Гравиметрический и титриметрический методы анализа

_,моль-экв/л

Содержание

(среднее) соды в растворе соды, г

Нормальность (средняя) раствора гидроксида натрия,

моль-экв/л

Содержание аммиака,

(среднее), г

Контрольные вопросы

1. На чем основано применение карбоната натрия как установочного вещества (по аналогии с бурой)?

2. Опишите особенности нейтрализации карбоната натрия кислотой.

3. В каких случаях в методе нейтрализации лучше использовать метилоранж, в каких - метилрот, почему?

4. Расскажите о сущности метода нейтрализации. Приведите примеры прямого и обратного титрования.

Лабораторная работа № 6. Окислительно-восстановительное титрование. Перманганатометрия. Определение содержания железа (II) в растворе соли Мора

Цель работы. Установить точную концентрацию вторичного стандарта - перманганата калия - по щавелевой кислоте и определить с помощью редокститрования содержание железа в растворе.

Теоретическая часть. Взаимодействие между щавелевой кислотой и перманганатом калия протекает через ряд промежуточных стадий с постепенным изменением валентности марганца и выражается следующим уравнением:

2KMnO₄ + 5H₂C₂O₄ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 10CO₂ + 8H₂O.

На скорость этой реакции оказывают каталитическое воздействие ионы Mn²⁺. Первые капли раствора KMnO₄ обесцвечиваются с трудом, так как перманганат-ионы с оксалат-ионами взаимодействуют медленно, но стоит появиться небольшому количеству ионов Mn²⁺, как дальнейшее обесцвечивание перманганата происходит практически мгновенно. Это происходит из-за образования промежуточных соединений, которые быстро реагируют с ионами MnO₄^-, особенно при нагревании. Такой тип реакций, на скорость которых оказывают каталитическое воздействие их продукты, называют автокаталитическими. Предполагают, что каталитическое воздействие Mn²⁺объясняется следующими промежуточными стадиями процесса:

3MnSO₄ + 2KMnO₄ + 2 H₂O = 5MnO₂ + K₂SO₄ + H₂SO₄,

2MnO₂ + 3H₂SO₄ + H₂C₂O₄ = Mn₂(SO₄)₃ + 2CO₂ + 4 H₂O,

Mn₂(SO₄)₃ + H₂C₂O₄ = 3 MnSO₄ + 2CO₂ + H₂SO₄.

Нагревание раствора щавелевой кислоты до 70-80 ⁰С ускоряет реакцию между перманганатом и щавелевой кислотой, так как при этом промежуточные стадии реакции протекают с достаточной скоростью. Но допускать кипячения нельзя, так как щавелевая кислота в этом случае разлагается:

H₂C₂O₄ = H₂О + CO₂ + CO.

Реакция между ионами Fe²⁺ и MnO₄^- в растворе соли Мора FeSO₄(NH₄)₂SO₄ протекает по уравнению:

2 KMnO₄ + 10FeSO₄ + 8H₂SO₄ = 2 MnSO₄ + 5Fe₂(SO₄)₃ + K₂SO₄ + 2H₂O.

Константа равновесия данной реакции имеет большую величину, реакция проходит практически до конца:

К = .

Приборы и материалы. Колбы на 100-150 мл, бюретки, пипетки на 10-25 мл, плитки, стеклянные стаканы, асбестовые сетки, 0,1 н раствор щавелевой кислоты, раствор серной кислоты 1:4, дистиллированная вода, раствор перманганата, контрольный раствор соли Мора.

Ход работы. В три колбы вносят пипеткой по 10 или 25 мл раствора щавелевой кислоты, приливают 10-20 мл раствора серной кислоты, разбавляют на глаз примерно равным объемом дистиллированной воды. Содержимое колбы нагревают (не кипятят!) и титруют раствором перманганата калия при непрерывном помешивании. При титровании приливают сначала из бюретки несколько капель раствора перманганата и ожидают, пока раствор обесцветится. Обесцвечивание следующей порции раствора идет быстрее. Конец титрования определяют по появлению бледно-розовой окраски, не исчезающей при помешивании содержимого колбы в течение 20 с. Титрование повторяют три раза и берут среднее из трех определений.

Нормальность раствора перманганата равна:

C_N = ,

где V_x, V_y, - соответственно объем пошедшего на титрование перманганата и налитой в колбу кислоты, C_Ny - нормальность щавелевой кислоты.

