Выделившийся под титруют рабочим раствором тиосульфата натрия

Определение Cu в растворе

 

Работу выполнил ________________ Работу принял ____________________

Дата выполнения ________________ Отметка о зачете___________________

 

Общие сведения

 

Объемный анализ основан на том, что определяемый ион, содержащийся в измеренном объеме раствора, всупает в реакцию с другим ионом, находящимся в приливаемом растворе.

 

Все методы объемных определений по принципу выполнения операций делятся на три группы:

• метод прямого титрования
• метод обратного титрования
• метод титрования заместителя

 

Кроме приведенной выше классификации по принципу выполнения операций, существует классификация методов объемных определений по типу аналитических реакций, осуществляемых при различных объемных определениях. Согласно этой классификации все объемные определения делятся на четыре группы::

1. метод нейтрализации
2. метод осаждения
3. метод комплексообразования
4. методы окисления-восстановления

Одним из методов окисления-восстановления является метод йодометрия.

Метод йодометрии основан на применении в качестве рабочих растворов раствора йода в йодистом калии и раствора тиосульфата натрия. Йод является слабым окислителем, нормальный окислительно-восстановительный потенциал системы E _2J ^-/ _J2 равен 0,54 в.

Как видно из уравнения:

J₂ + 2e = 2J^-

грамм-эквивалентный вес йода равен его атомной массе, так как йод мало растворим в воде, в раствор добавляют йодистый калий. С йодид-ионами йод образует комплексные ионы, растворимые в воде:

 

J₂ + J^- = J₃^-

 

Тиосульфат натрия является восстановителем, окисляющимся йодом до тетратионата натрия:

2S₂O₃^2- + J₂ = S₄O₆^2- + 2J^-

 

 

Нормальный Окислительно-восстановительный потенциал системы

E_S4O6^2- / 2S₂O₃^2- равен 0,17 в.

Из уравнения окисления тиосульфат-иона до тетратионат-иона:

 

2S₂O₃^2- - 2e S₄O₆^2-

 

видно, что эквивалентная масса тиосульфата натрия в этой реакции равна его молекулярной массе. Реакция взаимодействия йода с тиосульфатом натрия протекает в слабокислой, нейьтральной и слабощелочной средах.

В растворе, имеющем PH>9 идет побочная реакция:

J₂ + 2OH^- JO^- + J^- + H₂O

В сильно кислой среде возможна реакция разложения тиосульфат-ионов по уравнению:

S₂O₃^2- SO₃^2- + S⁰

Обратите внимание!

При иодометрических определениях следует придерживаться определенных условий в отношении кислотности среды.

 

В качестве индикатора в иодометрии используют раствор крахмала в воде. При взаимодействии с йодом крахмал образует окрашенное в интенсивно синий цвет адсорбционное соединение.

Чувствительность этой реакции на йод порядка 10^-5 г-моль/л.

 

Определение меди основано на реакции окисления йодида калия ионами Cu²⁺ и последующем титровании выделевшегося йода раствором тиосульфата. Этот метод - метод объемного анализа, метод титрования заместителя.

В данном случае медь замещается йодом. Для того, чтобы реакция:

2J^- + 2Cu²⁺ Cu₂²⁺ + J₂

протекала до конца, необходимо вывести ионы Cu₂²⁺ из сферы реакции, так как судя по величинам нормальных окислительно-восстановительных потенциалов, реакция должна быть сильно сдвинута в левую сторону

(E⁰_Cu²⁺/_Cu⁺ =0,15в, E⁰_J⁰_/J^- = 0,15в)

Образование малорастворимого соединения Cu₂J₂ повышает окислительно-восстановительный потенциал меди до 0,82 в. Еще большее повышение потенциала меди достигается введением иона роданида, который образует менее растворимую соль, чем йодид

(Пр _CuJ = 1* 10^-12; Пр _CuCNS = 4,8 *10^-15)

Следовательно, равновесие

2Cu²⁺ + 2J^- + 2CNS^- 2CuCNS + J₂

будет сдвинуто в правую сторону.

Математический расчет – заключительная стадия работы.

Закон эквивалентов – основа для обработки результатов в количественном анализе.

Титрованием определяется точка эквивалентности, для которой верно соотношение:

N1V1 = N2V2, где

N1,N2 и V1,V2 -соответственно, нормальные концентрации и объемы взаимодействующих растворов.

Титр- под титром понимают число граммов или миллиграммов растворенного вещества, содержащееся в 1мл раствора.Например, «титр Н2SO4 равен 0,049г/мл»означает, что каждый миллилитр данного раствора серной кислоты содержит 0,049г Н2SO4. Титр обозначается буквой Т, справ от которой указывается формула соответствующего вещества. Раствор, титр которого известен называется титрованным.

