнего оттитровали 14,40 мл 0,04800 М раствором цинка (II). Рассчитайте массовую долю алюминия в образце.
   
10. 
    При разрушении комплекса, содержащего висмут и йодид-ионы, последние титруют раствором Ag(I), а висмут – комплексоном III.
    Для титрования раствора, содержащего 550 мг образца, требуется 14,50 мл 0,05000 М раствора комплексона III, а на титрование йодид-иона, содержащегося в 440 мг образца, затрачивается 23,25 мл 0,1000 М раствора Ag(I). Рассчитайте координационное число висмута в комплексе, если йодид-ионы являются лигандом.
    
11. 
    Образец массой 0,3280 г, содержащий Pb, Zn, Cu, растворили
    и перевели в мерную колбу на 500,00 см³. Определение вели в три этапа:
    а) на титрование первой порции раствора объемом 10,00 см³, содержащего Pb, Zn, Cu, затрачено 37,50 см³ 0,0025 М раствора ЭДТА; б) во второй порции объемом 25,00 см³ замаскировали Cu, а на титрование Pb и Zn израсходовано 27,60 см³ ЭДТА; в) в третьей порции объемом 100,00 см³ замаскировали Zn
    и Cu, на титрование Pb затрачено 10,80 см³ ЭДТА. Определите массовую долю Pb, Zn, Cu в образце.
    

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНОЕ ТИТРОВАНИЕ

Окислительно-восстановительные взаимодействия связаны с переносом электронов между реагирующими частицами – молекулами, ионами или комплексами. Окислением называется реакция, связанная с потерей электрона реагирующей частицей, восстановлением – реакция, связанная
с приобретением электронов. Частицу, отдающую электрон, называют восстановителем, а принимающую электроны – окислителем. Молярное отношение между окисляющимся веществом и восстанавливающимся веществом должно быть таково, что число электронов, отданных одним веществом, равно числу электронов, принятых другим. Это следует учитывать при составлении окислительно-восстановительных реакций. Любую реакцию можно представить, как сумму полуреакций.

5Fe²⁺ + MnO₄^- + 8H⁺ → 5Fe³⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O

5 Fe²⁺ - e → Fe³⁺

1 MnO₄^- + 5e + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O

Мерой движущей силы полуреакции является электродный потенциал окислительно-восстановительной системы, который определяется как ЭДС гальванического элемента, составленного из исследуемой ОВ – системы в паре со стандартным водородным электродом, потенциал которого принят за 0,00 В при любой температуре.

Например:

(+) Cu | Cu²⁺ || H⁺ | H₂ (Pt) (–) Cu²⁺ + 2е « Cu⁰ H₂ – 2е « 2H⁺

(–) Zn | Zn ²⁺ || H⁺ | H₂ (Pt) (+) Zn ⁰– 2е « Zn ²⁺

2H⁺ + 2е « H₂

Под равновесным электродным потенциалом понимают потенциал, устанавливающийся на металлическом электроде в растворе своей соли (на инертном электроде, погруженном в раствор, содержащий ОВ – систему)
в отсутствие электрического тока.

Стандартный электродный потенциал Е⁰ – это равновесный потенциал, который данная окислительно-восстановительная система имеет в том случае, когда все компоненты, участвующие в полуреакции, находятся в стандартном состоянии, т.е. их активности равны единице ( ). Мы будем считать, что состояние иона близко к стандартному, если его концентрация составляет 1 моль/дм³. (Потенциалы, измеренные в паре со стандартным водородным электродом при активности ионов равной 1 и температуре 25°С, называются стандартными электродными потенциалами и обозначаются , ( прил. 6).

По соглашению Международного союза по теоретической и прикладной химии (IUPAC) термин «электродный потенциал» относится исключительно
к полуреакциям, записанным в форме реакции восстановления.

Например:

Cu²⁺ + 2е « Cu⁰ = + 0,337 В.

Zn ²⁺ + 2е « Zn⁰ = – 0,76 В.

За знак электродного потенциала принимают действительный знак изучаемого электрода относительно стандартного водородного электрода, который указывает направление самопроизвольного протекания процесса.
Так, положительный знак медного электрода означает, что реакция

Cu²⁺ + Н₂ « Cu⁰ + 2Н⁺

при обычных условиях протекает в сторону выделения металлической меди (слева направо). С другой стороны, отрицательный знак электродного потенциала цинка означает, что аналогичная реакция

Zn ²⁺ + Н₂ « Zn⁰ + 2Н⁺

самопроизвольно протекает в сторону растворения металлического цинка (справа налево).

Зависимость между величиной электродного потенциала полуреакции
и концентрацией потенциалопределяющих ионов (компонентов ОВ – системы) выражается уравнением Нернста.

(24)

где Е – потенциал, В;

– стандартный электродный потенциал, В;

R – газовая постоянная, 8,314 Дж/(моль·К);

Т – абсолютная температура, К (273 + t°С);

n – число электронов, участвующих в реакции;

F – число Фарадея, 96485,3399  0,0024 Кл/моль;

[Ox], [Red] – соответственно равновесные концентрации окисленной
и восстановленной форм;

a, b – стехиометрические коэффициенты.

