echma_2011 (1)

Экспериментальная часть Оборудование:

pH-метр рН−150 или прибор «Мультитест ИПЛ−101»;

индикаторный электрод – платиновый;

электрод сравнения – хлоридсеребряный;

магнитная мешалка с якорьком;

мерная колба на 100 мл;

стакан на 50 мл;

бюретка на 25 мл;

пипетки градуированные (0 – 5)мл;

мерный цилиндр на 10 мл;

колба для титрования коническая;

Реактивы:

K3[Fe(CN)6] (C=1%);

K4[Fe(CN)6] (C=0.025 моль/л);

H2SO4 (C=0.1 моль/л);

(NH4)2SO4 (сухая соль);

аммиачный буферный раствор;

комплексон III (С=0.025 моль/л);

индикатор (эриохром черный Т).

Порядок выполнения работы:

1.Внимательно ознакомьтесь с инструкцией к прибору.

2.Включите прибор в сеть и дайте ему прогреться в течение

15−20 мин.

3.Согласно инструкции проведите калибровку прибора.

4.В колбу для титрования внесите 5 мл контрольного раствора, добавьте цилиндром 5 мл аммиачной буферной смеси и немного сухого индикатора. Проведите титрование раствором комплексона III до перехода окраски из виннокрасной в синюю. Титрование проведите минимум 3 раза, данные запишите в тетрадь.

5.В стаканчик на 50 мл внесите 5 мл контрольного раствора

цинка, добавьте цилиндром 5 мл H2SO4 (C=0.1 моль/л), немного сухой соли (NH4)2SO4, а также 3 капли 1% K3[Fe(CN)6]. В этот раствор опустите Pt- и хлоридсеребрянный электроды, присоединенные к соответствующим клеммам прибора.

6.Проведите титрование Zn2+ раствором K4[Fe(CN)6], приливая его по 0.5 мл. После каждой порции титранта

31

раствор перемешивайте магнитной мешалкой и измеряйте э.д.с. (мВ). Титрование проведите 3 раза, причем во втором и третьем титровании в области скачка титрования добавляйте титрант по 0.2 мл.

7.Данные занесите в таблицу:

Таблица 1.2. Результаты потенциометрического титрования.Zn2+

8.Объем к.т.т. найдите графическим и расчетным методами.

9.Концентрацию цинка Zn2+ в контрольном растворе оцените по формулам:

а) с комплексоном III: состав (1: 1): С(ЭДТА)=0.025 моль/л;

б) с K4[Fe(CN)6]: состав (3:2) С(K4[Fe(CN)6])=0.025

моль/л.

10.Проведите статистическую обработку результатов

химического и потенциометрического титрования. Оцените точность и правильность по F0.95 и t0.95 критериям.

Обсуждение результатов

1.Сравните способы нахождения к. т. т. из потенциометрических данных. Какой способ наиболее точный?

2.Обсудите результаты статистической обработки (точность, правильность, экспрессность). Укажите на наличие или отсутствие систематической погрешности при титровании с визуальной и потенциометрической индикацией.

3.Каковы преимущества потенциометрического титрования?

4.Сделайте краткие выводы по работе.

1.4.2.2. Лабораторная работа 2 Определение ионов Fe2+ в контрольном растворе

Цель работы:

1.Потенциометрическое определение железа (II) с использованием реакции окисления-восстановления.

2.Сравнение определения к.т.т. Fe2+ визуальным способом и методом потенциометрического титрования.

3.Расчет концентрации железа в контрольном растворе.

32

Сущность методики: определение основано на титровании контрольного раствора ионов Fe2+ в кислой среде раствором K2Cr2О7. Скачок потенциала платинового электрода указывает на конец титрования, соответствующий полному окислению Fe2+.

Реакция в растворе:

6Fe2+ + Cr2О72- + 14Н+ → 6Fe3+ +2Cr3+ + 7H2O

Обоснование методики:

1.Почему меняется потенциал системы в процессе титрования?

2.От каких факторов зависит величина скачка титрования?

3.Выяснить, какой электрод – индикаторный или электрод

сравнения будет иметь положительное значение потенциала для правильного подключения электродов к прибору.

Экспериментальная часть Оборудование:

pH-метр рН−150 или прибор «Мультитест ИПЛ−101»;

индикаторный электрод – платиновый;

электрод сравнения – хлоридсеребряный;

магнитная мешалка с якорьком;

мерная колба на 50 мл;

стакан на 50 мл;

бюретка на 25 мл;

пипетка на 5 мл;

мерный цилиндр на 10 мл;

колба для титрования на 50 мл;

Реактивы:

HCl разбавленная(1:1);

раствор K2Cr2О7 (С(1/6K2Cr2О7))=0.025 моль/л);

индикатор – дифениламин.

Порядок выполнения работы:

1.Внимательно ознакомьтесь с инструкцией к прибору.

2.Включите прибор в сеть и дайте ему прогреться в течение

15-20 мин.

3.Согласно инструкции проведите калибровку прибора.

4.В колбу для титрования внесите 5 мл контрольного раствора, добавьте цилиндром 5 мл соляной кислоты (1:1) и

приблизительно 10 мл воды, чтобы ослабить окраску от появляющихся в процессе титрования ионов Cr3+, и несколько капель дифениламина. Проведите титрование

33

раствором бихромата калия до появления синей окраски. Титрование проведите минимум 3 раза, данные запишите в тетрадь.

5.В стаканчик на 50 мл внесите 5 мл контрольного раствора железа, добавьте немного воды. В этот раствор опустите Pt- и хлоридсеребрянный электроды, присоединенные к соответствующим клеммам прибора.

6.Проведите титрование Fe2+ раствором K2Cr2О7, приливая его по 0.5 мл. После каждой порции титранта раствор перемешивайте магнитной мешалкой и измеряйте э.д.с. (мВ). Титрование проведите 3 раза, причем во втором и третьем титровании в области скачка титрования добавляйте титрант по 0.2 мл.

7.Данные занесите в таблицу:

Таблица 1.3. Результаты потенциометрического титрования Fe2+

8.Объем к.т.т. найдите графическим и расчетным методами.

9.Концентрацию Fe2+ в контрольном растворе оцените по закону эквивалентов.

10.Проведите статистическую обработку результатов

химического и потенциометрического титрования. Оцените точность и правильность по F0.95 и t0.95 критериям.

Обсуждение результатов

1.Сравните способы нахождения к.т.т. из потенциометрических данных. Какой способ наиболее точный?

2.Обсудите результаты статистической обработки (точность, правильность, экспрессность). Укажите на наличие или отсутствие систематической погрешности при титровании с визуальной и потенциометрической индикацией.

3.Каковы преимущества потенциометрического титрования?

4.Сделайте краткие выводы по работе.

1.4.2.3. Лабораторная работа 3 Потенциометрическое титрование со стеклянным электродом.

Определение соды в контрольном растворе

34

дистиллированная вода.

Порядок выполнения работы:

1.В коническую колбу для титрования внесите пипеткой 5 мл

контрольного раствора Na2CO3, добавьте 2 капли индикатора и оттитруйте раствором HCl до перехода окраски из желтой в красную. Опыт повторите 3 раза.

2.Изучите инструкцию к pH-метру и проведите его градуировку по буферному раствору. Для этого в стаканчик налейте буферный раствор, опустите электроды и измерьте рН. Если значение рН отличается от заданного, то проведите настройку ручкой «буферный раствор». Вылейте буферный раствор, ополосните ячейку водой и обсушите поверхность электродов фильтровальной бумагой.

3.В стаканчик на 50 мл внесите пипеткой 5 мл контрольного

раствора Na2CO3, добавьте пипеткой 10 мл дистиллированной воды, опустите стеклянный и хлоридсеребрянный электроды и стеклянную палочку, которой будете перемешивать исследуемый раствор, измерьте рН исходного раствора.

4.Проведите титрование раствора в стаканчике, приливая из бюретки раствор HCl порциями по 0.5 мл, перемешивая и измеряя рН. Полученные данные занесите в таблицу. Опыт повторите 3 раза, причем во втором и третьем титровании в области скачков титрования добавляйте титрант по 0.2 мл.

Таблица 2.1. Результаты рН-метрического титрования.

