Учебнометодический комплекс Аналитическая, физическая и коллоидная химия

Название	Учебнометодический комплекс Аналитическая, физическая и коллоидная химия
Анкор	umk_an-fiz111.doc
Дата	03.11.2017
Размер	1.36 Mb.
Формат файла
Имя файла	umk_an-fiz111.doc
Тип	Учебно-методический комплекс #10095
страница	6 из 24

1 2 3 4 5 6 7 8 9 ... 24

_{Способы титрования.}

_{1. прямое титрование. При прямом титровании титрант непосредственно добавляют к титруемому веществу. Такой способ применим только при выполнении всех требований, перечисленных выше.}

_2._{обратное титрование}_{(с избытком), используется при медленно протекающей реакции.}_{Если скорость реакции мала, или не удается подобрать индикатор, или наблюдаются побочные эффекты, например потери определяемого вещества вследствие летучести, можно использовать прием обратного титрования: добавить к определяемому веществу заведомый избыток титранта Т}₁_{, довести реакцию до конца, а затем найти количество непрореагировавшего титранта титрованием его другим реагентом Т}₂_{с концентрацией с}₂_{. очевидно, что на определяемое вещество затрачивается количество титранта Т}₁_{, равное разности}_с_Т1_V_T₁_–_c_T₂_V_T₂_.

_{Очень важным вопросом является способы выражения концентрации раствора.}

_{Молярные растворы - моль/ л}

_1М_р-р_{- в 1 литре находится 1 г/моль вещества}

_{Нормальные растворы (раствор должен содержать в 1 л заданное число эквивалентных масс).}

_{Химическим эквивалентом называется количество вещества эквивалентное одному г -атома водорода.}

_{Титр -Т . Титр по рабочему веществу}

_Т=_m_в-ва_{/1000 г/мл Т=49/1000=0,049}

_{Титр по рабочему веществу надо перевести в титр по определяемому веществу, воспользовавшись фактором пересчёта.}

_T_onp₌_T_раб_·_F

_{Пример:}_NaOH₊_HCl₌_Na_Cl₊_H₂_O_F_=М_NaOH_/М_HCl

_{Основные уравнения в титриметрическом анализе}

_{Все расчеты в титриметрическом методе анализа основаны на использовании закона эквивалентов: вещества реагируют между собой в эквивалентных количествах.}

_N₁_∙_V₁₌_N_x_∙_V_x_,

_где_N₁_{- нормальность титранта,}_V₁_{- количество раствора, которое вылили из бюретки для химической реакции,}_N_x_V_x_{- характеристика искомого вещества}

_N_x₌_N₁_∙_V₁_/_V_x_,

_{ω=(Т ∙}_V_x_{/ а) 100%}

_{а – навеска анализируемого вещества.}

_{В ходе титрования устанавливается точный объем стандартного раствора, пошедшего на титрование определяемого вещества. Расчет основан на равенстве количеств эквивалентов стандартного раствора и определяемого вещества. Количество эквивалентов стандартного раствора вычисляют, используя разные способы выражения концентраций: молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалента, титр рабочего раствора, титр рабочего раствора по определяемому веществу.}

_{Пример: Для определения концентрации уксусной кислоты взято20 мл анализируемого раствора. На титрование этого раствора пошло15 мл 0.1 М раствора NaOH. Вычислить концентрацию анализируемого раствора уксусной кислоты.}

_{Расчет концентрации уксусной кислоты с (СН}₃_{СООН) в анализируемом растворе основан на равенстве количества эквивалентов уксусной кислоты, содержащихся в 20 мл ее раствора, количеству эквивалентов гидроксида натрия в 15 мл 0.1 М стандартного раствора NaOH.}

_{n (CH}₃_{COOH) = n (NaOH) .}

_{Количество эквивалентов гидроксида натрия вычисляется как}

_{n (NaOH) = ( c (NaOH) / 1000) V (NaOH) .}

_{Аналогично можно представить количество эквивалентов уксусной кислоты:}

_{n (CH}₃_{COOH) = ( c (CH}₃_{COOH) / 1000) V (CH}₃_{COOH) .}

_{Отсюда концентрация уксусной кислоты вычисляется по уравнению:}

_c_CH3COOH_{= [(c}_NaOH_V_NaOH_{] /V}_CH3COOH_{=(0.1 15)/20 = 0.075}_моль_/_л_.
_{Методы титриметрического анализа}
_{По типу используемых реакций методы делятся:}

_{1.методы, основанные на реакциях соединения ионов, к ним относятся кислотно-основного и осадительного титрования.}

_{2.методы, основанные на реакциях окисления - восстановления, к ним относятся методы окислительно-восстановительного титрования..}

