Основи аналітичної хімії (стр. 23 из 26)

1000 ⋅ A

де N_Na2S₂O₃ - нормальність робочого розчину тіосульфату натрію;

V_Na2S₂O₃ - об’єм розчину тіосульфату натрію, що пішов на титрування;

E_Cu - еквівалент міді;

А - об’єм розчину задачі, взятий на одне титрування (аліквотна частина).

Лабораторна робота № 6 Йодометричне визначення аскорбінової кислоти

Визначення базується на реакції

C₆H₈O₆ – 2e + H₂O → C₆H₈O₇ + 2H⁺

J₂ + 2e → 2J^-

C₆H₈O₆ + J₂ + H₂O = C₆H₈O₇ + 2HJ

HO ^O O O

OH

HO+ I₂ + H₂O → O OH

OH HOOH

HO

аскорбінова кислота 2,3-дикето-гулонова

кислота

Додають надлишок йоду і відтитровують його тіосульфатом натрію:

J₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaJ + Na₂S₄O₆

Масу аскорбінової кислоти в задачі розраховують за формулою

(NJ₂ ⋅VJ₂ − NNa₂S₂O₃ ⋅VNa₂S₂O₃ )⋅EHA ⋅100

B(г) =

1000⋅A

де N_J2 - нормальність розчину йоду;

V_J2 - об”єм розчину йоду;

V_Na2S₂O₃ - об”єм розчину тіосульфату натрію, що витрачено на титрування;

N_Na2S₂O₃ - нормальність розчину тіосульфату натрію;

E_HA - еквівалент аскорбінової кислоти =

^M⋅M = 88,

2

А - об”єм розчину задачі, що береться для титрування (аліквотна частина).

Методика

Розчин задачі в мірній колбі ємністю 100 мл розбавляють дистильованою водою до мітки і перемішують. Відбирають піпеткою 20(25) мл цього розчину в конічну колбу для титрування. Туди ж приливають 4 мл сірчаної кислоти (1:4), відміряють мірним циліндром), потім додають за допомогою піпетки 15 мл 0,01 н розчину йоду. Через 30 с додають 5 мл 0,5%-го розчину крохмалю і титрують

0,01 н розчином тіосульфату натрію до знебарвлення розчину.

Контрольні запитання

1. Складіть рівняння реакцій, що відбуваються між такими речовинами, та вкажіть молярні маси їх еквівалентів: KMnO₄ + H₂C₂O₄ + H₂SO₄ =

KMnO₄ + KNO₂ + H₂SO₄ =

KMnO₄ + FeCl₂ + H₂SO₄ = KMnO₄ + MnSO₄ + H₂O =

KMnO₄ + KJ + H₂SO₄ = K₂Cr₂O₇ + KJ + H₂SO₄ =

K₂Cr₂O₇ + FeCl₂ + HCl =

CuSO₄ + KJ =

FeCl₃ + KJ =

H₂O₂ + KJ + HCl =

2. Яким чином можна передбачити можливість проходження реакції в потрібному напрямку?

3. Укажіть властивоості стандартного окисно-відновного потенціалу.

4. Які індикатори використовуються в методах окиснення – відновлення?

5. Які відновники застосовують для попереднього відновлення визначуваних елементів?

6. Назвіть особливості перманганатометричного та йодометричного методів визначення речовин.

7. Наведіть формулу для розрахунку окисно-відновного потенціалу системи в точці еквівалентності.

8. Чому перманганатометричне визначення ряду відновників (Fe²⁺, C₂O₄^2-, H₂O₂ тощо) виконують у кислому середовищі? Яку кислоту краще використовувати при цьому: хлороводневу, азотну чи сірчану?

9. Чи можна використовувати для титрування свіжовиготовлений розчин перманганату?

10. Чому при встановленні концентрації розчину перманганату калію за щавлевою кислотою ттитрують гарячий розчин, а визначення пероксиду водню ведуть на холоді?

11. Чому реакція між перманганатом калію та щавлевою кислотою відбувається спочатку дуже повільно, а потім прискорюється? Як можна вплинути на швидкість реакції?

12. Чи можна приготувати робочі розчини перманганату калію та тіосульфату натрію, виходячи з точної наважки речовин без встановлення їх концентрації за вихідними речовинами?

13. Аналіз було виконано за наведеними нижче методиками. Результат аналізу виявився невірним. Яка причина:

а) при встановленні концентрації розчину перманганату калію до розчину щавлевої кислоти певної концентрації додали 1 мл розчину сірчаної кислоти

(1:4) і суміш відтитрували розчином перманганату калію;

б) досліджуваний розчин пероксиду водню розвели гарячою водою, додали 1015 мл концентрованої соляної кислоти і відтитрували розчином перманганату до досягнення точки еківалентності;

в) при йодометричному визначенні міді розчин сульфату міді підкислили хлороводневою кислотою, нагріли, додали 3-4 г йодиду калію і відтитрували йод тіосульфатом?

