Студопедия

КАТЕГОРИИ:


Архитектура-(3434)Астрономия-(809)Биология-(7483)Биотехнологии-(1457)Военное дело-(14632)Высокие технологии-(1363)География-(913)Геология-(1438)Государство-(451)Демография-(1065)Дом-(47672)Журналистика и СМИ-(912)Изобретательство-(14524)Иностранные языки-(4268)Информатика-(17799)Искусство-(1338)История-(13644)Компьютеры-(11121)Косметика-(55)Кулинария-(373)Культура-(8427)Лингвистика-(374)Литература-(1642)Маркетинг-(23702)Математика-(16968)Машиностроение-(1700)Медицина-(12668)Менеджмент-(24684)Механика-(15423)Науковедение-(506)Образование-(11852)Охрана труда-(3308)Педагогика-(5571)Полиграфия-(1312)Политика-(7869)Право-(5454)Приборостроение-(1369)Программирование-(2801)Производство-(97182)Промышленность-(8706)Психология-(18388)Религия-(3217)Связь-(10668)Сельское хозяйство-(299)Социология-(6455)Спорт-(42831)Строительство-(4793)Торговля-(5050)Транспорт-(2929)Туризм-(1568)Физика-(3942)Философия-(17015)Финансы-(26596)Химия-(22929)Экология-(12095)Экономика-(9961)Электроника-(8441)Электротехника-(4623)Энергетика-(12629)Юриспруденция-(1492)Ядерная техника-(1748)

С методи осадження в титриметрії




Перманганатометрія. Йодометрія. Дихроматометрія. Методи приготування стандартних розчинів, їх стандартизація та умови зберігання. Визначення окисників, відновників та інших речовин. Переваги та недоліки згаданих методів. Використання методів редоксиметрії у контролі хімічних виробництв.

Перманганатометрія - один із методів окисно-відновного титрування, в якому застосовується водний розчин калій тетраоксоманганату(VII). Окислювальні властивості перманганат-іона в значній мірі залежать від середовища, в якому відбувається реакція:

У сильно кислому середовищі:

MnO-4 + 5e + 8H+ Mn2+ + 4H2O.

Стандартний потенціал редокc пари MnO-4/ Mn2+, Е0 = + 1,51В.

У середовищі близькому до нейтрального:

MnO-4 + 3e + 2Н2О MnО2+ 4OН-.

Стандартний потенціал редокc пари MnO-4/ MnО2, Е0 = + 0,57В.

У сильно лужному середовищі:

MnO-4 + 1e MnO2-4.

Стандартний потенціал редокc пари MnO-4/ MnО42-, Е0 = + 0,54В.

Порівнюючи кількісні значення стандартних потенціалів, бачимо, що в сильно кислому середовищі окислювальна здатність перманганат-іона найбільша, тому перманганатометричне титрування виконують із додаванням сильної кислоти до розчину, який титрують. Для цього найчастіше використовують сірчану кислоту, оскільки інші сильні кис­лоти - азотна та соляна, вступаючи у взаємодію з перманганат-іоном, можуть призвести до помилок у результатах аналізу(HNO3 – сильний окисник і сприяє небажаним взаємодіям, Cl- - може окислюватися перманганатом). Кислоту треба брати у надлишку, оскільки вона використовується у реакції і при нестачі іонів гідрогену у кінці може утворюватися MnO2, що не бажано внаслідок помилки визначення:

2MnO4- + 3Mn2+ + 2 H2O 5MnO2+ 4H+.

Перманганатометричним методом можна визначати відновники, окис­ники, та речовини, які не виявляють окислювально-відновних власти­востей.

Відновники титрують перманганатом, тобто визначають прямим титруванням, наприклад:

5Fe2+ + MnO-4 + 8H+ 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O.

Окислювачі визначають зворотним титруванням наприклад:

Cr2O72- + 6Fe2+ + 14H+ 2Cr3+ + 6Fe3+ + 7H2O.

5Fe2+ + MnO-4 + 8H+ 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O.

Першим стандартним розчином, який береться в надлишку, використовується розчин Fe2+, залишок якого титрується стандартним розчином KMnO4.

 

 

Речовини, які не виявляють окислювально-відновних властивостей (наприклад, Са2+) визначають титруванням замісника, тобто перман­ганатом титрують не ту речовину, яку визначають, а продукт її взає­модії а реагентом:

Ca2+ + C2O42- CaC2O4,

CaC2O4+ 2H+ H2C2O4 + Ca2+,

5H2C2O4 + 2MnO-4 + 6H+ 10CO2 + 2Mn2+ + 8H2O.

З наведених реакцій бачимо, що перманганат реагує зі щавлевою кислотою, кількість якої еквівалентна вмісту іонів кальцію Са2+.

У процесі титрування перманганатом точку еквівалентності визна­чають без застосування індикатора, оскільки розчин KMnO4 має власний колір і в момент еквівалентності перша надлишкова крапля пер­манганату забарвлює розчин, який титрують, у слабо рожевий колір.

