Измерение хлороводородной к-ты.

Химизм

I₂+Na₂S₂O₃→ 2NaI+Na₂S₄O₆; Na2SO3+I₂+H₂O→ Na₂SO₄+2HI

Расчёт: m(Na₂SO₃)=[С(1/zI₂)*V(I₂)-C(1/z Na₂S₂O₃)*V(Na₂S₂O₃)]* M (1/z Na₂SO₃)

m(Na₂SO₃)=V(р-ра)*C(1/z Na₂SO₃)*M(1/z Na₂SO₃)-расчёт массы навески.

2.Гравиметрический метод анализа. Требование к осадку. Недостатки метода, последовательность операций в гравиметрии и типы гравиметрических измерений.

ГМА основан на точном измерении массы определяемого компонента пробы, выделенного либо в элементарном виде, либо в виде соединения определённого состава.

Точность взвешивания ± 0, 0002 г. В ГМА надо обращать внимание на св-ва и условия образования осадка.

Требования к осадку:

· Осадок должен быть практически нерастворимым, Пр< 10^-8.

· Полученный после высушивания и прокаливания осадок должен соответствовать точно химической формуле.

· Осадок должен хорошо отделяться фильтрованием.

· Осадок легко и полностью должен переходить в весовую форму.

Недостатки метода: большая трата времени, труда, реактивов. В ГМА нельзя измерить малые количества вещества < 0, 0002 г.

Последовательность операций в ГМА:

· Подготовка вещ-ва к анализу (отбор средней пробы или очистка вещ-ва).

· Взятие массы навески.

· Растворение.

· Осаждение труднорастворимых соединений.

· Фильтрование осадка.

· Промывание осадка.

· Высушивание осадка.

· Прокаливание осадка.

· Взвешивание. Расчёт результатов анализа.

Типы гравиметрических измерений.

2 группы анализов:

1. метод отгонки (прямая и косвенная);

2. метод осаждения.

Метод прямой отгонки.

Для компонентов, которые можно выделить в чистом виде и взвесить. Определяют золу в топливе, не растворившийся остаток в рудах, сплавах.

ω %(золы, м.ост.)=m(золы, м.ост.)*100/m(нав.).

Этим же методом можно измерять и газы:

ω %(СО₂)=m(СО₂)*100/m(нав.).

Для измерения массы влаги и летучих веществ. Берут точную навеску анализируемого вещ-ва, высушивают в сушильном шкафу. Летучие вещ-ва определяют путём прокаливания в муфельной печи, при высокой температуре.

ω %(влаги летучих)=m(в.л.)*100/m(нав.)

ω %(в.л.)=(А-В)*100/m(нав.), где

А – масса исходной пробы, В – масса после высушивания или прокаливания.

Метод осаждения. Измеряемое вещ-во переводят в трудно растворимое соединение, образовавшийся осадок подвергают всем гравиметрическим операциям. Применяют когда измеряемое вещ-во не может быть выделено в чистом виде.

ω %(в-ва)=m(в.ф.)*F*100/m(нав.),

m(в.ф.)-взвешивают для получения окончательного результата анализа;

F-фактор пересчёта – отношение молекулярной массы опред.эл-та к молекулярной массе весовой формы.

3.Сущность титриметрического метода анализа, сравнение его с гравиметрическим. Требования, предъявляемые к титриметрическим реакциям. Классификация титриметрических методов анализа.

ТА основан на точном измерении объёма стандартного раствора или титранта, затраченного на реакцию с измеряемым компонентом пробы.

Ст.р-р помещают в бюретку, добавляют по каплям пробу. Этот процесс называется титрованием. Добавление производится до тех пор, пока ст.р-р не вступит полностью в реакцию с измеряемым компонентом. Момент окончания реакции называется эквивалентной точкой.

Сходство: оба метода основаны на законах эквивалентов, т.е. в-ва вступают в реакцию строго в эквивалентных кол-вах.

Преимущества: скорость выполнения операций, относительная простота, достаточная точность получаемых результатов.

