WWW.DISSERS.RU

БЕСПЛАТНАЯ ЭЛЕКТРОННАЯ БИБЛИОТЕКА

   Добро пожаловать!

Pages:     | 1 |   ...   | 3 | 4 || 6 | 7 |   ...   | 11 |

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ Ca2+ И Mg2+-ИОНОВ В ВОДЕ КОМПЛЕКСОНОМЕТРИЧЕСКИМ МЕТОДОМ Цель работы: закрепление навыков по приготовлению, стандартизации растворов, а также выбор метода для определения содержания Ca2+ и Mg2+-ионов.

Приборы и реактивы: весы аналитические; штатив; воронка; бюретка вместимостью 25 см3; колба коническая; колбы мерные вместимостью 100, 200, 1000 см3; пипетка вместимостью 15 см3; цилиндры мерные вместимостью 25 и 50 см3; капельница; бидистиллат; трилон Б; сульфат магния (фиксанал);

мурексид +NaCl – 1 : 5 (смесь).

Растворы: HCl – 0,1 н.; трилона Б – 0,05 н.; аммиачной буферной смеси; NaOH – 2 н.; эрихром черного Т – = 0,1 %; метилового оранжевого – = 0,01 %.

О п ы т 1. Приготовление и стандартизация раствора трилона Б Состав трилона Б отвечает формуле Na2C10O8N2. 2H2O. При высушивании этой соли при 120 – °C получается безводная соль. Обе соли могут служить исходными веществами для приготовления стандартного раствора трилона Б.

Массу трилона Б, необходимую для приготовления 200 см3 0,05 н. раствора, рассчитывают по формуле (2.2.) М 372,Мэ ( трилона Б) = = = 186,12 г/моль.

2 Стандартизацию раствора трилона Б проводят по 0,05 н. раствору MgSO4, приготовленному из фиксанала.

Порядок выполнения Пипеткой отбирают в коническую колбу 10 см3 раствора MgSO4, добавляют 90 см3 бидистиллата, 10 см3 аммиачной буферной смеси и 2 – 3 капли индикатора. Титруют при непрерывном перемещивании раствором трилона Б до перехода вишнево-красной окраски в синюю. Под конец титрование проводят медленно. Титрование проводят не менее трех раз до получения воспроизводимых результатов.

Запись результатов опыта и расчеты Нормальную концентрацию комплексона III вычисляют по формуле (2.5).

О п ы т 2. Определение общей жесткости воды Порядок выполнения В три колбы отбирают цилиндром требуемый объем воды (50 или 100 см3). При исследовании очень жесткой воды пробу воды предварительно разбавляют и отбирают требуемый объем (5, 10, см3) пипеткой. Доводят общий объем в колбе до 100 см3 дистиллированной водой. Потом добавляют см3 буферной смеси, 3 – 5 капель индикатора и титруют при постоянном перемешивании раствором трилона Б до изменения окраски индикатора. Под конец титрование проводят медленно.

Запись результатов опыта и расчеты Жесткость воды (мэкв/дм3) рассчитывают по формуле (2.6).

О п ы т 3. Определение содержания Ca2+-ионов в воде Порядок выполнения Предварительно следует определить щелочность воды. Для этого отбирают в колбу 50 смисследуемой воды, добавляют 50 см3 бидистиллата, 3 – 4 капли метилового оранжевого и титруют 0,1 н/ раствором HCl до появления оранжевой окраски раствора.

В три колбы отбирают цилиндром требуемый объем воды (50 или 100 см3). При большем содержании в воде Са2+-ионов пробу воды предварительно разбавляют и отбирают требуемый объем (10, 20 см3) пипеткой, доводя каждый раз общий объем раствора до 100 см3 бидистиллатом. Добавляют эквивалентный объем 0,1 н. раствора HCl, 2 см3 2 н. раствора NaOH и на кончике штапеля смесь мурексида с NaCl. Потом содержимое колбы титруют раствором трилона Б до появления лилового окрашивания раствора.

Запись результатов опыта и расчеты Расчет содержания Са2+-ионов в воде (мэкв/дм3) проводят по формуле (2.6). Содержание Mg2+ионов в воде (мэкв/дм3) определяют по разности:

n (Mg2+) = Жобщ – n (Ca2+).

