МИНИСТЕРСТВО ОБРАЗОВАНИЯ И НАУКИ УКРАИНЫ

ТАВРИЧЕСКИЙ НАЦИОНАЛЬНЫЙ УНИВЕРСИТЕТ

им. В.И.ВЕРНАДСКОГО

Кафедра физической и аналитической химии

МЕТОДИЧЕСКИЕ УКАЗАНИЯ

ПО ТИТРИМЕТРИИ / окислительно-восстановительное и комплексонометрическое титрование /

для студентов 2 курса дневной формы обучения 6.07.0300 «химия»

образовательно-квалификационного уровня « бакалавр »

СИМФЕРОПОЛЬ 2003

Печатается по решению научно-методического совета

Таврического Национального Университета от

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНОЕ ТИТРОВАНИЕ.

Методы окислительно-восстановительного титрования основаны на использовании реакций, связанных с переносом электронов. Название методам даётся по используемому титрованному раствору реагента, например: перманганатометрия, дихроматометрия, Йодометрия и т.д. Реагенты: KMnO₄, K₂Cr₂O₇, I₂ и т.д.

ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИЯ.

Перманганат-ион является одним из сильнейших окислителей. В зависимости от среды, восстановление MnO₄^--- протекает по-разному.

В сильнокислой среде протекает полуреакция:

MnO₄^--- + 8H⁺ + 5e^- ↔ Mn²⁺ + 4H₂O; E^oMnO₄^--- / Mn²⁺ =1,51В (fэ=1/5)

В нейтральной и близких к ней средах восстановление идет до MnO₂:

MnO₄^--- + 2H₂O + 3e^- ↔ MnO₂ + 4OH^---; E^oMnO₄^--- /MnO₂ =0,588В (fэ=1/3)

В анализе некоторых органических соединений используется восстановление в сильнощелочной среде по уравнению:

MnO₄^--- + e^- ↔ MnO₄^2--; E^oMnO₄^--- / MnO₄^2--- =0,56В.

В титриметрическом анализе определение восстановителей проводится в кислых средах, при [H₃O⁺] = 1-2 моль/л. Индикаторы, как правило, не применяются, т.к. реагент сам является весьма чувствительным индикатором, и лишняя капля титранта окрашивает раствор в бледно-розовый цвет. Окраска раствора в к.т.т. неустойчива, раствор постепенно обесцвечивается вследствие реакции:

2MnO₄^--- + 3Mn²⁺ + 2H₂O ↔ 5MnO₂ + 4H⁺

Это надо иметь в виду во избежание перетитрования раствора.

KMnO₄ легко восстанавливается органическими веществами (бумага, пыль, резиновые пробки) до MnO₂, поэтому твёрдый KMnO₄ и его растворы содержат примесь MnO₂, каталитически ускоряющего процесс разложения:

4KMnO₄ + 2H₂O  4MnO₂ + 4КOH + 3О₂

Такое же взаимодействие оказывает прямой солнечный свет. Поэтому готовят раствор примерной концентрации, выдерживают в тёмной склянке в течение 7-10 дней, затем отфильтровывают через стеклянный фильтр от образовавшегося MnO₂ и устанавливают титр KMnO₄ по Н₂С₂O₄∙2H₂O или по Na₂C₂O₄; металлическому Fe; As₂O₃, (NH₄)₂Fe(SO₄)₂∙6H₂O методом пипетирования или отдельных навесок. Для создания среды используют раствор H₂SO₄ , растворы HCl и HNO₃ не используют, т.к. Cl^—- ион окисляется перманганатом, а HNO₃ сама является сильным окислителем.

Практическое применение перманганатометрии многообразно: определение восстановителей (Fe(II), нитриты, пероксид водорода и другие соединения); окислителей – методом обратного титрования или титрования по остатку (MnO₂, PbO₂) и других веществ, в том числе органических соединений.

К недостаткам этого метода относятся: невозможность приготовления стандартного раствора титранта по точной навеске, нестабильность при хранении, необходимость строгого соблюдения условий проведения титрования.

