Лабораторная работа определение содержания железа соли мора

Лабораторная работа «Определение содержания железа (II) в соли Mора»

Соль Мора, названная в честь немецкого химика К.Ф. Мора, имеет состав (NH₄)₂SO₄ . FeSO₄ . 6H₂O. Образует бледные сине-зеленые моноклинные кристаллы, устойчивые на воздухе и хорошо растворимые в воде. Соль Мора используется в медицине (при нехватке в организме железа, при определении уробелина) В виде растворов его применяют для пропитки древесины от гниения. Определение Fe (II) в соли Мора основано на реакции:

5Fe 2+ + MnO₄ — + 8H + → 5Fe 3+ + Mn 2+ + 4H₂O

1. Приготовить раствор соли Мора растворением точной навески препарата (массой около 2 г) в мерной колбе на 100 мл (с добавлением

5 мл 2н H₂SO₄ для подавления гидролиза).

2. Заполнить бюретку 0,05н раствором KMnO₄ .

3. В колбу для титрования отобрать пипеткой 10 мл раствора соли Мора, добавить мерным цилиндром

4. Провести титрование до появления неисчезающей бледно-розовой окраски.

5. Провести вычисления.

Эквивалентная концентрация Fe(II):

Масса Fe(II) в колбе объемом Vк=0.1л:

m(Fe 2+ ) = C(Fe 2+ ). М_экв(Fe 2+ ) . Vк

Эквивалентная масса Fe(II): М_экв(Fe 2+ )= М(Fe 2+ )/1= 55,85 г/моль.

Процентное содержание железа в соли Мора:

6. Сравнить полученное содержание с теоретическим значением, рассчитанным на основании химической формулы:

7. Рассчитать абсолютную и относительную погрешность определения. Абсолютная погрешность:

8. Сделать выводы по работе.

Лабораторная работа «Определение содержания растворенного в воде кислорода»

Содержание растворенного кислорода (РК) в воде характеризует кислородный режим водоема и имеет важнейшее значение для оценки его экологического и санитарного состояния. Кислород должен содержаться в воде в достаточном количестве, обеспечивая условия для дыхания гидробионтов. Он также необходим для самоочищения водоемов, т.к. участвует в процессах окисления органических и других примесей, разложения отмерших организмов. Снижение концентрации РК свидетельствует об изменении биологических процессов в водоеме, о загрязнении водоема биохимически интенсивно окисляющимися веществами (в первую очередь органическими). Поступление кислорода в водоем происходит путем растворения его при контакте с воздухом, а также в результате фотосинтеза водными растениями. Содержание РК зависит от температуры, атмосферного давления, степени турбулизации воды, количества осадков, минерализации воды др. Растворимость кислорода возрастает с уменьшением температуры и минерализации и с увеличением атмосферного давления. В поверхностных водах содержание растворенного кислорода может колебаться от 0 до 14 мг/л и подвержено значительным сезонным и суточным колебаниям. В сильно загрязненных органическими соединениями водных объектах может иметь место значительный дефицит кислорода. Уменьшение концентрации РК до 2 мг/л вызывает массовую гибель рыб и других гидробионтов. ПДК растворенного в воде кислорода для рыбохозяйственных водоемов установлена 6 мг/л (для ценных пород рыбы) либо 4 мг/л (для остальных пород).

Определение концентрации РК в воде проводится методом йодометрического титрования – методом Винклера. Метод основан на способности Mn(OH)₂ окисляться в щелочной среде до гидроксида марганца (IV), количественно связывая при этом кислород. В кислой среде гидроксид марганца (IV) снова переходит в Mn(II) выделяя при этом эквивалентное связанному кислороду количество йода. Выделившийся йод оттитровывают раствором тиосульфата натрия в присутствии крахмала в качестве индикатора:

1. Пробу воды для анализа отобрать в склянку (стеклянную или пластмассовую), заполнив весь ее объем; плотно закрыть крышкой. Зафиксировать температуру и атмосферное давление в момент отбора пробы( необходимо для расчета степени насыщения). Стадию фиксации растворенного кислорода необходимо провести как можно быстрее после отбора пробы, желательно на месте отбора. Для этого быстро отобрать в коническую колбу пипеткой 100 мл пробы воды, ввести пипеткой на дно последовательно1 мл раствора MnCl2 (2М) и 1 мл щелочного раствора KI (пользоваться отдельными пипетками).