Стандартний розчин KMnO4 приготувати з точної наважки немож­ливо, оскільки ця сіль не відповідає вимогам до установчих речовин. Сіль KMnO4 завжди має домішку MnO2. Крім того Mn (VП) легко відновлюється під впливом органічних речовин, присутніх у во­ді і його концентрація одразу після приготування змінюється. Тому розчин KMnO4 спочатку готують приблизної концентрації, а потім(через 7-10 діб) визначають точну концентрацію.

Розчин KMnO4 зберігають у темряві, або у склянках з темного склу, бо на світу він розкладається:

4MnO-4 +H2O 4MnO2+4OH- + 3O2.

Масу наважки для приготування розчину KMnO4 визначають за формулою:

=NKMnO4*VKMnO4*MeKMnO4.

Молярна маса еквіваленту KMnO4 у кислому середовищі згідно іонно-електронній напівреакції:

MnO-4 + 5e + 8H+ Mn2+ + 4H2O.

f = =, МеkMnO4 = f * MKMnO4 = = 31,51 г/моль-екв.

Установчими речовинами для розчину KMnO4 використовують: щавлеву кислоту H2C2O4*2H2O; солі щавлевої кислоти H2C2O4, (NH4)2C2O4*H2O; сіль Мора (NH4)2SO4 *FeSO4*6H2O та ін. Молярна маса еквіваленту H2C2O4*2H2O згідно іонно-електронній напівреакції:

H2C2O4 - 2е 2СО2 + 2Н+,

f = =, Мер = f * Mp = = 63,04 г/моль-екв.

Перманганат калію взаємодіє з щавлевою кислотою згідно рівняння:

5H2C2O4 + 2MnO-4 + 6H+ 10CO2+ 2Mn2+ + 8H2O,

H2C2O4 - 2е 2СО2 + 2Н+, | 5

MnO-4 + 5e + 8H+ Mn2+ + 4H2O. | 2

Метод перманганатометрії застосовують при визначені іонів металів(Fe2+, Sn2+, Mn2+, Sb3+), неметалів(S2-, I-, Br-), складних аніонів(SO32-, CN-, NO2-), в аналізі органічних сполук(мурашину, винну, лимонну, саліцилову кислоти, гліцерин, фенол, формальдегід), лікарняних і біологічних препаратів, забруднювачів води, харчових продуктів.

 

Йодометрія заснована на використанні пів реакції:

I2+2e

Стандартний потенціал пари I2/2I- порівняно незначний – Е0 = +0,54В, тому цей метод можна використовувати для визначення відновників з Е° < +0,54В, які спроможні кількісно окислятися вільним йодом, і окислювачів, які мають Е° > +0,54 В і спроможні відновлятися йодид-іонами. Йодометричний метод може бути застосований також для визначення кислот.

Точку еквівалентності в йодометрії встановлюють за допомогою специфічно­го індикатору - крохмалю, що утворює із йодом адсорбційну комплексну сполуку синього кольору. Розчинність йодокрохмального комплексу у воді незначна, що за­важає переходу йоду в розчин і веде до завищення результатів титрування. Тому рекомендується додавати крохмаль наприкінці титрування, поблизу точки еквіва­лентності, коли концентрація йоду дуже низька.

Варто звернути увагу на те, що правильні результати можуть бути отримані при до­триманні деяких умов титрування. Найважливішими з них є температура аналізуємого розчину і його рН. Титрування проводять на холоді, тому що при підвищенні температури чутливість крохмалю знижується, а леткість йоду підвищується. Реа­кція середовища повинна бути слабо кислою або нейтральною. Титрування в сильно кислому або лужному середовищу неприпустимо, тому що перебігають побічні ре­акції, що спотворюють результат аналізу:

4I- + О2 + 4Н+ 2I2 + 2Н2О,

I2 + OH- JO- + I- + H2O.

Відновники (S2O32-, SO32- і ін.) визначають прямим титруванням аналізуємого розчину стандартним розчином йоду або зворотним титруванням.

Приклад прямого титрування:

2S2O32- + I2 S4O62- + 2I-.

У присутності крохмалю в точці еквівалентності з'являється синє забарвлення розчину, що не зникає.

При зворотному титруванні до розчину відновника додають у надлишку точний об'єм титрованого розчину йоду, а потім надлишок йоду, що не прореагував, відтитровують стандартним розчином тіосульфату натрію.

Приклад зворотного титрування:

SO32- + I2 + H2OSO42- + 2I- +2H+,

I2 + 2S2O32- 2I- + S4O62-.

У присутності крохмалю в точці еквівалентності зникає синій колір, розчин знебарвлюється.

Окислювачі (МпО4- H2O2, Cr2O72- і ін.) визначають зазвичай замісним тит­руванням, який полягає в такому: до підкисленого аналізуємого розчину додають надлишок розчину йодиду калію КI, при цьому визначаємий окислювач заміщується еквівалентною кількістю вільного йоду:

Н2О2 + 2I- + 2Н+ I2 + 2H2O.

Йод, що виділився, титрують стандартним розчином тіосульфату:

I2 + 2S2O32- 2I- + S4O62-.

