Практические работы по аналитической химии

      Согласно  этому уравнению:

Э FeSO₄ = М/1 = 151,92

Э FeSO₄∙(NH₄)₂SO₄∙6H₂O = М/1 = 392,15.

      Получить  у преподавателя в мерную колбу  емкостью 100 мл, контрольную задачу – раствор соли Мора. К раствору добавить 10-15 мл 2 н. раствора H₂SO₄ и разбавить дистиллированной водой до метки.

      К 10 мл этого раствора добавить 10 мл 2 н. раствора H₂SO₄ и без подогревания оттитровать смесь раствором перманганата с известной нормальностью так, как это делалось при титровании раствора оксалата натрия. Титрование провести три раза и взять среднее значение. 

Часть третья. Вычисление результатов анализа. 

      По  полученным данным вычислить нормальность раствора соли Мора, количество железа в граммах, которое было дано в  контрольной задаче, и содержание железа в соли Мора.

      Нормальность  раствора сульфата железа (II) определяется по уравнению:

HKMnO₄∙V KMnO₄ = HFeSO₄∙V FeSO₄

      Так как масса 1 моль эквивалента железа равна 55,85 г, то масса

          железа, содержащееся в 100 мл раствора, равна 

НFeSO₄∙55,85∙100 / 1000 = НFeSO₄∙5,585 г. 

      Если  исходная навеска равна а г (в 100 мл раствора), то содержание железа в соли Мора составит:

НFeSO₄∙55,85∙100 / а = b %

      Теоретически  вычисленное содержание железа в  соли Мора

55,85∙100 / 392,15 = 14,24 %

      Ошибка  определения:

      ((14,24 - b)∙100 / 14,24) %

      Методом перманганатометрии определяют содержание железа в солях, сплавах, металлах, рудах и силикатах. 
 

ИОДОМЕТРИЯ 

      Реакция окисления и восстановления с  участием йода обратима:

                                         I₂ + 2e ↔ 2I^-                       Е⁰_I2/2I^-   = 0,62 В         (а)

      Иод плохо растворим в воде, но в  присутствии иодид – ионов  образуется комплекс I^-₃, поэтому при титровании протекает реакция: 

I^-₃+2е ↔3I^-                       Е⁰_I3^-_/3I = 0,54 В

      Стандартные потенциалы многих восстановителей  меньше, а многих окислителей выше, чем   Е⁰_I3^-_/3I = 0,54 В, поэтому система служит для определения восстановителей и окислителей.

      Для растворенного йода в системе  I₂/2I^- нормальный окислительно-восстановительный потенциал Е₀ равен 0,54 В. Если участвующее в реакции вещество имеет Е₀ ‹ 0,54в, то оно будет окисляться йодом (реакция (а) протекает слева направо). Если же у реагирующего вещества Е₀ › 0,54в, то оно будет восстанавливаться ионами I^- (реакция (а) протекает слева направо). Поэтому йодометрией можно определять как восстановители (окисление йодом), так и окислители (восстановление ионами I^-).

      Количество  свободного йода определяется титрованием  раствором тиосульфата натрия Na₂S₂O₃. Реакция протекает с образованием йодида и титратионата натрия:

2S₂O₃^2- - 2e = S₄O₆^2-

I₂ + 2e = 2I^-

2S₂O₃^2- + I₂ = S₄O₆^2- + 2I^-

или

2Na₂S₂O₃ + I₂ = 2NaI + Na₂S₄O₆

Грамм-эквиваленты  тиосульфата натрия и йода равны:

Э Na₂S₂O₃∙5H₂O = М/1 = 248,2 г

ЭI = А/1 = 126,9

      Индикатором служит 0,2%-ный раствор крахмала, который с йодом в присутствии йодида калия дает синее окрашивание. Рабочими растворами являются 0,1н. растворы тиосульфата и йода. 

Лабораторная  работа № 4

Определение количества хрома  в растворе K₂Cr₂O₇ 

      В качестве примера иодометрического титрования предлагается определить количество хрома в растворе K₂Cr₂O₇. Работа состоит из трех частей: 1) установление нормальности рабочего раствора тиосульфата, 2) титрование исследуемого раствора, 3) вычисления.

      Реактивы, посуда. Раствор KMnO₄ – 0,1н. Раствора крахмала. Кислота серная – 2н. Раствор KI – 10 %. Колба мерная вместимостью – 100 мл. Пипетка вместимостью 10 мл. Бюретка вместимостью 25 мл. Колба коническая вместимостью 100-150 мл.

Часть первая. Установление нормальности раствора тиосульфата.

      Нормальность  раствора тиосульфата устанавливают по раствору KMnO₄ , нормальность которого известна (найдена по оксалату натрия, см. работу 3). Написать уравнение реакции взаимодействия перманганата калия с раствором йодистого калия в сернокислой среде.

      Наполнить бюретку раствором тиосульфата и установить уровень раствора на нуле.

      В большую коническую колбу налить из мерного цилиндра 10-12 мл 10 %-ного раствора KI и 10-15 мл 2н. раствора H₂SO₄. К смеси прибавить 10 мл титрованного раствора KMnO₄ (объем точно отметить пипеткой) и для завершения реакции дать постоять 2-3 мин в темном месте. После этого смесь разбавить 100 мл дистиллированной воды и титровать без индикатора раствором тиосульфата до появления бледно-желтой окраски. Когда раствор примет указанную окраску, прибавить 3 мл раствора крахмала и титрование продолжить до обесцвечивания раствора.

      Количества  KMnO₄ и Na₂S₂O₃ эквиваленты между собой, так как первый вытеснил (из KI), а второй связал одно и тоже количество йода. Поэтому нормальность раствора тиосульфата определяется по уравнению: 

H Na₂S₂O₃ ∙V Na₂S₂O₃ = H KMnO₄∙V KMnO₄ 

      Часть вторая. Титрование раствора K₂Cr₂O₇. Получить от преподавателя колбу с контрольной задачей на определение хрома в растворе  K₂Cr₂O₇. Разбавить полученный раствор дистиллированной водой до метки (чтобы не перелить, под конец воду прибавляют из капельной пипетки), затем закрыть пробкой и хорошо перемешать.

      Провести  тирование раствора бихромата тиосульфатом натрия. Оно приводится аналогично титрованию раствора перманганата с  теми же количествами веществ и в той же последовательности (только раствор KMnO₄ заменяется раствором K₂Cr₂O₇). Титрование закончить, когда от одной капли раствора Na₂S₂O₃ синяя окраска перейдет в бледно-зеленую (окраска ионов Cr³⁺).

      Титрование  провести три раза и взять среднее  значение.

      Часть третья. Расчет результатов анализа.

      Расчет  результатов анализа проводится аналогично соответствующему расчету  в работе 3. Нормальность раствора бихромата  вычисляется из соотношения: 

H K₂Cr₂O₇∙V K₂Cr₂O₇ = H Na₂S₂O₃∙V Na₂S₂O₃ 

      Реакция протекает по уравнению: 

           2S₂O₃^2- - 2e = S₄O₆^2-                    │ 3

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e = 2Cr³⁺ + 7H₂O│1

6S₂O₃^2- + Cr₂O₇^2- + 14H⁺ = 3S₄O₆^2- + 2Cr²⁺ + 7H₂O

Отсюда

Э K₂Cr₂O₇ = М/6 = 49,03 

Зная  Э и H, вычисляем количество граммов K₂Cr₂O₇ в 100 мл раствора: 

Н K₂Cr₂O₇∙49,03∙100 / 1000

      Так как Э_Сr = 2А/6, то количество граммов Сr в 100 мл раствора составит:

НK₂Cr₂O₇∙Э_Сr∙100 / 1000

      Зная  исходную навеску бихромата в 100 мл раствора, вычислить содержание хрома в соли K₂Cr₂O₇ (в %) и сравнить с теоретически ожидаемым результатом (см. аналогичные вычисления в работе 3). 
 
 
 
 
 
 
 
 

РАЗРАБОТАЛИ  канд. техн. наук С.Г. ГЕРКЕ  канд. техн. наук

Н.А. БАБАК и И.М. ЯХНИЧ.

ПЕТЕРБУРГСКИЙ

ГОСУДАРСТВЕННЫЙ УНИВЕРСИТЕТ ПУТЕЙ СООБЩЕНИЯ

МИНИСТЕРСТВА  ПУТЕЙ СООБЩЕНИЯ РОССИЙСКОЙ ФЕДЕРАЦИИ

( ПГУПС  - ЛИИЖТ )

 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

ПРАКТИКУМ ПО АНАЛИТИЧЕСКОЙ  ХИМИИ 
 

КАЧЕСТВЕННЫЙ  АНАЛИЗ 

Учебное пособие 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

                                            

                                               
 
 
 
 

САНКТ - ПЕТЕРБУРГ

                                                              2003 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 
 

          Изучение химических свойств  составляет неотъемлемую основу  любого

химического образования. Важную  роль  в изучении  свойств веществ  играет

химический  анализ.

          Научной основой химического анализа является аналитическая химия,

наука, которая в течение столетия была частью, а иногда  и  основной  частью

химии. Она выделилась из общей химии  в начале XIX века.

        В практической деятельности  часто возникает необходимость идентифика-

ции (обнаружения) того или иного вещества, а также  количественной  оценки

(измерения)  его содержания.

        Химическая идентификация (качественный  анализ) и  измерение ( коли -

чественный  анализ ) являются предметом аналитической химии.

         При проведении качественного   и количественного  анализа  используют

аналитические признаки вещества и  аналитические реакции.

        Аналитические признаки - такие свойства анализируемого  вещества  или

продуктов его превращения, которые позволяют  судить о наличии в  нём  тех

или иных компонентов.

       Аналитическая реакция - химическое превращении анализируемого вещес-