Вход

Титрование

Реферат по химии
Дата добавления: 24 июня 2006
Язык реферата: Русский
Word, rtf, 554 кб
Реферат можно скачать бесплатно
Скачать
Данная работа не подходит - план Б:
Создаете заказ
Выбираете исполнителя
Готовый результат
Исполнители предлагают свои условия
Автор работает
Заказать
Не подходит данная работа?
Вы можете заказать написание любой учебной работы на любую тему.
Заказать новую работу




Работа 1. Окислительно-восстановительное титрование.


Цель работы: знакомство с методом титрования; используя метод титрования определить концентрацию перманганата калия в 5 см3 данного для работы раствора.

Титрование – метод количественного анализа, позволяющий определить неизвестную концентрацию вещества в растворе, исходя из объема другого раствора и концентрации вещества в нем. Необходимое условие: в растворах разные вещества и они реагируют между собой. Требования к реакции:

* практически необратима;

* момент окончания химического взаимодействия (точка эквивалентности) хорошо определим;

* реакция идет быстро, почти мгновенно;

* на протекание реакции практически не оказывают влияния изменения внешних условий.


Приборы и материалы.

Оборудование:

Лабораторный штатив – 2 шт; спиртовка – 1 шт; муфта – 2 шт; двупалая лапка – 1 шт; кольцо – 1 шт; астбестированная сетка – 1 шт; бюретка для титрования (рис.1) – 1 шт; химический стакан – 1 шт.

Материалы:

0,05 Н раствор щавелевой кислоты (рабочий раствор); раствор перманганата калия (титруемый раствор).


Химические реагенты.

Исходные вещества:

- щавелевая кислота; KMnO4 – перманганат калия; H2SO4 – серная кислота

Продукты реакции:

CO2 – углекислый газ; K2SO4 – сульфат калия; MnSO4 – сульфат марганца (II), H2O – вода.


Подготовка к работе.

1. Приготовить 0,05Н раствор щавелевой кислоты;

2. Промыть бюретку;

3. Собрать установку (см. рис.2), проверить, стоит ли бюретка вертикально;

4. Заполнить бюретку приготовленным раствором щавелевой кислоты до отметки 0 (удалить пузырь из носика бюретки!);

5. Раствор перманганата калия слить в химический стакан, подкислить его серной кислотой.

6. Приступить к работе.

(Дополнительно:

1. При проведении стандартной серии титрований всегда аккуратно доливать рабочий раствор в бюретку точно до отметки 0.

2. Концентрация вещества в рабочем растворе должна быть равной во всем объеме раствора.)

Рис.1 Бюретка Рис.2 Установка для титрования.


Рис.1

1 – кран, 2 – шкала делений.

Рис.2

1 – бюретка, 2 – штативы, 3 – двупалая лапка, 4 – муфты, 5 – кольцо, 6 – астбестированная сетка, 7 – спиртовка, 8 – химический стакан.


Ход работы.

Химический стакан с анализируемым раствором перманганата калия, подкисленный серной кислотой, ставят на астбестированную сетку. Зажигают спиртовку. Далее у готовой к работе бюретки с раствором щавелевой кислоты открывают кран и аккуратно, порциями, приливают его к раствору перманганата калия. Химический стакан с раствором должен хорошо прогреваться, для избежания сливания лишнего количества рабочего расвора. Раствор в химическом стакане медленно обесцвечивается. Чтобы избежать перетитровывания (сливания избытка рабочего раствора), на последнем этапе следует приливать рабочий раствор по каплям. Когда изменение окраски раствора в химическом стакне прекратится, титрование прекращают. Фиксируют слитый объем раствора щавелевой кислоты. Производят расчет концентрации перманганата калия в анализируемом растворе.


Расчет концентрации.(Пример рассчета)


На титрование 5 см3 раствора перманганата калия израсходовали 0,29 см3 0,05Н раствора щавелевой кислоты. Определить концентрацию перманганата калия в исходном растворе.

Уравнение реакции:

5C2H2O4 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 10CO2? + K2SO4 + 2MnSO4 + 8H2O

C2III – 2e = 2CIV 5 Red

MnVII + 5e = MnII 2 Ox

Рассчет:

5 см3 = 0,005 дм3; 0,29 см3 = 0,00029 дм3; 1 моль KMnO4 – 5 г-экв KMnO4; 1 моль C2H2O4 – 2 г-экв C2H2O4


с(KMnO4) = [0.00029cm3 * 0.05H * 1mol/2g-ekv * 2 / 5] / 0.005dm3 = 0.00058M


Для упрощения рассчета часто пользуются отношением: V1/V2 = H2/H1 (V1,V2 – объемы растворов, H2,H1 – нормальности растворов). Подставим известные данные и найдем нормальность раствора перманганата калия:

Н(KMnO4) = [0.00029dm3 * 0.05H] / 0.005dm3 = 0.0029H

1 г-экв KMnO4 – 1/5 моль KMnO4, следовательно 0.0029H/5 = 0,00058М (т.е. то же самое, что получилось по первому методу)


Сущность химического взаимодействия.

Исходные вещества диссоциируют в водном растворе:

C2H2O4 ? 2H+ + C2O42-

KMnO4 ? K+ + MnO4-

H2SO4 ? 2H+ + SO42-

Перманганат-ион в кислой среде восстанавливается по схеме:

MnO4- + 5e + 8H+ = Mn2+ + 4H2O

Щавелевая кислота окисляется под действием перманганат-ионов:

C2O42- = 2СO2? + 2e

Серная кислота дает протоны водорода (ионы гидроксония Н3О+, образовавшиеся при взаимодействии серной кислоты с водой), идущие на связывание кислорода, и связывает за счет сульфат-анионов образовавшиеся катионы Mn2+ и катионы калия:

SO42- + 2K+ ? K2SO4

SO42- + Mn2+ ? MnSO4

Реакция необратима, т.к. образующийся углекислый газ уходит из сферы реакции.