_{3.методы, основанные на реакциях комплексообразования, методы комплексометри-ческого титрования.}

_{Метод кислотно-основного титрования (нейтрализации) основан на взаимодействии кислот с основаниями или соединении протонов с гидроксид ионами.}

_Н⁺_+ОН^-_=Н₂_О

_{Метод позволяет определять в растворах не только концентрацию кислот и оснований, но и концентрацию гидролизующихся солей.}

_{Метод осадительного титрования основан на осаждении определяемого элемента в виде малорастворимого соединения.}

_{Титриметрическим методам осаждения дают название в зависимости от раствора титранта, например: аргентометрия, перманганатометрия, бихроматометрия.}

_{Метод комплексообразования объединяет титриметрические определения основанные на образовании малоионизирующихся комплексных ионов. С помощью этих методов определяют различные катионы: Магний, кальций , цинк, алюминии и анионов- хлор, фтор. Метод основан на использовании сложных органических реактивов- комплексонов.}

_{Методы окислительно-восстановительного титрования основаны на реакциях ОВР между анализируемым веществом и титрованным раствором. Их используют для определения восстановителей или окислителей.}

_{В зависимости от титранта различают:}

_{Ацидиметрическое титрование (кислота) в качестве раствора титранта используют 0,1, 0,01н соляную или серную кислоты.}

_{Алкалиметрическое титрование (основание) - используют 0,1 ,0,01н гидроксиды натрия или бария.}

_{Ацидиметрическое титрование применяют для определения сильных и слабых оснований, основных солей, солей слабых кислот, обладающих основными свойствами. В точке эквивалентности среда может быть нейтральной, кислой или щелочной в зависимости от типа определяемого вещества.}

_{Если титруется слабое основание, происходит реакция нейтрализации слабого основания сильной кислотой, полученная соль подвергается гидролизу}
_{Лабораторная работа 1.}

_{Определение кристаллизационной воды в кристаллогидрате хлорида (или сульфата) бария}
_{Бюкс, в котором будет проводится взвешивание, необходимо тщательно вымыть, высушить в сушильном шкафу до постоянного веса. При высушивании и охлаждении бюкс должен быть открыт, а при взвешивании закрыт.}

_{Выполнение работы.}_{Взвесьте бюкс на аналитических весах. На технических весах взвесьте 1,5г хлорида бария Ва}_Cl₂_∙2_H₂_O_{поместите навеску в бюкс, закройте крышкой и снова взвесьте.}

_{Высушивание. Перевернув крышку бюкса на ребро, поставьте его на полку в сушильном шкафу. Под бюкс положите листок бумаги. Бюкс держите в сушильном шкафу при Т=120-125}⁰_{С около двух часов. Через два часа тигельными щипцами переместите бюкс вместе с крышкой в эксикатор. Через 20 мин закройте бюкс крышкой и взвесьте на аналитических весах. Далее снова поставьте бюкс с солью в сушильный шкаф на 1 час, снова охладите и взвесьте. Если второе взвешивание дало такой же результат, что и первое или отличается на 0,0001г, то кристаллизационная вода удалена почти полностью. Если же отличие более 0,0001г то высушивание повторяют до получения постоянной массы.}

_{Вычисления.}

_{Допустим, что получены следующие данные:}

_{Масса бюкса с веществом- 13,9602г}

_{Масса пустого бюкса- 12,4234г}

_{Навеска 1,5368г}

_{Масса бюкса с веществом после высушивания}_m₁_=13,7352г,_m₂_=13?7341г,_m₃_=13,7340г.

_{Количество кристаллизационной воды в навеске: 13,9602 -13,7340=0,2262г}

_{в 1,5368г Ва}_Cl₂_∙2_H₂_O_{содержится 0,2226г}_H₂_O

_{а в 100г Ва}_Cl₂_∙2_H₂_O_{содержится - х}_H₂_O

_{х=0,2226 ∙ 100/1,5368=14,72г (или 14,72%).}

_{Проверка проведенного анализа:}

_{в 244,3г содержится 36,03г}_H₂_O

_{а в 100г Ва}_Cl₂_∙2_H₂_O_{содержится - х}_H₂_O

_{х=36,03∙ 100/244,3=14,75г или 14,75%}

_{Абсолютная ошибка составит: 14,72-14,75=-0,03%}
_{Самостоятельная работа. Законспектировать: Фильтрование. Промывание осадков. Промывание раствором осадителя. Промывание раствором электролита. Высушивание и прокаливание осадка.}
_{Лабораторная работа 2. Ацидиметрическое титрование}
_{Опыт 1. Стандартизация растворов HCl}

_{Для определения концентрации соляной кислоты пользуются первичными стандартами – веществами, титрованные растворы которых готовят растворением точной навески вещества и определенном объеме воды.}

_{В качестве стандартных веществ в кислотно-основном титровании применяют буру (тетрабората натрия) Na}₂_B₄_O₇_·10H₂_{O или соду (карбонат натрия) Na}₂_CO₃_.

