Методы окислительно-восстановительного титрования

Расчет проводят по закону эквивалентов:

n (1/5 KMnO₄)= n_экв (анализируемого вещества)

Обратное титрование: к раствору анализируемого окислителя добавляют избыток раствора восстановителя, например раствор оксалата натрия или сульфата железа II, а затем не вступивший в реакцию остаток определяют по реакции с перманганатом калия.

Расчет проводят по закону эквивалентов:

n_экв (анализируемого вещества)=n_экв (восстановителя) - n(1/5 KMnO₄ ).

Выполнение. Для приготовления 1л 0,05н раствора перманганата калия нужно растворить 31,61*0,05=1,58г KMnO₄ в 1л воды. Используется выстоявшийся в течении 7-10 дней раствор.

Для установки титра раствора перманганата калия используют щавелевую  кислоту H₂C₂O₄∙2H₂O. Протекающие при титровании этих веществ перманганатом реакции соответствуют уравнениям:

5H₂C₂O₄ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O + 10CO₂

Щавелевую кислоту готовить из фиксанала.

Для установки титра раствора перманганата калия отбирают пипеткой 15мл раствора щавелевой кислоты  в колбу для титрования, приливают 15мл 2н H₂SO₄ и нагревают до 80-90°C (но не до кипения), медленно титруют раствором перманганата, подложив под колбу лист белой бумаги. К концу титрования содержимое колбы подогревают и дотитровывают раствор по каплям, пока он не примет едва заметное на белом фоне устойчивое бледно-розовое окрашивание. Из отсчетов титрования 3-4 проб выводят среднее значение. По взятым для титрования объемам и нормальности щавелевой кислоты находи нормальность и титр перманганата калия:

;

Поправочный коэффициент:

_{Расчёты:}

_{C (KMnO4)=0,05н*10мл/12,3= 0,0406н}

_{T(KMnO4)=0,04н*M(1/5KMnO4)/1000=0,0012 г/мл}

_{T(KMnO4/Fe)=0,04*56/1000=0,0024}

_{K=0,04/0,05=0,8}

 

 

2.2.Дихроматная  окисляемость.

Дихроматометрическое определение железа (II) в соли Мора

 

Задача: Ознакомиться с дихроматометрическим методом количественного анализа. Приобрести навыки выполнения хроматометрического определения железа (II).

Дихроматометрия (бихроматометрия, хроматометрия) - титриметрический метод определения восстановителей, а также катионов металлов, образующих малорастворимые хроматы. Метод основан на применении стандартного раствора К₂Сr₂O₇. При титровании восстановителей дихромат восстанавливается по схеме:

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6

→ 2Cr³⁺ + 7H₂O

(стандартный электродный  потенциал E^o(Cr₂O₇^2-/2Cr³⁺)=+1,33 В).

Реальный потенциал системы  Cr(VI)/Cr(III) меняется в широких пределах в зависимости от состава среды - от 0,93 (0,1 М НСl) до 1,66 В (13 М Н₃РО₄). Во всех случаях, когда не требуется очень высокий окислительный потенциал титранта, дихроматометрия предпочтительнее перманганатометрии, так как титрант - водный раствор К₂Сr₂О₇ - готовят по точной навеске, концентрация его практически не меняется длительное время, он не восстанавливается хлором и следами органических веществ, обычно присутствующих в дистиллированной воде. Поэтому стандартизация раствора дихромата калия не требуется.

Процесс титрования проводят в кислой среде. Конечную точку титрования устанавливают с помощью внутренних окислительно-восстановительных индикаторов (например, дифениламина, дифениламиносульфокислоты, N-фенилантраниловой кислоты), реже - с помощью внешних индикаторов, например AgNO₃, K₃[Fe(CN)₆], образующих окрашенные осадки с избытком титранта, или по появлению окраски ионов Cr(VI). Последний способ наименее точный.

Дихроматометрию применяют для определения Fe(II), Te(IV), W(III), Mo(III), Sn(II), Ti(III), V(IV), SO₃^2-, Fe(CN)₆^4-, органических веществ (гидрохинона, аскорбиновой кислоты и др.). Дихроматометрию используют также для определения необратимо восстанавливающихся окислителей (например, хлоратов, нитратов), которые предварительно восстанавливают известным объемом стандартного раствора Fe(II). Избыток Fe(II) оттитровывают дихроматом с индикаторами дифениламином, дифениламиносульфокислотой (в присутствии Н₃РО₄) или N-фенилантраниловой кислото. Этот вариант дихроматометрии иногда называют обратным феррометрическим титрованием.

Дихроматометрическое определение катионов таких металлов, как Ag(I), Ba, Pb(II), основано на их взаимодействии с К₂Сr₂О₇ с образованием малорастворимых в воде хроматов (так называемое осадительное титрование). Конечную точку устанавливают с помощью внешнего индикатора AgNO₃. При обратном титровании избыток ионов Сr₂О₇^2- после осаждения хроматов оттитровывают раствором соли Fe(II) с ферроином в качестве индикатора или раствором Na₂S₂O₃ с KI и крахмалом.

Выполнение. В основе определения лежит реакция:

6FeSO₄ + К₂Сr₂О₇ + 7H₂SO₄ = 3Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O

Навеску соли Мора (NH₄)₂SO₄∙FeSO₄∙6H₂O берут так, чтобы в мерной колбе на 100мл получился приблизительно 0,05н раствор. При растворении навески приливают 20мл 2н раствора H₂SO₄ для предотвращения гидролиза соли железа, затем добавляют до метки дистиллированной воды и тщательно перемешивают.

Отмеряют пипеткой 20мл приготовленного  раствора, переносят в коническую колбу для титрования, добавляют 5мл 2н раствора серной кислоты, 5мл 2н  раствора фосфорной кислоты (или 10мл их смеси) и 2 капли дифениламина и  титруют стандартным 0,05н раствором  К₂Сr₂О₇.

Титрование заканчивают  при появлении сине-фиолетовой окраски. Титрование повторяют три раза. Берут  среднее значение и рассчитывают содержание железа (в граммах) в анализируемом  растворе.

,

где - объем мерной колбы (в которой готовили раствор), мл.

Находят массовую долю железа в соли Мора:

m_нав. (г)  –  100%

m (Fe) –   x%

Полученное значение сравнивают с теоретическим содержанием  железа в соли Мора.

Расчёты:

C(Fe²⁺)=0,05н*12,8/10=0,064 моль/мл

m(Fe²⁺)=0,064*56*0,1=0,358 г

W(Fe²⁺)_эксп=(0,358/1,958)*100%=18%

 

 

2.3.Иодометрическое  титрование. Йодометрия.

 

Установка титра 0,1н раствора йода по 0,1н раствору тиосульфата натрия.

Задача: Стандартизировать раствор йода по тиосульфату натрия.

   Основу йодометрических  методов составляет полуреакция:

I₂+2eà2I^-

= +0,545В

   KI в качестве титрантов не применяются, т.к. он неустойчив и окисляются на воздухе, поэтому обычно к анализируемому раствору окислителя добавляют избыток KI. I₂, выделяющийся в количестве, эквивалентном количеству вступившего в реакцию окислителя, оттитровывают стандартным раствором тиосульфата натрия.

 В качестве рабочего  раствора применяют тиосульфат  натрия (Na₂S₂O₃). Его готовят из перекристаллизованного препарата Na₂S₂O₃*5H₂O с последующим установлением точной концентрации по йоду или дихромату.

 В йодометрии используются следующие методы титрования:

а) Метод прямого  титрования:

Вещества, легко окисляемые элементарным йодом, титруют непосредственно  стандартными растворами йода в йодиде калия, т.е. раствором K[I₃]. Этим путем определяют сульфиды, сульфиты, тиосульфаты и другие сильные восстановители.

б) Метод обратного  титрования:

Вещества, которые труднее  окисляются элементарным йодом, обрабатывают избытком раствора K[I₃] и затем, спустя некоторое время, достаточное для окисления определяемого вещества, оттитровывают избыток K[I₃] стандартным раствором тиосульфата натрия. Эти методом определяют более сильные восстановители.

в) Косвенные методы:

Вещества, которые относятся  к группе окислителей, обрабатывают йодидами калия или натрия, а затем  оттитровывают выделившийся при этом в эквивалентном кол-ве элементарный йод стандартным раствором тиосульфата натрия. Этим путем определяются хроматы, бихроматы,  йодиды, элементарный хлор и бром, перманганаты, ионы меди, двуокиси свинца и другие.

  При йодометрическом  титровании следует соблюдать  следующие условия:

1. Титрование выполняется на холоде, т.к. при нагревании становятся заметными потери йода за счет улетучивания из раствора.
2. Титрование нельзя проводить в щелочном растворе, т.к йод образует гипойодид и некоторые другие побочные продукты реакции: 

I₂+2OH^-=IO^-+I^-+H₂O

3. Окислению йода способствует кислород и свет, поэтому титровать следует быстро и раствор необходимо защищать от прямых солнечных лучей. Его хранят в темной посуде.
4. Поверхностно-активные вещества и некоторые осадки, получающиеся в процессе йодометрического титрования, обладают неспособностью удерживать йод. Поэтому к концу титрования следует тщательно взбалтывать титруемый раствор, содержащий осадок или вводить органический растворитель для экстракции адсорбируемого йода.

 

 

Экспериментальная часть:

 

В коническую колбу налили 25мл раствора йода, добавили 25мл воды и  тировали 0,1н раствором тиосульфата  натрия до перехода бурого окрашивания  раствора в соломенно-желтое, затратив на это 25мл титранта. Затем добавили 2мл раствора крахмала и продолжили титрование до полного обесцвечивания раствора, затратив на это 0,7мл титранта.

