УМП КОЛИЧ.АНАЛИЗПрактическое руководство. Учебное пособие по количественному химическому анализу Учеб пособие. Уфа Издво угнту, 2005. 111 с

• Название: Учебное пособие по количественному химическому анализу Учеб пособие. Уфа Издво угнту, 2005. 111 с
• Анкор: УМП КОЛИЧ.АНАЛИЗПрактическое руководство.doc
• Дата: 04.05.2017
• Размер: 1.33 Mb.
• Имя файла: УМП КОЛИЧ.АНАЛИЗПрактическое руководство.doc
• Тип: Учебное пособие; #7054
• страница: 7 из 13

Лабораторная работа №4

Установка нормальности рабочего раствора тиосульфата натрия
Одним из исходных веществ, по которому можно установить нормальность Na₂S₂O₃, является K₂Cr₂O₇.

План работы

1. 
   Рассчитать навеску бихромата калия, необходимую для приготовления 100,00 мл приблизительно 0,02н раствора K₂Cr₂O₇ по формуле:
   

Молярная масса эквивалента K₂Cr₂O₇ находится по уравнению полуреакции:

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6ē = 2Cr³⁺ + 7H₂O

и равна:

1/6M(K₂Cr₂O₇) = 49,03г

2. 
   На аналитических весах обычным путем взять точную навеску бихромата калия в пределах от 0,0900 до 0,1100 г.
   
3. 
   Перенести без потерь навеску в мерную колбу на 100,00 мл и растворить в холодной дистилированной воде. Довести содержимое колбы до метки водой. Перемешать.
   
4. 
   Вычислить титр и нормальность полученного раствора бихромата калия c точностью до четырех значащих цифр:
   

Т = m(K₂Cr₂O₇)/V_м.к.

5. 
   Заполнить бюретку раствором тиосульфата натрия.
   
6. 
   В две конические колбы на 250 мл отмерить мензурками 10-15 мл раствора KI и 10-15 мл 2н раствора H₂SO₄ (если при смешивании растворов появляется желтая окраска иода, то к полученной смеси нужно прилить одну или две капли тиосульфата до обесцвечивания раствора).
   
7. 
   В эти же колбы пипеткой отмерить аликвотную часть бихромата калия из мерной колбы, закрыть крышкой или пробкой и поставить в темноту на 5 минут для завершения реакции окисления иодид-иона до иода бихроматом калия.
   
8. 
   Затем снять крышку, ополоснуть ее над колбой из промывалки и разбавить содержимое колбы водой приблизительно вдвое для уменьшения интенсивности зеленой окраски соли хрома (III).
   
9. 
   Титровать выделившийся иод тиосульфатом натрия сначала быстро до светло-желтого цвета без индикатора, затем прилить 9-10 капель крахмального клейстера и, не доливая бюретки, продолжать титрование медленно до перехода окраски раствора от голубой до бледно-зеленой. Записать объем по бюретке V₁. Таким же образом оттитровать иод во второй колбе. Записать объем V₂ и вычислить V_ср (Na₂S₂O₃)_.
   
10. 
    Вычислить нормальность тиосульфата натрия по данной формуле с точностью до четырех значащих цифр :
    

С(Na₂S₂O₃) =

Лабораторная работа №5

Определение миллиграммового содержания меди в сульфате меди

Иодометрическое определение меди основано на реакции:

2Cu²⁺ + 4I^- = 2CuI + I₂ (14)

2	Сu2+ + 1ē = Cu+
1	2I- - 2ē = I2

Молярная масса эквивалента меди равна молярной массе атома меди 63,54 г. Нормальный окислительно-восстановительный потенциал пары 0,17 B, т.е. меньше потенциала пары 0,54 B. Однако, в этой реакции окислителем является ион Cu²⁺ и происходит это потому, что концентрация иона Cu⁺ сильно уменьшается из-за малой растворимости иодида меди (I) (ПР_CuI = 10^-12), в результате чего потенциал пары Cu²⁺/Cu⁺ становится больше величины 0,54 В. Если принять концентрацию иодид-иона равной 10^-1 моль/л, то концентрация иона Cu⁺, найденная из произведения растворимости, равна:

[Cu⁺] = ПР[CuI]/[I^-] = 10^-12/10^-1 = 10^-11 моль/л

Подставив эту величину в уравнение Нернста, можно найти величину потенциала пары Cu²⁺/Cu⁺:

0,17 + 0,059lg([Cu²⁺]/10^-11) = 0,808 + 0,059lg([Cu²⁺])

и в результате такой величины

Δ 0,808 + 0,059lg[Cu²⁺]

Δ реакции (14)становится больше нуля и реакция практически протекает.

Раствор сульфата меди перед анализом нужно подкислить для подавления реакции гидролиза.
План работы

1. 
   В мерную колбу на 100,00 мл получить подкисленный раствор сульфата меди, довести до метки водой, перемешать.
   
2. 
   В две колбы для титрования отмерить мензуркой 10-15 мл 10%-ного раствора KI, подкислить несколькими каплями серной кислоты, обесцветить тиосульфатом.
   
3. 
   Пипеткой прилить в колбы аликвотную часть исследуемой соли меди, закрыть пробкой или крышкой и поставить в темноту на 5 минут для завершения реакции.
   
4. 
   Заполнить бюретку раствором тиосульфата натрия.
   
5. 
   Титровать выделившийся иод тиосульфатом сначала до светло-желтого цвета, затем прилить в колбу 9-10 капель крахмального клейстера и продолжать титрование до исчезновения голубой окраски (остается белый осадок CuI). Записать объем V₁. Таким же образом оттитровать иод во второй колбе и записать объем V₂. Рассчитать среднеарифметический объем V_ср(Na₂S₂O₃)_.
   
6. 
   Рассчитать массу меди по формуле:
   

мг;

7. 
   Показать результат преподавателю и, получив у него правильный результат (m_теор.), определить относительную ошибку анализа:
   

%отн. ошибки =

2.3. Задачи и примеры решений

1. 
   Контрольные вопросы
   

1. 
   Напишите уравнение Нернста и поясните значение всех входящих в него величин.
   
2. 
   Как определить направление реакции окисления-восстановления и полноту ее протекания?
   
3. 
   Выведите формулу для расчета константы равновесия реакции окисления-восстановления.
   
4. 
   Какими способами фиксируется точка эквивалентности в методах окисления-восстановления? Привести конкретные примеры.
   
5. 
   Как связан интервал перехода редокс-индикатора с его стандартным окислительно-восстановительным потенциалом?
   
6. 
   Какие реакции называются автокаталитическими? Показать механизм автокатализа на конкретном примере.
   
7. 
   Какие условия (температура, рН, скорость добавления титранта) необходимо соблюдать при титровании оксалата натрия раствором KMnO₄? Дать необходимые пояснения.
   
8. 
   Почему оксалат натрия является более удобным исходным веществом для установки титра KMnO₄, чем щавелевая кислота?
   
9. 
   Привести примеры перманганатометрического титрования: прямого, обратного и по методу замещения.
   
10. 
    Как зависит величина скачка на кривой титрования в методах окисления-восстановления от концентрации исходных растворов, концентрации ионов водорода, разности стандартных потенциалов окислителя и восстановителя?
    
11. 
    Какие из указанных рабочих (стандартных) растворов являются приготовленными, а какие – установленными: KMnO₄, K₂Cr₂O₇, KBrO₃, I₂?
    
12. 
    Почему рабочие растворы KMnO₄ и Na₂S₂O₃ нельзя использовать сразу после приготовления? Что происходит с этими растворами при хранении? Привести уравнения соответствующих реакций.
    
13. 
    Какие установочные вещества (первичные стандарты) используют при стандартизации растворов: а) KMnO₄; б) Na₂S₂O₃? Привести уравнения химических реакций и определить молярные массы эквивалентов.
    
14. 
    В каких случаях и почему при редоксиметрических титрованиях рекомендуется нагреть анализируемый раствор?
    
15. 
    Какие рабочие растворы используют при обратном титровании в методе: а) перманганатометрии; б) иодометрии? Привести примеры определений.
    
16. 
    Предложить два различных метода определения MnO₂ в пиролюзите. Записать уравнения химических реакций, расчетные формулы.
    
17. 
    Как изменится (понизится, повысится, останется неизменной) точность перманганатометрического определения ионов Fe²⁺, если в раствор ввести: а) «защитную смесь»; б) избыток фторида натрия?
    