К достоинствам относятся: титрование без постороннего индикатора, в широком диапазоне pH; высокое значение E^oMnO₄^---, H⁺ /Mn²⁺; перманганат калия доступен и сравнительно не дорог.

Работа 1. Стандартизация раствора перманганата калия по щавелевой кислоте методом отдельных навесок

Взаимодействие протекает по схеме:

2MnO₄^--- + 5H₂C₂O₄ + 6H⁺ → 2Mn²⁺ + 10CO₂  + 8H₂O

Данная реакция протекает сложно, в несколько стадий; для того чтобы она началась, необходимо присутствие в растворе хотя бы следов Mn²⁺:

MnO₄^--- + MnC₂O₄ → MnO₄^2-- + MnC₂O₄⁺

Далее происходят процессы:

Mn (VI) + Mn (II) → Mn (IV)

Mn (IV) + Mn (II) → Mn (III)

Марганец(III) образует оксалатные комплексы состава Mn(C₂O₄)^(3-2n)+, где n = 1,2,3, которые медленно распадаются с образованием Mn(II) и CO₂. Таким образом, реакция катализируется ионами Mn(II). Первые капли KMnO₄ даже в горячем растворе обесцвечиваются очень медленно. По мере возрастания концентрации Mn(II) скорость реакции увеличивается.

Описание работы в лабораторном журнале сделать по следующему плану:

1.Уравнение реакции, обоснование направленности (с указанием промежуточных стадий).

2.Обоснование условий титрования (pH, t, Ind).

3.Расчет величины навески и взятие трёх навесок.

4.Описание методики титрования.

5.Расчет результатов титрования: Н, Т _KMnO4 и статистическая обработка результатов титрования.

6.Вывод.

Реагенты:

KMnO₄ ~ 0,05н раствор₄ ;

Н₂С₂О₄∙2Н₂О, кристаллическая;

H₂SO₄, 2н раствор.

Методика. На аналитических весах берут три навески щавелевой кислоты, близкие по массе к теоретической и растворяют в колбах для титрования в произвольном объёме воды, удобном для титрования. Разработаны две методики стандартизации KMnO₄.

1. К раствору Н₂С₂O₄ добавляют 15-20 мл 2н H₂SO₄, нагревают до 60^оС (Не кипятить! Это приводит к разложению щавелевой кислоты:

Н₂С₂O₄  CO₂↑+ CO↑ + 2H₂O),

и титруют раствором KMnO₄ из бюретки, сначала медленно, добиваясь обесцвечивания каждой капли титранта, затем, по мере образования Mn²⁺, быстрее. Титрование считается законченным, когда от одной капли KMnO₄ раствор окрасится в бледно-розовый цвет, устойчивый 20-30 с.

Результаты занести в таблицу:

q экспер..	V KMnO4	H KMnO4	H  E	T KMnO4

и обработать с использованием методов математической статистики. Вывод.

2. К приготовленному раствору Н₂С₂O₄ добавляют 15-20 мл 2н H₂SO₄, прибавляют из бюретки ~ 90-95% раствора KMnO₄, нагревают до 60^оС и заканчивают титрование, добавляя титрант до получения устойчивой розовой окраски, не исчезающей 30с.

Работа 2. Определение железа (II) в растворимых солях.

Определение железа (II) основано на реакции:

5Fe²⁺+MnO₄^--- +8H⁺→5Fe³⁺+Mn²⁺+ 4H₂O (I)

Титрование проводят в сильнокислой среде. Присутствие Cl ^--- приводит к перерасходу перманганата и получению нечёткого конца титрования. Связано это с тем, что реакция (I) индуцирует реакцию между MnO₄^--- и Cl ^---. Индуцированной реакции не возникает при достаточных концентрациях Mn(II). Перед титрованием хлорида железа (II) в раствор добавляют смесь Рейнгарда-Циммермана, состоящую из H₂SO₄, MnSO₄ и H₃PO₄. Присутствие H₂SO₄ обеспечивает нужный pH среды, MnSO₄ предотвращает окисление Cl ^---; H₃PO₄ связывает образующиеся Fe³⁺ в бесцветный комплекс (иначе хлоридные комплексы Fe³⁺ затрудняют определение к.т.т.). Если надо определить содержание Fe(III) в солях, то оно предварительно восстанавливается металлическим цинком (см. работу по дихроматометрии).