₌

K₌

T

 

 

Определение аскорбиновой кислоты.

 

   Задача: Определить аскорбиновую кислоту раствором йода методом прямого титрования.

 

Экспериментальная часть:

 

10мл раствора аскорбиновой  кислоты перенесли в коническую  колбу, прилили 2мл раствора  крахмала и титровали 0,1н раствором  йода до появления стойкого  слабо-синего окрашивания, затратив  на это 17,2мл титранта. Исходя из того, что 1мл 0,1н раствора йода титрует 0,0088г аскорбиновой кислоты, определили содержание аскорбиновой кислоты в растворе.

1мл – 0,0088г

17,2мл – хг

m(C₆H₈O₆)=17,2 ∙ 0,0088 = 0,15г

 

 

Определение ионов  Cu²⁺.

 

Задача: Определить ионы меди методом косвенного титрования.

  

 

Экспериментальная часть:

 

В колбу в строгой последовательности налили 15мл 20% раствора KI, 2мл 2М раствора H₂SO₄, 25мл CuSO₄ и несколько капель крахмала. Чтобы защитить смесь от света, поставили колбу в темное место на 5 минут. После этого титровали смесь раствором тиосульфата натрия, пока раствор не приобрел цвет слоновой кости.

 

   Вывод: Установили титр 0,1н раствора йода по 0,1н раствору тиосульфата натрия. Определили содержание аскорбиновой кислоты в растворе и ионы меди.

 

 

 

 

Заключение

 

В данной курсовой работе были рассмотрены три вида окислительно-восстановительного титрования

Окислительно-восстановительное  титрование очень широко распространено среди титриметрических методов анализа, возможности применения такого метода более разнообразны, чем комплексонометрического или кислотно-основного методов. Из-за большого разнообразия реакций окисления-восстановления такой метод помогает выявлять огромное количество самых различных веществ, включая и те, которые не показывают свойств окисления-восстановления.

Перманганатометрия – этот метод основан на окислительной способности рабочего раствора перманганата калия KMnO₄.Такое титрование ведётся без индикатора. Применяется при прямом титровании для определения только восстановителей.

Дихроматометрия – специализируется на использовании рабочего раствора дихромата калия K₂Cr₂O₇. Применяется для определения восстановителей как прямых так и косвенных.

Йодометрия – метод, в котором раствор свободного иода в KI служит рабочим титрованном раствором. Этот метод помогает определять и окислители, и восстановители.

Таким образом, мы рассмотрели  три метода окислительно-восстановительного титрования. У каждого есть свои плюсы и минусы, сходства и различия.

Т.к. метод точен и не требует много времени его применяют практически во всех случаях, широкое применение метода связано с постоянством состава образующихся в результате реакции окисления-восстановления.

 

 

 

Список литературы.

 

1. Золотов Ю. Основы аналитической химии. В 2 томах. Том 1. М.: Академия Страниц. 2012. 384 с.
2. Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия. В 2 книгах. Книга 1. Общие теоретические основы. Качественный анализ. М.: Высшая школа. 2010. 616 с.
3. Васильев В.П. Аналитическая химия. В 2 книгах. Книга 1. Титриметрические и гравиметрический методы анализа. М.: Дрофа. 2007. 368 с.
4. Глущенко Н.Н., Плетенева Т.В., Попков В.А. Фармацевтическая химия. М.: Академия. 2004. 384 с.
5. Жерносек А.К., Талуть И.Е. Аналитическая химия для будущих провизоров. Часть 1. М.: Витебск, ВГМУ. 2003. 227с.
6. Лебедева М.И. Аналитическая химия и физико-химические методы анализа. М.: Тамбов. 2005. 216 с.
7. Павлюченкова Л.П., Ленчик Н.В. Количественный химический анализ. Титриметрия.  Хабаровск, ДВГМУЮ. 2011. 109 с.
8. Алексеев В.Н. Количественный анализ. М.: Альянс. 2013. 504 с.
9. Алексеев В.Н. Количественный анализ. М.: Альянс. 2007. 504 с.
10. Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии. М.: Книга по Требованию. 2012. 228 с.
11. Пономарев, В.Д. Практикум по аналитической химии. М.: Высшая школа. 1983. 183 с.
12. Алексеев В.Н. Количественный анализ. М.: Химия. 1973. 411 с.
13. Васильев В.П. Аналитическая химия, часть 1. М.: Высшая школа. 1989. 290 с.
14. Крешков А.П. Основы аналитической химии, часть 2. М.: Химия. 1976. 285 с.
15. Шемякин, Ф.М. Аналитическая химия. М.: Высшая школа. 1973. 409 с.