Разница: в ГМА используются только ре-ции осаждения, а в ТМА различные ре-ции (нейтрализации, ОВР, осаждение, комплексообразования).

ГМА более точный ±0, 0002г, а ТМА 0, 04-0, 1%. Длительность во времени, кропотливые операции, а ТМА быстрый. В ГМА берётся избыток осадителя, в ТМА строго в эквивалентных соотношениях.

Требования:

· Должна протекать быстро.

· Должна быть необратимой.

· Для всякой реакции необходим метод установления точки эквивалентности.

· Концентрация титранта должна быть известна с точностью и не должна меняться.

Классификация ТМА:

1. метод (нейтрализации) кислотно-основного титрования, в основе лежит р-я взаимодействия Н⁺+ОН^-↔ Н₂О;

2. метод окислительно-восстановительного титрования (редоксиметрия). Они основаны на ОВР, которые протекают между рабочим раствором и измеряемым вещ – вом.

· Пермангонатометрия KMnO₄;

· Йодометрия I₂, Na₂S₂O₃*5Н₂О – тиосульфат натрия;

· Хроматометрия K₂Cr₂O₇.

3. методы окисления основаны на р-ях образования труднорастворимых соединений:

· аргентометрия AgNO₃;

· роданометрия NH₄SCN.

4. Метод комплексообразования даёт возможность определить целый ряд катионов и анионов. Тирлонометрический метод анализа.
4.Стандартные растворы. Приготовление стандартных растворов из точной навески (с приготовленным титром) и из приблизительной навески (с установленным титром). Установление молярной концентрации эквивалента растворов по исходным вещ-вам. Приготовление ст.р-ра из фиксала.

СР – растворы с точной концентрацией, применяемые в анализе. Они могут быть двух видов по способу приготовления:

1. из точной навески, с приготовленным титром.

2. из приблизительной навески, с установленным титром.

Р-ры с приготовленным титром из исходного вещества, которое должно отвечать требованиям:

1. должно быть химически чистым, т.е. не содержать примесей.

2. состав в-ва должен строго соответствовать формуле.

3. в-во должно быть устойчивым и в тв. виде, и в р-ре.

4. желательно возможна большая величина молярной массы, что позволяет увеличить точность установления концентрации.

Необходимо рассчитать массу навески: m(нав.)=V(р-ра)*С(1/z Х)*М(1/z Х)

Р-ры с приготовленным титром (массов.конц.) применяются для установки концентрации растворов, приготовленных не из исходных в-в.

Р-ры с установленным титром готовят из в-в не отвечающих требованиям предъявляемым к исходному в-ву.

В начале нужно рассчитать навеску, необходимую для приготовления р-ра. Взвешивают на технических весах. Требуемый объём нужно измерить цилиндром или измерительным стаканом, а затем установить точную молярную концентрацию эквивалента и массовую конц-ю полученного раствора по исходному в-ву.

В объёмном анализе существует правило: объём двух в-в или р-ров нацело реагирующих между собой обратно пропорциональны молярным конц-ям эквивалента этих р-ров V₁/V₂=С₂(1/z)/С₁(1/z) или С₁V₁=С₂V₂.

Ρ (х)=С(1/z Х)*М(1/zХ)/1000=1г/мл.

Приготовление ст.р-ра из фиксанала, представляющего собой сухое вещество или раствор в количестве, необходимом для приготовления 1 л раствора определённой концентрации (фиксаналы выпускаются промышленностью в форме запаянных стеклянных ампул).
5.Точка эквивалентности и конечная точка титрования. Методы установления точки эквивалентности. Метод отдельных навесок и метод пипетирования.

Момент, когда заканчивают титрование, называют точкой конца титрования.

Способы:

1. Т.Э.определяют с помощью индикаторов в-в, которые изменяют окраску вблизи точки экв-ти. Различают индикаторы внутренние (Ф-Ф, лакмус, метилоранж.) они вносятся в анализируемый р-р; внешние (в р-р не вносят, а наносят на капельную углублённую фарфоровую пластинку или на фильтровальную бумагу).

