Пояснювальна записка

Вид материала

Документы

Содержание Розрахункові формули для значення Е Варіант титрування Лабораторна робота № 11. Приготування і установка титру робочого розчину калій перманганату за оксалатною кислотою. Визначення в Готування 0,1 н. розчину калій перманганату Готування 0,1 н. розчину оксалатної кислоти Стандартизація 0,1 н. розчину калій перманганату. Визначення вмісту Ферум(II) у солі Мору Лабораторна робота № 12. Приготування робочого розчину трилону Б та установка його титру за Бісмутом. Визначення загальної тверд Приготування розчину ЕДТА Стандартизація розчину ЕДТА. Визначення загальної твердості води.

Подобный материал:

• Реферат курсовий проект: пояснювальна записка сторінок, таблиць, 10.59kb.
• Програми для загальноосвітніх навчальних закладів з українською мовою навчання, 889.57kb.
• Пояснювальна записка, 584.46kb.
• Пояснювальна записка, 1142.65kb.
• Дипломна робота пояснювальна записка, 1244.36kb.
• Пояснювальна записка, 743.42kb.
• Фізична культура пояснювальна записка, 296.81kb.
• Програма зовнішнього незалежного оцінювання з в сесвітньої історії пояснювальна записка, 478.76kb.
• Програма для загальноосвітніх навчальних закладів 7 9 класи пояснювальна записка, 286.52kb.
• Автори програми: д ф. м н., професор чалий о. В., к ф. м н., доцент цехмістер я. В.,, 149.19kb.

План:

1. Інструктаж з техніки безпеки
   
2. Ознайомлення з навчальним матеріалом
   
3. Виконання лабораторної роботи
   
4. Розрахунки та оформлення роботи
   
5. Захист роботи
   

навчальний матеріал

При окиснювально-відновному титруванні змінюється окиснювально-відновний потенціал системи. При повноті зв'язування реагуючих речовин на 99,99% і співвідношенні 1:1 константа рівноваги реакції повинна бути не менш 10⁸. Звідси випливають значення ЕДС реакцій, які можна використати в титриметричному аналізі із зазначеною повнотою перебігу.



де п – збалансована кількість електронів; ≥ 10⁸; ЕДС∙n ≥ 8∙0,059 ≥0,472 В; при п = 1 ЕДС = 0,472 В; при п = 2 ЕДС = 0,236 В і т. д.

Методи окиснювально-відновного титрування класифікують за типом титранта, наприклад перманганатометричне титрування – титр антом є розчин КМnО₄ Стандартними речовинами цих методів є оксалатна кислота і її солі, К₂Сr₂О₇, КВrО₃, солі Ce (IV) х.ч., сульфанілова кислота й ін. Використовується пряме, зворотне титрування й титрування замісника.

Аналіз процесу титрування й вибір індикаторів проводять, як і у всіх випадках, на підставі кривих титрування. Криві будують у координатах: Е_{системи} (в В або мВ) – V_{титрантa}, (у см³). Значення Е_{системи} у кожний момент титрування до й після точки еквівалентності, у т.е. розраховують за формулами (табл. 1)

Таблиця 1

Розрахункові формули для значення Е_{системи} в окиснювально-відновному титруванні

Варіант титрування	Титрування
до т.е.	у т.е.	після т.е.
А – відновник, що титрується В – титрант-окисник
А – окисник, що титрується В – титрант- відновник

На кривій спостерігається стрибок титрування, усередині якого лежить т.е. Вибір індикатора роблять за принципом: індикатор повинен спрацювати поблизу т.е. або в інтервалі стрибка. В окиснювально-відновлювальному титруванні використовують різні типи індикаторів: індикатори-титранти, специфічні, необоротні й окиснювально-відновні.


Перманганатометрія

Для перманганатометричних визначень рекомендується застосовувати 0,05 н. розчин калій перманганату КМnО₄. Однак застосування його пов'язане з деякими практичними ускладненнями. Дуже важко одержати калій перманганат в чистому виді. Звичайно він забруднений слідами манган(IV) оксиду. Крім того, дистильована вода звичайно містить сліди речовин, які відновлюють калій перманганат з утворенням манган(IV) оксиду. Розчин, приготовлений відважуванням певної кількості хімічно чистої солі, розчиненням її й розведенням у мірній колбі, не можна вважати титрованим. Титр його можна встановити не раніше, ніж через 7-12 днів після готування розчину. Щоб розчин був досить стійкий і титр його не змінювався, треба видалити з нього МnО₂, для чого необхідно пропустити розчин перед його вживанням через фільтр, що не відновлює калій перманганат КМnО₄. Присутність манган(IV) оксиду каталітично прискорює саморозклад калій перманганату при стоянні розчину. Кислі розчини КМnО₄ не можна зберігати, тому що вони розкладаються швидше нейтральних розчинів.

Треба пам’ятати, що калій перманганат окиснює гуму, коркові пробки, фільтрувальний папір, тому не можна фільтрувати його розчин через паперовий фільтр, а використовувати для цих цілей скляні фільтри або зливати розчин сифоном.

Лабораторна робота № 11. Приготування і установка титру робочого розчину калій перманганату за оксалатною кислотою. Визначення вмісту Феруму(ІІ) в солі Мора.

Реактиви: КМnО₄, Н₂С₂О₄∙2Н₂О х. ч., H₂SO₄ – 12,5%-вий та 5%-вий розчини

Розчин КМnО₄ застосовують як окислювач у сильнокислому середовищі, при цьому Манган(VII) відновлюється до Мангану(II), Е°_МnО4-_/Мn2₊ = +1,51 В, Е=158,04:5 = 31,61 г/моль. Калій перманганат завжди містить домішки продуктів відновлення МnО₂, він також легко змінюється під впливом відновників, амоніаку, органічних речовин, що потрапляють з пилом, і т.п. Тому якийсь час після готування концентрація його розчинів повільно змінюється. При виконанні робіт з методу перманганатометричного титрування готовлять титрант – розчин КМnО₄ і стандартизують його за допомогою оксалатної кислоти.

Готування 0,1 н. розчину калій перманганату. Для готування 200 мл 0,1 н. KМnО₄ розраховують наважку за формулою (2, заняття 20) і, з огляду на легку відновлюваність реактиву, збільшують її на ~10%. Відважують на технохімічних або аптечних вагах розраховану наважку КМnО₄. Тому що кристали калій перманганату розчиняються повільно, частина відміреної води нагрівають до 80-90°С і невеликими порціями доливають при постійному перемішуванні. Потім обережно зливають рідину з склянки у мірну колбу й знову додають до кристалів гарячу воду. По закінченні розчинення й охолодження додають воду, що залишилася, переливають у склянку з темного скла й залишають на 7-8 днів. Після закінчення зазначеного часу розчин фільтрують через скляний фільтр або скляну вату в темну склянку й закривають скляною пробкою. Зберігають у темному місці.

Для більш швидкого готування розчину калій перманганату можна скористатися таким способом: 1,58 г хімічно чистого калій перманганату розчиняють в 1 л води, доводять розчин до кипіння й продовжують нагрівання при температурі, близької до точки кипіння, протягом 1 год. Потім фільтрують розчин через скляний фільтр у чисту склянку. Одержують 0,05 н. розчин. Перевіряють титр. Якщо через якийсь час на дні посудини з'явиться осад манган(IV) оксиду, треба ще раз профільтрувати розчин і знову встановити його титр.

Готування 0,1 н. розчину оксалатної кислоти. Свіжоперекристалізована оксалатна кислота певна її наважка (для приготування 250 мл 0,1 н. розчину) зважується на аналітичних вагах, переноситься в мірну колбу на 250 мл, розчиняють у воді, доводять об’єм розчину до мітки і добре перемішують. Нормальність розраховують за формулою (8 зан.20). Окрім оксалатної кислоти, для встановлення титру й нормальності розчину КМnО₄ можна використати натрій оксалат, калій гексаціаноферат(II), калій йодид, ферум(II) сульфат, металічний ферум й ін.

Стандартизація 0,1 н. розчину калій перманганату.

