Йодометрія – робочий розчин тіосульфату натрію і розчин йоду, індикатор крохмаль;
Броматометрія – робочий розчин бромат калію (KBrO3);
Хроматометрія – робочий розчин дихромат калію (K2Cr2O7).
Індикатори в методі оксидиметрії
Індикатором може бути робочий розчин реактиву, якщо він має власне забарвлення (KMnO4).
Індикатором може бути сполука, що дає специфічну кольорову реакцію з робочим розчином реактиву, який титрують (крохмаль).
Індикатор може бути забарвлена органічна речовина, яка руйнується під впливом надлишку окисника (метиловий оранжевий).
Індикатором може бути забарвлена органічна речовина, що змінює свій колір залежно від величини окисно-відновного потенціалу системи (дифеніламін).
Перманганатометрія. Основи перманганатометрії. Приготування стандартного розчину перманганату калію. Визначення його титру. Речовини, які визначають методом перманганатометрії
Метод об’ємного аналізу в якому речовину визначають титруванням перманганату калію. Цей метод застосовують для визначення відновників: солей феруму (ІІ), солей стануму (II), ванадію (V), мангану (II), урану (IV). Він може окислювати деякі органічні речовини: спирти, альдегіди, оксикислоти. При цьому в залежності від кислотності розчину, перманганат може відновлюватись до Mn2+ чи Mn4+.
У доволі кислому середовищі відновлення KMnO4 відбувається так:
MnO4 +8H +5e = Mn +4H2O
При меншому вмісті гідроген-іонів, а також у нейтральному, слабко лужному середовищах відновлення відбувається за таким рівнянням:
MnO4 +4H +3e = MnО2 +2H2O
Утворений MnО2 ускладнює спостереження точки еквівалентності, тому основним є титрування відновників у сильно кислому середовищі.
KMnO4 – це сильний окисник (його нормальний окисно-відновний потенціал у сильно кислому середовищі дорівнює 1,528 В), тому за його допомогою можна визначити не тільки сильні відновники (Fe, St, Ti), а й відновники середньої сили (V).Він не є вихідною речовиною, бо містить домішки MnО2. Концентрація розчину KMnO4 змінюється з часом у результаті відновлення його під впливом світла та різних органічних речовин, що попадають у розчин. Тому його готують приблизного вмісту, а потім встановлюють його точну концентрацію за іншими вихідними речовинами (оксалатною кислотою). Для кількісних визначень найчастіше користуються 0,1 н розчинами, більш розбавленні розчини швидко розкладаються.
Індикатором у перманганатометрії є сам робочий розчин реактиву. Точку еквівалентності встановлюють за появою рожевого забарвлення, яке виникає від зайвої краплі робочого розчину перманганату.
Приготування робочого розчину KMnO4 і встановлення його титру.
Для приготування 0,1 н розчину KMnO4 на технічних терезах зважують близько 3,2 г препарату:
Мекв = f*Mr = 158/5 = 31.6 г
0,1н ____ х х = 0,1*32/1 = 3,2 г
1 н ____ 32
Mn+5e = Mn
Наважку переносять у мірну колбу місткістю 1 л, розчиняють в дистильованій воді доводять до мітки. Концентрацію виготовленого розчину KMnO4 встановлюють через 10–12 днів після того як у розчині відбулися всі процеси окиснення відновлення, розчин зберігають у склянках з темного скла закритих скляною пробкою. Може при зберіганні утворювати осад MnO2 під впливом світла чи органічних домішок, його потрібно відфільтрувати.
Концентрацію розчину KMnO4 встановлюють за розчином оксалатної кислоти, яка є вихідною речовиною.
Виготовлення робочого розчину оксалатної кислоти.