_{Карбонат натрия реагирует с соляной кислотой по уравнениям:}

_Na₂_CO₃_+HCl→NaHCO₃_{+NaCl CO}₃^2-_+H⁺_→HCO₃^-

_Na₂_CO₃_+2HCl→H₂_CO₃_{+2NaCl CO}₃^2-_+2H⁺_→H₂_CO₃^-

_{Как видно из уравнений Na}₂_CO₃_{превращается сначала в NaHCO}₃_{(рН8.3), которой при дальнейшем прибавление HCl превращается в свободную H}₂_CO₃_{(рН4.2). в первом случае оттитровывается половина карбоната натрия (индикатор – фенолфталеин). Обычно стандартизацию HCl проводят с метилоранжем (по второму уравнению), при котором расходуется весь карбонат. В этом случае эквивалентом будет являться условная частица ½ молекулы}_Na₂_CO_3,_{поскольку 1 молекула}_Na₂_CO₃_{взаимодействует с 2 ионами водорода.}

_{Молярная масса эквивалента}_Na₂_CO₃_{для этой реакции будет равна:}

_{М(1/2 Na}₂_CO₃_{)= М/2=106/2=53г/моль}

_{Для приготовления 100 мл 0,1 н. раствора необходимо взять:}

₁₀₀_мл_-0,1·53,00_г_{. Na}₂_CO₃

₁₀₀_мл_{- x}_г_{. Na}₂_CO₃

_{х=0,1 ∙53,0 ∙100/1000=0,5300г (}_Na₂_CO₃₎

_{Взвешивают на аналитических весах сначала чистое сухое часовое стекло, а затем часовое стекло с содой. Нет необходимости добиваться, чтобы взятая навеска точно отвечала рассчитанной (теоретической). Важно знать ее истинную величину, по которой легко определить концентрацию полученного раствора. Например, вместо рассчитанной навески 0,5300 г. отвешено 0,5400 г. нормальная концентрация раствора находится из соотношения}

_{0,1000 н. раствор содержит 0,5300 г.}_Na₂_CO₃

_N_x_{раствор содержит 0,5400 г.}_Na₂_CO₃

_N_x_{=0,100 ∙0,5400 /0,5300=0,1020}_н.

_{Выполнение работы. В горлышко мерной колбы объемом 100 мл вставляют чистую сухую воронку. Навеску вещества осторожно, не распыляя, пересыпают через воронку в колбу и тщательно и многократно ополаскивают водой из промывалки часовое стекло, после чего ополаскивают воронку и вынимают ее из горлышка колбы. Добавляют в колбу воду (на 2/3 ее объема) и полностью растворяют вещество, перемешивая содержимое колбы плавным круговым движением. Когда все вещество перейдет в раствор, доводят объем раствора водой до метки. После этого колбу плотно закрывают пробкой и тщательно перемешивают раствор, многократно перевертывая и встряхивая колбу (пробку следует придерживать указательным пальцем).}

_{В бюретку наливают раствор соляной кислоты. Отбирают пипеткой 10 мл приготовленного стандартного раствора карбоната натрия, переносят его в коническую колбу для титрования (емкостью250 мл), добавляют 2-3 капли метилового оранжевого, 20 мл дистиллированной воды и титруют соляной кислотой до изменения цвета, индикатора от 1 капли HCl из желтого в оранжевый. Титрования проводят несколько раз до сводимых результатов. Нормальность HCl вычисляют по формуле:}

_N_HCl₌_N_Na₂_CO_{3 ∙}_V_Na₂_CO₃_/_V_HCl

_{где V}_HCl_{= (V}₁_+V₂_+V₃_+V_n_)/_n_n_{,- среднее из n определений}
_{Опыт 2. Установка титра и нормальности раствора HCl по буре.}

_{Выполнение работы}_._{В чистую коническую колбу отмеривают пипеткой 10 мл приготовленного раствора бура Na}₂_B₄_O₇_·10H₂_{O, прибавляют 1-2 капли раствора метилового оранжевого и титруют рабочим раствором соляной кислоты до слабо-розовой окраски. Титрование нужно повторить 3 раза и из сходящихся результатов взять среднее. Расчеты:}