После определения нормальности перманганата его раствором титруют контрольный раствор соли Мора с добавлением 10 мл серной кислоты до появления бледно-розовой окраски, устойчивой в течение 20 с. Титрование повторяют трижды и берут среднее значение концентрации. Содержание железа в растворе соли Мора, г:

m_х = V₁ C_N1 Э_х/1000,

где V₁, C_N1, Э_х - соответственно объем пошедшего на титрование перманганата, его нормальная концентрация и эквивалентная молекулярная масса железа.

Отчет

Опишите кратко ход лабораторной работы и оформите результаты в виде табл. 9.

Таблица 9. Опытные данные лабораторной работы по перманганатометрии

Номер колбы	Объем пошедшего на титрование перманганата, мл	Концентрация перманганата, моль-экв/л	Среднее значение концентрации, моль-экв/л	Содержание железа в растворе соли Мора, г	Среднее значение массы железа в растворе соли Мора, г
1	V1	C1	Cср	m1	mср
2	V2	C2		m2
3	V3	C3		m3

Контрольные вопросы

1. Опишите свойства и примеры установочных веществ, объясните, относится ли к ним щавелевая кислота и почему.

2. Почему нельзя кипятить щавелевую кислоту, но нагревать необходимо при титровании?

3. По каким веществам, кроме щавелевой кислоты, можно стандартизировать перманганат калия?

4. Почему перманганат необходимо стандартизировать?

Лабораторная работа № 7. Окислительно-восстановительное титрование. Хроматометрия

Цель работы. Изучить метод хроматометрии, научиться готовить раствор установочного вещества - дихромата калия, определить содержание железа в пробе.

Теоретическая часть. В хроматометрии в качестве титранта используется раствор дихромата калия K₂Cr₂O₇. Титрование ведут в кислой среде, когда хром в составе иона Cr₂Oвосстанавливается до Cr³⁺ в соответствии с реакцией:

Cr₂O + 6е^- + 14 Н⁺ = 2 Cr³⁺ + 7 Н₂О, Е= 1,33 В.

Точку эквивалентности устанавливают с помощью окислительно-восстановительных индикаторов, чаще используются дифениламин и его производные. Для данной реакции потенциал Е_ТЭ = 1,25 В, следовательно, при использовании дифениламина (Е = 0,76 В) изменение окраски индикатора произойдет значительно раньше ТЭ. Чтобы избежать погрешности определения, в титруемый раствор вводят Н₃РО₄, образующую с ионами Fe³⁺ прочный комплекс [Fe(H₂PO₄)₂]⁺, вследствие этого концентрация ионов Fe³⁺ уменьшается и значение окислительно-восстановительного потенциала не превышает 0,76 В.

На практике используют смесь Н₃РО₄ и Н₂SO₄ (смесь Кнопа), в которой серная кислота обеспечивает создание необходимой кислотности титруемого раствора.

Дихромат калия относится к первичным стандартам, потому его можно приготовить из точно взвешенной навески химически чистой (хч) соли.

Приборы и материалы. Дихромат калия (хч), аналитические весы, дистиллированная вода, стеклянные стаканы на 150 мл, мерные колбы на 100 мл, раствор соли Мора (выдается преподавателем), смесь Кнопа, дифениламин, бюретки, конические колбы для титрования на 250 мл, пипетки на 10-25 мл.

А. Приготовление раствора дихромата

Массу навески m_у, необходимой для приготовления нужного объема раствора титранта с заданной нормальностью (0,05 н) вычисляют по формуле:

m_y = 10^-3 f_y M_y CN_y V_y,

где f_y, M_y, C_Ny, V_y - соответственно фактор эквивалентности, молекулярная масса, нормальность и объем раствора дихромата калия. Рассчитанную навеску отвешивают на аналитических весах в стаканчике, растворяют в небольшом количестве дистиллированной воды, осторожно переливают в мерную колбу вместимостью V_y, доводят водой до метки и тщательно перемешивают. Раствор титранта готов.

Б. Определение содержания железа (II) в растворе соли Мора

В основе определения лежит реакция:

K₂Cr₂O₇+ 6 FeSO₄ + 7H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3Fe₂(SO₄)₃ + K₂(SO₄)₃ +7 H₂O.