Оксалатна кислота окислюється розчином KMnO4:
2 KMnO4 + 2H2C2O4 + 3H2SO4 = MnSO4 + 10CO2 +K2SO4 + 8H2O
Mn + 5e = Mn 2 окисник
2C – 2e = 2C 5 відновник
Мекв = f*Mr = 126*1/2 = 63 г
Щавлева кислота містить кристалізаційну воду, яка з часом вивітрюється тому для виготовлення робочого розчину її спочатку перекристалізовують, для цього виготовляють насичений розчин кислоти у киплячій воді, гарячий розчин швидко відфільтровують, охолоджують, при цьому випадають кристали H2C2O4*2H2O, які віджимають між аркушами фільтрувального паперу і висушують на повітрі.
Для встановлення концентрації KMnO4 готують 0,1 н розчин оксалатної кислоти. Для цього зважують 1,56 г на аналітичних вагах, переносять у мірну колбу на 250 мл, розчиняють у дистильованій воді і доводять до мітки.
Встановлення розчину KMnO4 за щавлевою кислотою
В мірну колбу на 200 мл відбирають піпеткою 25 мл 0,1 н розчину H2C2O4, добавляємо до нього 15-20 мл H2SO4 нагрівають до температури 80˚-90˚С, з бюретки додаємо кілька крапель розчину KMnO4 до зникнення рожевого забарвлення. Після добавляння наступних порцій KMnO4 чекають що разу знебарвлення розчину. Титрування закінчується, якщо рожевий колір розчину при додаванні останньої краплі не зникає довгий час. Визначення повторюють 2–3 рази, різниця між окремими пробами повинна бути не більше як 0,02–0,03 мл. Концентрацію розчину KMnO4 обчислюють за формулою:
Сек(KMnO4)*Vек = Сек(H2C2O4)*V(H2C2O4)
Сек(KMnO4) = Сек(H2C2O4)*V(H2C2O4)/ V(KMnO4)
Визначення речовин методом перманганатометрії.
Визначення феруму (ІІ)
Метод ґрунтується на взаємодії солей феруму в кислому середовищі з робочим розчином перманганату калію.
2KMnO4 + 10FeSO4 + 8 H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5Fe2(SO4)3
Mn + 5e = Mn 2 окисник
2Fe – 2e = 2Fe 5 відновник
Цим методом визначають залізо в рудах, силікатах і шлаках з великим його вмістом для цього обробляють цю суміш кислотою переводять ферум у розчин. Якщо він стає Fe, то його відновлюють до Fe, а потім титрують KMnO4 до переходу жовтого забарвлення у рожеве (цей перехід оком сприймається не чітко тому перед титруванням додають ортофосфатну кислоту, яка з йонами Fe утворює безбарвний фосфатний комплекс).
Хід аналізу
Наважку солі Мора зважену на аналітичних вагах (подвійна сіль складу (NH4) SO4*FeSO4*6H2O) і розраховану для виготовлення 0,1 н розчину, розчиняють у мірній колбі на 100 мл у невеликому об’ємі води, підкисленої (для запобігання гідролізу) сульфатною кислотою і розводять розчин дистильованою водою до мітки. Відбирають виготовлений розчин солі мора об’ємом 25 мл у конічну колбу на 250 мл, добавляють до розчину золисту суміш об’ємом 15 мл. Цю суміш готують: розчиняють сіль MnSO4*4Н2О масою 70 г у 500 мл води добавляють 125 мл 85%-вої ортофосфатної кислоти, розчин розводять водою до об’єму 1 л (суміш добавляють для кращого спостереження точки еквівалентності). Досліджуваний розчин розводять у два рази водою і титрують робочим розчином KMnO4, поки не з’явиться рожеве забарвлення, яке не зникає протягом 2-3 хв. Визначення повторюють відбираючи з мірної колби нові порції розчину. Масову частку Fe в солі обчислюють за формулою:
W(Fe) = Секв(KMnO4)* V(KMnO4)*Мек/1000*g *100% =
Секв(KMnO4)* V(KMnO4)*Мек /10*g (%)
де Секв і V – концентрація і об’єм KMnO4, витраченого на титрування;
Мек(Fe) – молярна маса еквівалента феруму, що дорівнює молярній масі атомів;
g – наважка солі.
