V ср. (HCl) =

Вычисления:

С_э(солей) = С_э(HCl)∙V(HCl)/V(H₂O), моль/л.

Ж_вр.(Н₂О) = С_э(солей) ∙ 1000 ,(ммоль/л).

К, % = |Ж_вр.теор.- Ж_вр.эксп.|: Ж_вр.теор. х 100

Вопросы для самоподготовки

1. 
   Объемный анализ. Точка эквивалентности. Титрование. Титрант.
   
2. 
   Молярная концентрация эквивалента. Титр. Титр по определяемому веществу.
   
3. 
   Приемы титрования.
   
4. 
   Методы титриметрического анализа.
   
5. 
   Жестость воды.
   

Задачи и упражнения

1. 
   Найти молярную концентрацию эквивалентов КОН в растворе и его титр по HCl, если из 40 г щелочи приготовили 250 мл раствора.
   
2. 
   Найти молярную концентрацию эквивалентов NaОН в растворе и его титр, если из 10 г щелочи приготовили 500 мл раствора.
   
3. 
   Для 0,0520 н раствора Na₂CO₃ найти титр раствора по Na₂CO₃ и титр раствора по H₂SO₄.
   
4. 
   Для раствора соляной кислоты с титром 0,005426 г/мл найти молярную концентрацию эквивалентов хлороводорода в растворе и его титр по Na₂CO₃.
   
5. 
   Для раствора 0,0520 н раствора HNO₃ найти титр раствора по HNO₃ и титр раствора по Ca(OH)₂.
   
6. 
   На титрование 50,0 мл раствора NaOH идет 22,5 мл 0,1600 н раствора HCl. Найти молярную концентрацию эквивалентов NaOH в растворе.
   
7. 
   На титрование 35 мл раствора H₂SO₄ идет 10,8 мл 0,1468 н раствора KOH. Найти молярную концентрацию эквивалентов H₂SO₄ в растворе.
   
8. 
   В каком интервале рН (>7, <7, =7) лежит точка эквивалентности в случае титрования: NaOH + HNO₃? Какие индикаторы можно использовать для данного титрования?
   
9. 
   В каком интервале рН (>7, <7, =7) лежит точка эквивалентности в случае титрования: HNO₃ + NH₃H₂O? Какие индикаторы можно использовать для данного титрования?
   
10. 
    В каком интервале рН (>7, <7, =7) лежит точка эквивалентности в случае титрования: CH₃COOH + NaOH? Какие индикаторы можно использовать для данного титрования?
    
11. 
    На титрование 55 мл жесткой воды пошло 3,4 мл 0,1234 н раствора соляной кислоты. Найти временную жесткость воды.
    
12. 
    На титрование 25 мл жесткой воды пошло 2,0 мл 0,1012 н раствора соляной кислоты. Найти временную жесткость воды.
    

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 8
Стандартизация раствора трилона Б. Определение общей жесткости воды.
Теоретическая часть
Комплексонометрия - титриметрический метод анализа, основанный на реакциях комплексообразования определяемых ионов металлов с некоторыми органическими веществами, называемыми

---

комплексонами.

Комплексоны - это аминополикарбоновые кислоты и их производные (соли).

Реакции комплексообразования ионов металлов с комплексонами протекают быстро и стехиометрически количественно.

В титриметрическом анализе широко используется один из представителей класса комплексонов - динатриевая соль этилен диаминтетрауксусной кислоты (Na₂H₂ЭДТА). Этот комплексон часто называют также трилоном Б или комплексоном III:

НОООССН₂ CH₂COONa

\ /

N-CH₂CH₂-N или [Na₂H₂ЭДТА]

/ \

NaOOCCH₂ CH₂COOH
Трилон Б со многими катионами металлов образует прочные растворимые в воде внутрикомплексные соединения (хелаты). При образовании хелата катионы металла замещают два атома водорода в карбоксильных группах трилона Б и образуют координационные связи с участием атомов азота аминогрупп.

Образование комплексного соединения можно представить схемой:

Me²⁺ + H₂ЭДТА^2-  [MeЭДТА]^2- + 2H⁺

Точку эквивалентности в процессе комплексонометрического титрования устанавливают с помощью металлохромных индикаторов, которые образуют с титруемыми ионами металлов растворимые окрашенные комплексные соединения, устойчивость которых меньше, чем устойчивость комплексных соединений тех же катионов с трилоном Б.

Поэтому для более полного протекания реакций комплексообразования (связывания образующихся ионов Н⁺) к исследуемому раствору при титровании добавляют аммиачный буферный раствор (NH₄OH + NH₄Cl), рН  9.