_N_hci₌_V_Na₂_B₄_O_7·10_H₂_O_∙_N_Na₂_B₄_O_7·10_H₂_O_/_V_ср_hci

_Т_HC_1/_Na₂_B₄_O_7·1_OH₂_O₌_N_HCl_∙Э_{Na2B4O7·10H2O}_{/ 1000}
_{Опыт 3. Определение едкого натра и карбоната натрия при совместном присутствии в растворе.}

_{Едкий натр поглощает из воздуха диоксид углерода СО}₂_{и частично превращается в карбонат натрия:}

₂_NaOH₊_CO₂₌_Na₂_CO₃₊_H₂_O

_{Поэтому нередко определяют содержание едкого натрия}_NaOH_{и карбоната натрия}_Na₂_CO₃_{при совместном присутствии их в растворе.}

_{Титрование такого раствора с соляной кислотой протекает следующим образом:}

_NaOH+Na₂_CO₃_{+HC1 = NaCl+NaHCO}₃_+H₂_O

_далее:

_NaHCO₃_{+HCI =NaCI+H}₂_O+CO₂

_{первая стадия завершается при рН=8,31, когда изменяет окраску фенолфталеин, а вторая - при рН=3,84, т.е., когда изменяется окраску метилпвый оранжевый.}

_{Из уравнения видно, что с фенолфталеином оттитровывается весь едкий натр и половина карбоната натрия. Оставшуюся половину карбона натрия дотитровывают с метиловым оранжевым.}

_{Выполнение работы}_._{Перенесите пипеткой 10,0 мл анализируемого раствора в коническую колбу и прибавить 4-5 капель фенолфталеина, который окрасит жидкость в малиновый цвет. Титруйте ее рабочим раствором соляной кислоты до обесцвечивания, которое должно произойти от одной избыточной капли кислоты. Запишите отсчет. Затраченный объем соляной кислоты}_V₁_{соответствует всему определяемому едкому натру и половине карбоната натрия.}

_{После этого прибавьте к титруемому раствору 1-2 капли метилового оранжевого, в результате чего содержимое колбы окрасится в желтый цвет. Не доливая кислоту в бюретку, продолжайте титровать раствор до перехода желтой окраски в}_{бледно-розовую. Запишите второй отсчет}_V₂_.

_{Точное титрование с фенолфталеином и метиловым оранжевым повторите 2-3 раза и из отсчетов возьмите средние данные.}

_{Вычислить нормальные концентрации едкого натра и карбоната натрия в анализируемом растворе.}

_Объем_V₁_{соответствует всему определенному количеству}_NaOH_{и половине количества Na}₂_СО₃_.

_Объем_V₂_{соответствует оставшейся концентрации}_Na₂_CO₃_.

_{Объем раствора, пошедшего на титрование всего}_Na₂_CO₃_:

_V_HCl_/Na₂_CO₃_=2(V₂_-V₁₎

_{Объем раствора, пошедшего на титрование всего NaOH:}

_V_HCl_{/Na,OH =V}₂_-2(V₂_-V₁₎

_{Нормальная концентрация раствора по карбонату натрия:}

_С_Na2CO3_{= (}_С_HCl_∙_V_HCl_/_Na2CO3_{) /V}_р_-_ра

_{Нормальная концентрация раствора по гидроксиду натрия:}

_С_NaOH_=(С_HCl_∙_V_HCl_/_NaOH_{) /}_V_р-ра

_C_hci_{- нормальная концентрация растворов соляной кислоты.}

_{Vp-ра - объем анализируемого раствора взятый для титрования (10 мл).}
_{Опыт 4. Определение карбонатной жесткости воды}

_{Известно, что жесткость обусловлена присутствием в воде растворимых солей кальция и магния.}

_{Карбонатная жесткость зависит}_o_{т содержания в воде гидрокарбонатов кальция и магния. Она почти полностью устраняется кипячением, при котором гидрокарбонаты разлагаются:}_Ca₍_HCO₃₎₂_→_CaCO₃_↓₊_CO₂_{↑ +}_H₂_O

_{поэтому карбонатную жесткость называют также устранимой или временной.}

_{Некарбонатная жесткость вызывается присутствием в воде сульфатов, а также хлоридов кальция и магния. Кипячением она не устраняется и поэтому называется постоянной. Сумма карбонатной и некарбонатной жесткости дает общую жесткостьводы.}

_{Карбонатную жесткость определяют титрованием определенного объема воды рабочим раствором соляной кислоты с метиловым оранжевым. Химизм процесса выражается уравнениями:}