18. 
    Почему реакцию окисления Cr³⁺ перекисью водорода выполняют в щелочной среде, а не в кислой?
    
19. 
    Что представляют собой окислительно-восстановительные индикаторы? Какой химический процесс является причиной изменения их окраски?
    
20. 
    Охарактеризуйте окислительно-восстановительную способность пары иод – иодид-ион.
    

II. Оценка возможности протекания реакций
Пример: Можно ли действием MnO₄^- в кислой среде окислить ион Sb³⁺ до иона Sb⁵⁺?

Решение: По таблице находим величины стандартных окислительно-

восстановительных потенциалов:

φ⁰ MnO₄^-/Mn²⁺ = +1,51 B; φ⁰ Sb⁵⁺/Sb³⁺ = +0,671 B;

Рассчитаем Δ реакции:

Δ_{реакции} = 1,51 – 0,671 = 0,839 В; так как Δ имеет положительное значение, следовательно реакция возможна:

5Sb³⁺ + 2MnO₄^- + 16H⁺ = 5Sb⁵⁺ + Mn²⁺ + 8H₂O

Итак, уравнение в полном виде:

5SbCl₃ + 2KMnO₄ + 16HCl = 5SbCl₅ + 2MnCl₂ + 2KCl + 8H₂O
Можно ли:

1. Действием Cl₂ окислить SnCl₂ в SnCl₄?

2. Действием PbO₂ в кислой среде окислить Cl^- в Cl₂?

3. Действием HNO₃ окислить Mn²⁺ в MnO₄^-?

4. Действием HNO₃ окислить Br^- в Br₂?

5. Действием HNO₃ окислить Fe²⁺ в ионы Fe³⁺?

6. Действием KClO₃ в кислой среде окислить I^- в I₂?

7. Действием KClO₃ в кислой среде окислить Cl^- в Cl₂?

8. Действием ионов Fe²⁺ восстановить Cl₂ в Cl^-?

9. Действием ионов Fe²⁺ восстановить I₂ в I^-?

10. Действием ионов Fe²⁺ восстановить ионы Sn⁴⁺ в ионы Sn²⁺?

11. Действием ионов Fe²⁺ восстановить ионы MnO₄^- в кислой среде в ионы Mn²⁺?

12. Действием ионов Fe²⁺ восстановить ионы Сr₂O₇^2- в кислой среде в ионы Сr³⁺?

13.Действием K₂Cr₂O₇ в кислой среде окислить ионы AsO₃^3- в ионы AsO₄³?

14. Действием K₂Cr₂O₇ в кислой среде окислить ионы Mn²⁺ в ионы MnO₄^-?

15. Действием K₂Cr₂O₇ в кислой среде окислить ионы SO₃^2- в ионы SO₄²?

16. Действием K₂Cr₂O₇ в кислой среде окислить ионы SO₄^2- в ионы S₂O₈^2-?

17. Действием I₂ окислить S₂O₃^2- в ионы S₄O₆^2-?

18. Действием Mn²⁺ восстановить ионы S₂O₈^2- в ионы SO₄^2-?

19. Действием С₂O₄^2- восстановить ионы MnO₄^- в ионы Mn²⁺?

20. Действием MnO₄^- в кислой среде окислить ионы Sn²⁺ в ионы Sn⁴⁺?
III. Расчет потенциалов
Пример: Вычислить окислительный потенциал пары Fe³⁺/Fe²⁺ при концен-

трациях ионов [Fe³⁺] = 1 моль/л; [Fe²⁺] = 0,0001 моль/л.

Решение: Составим схему реакции:

Fe³⁺ + 1e → Fe²⁺

Воспользуемся уравнением Нернста:

φ_ок/вос = φ⁰_ок/вос + ,

Таким образом, для пары Fe³⁺/Fe²⁺ оно будет иметь вид:

φ Fe³⁺/Fe²⁺ = φ⁰ Fe³⁺/Fe²⁺ + ,

где φ⁰ Fe³⁺/Fe²⁺ = +0,771В; n = 1,

тогда имеем:

φ Fe³⁺/Fe²⁺ = +0,771 + = 1,002 В
Вычислить окислительный потенциал пары:

1. 
   Sn⁴⁺/Sn²⁺ при концентрации ионов [Sn⁴⁺] = 0,1 моль/л, ионов [Sn²⁺] = 0,0001 моль/л.
   
2. 
   Cd²⁺/Cd⁰ при концентрации ионов [Cd²⁺] = 0,2 моль/л.
   
3. 
   Mn²⁺/Mn⁰ при концентрации ионов [Mn²⁺] = 0,2 моль/л.
   
4. 
   MnO₄^-/Mn²⁺ при концентрации ионов [H⁺] = 10^-5 моль/л, [MnO₄^-] = [Mn²⁺].
   
5. 
   PbO₂/Pb²⁺ при концентрации ионов [Pb²⁺] = 0,5 моль/л, [H⁺] = 0,1 моль/л.
   
6. 
   Сu⁺/Cu⁰ при концентрации ионов [Cu⁺] = 0,01 моль/л.
   
7. 
   AsO₄^3-/AsO₃^3- при концентрации ионов [AsO₄^3-] = 0,1 моль/л, [AsO₃^3-] = 0,01 моль/л, [H⁺] = 0,1 моль/л.
   
8. 
   Ni⁺²/Ni⁰ при концентрации ионов [Ni⁺²] = 0,4 моль/л.
   
9. 
   NO₃^-/NO₂^- при концентрации ионов [NO₃^-] = 0,2 моль/л, [NO₂^-] = 0,15 моль/л, [H⁺] = 0,01 моль/л.
   
10. 
    Fe³⁺/ Fe²⁺ при концентрации ионов [Fe³⁺] =0,001 моль/л, [Fe²⁺] =0,01 моль/л.
    
11. 
    BrO₃^-/ BrO^- при концентрации ионов [BrO₃^-] =0,01 моль/л, [BrO^-] =0,1 моль/л, [OH^-] = 0,1 моль/л.
    
12. 
    IO₃^-/ IO^- при концентрации ионов [IO₃^-] =0,2 моль/л, [IO^-] =0,1 моль/л, [OH^-] = 0,01 моль/л.
    
13. 
    Cr₂O₇^2-/ 2Cr³⁺ при концентрации ионов [Cr₂O₇^2-] =0,3 моль/л, [Cr³⁺] =0,5 моль/л, [H⁺] = 0,1 моль/л.
    
14. 
    Br₂/ 2Br^- при концентрации ионов [Br^-] =0,2 моль/л.
    
15. 
    PO₄^3-/ PO₃^3- при концентрации ионов [PO₄^3-] =0,2 моль/л, [PO₃^3-] =0,3 моль/л, [H⁺] = 0,1 моль/л.
    
16. 
    CrO₄^2-/ Cr³⁺ при концентрации ионов [CrO₄^2-] =0,1 моль/л, [Cr³⁺] =0,2 моль/л, [H⁺] = 0,1 моль/л.
    
17. 
    C₂O₄^2-/CO₂ при концентрации ионов [C₂O₄^2-] =0,2 моль/л, [H⁺] = 0,1 моль/л.
    
18. 
    S₄O₆^2-/S₂O₃^2- при концентрации ионов [S₄O₆^2-] =0,2 моль/л, [S₂O₃^2-] = 0,3 моль/л.
    
19. 
    SO₄^2-/H₂S при концентрации ионов [SO₄^2-] = 0,5 моль/л, [H⁺] = 0,1 моль/л.
    
20. 
    NO₃^-/NO при концентрации ионов [NO₃^-]=1 моль/л, [H⁺] = 0,1 моль/л.
    

IV. Составление окислительно-восстановительных реакций
Пример: As₂S₃ + NO₃^- → AsO₄^3- + NO+SO₄^2-

Решение: Находим по таблице значения окислительно-восстановительных потенциалов:



Таким образом, окислителем является N⁺⁵(ион NO₃^-), а восстановителем As⁺³ (As₂O₃). Исходя из величин ОВП рассчитаем ЭДС реакции:

ЭДС = 0,96 – 0,56 = 0,40 В, таким образом протекание реакции возможно.