Бюретку із краном заповнюють розчином КМnО₄. У колбу для титрування за допомогою піпетки вносять 15,00 мл стандартного розчину оксалатної кислоти, додають 10 мл 12,5%-вого розчину H₂SO₄ і отриману суміш нагрівають до 70-80°С. Нагрівати розчин до кипіння не можна, тому що при цьому відбувається часткове розкладання оксалатної кислоти до СО₂, СО і Н₂О. Потім гарячу суміш титрують розчином КМnО₄. Спочатку додають 1-2 краплі титранту й очікують, перемішуючи, поки розчин знебарвиться. Наступні порції титранту відновлюються швидше. Кінець титрування визначають за незникаючому рожевому забарвленню, що з'являється при додаванні зайвої краплі розчину КМnО₄. Розраховують нормальність розчину КМnО₄ за формулою (5 заняття 20).

Перманганатометричним титруванням також можна визначати залізо в солі Мору, металічне залізо, нітрити, солі Кальцію, Мангану(II) і ін.

Визначення вмісту Ферум(II) у солі Мору

Проводять титрування солі Ферум(II) калій перманганатом. Розчин підкисляють сульфатною кислотою й титрують до кінцевої точки. Ферум(II) окиснюється до Ферум(Ш):

10FeSO₄ + 2KMnО₄ + 8H₂SO₄ → 5Fe₂(SO₄)₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O

Знаючи нормальність розчину КМnО₄ і витрачений об'єм його, легко розрахувати кількість заліза в досліджуваному розчині. Як приклад розглянемо визначення іона Fe²⁺ у солі Мору, що має сполука (NH₄)₂SO₄ ∙ FeSO₄ ∙ 6Н₂О.


Хід визначення

У мірну колбу на 250 мл беруть певну кількість розчину солі Мору, доводять об'єм колби до мітки дистильованою водою й ретельно перемішують.

Відміряють піпеткою 25,00 мл розчину, переносять у конічну колбу для титрування, додають 10-15 мл 2 н. розчину сульфатної кислоти й титрують її робочим розчином калій перманганату. Титрування проводять на холоді, тому що при нагріванні іон Fe²⁺ окиснюється киснем повітря до іона Fe³⁺. Додавання перманганату припиняють після того, як розчин прийме блідо-малинове забарвлення, що не зникає протягом 1-2 хв. Титрування повторюють кілька разів, беруть середнє значення й розраховують кількість грамів заліза в аналізованому розчині.

Розраховують титр калій перманганату по залізу, тобто довідуються, скільки грамів іона Fe²⁺ може окиснити калій перманганат, що міститься в 1 мл даного розчину. Припустимо, що титрування проводилося 0,05081 н. розчином КМnО₄, тоді

0,002838 (г/мл)

Грам-еквівалент заліза дорівнює 55,85 г. Якщо на титрування 25 мл досліджуваного розчину витрачено в середньому 23,80 мл розчину КМnО₄, то кількість заліза в 250 мл буде становити:

= 0,002838∙23,80∙10 = 0,6754 (г)


Висновки


Заняття 18. Розв’язування задач з теми «Побудова кривих титрування».

План:

1. Основні формули та стадії розв’язку задач.

2. Розв’язування задач цього типу.


Задачі для самостійного контролю

1. 
   Розрахуйте, побудуйте й проаналізуйте криву титрування а) титрант – 0,1 н. К₂Сr₂О₇, титрована речовина – 100 мл 0,1н. FeSО₄, середовище – 1 М H₂SO₄; б) титрант – 0,1 н. Ce(SO₄)₂, титрована речовина – 0,1 н. FeSO₄, середовище – 1 М H₂SO₄; в) титрант – 0,1 н. Na₂S₂О₃, титрована речовина 0,1 н. І₂; г) титрант – 0,1 н. КМnО₄, титрована речовина 0,1 н. розчин оксалатної кислоти, середовище – 1 М H₂SO₄.
   
2. Побудуйте криву титрування 0,200М розчину хлоридної кислоти 0,100 М розчином натрій гідроксиду.
   
3. Розрахуйте, побудуйте криву титрування розчину слабкої основи розчином НCl тієї ж концентрації. Розрахунок [H⁺] та рН зробити для точок 0, 10, 50, 90, 99,9, 100, 100,1, 101% доданого титр анту. Вкажіть межі стрибка титрування та рН середовища у точці еквівалентності.
   
4. Побудуйте криву титрування 100 см³ 0,1 н. NН₃ 0,1 н. розчином НCl.
   
5. Розрахуйте, побудуйте криву титрування 0,15 н. розчину НCl 0,15 н. NaОН; 0,1 н. СН₃СООН 0,1 н. NaОН.
   