К пробе анализируемого раствора (10-15 мл) приливают 5 мл смеси Кнопа, 5 - 7 капель раствора индикатора дифениламина и титруют стандартным раствором дихромата. Когда раствор приобретет темно-зеленую окраску, характерную для гидратированных ионов Cr³⁺, рекомендуется его разбавить дистиллированной водой примерно вдвое и продолжить титрование. Изменение окраски будет видно отчетливей. Титрование повторить трижды.

Содержание железа m_x вычисляют по формуле:

m_х = 10^-3 f_х M_х CN_y V_y,

где f_x, M_x - соответственно фактор эквивалентности и молекулярная масса железа, г/моль,

CN_y, V_y -нормальная концентрация, моль-экв/л, и объем дихромата калия, мл.

Отчет

Опишите ход лабораторной работы, заполните табл. 10 (приведите пример расчета), ответьте на вопросы.

Таблица 10. Опытные данные лабораторной работы по дихроматометрии

Масса навески mу дихромата калия, г	Объем раствора дихромата калия Vy, мл	Нормальность раствора дихромата калия CNy, моль-экв/л	Содержание железа Fe2+, mx, в растворе соли Мора, г
			mx1	mx2	mx3	mx среднее

Контрольные вопросы

1. Почему дихромат калия относится к первичным стандартам?

Приведите примеры окислительно-восстановительных индикаторов.

В чем заключается принцип их работы?

Лабораторная работа № 8. Окислительно-восстановительное титрование. Определение нитрит-ионов йодометрическим методом

Цель работы. Изучить метод йодометрии, научиться титрованию по замещению и остатку.

Теоретическая часть. Йодометрия - это метод титриметрического анализа, основанный на реакции взаимодействия йодид-ионов и окислителя Ох с образованием йода и восстановителя Red:

2 J ^-+ Ox 2e = J₂ + Red.

Йодид-ион - достаточно сильный восстановитель. Но растворы йодида калия непосредственно не применяются в качестве титранта, так как они неустойчивы и окисляются кислородом воздуха. Потенциал полуреакции Е⁰ = + 0, 536 В, поэтому йодометрический метод можно использовать для определения окислителей (H₂O₂, пероксидов магния и бария, меди (II), дихромата калия, перманганата калия, арсената натрия) и восстановителей (солей кислот Н₃SO₃, Н₃AsO₃, Н₃SbO₃, H₂S, SnCI₂), для чего соответственно используются два титранта: раствор тиосульфата натрия и раствор йода.

В качестве индикатора применяют крахмал, это специфический индикатор на присутствие свободного (элементарного) йода. С йодом реагируют составные части крахмала: амилоза и аминопектин, образующие соединения-включения синего цвета. Если в растворе много ионов йода, то крахмал его частично сорбирует. Обратное выделение сорбированного йода идет медленно, что приводит к ошибке титрования (перетитрование). Поэтому крахмал добавляют в конце титрования, когда растворе останется мало йода (светло-желтый раствор).

Йод реагирует с щелочами и с углекислыми солями щелочных металлов, например:

3 J₂+ 6 NaOH = NaJO₃ + 5NaJ + 3 H₂O.

Поэтому йодометрическое титрование нельзя проводить в сильнощелочной среде.

В качестве титранта в йодометрии используют тиосульфат натрия. Вещество Na₂S₂O₃ не обладает свойствами первичного стандарта из-за неустойчивости раствора (тиосульфат-ионы разлагаются в кислой среде с выделением свободной серы) и из-за неустойчивости самого кристаллического пентагидрата Na₂S₂O₃ · 5H₂O, теряющего воду при хранении.

Поэтому вначале готовят раствор тиосульфата приблизительной концентрации, а затем стандартизуют его по установочному веществу (обычно это дихромат, йодат или бромат калия). Концентрацию раствора тиосульфата устанавливают методом пипетирования или отдельных навесок.

В йодометрии титрование окислителей проводят по методу замещения. Для этого к аликвоте приготовленного раствора или растворенной навеске K₂Cr₂O₇ в кислой среде прибавляют раствор KJ, взятый с избытком против стехиометрии. Избыток необходим для того, чтобы заведомо весь дихромат вступил в реакцию, а также для того, чтобы образующийся при реакции йод, в воде почти нерастворимый, не выпадал в осадок:

Cr₂O₇^2- + 6 J^- + 14H⁺ = 2 Cr³⁺ + 3J₂ + 7H₂O.

