Лабораторная работа №3

Определение содержания железа в соли Мора

 

Перманганатометрия – метод объемного анализа, основанный на реакции окисления анализируемого вещества перманганатом калия (обычно в кислой среде). Известно, что нормальный окислительно-восстановительный потенциал системы MnO₄^-/Mn²⁺ довольно высокий (1,51 в), а потому KMnO₄ будет окислять многие вещества, нормальные потенциалы которых имеют меньшие значения. По объему израсходованного титрованного раствора KMnO₄ вычисляют количество вещества.

    Окончание титрования устанавливают по появлению неисчезающей розовой окраски раствора от избыточной капли перманганата. Концентрация раствора KMnO₄ не превышает 0,1н. Раствор готовится заранее и хранится в темном месте или в бутылях из темного стекла. На свету происходит заметное разложение KMnO₄ по схеме:

 

4KMnO₄ + 2Н₂О = 4МnO₂↓ + KOH + 3O₂↑.

 

Рекомендуется нормальность раствора KMnO₄определять через 8-10 дней после его приготовления.

В настоящей работе необходимо определить содержание железа в соли Мора методом перманганатометрии.

    Работа состоит из трех частей: 1) установление нормальности раствора KMnO₄ , 2) титрование исследуемого раствора, 3) вычисления.

    Реактивы, посуда. Щавеливая кислота или оксалат натрия – 0,1н. р-р. Кислота серная – 2н. Колба мерная вместимостью – 100 мл. Пипетка вместимостью 10 мл. Бюретка вместимостью 25 мл. Колба коническая вместимостью 100-150 мл. Песочная баня.

 

Часть первая. Определение нормальности раствора KMnO_4. Нормальность раствора KMnO₄ обычно устанавливают по щавелевой кислоте Н₂С₂О₄∙2Н₂О или оксалату натрия Na₂C₂O₄. Лучше применять Na₂C₂O₄, так как эта соль более растворима в воде.

    Взаимодействие оксалата натрия и щавелевой кислоты с перманганатом в сернокислой среде протекает по уравнению:

 

      C₂O₄^2- - 2e = 2CO₂        │5

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ + 4H₂O│2

5C₂O₄^2- + 2MnO₄^- + 16H⁺ = 10CO₂ + 2Mn²⁺ + 8H₂O

или

5Na₂C₂O₄ + 2KMnO₄ + 8H₂SO₄ = 10CO₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 5Na₂SO₄ + 8H₂O,

и

5H₂C₂O₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 10CO₂ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 8H₂O.

Поэтому массу 1 моль - эквивалента будет равна:

 

ЭNa₂C₂O₄  = М/2 = 134,02/2 = 67,01 г;

Э Н₂С₂О₄∙2Н₂О = М/2 = 126,06/2 = 63.03 г;

ЭKMnO₄  = М/5 = 158,03/5 = 31,61 г.

    Зная массу 1 моль - эквивалента оксалата натрия, вычисляют навеску этой соли, которую необходимо взять, чтобы приготовить раствор для определения нормальности раствора перманганата. При этом растворы оксалата натрия и перманганата должны иметь примерно одинаковую нормальность (например, 0,05н.).

    Для приготовления 100 мл 0,05н. раствора Na₂C₂O₄ нужно взять: 0,05∙67,01∙0,1 = 0,3351 г Na₂C₂O₄. Не следует стремиться брать именно такое количество соли, чтобы получить точно 0,05н. раствор. Нужно сначала на технических весах взять близкую к рассчитанной навеску, например 0,34 г, а затем точно взвесить ее на аналитических весах (это значительно ускоряет и упрощает работу).

Пусть взятая навеска равна 0,3445 г. Перенести ее в мерную колбу (избегать потерь), растворить в дистиллированной воде, разбавить раствор до метки и затем, закрыв колбу пробкой, хорошо перемешать.

    Нормальность приготовленного раствора Na₂C₂O₄ устанавливается из соотношения:

0,3351 г Na₂C₂O₄ – 0,05н.

0,3445 г Na₂C₂O₄ – х  

х = 0,0514н.

    Имея раствор исходного вещества, приступить к титрованию. В коническую колбу налить пипеткой 10 мл раствора оксалата натрия, прибавить туда из мерного цилиндра 5 мл 2н. раствора серной кислоты и смесь не очень сильно нагреть до 70-80⁰ (избегать кипения). Заполнить бюретку со стеклянным краном (перманганат разрушает каучук) раствором KMnO₄ и установить уровень раствора на нуле.

