Занятие 14. Комплексонометрический метод анализа

Лабораторная работа № 3

"Определение аскорбиновой кислоты иодометрическим методом"

Количественное определение аскорбиновой кислоты основано на реакции окисления ее иодом. При этом образуется окисленная форма аскорбиновой кислоты - дегидроаскорбиновая кислота:

С₆Н₈О₆ + I₂ → С₆Н₂О₆ + 2 HI

Кислотный характер аскорбиновой кислоты обусловлен наличием фенольных гидроксогрупп в ее молекуле.

Заполните бюретку стандартным раствором иода. В колбы для титрования отберите по 10 мл исследуемого раствора аскорбиновой кислоты и добавьте по 2 мл раствора крахмала. Содержимое колбы оттитруйте стандартным раствором иода до появления стойкого сла­бо-синего окрашивания. Титрование повторите до получения трех сходящихся результатов. По среднему значению объема иода, израс­ходованного на титрование, рассчитайте нормальность раствора и массу аскорбиновой кислоты в 10 мл раствора. Полученные данные занесите в таблицу.

V(acк. к-ты), мл	V(I2), мл	Сн (аск. к-ты), моль/л	Т(аск.к-ты), г/мл	m (аск. к-ты), г
10,0 10,0 10,0

Вопросы для самоподготовки:

1 Теоретические основы метода иодометрии.

2 Как действуют NaOH и Na₂CO₃ на раствор иода? Ответ подт­вердите соответствующими уравнениями реакций.

3 Почему при иодометрическом определении окислителей упот­ребляют избыток KI?

Расчетные задачи и упражнения:

1 Закончите уравнения окислительно-восстанови­тельных реакций, расставьте коэффициенты методом полуреакций:

а) К₂Сr₂О₇ + Na₂SO₃ + Н₂SO₄ → Сr₂(SO₄)₃ +...

б) К₂Сr₂О₇ + H₂S + Н₂SO₄ → S +...

в) FeSO₄ + К₂Сr₂О₇ + Н₂SO₄ →

г) I₂ + КОН →

д) HI + Н₂SO₄ (_КОНЦ.) → H₂S +...

2 Определите массу раствор Na₂S₂O_{3 *} 5H₂O, необходимую для приготов­ления 2л 0,02 н. раствора натрия тиосульфата. Ответ: 9,92 г

3 На титрование 20 мл 0,0195 н. раствора натрия тиосульфата израсходовано 20,1 мл раствора иода. Определите нормальность и титр раствора иода. Ответ: 0,0194 моль/л, 0,00246 г/мл

4 В раствор, содержащий избыток калия иодида и подкисленный серной кислотой, добавили 25 мл 0,05 н. раствора калия дихромата. На титрование выделившегося иода пошло 22,8 мл раствора раствор Na₂S₂O_{3 *} 5H₂O. Вычислите нормальность и титр раствора раствор Na₂S₂O_{3 *} 5H₂O. Ответ: 0,0548 моль/л, 0,01359 г/мл

Цель: Изучить теоретические основы метода комплексонометрии, широко применя­емого в аналитических исследованиях.

Задачи: Приобретение навыков по комплексонометрическому титрованию и выполнению количественных расче­тов. Сформировать умения и навыки по составлению урав­нений реакций комплексообразования.

Основные вопросы темы:

Теоретические основы комплексонометрии.

2. Классификация методов комплексонометрии.

3. Стандартизация титрантов в комплексонометрии.

4. Индикаторы комплексонометрии, принцип их действия.

5. Расчеты в комплексонометрии.

Задача 1. Навеску металлического магния растворили в хлороводородной кислоте и полученный раствор оттитровали 15,00 мл раствора ЭДТА с молярной концентрацией 0,1500 моль/л. Рассчитайте массу навески магния. Ответ: 0,05468 г

Задача 2. Образец магния гидрокарбоната массой 3,500 г растворили в воде и оттитровали 12,05 мл раствора ЭДТА с молярной концентраци­ей 0,05000 моль/л. Вычислите массовую долю магния гидрокарбоната в образце в процентах. Ответ: 2,518 %

Задача 3. Образец ртути (II) нитрата моногидрата массой 2,900 г раст­ворили в воде и получили 50,00 мл раствора. Аликвотную долю 5,00 мл оттитровали 11,06 мл раствора ЭДТА с молярной концентрацией 0,07500 моль/л. Вычислите массовую долю ртути (II) нитрата в об­разце в процентах. Ответ: 93,33 %

Задача 4. Образец марганца (II) нитрата гексагидрата массой 4,500 г растворили в воде и подучили 200,0 мл раствора. На титрование 10,00 мл полученного раствора израсходовали 13,50 мл раствора ЭДТА с молярной концентрацией 0,05000 моль/л. Рассчитайте массо­вую долю марганца в образце в процентах. Ответ: 16,48 %

Теоретические основы метода. В аналитических лабораториях широко применяют методы анализа, основанные на использовании реакций, сопровождающихся образованием комплексных соединений катио­нов с органическими реактивами - комплексонами. Образующиеся сое­динения называют внутрикомплексными (клешневидными, хелатными) солями.

Комплексонами обычно называют органические соединения, представляющие собой производные аминополикарбоновых кислот.

