Міністерство освіти І науки, молоді та спорту україни одеський технічний коледж

Вид материала

Документы

Содержание 1. Перманганатометрія. 2. Йодометрія. Самостійна робота № 7.

Подобный материал:

• Міністерство освіти І науки, молоді та спорту україни одеський технічний коледж одеської, 869.19kb.
• Міністерство освіти І науки, молоді та спорту україни, 59.16kb.
• Міністерство освіти І науки, молоді та спорту України, 61.58kb.
• Міністерство освіти І науки, молоді та спорту україни технічний коледж тернопільського, 361.4kb.
• Міністерство освіти І науки, молоді та спорту україни інститут інноваційних технологій, 139.07kb.
• Міністерство освіти І науки, молоді та спорту України двнз «Івано-Франківський коледж, 1070.95kb.
• Міністерство освіти І науки, молоді та спорту україни, 35.62kb.
• Міністерство освіти І науки, молоді та спорту україни інститут інноваційних технологій, 369.69kb.
• Міністерство освіти І науки, молоді та спорту україни інститут інноваційних технологій, 182.18kb.
• Міністерство освіти І науки, молоді та спорту україни інститут інноваційних технологій, 53.88kb.

1. Перманганатометрія.

2. Йодометрія.

3. Характеристика розчинів, які використовують в йодометрії.

Стислі теоретичні відомості

1. Перманганатометрія.
   

Пермангонатометрія – це метод титриметричного аналізу, у якому речовину визначають титруванням розчину перманганату калію. Перманганат – іон, є окисником, може відновлюватись в залежності від умов до іона двухвалентного марганцю (Мn²⁺), до оксиду марганцю (ІV) (МnО₂), а точніше до його гідрату МnО(ОН)₂ або марганат-іону МnО₄^2-. У кислому середовищі МnО₄^- відновлюється до Мn²⁺.

5Fe²⁺ + МnО₄^- + 8H⁺ = 5Fe³⁺ + Мn²⁺ + 4H₂O

1 МnО₄^- + 8H⁺ + 5e = Мn²⁺ + 4H₂O

5 Fe²⁺ - e = Fe³⁺

Еквівалент окисника і відновника залежить від реакції, в якій приймає участь речовина. У даній реакції еквівалентна маса дорівнює:

М (КМnО₄)_од. = г/моль

Еквівалентна маса відновника FeSO₄ дорівнює:

М (FeSO₄)_од. = М (FeSO₄) = 152 г/моль.

У нейтральному, слабокислому або слаболужному середовищі іон МnО₄^- приймає три електрони, при цьому утворюється осад МnО₂ або МnО(ОН)₂ бурого кольору:

МnО₄^- + 3H₂О + 3e = МnО(ОН)₂ + 4ОН^-.

У лужному середовищі іон МnО₄^- приймає тільки один електрон, при цьому утворюється іон МnО₄^2- зеленого кольору.

МnО₄^- - е = МnО₄^2-

Перманганатометричні визначення частіше всього проводять у кислому середовищі і дуже рідко у слабокислому і нейтральному, так як утворення темно-бурого осаду МnО₂ затрудняє встановлення точки еквівалентності, в той час як у кислому середовищі цю точку легко встановити по обезбарвленню перманганату у результаті відновлення його до безкольорового іону Мn²⁺.

Перманганат калію є сильним окисником. Його нормальний окисно-відновний потенціал при відновленні до Мn²⁺ дорівнює:

= +1,52 В.

Нормальний окисно-відновний потенціал пари MnO^-₄ / MnO₂ дорівнює:

= +0,59 В.

Значить, окисна способність КМnО₄ у кислому середовищі незрівнянно вище, чим у лужному.

Кислотність титруємих розчинів краще всього здійснювати додаванням сірчаної кислоти. Соляна кислота непридатна, так як може окислювати НСІ перманганатом калію до хлору.

Перманганатометрію використовують для кількісного визначення не тільки відновників, но і окисників. Визначая окисники, використовують метод титрування по осаду, а значить до аналізуємого розчину окисника додають надлишок розчину відновника відомої концентрації, а потім залишок відновника відтитровують розчином перманганату калію.

2. Йодометрія.
   

Йодометрія належить до найбільш використовуємого і точного титриметричного методу аналіза. В її основі лежать окисно-відновні процеси, які пов’язані з відновленням І₂ до йодид-іонів (І^-) або окисненням йодид-іонів до І₂.

