Титрование

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

C₂^III – 2e = 2C^IV 5 Red

Mn^VII + 5e = Mn^II 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⁺ + C₂O₄^2-

KMnO₄ ? K⁺ + MnO₄^-

H₂SO₄ ? 2H⁺ + SO₄^2-

Перманганат-ион в кислой среде восстанавливается по схеме:

MnO₄^- + 5e + 8H⁺ = Mn²⁺ + 4H₂O

Щавелевая кислота окисляется под действием перманганат-ионов:

C₂O₄^2- = 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:

SO₄^2- + 2K⁺ ? K₂SO₄

SO₄^2- + 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).