_Са(НСО₃₎₂_+2НС1→_СаС1₂_+2СО₂_+2Н₂_О_Mg₍_HCO₃₎₂₊₂_HCl_→_MgCl₂₊₂_H₂_O

_{Выполнение работы. В коническую колбу отмерьте пипеткой 100,0 мл анализируемой воды прибавьте 2-3 капли метилового оранжевого и титруйте рабочим раствором соляной кислоты до перехода желтой окраски индикатора в бледно-розовую. Повторите титрование 2-3 раза и из сходящихся отсчетов возьмите среднее.}

_{Расчеты:}

_{Чтобы вычислить карбонатную жесткость в миллиграмм - эквивалентах на 1 л воды, находят нормальность раствора солей и умножают ее на 1000:}

Ж_H₂_O= (V_HCl _∙N_HCl /V _H₂_O)_∙1000 (мг·экв/л).
_{Лабораторная работа 3. Алкалиметрическое титрование}
_{Опыт 1.Установка титра и нормальности раствора едкого натра по щавелевой кислоте.}

_{Выполнение работы.}_{Ополосните пипетку стандартным раствори щавелевой кислоты, перенесите 10 мл его в коническую колбу, прибавьте каплю фенолфталеина и титруйте раствором щелочи до появления бледно-малиновой окраски, не исчезающей в течение 1-2 мин. (при продолжительном стоянии окраска исчезает из-за поглощения раствором.СО}₂_{)- Титрование нужно повторить 1-3 раза, из сходящихся результатов взять среднее.}

_{Расчеты:}_N_NaOH₌_V_Н2С2_O_4·2_H₂_O_∙_N_Н2С2_O_4·2_H₂_O_/_V_ср_NaOH

_Т_NaOH_/_H₂_C₂_O_4·2_H₂_O₌_N_NaOH_∙Э_Н2С2_O_4·2_H₂_O_{/ 1000}
_{Опыт 2. Определение содержания органической кислоты в образцах}

_{Щавелевая и винная кислоты содержатся в различного рода биологическом материале.}

_{Выполнение работы. Возьмите маленькую пробирку с образцом винной или щавелевой кислоты. Взвесте пробирку на аналитических весах, перемесите содержимое ее в мерную колбу емкостью 100 мл, пользуясь стеклянной воронкой. Снова взвесьте пробирку и по разности вычислите величину навески. Обмойте воронку дистиллированной водой, уберите ее, добейтесь полного растворения навески и осторожно, по I каплям, доведите объем раствора водой до метки. Не забудьте перемешать раствор.}

_{Бюретку с рабочим раствором едкого натра подготовьте к работе. Ополосните пипетку анализируемым раствором и отмерьте 10,00 мл его в коническую колбу. Прибавьте каплю фенолфталеина и тируйте рабочим раствором едкого натра, до появления бледно-малиновой окраски, не исчезающее в течение 1 мин. Повторите титрование 2-3 раза и из сходящихся отсчетов возьмите среднее. Вычислите нормальность раствора винной или щавелевой кислоты, найдите массу кислоты в 100 мл анализируемого раствора, выразите содержание ее в процентах.}

_{Допустим что навеску образца винной кислоты Н}₂_С₄_Н₄_О₆_{, составившую 0,5466 г, растворили в воде и довели объем раствора до 100мл.На титрование 10,00 мл его пошло в среднем 7,55 мл 0,09438 н. раствора едкого натра.}

_{Нормальность раствора винной кислоты находят обычным способом:
N}_H2C4H4O6=_N_NaO_Н_∙_V_ср_NaOH_/_V_H2C4H4O6_{=0,09438 ∙7,55/10=0,07126}

_{отсюда количество кислоты в 0.1 л раствора:}

_Q=N·Э·V_л_{=0.07126·75.03·0,1=0.5347 г.}

_{или в процентах:}

_{W= Q/ Q}_{(навеска)}_{·100%= 0,5347/0,5466 ·100% =97.82%}

_{Содержание щавелевой кислоты в образце рассчитывают аналогично.}
_{Методы осаждения}

_{Методы осаждения основаны на способности некоторых веществ при взаимодействии с титрованными растворами реактивов давать практически нерастворимые осадки. Так как в момент полного осаждения обоих компонентов их количества эквивалентны друг другу, то, зная объем истраченного титрованного раствора, нетрудно вычислить количество исследуемого вещества.}

_{Конец реакции определяют или по прекращению выпадения осадка, или с помощью индикаторов. В качестве индикаторов можно употреблять лишь такие вещества, которые вступают в реакцию после того, как закончится главная реакция. Вступая в реакцию с одним из участвующих в титровании ионов, индикатор дает вещества, производящие в жидкости легко наблюдаемые изменения: образование осадка иного цвета, изменение цвета самой жидкости. Наиболее часто используются те реакции, в результате которых образуется трудно растворимые сомнения серебра: AgCl, AgBr, Agl, AgCN, AgCNS. Метод, основанный на применении этого реактива, называется аргентометрическим.}