В данной работе используется один из универсальных металлохромных индикаторов ˗ эриохром черный Т.

При рН= 7-11 анион этого индикатора (HInd^2-) имеет синюю окраску. С катионами металлов (Ca²⁺, Mg²⁺, Zn²⁺ и др.) в слабощелочном растворе (рН= 8-10) он образует комплексные соединения винно-красного цвета по схеме:

Me²⁺ + HInd^2-  MeInd^- + H⁺

синий винно-красный

К_н([CaInd]^-) = 3,9^.10^-6 К_н([MgInd]^-) = 1,0^.10^-7
При титровании исследуемого раствора трилоном Б эти комплексные соединения разрушаются, так как ионы металла связываются трилоном Б в более прочный комплекс, а освобождающиеся анионы индикатора переходят в раствор, сообщая ему синюю окраску:

---

MeInd^- + H₂ЭДТА^2-  [MeЭДТА]^2- + HInd^2- + H⁺

винно-красный бесцветный бесцветный синий

К_н([CaЭДТА]^2-) = 2,7^.10^-11 К_н([MgЭДТА]^2-) = 2,0^.10^-9

Появление синей окраски свидетельствует об окончании титрования (точке эквивалентности).
Экспериментальная часть
Стандартизация раствора трилона Б

Так как ион металла при комплексообразовании замещает в трилоне Б два иона водорода, то молярная масса эквивалента трилона Б равна половине его молярной массы:

M_э(Na₂H₂ЭДТА) = М(Na₂H₂ЭДТА)/2 = 186,12 г/моль

Порядок выполнения работы

Стандартизацию раствора трилона Б можно проводить по титрованному раствору сульфата магния или хлорида кальция.

1. Ополоснуть и заполнить бюретку раствором трилона Б.

2. В колбу для титрования из общей бюретки отмерить точный объем 10 мл рабочего раствора сульфата магния. Добавить 25-30 мл дистиллированной воды.

3. Мерным цилиндром прилить в колбу 5-10 мл аммиачного буферного раствора и на кончике шпателя внести в раствор сухой индикатор - эриохром черный Т.

4. Медленно титровать раствор сульфата магния раствором трилона Б до перехода винно-красной окраски раствора в синюю (без фиолетового оттенка).

5. Результаты титрования записать в таблицу. Повторить титрование до получения сходящихся результатов.

6. Рассчитать молярную концентрацию эквивалента и титр трилона Б.

Форма лабораторного отчета
Лабораторная работа № ... Дата

“Название лабораторной работы”

Первичный стандарт - С_Э(MgSO₄) = 0,0000 моль/л

Определяемое вещество (титрант) - С_Э(Тр.Б) = ?, T(Тр.Б) = ?

Индикатор - эриохром черный Т

Условия титрования - (рН среды, нагревание и т.д.)

Уравнение реакции (в молекулярной и ионно-молекулярной формах):

Результаты титрования:

№ опыта	V(MgSO4), мл	V(Тр.Б), мл
1.	10,00
2.	10,00
3.	10,00

V ср. (Тр.Б) =

Вычисления:

С_э(Тр.Б) = С_э(MgSO₄)∙V(MgSO₄)/V(Тр.Б), моль/л.

---

T(Тр.Б) = С_э(Тр.Б)∙M_э(Тр.Б)/1000, (г/мл).

Определение общей жесткости воды

Общая жесткость воды (общее содержание ионов кальция и магния) определяется по методу комплексонометрии.
Порядок выполнения работы

1. Получить у лаборанта мерную колбу с контрольным раствором жесткой воды. Номер колбы и ее объем записать в тетрадь. Довести объем раствора дистиллированной водой до метки, закрыть колбу пробкой и хорошо перемешать.

2. Отобрать в коническую колбу пипеткой с дозатором 10 мл приготовленной жесткой воды (для образцов водопроводной воды используют пипетки объемом 100 мл или 50 мл), добавить 2-3 капли метилоранжа и 25-30 мл дистиллированной воды.

3. Добавить цилиндром 5-10 мл аммиачного буферного раствора, и, если нужно, 25-30 мл дистиллированной воды.

4. На кончике шпателя внести в раствор сухой индикатор - эриохром черный Т.

5. Медленно титровать жесткую воду рабочим раствором трилона Б до перехода винно-красной окраски раствора в синюю.

6. Повторить титрование до получения сходящихся результатов.

7. Результаты эксперимента записать в таблицу, вычислить общую жесткость воды и относительную ошибку определения Ж_общ. Теоретическое значение Ж_общ. получите у преподавателя.
Форма лабораторного отчета

Лабораторная работа № ... Дата

“Название лабораторной работы”

Аналитическая задача №____

Cтандартный раствор - С_Э(Тр.Б) = 0,0000 моль/л

Определяемое вещество (титрант) - С_Э(солей/Ме^Х+) = ?,

Индикатор - метилоранж

Условия титрования - (рН среды, нагревание и т.д.)

Уравнение реакции (в молекулярной и ионно-молекулярной формах):

Результаты титрования:

№ опыта	V(воды), мл	V(Тр.Б), мл
1.	10,00
2.	10,00
3.	10,00

V ср. (Тр.Б) =

Вычисления:

С_э(солей) = С_э(Тр.Б)∙V(Тр.Б)/V(солей), моль/л.

Ж_общ.(Н₂О) = С_э(солей) ∙ 1000 ,(ммоль/л).

К, % = |Ж_общ.теор.- Ж_общ.эксп.|: Ж_общ.теор. х 100


Вопросы для самоподготовки

1. 
   Метод комплексонометрии.
   
2. 
   Комплексоны. Принцип действия.
   
3. 
   Металлохромные индикаторы.
   

---

Задачи и упражнения

1. 
   Вычислить концентрацию ионов Нg²⁺ в 0,4 M растворе К₂[Hg(SCN)₄] в присутствии 0,8 М КSСN.
   
2. 
   Вычислить концентрацию ионов Сu²⁺ в 0,8 М растворе [Сu(NH₃)₄]Cl₂ в присутствии 0,1 М NН₃.
   
3. 
   Вычислить концентрацию Fe³⁺ и в 0,2 М растворе K₃[FeF₆] в присутствии 0,1 М KF.
   
4. 
   Выполнить расчет константы равновесия и установите, возможно ли протекание следующих реакций:
   

AgСl + NH₃ 

[HgBr₄]^2- + CN^- 

[Fe(SCN)₃] + F^- 

5. 
   На титрование 40,0 мл жесткой воды пошло 2,9 мл 0,1234 н раствора трилона Б. Найти постоянную жесткость воды, если временная жесткость воды равна 5,6 ммоль/л.
   
6. 
   На титрование 10,0 мл раствора MgCl₂ пошло 3,3 мл 0,1212 н раствора трилона Б. Найти массу ионов Mg²⁺ в 1200 мл раствора.
   
7. 
   На титрование 25,0 мл раствора FeCl₃ пошло 15,2 мл 0,0500 н раствора трилона Б. Найти массу ионов Fe³⁺ в 200 мл раствора.
   
8. 
   На титрование 100 мл раствора CaCl₂ пошло 8,4 мл 0,0840 н раствора трилона Б. Найти массу ионов Ca²⁺ в 1600 мл раствора.
   

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА 9
Стандартизация рабочего раствора перманганата калия. Определение содержания железа в соли Мора
Теоретическая часть
Методы редоксиметрии основаны на применении реакций окисления-восстановления. Рабочими растворами в оксидиметрии являются растворы окислителей или восстановителей. Следовательно, этими методами можно проводить количественные определения восстановителей и окислителей.

Необходимым условием протекания окислительно-восстановительной реакции является наличие разности потенциалов (редокс-потенциалов) у реагирующих пар (пара - окисленная и восстановленная форма окислителя или восстановителя). Зная величины стандартных редокс-потенциалов (Е^о) реагирующих пар, можно судить о направлении окислительно-восстановительных реакций. Окисленная форма пары с большим стандартным редокс-потенциалом является окислителем по отношению к восстановленной форме пары с меньшим потенциалом.

Редокс-потенциал какой-либо пары зависит от концентраций окисленной и восстановленной форм, реакции среды, температуры и т.д. Его можно рассчитать по уравнению Нернста:

E = E^o + 0,06/n∙lg[Oк.]/[Восст.],

где [Oк.] – концентрация окисленной формы

---

Смотрите также файлы

• Самостоятельная работа по теме Цель занятия закрепление знаний о сюжетноролевых играх,формирование умений применять полученные знания.docx

• Вариант 3 Основные приемы экономического анализа.doc

• Правление Горбачёва М. С. во второй половине xx века.doc

• Программа для детей Вместе весело играть.docx

• 1. Сохранение национальных культурных ценностей в России Сохранение традиционных нравственных религиозных ценностей, а также индивидуальных свобод человека представляется весьма важным в наше время.docx