Составляем уравнение ионно-электронного баланса:

3	As2S3 + 20H2O – 28e → 2AsO43- + 3SO42- + 40H+
28	NO3- + 4H+ + 3e → NO + 2H2O

Таким образом:

3As2S3 + 4H2O + 28NO3- → 6AsO43- + 9SO42- + 8H+ + 28NO, или

3As2S3 + 4H2O + 28HNO3 → 6H3AsO4 + 9H2SO4 + 28NO

Пользуясь значениями стандартных окислительно-восстановительных потенциалов, закончить схемы и составить уравнения в молекулярной форме следующих окислительно восстановительных процессов:

1. 
   а) I₂ + SO₃^2- → I^- + SO₄^2-
   

б) Окисление марганца (II) до перманганата персульфатом аммония (NH₄)₂S₂O₈.

2. 
   а) S^2- + Br₂ → S↓ + Br^-
   

б) Взаимодействие KI c HNO₂ в кислом растворе.

3. 
   а) As + HNO₃(конц.) →
   

б) Окисление церия (III) до церия (IV) висмутатом натрия (NaBiO₃).

4. 
   а) MnO₄^- + H₂O₂ → Mn²⁺+…
   

б) Окисление HAsO₃^2- до HAsO₄^2- кислородом воздуха.

5. 
   а) Cr₂O₇^2- + H₂O₂ + nH⁺(среда) →
   

б) Окисление урана (IV) до урана (VI) с помощью Н₂О₂.

6. 
   а) I₂ + OH^- → IO^- + I^-
   

б) Взаимодействие анилина со смесью KВrO₃ и KBr в кислом растворе.

7. 
   а) Sb₂S₃ + NO₃^- → SbO₄^2-+SO₄^2-
   

б) Восстановление железа (III) до железа (II) диоксидом серы.

8. 
   а) As₂O₃ + ClO₃^- → AsO₄^3-+…
   

б) Восстановление КbrO₃ до Br₂ раствором С₂О₄^2-.

9. 
   а) S^2- + ClO^- → SO₄^2-+…
   

б) Окисление азотистой кислоты раствором перманганата калия

10. 
    а) Cr³⁺ + Br₂ + n(OH)^-(среда) →
    

б) окисление Н₂О₂ раствором KMnO₄

11. 
    а) S^2- + Cr₂O₇^2- → S↓+…
    

б) Взаимодействия KI с IO₃^- в кислом растворе

12. 
    а) NO₂^- + ClO₃^- → Cl^-+…
    

б) Окисления SCN^- до SO₄^2- ионами IO₃^- в кислой среде (HCl)

13. 
    а) C₂O₄^2- + MnO₄^- + nH⁺(среда) → СО₂+…
    

б) Взаимодействия KI с HNO₂ в кислом растворе

14. 
    а) S₂O₃^2- + ClO^- → Cl^- + SO₄^2-
    

б) Восстановления Cr₂O₇^2- до Cr³⁺ в кислой среде раствором KI.

15. 
    а) H₂O₂ + Cr₂O₇^2- → CrO₅+…
    

б) Восстановления BrO₃^- до Br^- в кислой среде

16. 
    а) Br^- + Cr₂O₇^2- → Cr³⁺+…
    

б) Восстановления Сu²⁺ до Cu⁺ в слабокислой среде раствором KI.

17. 
    а) I^- + IO₃^- → I₂
    

б) Бромирования фенола

18. 
    а) Cr³⁺ + MnO₄^- + nOH^-(среда) →
    

б) Окисления Sn²⁺ до Sn⁴⁺ в кислой среде раствором Fe³⁺

19. 
    а) Mn²⁺ + PbO₂ + nH⁺(среда) →
    

б) Восстановления MnO₄.^- до MnO₄^2-

20. 
    а) I^- + MnO₄^- → I₂+…
    

б) Восстановления SbO₄^3- до SbO₃^3- в кислом растворе

V. Определение молярных масс эквивалентов окислителей и восстановителей в реакциях
Пример: Определить молярные массы эквивалентов сульфата меди, иона меди, йодида калия; йодид иона по реакции:

2Cu²⁺ + 4I^- ↔ 2CuI↓ + I₂⁰

Решение: Cоставляем полууравнения:

2	Cu2+ + 1e → Cu+	- окислитель
1	2I- - 2e → I20	- восстановитель

2CuSO₄ + 4KI → I₂ + 2CuI↓ + 2K₂SO₄

Итак, молярная масса эквивалента сульфата меди равна:

Э(CuSO₄) = М(CuSO₄)/n = 159,54/1 = 159,54 г/моль

Молярная масса эквивалента меди:

Э(Cu²⁺) = Ат.вес/n = 63,54/1 = 63,54 г/моль

Молярная масса эквивалента иодид-иона:

Э(I^-) = M(I₂)/n = 2·126,9/2 = 126,9 г/моль

Молярная масса эквивалента иодида калия:

Э(KI) = M(KI)/n = 165,99/1 = 165,99 г/моль
Пример: Рассчитайте молярную массу эквивалента бромата калия KВrO₃ и мышьяка (III) в окислительно-восстановительной реакции между бромат-ионом BrO₃^- и арсенит-ионом AsO₃^3- в кислой среде.