_{Методы осаждения применяются в клиническом анализе для определения хлоридов в моче, желудочном соке и крови, а в санитарно-гигиеническом - при анализе питьевых вод и т.д. Для количественного определения галогенов и серебра наиболее часто пользуются методами Мора и Фольгарда.}
_{Метод Мора}

_{Метод основан на том, что галиды (хлориды, бромиды, иодиды) с ионом серебра дают практически нерастворимый галид серебра, выпадающий в осадок. Рабочий титрованный раствор - раствор}_AgNO_3._{Для определения конца реакции пользуются хроматом калия К}₂_Сг0₄_{. В этом случае протекают две реакции:}

_Cl^-₊_Ag⁺₌_AgCl_;_CrO₄^2-₊₂_Ag⁺₌_Ag₂_CrO₄

_{Обе получающиеся соли -}_AgCl_и_Ag₂_Cr₀₄_{- трудно растворы в воде, но при добавлении}_AgNO₃_{к раствору, содержащему, кроме ионов Сl}^-_{, также ионы СlO}₄^2-_{первоначально образуется}_AgCl_{и только потом, когда ионы Сl}^-_{практически полностью будут удалены из раствора, начинается образование}_Ag₂_CrO₄_{. В этот момент цвет осадка начнет изменяться: из белого или желтого он будет переходить в [красноватый, по появлению которого и судят о том, что реакция между ионами Сl}^-_и_Ag⁺_{закончилась. Такая последовательность образования осадков зависит от того, что}_AgCl_{менее растворим (1,25-10}_{г-экв/л),}_чем_Ag₂_Cr₀₄_(0,65-10_{г-экв/л),}_{и потому осаждается из раствора первым.}

_{Применение метода Мора ограничено: точные результаты получаются только}_{в нейтральной среде. В минеральных кислотах}_Ag₂_Cr₀₄_{растворяется и в их Присутствии выпадать не может. В присутствии щелочей метод Мора также не применим, так как в таких растворах ионы ОН}^-_{дают с ионами}_Ag⁺_{бурый осадок Ag}₂_{O, который образуется вследствие распада получающейся неустойчивой гидрида серебра:}

₂_Ag⁺₊₂_OH₌_Ag₂_O₊_H₂_O

_{В аммиачной среде осадки}_AgCl_и_Ag₂_Cr₀₄_{растворяются, что обусловлено образованием комплексных аммиачно-серебряных солей. Не применим этот метод}_{также в присутствии ионов Ba}²⁺_{, Pb}²⁺_{и всех остальных ионов, которые дают не растворимые в воде осадки с ионами CrO}₄^2-_.

_{Титрование по Мору следует производить при комнатной температуре, так как с повышением температуры увеличивается произведение растворимости Ag}₂_CrO₄^2-_{; вследствие этого уменьшается чувствительность индикатора к иону Ag}⁺_.
_{Метод Фольгарда}

_{Метод основан на образовании не растворимого в воде роданида серебра}_AgCNS_{, имеющего белый цвет. В качестве рабочих титрованных растворов применяют раствор нитрата серебра}_AgNO₃_{и раствор роданида калия К}_CNS_{или аммония}_N_Н₄_CNS_{, применимым в нейтральной и кислой среде. Наличие в растворе свободной кислоты дает более точный результат. Конец осаждения определяют индикаторами. В качестве индикатора применяют железо – аммиачные квасцы}_N_Н₄_Fe₍_SO₄₎₂_∙₁₂_H₂_O_{, которые в виде насыщенного раствора прибавляются к титруемой жидкости. Протекает реакция:}

_{Ag+ CNS= AgCNS}

_{Как только реакция между ионами Ag и CNS заканчивается, следующая капля роданида калия вызывает образование роданида железа, который окрашивает жидкость в красный цвет}

_Fe_{+ 3}_CNS₌_Fe₍_CNS₎₃

_{Для приготовления железо-аммиачных квасцов, нагревают насыщенный раствор, дают раствору охладится, затем фильтруют. К профильтрованной жидкости прибавляют концентрированную азотную кислоту до тех пор , пока она не станет бесцветной.}
_{Лабораторная работа}

_{Опыт 1 . Определение хлорида натрия по Мору.}

_{Выполнение работы. На аналитических весах точно отвесить 1,4598г хлорида натрия (на 250 мл воды). Навеску перенести в мерную колбу растворить навеску в дистиллированной воде и довести до 250 мл. Отмерить пипеткой 20мл приготовленного раствора, прибавить 0,5 мл 5% раствора К}_Cr₀₄_{и титровать из бюретки рабочим раствором AgNO}₃_{. По результатам титрования вычислить процентное содержание соли в пробе.}

_{Определить нормальность}_{приготовленного раствора хлорида натрия:}

_N_NaCl_=V_AgNO3_∙_N_AgNO3_{/ V}_NaCl_,_экв_/_л_.