Практична робота
«Визначення пероксиду гідрогену методом перманганатометрії»
Пероксид гідрогену надходить у продаж у вигляді 30% чи 3% водного розчину 30% розчину пер гідрогену. З часом концентрація пероксиду гідрогену зменшується внаслідок того, що він розкладається за рівнянням:
2H2O2 = 2H2O + O2
Тому методом перманганатометрії визначають H2O2 для контролю якості препарату. Пероксид гідрогену має властивості і окисника і відновника. Сильний окисник наприклад KMnO4 окислює пероксид гідрогену до вільного кисню:
O2 – 2e = O2 5 окислення
MnO4 + 8H + 5e = Mn + 4H2O 2 відновлення
2MnO4 + 5O2 + 16H = 2Mn + 5O2 + 8H2O
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2KMnO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O
Молярна маса еквівалента H2O2 дорівнює 1,2 молярної маси перманганату тому, що H2O2 віддає 2 електрони.
Хід аналізу
На аналітичних вагах зважують у бюксі з пришліфованою кришкою 0,5 г пероксиду гідрогену з точністю до 0,0001 г, переливають його за допомогою лійки у мірну колбу на 100 мл. Розчин у колбі доводять водою до мітки і перемішують.
Відбирають піпеткою 25 мл виготовленого розчину H2O2 у конічну колбу на 250 мл добавляють 15 мл H2SO4 (1:4) і титрують 0,1 н розчином KMnO4 до появи рожевого забарвлення. Визначення повторюють 2–3 рази. Результати паралельних визначень не повинні відрізнятись більше ніж на 0,05–0,1 мл. Масову частку H2O2 в пер гідрогену обчислюють за формулою:
W(H2O2) = Секв(KMnO4)* V(KMnO4)*Мек(H2O2) /10*g (%)
Основи йодометрії. Методи йодометричного титрування
В основі методу йодометрії лежить реакція відновлення вільного йоду до йодит йону і окислення йодит йону до вільного йоду:
I2 + 2e = 2I відновлення
2I – 2e = I2 окиснення
Методом йодометрії визначають як окисники так і відновники, реакцію проводять у нейтральному середовищі, так як в кислому чи лужному можливі побічні процеси. В цьому методі використовують такі робочі розчини 0,1 і 0,01 н розчин йоду та тіосульфату натрію (Na2S2O3), так як реакція між атомом йоду і тіосульфатом супроводжується передачею 1 електрона, то молярна маса еквівалента дорівнює Мек = MI2/1 = 127/1 = 127, а молярна маса Na2S2O3 дорівнює 248.
Приготування робочого розчину йоду
Йод погано розчиняється у воді, тому його розчиняють в КІ, доводять водою до мітки: I2 + КІ = К[I3] – комплексна сполука
Йод леткий (випаровується) тому наважку його беруть швидко використовуючи бюкс і більше від розрахованої кількості тому, що продажний йод містить домішки. Титр і нормальність приготовленого розчину встановлюють по тіосульфату натрію використовуючи індикатор – крохмаль синє забарвлення якого при досягненні точки еквівалентності стає безбарвним:
I2 + 2Na2S2O3 = Na2S4O8 + 2NaI
Виготовлення робочого розчину йоду
Наважку йоду розчиняють у концентрованому розчині КІ доводять до мітки водою. Нормальність такого розчину приблизна тому її визначають за допомогою тіосульфату натрію точно відомої концентрації. Для цього в конічну колбу піпеткою відбирають 25 мл приготовленого розчину і титрують 0,05 н розчином тіосульфату натрію до зникнення синього забарвлення розчину. Концентрація розчину йоду обчислюють за формулою:
Сек(I2) = Сек(Na2S2O3)*V(Na2S2O3)/ V(I2)
Виготовлення розчину тіосульфату натрію
Окиснення Na2S2O3 йодом відбувається:
2S2O3 – 2e = S4O6
Тобто кожні два йони тіосульфату втрачають два електрони і перетворюються в один йон тетратіонату, тому молярна маса еквівалента Na2S2O3 чисельно дорівнює його молярній масі.