Решение: Запишем соответствующие полуреакции и суммарную реакцию в ионной форме:

1	BrO3- + 6e + 6Н+ → Br- + 3H2O
3	AsO33- - 2e + H2O → AsO43- + 2H+

Молярная масса эквивалента или эквивалентная масса для реагента в окислительно-восстановительном процессе равна его молярной массе, поделенной на число электронов в соответствующей полуре­акции:

M(1/6·KВrO₃) = Э(KВrO₃) = M(KВrO₃)/6 = 167,0/6 = 27,833 г

M(1/2·As) = Э(As) = M(As)/2 = 74,9216/2 = 34,4608 г

Определте молярные массы эквивалентов окислителей и восстановителей:

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

82. I₂ + 2S₂O₃^2- → 2I^- + S₄O₆^2-

83. H₂O₂ + 2I^- + 2H⁺ → I₂ + 2H₂O

84. 6Fe²⁺ + Cr₂O₇^2- + 14H⁺ → 6Fe³⁺ + 2Cr³⁺ + 7H₂O

85. H₂SO₃ + I₂ + H₂O → SO₄^2- + 2I^- + 4H⁺

86. 5H₂C₂O₄ + 2MnO₄^- + 6H⁺ → 2Mn²⁺ + 10CO₂ + 8H₂O

87. C₂H₄ + Br₂ → C₂H₄Br₂

88. HAsO₂ + I₂ + 2H₂O → H₃AsO₄ + 2I^- + 2H⁺

89. MnO₂(тв) + 2I^- + 4H⁺ → Mn²⁺ + I₂ + 2H₂O

90. H₂S + I₂ → S(тв) + 2I^- + 2H⁺

91. 3N₂H₄ + 2BrO₃^- → 3N₂ + 2Br^- + 6H₂O

92. 5Fe(CN)₆^4- + MnO₄^- + 8H⁺ → 5Fe(CN)₆^3- + Mn²⁺ + 4H₂O

93. I₂ + Cl₂ + 6H₂O → 2IO₃^- + 2Cl^- + 12H⁺

94. AsH₃ + MnO₄^- + H⁺ → AsO₄^3- + Mn²⁺ + 2H₂O

95. Sb³⁺ + MnO₄^- + 8H⁺ → Sb⁵⁺ + Mn²⁺ + 4H₂O

96. Ag⁺ + H₂O₂ + 2OH^- → O₂⁰ + Ag⁰ + 2H₂O

97. Bi³⁺ + Sn²⁺ + 6OH^- → Bi⁰ + SnO₃^2- + 3H₂O

98. PH₃ + MnO₄^- + 4H₂O → H₃PO₄ + Mn²⁺ + 8H⁺

99. Bi₂S₃ + NO₃^- + 4H⁺ → 2Bi³⁺ + 3S⁰ + NO⁰ + 2H₂O

100. C₂O₄^2- + ClO₃^- + 2H⁺ → 2CO₂⁰ + ClO₂⁰ + H₂O
VI. Расчеты навесок и концентраций растворов

Пример: Рассчитайте массу m навески образца с массовой долей железа (II), приблизительно равной ω(Fe) = 10%, для перманганатометрического определения железа (II) в этом образце. Молярная концентрация эквивалента железа (II) в анализируемом растворе объемом V = 25,00 мл = 0,025 л, приготовленном растворением взятой навески в воде, подкисленной серной кислотой, должна быть равна С(Fe²⁺) ≈ 0,05 моль/л.

Решение: В основе определения лежит реакция:

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

Так как один ион Fe²⁺ отдает один электрон, то молярная масса эк­вивалента железа (II) равна в этой реакции его атомной массе.

Э(Fe²⁺) = M(Fe²⁺) = Ат. вес(Fe²⁺) = 55, 847 г.