В присутствии избытка йодида калия выделившийся йод хорошо растворим вследствие образования комплексной соли:

KJ + J₂ K[J₃].

Количество выделившегося йода строго эквивалентно количеству дихромата калия в пробе. Выделившийся йод затем титруют раствором тиосульфата:

J₂ + 2 S₂O₃^2- = 2J^- + S₄O₆^2- (тетратионат).

Количество затраченного на титрование тиосульфата эквивалентно количеству титруемого йода и количеству дихромата в пробе.

Приборы и материалы. Конические колбы для титрования объемом 250 мл, пипетки на 10,5 мл, бюретки, резиновые груши, 5 % раствор КJ, 2 н H₂SO₄, стандартизируемый раствор тиосульфата натрия, 1 % свежеприготовленный крахмал, 0,05 н раствор К₂Cr₂O₇, 0,01 н перманганат калия.

Ход работы

А. Стандартизация раствора тиосульфата

В колбу для титрования прибавляют 10 мл раствора йодида калия и 15 мл серной кислоты (для создания среды). Если раствор пожелтел (йодид калия сильный восстановитель и окисляется даже на свету), его осторожно (по каплям) обесцвечивают тиосульфатом (иначе выделившийся йод будет оттитрован дихроматом и результаты анализа окажутся завышенными). Затем вводят пипеткой точный объем (10 мл) дихромата, раствор перемешивают и оставляют для полного протекания реакции на 5-7 мин. После выдержки титруют бурый раствор тиосульфатом без добавления крахмала до светло-зелено-желтого цвета, добавляют 50-100 мл воды, прибавляют 3-5 мл раствора крахмала (учтите, что чувствительность крахмала как индикатора при повышении температуры понижается) и продолжают титровать до перехода темно-синей окраски в светло-зеленую (цвет аквакомплексов хрома III). Титрование повторяют не менее трех раз.

По результатам работы опыта рассчитывают нормальную концентрацию раствора тиосульфата:

CN₁ = CN₂ V₂/ V₁,

где CN₂ - концентрация дихромата, моль-экв/л,

V₂ - объем дихромата, мл,

V₁ - объем пошедшего на титрование тиосульфата, мл.

Б. Определение нитрит-ионов

Основано на титровании по остатку и замещению одновременно: нитрит-ионы окисляются перманганатом калия, избыток перманганата, оставшийся после реакции, реагирует с йодидом калия, выделившийся йод оттитровывается тиосульфатом натрия:

5NO + 2 MnO+ 6 H ⁺ 5NO+ 2Mn²⁺+ 3H₂O,

2 MnO+ 10J^-+ 16 H⁺ 2 Mn²⁺+5J₂ + 8 H₂O,

J₂ + 2 Na₂S₂O₃= 2NaJ + 4 Na₂S₄O₆.

Налейте из бюретки точно 20 см³ перманганата в колбу, прибавьте 10 мл 2 н серной кислоты и 10 мл раствора нитрита калия или натрия, закройте колбу пробкой и время от времени в течение 10-15 минут осторожно взбалтывайте раствор. Часть перманганата вступит в реакцию, часть останется в избытке. Для определения избытка прибавьте к раствору 1 г твердого KJ, перемешайте раствор, дайте постоять 2-3 мин, разбавьте 100 мл воды и оттитруйте выделившийся йод рабочим раствором тиосульфата.

С₃ = ^,

где С₁, С₂, С₃ - соответственно нормальные концентрации перманганата, тиосульфата и нитрита, моль-экв/л,

V₁, V₂, V₃ - объемы добавленного в колбу перманганата, пошедшего на титрование тиосульфата натрия и взятого на анализ нитрита, мл.

Отчет

По результатам работы рассчитайте нормальную концентрацию тиосульфата, а также раствора, содержащего нитрит-ионы и заполните табл. 11.

Таблица 11. Опытные данные лабораторной работы «Йодометрия».