План работы.

1. Записать уравнения реакции, объяснить направленность.

2. Рассчитать и построить кривую титрования при pH = 0 и pH = 4.

3. Обосновать условия титрования (рН; влияние мешающих ионов; использование смеси Рейнгарда-Циммермана).

4. Методы восстановления Fe(III)  Fe(II).

5. Титрование. Расчёт Н и Т раствора соли Fe(II). Статистическая обработка результатов.

6. Контрольная экспериментальная работа по определению массы (объёма) соли Fe(II). Расчёт и статистическая обработка результатов.

Реагенты:

KMnO₄, 0,05М стандартный раствор;

сульфат железа (II) FeSO₄/ раствор или кристаллогидрат/.

H₂SO₄, 2Н раствор.

Методика. Из исходного раствора соли железа (II) с концентрацией ~1,0 – 0,5М приготовить в мерной колбе на 100мл. раствор с концентрацией ~0,05М. Методом пипетирования установить точную концентрацию исходного раствора. При этом каждый раз в колбу для пипетирования добавлять 10мл. 2Н H₂SO₄ и 50мл. дистиллята. Титровать до бледно-розовой окраски, устойчивой 30с.

Если исходный раствор содержит Fe(III), то его предварительно надо восстановить. Для этого в колбу для титрования добавить 1-2 гранулы металлического цинка, аккуратно подогревая до обесцвечивания раствора. Полноту восстановления можно контролировать тиоцианатной реакцией на Fe³⁺. Затем пинцетом достать остаток Zn, ополаскивая над колбой дистиллятом, охладить, добавить 10мл. 2Н H₂SO₄ и титровать. При необходимости добавить 3-5мл. H₃PO₄ 1:10. Определение провести 3-4 раза. Результаты занести в таблицу и сделать расчёты. Затем аналогично провести контрольную работу и определить V(m) выданного образца Fe(II) ±E .

ДИХРОМАТОМЕТРИЯ.

Данный метод определения веществ основан на реакции их окисления дихромат-ионами. Раствор K₂Cr₂O₇ можно приготовить по точной навеске, т. к. он удовлетворяет всем требованиям к первичному стандарту.

В кислой среде дихромат является сильным окислителем:

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6е  2Cr³⁺ + 7H₂O; E^oCr₂O₇^2-- / Cr³⁺ =1,33В.

Кислую среду можно создавать, используя не только серную кислоту, но и соляную, фосфорную. При C_HCl < моль/л ионы Cl ^--- не окисляются дихромат-ионами.

Прямым титрованием можно определить ряд восстановителей: железо(II), включая [Fe(CN)₆]^{4 ‾}; сульфиты; иодиды; арсениты; аскорбиновую кислоту; метанол и т.д. Методом обратного титрования определяют некоторые окислители: нитраты, хлориты и др.

Работа 1. Определение железа (II)

Определение основано на реакции:

6Fe²⁺ + Cr₂O₇^2-- + 14H⁺ → 6Fe³⁺ + 2Cr³⁺ + 7H₂О;

В процессе титрования концентрация Fe³⁺ повышается, следовательно, возрастает E^oFe³⁺ /Fe ²⁺ , что приводит к преждевременному изменению цвета дифениламина (Е^о = 0,76В.). Поэтому вводят H₃PO₄, которая связывает Fe³⁺ в устойчивый бесцветный комплекс, тем самым, понижая потенциал пары Fe³⁺/Fe²⁺.