Простейший комплексон - нитрилотриуксусная кислота (НТА, комплексон I, сокращено Н₂У):

CH₂COOH

N CH₂COOH

CH₂COOH

Наибольшее значение имеет четырехосновная этидендиаминтетрауксусная кислота (ЭДТУ, комплексен II, сокращенно Н₄У):

HOOCCH₂ CH₂COOH

N-CH₂-CH₂-N

HOOCCH₂ CH₂COOH

Комплексоны наряду с карбоксильными группами (-СООН) содер­жат аминный азот (- N). Благодаря такому строению эти соединения отличаются мульти(поли)дентантностью, т.е. способностью образовы­вать сразу несколько координационных связей с ионами металлов-комплексообразователей.

На практике обычно применяют двунатриевую соль этилендиамин-тетрауксусной кислоты (ЭДТА, Na-ЭДТА, комплексон III или трилон Б, сокращенно Na₂H₂У):

HOOOCH₂ CH₂OOOH

│

N – CH₂- CH₂- N

│

NaOOOCH₂ CH₂COONa

Ион этилендиаминтетрауксусной кислоты с ионом металла обра­зует до шести связей через атомы кислорода карбоксильных групп и атомы азота. Один ион комплексона заменяет несколько монодентантных лигандов. При титровании ЭДТА солей металлов-комплексообравоватедей протекают следующие реакции:

Nа₂Н₂У → 2 Na⁺ + Н₂У^2-

Ме²⁺ + Н₂У^2- ↔ МеУ^2- + 2 Н⁺

Ме³⁺ + Н₂У^2- ↔ МеУ^- + 2 Н⁺

Me⁴⁺ + Н₂У^2- ↔ МеУ + 2 Н⁺

Согласно приведенным уравнениям, 1 моль реагирующих с NаЭДТА катионов, независимо от их степени окисления, связывает 1 моль Na-ЭДТА. Равновесия данных превращений смещены вправо, т.к. полу­чаемые комплексные соединения являются очень прочными. Кроме то­го, в соответствии с принципом Ле Шателье-Брауна полнота протека­ния этих реакций увеличивается при повышении рН раствора, т.е. при связывании ионов водорода щелочью. Однако следует иметь в ви­ду, что при повышении рН раствора в осадок может выпадать гидроксид металла. Поэтому при использовании комплексонов в аналитичес­ких целях требуется создание оптимального значения рН раствора, зависящего от прочности комплекса и растворимости соответствующе­го гидроксида. Например, ион железа (III) образует как прочный комплекс с Na-ЭДТА, так и очень малорастворимый гидроксид. Поэто­му реакция комплексообразования может протекать при рН не выше 3.

Катион Са²⁺ образует менее прочный комплекс и сравнительно хорошо растворимый гидроксид. Он наиболее полно реагирует с Na-ЭДТА при рН 9-10. Определенное значение рН раствора достигается при помощи буферных растворов.

Точку эквивалентности в комплексонометрии ус­танавливают с помощью индикаторов, представляющих собой органи­ческие красители, образующие с катионами окрашенные комплексные соединения (металл-индикаторы). Получаемые при этом комплексные соединения менее устойчивы, чем внутрикомплексные соли, образуе­мые определяемыми катионами с комплексонами. Поэтому в процессе титрования комплексоном раствора, содержащего окрашенное комплексное соединение, образуемое катионами с индикатором, в точке эквивалентности наблюдается изменение окраски раствора. Это объ­ясняется тем, что комплексное соединение индикатора разрушается и индикатор выделяется в свободном виде. Так как окраска комплекс­ного соединения индикатора отличается от окраски свободного инди­катора, то происходит изменение окраски титруемого раствора. Схе­матично это можно представить следующим образом:

Ме²⁺ + Hind^- ↔ Meind^- + Н⁺

бесцветный окрашен окрашен в другой цвет

Meind^- + H₂E^2- ↔ VtE^2- + Hind^- + H⁺

окрашен бесцветен окрашен

Таким образом, металл-индикатор реагирует на изменение кон­центрации катиона аналогично тому, как кислотно-основной индика­тор ведет себя при изменении рН титруемого раствора.

Индикатором на ионы магния, меди, цинка, марганца, алюминия др. является эриохром черный Т. Сам индикатор окрашен в синий цвет, а его комплексы с металлами имеют красное окрашивание. Уравнение реакции можно представить в следующем виде:

Ме²⁺ + Hind^2- ↔ Meind^- + Н⁺

синий красный

Meind^- + Na₂H₂Y + ОН^- ↔ Na₂MeY + Hind^2- + H₂O

Другим широко распространенным металл-индикатором является мурексид (пурпурат аммония), образующий устойчивые комплексные соединения с катионами кальция, никеля, кобальта, меди и др.

Мурексид представляет собой темно-красный порошок, водный раствор которого окрашен в фиолетовый цвет, изменяющийся в зави­симости от среды: рН < 9 - красно-фиолетовый, рН > 11 - сине-фиоле­товый. В процессе титрования солей кальция и других металлов в присутствии мурексида в точке эквивалентности наблюдается изменение красного цвета раствора в сине-фиолетовый цвет.

В настоящее время разработаны комплексонометрические методы определения более 80 химических элементов.

Дата добавления: 2015-06-30