Молярная концентрация соли мора

Лабораторная работа 9 Стандартизация рабочего раствора перманганата калия. Определение содержания железа в соли Мора

Методы редоксиметрии основаны на применении реакций окисления-восстановления. Рабочими растворами в оксидиметрии являются растворы окислителей или восстановителей. Следовательно, этими методами можно проводить количественные определения восстановителей и окислителей.

Необходимым условием протекания окислительно-восстановительной реакции является наличие разности потенциалов (редокс-потенциалов) у реагирующих пар (пара — окисленная и восстановленная форма окислителя или восстановителя). Зная величины стандартных редокс-потенциалов (Е о ) реагирующих пар, можно судить о направлении окислительно-восстановительных реакций. Окисленная форма пары с большим стандартным редокс-потенциалом является окислителем по отношению к восстановленной форме пары с меньшим потенциалом.

Редокс-потенциал какой-либо пары зависит от концентраций окисленной и восстановленной форм, реакции среды, температуры и т.д. Его можно рассчитать по уравнению Нернста:

E = E o + 0,06/n∙lg[Oк.]/[Восст.],

где [Oк.] – концентрация окисленной формы; [Восст.] – концентрация восстановленной формы; n – количество электронов, участвующих в полуреакции.

Реакция используется в количественном анализе, если разность потенциалов реагирующих пар (ЭДС системы) имеет значение 0,4-0,5 В.

Методы редоксиметрии, в зависимости от используемых титрантов, подразделяются на:

1. Перманганатометрия. Титрант — раствор перманганата калия KMnO₄. Индикатор — избыточная капля титранта.

2. Иодометрия. Титрант — раствор свободного иода I₂ или тиосульфата натрия Na₂S₂O₃. Индикатор — крахмал.

3. Дихроматометрия. Титрант — раствор дихромата калия K₂Cr₂O₇ и другие методы.

Вычисления молярных масс эквивалентов окислителей и восстановителей проводят по формуле: М_э = М/n, где n ˗ число электронов, которые присоединяет или отдает в данной реакции один моль вещества. То есть, для нахождения молярной массы эквивалента окислителя (восстановителя) нужно его молярную массу разделить на число принятых (отданных) электронов в данной полуреакции.

Например, в реакции окисления сульфата железа (II) перманганатом калия в кислой среде:

1 MnO₄ — + 8 H + + 5 e  Mn 2+ + 4 H₂O

ион MnO₄ — как окислитель принимает пять электронов, а ион Fe 2+ как восстановитель отдает один электрон. Поэтому для расчета молярных масс эквивалентов окислителя и восстановителя их молярные массы следует разделить на пять и на один, соответственно.

M_э(KMnO₄) =

М_э(FeSO₄) = M_э(Fe 2+ ) = M(Fe 2+ ) = 55,85 г/моль

В реакции окисления сульфита натрия перманганатом калия в нейтральной среде:

ион MnO₄ — принимает только три электрона, а ион восстановителя SO₃ 2- отдает два электрона, следовательно:

M_э(KMnO₄) = M_э(Na₂SO₃) =

Из приведенных примеров видно, что молярные массы эквивалентов окислителей и восстановителей зависят от условий проведения реакций и определяются, исходя из соответствующих полуреакций. Рома! Это можно убрать или переставить в лаб раб ОВР

Метод основан на окислительно-восстановительных реакциях, в которых окислителем является перманганат-ион MnO₄ — .

Перманганат калия проявляет окислительные свойства в кислой, нейтральной и щелочной средах:

MnO₄ — + 8H + + 5e  Mn 2+ + 4H₂O Е о = 1,51 В

MnO₄ — + 2H₂O + 3 e  MnO₂ + 4OH — Е о = 0,59 В

MnO₄ — + 1 e  MnO₄ 2- Е о = 0,56 В

Титрование перманганатом калия проводят в кислых средах, поскольку окислительная активность перманганата калия в кислой среде гораздо выше, чем в нейтральной и щелочной. При восстановлении перманганат-ионы в кислой среде превращаются в ионы Mn 2+ и раствор обесцвечивается. Это позволяет легко фиксировать точку эквивалентности за счет розовой окраски избыточной капли самого перманганата калия.

Восстановители обычно определяются методом прямого титрования их раствором перманганата калия. Окислители ˗ методом обратного титрования. В этом случае раствором перманганата калия оттитровывают избыток восстановителя, приливаемого к окислителю.