Объем тиосульфата, пошедший на титрование, мл	Концентрация раствора тиосульфата натрия, моль-экв/л
1 титрование	2 титрование	3 титрование	среднее
Объем тиосульфата, пошедший на титрование, мл	Концентрация раствора нитрита, моль-экв/л
1 титрование	2 титрование	3 титрование	среднее

Контрольные вопросы

1. В каких случаях используют йодометрический метод?

2. Почему берем избыток йодида калия?

3. Объясните, почему дихромат калия относится к установочным веществам, а тиосульфат натрия таковым не является.

4. Напишите реакции разложения тиосульфат-ионов в кислой среде и кислородом воздуха.

5. Почему выделившийся в реакции йод сначала титруют без добавления крахмала?

6. В каких условиях следует проводить йодометрическое титрование?

Лабораторная работа № 9. Комплексонометрическое титрование. Определение жесткости воды и её умягчение

Цель работы. Научиться проводить количественное определение кальция и магния в воде, используя комплексонометрический метод.

Теоретическая часть. Комплексонометрия основана на использовании в качестве титранта комплексонов, представляющих собой аминополикарбоновые кислоты и их соли. Комплексоны взаимодействуют с катионами металлов-комплексообразователей, образуя прочные, растворимые в воде, внутрикомплексные соединения (комплексонаты). Наибольшее распространение в аналитической практике получил комплексон III (трилон Б), представляющий собой этилендиаминтетраацетат натрия Na₂С₁₀Н₁₄О₈N₂·2H₂O (ЭДТА, обозначение соли четырехосновной кислоты - Na₂H₂Y).

Реакция комплексообразования в общем случае, лежащая в основе метода:

М + nL = ML_n,

где М - катион металла-комплексообразователя, обычно он и является определяемым компонентом Х анализируемого раствора; L - лиганд, находящийся в растворе титранта Т; ML_n -продукт реакции (комплекс). Окончание реакции регистрируют либо визуально с помощью индикаторов, либо потенциометрически. Для визуальной фиксации конечной точки титрования (КТТ) применяют два типа индикаторов. К первому типу относятся бесцветные органические вещества, образующие с катионами определяемых металлов окрашенные комплексы (салициловая, сульфосалициловая кислоты, тиокарбамид и др.). Ко второму типу относятся металлохромные индикаторы (металлоиндикаторы), обратимо образующие окрашенные комплексы с катионами определяемых металлов. При достижении ТЭ прибавляемый титрант взаимодействует с этими комплексами, разрушая их и образуя свой комплекс с определяемыми катионами металлов, при этом изменяется цвет раствора.

Карбонаты и гидрокарбонаты Са²⁺ и Мg²⁺создают временную или «карбонатную» жесткость. Остальные растворимые соли кальция и магния (главным образом, сульфаты) составляют постоянную жесткость. В отличие от временной она не устраняется кипячением. Сумма временной и постоянной жесткости дает общую жесткость воды. Последняя определяется титрованием пробы раствором трилона Б, с которым ионы Са²⁺ и Мg²⁺дают прочные бесцветные комплексные соединения:

Са²⁺ + Na₂H₂Y = СаY Na₂ + 2H⁺ .

Образование этих комплексных соединений, а следовательно, и титрование, проводится при рН = 9-10. Необходимое значение рН создается путем добавления в пробу аммиачного буферного раствора. Индикатором служит кислотный хром темно-синий, имеющий в отсутствии солей Са²⁺ и Мg²⁺ при рН > 8 сиренево-синий цвет, а в присутствии - красный, из-за образования непрочного соединения. Эквивалентная точка при титровании соответствует переходу красного цвета раствора в сиренево-синий. Если титруется проба, содержащая ионы цинка или меди, переход окраски будет неотчетливым. Для связывания этих ионов добавляют раствор сульфида натрия, связывающих цинк и медь в нерастворимые сульфиды. Влияние ионов марганца, приводящее к быстрому обесцвечиванию окраски, устраняют приливанием к пробе раствора солянокислого гидроксиламина. Чувствительность метода: 3 мг-экв/л.

Приборы и материалы. Конические колбы на 250 мл, бюретки, мерные цилиндры на 100 мл, рабочий раствор с ионами кальция и магния, индикатор кислотный хром темно-синий, аммиачно-буферный раствор с рН = 10, соль ЭДТА, пипетки, дистиллированная вода.