6. Розрахуйте, побудуйте криву титрування 0,1 М розчину Н₃РО₄ 0,1 н. NaОН.
   
7. Розрахуйте, побудуйте криву титрування 100 см³ 0,1 н. розчину NaCl 0,1 н. розчином AgNO₃. Виділити стрибок титрування.
   
8. Розрахуйте, побудуйте криві титрування, використовуючи титр ант 0,1 н. розчин AgNO₃ для наступних випадків (об’єм 50 см³): а) 0,1 н. KBr, б) 0,1 н. NaI, в) 0,01 н. CaCl₂.
   
9. Розрахуйте, побудуйте криву титрування 0,1 н. розчином Hg₂(NO₃)₂ наступних речовин: 0,1 н. NaCl (100 см³), 0,1 н. KSCN (100 cм³), 0,1 н. KI (100 cм³). Виділити стрибки титрування.
   
10. Розрахуйте, побудуйте криву титрування 100 см³ 0,1 н. розчину H₂SO₄ 0,1 н. розчином BaCl₂. Визначте стрибок титрування.
    
11. Побудуйте криву зміни потенціалів при осадженні Ag₂CrО₄ з 1 н. AgNO₃ 1 н. розчином K₂Cr₂О₄, якщо ДР = 9,0 ∙ 10^-12, а первісний об'єм розчину AgNO₃ 100 мл.
    
12. Побудуйте криву титрування 100 мл 0,1 н. FeSO₄ 0,1 н. розчином К₂Сr₂О₇.
    

Заняття 19. Комплексонометричне титрування.

План:

1. Інструктаж з техніки безпеки
   
2. Ознайомлення з навчальним матеріалом
   
3. Виконання лабораторної роботи
   
4. Розрахунки та оформлення роботи
   
5. Захист роботи
   

навчальний матеріал

Комплексонометричне титрування засноване на утворенні комплексних сполук металіонів з неорганічними й органічними лігандами. Найбільше поширення одержали меркуриметричне й комплексонометричне титрування. У меркуриметричному титруванні титрантом є розчин Hg(NO₃)₂, що утворює із галогенідами міцні комплекси типу [HgHal₄]. Стандартними речовинами є КС1, NaCl, а індикатором – дифенілкарбазон, що утворює із надлишком титранта комплекс [НgДфк] синього кольору. У комплексонометрії використовують спеціальні реагенти – комплексони – похідні α-амінополікарбонових кислот. Найчастіше в якості титранта застосовують комплексон III – динатрієву сіль етилендіамінтетраоцтової кислоти Na₂H₂Y – ЕДТА (торговельна назва – трилон Б), а як стандарт – MgSO₄ ∙ 7Н₂О, солі цинку або х.ч. СаСО₃. Повнота протікання реакції комплексоутворення ЕДТА з іонами металів визначається значенням К_р = β > 10⁸ або lg β > 8. На повноту протікання реакції комплексоутворення сильно впливають побічні реакції – протонування ліганду Y^4- і комплексоутворювання металіону з іншими лігандами, що втримуються в розчині.

У комплексонометрії використовують декілька методів титрування: пряме й зворотне титрування, алкаліметричне титрування й титрування замісника.

1. Пряме титрування використовується, коли відомий індикатор із чітким переходом забарвлення в кінцевій точці. Так, наприклад, катіони магнію, барію, стронцію, кальцію, цинку й ін. можуть бути визначені трилоном Б у присутності індикатора мурексиду. Із цією метою аналізований розчин розбавляють дистильованою водою до мітки, ретельно перемішують. Титрування проводять у лужному середовищі (рН = 10), використовуючи амоніачну буферну суміш.
   
2. Зворотне титрування проводять у тому випадку, коли для визначуваного катіону металу невідомий індикатор із чітким переходом забарвлення в еквівалентній точці. У цьому випадку надлишок комплексону відтитровується розчином солі магнію, цинку або іншої солі.
   

До аналізованого розчину додають відомий об'єм (надлишок) стандартного розчину трилону Б, розчин нагрівають для завершення реакції й після охолодження відтитровують надлишок трилону Б розчином солі магнію. Еквівалентну точку визначають індикатором на іони магнію. Цим способом широко користуються при визначенні стронцію й галію, а також у тих випадках, коли внаслідок гідролізу обумовлений катіон не може бути затриманий у розчині при рН титрування.

