Вход

Титрование

Реферат по химии
Дата добавления: 24 июня 2006
Язык реферата: Русский
Word, rtf, 554 кб
Реферат можно скачать бесплатно
Скачать
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 - 2017