Ход работы

А. Стандартизация раствора комплексона III

Трилон Б удовлетворяет требованиям установочного вещества, стандартный раствор его готовят из соли. Реактив классификации “хч” предварительно сушат при температуре 70-80 ⁰С до постоянной массы, отвешивают расчетную массу m_y для приготовления заданного объема раствора заданной нормальной концентрации.

m_y = 10^-3 ·f_y · M_y · · V_y,

где f_y, M_{y, ,} V_y - соответственно фактор эквивалентности, молекулярная масса, г, нормальность, моль-экв/л, и объем, мл, раствора трилона Б. Рассчитанную навеску отвешивают на аналитических весах в стаканчике, растворяют в небольшом количестве дистиллированной воды, осторожно переливают в мерную колбу вместимостью V_y, доводят водой до метки и тщательно перемешивают. После фильтрования раствор титранта заданной нормальности (0,05 н) готов.

Б. Определение жесткости воды

В две колбы емкостью 250 мл наливают мерным цилиндром по 100 мл рабочего раствора, добавляют в каждую колбу 5 мл аммиачно-буферного раствора, 5-6 капель индикатора и медленно титруют из бюретки раствором трилона Б до отчетливого перехода цвета. Титрование повторить 3 раза.

Концентрация ионов магния и кальция в воде, г-экв/л, равна:

С_х = 0,05 · а /V,

где а - число мл 0,05 н трилона Б, пошедшее на титрование;

V - объем пробы, мл.

В. Умягчение воды содой

Сода добавляется в избытке против эквивалентного расчета на 0,001 г-экв на литр. Теоретическое значение г-экв Na₂CO₃ на 1000 мл пробы равно 0,0005 · а, с учетом избытка: 0,0005 · а + 0,001 г. Следовательно, на 100 мл пробы надо взять (0,0005 · а + 0,001)/10 г соды.

К 100 мл пробы добавляют вычисленное количество соды, нагревают до 40-50 ⁰С, снимают с плитки, оставляют минут на 10 и затем фильтруют. Фильтр до фильтрования необходимо обязательно промыть 3 раза водой и эту воду отбросить. К фильтрату добавляют 5 мл аммиачно-буферного раствора, 5-6 капель хрома темно-синего и медленно титруют из бюретки раствором трилона Б до отчетливого перехода цвета.

Концентрация ионов магния и кальция в воде после умягчения, г-экв/л, равна:

С_х = 0,05 · а / V,

где а - число мл 0,05 н трилона Б, пошедшее на титрование,

V - объем пробы, мл

Отчет

Опишите ход лабораторной, ответьте на вопросы и оформите результаты в виде табл. 12.

Таблица 12. Опытные данные лабораторной работы по комплексонометрии

Масса соли ЭДТА, г	Объем приготовленного 0,05 н раствора ЭДТА, мл	Объем затраченного на титрование 0,05 н трилона Б, мл до и после умягчения, соответственно Vср ,Vум, мл	Жесткость воды, Сх, г-экв/л
		V1	V2	V3	Vср	Vум	до умягчения	после

Контрольные вопросы

1. Напишите реакцию образования накипи в котлах и реакцию её устранения.

2. Какие еще индикаторы кроме кислотного хрома темно-синего могут использоваться при определении жесткости?

3. Перечислите требования, предъявляемые к реакциям

в комплексонометрии.

4. Объясните, почему образование комплексных соединений кальция и магния с ЭДТА необходимо проводить в щелочной среде.

5. Назовите виды комплексонов, кроме ЭДТА, применяющиеся в комплексонометрии.

6. Какие требования предъявляются к металлохромным индикаторам?

Лабораторная работа № 10. Осадительное титрование. Аргентометрия. Определение концентрации роданидов по методу Фольгарда

Цель работы. Научиться определять концентрацию вещества, в частности, роданидов, в воде методом осадительного титрования.

Теоретические основы. Аргентометрия относится к методу осадительного титрования, основанному на применении титрантов, образующих с определяемым веществом малорастворимые соединения.

В аргентометрии в качестве титранта используют стандартный раствор нитрата серебра в качестве реагента-осадителя.