2. Без индикатора. Например, в методе пермангонатометрии в качестве ст.р-ра применяют КМnО₄, он окрашен и от последней его капли весь анализируемый р-р изменяет окраску до бледно розовой.

3. В тех случаях, когда индикатор использовать нельзя используют ФХМА. Кондуктометрическое титрование – по резкому изменению электропроводности р-ра.

Метод пипетирования. Навеску анализируемого в-ва растворяют в мерной колбе, разбавляют водой до метки, перемешивают р-р, пипеткой отбирают аликвотную часть р-ра и титруют. Измерение проводят три раза. Берут средний объём р-ра, пошедший на титрование.

Метод отдельных навесок. Берут отдельные, близкие по величине навески анализируемого в-ва. Растворяют в произвольном объёме воды и целиком титруют получаемые при этом р-ры.

Наиболее воспроизводимые результаты получаются м.о.н. (объём измеряют один раз бюреткой, а в методе пипет. 3 раза: пипетка, колба, бюретка).

m(H₂C₂O₄)= C(1/zKMnO₄)*V(KMnO₄)*M(1/z H₂C₂O₄)

m₁=C₁*V₁*M, m₂=C₂*V₂*M, m₃=C₃*V₃*M

C₁(KMnO₄)=m₁(H₂C₂O₄)/V₁(KMnO₄)*M(1/z H₂C₂O₄), C₂=m₂/V₂*M, C₃=m₃/V₃*M

C_ср=С₁+С₂+С₃/3.
7.Йодометрический метод анализа. Общая характеристика метода. Ст. р-ры, индикация точки эквивалентности.

Сущность: основан на о-в процессах, связанных с восстановлением иода до иодид ионов, и окисление иодид ионов до свободного иода.

I₂+2e↔ 2I^-

E⁰I₂|2I^-=0.54В

По сравнению с КМnО₄ и К₂Cr₂О₇ иод является боле слабым окислителем, но иодид ион более сильным восстановителем, чем Мn²⁺ и Сr³⁺.

I₂-элементарный иод проявляет окислительные св-ва в средах близких к нейтральным.

I^--проявляет восст-еы св-ва в кислой среде.

Йодометрическим методом можно измерить как окислители, так и восст-ли. Чувствительный метод, индикатором является крахмал. Его добавляют тогда, когда иода в р-ре остаётся мало (бледно жёлтый окрас).

Стандартные растворы. 1.Р-р тиосульфата натрия Na₂S₂O₃. кристаллическое в-во, приготовленное из приблизительной навески (т.к. не отвечает требованиям к исходным в-вам). 2.Р-р иода. Можно приготовить из точной массы навески.
6.Сущность метода кислотно-основного титрования, применение, разновидности. Стандартные р-ры в методе нейтрализации, их приготовление. Установка точной конц-ии ст. р-ра серной к-ты. Написать химизм процесса и расчётные формулы.

Алкалиметрия – измерение кислот.

Ацидиметрия – измерение оснований.

В качестве ст. р-ров используют НСl, Н₂SO₄, NaОН, КОН. Т.к. эти к-ты и гидроксиды не отвечают требованиям, предъявляемым к исходным в-вам, то сначала готовят р-ры с примерной конц-ей: массовая конц-ия, молярную конц-ию. Точную конц-ию устанавливают по исходным в-вам. В качестве исходных в-в для установления точной конц-ии используется бура (тетроборат натрия), Na₂В₄О₇*10Н₂О, Na₂СО₃безводный.

В качестве исходных в-в для установки точной конц-ии щелочей используют щавелевую к-ту Н₂С₂О₄*10Н₂О или янтарную Н₂С₄Н₄О₄.

Приготовление ст. р-ра серной к-ты. Для приготовления р-ра к-ты необходимо ареометром измерить массовую конц-ию исходного р-ра к-ты. Кол-во к-ты отмеряем измерительным цилиндром, а объём дист. воды измерительным стаканом.

Установка точной конц-ии ст. р-ра серной к-ты. Приготовление ст. р-ра в-ва Na₂В₄О₇. рассчитать массу навески в-ва Na₂В₄О₇, необходимую для приготовления р-ра с молярной конц-ей эквивалента 0, 1 моль/л, V=0, 1л.

m (Na₂В₄О₇*10Н₂О)=Vр-ра*С(1/z Na₂В₄О₇*10Н₂О)*М(1/z Na₂В₄О₇*10Н₂О)

М(1/z Na₂В₄О₇*10Н₂О)=М(1/z Na₂В₄О₇*10Н₂О)/2=381, 4/2=190, 7 г/моль

m (Na₂В₄О₇*10Н₂О)=0, 1л*0, 1млоь/л*190, 7г/моль=1, 9070г

рассчитанную навеску взять на аналитических весах перенести в мерную колбу, вместимостью 100см³, разбавить горячей водой, охладить, поставить на объём.

Для установки точной конц-ии ст. р-ра серной к-ты берут аликвот р-ра Na₂В₄О₇*10Н₂О, переносят в колбу для титрования, добавляют дист. воды 20-30мл и 2-3 капли индикатора м/о или ф-ф. С м/оттитруют до перехода окраски из жёлтой в оранжевую; с ф-ф от малинового до обесцвечивания р-ра. Титруют три пробы и берут средний результат. Расчёт ведут по формуле:

С(1/zН₂SО₄)=V(Na₂В₄О₇*10Н₂О)*С(Na₂В₄О₇*10Н₂О)/V(Н₂SО₄)

Химизм процесса:

Na₂В₄О₇+7Н₂О↔ 4Н₃ВО₃+2NaОН

2NaОН+ Н₂SО₄→ Na₂SO₄+2H₂O

Na₂В₄О₇₊Н₂SО₄+5H₂O→ 4Н₃ВО₃+ Na₂SO₄.

Точность титрования зависит от св-в измеряемого в-ва, св-в индикатора, от точности измерения объёма.

8.Йодометрический метод анализа. Условия проведения йодометрических измерений. Измерение восст-ля (тиосульфата натрия) методом прямого титрования. Написать химизм процесса и расчётную формулу.

Сущность: основан на о-в процессах, связанных с восстановлением иода до иодид ионов, и окисление иодид ионов до свободного иода.

I₂+2e↔ 2I^-

E⁰I₂|2I^-=0.54В

По сравнению с КМnО₄ и К₂Cr₂О₇ иод является боле слабым окислителем, но иодид ион более сильным восстановителем, чем Мn²⁺ и Сr³⁺.

I₂-элементарный иод проявляет окислительные св-ва в средах близких к нейтральным.

I^--проявляет восст-еы св-ва в кислой среде.

Йодометрическим методом можно измерить как окислители, так и восст-ли. Чувствительный метод, индикатором является крахмал. Его добавляют тогда, когда иода в р-ре остаётся мало (бледно жёлтый окрас).

Условия проведения йодометрических измерений.

1. иод в-во летучее, поэтому титрование ведут на холоду. При нагревании чувствительность крахмала уменьшается.

2. йодометрическое титрование нельзя проводить в щелочной среде, т.к. I₂взаимодействует со щелочами. I₂+2NaOH↔ NaI+NaIO+H₂O. Гипоиодид ион IO^- является более сильным окислителем, чем I₂ и может окислить тиосульфат до сульфат ионов: S₂O₃^2-→ SO₄^2-.

3. растворимость иода в воде мала, поэтому при измерении окислителей необходимо применять избыток КI. Это способствует растворению выделенного из реакции иода: КI+I₂→ K[I₃].

4. реакция между иодид ионом и окислителем идёт не достаточно быстро, поэтому к титрованию приступают через некоторое время после прибавления ок-ля (р-р оставляют на 5 мин. до завершения реакции).

5. перед началом титрования реакционную смесь оставлять в тёмном месте, т.к. свет ускоряет в кислых р-рах побочную реакцию – окисление иодид ионов до иода кислородом воздуха: 2Na₂S₂O₃+O₂→ 2Na₂SO₄+2S↓

Прямое титрование. Это измерение восст-ля. Проводя прямое титрование необходимо помнить о летучести иода. Ст. р-ром в прямом титровании является р-р иода, а индикатором крахмал, который добавляют сразу. Титруют до появления светло синей окраски.