Контрольные вопросы 1 Какие химические соединения называют комплексными 2 В чем разница между комплексными соединениями и двойными солями 3 Дайте определения: комплексообразователь, лиганд, координационное число.

4 Как вычислить заряд комплексного иона Приведите примеры.

5 Как количественно характеризуют устойчивость комплексного соединения 6 Какое значение имеют комплексные соединения для анализа 7 Способы обнаружения конечной точки при комплексоно-метрическом титровании.

8 Что такое хелаты 9 Каким требованиям должны удовлетворять металлохромные индикаторы Напишите уравнения равновесия в растворе эрихром черного Т.

10 Как определить содержание SO42--ионов в растворе с помощью ЭДТА 11 Стандартные вещества, используемые для установления концентрации ЭДТА.

12 Что такое донорный атом Приведите примеры.

13 Дайте характеристику функционально-аналитической и аналитико-активных групп (ФАГ и ААГ).

14 Что называется дентатностью комплексного соединения 15 Приведите формулу комплексного соединения Ca2+ с трилоном Б.

5 МЕТОДЫ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ Методы окисления-восстановления – титриметрические методы, основанные на использовании реакций окисления-восстановления. К основным достоинствам методов относятся: большая точность, хорошая воспроизводимость, простота и экспресность, широкий спектр применения, возможность автоматизации и др.

Методы окисления-восстановления классифицируются в зависимости от титранта (стандартного раствора). Например: метод, основанный на окислении перманганатом калия, называют перманганатометрией; на окислении иодом – иодометрией; Cr (VI) – хроматометрией и т.д.

В процессе титрования по методу окисления-восстановления происходит изменение окислительновосстановительных потенциалов реагируюших веществ.

Для обратимой ред-окс системы, выражаемой уравнением a Окисл + ne b Восст, величина окислительно-восстановительного потенциала Е определяется уравнением Е = Е0 + (RT / nF) ln ([Окисл]a / [Восст]b ), (5.1) где Е – окислительно-восстановительный потенциал, В; Е0 – стандартный окислительновосстановительный потенциал, В; R – универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(мольград); Т – абсолютная температура, К; n – число электронов, участвующих в реакции; F – число Фарадея, равное 96 500 Кл; [Окисл]– концентрация окисленной формы, моль/дм3; [Восст] – концентрация восстановленной формы, моль/дм3.

Если в реакции принимают участие H+-ионы, то значение Е зависит от [Н+ ] :

Е = Е0 + (RT / nF) ln ([Окисл]a[Н+ ]m / [Восст]b ). (5.2) Если заменить константы их числовыми значениями и перейти от ln к lg, то при T = 298 K (25 °C) уравнение примет вид Е = Е0 + (0,059/n) lg ([Окисл]a[Н+ ]m / [Восст]b ). (5.3) Таким образом, потенциал окислительно-восстановительной системы зависит от природы реагирующих веществ (Е0), температуры, концентрации окисленной и восстановленной форм, а также концентрации H+-ионов.

При 25 °C коэффициент 0,059; при 30 °C – 0,060, т.е. температура не очень сильно влияет на потенциал. Более существенно влияние температуры на энергию активации, скорость и механизм окислительно-восстановительной реакции. Бывают реакции, когда H+-ионы в реакции не участвуют, а pH влияет на потенциал системы.

Значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов приведены в справочных таблицах.

Окислитель – вещество с большим значением Е0. Меняя соотношение концентраций окисленной и восстановленной форм, а также концентрацию H+-ионов, можно изменять Е в широких пределах, а, следовательно, направить реакцию в нужную нам сторону.

В ряде случаев окислительно-восстановительного титрования точку эквивалентности фиксируют по изменению окраски титруемого раствора, вызываемой избытком окрашенного стандартного раствора.

Кроме того, могут быть использованы в методах окисления-восстановления так называемые ред-оксиндикаторы, которые изменяют окраску в зависимости от величины Е. Наиболее широко для фиксирования точки эквивалентности применяют физико-химические методы.

В качестве стандартного раствора в перманганатометрии применяют раствор KMnO4, который обладает наиболее высокой окислительной активностью в кислой среде (Е = +1,51 В).

Основным веществом, применяемым в качестве окислителя в иодометрии, является йод (E0(I2 / 2I-)= +0,54 B). Йод окисляет все восстановители, окислительно-восстановительный потенциал которых меньше E0(I2 / 2I-).