Метод Фольгарда основан на реакции:

AgNO₃ + NH₄CNS = AgCNS + NH₄NO₃

Металлохромным индикатором в этом методе является ион Fe³⁺, который позволяет обнаружить избыток NH₄CNS вследствие образования осадка роданида железа Fe(CNS)₃ красного цвета. Обычно в качестве индикатора применяют насыщенный раствор железоаммонийных квасцов NH₄Fe(SO₄)₂·12H₂O, к которому прибавлено немного концентрированной азотной кислоты для уменьшения гидролиза, приводящего к бурой окраске раствора. Титрованию мешают соли ртути и окислители, так как первые осаждают ион CNS^-, а вторые окисляют его.

Приборы и материалы. Индикатор - насыщенный раствор железоаммонийных квасцов; бюретки; 0,05 н раствор нитрата серебра; роданид аммония или роданид калия; стеклянные палочки и стаканы; дистиллированная вода; весы; колбочки для титрования объемом 100 мл.

Ход работы

А. Приготовление 0,5 л примерно 0,05 н раствора NH₄CNS (КCNS) из соли

Рассчитанную навеску соли массой m_y взвешивают в стакане на весах и растворяют в небольшом количестве воды, доводят объем до 0,5 л.

m_y = f_y · M_y · · V

где f_y, M_{y, ,} V - соответственно фактор эквивалентности, молекулярная масса, г/моль, нормальность, моль-экв/л, и объем раствора, л, роданида натрия или калия.

Б. Определение точной нормальности приготовленного раствора NH₄CNS (КCNS).

В 2 колбочки для титрования добавьте 5-10 мл 0,05 н раствора нитрата серебра, прибавьте 2-3 капли индикатора и 20 мл воды. Исследуемый примерно 0,05 н раствор роданида помещают в бюретку и титруют им раствор AgNO₃. Приливание роданида продолжают до появления не исчезающей при помешивании красноватой окраски раствора. Титрование повторяют дважды Точная нормальность раствора NH₄CNS (КCNS) равна:

,

где - нормальность раствора нитрата серебра, моль-экв/л,

-объем раствора серебра, налитый в колбочки для титрования, мл,

V_р- объем пошедшего на титрование роданида, мл.

В. Расчет титра роданида аммония (роданида калия) по серебру

Раствором роданида часто пользуются для массовых определений серебра. Умножая титр раствора роданида по серебру на пошедший на титрование объем роданида натрия (калия), получают значение количества граммов серебра в аналите. Расчет титра роданида аммония (или калия) по серебру, г/мл:

= (· 107,868)/1000.

Отчет

Результаты работы оформите в виде табл. 14 и ответьте на вопросы.

Таблиц а 14. Опытные данные лабораторной работы по аргентометрии

Масса рассчитанной навески соли роданида my, г	Точная нормальность раствора NH4CNS (КCNS) , моль-экв/л (среднее из двух определений)	Титр роданида аммония (или калия) по серебру , г/мл

Контрольные вопросы

1. Назовите требования, предъявляемые к реакциям в методе осадительного титрования

2. Приведите примеры осадительных и адсорбционных индикаторов

3. Почему до точки эквивалентности роданид железа не образуется, несмотря на наличие индикатора с самого начала титрования?

4. Объясните, почему титрование проводят в кислой среде

5. Кратко опишите другие разновидности аргентометрии: метод Гей-Люссака, метод Мора, метод Фаянса.

6. Напишите области применения аргентометрии.

3. ТРЕБОВАНИЯ К БЕЗОПАСНОСТИ ПРИ ПРОВЕДЕНИИ ЛАБОРАТОРНЫХ РАБОТ ПО АНАЛИТИЧЕСКОЙ ХИМИИ

3.1 Общие положения

1. К работе в химических лабораториях допускаются студенты, годные по состоянию здоровья к обращению с химическими реактивами, применяемыми в учебном лабораторном практикуме, прошедшими вводный и первичный на рабочем месте инструктажи и усвоившие их.

2. Во время пребывания в лабораториях следует соблюдать правила внутреннего трудового распорядка НТИ УГТУ УПИ.

3. Студенты обязаны соблюдать режим труда и во время перерывов (по графику учебного процесса) покидать лабораторию. При необходимости покинуть аудиторию во время занятий нужно поставить в известность преподавателя или лаборанта.

3.2 Электробезопасность

1. При пользовании электроприборами, используемыми в практикуме (муфельные печи, сушильные шкафы, электроплитки в л/р № 2, 3, 4, 6) следует четко следовать инструкции по эксплуатации.