Растворы Fe(II) часто содержат Fe(III), поэтому перед титрованием проводят их восстановление до Fe(II). Восстановление можно проводить с помощью SnCl₂; Zn метал. и т.д. В первом случае происходит реакция:

2[FeCl₄] ^-- + [SnCl₄]^2--  2Fe²⁺ + [SnCl₆]^2-- + 6Cl ^---

Скорость реакции возрастает при нагревании в присутствии конц. HCl, которая создаёт нужную среду и образует комплексы с Fe(III), интенсивно окрашенные в жёлтый цвет и могут служить индикатором.

Избытка восстановителя нужно избегать, небольшие оставшиеся количества окисляют с помощью HgCl₂:

[SnCl₄]^2-- + HgCl₂  [SnCl₆]^2-- + Hg₂Cl₂ 

Реагенты:

K₂Cr₂O₇, стандартный раствор (0,05н);

HCl, конц.;

H₂SO₄, конц.;

SnCl₂, раствор;

HgCl₂, раствор;

H₃PO₄, конц. раствор;

дифениламин, 1% раствор в конц. H₂SO₄;

План работы.

1. Записать уравнения реакций, лежащие в основе определения Fe(II).

2. Рассчитать кривую титрования Fe(II) – Cr₂O₇^2- - H⁺ при условиях: рН = 2; С _{реагирующих веществ} = 0,05моль-экв./л.

3. Обоснование выбора индикатора.

4. Титрование. Занесение результатов в таблицу.

5. Рассчитать Н ±E ,  и Т раствора соли Fe(II).

Методика. Приготовить 0,05н раствор K₂Cr₂O₇ по точной навеске. Рассчитать точно Н и Т приготовленного раствора.

В колбу для титрования ёмкостью 100мл. пипеткой внести 10мл исследуемого раствора, добавить 5мл. HCl конц., нагреть почти до кипения и к горячему раствору добавить 1–2 капли SnCl₂ до обесцвечивания (избыток восстановителя не добавлять!).

Раствор охладить, добавить 2мл. H₂SO₄ конц., 3мл. раствора HgCl₂; 4-5мл. H₃PO₄ конц.; 15мл. H₂O; 2 капли (С₆H₅)₂NH и медленно титровать дихроматом при сильном перемешивании (особенно в конце) до появления сине-фиолетовой окраски.

Восстановление металлическим цинком.

Реагенты:

K₂Cr₂O₇, стандартный раствор (0,05н);

HCl, конц.;

H₂SO₄, конц.;

H₃PO₄, конц.;

Zn металлический, гранулы;

Дифениламин, 1% в H₂SO₄, конц.

Методика. В коническую колбу для титрования отобрать пипеткой 10мл. исследуемого раствора, добавить 5мл. HCl конц., внести 3 – 4 гранулы металлического цинка, сразу закрыть маленькой воронкой и нагреть на песочной бане (реакция не должна идти очень бурно) до обесцвечивания раствора и растворения цинка (не прореагировавший цинк пинцетом убрать и последний сполоснуть Н₂О).

Охладить под струёй воды, добавить 3-4мл. H₂SO₄ конц., вторично охладить, добавить 5мл. H₃PO₄ конц., 15мл. Н₂О; 2 капли индикатора и медленно титровать дихроматом калия до появления синей или грязно-синей окраски раствора.

Расхождение между результатами титрования не должно превышать 0,1мл.

Работа 2. Определение железа в рудах.

Реагенты:

K₂Cr₂O₇, стандартный раствор (0,05н);

HCl, конц.; 1:4; 0,05н;

HNO₃, конц. ( = 1,17);

H₂SO₄, конц. ( = 1,84);

H₃PO₄, конц. ( = 1,70);

Zn металлический, гранулы;

Дифениламин, 1% в H₂SO₄, конц.

Методика. Точную навеску анализируемой руды (0,7-1г.) поместить в химический стакан ёмкостью 300мл., добавить 40мл. HCl (1:4). Закрыть часовым стеклом и растворить при нагревании на песочной бане. Затем добавить 2-5мл. HNO₃ и продолжать нагревание. Растворение считается законченным, когда на дне стакана остаётся серовато-белый осадок SiO₂nН₂О. Раствор выпарить досуха, остаток обработать 10мл. HCl конц. и снова выпарить. Повторить 2 раза, затем добавить 4мл. HCl конц. и разбавить горячей водой до 50мл. Раствор отфильтровать через фильтр «белая лента» в мерную колбу ёмкостью 200мл. Хорошо все промыть горячей 0,05М HCl для количественного перенесения ионов железа, охладить, и при перемешивании довести до метки.

Далее для определения железа поступить как в предыдущей задаче (п.б).

Раствор оставить для определения ионов железа в комплексонометрии.

Иодометрия.

Этот метод основан на реакции:

I₃^-- + 2e  3I^--; E^o I₃^-/ 3I^- =0,545В.

Иод является окислителем средней силы, поэтому данную систему используют как для определения как окислителей, так и восстановителей.

Методы, основанные на прямом окислении веществ раствором иода, иногда называют иодиметрическими, а методы, в которых окисляется иодид с последующим титрованием выделившегося иода – иодометрическими.

Индикатором в иодометрии служит 1% свежеприготовленный раствор крахмала, который образует с иодом соединение синего цвета комплексно-адсорбционного типа. Чувствительность крахмала высока, но резко падает с повышением температуры. Крахмал следует добавлять в конце титрования, иначе он даёт настолько прочные соединения с иодом, что идет перерасход титранта Na₂S₂O₃.

Работа 1. Стандартизация раствора Na₂S₂O₃ по дихромату калия.

Прямое титрование тиосульфата дихроматом провести нельзя, т.к. реакция с сильными окислителями идет нестехиометрично. Поэтому используется метод замещения. Сначала проводят реакцию между дихроматом и иодидом:

Cr₂O₇^2- + 6I^-- + 14H⁺  2Cr³⁺ + 7H₂O + 3I₂ (1)

Выделившийся йод в количестве, эквивалентном дихромату, оттитровывают тиосульфатом натрия:

I₂ + 2S₂O₃^2-  2I^-- + S₄O₆^2- (2)

Для протекания реакции (1) необходима сравнительно высокая концентрация Н⁺ (для повышения потенциала системы Cr₂O₇^2-- /2Cr³⁺), большой избыток иодида (для растворения I₂ и понижения потенциала системы I₃^-/ 3I^-). Так как скорость реакции (1) невелика, нужно некоторое время.

Реакция (2) протекает гораздо быстрее, чем

S₂O₃^2- + 2H⁺  H₂S₂O₃ H₂O + SO₂ + S,

Все же перед титрованием иода нужно понизить концентрацию Н⁺ разбавлением.

План работы.

1. Записать уравнения реакций, обосновать направленность.

2. Обосновать условия реакций (1) и (2).

3. Методика работы.

4. Титрование. Расчёт и обработка результатов. Все результаты должны быть занесены в таблицу.

Реагенты:

K₂Cr₂O₇, кристаллический, х.ч.;

Na₂S₂O₃, 0,05н раствор;

H₂SO₄, 2н раствор;

KI, 10% раствор;

крахмал, 1% свежеприготовленный раствор.

Методика. Работу можно выполнить методом отдельных навесок или методом пипетирования. В первом случае рассчитывают величину теоретической навески K₂Cr₂O₇, чтобы на её титрование шло ~ 15мл. титранта и берут три экспериментальные навески, близкие по массе к теоретической.

В коническую колбу для титрования ёмкостью 200-250мл. внести с помощью мерного цилиндра 15-20мл. 2н H₂SO₄, 10мл. 10% KI (раствор должен оставаться бесцветным) и количественно перенести навеску K₂Cr₂O₇.

Перемешать и поставить в тёмное место на 3-5мин., прикрыв часовым стеклом. Затем добавить 100мл. дистиллята и быстро оттитровать раствором тиосульфата до бледно-желтой окраски; добавить 1-2мл. 1% крахмала и дотитровать до исчезновения синей окраски. В к.т.т. окраска бледно-зелёная (Cr³⁺). Повторить три раза и сделать расчёты.

Работа 2. Определение меди (II).

Иодометрическое определение меди основано на реакциях:

2Cu²⁺ + 4I^--  2CuI + I₂ (1)

I₂ + S₂O₃^2-  2I^-- + S₄O₆^2- (2) E^o Cu²⁺/ CuI =0,86B.

Для протекания реакции (1) в растворе надо создать слабокислую среду (рН~2-4) для предотвращения гидролиза Cu²⁺ и таким путём повысить потенциал системы Cu²⁺/ CuI; и брать большой избыток иодида (для понижения потенциала системы I₂ / 2I^-- и растворения иода).

Для подкисления не следует применять HCl, т.к. образование хлоридных комплексов меди (II) затрудняет восстановление Cu(II); используют растворы H₂SO₄ или CH₃COOH. К снижению результатов приводит адсорбция I₃^— осадком CuI. Уменьшить влияние этого фактора можно, вводя KSCN, который реагирует с CuI:

CuI(тв.) + SCN^-- = CuSCN(тв.) + I^-

Растворимость тиоцианата меди (I) более, чем в 10 раз меньше растворимости CuI, что обеспечивает протекание реакции, по крайней мере, на поверхности осадка (CuSCN не адсорбирует I₃^--).

План работы.

1. Записать уравнения реакций, обосновать их направленность.

2. Обосновать условия титрования.

3. Методика определения.

4. Титрование. Расчёт Н ±E ,  и Т соли меди (II).

5. Решение контрольной экспериментальной задачи. Расчёт V контр. Cu²⁺ ,±E и  определения.

Реагенты:

Na₂S₂O₃, 0,05н, стандартный раствор;

H₂SO₄, 2н раствор;

KI, 10% раствор;

крахмал, 1% свежеприготовленный раствор;

CuSO₄, исходный раствор, ~0,5М.

Методика. В мерной колбе на 100мл. приготовить ~0,05М раствор из исходного раствора CuSO₄ . В колбу для титрования внести аликвоту приготовленного раствора соли меди (II), 2-4мл. 2н Н₂SO₄, 10-15 мл. 10% KI, прикрыть и поставить в тёмное место на 5 минут. Затем титровать раствором Na₂S₂O₃ до жёлтой окраски суспензии, добавить 1мл. 1% крахмала и дотитровать при тщательном перемешивании до белой (телесной) окраски суспензии. Сделать расчёты.

Аналогично провести титрование контрольной задачи и определить выданный исходный объём CuSO₄ или массу CuSO₄.

Работа 2. Определение сахаров.

Методика основана на восстановлении сахарами Cu(II) до Си(I) из тартратного комплекса:

C₆H₁₂O₆ + 2K₂Cu(C₄H₄O₆)₂ + 5KOH = C₆H₁₁O₇K + Cu₂O + 4K₂C₄H₄O₆ + 3H₂O

Соль меди и тартрат берут в 2-3 кратном избытке по отношению к глюкозе. После реакции, избыток ионов меди восстанавливают иодидом в кислой среде и выделившийся иод титруют тиосульфатом натрия.

2Cu²⁺ + 5I^--  2CuI  + I₃^--

Обязательно проводят контрольный опыт для определения концентрации меди (II) в исходном растворе. Количество меди, пошедшее на реакцию с сахарами находят по разности.

Реагенты:

CuSO₄5H₂O, 0,04М (10г. / 1л. раствора);

K₂C₄H₄O₆ (115г K₂C₄H₄O₆ растворяют в воде, прибавляют 40г NaOH, разбавляют водой до 1л.);

KI, 5% раствор;

Na₂S₂O₃, 0,05М стандартный раствор;

H₂SO₄, 1М раствор;

крахмал, 1% свежеприготовленный раствор.

Методика. Из анализируемого раствора, содержащего 50-100мл. глюкозы, приготовить в мерной колбе на 100мл раствор. Пипеткой отобрать 10,00мл. приготовленного раствора в колбу для титрования, добавить точно 10,00мл. раствора CuSO₄, мензуркой 3мл раствора тартрата калия и хорошо перемешать. Образовавшийся тёмно-синий раствор нагреть и прокипятить 2-3мин. на плитке. При этом выделяется жёлтый осадок, переходящий в красный.

Раствор хорошо охладить, добавить 20мл. KI, 10мл. раствора H₂SO₄ и немедленно титровать желтоватую суспензию раствором тиосульфата натрия до бледно-жёлтой окраски. Ввести 3-5 капель раствора крахмала и титровать при перемешивании до исчезновения синей окраски(V₁).

Аналогично провести контрольный опыт. Для этого в колбу для титрования ввести точно 10мл. раствора CuSO₄, 3мл раствора тартрата калия (мензуркой), 20мл 5% KI и 10мл 1М H₂SO₄. Полученный раствор оттитровать раствором Na₂S₂O₃ (аналогично).

Массу глюкозы (г.) рассчитывают по формуле:

(V₂ – V₁)CMV_k

где 2V₀1000

V₀ – объём анализируемого раствора;

V₂ – объём Na₂S₂O₃, пошедший в контрольном опыте;

V₁ – объём Na₂S₂O₃, на титрование сахара;

C – молярная концентрация Na₂S₂O₃;

M – молярная масса сахара (180,0 для глюкозы);

V_k – объём мерной колбы, из которой отбирали аликвотную часть.

КОНТРОЛЬНЫЕ ВОПРОСЫ И ЗАДАНИЯ ПО ТЕМЕ «ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНОЕ ТИТРОВАНИЕ».

1. Требования к ОВР, используемым в титриметрии.

2. Перечислить основные ОВ методы объёмного анализа. Какие рабочие растворы и индикаторы применяются в каждом из этих методов?

3. В каких координатах строятся кривые титрования? От каких факторов зависит величина скачка титрования? В каких случаях кривая титрования симметрична, ассиметрична относительно точки эквивалентности? Рассмотреть влияние рН, ионной силы, конкурирующих реакций комплексообразования, осаждения на форму кривых.

4. Фиксирование точки эквивалентности. ОВ индикаторы, их характеристика. Интервал перехода и показатель титрования. Ошибка титрования.

5. Предварительное окисление и восстановление. Назвать окислители и восстановители, применяемые с этой целью:

   1. газообразные.

   2. гомогенные.

   3. твёрдые.

6. Перманганатометрия:

   1. Приготовление, устойчивость, хранение раствора KMnO₄.

   2. Стандартизация раствора KMnO₄. Первичные стандарты.

   3. Определение Fe(II), Mn(II), H₂O₂, NO₂^--, MnO₂.

7. Иодометрия:

   1. Характеристика окислительно-восстановительной способности пары иод – иодид-ион.

   2. Характеристика стандартных и рабочих растворов метода (I₂, Na₂S₂O₃).

   3. Фиксирование т.э.

   4. Характеристика условий определения окислителей и восстановителей.

   5. Определение Fe(III), Cu(II), H₂O₂, NO₂^--, , арсенитов и арсенатов, кислот, Br₂ и Cl₂, Cr(VI) и Cr(III), воды и функциональных групп органических соединений.

8. Бихроматометрия:

   1. Характеристика метода. Сравнение достоинств и недостатков метода по сравнению с другими ОВ методами.

   2. Условия; индикаторы метода.

   3. Примеры применения бихроматометрии для определения восстановителей (прямого и косвенного) и окислителей.

   4. Условия определения Fe(II), Fe(III). Рассчитать ошибку титрования Fe(II) в отсутствии и присутствии фосфорной кислоты.

9. Другие ОВ методы титрования (броматометрия, цериметрия, ванадатометрия и др.).