J₂ + 2е^- = 2J

2J - 2е = J₂

Йод є окисником середньої сили. Тому у водних розчинах сильні відновники легко окислюються, а сильні окисники виділяють вільний йод із розчинів йодидів. У зв’язку з цим методом йодометрії можна кількісно аналізувати як окисники, так і відновники. Умови проведення прямої і зворотньої реакції різні. Пряма реакція проходить в слаболужному середовищі при мінімальній концентрації йодид-іонів. Зворотній реакції більш підходить кисле середовище і висока концентрація йодид-іонів.

Для кількісного визначення вільного йоду у розчині по методу йодометрії використовують взаємодію його з тіосульфатом натрію. Присутність у тіосульфат-іоні S₂O₃^2- сірки, з ступенем окиснення мінус два, визначає його сильні відновлювальні властивості, які приводять у результаті реакції до виникнення дисульфатної групи –S – S - .

Йод взаємодіє з тіосульфатом натрію слідуючим чином:

І₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaІ + Na₂S₄O₆

І₂ + 2S₂O₃^2- = 2І^- + S₄O₆^2-

1 І₂ + 2е = 2І^-

1 2S₂O₃^2- - 2е = S₄O₆^2-

Із рівняння реакції видно, що еквівалентна маса йоду дорівнює молярній масі йоду поділенної на два, а еквівалентна маса тіосульфату дорівнює його молярній масі.

М (І₂)_од. =

М (Na₂S₂O₃  5Н₂О)_од. = М (Na₂S₂O₃  5Н₂О) = 248,12 г/моль.

При йодометричному визначенні сильних окисників в розчин вводять надлишок йодиду калію, після чого виділяється еквівалентна кількість йоду:

Cr₂O₇^2- + 6I^- + 14H⁺ = 2Cr³⁺ + 3I₂ + 7H₂O

ClO₃^- + 6I^- + 6H⁺ = 3I₂ + Cl^- + 3H₂O

H₂O₂ + 2I^- + 2H⁺ = I₂ + 2H₂O

2Fe³⁺ + 2I^- = I₂ + 2Fe²⁺

2MnO₄ + 10I^- + 16H⁺ = 5I₂ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

Йод, який утворився титрують розчином тіосульфату натрію у присутності індикатору (розчин крохмалю) і визначають масу або кількість окисника. Йодометрично можна визначити також і концентрацію кислот у розчині, наприклад:

6НСІ + 5КІ + КІО₃ = 3І₂ + 6КСІ + 3Н₂О.

Кількість йоду, який виділився у результаті реакції, еквівалентно кількості іонів водню. Тому, відтитрував йод розчином тіосульфату, визначають концентрацію кислоти у розчині.

Косвенний спосіб йодометричного визначення окисників та кислот називають методом заміщення, так як при цьому речовини, не взаємодіють з розчином тіосульфату натрію, заміщають еквівалентною кількістью йоду, який потім визначають.

Існують слідуючі помилки при йодометричному визначенні. Йод і його розчини є леткими, тому, щоб зменшити помилки із-за леткості йоду, усі роботи необхідно, по можливості, виконувати у закритих склянках або колбах і на холоді. При аналізі окисників у розчині утворюють великий надлишок йодиду калію, щоб перевести молекулярний йод, який утворюється при реакції, у розчин і зменшити його леткість, про що вказувалося вище. Другою причиною помилок є окислення йодиду калію киснем повітря:

4I^- + 4H⁺ + О₂ = 2I₂ + 2H₂O

Тому не слід залишати на тривалий час підкислені розчини йодиду калію.

У йодометрії в якості індикатору використовують розчин крохмалю, який утворює з йодом сполуку синього коліру. Крім того, крохмаль адсорбірує багато йоду і дуже повільно десорбірує його у розчин. Тому, щоб не виникло помилки при титруванні йоду тіосульфатом, крохмаль додають почти у самому кінці титруванні, коли вільного йоду у розчині залишається мало і буре забарвлення розчину стає блідно-жовте (солом’яного коліру).


3. Характеристика розчинів, які використовують у йодометрії.

Розчин йоду.

Кристалічний йод не відповідає вимогам, які пред’являються до стандартних речовин, так як йод містить воду, хлор, бром та інші домішки. Для приготування розчину йоду використовують очищений сублімацією йод.