_{Содержание в навеске определяем по формуле:}

_Q_{найдено}_=М_NaCl_∙_N_NaCl_∙_V_колб_{/ 1000}

_W_%_NaCl₌_Q_{найдено}_∙_100/_Q_исх
_{Опыт 2. Определение хлорида натрия по Фольгарду}

_{Выполнение работы}_{. На аналитических весах точно отвесить навеску}_NaCl₍_m_{1=0,5798г) таким образом, чтобы получился 0,1н раствор. Из приготовленного раствора взять 25 мл, перенести в коническую колбу на 200мл и прилить из бюретки точно отмеренный объем титрованного раствора}_AgNO₃_{. Объем раствора АgNO}₃_{должен быть в 2 раза больше, чем нужно для полного осаждения ионов}_Cl^-_{. Образуется осадок}_AgCl_{, а некоторая часть AgNO}₃_{остается в свободном состоянии. Колбу с мутной жидкостью сильно встряхивают до тех пор пока}_AgCl_{не свернется, образуя комки и не осядет на дно. Жидкость становится прозрачной. Прибавляют 2-3 мл железо –аммиачных квасцов и оттитровывают избыток нитрата серебра}_N_Н₄_CNS_{до появления красноватого окрашивания не исчезающего при сильном взбалтывании. Расчет проводят по формулам.}_V₁_AgNO₃_{–объем прилитого раствора}_AgNO₃

_V₂_AgNO₃₌_V_N_Н4_CNS_∙_N_N_Н4_CNS_/_N_AgNO₃_{, экв/л.}

_N_NaCl_{= (V}₁_AgNO3_–_V₂_AgNO3₎_∙_N_AgNO3

_m_{2 NaCl}₌_Э_NaCl_∙_N_NaCl_∙100/1000,_(m_{2 NaCl}_{/ m}_{1 NaCl}₎_∙100%
_{Редоксиметрия. Окислительно - восстановительное титрование.}

_{Перманганатометрия.}
_{Методы окислительно-восстановительного титрования (редокс-метрия) основаны на количественном окислении или восстановлении определяемых веществ. Эти методы нашли очень широкое применение в анализе. В них используют реакции, при которых происходит перенос электронов от одного иона, атома, молекулы к другому. Число электронов, отданных одним веществом, равно числу электронов, принятых другим. Следствием такого перераспределения электронов является изменение степени окисления соответствующих ионов, атомов, молекул. Степень окисления восстанавливающихся ионов понижается, а степень окисления окисляющихся - повышается, например:}

₂_Fe³⁺_{+ 2}_I^-₌₂_Fe²⁺₊_I₂_{(железо восстанавл}_{ивается, иодид - ион - окисляется).}

_{Методы окислительно-восстановительного}_{титрования называют по применяемым раствором титрантов: перманганатометрия (титрант - раствор КМ}_n_О₄_{); бихроматометрия (титрант - раствор К}₂_Cr₂_O₇_{); иодометрия (титрант - раствор иода) и пр.}

_{Методы окислительно-восстановительного титрования используют в аналитическом контроле объектов окружающей среды, в частности, в анализе природных и технических вод. Так, перманганатометрию используют для определения кальция в природных водах сложного солевого состава: ионы Са}²⁺_{выделяют в виде малорастворимого}_CaC₂_O₄_{, осадок растворяют в кислоте, а выделившуюся}_H₂_C₂_O₄_{оттитровывают перманганатом}

_{Важнейшей характеристикой природных и сточных вод является их окисляемость, которая служит мерой оценки содержания органических веществ в воде. Окисляемость вод определяют бихроматометрическим титрованием.}

_{Современные биотехнологические производства используют различные штаммы микроорганизмов, которые существенно изменяют окислительно-восстановительные свойства среды. Для создания оптимальных условий роста микроорганизмов, а также для оценки экологической безопасности сточных вод биотехнологических производств необходим надежный аналитический контроль, в котором используют перманганатометрию и иодометрию.}

_{Йодометрическим методом определяют содержание галогенов в биологических объектах, например, в растениях; осуществляют контроль качества сельскохозяйственных продуктов: жиров, сливочного масла, молочных продуктов.}