Индикатором в этом методе служит сам рабочий раствор ˗ перманганат калия.

Экспериментальная часть

Стандартизация рабочего раствора перманганата калия

Перманганат калия обычно содержит ряд примесей, поэтому раствор, приготовленный по навеске, не имеет точной концентрации.

Раствор перманганата калия должен храниться в склянке из темного стекла, так как под действием света происходит его разложение:

Поэтому через 5-7 дней после приготовления раствор перманганата калия отфильтровывают через стеклянный фильтр и проводят его стандартизацию.

Молярную концентрацию эквивалентов раствора перманганата калия обычно устанавливают по стандартному раствору перекристаллизованной щавелевой кислоты Н₂С₂О₄ . 2Н₂О.

Стандартизация раствора перманганата калия по щавелевой кислоте

Реакция между перманганатом калия и щавелевой кислотой в сернокислой среде протекает по следующему уравнению:

2 MnO₄ — + 8 H + + 5 e  Mn 2+ + 4 H₂O

Порядок выполнения работы

1. Ополоснуть и наполнить бюретку раствором перманганата калия. Установить уровень жидкости на нулевом делении по верхнему краю мениска (для окрашенных жидкостей уровень устанавливается по верхнему краю мениска). Заполнить кончик бюретки.

2. В колбу для титрования цилиндром налить 15 мл 1 М раствора серной кислоты H₂SO₄ и 25 мл дистиллированной воды. Колбу на 2-3 минуты поставить на водяную баню нагретую до 70-80 о С. Чистую пипетку ополоснуть раствором щавелевой кислоты. Отмерить пипеткой точный объем раствора щавелевой кислоты H₂C₂O₄ и перенести его в колбу для титрования c нагретым раствором серной кислоты.

3. Оттитровать горячий раствор щавелевой кислоты перманганатом калия. Катализатором реакции служат ионы Mn 2+ , которые являются одним из продуктов реакции. В начале титрования реакция идет медленно, первые капли перманганата обесцвечиваются с трудом. Поэтому прибавление первого миллилитра перманганата нужно проводить очень медленно. После того как образовались ионы Mn 2+ , скорость реакции увеличивается, и титрование можно вести быстрее, прибавляя перманганат калия маленькими порциями и сильно перемешивая раствор в колбе. Новая порция прибавляется только после обесцвечивания предыдущей. Конец титрования определяется по появлению неисчезающей в течение 1-2 минут бледно-розовой окраски от одной лишней капли перманганата калия. Взятый объем щавелевой кислоты и объем перманганата калия, пошедший на титрование, записать в таблицу.

4. Результаты титрования записать в таблицу. Повторить титрование до получения сходящихся результатов.

5. Рассчитать молярную концентрацию эквивалента и титр раствора перманганата калия.

Форма лабораторного отчета

Лабораторная работа № . Дата

“Название лабораторной работы”

Определяемое вещество (титрант) — С_Э(KMnO₄) = ?, T(KMnO₄) = ?

Индикатор – избыточная капля раствора KMnO₄

Условия титрования — (рН среды, нагревание и т.д.)

Уравнение реакции (в молекулярной и ионно-молекулярной формах):

Источник

9.3 Определение точной молярной концентрации раствора соли Мора

Пипеткой с одной отметкой отбирают 10,0 раствора дихромата калия с молярной концентрацией КВЭ 0,025 , переносят его в коническую колбу вместимостью 500 , приливают 180 дистиллированной воды и 20 концентрированной серной кислоты. После охлаждения добавляют 3-4 капли индикатора ферроина или 10 капель раствора N-фенилантраниловой кислоты и титруют раствором соли Мора с молярной концентрацией КВЭ 0,025 до перехода окраски из синевато-зеленой в красно-коричневую при использовании в качестве индикатора ферроина и из красно-фиолетовой в синевато-зеленую при использовании N-фенилантраниловой кислоты. Титрование повторяют и, при отсутствии расхождения в объемах титранта более 0,05 , за результат принимают среднее значение. В противном случае повторяют титрование до получения результатов, отличающихся не более чем на 0,05 .

, (1)

где — молярная концентрация раствора соли Мора, КВЭ;

— молярная концентрация раствора дихромата калия, КВЭ;

— объём раствора дихромата калия, взятый для титрования, ;

— объём раствора соли Мора, пошедший на титрование, .

10 Порядок выполнения измерений

10.1 Устранение мешающих влияний

Определению ХПК мешают хлориды, сульфиды, соединения железа (II), нитриты и другие неорганические вещества, способные окисляться дихроматом в кислой среде.