Кристаллический йод малорастворим в воде. Поэтому обычно в качестве стандартного раствора применяют его раствор в KI:

I2 + I- I3-.

Окислительно-восстановительные потенциалы систем I2/2I- и [I3]- /I2I- можно практически считать равными.

Вещества, имеющие окислительно-восстановительные потенциалы больше Е (I2/2I-), могут быть определены методами обратного иодометрического титрования или косвенного иодометрического определения.

Лабораторная работа № Определение содержания различных веществ МЕТОДОМ ОКИСЛЕНИЯ-ВОССТАНОВЛЕНИЯ Цель работы: теоретическое обоснование выбора метода количественного определения различных соединений, в том числе восстановителей в воде, с использованием реакций окисления-восстановления (перманганатометрии и иодометрии).

Приборы и реактивы: весы технические и аналитические; штатив; стакан вместимостью 100 см3;

бюретка вместимостью 25 см3; пипетки вместимостью 10 и 25 см3; колба вместимостью 250 см3; колбы мерные вместимостью 100, 200, 500 см3; цилиндры мерные вместимостью 10, 25, 200 см3; водяная баня;

шпатель; палочка стеклянная; бюкс; часовое стекло; стеклянные капилляры; KMnO4; H2C2O4 2H2O;

K2Cr2O7; Na2S2O3 5H2O.

Растворы: H2SO4 – концентрированная, 2н. и 1 : 3; соли Мора – 0,2н.; CuSO4 – 0,2н.; KI – = 10 %;

крахмала – = 1 %; KMnO4 – 0,05н., 0,01н.; H2C2O4 – 0,01н.; H3PO4 – (1 : 4); CH3COOH – концентрированная, K2Cr2O7 – 0,2 н.

О п ы т 1. Приготовление раствора KMnOТитрованный раствор перманганата калия нельзя приготовить растворением точной навески, так как реактив содержит ряд примесей.

Стандартизацию раствора перманганата калия устанавливают через 5 – 7 дней после приготовления. Исходным веществом для его стандартизации служит щавелевая кислота (H2C2O2H2O). Реакция протекает по уравнению 5H2C2O4 + 2KMnO4 + 3H2SO4 2MnSO4 + 10CO2 + K2SO4 + 8H2O.

Для приготовления 250 см3 0,05 н. раствора KMnO4 рассчитывают навеску KMnO4 по формуле (2.2).

Молярная масса эквивалента KMnO4 в реакции равна М/5, т.е. 31,61 г/моль. Учитывая легкую восстанавливаемость KMnO4, увеличивают массу навески на 10 %.

ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ Навеску KMnO4 переносят в стакан и приливают небольшие порции горячей воды, время от времени сливая жидкость с кристаллов в мерную колбу вместимостью 250 см3. Растворение ускоряют путем непрерывного перемешивания. Когда вся навеска перейдет в раствор доливают объем до метки дистиллированной водой и тщательно перемешивают. Раствор переливают в склянку из темного стекла, закрывают пробкой и оставляют стоять 5 – 7 дней, после чего раствор фильтруют.

О п ы т 2. Приготовление стандартного раствора щавелевой кислоты Для приготовления 100 см3 0,1 н. раствора H2C2O4 рассчитывают навеску по формуле (2.2).

Молярная масса эквивалента H2C2O4 2H2O в рассматриваемой реакции равна 63 г/моль.

ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ.

Рассчитанную навеску H2C2O4 2H2O взвешивают на аналитических весах, переносят в мерную колбу вместимостью 100 см3 и растворяют при перемешивании в дистиллированной воде, доводя объем до метки. 0,1 н. раствор щавелевой кислоты можно приготовить из фиксанала.

О п ы т 3. Определение нормальной концентрации раствора KMnOПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ Заполняют бюретку раствором KMnO4 до нулевого деления. Пипетку вместимостью 10 смополаскивают раствором щавелевой кислоты, отбирают 10 см3 раствора и переносят в колбу для титрования. Прибавляют 8 – 10 см3 2 н. раствора H2SO4 и 80 см3 дистиллированной воды.