При температуре 25°С и переходе к десятичным логарифмам получаем уравнение в виде

. (25)

В процессе титрования происходит изменение потенциала титруемой системы, так как постоянно меняется соотношение , однако после каждой порции добавленного титранта в растворе устанавливается состояние равновесия (Е_Ox = E_Red = E_сист). Наиболее резкое изменение потенциала происходит вблизи точки эквивалентности.

Кривые титрования

В редоксметрии кривые титрования строят в координатах Е = f(C_R),
они иллюстрируют графическое изменение потенциала системы в процессе титрования. До точки эквивалентности потенциал системы рассчитывается по отношению концентраций окисленной и восстановленной форм определяемого вещества (потому что до точки эквивалентности одна из форм титранта практически отсутствует), после точки эквивалентности – по отношению концентраций окисленной и восстановленной форм титранта (потому что после точки эквивалентности определяемое вещество оттитровано практически полностью).

Потенциал в точке эквивалентности определяется по формуле

, (26)

где – число электронов, участвующих в полуреакциях;

– стандартные электродные потенциалы полуреакций.

На рис. 10 представлена кривая титрования раствора щавелевой кислоты H₂C₂O₄ раствором перманганата калия KMnO₄ в кислой среде
([H⁺] = 1 моль/дм³).



Рис. 10. Кривая титрования 100,00 см³ раствора щавелевой

кислоты H₂C₂O₄ с С_1/z = 0,1000 моль/дм³ раствором перманганата

калия KMnO₄ с С_1/z = 0,1000 моль/дм³ при =1 моль/дм³

Потенциал полуреакции MnO₄^- + 5e + 8H⁺ → Mn²⁺ + 4H₂O зависит от рН среды, так как в полуреакции участвуют ионы водорода.

Константа равновесия редокс-реакции

Рассмотрим окислительно-восстановительное равновесие

aA_Red+ bB_OxaA_Ox+ bB_Red,

для которого можно записать полуреакции

aA_Ox+ne  aA_Red

bB_Ox+ne  bB_Red ,

где n – число электронов, участвующих в ОВ–реакции.

Если компоненты этой системы находятся в химическом равновесии,
то электродные потенциалы полуреакций равны (Е_А = Е_В). Выразим электродные потенциалы полуреакций из уравнения Нернста, тогда при равновесии

,

,

,

,

, (27)

где n – число электронов, участвующих в ОВ – реакции.

Для аналитических целей используются реакции, которые протекают
на 99,9 %, то есть:

К_равн = = .

В случае одноэлектронного перехода, когда n₁ = n₂ = 1, необходимая минимальная разность потенциалов для протекания реакции на 99,9 % следующая:

= 0,354В.

В методах окислительно-восстановительного титрования в качестве титрантов – окислителей используют растворы брома, йода, солей
церия (IV), перманганата калия (KMnO₄), бихромата калия (K₂Cr₂O₇), бромата (BrO₃^–), йодата (IO₃^–), в качестве титрантов – восстановителей применяют растворы солей Fe²⁺,Cr²⁺ , Sn²⁺ ,Ti³⁺, арсенит натрия (NaH₂AsO₃), оксалат – ион (C₂O₄^2-), аскорбиновую кислоту (C₆H₈O₆).

Название окислительно-восстановительного метода титриметрического анализа зависит от названия реагента, используемого в качестве титранта. Классификация методов окислительно-восстановительного титрования

1. 
   Перманганатометрия: титрант KMnO₄.
   

Основное уравнение:

MnO₄^- +8H⁺ + 5e = Mn²⁺ + 4H₂O, = +1,51 В.

2. 
   Дихроматометрия: титрант K₂Cr₂O₇.
   

Основное уравнение:

Cr₂O₇^2-+14H⁺+6e=2Cr³⁺+7H₂O, = +1,33 В.

3. 
   Иодометрия: титранты I₂, Na₂S₂O₃.
   

Основные уравнения: I₂ +2e  2I^-, = 0,54 В

2S₂O₃^2- – 2e  S₄O₆^2-, = +0,09 В.

4. 
   Броматометрия: титрант KBrO₃.
   

Основное уравнение: BrO₃^- +6H⁺ +6e = Br^- +3H₂O, = +1,44 В.

5. 
   Нитритометрия: титрант NaNO₂.
   

Основное уравнение для определения восстановителей:

NO₂^- + 1e + 2H⁺ = NO + H₂O, = +1,2 В.

Основное уравнение для определения окислителей:

NO₂^- – 2e + H₂O = NO₃^- + 2H⁺, = +0,96 В.

Основное уравнение взаимодействия с первичными аминами:

R-NH₂ + NaNO₂ + 2HCl  [R-N⁺≡N]Cl^- + 2H₂O + NaCl