Химизм. 2Na₂S₂O₃+I₂→ 2NaI+Na₂S₄O₆ – тетротионат натрия.

Расчёт
: m(Na₂S₂O₃)=V(I₂)*C(1/zI₂)*M(1/z Na₂S₂O₃)

При прямом титровании возможны погрешности, а именно: 1.∆ Е – мала, реакция идёт медленно особенно в конце титрования и не успевший прореагировать иод окрашивает крахмал, что приводит к заниженным результатам анализа.2.Восст-ль может окисляться кислородом воздуха, получается заниженный результат.

10.Измерение окислителей йодометрическим методом (К₂Сr₂О₇, КВrО₃).

Написать уравнения реакций и расчётные формулы.

В-во бромата калия является ок-ем, поэтому его измеряют методом титрования заместителя. К контр. р-ру добавляют р-р H₂SO₄ c C(1/z)=2моль/л, V=0, 001-0, 010л, р-р KI с ω %=10% и V=0, 005л и поставить в тёмное место на 5 мин. для завершения реакции. Титровать Na₂S₂O₃ без индикатора. Когда окркска титруемого р-ра станет бледно-жёлтой прибавить р-р крахмала 1-2 кап. и титровать до исчезновения синей окраски.

Химизм
KBrO₃+KI+H₂SO₄→ KBr+I₂+K₂SO₄+H₂O
I₂+Na₂S₂O₃→ NaI+Na₂S₄O₆

Расчёт
M(KBrO₃)=V(Na₂S₂O₃)*C(1/z Na₂S₂O₃)*M(1/zKBrO₃)

11.Измерение окислителей (Cu в CuSO₄*5H₂O) и хлороводородной к-ты йодометрическим методом. Написать уравнения реакций и расчётные формулы.

Методом титрования заместителя можно определить медь в медном купоросе. Ст. р-ром титруют не измеряемый компонент, а его заместитель, который выделяется (в эквивалентном кол-ве) при реакции измеряемого компонента с другим специально добавленным реактивом.

Химизм
2CuSO₄+4KI→ 2CuI↓ +I₂+2K₂SO₄, I₂ – заместитель
I₂+2Na₂S₂O₃→ 2NaI+Na₂S₄O₆

Расчёт
m(Cu)=V(Na₂S₂O₃)*C(1/z Na₂S₂O₃)*M(1/zCu), Z=1, Cu²⁺+1e→ Cu.

Измерение хлороводородной к-ты.

Химизм. КIO₃+5KI+6HCl→ 3I₂+6KCl+3H₂O

I₂+2Na₂S₂O₃→ 2NaI+Na₂S₄O₆.

Расчёт. M(HCl)=V(Na₂S₂O₃)*C(1/z Na₂S₂O₃)*M(1/zHCl).
12.Виды титрования в йодометрии. Привести примеры, химизм реакций, расчётные формулы.

Существует три вида титрования в йодометрии: прямое, обратное и замещение.

Прямое титрование. Это измерение восст-ля. Проводя прямое титрование необходимо помнить о летучести иода. Ст. р-ром в прямом титровании является р-р иода, а индикатором крахмал, который добавляют сразу. Титруют до появления светло синей окраски.

Химизм. 2Na₂S₂O₃+I₂→ 2NaI+Na₂S₄O₆ – тетротионат натрия.

Расчёт
: m(Na₂S₂O₃)=V(I₂)*C(1/zI₂)*M(1/z Na₂S₂O₃)

При прямом титровании возможны погрешности, а именно: 1.∆ Е – мала, реакция идёт медленно особенно в конце титрования и не успевший прореагировать иод окрашивает крахмал, что приводит к заниженным результатам анализа.2.Восст-ль может окисляться кислородом воздуха, получается заниженный результат.