Содержимое колбы нагревают на водяной бане до 70 – 80 °С и горячий раствор титруют стандартным раствором KMnO4. Раствор титранта приливают медленно, по каплям, при непрерывном перемешивании. Каждую следующую каплю добавляют лишь после того, как обесцветилась предыдущая. Титрование прекращают, когда при добавлении избыточной капли титранта раствор приобретает бледно-малиновую, не исчезающую в течение 1 – 2 минут окраску.

Титрование повторяют 2 – 3 раза, находят средний объем, пошедший на титрование 10 см3 0,1 н.

раствора щавелевой кислоты.

ЗАПИСЬ РЕЗУЛЬТАТОВ ОПЫТА И РАСЧЕТЫ Нормальную концентрацию KMnO4 определяют по формуле (2.5).

О п ы т 4. Определение содержания Fe (II) в растворе соли Мора Определение содержания железа (II) в растворах считают одним из важнейших применений перманганатометрии. При титровании перманганатом калия раствора соли Мора в кислой среде происходит реакция 2KMnO4 + 10FeSO4 + 8H2SO4 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 + +8H2O;

2Fe2+ – 2e 2Fe3+ ; MnO4- + 8H+ + 5e- Mn2+ + 4H2O. В данной реакции молярная масса эквивалента Fe2+ равна 56 г/моль.

ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ Получают исследуемый раствор соли Мора в мерную колбу вместимостью 100 см3. Доводят объем раствора до метки дистиллированной водой и перемешивают. Ополаскивают полученным раствором пипетку, переносят 10 см3 его в колбу для титрования. Добавляют 8 – 10 см3 0,2 н. раствора H2SOцилиндром, 80 см3 дистиллированной воды и титруют раствором перманганата калия до появления бледно-малиновой окраски, не исчезающей при перемешивании 1 – 2 мин. Повторяют титрование 2 – раза и берут среднее значение.

ЗАПИСЬ РЕЗУЛЬТАТОВ ОПЫТА И РАСЧЕТЫ Вычисляют массу железа в анализируемом растворе по формуле (2.3).

О п ы т 5. Определение содержания K2Cr2O7 в растворе Определение дихромата перманганатометрическим методом основано на восстановлении его солью Мора и последующем титровании избытка соли Мора стандартным раствором KMnO4:

K2Cr2O7 + 6FeSO4 + 7H2SO4 Cr2(SO4)3 + 3Fe2(SO4)3 + K2SO4 + 7H2O;

2Cr+6 + 6e 2Cr+3 ; 2Fe+2 – 2e 2Fe+3. ПОРЯДОК ВЫПОЛНЕНИЯ Получают исследуемый раствор дихромата в мерную колбу вместимостью 100 см3 и доводят объем раствора до метки дистиллированной водой. Ополаскивают пипетку этим раствором, отбирают 10 смисследуемого раствора в колбу для титрования. Прибавляют 10 – 15 см3 фосфорной кислоты, 50 смдистиллированной воды и затем 20 см3 раствора соли Мора (из бюретки или пипеткой).

При добавлении раствора соли Мора наблюдается изменение оранжевой окраски раствора дихромата в изумрудно-зеленую. Избыток соли Мора оттитровывают раствором перманганата калия до изменения окраски в красно-фиолетовую или сине-фиолетовую в зависимости от содержания хрома, зеленая окраска которого несколько маскирует розовую окраску перманганата калия. На обратное титрование должно быть израсходовано около 15 – 20 см3 раствора KMnO4. Титрование проводят 2 – раза.

ЗАПИСЬ РЕЗУЛЬТАТОВ ОПЫТА И РАСЧЕТЫ Массу K2Cr2O7 в исследуемом растворе определяют по формуле (2.15).

О п ы т 6. Определение окисляемости воды Окисляемость – общее количество содержащихся в воде восстановителей (неорганических и органических), реагирующих с сильными окислителями, например, перманганатом или дихроматом калия. Определение окисляемости с помощью перманганата калия основано на окислении веществ, присутствующих в воде, раствором перманганата калия в сернокислой среде.

Pages:     | 1 |   ...   | 3 | 4 || 6 | 7 |   ...   | 11 |



© 2011 www.dissers.ru - «Бесплатная электронная библиотека»

Материалы этого сайта размещены для ознакомления, все права принадлежат их авторам.
Если Вы не согласны с тем, что Ваш материал размещён на этом сайте, пожалуйста, напишите нам, мы в течении 1-2 рабочих дней удалим его.