Масса железа (II) m(Fe) в растворе равна:

m(Fe) = C(Fe²⁺)·M(Fe²⁺)·V = 0,05·55,847·0,025 = 0,06981 г.

Массовая доля железа равна:

ω(Fe) = m(Fe)/m(навески)·100 = 10%

Отсюда: m(навески) = 0,06981·100/10 = 0,6981 г.
Пример: Рассчитайте молярную, нормальную концентрацию, титр, титр по железу (II) и по мышьяку (III) раствора дихромата калия K₂Cr₂O₇, полученного растворением навески m=2,2415 г дихромата калия в объеме V = 500,00 мл воды.

Решение: 1) Рассчитаем молярную концентрацию раствора:

С(K₂Cr₂O₇) = (m·V)/M(K₂Cr₂O₇) = (2,4515·0,5)/294,185

= 0,0167 моль/л.

2) Рассчитаем молярную концентрацию эквивалента раствора:

С(1/6·K₂Cr₂O₇) =(m·V)/M(1/6·K₂Cr₂O₇)=(2,4515·0,5)/49,031 = 0,1000н

Здесь фактор эквивалентности K₂Cr₂O₇ как окислителя равен f=1/6 в соответствии с полуреакцией:

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e → 2Cr³⁺ + 7H₂O

3) Рассчитаем титр раствора:

Т(K₂Cr₂O₇)=(С(K₂Cr₂O₇)·М(K₂Cr₂O₇))/1000= (0,0167·294,185)/1000

= 0,004913 г/мл

4) Рассчитаем титр бихромата калия по железу (II):

Т(K₂Cr₂O₇/Fe)=(С(1/6·K₂Cr₂O₇)·М(Fe))/1000=(0,1·55,847)/1000

= 0,005585 г/мл

Здесь фактор эквивалентности железа (II) равен f=1, т.к.:

Fe²⁺ - 1e → Fe³⁺

5) Рассчитаем титр бихромата калия по мышьяку (III), учитывая, что при реакции с бихроматом калия мышьяк (III) теряет 2 электрона:

As⁺³ – 2e → As⁺⁵

Поэтому f = ½. Тогда:

Т(K₂Cr₂O₇/As)=(С(1/6·K₂Cr₂O₇)·М(½As))/1000=(0,1·37,4608)/1000

= 0,003746 г/мл

1. 
   Нормальность KMnO₄ равна 0,02200 г·моль/л. Чему равны титры его по Н₂С₂О₄, по Fe и по Н₂О₂?
   

Ответ: Т(KMnO₄/ Н₂С₂О₄) = 0,0009904 г/мл

Т(KMnO₄/ Fe) = 0,001228 г/мл .

Т(KMnO₄/ Н₂О₂) = 0,0003741 г/мл .

2. 
   Рассчитать массу навески Na₂S₂O₃·5H₂O, необходимую для приготовления: а) 1500 мл 0,10М раствора; б) 1500 мл раствора с титром по иоду 0,0015 г/мл.
   

Ответ: а) 37,23 г. .

б) 0,01269 г

3. 
   Найти для 0,1010н раствора KMnO₄: а) молярность; б) титр; в) титр по кислороду; г) титр по железу.
   

Ответ: а) 0,02020 г/мл; б) 0,003193 г/мл; .

в) 0,0008080 г/мл; д) 0,005641 г/мл

4. 
   Молярность раствора HNO₃ равна 0,1121н. Найти нормальность раствора, если HNO₃ восстанавливается до NO.
   

Ответ: 0,3363н

5. 
   Азотная кислота плотностью 1,185 г/см³ содержит 30,1% HNO₃. Рассчитать ее нормальность в реакциях окисления, если при этом HNO₃ восстанавливается до NO.
   

Ответ: 16,99н

6. 
   Смешаны следующие растворы бихромата калия: 300 мл раствора, содержащего в этом объеме 1,56 г K₂Cr₂O₇, 400 мл 0,0365М раствора и 250 мл 0,213н раствора; после смешения смесь разбавлена водой до 1 литра. Какова нормальность полученного раствора в реакции окисления?
   

Ответ: 0,172н

7. 
   Выразить концентрацию 0,100н раствора KMnO₄ в процентах Fe, соответствующих каждому миллилитру этого раствора, если навеску руды для определения железа берут точно 0,5000 г.
   