2. Не пользоваться неисправным оборудованием. Если обнаруживается неисправность прибора, работу необходимо немедленно прервать, уведомить лаборанта или преподавателя и поступить в соответствии с их указаниями.

3. Не вешать одежду на провода, включатели, изоляторы и другое электрооборудование.

3.3 Требования к безопасности перед началом работы

1. Перед проведением лабораторной работы следует внимательно прочитать методику и, если что-то непонятно, обсудить возникшие вопросы с преподавателем.

2. Прослушать инструктаж на рабочем месте и расписаться в журнале проведения инструктажей.

3. Проверить, все ли необходимые реактивы и химическая посуда, указанные в методике, имеются на столах. Реактивы должны быть подписаны и закрыты крышкой.

4. Перед началом работы необходимо надеть халат с длинным рукавом, желательно кислотоупорный.

5. Не допускается наличие распущенных волос. Волосы следует убрать под косынку.

6. Проверить, включена ли вытяжная вентиляция. Если нет, поставить в известность преподавателя или лаборанта.

7. Если в работе используются кислоты, щелочи с массовой долей вещества более 20 % или канцерогенные вещества (напр., дихромат калия), надо надеть средства индивидуальной защиты: латексные перчатки, очки защитные или наголовный щиток. Средства индивидуальной защиты выдаются лаборантом.

3.4 Требования к безопасности во время работы

1. Выполнять работу согласно инструкциям методички. После каждого сделанного этапа необходимо, чтобы преподаватель выполненную часть работы посмотрел и принял. Все данные опытов записываются в черновик.

2. Со всеми вопросами, возникающими по ходу выполнения, обращаться к преподавателю или лаборанту.

3. Немедленно предупредить товарища об опасности, не замеченной им самим.

4. На одной собранной установке может работать не более двух студентов, сдающих в этом случае один отчет по лабораторной на двоих.

5. Нельзя самостоятельно выполнять эксперименты, отличающиеся от предусмотренных учебным заданием, и отклоняться от рекомендаций, приводимых в методических указаниях, без ведома преподавателя.

3.5 Требования к безопасности по окончании работы

1. После проведения опытов и записи данных нужно слить использованные реактивы в специальный слив, вымыть за собой химическую посуду и поставить сушиться в сушильный шкаф.

2. Обязательно вымыть руки с мылом.

3. Поставить использованное оборудование на место, протереть столы, отключить все электроприборы от сети.

4. Доложить руководителю о выполнении работы.

5. Поставить лаборанта в известность об окончании работы. Убедиться, что вытяжная вентиляция выключена. Сдать все средства индивидуальной защиты лаборанту.

6. Уходя из аудитории, необходимо закрыть окна (если они были открыты) и выключить свет.

3.6 Требования к безопасности в аварийных ситуациях

1. При резком отклонении исследуемого процесса от указанного в рекомендациях режима работу останавливают, установку обесточивают или прекращают нагрев. Немедленно о случившемся докладывают лаборанту или преподавателю.

2. При поражении кого-либо электрическим током окружающие сообщают преподавателю или лаборанту, которые поступают в соответствии с правилами оказания помощи пострадавшему.

3. В лаборатории имеются растворы 3 % борной кислоты и 5 % раствора соды. Химический кислотный ожог нейтрализуют промывкой пораженного участка раствором соды, ожог щелочью - раствором борной кислоты. Кроме того, участок промывается водой не менее 5 мин.

4. Если травма явно будет иметь тяжелые последствия, обстановку происшествия сохраняют для составления акта по форме Н-1.

БИБЛИОГРАФИЧЕСКИЙ СПИСОК

1. Васильев В.П. Аналитическая химия: В 2 ч. М.: Высш. шк., 1989.

2. Лурье Ю.Ю. Справочник по аналитической химии. М.: Химия, 1989.

3. Основы аналитической химии. В 2 т./Под ред. академика Ю.А. Золотова. М.: Высш. шк., 2000.

4. Харитонов Ю.А.. Аналитическая химия. Т. 1. Общетеоретические основы. Качественный анализ. М.: Высш. шк., 2001.

5. Харитонов Ю.А. Аналитическая химия. Т .2. Количественный анализ. Физико-химические (инструментальные) методы анализа. М.: Высш. шк., 2003.