Обратное титрование. Лучшие результаты получаются методом обратного титрования. Анализируемый р-р обрабатывают избыточным кол-вом точно отмеренного р-ра иода. А его избыток оттитровывают р-ром тиосульфата. Начинают титровать без индикатора (крахмал не доб.) титруют до бледно жёлтого окрашивания р-ра. Затем добавляют крахмал и титруют до исчезновения синей окраски. Крахмал добавляют тогда, когда иода в р-ре останется мало (бледно-жёлтый р-р). Крахмал адсорбирует иод и адсорбированный иод медленно реагирует с Na₂SO₃, что приводит к погрешности анализа – завышенный результат.

Химизм
: I₂+Na₂S₂O₃→ 2NaI+Na₂S₄O₆; Na2SO3+I₂+H₂O→ Na₂SO₄+2HI

Расчёт: m(Na₂SO₃)=[С(1/zI₂)*V(I₂)-C(1/z Na₂S₂O₃)*V(Na₂S₂O₃)]* M (1/z Na₂SO₃)

Метод замещения. Методом титрования заместителя можно определить медь в медном купоросе. Ст. р-ром титруют не измеряемый компонент, а его заместитель, который выделяется (в эквивалентном кол-ве) при реакции измеряемого компонента с другим специально добавленным реактивом.

Химизм
. 2CuSO₄+4KI→ 2CuI↓ +I₂+2K₂SO₄, I₂ – заместитель

I₂+2Na₂S₂O₃→ 2NaI+Na₂S₄O₆

Расчёт
: m(Cu)=V(Na₂S₂O₃)*C(1/z Na₂S₂O₃)*M(1/zCu), Z=1, Cu²⁺+1e→ Cu.

13.Пермангонатометрический метод анализа. Общая характеристика метода. Ст. р-ры, их приготовление.

Метод пермангонатометрии основан на реакциях окисления восст-ей ионом перманганата. Окисление может проводиться как в кислой, так и в щелочной или нейтральной среде.

При окислении в кислой среде марганец (VII) в составе КМnО₄, применяемого для окисления, восст-ся до Мn²⁺. MnO₄^-+8H⁺+5e→ Mn²⁺+4H₂O, Е⁰=1, 51В.

При окислении в щелочной или нейтральной среде марганец (VII) восст-ся до марганца (IV), причём образует двуокись марганца:

MnO₄^-+2H₂O+3e→ MnO₂↓ +4OH^-, Е⁰=0, 6В – в нейтральной

MnO₄^-+1е→ MnO₄^2-, Е⁰=0, 56В – в щелочной.

Стандартный потенциал пары MnO₄^-/ Mn²⁺ выше, чем в I и II случаях, следовательно, окислительная способность перманганата в кислой среде выше, чем в щелочной перманганатометрические измерения проводят в кислой среде, т.к. точку эквивалентности установить легко по обесцвечиванию р-ра перманганата калия. Образование же MnO₂ затрудняет установление точки эквивалентности, т.к. выпадает в тёмно-бурый осадок.

Приготовление стандартного р-ра KMnO₄.

титрование проводят без индикатора, реакция чувствительна. Одна капля КМnО₄ с С(1/z)=0, 01моль/л окрашивает в конце титрования 50мл р-ра в отчётливо розовый цвет. КМnО₄ не отвечает требованиям к исходным в-вам, т.к. содержит примеси продуктов восст-ия MnO₂. легко разлагается под влиянием восст-ей: NH₃, органические в-ва, попадающих в воду с пылью. Поэтому КМnО₄ готовят из приблизительной навески, а затем устанавливают точную конц-ию по другому ст. р-ру. Чтобы приготовить р-р нужно рассчитать навеску:

m(КМnО₄)=V(р-ра)*С(1/z КМnО₄)*M(1/z КМnО₄).

Навеску берём на тех. весах. Воду отмеряем цилиндром, растворение ведём в горячей воде, т.к. КМnО₄ растворяется медленно. Приготовленный охлаждённый р-р переливают в тёмную посуду. Закрывают стеклянной пробкой и оставляют на 7-10 дней для выстаивания в темноте (за это время окислятся все случайные органические примеси в воде, а образовавшийся MnO₂ сядет на дно). Р-р сливают или фильтруют через стеклянную вату, или через стеклянный фильтровачный тигель с пористым дном.
14.Перманганатометрический метод анализа. Установка точной конц-ии ст. р-ра в-ва перманганата калия. Написать химизм процесса, расчётные формулы.

Метод пермангонатометрии основан на реакциях окисления восст-ей ионом перманганата. Окисление может проводиться как в кислой, так и в щелочной или нейтральной среде.

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

Расчёт
. С(1/zKMnO₄)=V(H₂C₂O₄*2H₂O)*C(1/z H₂C₂O₄)*2H₂O/V(KMnO₄).
15.Изметение массы общего железа перманганатометрическим методом. Защитная смесь Рейнгарда – Циммермана, её состав и значение.

Для определения железа берут аликвоту, добавляют воды дист., приливают HCl (1: 1), бросают несколько капсул Zn и нагревают до обесцвечивания р-ра. Zn отфильтровывают, приливают 10мл защитной смеси Рейндгарда–Циммермана и титруют р-ром KMnO₄ с C(1/zKMnO₄)=0.1 моль/л до появления не исчезающего в течении 30 сек. бледно-розового окрашивания.

Химизм. Fe³⁺+Zn→ Fe²⁺+Zn²⁺

Fe²⁺+MnO₄^-+H⁺→ Fe³⁺+Mn²⁺+4H₂

FeSO₄+KMnO₄+H₂SO₄→ Mn²⁺+Fe³⁺

MnO₄^-+8H⁺+5e→ Mn²⁺+4H₂O

2Fe²⁺-2e→ 2Fe³⁺

2MnO₄^-+16H⁺+10Fe²⁺→ 2Mn²⁺+8H₂O+10Fe³⁺

2K⁺ 8SO₄^2- 10SO₄^2- 2K⁺ 8SO₄^2- 10SO₄^2-

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

Расчёт
. ω %(Fe₂O₃)=C(1/zKMnO₄)*V(KMnO₄)*M(1/z Fe₂O₃)*V_кол*100%/m(нав)*V_ал

ω %(Fe₂O₃)=Т_KMnO4/Fe2O3*V(KMnO₄)*V_кол*100%/m(нав)*V_ал.

M(Fe)=C(1/z KMnO₄)*V(KMnO₄)*M(1/Fe).

В состав смеси Рейндгарда-Циммермана входят H₂SO₄+H₃PO₄+MnSO₄. Серная-для серы, фосфорная-для связывания Fe в бесцветный комплекс, MnSO₄-для уменьшения потенциала перманганата.

Е_MnO4-/Mn2+=E⁰_MnO4-/Mn2++0.059/n(1)*lg*[Fe³⁺]/[Fe²⁺].

Перманганат не тратится на Cl^- оины, для этого уменьшаем.
16.Виды титрования в перманганатометрии. Привести примеры, химизм реакций, расчётные формулы.
17.Измерение массовой доли
MnO
₂
в пиролюзите перманганатометрическим методом анализа. Написать химизм процесса, расчётную формулу.

Титрование по остатку. Два ст. р-ра: KMnO₄ и р-р восст-ля, имеющий потенциал меньше, чем у определяемого ок-ля.

К измеряемому ок-лю добавляют из бюретки избыточный, но точно отмеренный объём рабочего р-ра восст-ля. Избыток восст-ля оттитровываем р-ром KMnO₄.

Химизм
. MnO₂+H₂C₂O₄+H₂SO₄→ MnSO₄+2CO₂+2H₂O

H₂C₂O₄+2KMnO₄+3H₂SO₄→ 10CO₂+2MnSO₄+K₂SO₄+8H₂O/

Расчёт
. ω %(MnO₂)=[V(H₂C₂O₄)*C(1\zH₂C₂O₄)-V(KMnO₄)*C(1/zKMnO₄)]M(1/zMnO₂)*100%/m(нав)

M(MnO₂)=[V(H₂C₂O₄)*C(1\zH₂C₂O₄)- V(KMnO₄)*C(1/zKMnO₄)]M(1/zMnO₂).
18.Хроматометрический метод анализа. Сущность, ст. р-ры. Индикация точки эквивалентности. Защитная смесь Кнопа, её состав, назначение компонентов.