    Поставить колбу с горячим раствором на белый лист бумаги и приливать по каплям раствор KMnO₄. Очередную каплю прибавлять после того, как исчезнет окраска от предыдущей. Так поступают в начале титрования, пока образуется катализатор – ионы Mn²⁺. Титрование закончить при появлении неисчезающего в течение 1 мин бледно-розового окрашивания от последней капли раствора.

    Нормальность раствора KMnO₄ вычислить по уравнению:

 

НKMnO₄∙V KMnO₄ = НNa₂C₂O₄∙V Na₂C₂O₄

 

Часть вторая. Титрование анализируемого раствора.

    Соль Мора является двойной солью сульфатов железа (II) и аммония FeSO₄∙(NH₄)₂SO₄∙6H₂O. Так как сульфат аммония не участвует в реакции с перманганатом, то уравнение реакции взаимодействия можно написать только с FeSO₄:

 

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

 

    Согласно этому уравнению:

Э FeSO₄ = М/1 = 151,92

Э FeSO₄∙(NH₄)₂SO₄∙6H₂O = М/1 = 392,15.

Получить у преподавателя в мерную колбу емкостью 100 мл, контрольную задачу – раствор соли Мора. К раствору добавить 10-15 мл 2 н. раствора H₂SO₄ и разбавить дистиллированной водой до метки.

    К 10 мл этого раствора добавить 10 мл 2 н. раствора H₂SO₄ и без подогревания оттитровать смесь раствором перманганата с известной нормальностью так, как это делалось при титровании раствора оксалата натрия. Титрование провести три раза и взять среднее значение.

 

Часть третья. Вычисление результатов анализа.

 

    По полученным данным вычислить нормальность раствора соли Мора, количество железа в граммах, которое было дано в контрольной задаче, и содержание железа в соли Мора.

    Нормальность раствора сульфата железа (II) определяется по уравнению:

HKMnO₄∙V KMnO₄ = HFeSO₄∙V FeSO₄

    Так как масса 1 моль эквивалента железа равна 55,85 г, то масса

     железа, содержащееся в 100 мл раствора, равна

 

НFeSO₄∙55,85∙100 / 1000 = НFeSO₄∙5,585 г.

 

    Если исходная навеска равна а г (в 100 мл раствора), то содержание железа в соли Мора составит:

НFeSO₄∙55,85∙100 / а = b %

    Теоретически вычисленное содержание железа в соли Мора

55,85∙100 / 392,15 = 14,24 %

Ошибка определения:

((14,24 - b)∙100 / 14,24) %

    Методом перманганатометрии определяют содержание железа в солях, сплавах, металлах, рудах и силикатах.

 

 

ИОДОМЕТРИЯ

Реакция окисления и восстановления с участием йода обратима:

                                    I₂ + 2e ↔ 2I^-                     Е⁰_I2/2I^- = 0,62 В    (а)

    Иод плохо растворим в воде, но в присутствии иодид – ионов образуется комплекс I^-₃, поэтому при титровании протекает реакция:

 

I^-₃+2е ↔3I^-                     Е⁰_I3^-_/3I = 0,54 В

    Стандартные потенциалы многих восстановителей меньше, а многих окислителей выше, чем Е⁰_I3^-_/3I = 0,54 В, поэтому система служит для определения восстановителей и окислителей.

    Для растворенного йода в системе I₂/2I^- нормальный окислительно-восстановительный потенциал Е₀ равен 0,54 В. Если участвующее в реакции вещество имеет Е₀ ‹ 0,54в, то оно будет окисляться йодом (реакция (а) протекает слева направо). Если же у реагирующего вещества Е₀ › 0,54в, то оно будет восстанавливаться ионами I^- (реакция (а) протекает слева направо). Поэтому йодометрией можно определять как восстановители (окисление йодом), так и окислители (восстановление ионами I^-).

    Количество свободного йода определяется титрованием раствором тиосульфата натрия Na₂S₂O₃. Реакция протекает с образованием йодида и титратионата натрия:

2S₂O₃^2- - 2e = S₄O₆^2-

I₂ + 2e = 2I^-

2S₂O₃^2- + I₂ = S₄O₆^2- + 2I^-

или

2Na₂S₂O₃  + I₂ = 2NaI + Na₂S₄O₆

Грамм-эквиваленты тиосульфата натрия и йода равны:

Э Na₂S₂O₃∙5H₂O = М/1 = 248,2 г

ЭI = А/1 = 126,9

    Индикатором служит 0,2%-ный раствор крахмала, который с йодом в присутствии йодида калия дает синее окрашивание. Рабочими растворами являются 0,1н. растворы тиосульфата и йода.