_{Перманганатометрией называют метод титриметрического анализа, где рабочим раствором служит раствор перманганата калия (КМ}_n_О₄_{). В процессе титрования анализируемого раствора в кислой среде малиново-фиолетовая окраска раствора перманганата калия обесцвечивается. После достижения точки эквивалентности первая избыточная капля раствора перманганата калия окрашивает титруемый раствор в бледно-малиновый цвет. Перманганат калия проявляет окислительные свойства в кислой, щелочной или нейтральной среде.}

_{Например:}

_{Окислитель М}_n_О₄^-_{+ 8}_H⁺_{+5е = М}_n_{+ 4Н}₂_О_₅

_{Восстановитель С}₂_O₄_-2е=2СО₂_₂

_М_n_О₄^-_{+ 16}_H⁺_{+5 С}₂_O₄_{= 2М}_n⁺²_{+ 8Н}₂_{О +10СО}₂

_5Н₂_С₂_O₄_{+ 2КМ}_n_О₄_{+ 3}_H₂_SO₄_{= 2М}_nSO₄_{+ К}₂_SO₄_{+ 8Н}₂_О+10СО₂

_{При титровании в щелочной и в нейтральной среде Мп}⁷⁺_{восстанавливается до Мп}⁴⁺_:

_Cr₂₍_SO₄_{) + 2КМ}_n_О₄_{+ 8К}_O_{Н = 2М}_n_О₂_{+ К}₂_CrO₄_{+ 3К}₂_SO₄_{+ 4Н}₂_О

_{Восстановитель}_Cr³⁺_{:+ 8}_O_Н^-_-3е=_CrO₄²_{- + 4Н}₂_О_₃_₁

_{Окислитель М}_n_О₄^-_{+ 3Н}₂_О+3е=М_n_О₂₊₄_O_Н^-_₃_₁

_{Вычисление эквивалентов окислителей и восстановителей имеет свои особенности. Из приведенного выше уравнения видно, что в кислой среде каждая молекула КМ}_nO₄_{приобретает пять электронов, которые могли бы быть присоединены только пятью ионами Н}⁺_{. Поэтому в этой реакции грамм-молекула перманганата калия КМп0}₄_{равноценна пяти грамм-ионам водорода. Следовательно, эквивалент КМп0}₄_{в кислой среде равен 1/5 грамм-молекулы:}

_{Э КМ}_n_О₄_=М_КМ_n_О4_{/5=158,03: 5=31,61,}_f_КМ_n_О4_{=1/5 М}_КМ_n_О4

_{При реакции в щелочной и нейтральной среде:}

_{Э КМ}_n_О₄_=М_КМ_n_О4_{/3=158,03: 3=52,67,}_f_КМ_n_О4_{=1/3 М}_КМ_n_О4

_{f- эквивалентный фактор.}

_{Для нахождения эквивалента окислителя нужно массу его моля разделить на число электронов, приобретаемых одной молекулой в данной реакции.}

_{Подобно этому эквивалент восстановителей находят делением моля на число электронов, теряемых одной молекулой вещества в данной реакции. В приведенных выше реакциях: грамм-эквивалент щавелевой кислоты:}

_{Э КМ}_n_О₄_=М_H₂_C₂_O_{4∙ 2Н2О}_/2,_f_H₂_C₂_O_{4∙ 2Н2О}_{=1/2 М}_H₂_C₂_O_{4∙ 2Н2О}

_{Окислительные свойства}_KMnO₄_{в значительной степени зависят от среды, в которой протекает реакция:}

_{Кислая среда М}_n_О₄^-_{+ 3Н}₂_О+5е=М_n_+4Н₂_О

_{Нейтральная среда М}_n_О₄^-_{+ 2Н}₂_{О+3е= М}_n_О₂₊₄_O_Н^-

_{Щелочная среда М}_n_О₄^-_{+е= М}_n_О₄^-

_{Наиболее распространено титрование в кислой среде, так как окислительные свойства перманганата в этом случае гораздо выше (большая величина окислительно-восстановительного потенциала). Перманганат калия в кислой среде восстанавливается до бесцветных катионов марганца (II).}

_{Точку эквивалентности устанавливают по появлению неисчезающей окраски КМ}_nO₄_{в ходе титрования. Таким образом,}_{перманганатометрия - метод безиндикаторный.}_{Приготовить титрованный раствор перманганата калия по точной навеске нельзя, так как его титр меняется во времени за счет окисления собственных примесей и восстановителей, присутствующих в объекте. Стандартизацию рабочего раствора производят по}_o_{ксалату натрия или щавелевой кислоте.}
_{Лабораторная работа}

1 2 3 4 5 6 7 8 9 ... 24