При выполнении расчетов удобно выражать концентрацию рабочих растворов не через нормальность или титр, а через титр по определяемому веществу.

Пример: титр раствора K2Cr2O7 равен 0,001г/мл. Вычислить титр этого раствора по железу (Т _K2Cr2O7/Fe).

Для восстановителя и окислителя, принимающих участие в реакции можно записать:

Fe²⁺ --------Fe³⁺ + е

Cr2O7^2- + 14H⁺ + 6e----------2Cr³⁺ + 7H2O

Значит Э Fe= Ат.вес Fe=55,85г и Э K2Cr2O7 = М K2Cr2O7 / 6 = 49,03г

Титры растворов, выраженные в граммах различных веществ, относятся друг к другу как величины грамм-эквивалентов этих веществ. Отсюда следует:

Т _K2Cr2O7/Fe / Т _K2Cr2O7 = Э Fe / Э K2Cr2O7

Значит Т _K2Cr2O7/Fe = Т _K2Cr2O7 * Э Fe / Э K2Cr2O7 =0,001*55,85 / 49,03 =0,001139г/мл

 

 

 

Экспериментальная часть.

Приготовление рабочих растворов и установление их нормальности.

 

Рабочий раствор тиосульфата натрия в иодометрии готовят в концентрации 0,1. Для приготовления рабочего раствора тиосульфат натрия в дистиллированной воде растворяют приблизительно рассчитанную навеску реактива тиосульфата натрия, беря небольшой избыток. Полученному раствору дают стоять примерно 10 дней (для полного протекания реакции), после чего производят определение нормальности раствора.

2Na₂S₂O₃ + O₂ 2Na₂SO₄ + S

Методика установления нормальности рабочего раствора тиосульфата натрия.

Для определения нормальности рабочего раствора тиосульфата натрия на аналитических весах берут 4-5 навесок (0,1 г) дихромата калия. Навеску растворяют конической колбе в 20-25 мл дистиллированной воды. В пробу добавляют 10 мл раствора серной кислоты (1:5) и 20 мл 10% -ного раствора KJ.

Содержимое колбы хорошо перемешивают, при этом в растворе протекает реакция:

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

Выделившийся под титруют рабочим раствором тиосульфата натрия

J₂ + 2S₂O₃^2- 2J^- + S₄O₆^2-

Когда требуемый раствор из бурого превращается в соломенно-желтый, добавляют 2-3 мл 0,2 %-ного раствора крахмала. От прибавления крахмала раствор приобретает сине-черную окраску. Раствор продолжают титровать до исчезновения синей окраски.

Титрование продолжают еще 2-3 раза и берут среднее значение.

 

 

 

Хотя Na₂S₂O₃ и K₂Cr₂O₇ при данном определении непосредственно друг с другом не реагируют, количества их тем не менее эквивалентны.

По известной нормальности раствора дихромата и по израсходованным объемам растворов вычисляют искомую нормальность раствора тиосульфата

N₁·V₁ = N₂ · V₂

Определение меди.

 

Исследуемый раствор разбавляют дистиллированной водой в мерной колбе на 200 мл

(250 мл) и хорошо перемешиваются. Пипеткой на 20 мл(25 мл) отбирают 3-4 аликвотные части в конические колбы. С каждой аликвотной частью проводят следующие операции. В колбу добавляют по 10-15 мл 2H раствора серной кислоты. К полученному раствору приливают 25 мл раствора 0,6%-ного по йодиду калия и 5-%-ного по роданиду калия. Выделившийся йод сразу титруют рабочим раствором тиосульфата натрия. Когда раствор приобретет соломенно-желтую окраску, добавляют крахмал (1-2 мл).

Титрование проводят медленно, прибавляя небольшими порциями тиосульфат натрия.

После прибавления крахмала раствор титруют по каплям, тщательно взбалтывая его и выжидая конца реакции, до полного исчезновения синей окраски.

Взвесь осадка с раствором приобретает бледно-сиреневую окраску за счёт осадка роданида меди.

Результаты исследований

По количеству тиосульфата натрия, израсходованного на титрование раствора, вычисляют содержание меди в растворе в граммах.

m_Cu = TNa₂S₂O_3/Cu VNa₂S₂O₃ V колбы

V_CuSO4

 

VNa₂S₂O₃ объем в мл рабочего раствора Na₂S₂O₃

V колбы объем мерной колбы

V_CuSO4 объем аликвотной части (V пипетки)

 

TNa₂S₂O_3/Cu = N Na₂S₂O₃ Э_сu

N Na₂S₂O₃ нормальность рабочего раствораNa₂S₂O₃

Э_сu эквивалент Cu

Поделиться:

Воспользуйтесь поиском по сайту: