С.К. Пискарёва - Аналитическая химия (1110124), страница 63
Текст из файла (страница 63)
При титровании раствора )к(азСОз или КзСОз с индикатором фенолфталеином объем стандартного раствора хлороводородной кислоты, пошедшей на титрование, удваивают, так как момен~ обесцвечивания фенолфталеина совпадает с моментом нейтрализации половинного количества карбоната. Титрование основано на реакциях: ХазСОз+НС1=ХаНСОз+ХаС1 ХаНСОз+ НС! — Н зСО а+ ХаС! Расчет.' 1-й способ: с(НС!). У(НС1) с, ааезм„„„а„а и, ' ™ Юоо из з 100 =Т„з и„„ез= ™ заза ззз где 0) — массовая доля карбоиата, %; 2-й способ: с(НО). 1'(НС1) М,1'„,100 У.ю„,.„„)000 $20.
ОПРЕДЕЛЕНИЕ ТИДРОКСИДА .НАТРИЯ И КАРБОНАТА ПРИ СОВМЕСП)ОМ ПРИСУТСТВИИ Определение проводят прямым титрованием стандартным раствором НС1. Гидроксид натрия поглощает из воздуха СОа и при этом образуется карбонат зтатрия ХазСОз: 2ХаОН+СОз=ХазСОз-1-НзО Поэтому часто проводят определение гидроксида натрия )к)аОН и карбоната натрия )к(ааСОз при совместном присутствии. !аз ..лз 289 При титровании стандартным раствором НС! определяемого раствора щелочи и карб оката при совместном присутствии, реакция проходит в две стадии: ХаОН+ХаяСОя+2НС1=2Хао+ХаНСОя+НяО (1 стадия) ХаНСОт+НС)=ХаС1+СОя(+НяО (Н стадия) В конце первой стадии рН 8,3, в конце второй стадии рН 3,8. Таким образом, при добавлении фенолфталеина можно фиксировать окончание первой стадии, а при добавлении мети- лового оранжевого — конец второй стадии.
В процессе титрования раствор может поглощать диоксид углерода СОя из воздуха. Чтобы избежать этого, раствор щелочи разбавляют кипяченой и охлажденной водой, т. е. освобожденной от СОз, быстро переносят его пипеткой в коническую колбу, и титруют стандартным раствором кислоты, стараясь сильно не перемешивать, чтобы уменьшить поглощение СОя из воздуха.1 Для титрования рекомендуется брать 4 — 5 капель фенолфталеина, так как малое количество может обесцвечиваться еще до точки эквивалентности (под действием СОя, содержащегося в воздухе). Для определения гидроксида натрия и карбоната рассчитывают навеску, необходимую для приготовления исследуемого раствора: сх!(ХаОН) Р„,, 1000 Навеску берут на технохим ических, потом на аналитических весах, по разности, переносят в мерную колбу, растворяют в небольшом количестве воды, доливают до метки воду и тщательно перемешивают.
Полученный раствор переносят пипеткой в коническую колбу, прибавляют 4 — 5 капель фенолфталеина (раствор в колбе окрашивается в малиновый цвет) и титруют стандартным раствором НС1 до обесцвечивання раствора от одной капли кислоты. Затем прибавляют 1 — -2 капли метилового оранжевого (раствор в конической колбе окрашивается в желтый цвет) и продолжают титровать стандартным раствором НС1 да! появления оранжево-розовой окраски. тч Необходимо записать объем хлороводородной кислоты, израс-.~. ходованной на титрование исследуемого раствора с фенолфталето ином, и объем кислоты, израсходованный на титрование ис.в следуемого раствора с метиловым оранжевым.
Хлороводородная кислота, израсходованная на титров ание раствора с фенолфталеином, прореагировала со всей щелочьюа и '/ количества карбоната, а кислота, израсходованная на титрование с метиловым оранжевым, прореагировала с '/, количества карбоната. Например, на титровапие раствора с фенолфталеином пошло 10,0 мл, а после прибавления метилового оранжевого еще 1,5 мл (отсчет ведут от нуля). Таким образом, 10,0 мл затрачено на весь гидроксид и т/я количества карбоната, а 11,5 мл — на весь гидроксид и весь карбонат. Следовательно, на '/, количества карбоната идет 11,5 мл— 1О мл=1,5 мл, на весь карбонат — 1,5 мл 2=3,0 мл, на весь гндроксид — 11,5 мл — 3,0 мл = 8,5 мл. Зная, сколько затрачено стандартного раствора на гидроксид и карбонат, можно провести расчет.
Расчет. с(НС1) - М(Хаон) 1000 и!„=Т(НО/ХаОН) и(НС1), где Р'(НС1) — объем НС1, израсходованный на титроваиие Гидроксида; и„— масса гидроксида в объеме пипетки. Находим массу (в г) гидроксида в объеме мерной колбы и массовую долю (в %): а!(ХаОН)= — '; Р„ ги (ХаОН) 100 а!(ХаОН)= а!„ Аналогично рассчитываем содержание карбоната (в, %). ГЛАВА 12 ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНОЕ ТИТРОВАНИЕ (ОКСИДИМЕТРИЯ, ОКСРЕДМЕТРИЯ, РЕДОКС-МЕТОДЬ1) Е 1.
ХАРАКТЕРИСТИКА МЕТОДОВ ОКИСЛИТЕЛЬНО- ВОССТАНОВИТЕЛЬНОГО ТИТРОВАНИЯ И ИХ КЛАССИФИКА$1ИЯ В окислительно-восстановительном 1итро винни используют реакции, связанные с изменением степени окисления реагирующих веществ, т. е. реакции окисления †восстановлен (см. гл. 1, з 16). Все методы в окислительно-восстановительном титровании основаны на количественном окислении или восстановлении анализируемого вещества. Другие названия для этих методов-- редоксиметрия, оксидиметрия, оксредметрия происходят от соединения начальных слогов слов гес!пег(о (восстановление) и охус)аг(о (окисление).
Для краткости изложения будем часто пользоваться этими терминами. Методы в окислительно-восстановительном титровании классифицируют в соответствии с применяемым титрованным раствором. К наиболее распространенным из них относятся следующие. !»* 1. Пермавганатометрия. Определение основано на использовании реакций окисления раствором перманганата калия КМпО . 2.
Иодометрия. Определение основано на использовании реакций окисления иодом или восстановления иодид-ионами. 3. Хроматометрия. Определение основано на использовании растворов дихромата или хромата калия, а иногда триоксида хрома. 4. Броматометрня. Метод основан на использовании реакций окисления раствором бромата калия КВгОз. $2. МОЛЯРНЫЕ МАССЫ ЭКВИВАЛЕНТОВ ОКИСЛИТЕЛЕЙ И ВОССТАНОВИТЕЛЕЙ Для нахождения молярной массы эквивалентов М, в реакциях окисления — восстановления необходимо молярную массу М окислителя или восстановителя разделить на число электронов, присоединяемых или отдаваемых в данной реакции одной молекулой реагирующих веществ: М.,„„= М/л. где и — число электронов, присоединяемых или отдаваемых однои молекулой окислителя или восстановителя.
В перманганатометрии вычисление молярной массы эквивалентов проводят с учетом применяемой среды. Рассчитаем молярную массу эквивалентов перманганата калия на примере окисления им солей железа(П) в кислой среде. Реакция окисления происходит по уравнению 2 КмпО 4+ 10Ре50 4+ 8 Н з $04 = 2 Мп504+ К з $04+ 5 Рез (ЯОз) з+ 8Н з О Мп™+5е =Мпз~ ~ 5 ~ 2 2Рез+ 2е =2Рез+ 1 2 1 5 Мпьв принимает 5 электронов и восстанавливается до Мпз+. Основное уравнение метода перманганатометрии будет: МпО, +5е +8Н+- Мпз++4Н,О Фактор эквивалентности будет равен '/, а молярная масса эквивалентов КМпО в кислой среде 158,04:5=31,б г/моль. е ьч! При окислении в щелочной или нейтральной средах Мп восстанавливается до Мпз~, принимая 3 электрона, с образованиеАг МпО(ОН)з, выпадающего в виде бурого осадка.
Реакция окисления проходит по уравнению Сгз(5Оа)з+2КМпО +8КОН=2НзМпОз1+2К СгО4+ЗКзэОз+2НзО 2Сгз+ бе =2Сгм ~ б ~ 2 ~ 1 Мага+За =Мозг ~ 3 ! 1 ( 2 Отсюда молярная масса эквивалентов КМпОе в щелочной или нейтральной среде 158,04:3 =52,68 г/моль. Фактор эквивалентности ранен '/ . При расчете молярной массы эквивалегггов солей железа (П), вступающих во взаимодействие с перманганатом калия, вццим, что каждая молекула Ре80з, окисляясь, отдает один электрон„поэтому его молярная масса эквивалентов равна молярной массе, т.