Ответ: 1,117%

8. 
   Сколько миллилитров 1,000н раствора K₂Cr₂O₇ надо прибавить к 1300 мл раствора K₂Cr₂O₇ с титром по железу 0,004500, чтобы получился раствор с титром по железу 0,005000?
   

Ответ: 12,8 мл

9. 
   Сколько граммов KMnO₄ надо взять, чтобы приготовить 1.5 л 0,05000н раствора его для титрования в кислой среде?
   

Ответ: 23,7 г

10. 
    До какого объема следует разбавить 500 мл 0,100н K₂Cr₂O₇ для получения раствора с титром по железу 0,005000?
    

Ответ: 558,5 мл

11. 
    Какой объем KMnO₄ с молярной концентрацией 0,1 моль/л требуется для приготовления 100 мл раствора с молярной концентрацией 0,05 моль/л.
    

Ответ: 10 мл

12. 
    Какой объем 0,1000н раствора KMnO₄ пойдет на титрование: а) 0,15г Na₂C₂O₄; б) навески 0,30 г руды, содержащей 43% (масс.) железа?
    

Ответ: а) 22 мл; б) 23 мл

13. 
    Рассчитать массу навески руды, содержащей около 60% Fe₂O₃, чтобы при титровании раствора железа (II), полученного при обработке ее, расходовалось 15 – 25 мл 0,1000н раствора KMnO₄.
    

Ответ: от 200 до 330 мг

14. 
    Рассчитайте навеску Na₂C₂O₄ для приготовления 100 мл стандартного раствора с молярной концентрацией эквивалента С(1/2 Na₂C₂O₄) = 0,05 моль/л, используемого при стандартизации раствора KMnO₄. Определите Т(Na₂C₂O₄) и Т(Na₂C₂O₄/ KMnO₄).
    

Ответ: 0,3350 г; 0,003350 г/мл; 0,001580 г/мл.

15. 
    Какую массу KMnO₄ надо взять для приготовления: а) 500 мл 0,05н раствора (z = 5); б) 500 мл раствора с Т(KMnO₄/Fe) = 0,005932 г/мл; в) 250 мл раствора с Т(KMnO₄/СаО) = 0,005246 г/мл. Титрование ведется в кислой среде.
    

Ответ: а) 0,7902 г; б) 1,6786 г; в) 1,4783 г

16. 
    Рассчитать навеску вещества (г), содержащего 0,3% серы, чтобы на титрование полученного из нее H₂S потребовалось 10,0 мл 0,05000н I₂.
    

Ответ: 2,672 г.

17. 
    Сколько мл раствора, содержащего 25,00 г/л K₂Cr₂O₇, эквивалентны 3,4000 г FeSO₄·7H₂O в кислой среде?
    

Ответ: 23,98 мл

18. 
    Найдите массу навески K₂Cr₂O₇ для приготовления 250 мл раствора с молярной концентрацией эквивалента С(1/6 K₂Cr₂O₇) = 0.05 моль/л.
    

Ответ: 0,6129 г

19. 
    До какого объема следует разбавить 10 мл раствора бромата калия KВrO₃ с молярной концентрацией 0,1000 моль/л, чтобы получить раствор с Т(KВrO₃/As³⁺) = 0,000375 г/мл.
    

Ответ: до 600 мл

20. 
    Рассчитайте молярную концентрацию, молярную концентрацию эквивалента, титр и титр по мышьяку (III) раствора бромата калия KВrO₃, полученного растворением 0,0278 г бромата калия в 100 мл воды и предназначенного для дихроматометрического определения мышьяка (III).
    

Ответ: 0,0017 моль/л; 0,0100 моль/л;

2,783·10^-4 г/мл; 3,75·10^-4 г/мл
VII. Рассчитать область скачка титрования, окислительно-восстановительный потенциал в точке эквивалентности и подобрать индикатор при титровании
Пример1: 1) Рассчитать область скачка на кривой окислительно-восстановительного титрования раствора Fe (II) раствором Се (IV) и подобрать ОВ-индикатор.

Решение: При титровании протекает ОВ реакция:

Fe²⁺+Ce⁴⁺Fe³⁺+Ce³⁺

В реакции участвует только один электрон для обеих окислительно-восстановительных парn=1.