Мешающее влияние хлоридов при концентрациях менее 300 устраняется за счет присутствия в пробе катализатора (сульфата серебра). При больших содержаниях хлоридов к пробе добавляют сульфат ртути (II) из расчёта 100 мг на каждые 10 мг хлоридов.

Мешающее влияние сульфидов и соединений железа (II) устраняют предварительной продувкой пробы воды воздухом, если она не содержит летучих органических соединений, или учитывают при расчете ХПК. В последнем случае определяют их концентрации и пересчитывают на величины ХПК, исходя из того, что 1,0 мг и 1,0 мг эквивалентны соответственно 0,47 и 0,14 мг кислорода. Таким же образом учитывают влияние нитритов — 1,0 мг (или 0,30 мг нитритного азота) эквивалентен 0,35 мг кислорода.

10.2 Выполнение измерений в водах с низким содержанием хлоридов

При содержании хлоридов в анализируемой воде менее 300 помещают пипеткой с одной отметкой 20,0 воды (или меньшую аликвоту, доведенную дистиллированной водой до 20 ) в круглодонную или грушевидную колбу для кипячения, добавляют пипеткой с одной отметкой 10,0 раствора дихромата калия с молярной концентрацией 0,025 КВЭ, мерным цилиндром приливают 30 раствора сульфата серебра в концентрированной серной кислоте (или 150 мг сульфата серебра и 30 концентрированной серной кислоты) и для равномерного кипения бросают 2-3 капилляра или 3-4 кусочка тщательно очищенного пористого стекла. Если выполняют измерения ХПК в нефильтрованной пробе, перед отбором аликвоты пробу тщательно перемешивают в течение 2-3 мин.

К колбе присоединяют обратный холодильник и кипятят смесь на песчаной бане в течение 2 ч. После охлаждения промывают холодильник дистиллированной водой (около 50 ), отсоединяют его, добавляют в колбу, обмывая её стенки, ещё 50 дистиллированной воды, вновь охлаждают, переносят пробу в коническую колбу, дважды споласкивая колбу, в которой кипятилась проба, дистиллированной водой (по 20-30 ).

Добавляют к пробе 3-4 капли раствора ферроина (или 10 капель раствора N-фенилантраниловой кислоты) и титруют избыток непрореагировавшего дихромата калия раствором соли Мора до перехода окраски индикатора из синевато-зеленой в красно-коричневую при использовании в качестве индикатора ферроина и из красно-фиолетовой в синевато-зеленую при использовании N-фенилантраниловой кислоты.

Аналогичным образом проводят холостой опыт с 20 дистиллированной воды.

Если объем раствора соли Мора, пошедший на титрование пробы воды, меньше 3 , следует повторить определение с уменьшенной аликвотой воды, разбавленной до 20 дистиллированной водой. Аликвоту пробы для разбавления следует выбирать так, чтобы величина ХПК разбавленной пробы находилась в диапазоне от 20 до 50 .

10.3 Выполнение измерений в водах с высоким содержанием хлоридов

Если содержание хлоридов в воде превышает 300 , к отобранной для анализа аликвоте пробы (20 или меньшей аликвоте, доведенной до 20 ) добавляют сульфат ртути из расчета 100 мг на каждые 10 мг содержащихся в пробе хлоридов и тщательно перемешивают. Далее выполняют определение, как описано в 10.2. Наличие небольшого количества осадка, образовавшегося после добавления сульфата ртути, не мешает определению. При отсутствии сульфата ртути можно использовать суспензию оксида ртути в серной кислоте из расчета 70 мг на каждые 10 мг хлоридов. Для приготовления суспензии отмеривают 30 раствора сульфата серебра в концентрированной серной кислоте (или 30 концентрированной серной кислоты, если сульфат серебра добавляют отдельно) в стакан вместимостью 100 и добавляют рассчитанное количество оксида ртути. Перемешивают смесь стеклянной палочкой, оставляют на 15 мин, а затем приливают полученную суспензию к пробе.

11 Обработка результатов измерений

Величину ХПК (бихроматной окисляемости) X, , находят по формуле

, (2)

где — объём раствора соли Мора, израсходованный на титрование холостого опыта, ;

— объем раствора соли Мора, израсходованный на титрование пробы воды, ;

V — объема ликвоты пробы воды, взятый для выполнения анализа, ;

12 Оформление результатов измерений

Источник