14. Розрахуйте значення окисно-відновного потенціалу для наведених нижче систем в умовах, коли

[Ox] = 0,05 моль/л E⁰_MnO4⁻_+8H⁺⁺ _{/ Mn}²⁺ = 1,51B

[Red] = 0,5 моль/л E⁰_Cr2O₇²⁻_+114H⁺ _{/ 2Cr}³⁺ = 1,33B

[H⁺] = 0,01 моль/л

16. Визначте напрямок хімічних реакцій, схеми яких наведені нижче, в умовах, коли

а) [Ox] = 0,0001 моль/л

[Red] = 0,01 моль/л рН=1

б) [Ox]=[Red] =0,01 моль/л в 1 моль/л розчині сильної кислоти;

в) при 1 моль/л концентраціях реагуючих речовин та рН=3.

Cr₂O₇^2- + J^- + H⁺ → Cr³⁺ + J₂ + H₂O

MnO₄^- + C₂O₄^2- + H⁺ → Mn²⁺ + CO₂ + H₂O Cu²⁺ + J^- → Cu⁺ + J₂

AsO₄^3- + J^- + H⁺ → AsO₃^3- + J₂ + H₂O

Тема 4. Об”ємно-аналітичні методи осадження

Мета роботи – оволодіння об’ємними методами, в основу яких покладені реакції утворення малорозчинних сполук. Студентам необхідно познайомитись з кількісними характеристиками таких реакцій, зокрема, з поняттям добутку розчинностті, отримати уявлення про способи визначення точки еквівалентності при використанні різних робочих розчинів, навчитиись правильно обчислювати результати аналізу.

В основі об’ємно-аналітичних методів осадження лежать реакції, внаслідок яких відбувається утворення малорозчинних сполук, тобто реакції осадження.

Відомо, що абсолютно нерозчинних сполук не існує. Крім цього, більшість осадів неорганічних сполук має іонний характер. Тому в розчині над осадом завжди присутня певна кількість катіонів та аніонів. Наприклад: BaSO₄ = Ba²⁺ + SO₄^2- (1). В насичених розчинах осад та іони знаходяться в стані динамічної рівноваги. Кількість іонів у розчині залежить від розчинності осаду. Чим більше розчинний осад, тим більше іонів він надсилає до розчину за однакових фізичних умов.

Основною кількісною характеристикою розчинності осадів є добуток розчинності (ДР). Формула для розрахунку ДР осадів різного складу виводиться з константи рівноваги для насичених розчинів. Наприклад, для рівноваги (1) константа К_р є такою:

[Ba 2+ ][SO 2− ]

K p = 4

[BaSO₄ ]

Оскільки сульфат барію є осадом, то [BaSO₄] є постійною величиною, що характеризує густину цього осаду. Звідси К_р . [BaSO₄] за незмінних фізичних умов є сталою величиною, її позначають як ДР. Таким чином,

ДР BaSO4 = [Ba 2+ ][SO42− ]

Нижче наведені формули для розрахунку ДР осадів різного складу:

ДРCaF2 = [Ca 2+][F−]2

ДРAg2CrO4 = [Ag+]2 [CrO42−]

2 ]3[PO 3 ]2 ДР_Ca3(PO4)2 = [Ca + 4 −

Звідси, ДР дорівнює добутку концентрацій іонів у насиченому розчині в ступені, що відповідає їх стехіометричним коефіцієнтам.

Якщо величина ДР відома, можна розрахувати розчинність речовини (і навпаки). Крім цього, якщо відома концентрація одного з іонів у насиченому розчині, можна розрахувати концентрацію іншого іона.

Приклади:

а) Розрахувати розчинність осаду BaSO₄ у воді: BaSO4 ↔ Ba2+ + SO42-; ДP BaSO4 = [Ba2+][SO42-]

ДР_BaSO4 =1⋅10⁻¹⁰ (табличні дані).

З рівняння (1) можна побачити, що в насиченому розчині [Ba²⁺]=[SO₄^2-]. Звідси

[Ba²⁺]² = ДР;

[Ba ²⁺ ]= 10⁻¹⁰ =10⁻⁵ моль/л

б) Розрахувати розчинність осаду СаF₂ у воді. ДР_CaF2 = 4⋅10⁻¹¹ .

CaF₂ ↔ Ca²⁺ + 2F^- ; ДР_CaF2 = [Ca²⁺][F^-]²

Концентрація F^- у насиченому розчині у два рази більша, ніж концентрація Са²⁺. Тому можна записати

[F^-]=2[Ca²⁺] і ДР_{СaF2 =} [Ca ²⁺][2Ca ²⁺]² = 4[Ca ²⁺]³

Звідси

[Ca ²⁺ ]=

= 2,1⋅10⁻⁴ моль/л

в) Розрахувати концентрацію Ва²⁺ у розчині, якщо [SO₄^2-] дорівнює 0,01 моль/л.

4 + − + ДР BaSO−4 10−−10 −8 моль/л

ДР BaSO = [Ba 2 ][SO42 ]; [Ba 2 ]= [SO 2 ] = 10 2 =10

4

В об’ємному аналізі використовують реакції осадження, які задовольняють такі вимоги.

1. Осад має бути практично нерозчинним, тобто розчинність його не