Алкаліметричне титрування також можливо використовувати, тому що при взаємодії трилона Б з обумовленими катіонами виділяється еквівалентна кількість іонів водню:

Ме²⁺ + [H₂Тr]^2- → [МеТr]^2- + 2Н⁺

Іони гідрогену, що виділилися, титрують розчином лугу в присутності фенолфталеїну.

Титрування замісника засноване на здатності іонів магнію утворювати із трилоном Б менш стійкий комплекс, чим інші катіони. Тому, якщо змішати магнієвий комплекс із катіонами обумовленого металу (наприклад кальцію), відбудеться зміщення рівноваги вправо:

Na₂[MgTr] + Са²⁺ ↔ Na₂[CaTr] + Mg²⁺

Іони Mg²⁺, що виділилися, відтитровують трилоном Б у присутності хромогену чорного.

Лабораторна робота № 12. Приготування робочого розчину трилону Б та установка його титру за Бісмутом. Визначення загальної твердості води.

Реактиви: ЕДТА (комплексон III); титрований розчин солі Бісмут(ІІІ); амоніачний буферний розчин (рН 9-10); кислотний хромовий темно-синій; мурексид; 2 н. H₂SО₄; 2 н. NH₃; 1 н. NaOH.

Приготування розчину ЕДТА. Наважку для готування 250 см³ 0,1 н. (0,05 М) розчину ЕДТА розраховують за формулою (2 зан.20), вважаючи, що еквівалентна маса дорівнює половині молярної маси (186,12 г/моль). Наважку зважують на аптечних вагах, пересипають у мірну колбу місткістю 250 см³, розчиняють у невеликому об'ємі води, потім доводять водою до мітки, добре перемішують і переливають у склянку.

Стандартизація розчину ЕДТА. У колбу для титрування поміщають 15,00 см³ титрованого розчину солі Бісмуту(ІІІ), додають 5 см³ амоніачного буферного розчину, 50 мл води, ~0,03 г індикатора кислотного хром темно-синього і титрують розчином ЕДТА до переходу червоного забарвлення в синьо-фіолетове. Розраховують нормальність і поправочний коефіцієнт розчину ЕДТА за формулами (5, 6 зан.20).

Визначення загальної твердості води.

Твердість води виражається числом міліграм-еквівалентів кальцію й магнію в 1 л води. Індикатором служить звичайно хромоген чорний. Аналізовану воду підлужують до рН = 10, додаючи амоніачну буферну суміш, і титрують розчином трилону Б:

Са²⁺ + HІnd^2- → CaІnd^- + H⁺

винно-червоний

Mg²⁺ + Hind^2- → MgInd^- + H⁺

винно-червоний

К_нест комплексів Са²⁺ і Mg²⁺ із трилоном Б набагато менші, ніж відповідні константи нестійкості для комплексів з індикаторами, тому останні руйнуються.

Поява синього забарвлення розчину вкаже на закінчення реакції. Загальну твердість води обчислюють по формулі:

'

де N(Na₂[H₂Tr]) – нормальність розчину трилона Б, V(Na₂[H₂Tr]) – об'єм робочого розчину трилону Б, витраченого на титрування (у мл), V(H₂O) – об'єм аналізованої води, узятої для титрування (мл).

Хід аналізу.

Відбирають піпеткою 25,00 мл дослідної води, переносять у колбу для титрування місткістю 200-250 мл, додають 25,00 мл дистильованої води й потім 5 мл амоніачного буферного розчину. В отриману суміш вносять 0,03 г кислотного хром темно-синього й повільно, добре перемішуючи, титрують стандартизованим розчином ЕДТА до переходу червоного забарвлення розчину в синьо-фіолетову. Загальну твердість води (у мекв/л і в градусах) розраховують по формулі:



Висновки.


Заняття 20. Розв’язування задач з теми «Розрахунки в титриметрії».

План:

1. Основні формули та стадії розв’язку задач.
   

2. Розв’язування задач цього типу.


1. Розрахунки в титриметричному аналізі

В титриметричному аналізі використовують розчини, концентрації яких виражені у вигляді молярності, нормальності, титру, титру за визначуваною речовиною, виправкового коефіцієнту. Результати аналізу представляють у вигляді вмісту речовини в грамах або у відсотках. Для виконання титриметрического аналізу необхідні розчини визначуваної речовини (А), титранту (В) і інші. Наважка а х.ч. речовини (у г) для готування певного об'єму V розчину із заданою нормальністю розраховують за формулою

(2)

Якщо речовина забруднена й містить приблизно ω% основного компоненту, то наважка розраховується за формулі

(3)

При використанні ж рідких речовин з відомою щільністю (ρ) і приблизним процентним вмістом наважку (у мл ) V розраховують за формулою

(4)

У титриметрическом аналізі використовуються реакції, що протікають у стехіометричних відношеннях, до яких застосується закон еквівалентів, тому в точці еквівалентності

(5)

За формулою (5) розраховують нормальність титранту, якщо відома нормальність титрованого розчину й навпаки, а також молярність (як величину, кратну нормальності). Знаючи істинну нормальність, розраховують виправковий коефіцієнт К до нормальності теоретичної:

(6)

Титр розчину Т – вміст речовини (у г) в 1 мл розчину розраховують за формулами:

(7)

Застосовуючи формули (7), можна розрахувати С_н розчину, якщо знати наважку речовини (у г) у певному об'ємі розчину:

(8)

Титр за визначуваною речовиною або титр відповідності – вміст визначуваної речовини А (у г), еквівалентне числу грамів в 1 см³ титранту В:

(9)

При розрахунку концентрації визначуваної речовини або титранту в процесі титрування до або після точки еквівалентності (т.е.) використовують формулу

(10)

До т.е. – у надлишку визначувана речовин а, після т.е. – титрант. Розрахунок вмісту речовин залежить від прийому титрування, способу визначення й концентрації титранту. Нижче наведені формули розрахунку вмісту визначуваної речовини (m_A) у грамах (11-1,2) і у відсотках (11-3,4) прямим титруванням (або титруванням заступника) при використанні нормальної концентрації титранту способом окремих наважок (11-1,3) і способом піпетування (11-2,4):

(11)

де V_зразка – об'єм розчину визначуваної речовини; V_alicv – аліквотний об'єм розчину визначуваної речовини, необхідний для одноразового титрування.

Як видно, при переході від формули для способу окремих наважок до формули для способу піпетування вводиться співмножник V_зразка/V_alicv, а при розрахунку процентного вмісту – співмножник 100/m_зразка. При застосуванні тих же прийомів і способів, але з урахуванням титру за визначуваній речовині формули розрахунку мають вигляд:

(12)

Дуже часто розрахунок вмісту проводять за титрі за визначуваній речовині до певної теоретичної нормальності титранту. Тоді необхідно знати виправковий коефіцієнт титранту до відповідної теоретичної нормальності й розрахунок проводити по формулах:

(13)

При зворотному титруванні застосовують два титранту, нормальності й об'єми яких N', N'' і V', V” відповідно. Формула розрахунку вмісту в грамах способом окремих навішень

(14)

При розрахунку процентного вмісту використають множник 100/m_зразка, а при способі піпетування – множник V_зразка/V_alicv.

Приклад 1. На титрування 21,50 см³ розчину H₂SO₄ витрачено 20,00 см³ 0,1 н. NaOH. Розрахуйте титр і нормальність розчину H₂SO₄.

Рішення. Оскільки відомі об'єми аналізованого розчину, титранту, а також концентрація титранту, то розрахунок концентрації H₂SO₄ проводимо з використанням формули (5):

Сн(кислоти) = 20,00 ∙ 0,1/21,50 = 0,09302

За формулою (7-2) розраховуємо титр розчину H₂SO₄, з огляду на еквівалентну масу H₂SO₄ (49,04 г/моль):

Т_А = 0,09302 ∙ 49,04/1000 = 0,004562 г/см³

Приклад 2. При стандартизації розчину НСl на титрування 0,09535 г натрій тетраборату (Е = 190,7) витрачено 25,00 см³ цього розчину. Розрахуйте титр і нормальність НСl.

Рішення. Як видно, стандартизація проводиться способом окремих наважок. Використовуючи формули (11-1, 7-2), розраховуємо нормальність і титр:

Сн_НС1 = 0,09535 • 1000/(25 • 190,7) = 0,020;

Т_HCl = 0,02 • 36,46/1000 = = 0,0007292 г/см³.

Приклад 3. Наважку сплаву заліза 1,5722 г розчинено в мірній колбі місткістю 200 см³. На титрування 20,00 см³ цього розчину витрачено 21,50 см³ розчину КМnО₄ з титром за Fe T_КMnO4 /Fe ⁼ 0,00298 г/см³. Розрахуйте вміст заліза в сплаві (в%).

Рішення. Тому що відомо титр розчину КМnО₄ за Fe й визначення проводиться способом піпетування, то розрахунок проводимо за формулою (12-4):

m_А = 0,00298 • 21,50 ∙ 200 • 100/(20,00 • 1,5722) = 40,75%.

Приклад 4. Розрахуйте виправковий коефіцієнт приблизно 0,1 н. AgNO₃, якщо на титрування 0,09850 г NaCl витрачено 16,50 см³ цього розчину.

Рішення. Еквівалентна маса NaCl дорівнює молярній масі (58,44 г/моль). Нормальність розчину AgNO₃ розраховуємо, використовуючи формулу (11-1):

Сн_AgNO3 = m_NaCll000/(V_AgNO3E_NaCl) = 0,0985 • 1000/(16,50∙58,44) = 0,1022.

Виправковий коефіцієнт (див. формулу 6) дорівнює: К = 0,1022/0,1 = 1,022.


2. Задачі для розв’язку

1. Знайти концентрацію розчину NaCl за наступними даними: а) на титрування 23,65 мл його витрачено 25,63 мл розчину AgNO₃; б) на титрування 15,88 мл AgNO₃ витрачено 25,63 мл розчину НCl; в) на титрування 29,22 мл НCl витрачено 27,58 мл розчину КОН; г) на титрування 18,13 мл КОН витрачено 19,21 мл розчину Н₂С₂О₃; д) на титрування 34,56 мл Н₂С₂О₃ витрачено 32,47 мл 0,1000 н. розчину КMnO₄. Відповідь: 0,1079 М.

2. Якою повинна бути наважка безводної соди, щоб на титрування витратилося 20-25 мл 0,5 н. розчину кислоти при титруванні з метиловим оранжевим. Відповідь: 0,53-0,0,66 г.

3. Розрахуйте виправкові коефіцієнти для 0,1 н. розчину HCI, якщо на титрування 0,0532 г Na₂CO₃ витрачено 10,30 см³ розчину НС1. Відповідь: 0,9745 до 0,1 н.

4. Розрахуйте наважку сталі, що містить біля 10% Ніколу, щоб при комплексонометричному визначенні його, після відокремлення за допомогою реактиву Чугаєва, витратилося не більше 20 мл 0,05 М розчину комплексону ІІІ. Відповідь: 0,5871 г.

5. Наважка вапняку 1,000 г після розчинення та видалення полуторних оксидів доведена до 200 мл. В 100 мл цього розчину було осаджено Кальцій у вигляді оксалату, після розчинення якого на окиснення витрачено 37,4 мл 0,1512 н. розчину перманганату. Розрахуйте вміст кальцій карбонату (у %) у вапняку. Відповідь: 56,55%.

6. На титрування 20 мл гідроген сульфідної води витрачено 43,66 мл розчину йоду з Т=0,005816. Яка концентрація гідроген сульфіду у воді? Відповідь: 0,100 н.

7. До осаду K₂Na[Co(NO₂)₆], одержаного з наважки, рівної 0,2452 г, додано 25 мл 0,1025 н. розчину перманганату; після нагрівання додано в надлишку 25 мл 0,1000 н. розчин Н₂С₂О₃. Надлишок оксалатної кислоти від титрований 15,5 мл перманганату. Розрахуйте вміси Калію у %. Відповідь: 4,79%.

8. Визначте вміст (%) натрій карбонату, якщо наважка зразка дорівнює 0,2458 г. Після розчинення її до розчину додано 20 мл 0,0450 М розчину магній сульфат, надлишок останнього від титрований 15 мл розчину комплексону ІІІ. 1,0 мл солі еквівалентний 1,25 мл комплексону. Відповідь: 15,52%.


Заняття 21. Колоквіум № 3.