Свойства исходных веществ и продуктов реакции.

1. Перманганат калия KMnO4

В обычных условиях – темно-фиолетовое кристаллическое твердое вещество.

В природе не встречается, методика получения в лаборатории:

получить марганцовую кислоту

2MnSO4 + 5PbO2 + 3H2SO4 = 2HMnO4 + 5Pb SO4? + 2H2O,

отделить осадок и полученный раствор марганцевой кислоты нейтрализовать раствором гидроксида калия.

Использование - как окислитель, для получения небольших количеств кислорода в лаборатории, в быту – как антисептик.

Определение: определить наличие катионов калия сжиганием маленькой порции вещества в пламени горелки (бледно-лиловый окрас пламени); определить наличие перманганат-анионов по реакции:

2KOH + 2KMnO4 + Na2SO3 = Na2SO4 + 2K2MnO4 + H2O (манганат калия дает темную интенсивную изумрудно-зеленую окраску раствора)

2. Щавелевая кислота C2H2O4

В обычных условиях – бесцветные кристаллы (безводная кислота).

В природе образуется в тканях растений, в промышленности получается за счет нагревания формиата натрия: 2HCOONa = Na2C2O4 + H2? с последующим замещением натрия на водород.

Применение: химическая и медицинская промышленность, аналитическая химия, компонент для производства СМС.

Метод обнаружения (предположение): к раствору прибавить гидроксид калия до образования средней соли (оксалат калия). Среда не должна быть сильнощелочной. К полученному раствору добавить немного сульфата меди II. Должен образовываться бледно-голубой осадок оксалата мели II.

3. Серная кислота H2SO4

В обычных условиях – бесцветная маслянистая жидкость.

В природе не встречается. Является одним из основных продуктов химического производства. Получать в лаборатории нерентабельно, но возможно.

Применение: осушитель, синтез красителей, лаков, кислот и солей, минеральных удобрений, гальванотехника, отчистка нефтепродуктов, металлургия.

Определение: к раствору добавить немного хлорида бария. Если в растворе есть сульфат-анионы, то выпадет нерастворимый белый осадок сульфата бария.

4. Углекислый газ СO2, диоксид углерода.

В обычных условиях - бесцветный газ без запаха.

В природе находится повсеместно, т.к. является компонентом воздуха.

Применение: охладитель (сухой лед), получение карбонатов металлов в лаборатории, пожаротушении, сварочные работы (в частности подводная сварка).

Обнаружение: смесь газов пропускать через раствор гидроксида кальция. Если в смеси газов присутствует углекислый газ, то раствор начнет мутнеть и выпадет осадок нерастворимого карбоната кальция.

5. Вода H2O.

В обычных условиях – бесцветная жидкость без вкуса и запаха.

В природе встречается повсеместно – в почве, растениях, животных, атмосфере, в океанах и т.д.

Применение: растворитель, охладитель (особенно в промышленных масштабах), сырье для получения кислорода и водорода, оснований, кислот, неотъемлимый компонент жизнедеятельности.

Обнаружение: исследуемый раствор слить в колбу Вюрца, собрать дистилляционный аппарат. Приготовиться к дистилляции. Нагреть колбу с раствором (астбестированная сетка обязательна) до температуры 100 градусов Цельсия. В приемник начнет поступать жидкость. Прибавить индикатор. Если эта жидкость – вода, индикатор покажет нейтральную реакцию среды. (Не сработает, если в растворе есть спирт или другие жидкости ,смешивающиеся с водой в любом соотношении – реакция раствора будет несоответствовать реакции чистой воды).

6. Сульфат калия K2SO4

В обычных условиях – бесцветное твердое вещество.

В природе встречается редко, в лаборатории можно получить несколькими способами:

CuSO4 + 2KOH = Cu(OH)2? + K2SO4

2KJ + H2O2 + H2SO4 = J2 + K2SO4 + 2H2O

5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5O2? + K2SO4 + 2 MnSO4

3H2O2 + K2Cr2O7 + 4H2SO4 = 3O2? + K2SO4 +Cr2(SO4)3 + 7H2O

5SO2 + 2KMnO4 + 2H2O = K2SO4 + 2 MnSO4 + 2 H2SO4

2KClO3 + H2C2O4 + H2SO4 = K2SO4 + 2CO2? + 2ClO2 ?+ 2H2O

MnO2 + 2KI + 2 H2SO4 = MnSO4 + I2 + K2SO4 + 2H2O

2K2CrO4 + H2SO4 = K2Cr2O7 + K2SO4 + H2O

Применение: питательный элемент, стекольная промышленность, калийные удобрения.

Определение: определить присутствие катионов калия по окрасу пламени (бледно-лиловый). Сульфат-анион осаждается хлоридом бария – при добавлении последнего образуется белый нерастворимый осадок сульфата бария.

7. Сульфат марганца II - MnSO4.

В обычных условиях – бесцветное твердое вещество.

В природе не встречается, способ получения:

MnO2 + 2KJ + 2 H2SO4 = MnSO4 + K2SO4 + J2 + 2H2O (преимущество: MnO2 – сильвин – распространенный природный минерал марганца)

Применение: получение перманганата калия, выделение марганца электролизом раствора. Только в лаборатории.

Определение: присутствие сульфат-анионов определить при прибавлении к раствору хлорида бария (качественная реакция на сульфат-анион) по выпадению нерастворимого осадка сульфата бария. Присутствие катиона двухвалентного марганца определить по образованию нерастворимого гидроксида марганца II после добавления к раствору гидроксида натрия (или калия).

© Рефератбанк, 2002 - 2018