Надлишок йодиду калію необхідний для підвищення розчинності йоду і по­передження його випаровування.

Реакції між окислювачем і I- іоном часто проходять недостатньо швидко. У таких випадках після додавання KI реакційну суміш витримують 5-10 хвилин у закри­тій колбі в темряві: надлишок KI сприяє більш повному проходженню реакції про­тягом цього часу. Колбу закривають, щоб уникнути випаровування йоду. Витриму­вання в темряві необхідно для запобігання побічної реакції окислювання I- у I2, що проходить при світлі.

Кислоти визначають, використовуючи реакцію взаємодії йодиду з йодатом:

IO3- + 5I- + 6Н+ 3I2, + 3Н2О

2IO3- + 10е + 12Н+ I2, + 6Н2О І 1

2I- - 2е I2. І 5

За цією реакцією виділяється йод у кількості, еквівалентній вмісту кислоти. Його відтитровують стандартним розчином тіосульфату натрію.

I2 + 2S2O32- 2I- + S4O62-.

Як стандартні розчини у йодометрії використовують розчини йоду і тіосуль­фату натрію, а також, як допоміжний, розчин КІ.

Розчин йоду. Йод, який є у продажу, звичайно містить домішки, тому його або очищають сублімацією і готують розчин по точній наважці, або беруть наважку неочищеного йоду і готують розчин приблизно необхідної концентрації, а потім встановлюють точну концентрацію, титруючи цей розчин стандартним розчином тіо­сульфату. Йод погано розчиняється у воді, тому його розчинюють у концентрованому розчині KI, з яким він утворює розчинену комплексну сполуку I2 + KI K[I3].

Розчин тіосульфату натрію. Тіосульфат натрію Na2S2O3 • 5Н2О являє собою кристалічну речовину, що не відповідає вимогам до вихідних речовин: сіль нестійка, у розчині реагує з вугільною кислотою і розчиненим киснем. Тому розчин тіосуль­фату готують не по точній наважці, а приблизної концентрації. Титр розчину вста­новлюють через 7-10 днів після приготування. Для цього частіш за усе використо­вують стандартний розчин біхромату калію К2Cr2O7.

Помилки в йодометрії пов’язані з леткістю йоду і його окисненням під дією кисню повітря, яке прискорюється на світлі і при значній концентрації іонів водню:

4I- + О2 + 4Н+ 2I2 + 2Н2О.

Тому всі визначення бажано проводити у закритих колбах і не витримувати розчини довгий час на відкритому повітрі.

Йодометрію використовують для визначення органічних речовин(формальдегід, цукри, гліцерин, ацетон, спирт, нітроген, сірко вміщені сполуки)

Дихроматометрія заснована на використанні напівреакції:

Cr2O72- + 6е + 14H+ 2Cr3+ + 7H2O.

Дихромат калію є досить сильним окисником =+1,31В.

 

 

Розчини K2Cr2O7 готують по точній наважки оскільки кристалічний K2Cr2O7 відповідає вимогам до вихідних речовин. Дихроматометрія менш поширена ніж перманганатометрі завдяки меншій окисній спроможності і складностям фіксації точки еквівалентності і її використовують для визначення металів, окиснення води.

Самостійно опрацювати тему більш детальніше за літературою:

[2] – стор. 107-123; [4] – стор. 90-96; [8] – стор. 190-219.

 

Контрольні питання до теми 2.7С

 

7.1.На чому засновано метод перманганатометрії?

7.2.Як залежить відновлення перманганат іону і окисно-відновний потенціал від середовища?

7.3.Чому перманганатометричні визначення виконують у кислому середовищі?

7.4.Яку кислоту використовують для створення кислого середовища в перманганатометрії?

7.5.Як перманганатометричним методом можна визначати відновники?

7.6.Як перманганатометричним методом можна визначати окисники?

7.7.Як перманганатометричним методом можна визначати речовини, що не мають окисно-відновних властивостей?

7.8.Як фіксується точка еквівалентності в перманганатометрії?

7.9.Як приготувати стандартний розчин перманганату калію, його стандартизація та умови зберігання?

7.10.На чому засновано метод йодометрії?

7.11.Як встановлюють точку еквівалентності в йодометрії?

7.12.Яких умов треба до­тримуватися при йодометричному титруванні?

7.13.Як визначають відновники в йодометрії?

7.14.Як визначають окисники в йодометрії?

7.15.Як визначають кислоти в йодометрії?

7.16.Стандартні розчини в йодометрії, їх приготування, стандартизація і умови зберігання.

7.17.Сутність дихроматометрії, стандартні розчини, приготування, зберігання.

7.18.Використання методів редоксиметрії в контролі продуктів хімічних виробництв.

 

 




Поделиться с друзьями:


Дата добавления: 2014-01-06; Просмотров: 1249; Нарушение авторских прав?; Мы поможем в написании вашей работы!


Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет



studopedia.su - Студопедия (2013 - 2024) год. Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав! Последнее добавление




Генерация страницы за: 0.013 сек.