е. 151,9 г/моль, а фактор эквивалентности равен 1. Для сопоставления рассчитываем малярную массу эквивалентов в обменных реакциях, не изменяющих степени окисления железа (П). Реакция взаимодействия соли железа(11) с гидроксидом натрия без доступа воздуха протекает по уравнению Рейз+ 2 1ЧаОН = Ре(ОН), + 1Ча з $О„ Отсюда молярная масса эквивалентов Ре80е в обменных реакциях будет равна: 151,9 М„.(РезОз)= ' =75,95 г/моль. 2 Таким образом, при расчете мол ярнои массы эквивалентов :необходимо учитывать условия и химизм протекающей реакции. 8 З.КРИВЫЕ ТИТРОВАНИЯ ю В любом процессе титрования изменяешься концентрация реагирующих веществ, иначе говоря, степень оттитрованности / (см.
гл. 11, 8 4). Если степень оттитрованности взять за независимую переменную, то в методах кислотно-основного титрования зависимой переменной будет рН раствора. Графическое изображение изменения рН в процессе титрования представляет собой кривую титрования для кислотно-основного взаимодействия. Если перейти к методам окислительно-восстановительного титровання и взять за независимую переменную степень оттитрованности, то зависимой переменной в этом случае будет потенциал окислительновосстановительной системы, находнмый по формуле Нернста (см.
гл. 5, 9 9). Несмотря на то, что в одном случае зависимой ,переменной будет рН, а в другом — потенциал системы, по своему внешнему виду кривые окислительно-восстановительного птитрования аналогичны кривым кислотно-основного титрования 1(рис. 38). Форма кривой перед точкой эквивалегп ности определяется в основном свойствами восстановителя, а после точки эквивалентности — свойствами окислителя. Вблизи точки эквивалентности происходит резкий скачок редокс-потенциала. Кривая на других участках имеет незначительный уклон, так как потенциал медленно изменяется при титровании.
Наличие скачка при титровании в точке эквивалентности, в случае неокрашенных растворов 295 ьб 48 гб б Юррытол ре 804 5реа++МпОг+8Н ~5реа++Мпав 84Н20 Следовательно, имеем два уравнения: для пары Гез+/Ге~+ 0,058 (нее+) и=0,77+ — 18 1 (не~+3 . для пары Мп04/Мпа+ 0,058 (МпОг] (Н+1~ ,р= 1,51+ — '18 а+ (Мп") (2) Оба уравнения дадут одинаковые результаты, а поэтому можно пользоваться любым из них, ((4 окислителя и восстановителя, на- блюдается с помощью индикато- (18 ров, например дифениламина. ° Дпбрриияаиин Скачок потенциала зависит от б,'8 разности стандартных редокс-потенциалов обеих пар.
Чем больше разность потенциалов, тем больше область скачка на кривой титрова- $, ния. Потенциал перед точкой экю' Рг вивалентности вычисляют, исходя из соотношения концентрации окис- 14 лительно-восстановительной пары. В самой точке эквивалентности обе пары находятся в стехиометричес- 4054 ких соотношениях. Х Мире Кривые редокси метрического титро ванин, при условии одинарие. 38. Кривая титроваиия рае- ковых стехиометрических коэффи.р РекОзпрма-атом(при ц нтов оки е ой и поест в- (Н 3=1 моль/л) ленной форм, не зависят от разбавления растворов.
Это связано с тем, что в уравнение Нернста входит отношение концентраций окисленной и восстановленной форм, которое с разбавлением раствора не изменяется. Однако при разбавлении изменяется скорость наступления равновесия, что будет затруднять обнаружение точки эквивалентности. Область скачка потенциала на кривой редоксиметрического титрования можно расширить за счет связывания в прочный комплекс одного из образующихся при реакции ионов. Например, можно связывать в комплекс ионы Геа с помощью фосфати фторид-ионов. При титровании соли железа(11) перманганатом калия в кислой среде в растворе будут содержаться две окислительно-восстановительные пары: Ге +/Геа+ и МпО~ /Мпа+. Ионное уравнение реакции записывают следующим образом: Вначале рассчитывают редокс-потенциал по уравнению Нернста для тех веществ, которые находятся в виде титруемого раствора, так как концентрацию этих веществ удобнее рассчитывать.
Пока не оттитровано все железо (11), расчет редокспотенциала ведем в соответствии с концентрациями железа по уравнению (1). Вместо концентраций можно брать величины, пропорциональные им. При затрате избытка перманганата, после точки эквивалентности, легче вычислять концентрацию МпО~ - и Мпа+-ионов.
![](https://s.studizba.com/z.php?f=/templates/si/i/noavatar.png&w=100&h=100&t=1"){kind=avatar}