В основе метода лежит ОВР. Cr₂O₇+14H⁺→ 2Cr³⁺+7H₂O (восст-ие).

Е⁰_Cr2O7/2Cr3+=1.33В.

K₂Cr₂O₇ сильный окислитель, с его помощью измерить все в-ва, у которых стандартный электродный потенциал меньше 1, 33В. Для проведения анализа необходима кислая среда.

Достоинства метода. 1. K₂Cr₂O₇ отличается высокой устойчивостью. Р-р готовят из точной навески из химически чистого K₂Cr₂O₇.

m(K₂Cr₂O₇)=V(р-ра)*C(1/z K₂Cr₂O₇)*M(1/z K₂Cr₂O₇).

2. Можно титровать ионы Fe в присутствии хлорид ионов, т.к. их ЭВП примерно равны Е⁰_Cr2/2Cr-=1.35В.

Недостаток. При титровании р-ром K₂Cr₂O₇ образуются ионы зелёного цвета – Cr³⁺ -, что мешает индикации точки эквивалентности.

Индикаторы. Для фиксирования точки экв-ти применяются редокс-индикаторы. Ок-ая и восст-ая формы индикатора имеют разные окраски. Наиболее часто применяют: дифениламин, дифениламиносульфанат натрия, фенилантрониловая к-та. Е⁰_диф-на=0, 76В.

При титровании K₂Cr₂O₇ окраска дифениламина изменяется от бесцветной до фиолетовой (восст-ая ф. - бесцветная, ок-ая ф. - фиолетовая). Если потенциал измеряемых ионов и индикатора близки между собой, то и реакции их пойдут почти одновременно. Изменение окраски индикатора может произойти задолго до точки экв-ти, чтобы этого не произошло надо понизить о-в потенциал пары Fe³⁺/Fe²⁺. Для этого надо уменьшить конц-ию ионов Fe³⁺, связа его в бесцветный комплекс фосфорной кислотой. Н₃[Fe(PO₄)₂].

Смесь Кнопа. В состав входят Н₂SO₄+H₃PO₄. Серная – для серы, фосфорная – уменьшить потенциал Fe, чтобы реакция пошла вперёд; используют с индикатором дифениламин или дифениламинсульфонат натрия.∆ Е_р=Е_ок-ля-Е_{восст-ля}

∆ Е_р1=E⁰_{K2Cr2O7/2Cr3+}-E⁰_Fe3+/Fe2+. ∆ Е_р2=Е⁰_{Cr2O72-/2Cr3+}-E⁰_{индикатора}.

Е_Fe3+/Fe2+=E⁰_Fe3+/Fe2++0.059/n(1)*lg*[Fe³⁺]/[Fe²⁺].

19.Теоретические основы трилонометрического метода анализа. Приготовление ст. р-ра в-ва комплексона(III). Установка точной конц-ии ст. р-ра в-ва трилона Б. применение трилонометрического метода анализа.

Метод основан на реакциях комплексообразования. К простейшим комплексонам относятся производные аминокарбоновых к-т: комплексон I, II и III – двунатриевая соль этилен диамин тетроуксусной к-ты. Na₂ [H₂Тр.Б]. метод на применение аминокарбоновых к-т и их солей. Одна молекула комплексона III реагирует только с одним ионом металла (не зависимо от степени ок-ия), т.к. 2 иона трилона Б замещается на металл любой степени ок-ия. Ме³⁺+ Na₂ [H₂Тр. Б]→ Na₂[MeТр.Б]+2Н⁺+2Na⁺, Ме²⁺ или Ме⁴⁺.Z=2.

Z комплексона равно 2, т.к. выделяется при реакции 2 иона водорода.

Точку экв-ти устанавливают с помощью индикаторов. Некоторые индикаторы не устойчивы при хранении, поэтому применяют свежеприготовленные р-ры или сухие индикаторные смеси. Наиболее часто используют индикаторы: кислотный хром тёмно-синий и эриохром чёрный или хромоген, мурексид.