5.По полученным данным постройте кривые титрования в координатах рН–V(HCl) (интегральная кривая) и ∆рН– ∆V(HCl) ( дифференциальная кривая). Из графиков найдите

Vктт.

6.Обем Vктт также найдите расчетным методом при

∆2рН/∆V2 =0.

7.Статистическую обработку результатов проведите по F0.95 и t0.95 критериям.

8.Содержание Na2CO3 в контрольном растворе рассчитайте с учетом всех погрешностей и сравните с «истинным», данным преподавателем.

36

Различают следующие виды электропроводности:

электронная – осуществляется электронами металлов, сплавов, полупроводников, некоторых солей – проводники I-го рода;

ионная – осуществляется ионами (газы, растворы электролитов) – проводники II-го рода;

смешанная – осуществляется электронами и ионами в зависимости от условий. Смешанной электропроводностью обладают, например, растворы солей некоторых щелочных

ищелочноземельных металлов в аммиаке. Электропроводность раствора (W) представляет собой величину,

обратную его электрическому сопротивлению (R)

Сопротивление раствора прямо пропорционально расстоянию между электродами l и обратно пропорционально площади электродов s (см2), погруженных в раствор

удельное сопротивление равно сопротивлению столба жидкости высотой в 1 см и поперечным сечением 1 см2, или это сопротивление 1 см3 раствора. Различают удельную и эквивалентную (λ) электропроводность. Удельная электропроводность представляет собой величину обратную удельному сопротивлению:

т. е. она соответствует электропроводности 1 см3 раствора. Удельная электропроводность зависит от количества

заряженных частиц в единице объема и их подвижности, и для одного электролита эта зависимость имеет следующее выражение:

где

38

C– концентрация ионов (моль/л);– степень диссоциации электролита;

C - концентрация ионов в 1 см3; 1000

U,V – подвижность ионов. Для смеси электролитов:

Подвижности ионов связаны со скоростью их перемещения в электрическом поле (при градиенте потенциала 1 В/см) соотношением:

UF u

VF v ,

где F -число Фарадея (96500);

u+ , v- - абсолютные скорости движения катиона и аниона.

Т.к. скорости очень малы, их умножают на коэффициент ~105 и получают подвижность.

Таким образом, подвижность есть произведение абсолютной скорости движения ионов на число Фарадея. Подвижность зависит как от природы ионов, так и от свойств растворителя для большинства ионов в водных растворах при t0 = 25˚C подвижность лежит в пределах 30-70. Лишь водородные (UH+=362) и гидроксильные (VOH- = 205) ионы обладают аномально высокой подвижностью. Объясняется это спецификой механизма их движения в растворе (эстафетный механизм): ион гидроксония H3O+ передает свой протон соседней молекуле воды, которая, превращаясь в ион гидроксония, эстафетно передает протон другой молекуле воды. Аналогично происходит и с гидроксильными ионами.

Эквивалентная электропроводность электролита (λ) соответствует электропроводности раствора, содержащего один грамм-эквивалент растворенного вещества, т. е. эквивалентная электропроводность это – электропроводность раствора, налитого в сосуд с квадратным основанием площадью 1 см2 и такой высотой слоя, которая соответствует содержанию одного грамм-эквивалента растворенного электролита.

39

Исходя из определений удельной и эквивалентной электропроводностей и используя уравнение (2.1) можно получить выражение, связывающее обе величины:

э C

где C – концентрация электролита,

V – разведение раствора, см3/г.экв.

Размерность эквивалентной электропроводности

э ом 1 см 2 г экв 1 .

В бесконечно разбавленных растворах λ не зависит от концентрации, а определяется подвижностью ионов:

U V

2.2. Зависимость электропроводности от экспериментальных параметров

Зависимость от концентрации

Чем выше концентрация или подвижность ионов, тем выше удельная электропроводность раствора (уравнение 2.5).,

В реальных растворах эквивалентная электропроводность меньше, чем в условиях бесконечного разбавления. Связанно это с двумя эффектами – электрофоретическим и релаксационным.

Электрофоретический эффект заключается в том, что имеющаяся около каждого иона ионная атмосфера несет заряд, противоположный иону, движется в противоположном направлении и тормозит движение иона.

40