Концентрація розчину йоду, який зберігається при освітленні сонця і на повітрі поступово збільшується. Розчини йоду необхідно зберігати у герметично закритих склянках із темного скла.

Розчин тіосульфату натрію.

Стандартний розчин тіосульфату не можна готовити по стандартній масі солі, так як вона не відповідає вимогам, які пред’являються до стандартним речовинам. Концентрація розчину тіосульфату натрію не є постійною і в перші 10 днів з моменту приготування – збільшується. Це обусловлено взаємодією тіосульфат-іону з вугільною кислотою, яка розчинна у воді, і утворенням гідросульфіт-іону.

Na₂S₂O₃ + Н₂СО₃ = NaНСО₃ + NaНSO₃

У свою чергу гідросульфіт-іон також реагує з йодом:

NaНSO₃ + I₂ + H₂O = НІ + NaІ + Н₂SO₄

Потім конценрація розчину повільно зменшується, так як окислюється тіосульфат-іон киснем повітря і разкладання його тіобактеріями:

Na₂S₂O₃ + О₂ = 2S + Na₂SO₄

Концетрацію розчину тіосульфату натрію встановлюють кожний раз перед початком роботи по стандартному розчину діхромату калію.

Для підвищення стійкості розчину тіосульфату натрію дотиримуються слідуючих вимог:

1. розчини зберігають у посуді із темного скла, закриті пробкою з хлоркальцієвою трубкою, яка заповнена натронним вапном для захисту від СО₂;
   
2. для зменшення розкладу розчину тіобактеріями до нього додають йодид ртуті;
   
3. додавання до розчину об’ємом 1л Na₂СО₃ масою 0,2г попереджує почти повним розкладанням його під впливом СО₂, так як оксид вуглецю (ІV) реагує головним чином, з карбонат-іоном: СО₃^2- + Н₂СО₃ = 2НСО₃^-.
   

Розчин крохмалю.

Єдиним і в одночас незвичайно чутливим індикатором в йодометрії є розчин крохмалю. У присутності йодиду калію чутливість крохмалю до водного розчину йоду збільшується. Считається, що водний розчин крохмалю утворює адсорбціонну сполуку синього кольору у присутності полійдид-іону (І₃^-). Чутливість індикаторної реакції зменшується зі збільшенням температури і залежить від способу приготування індикатору. Правильно приготовлений розчин індикатору повинен забарвлюватися у чисто синій колір від додавання обнієї краплі йоду (С = 0,01 моль/л). Неправильно приготовлений розчин індикатору або розчин, який зберігали тривалий час, утворює з йодом сполуку фіолетового коліру. Він непридатний для йодометричного визначення.


Завдання для виконання самостійної роботи

Відповісти на запитання:

1. 
   Характеричтика методу перманганатометрії.
   

2. Приготування та зберігання розчину перманганату калію.

3. Індикатори методу перманганатометрії.

4. Стандартні речовини у методі перманганатометрії.

5. Умови зберігання стандартизованого розчину перманганату калію.

6. Перманганатометричне визначення відновників, окисників та речовин, які не є окисниками і відновниками.

7. Характеристика методу йодометрії.

8. Приготування стандартизованого розчину йоду і тіосульфату.

9. Умови зберігання розчину йоду і тіосульфату.
   
10. Індикатори методу йодометрії.
    
11. Йодометричне визначення окисника, відновника і кислот.
    

Скласти рівняння реакцій:

1. Напишіть окисно-відновні реакції метод електронного балансу та напівреакції:
   

Fe + HNO₃  Fe(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄  K₂SO₄ + MnSO₄ + O₂ + H₂O

Bi₂O₃ + Cl₂ + KOH  Bi₂O₅ + KCl + H₂O

K₂Cr₂O₇ + FeSO₄ + H₂SO₄  K₂SO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O


САМОСТІЙНА РОБОТА № 7.

Тема: Комплексонометричний метод аналізу.


Повинні знати: поняття про комплексони особливість будови молекули трилону Б та механізм його взаємодії з іонами кальцію та магнію особливості впливу рН середовища на змінення хімічної рівноваги реакції комплексоутворення вплив буферного розчину та механізм дії індикатора використання методу для контролю сировини харчових виробництв


Повинні вміти: написати хімізм реакції комплексоутворння показати особливості будови молекули трилону Б та механізм його взаємодії з іонами кальцію та магнію


План:

1. Комплексонометричне титрування.
   
2. Класифікація прийомів комплексонометричного титрування.