2. Быстро закрыть колбу пробкой и тщательно перемешать. Образовавшемуся осадку гидроксида марганца дать отстояться (5-10 мин). Прилить мерным цилиндром 5 мл раствора HCl (2:1), закрыть пробкой и тщательно перемешать.

3. Заполнить бюретку 0,05н раствором Na2S2O3/

4.Провести титрование выделившегося йода раствором тиосульфата до тех пор, пока он не станет светло-желтым. Затем прибавить

1мл раствора крахмала и продолжить титрование до исчезновения синей окраски.

5. Найти содержание растворенного кислорода в мг/л по формуле:

С(Na₂S₂O₃)- нормальная концентрация тиосульфата; V(Na₂S₂O_{3_}— объем раствора тиосульфата, пошедший на титрование; V(вода)- объем воды; М(1/4О₂)- эквивалентная масса кислорода; 10 3 — поправочный коэффициент (пересчет на мг).

Относительное содержание кислорода в воде, выраженное в процентах его нормального содержания и называется степенью насыщения кислородом. Этот параметр зависит от температуры воды, атмосферного давления и уровня минерализации. Вычислить степень насыщения по формуле:

R- степень насыщения воды кислородом, %; C(РК) – концентрация кислорода, мг/л; Р – атмосферное давление, мм.рт.ст; С(насыщ) –концентрация насыщенного раствора кислорода при данной температуре и общем давлении 760мм.

Источник

Лабораторная работа определение содержания железа соли мора

• Главная Страница
• Поиск По Сайту
• Контакты Обратная связь

• Главная
• Химия
• Окислительно-восстановительное титрование
• Определение железа в растворе соли Мора

Определение железа в растворе соли Мора

Опыт 2. Определение железа (II) в растворе соли Мора.

Принцип метода. Титрование железа (II) основано на реакции:

5Fe2+ + MnO4-+ 8H+ ® 5Fe3+ + Mn2+ + 4H2O.

Если железо (II) входит в состав соли Мора (NH4)2SO4·FeSO4·6H2O, то идёт следующая реакция:

2KMnO4 + 10(NH4)2SO4·FeSO4 + 8H2SO4 ® 2MnSO4 + 5Fe2(SO4)3 + K2SO4 +

10 5 Fe2+ — e — ® Fe3 + 2 1 MnO4- + 8H+ + 5e — ® Mn2+ + 4H2O

Мэ(соли Мора) = М(соли Мора)

Реагенты и оборудование: стандартизованный 0,05 н раствор перманганата калия; раствор соли Мора; 2 н раствор серной кислоты; бюретка; стеклянная воронка; конические колбы ёмкостью 100 мл; пипетки Мора; стеклянный цилиндр ёмкостью 50 мл; мерная колба ёмкостью 100 мл.

Ход анализа. В мерную колбу ёмкостью 100 мл наливают немного раствора соли Мора, доводят объём дистиллированной водой до метки и перемешивают. Из этого раствора пипеткой Мора отбирают 10,00 мл и переносят в коническую колбу, добавляют 10 мл 2 н раствора серной кислоты. В чистую бюретку заливают раствор перманганата калия и подготавливают к титрованию. Титрование подкисленного раствора соли Мора перманганатом калия проводят на холоде (при нагревании катион железа (II) окисляется кислородом воздуха до катиона железа (III)) до появления бледно-малиновой окраски, не исчезающей при встряхивании в течение 1-2 минут. Повторяют титрование 2-3 раза.

Обработка результатов. Из сходящихся отсчётов берут средний результат титрования и вычисляют массу железа в анализируемом растворе.

.

Масса железа в 100 мл раствора соли Мора равна:

Источник

Определение содержания железа в растворе соли Мора

Определение содержания железа в растворе соли Мора методом перманганатометрии, основанном на окислительных свойствах перманганата калия в кислой среде. Обработка результатов анализа методом математической статистики, оценка случайной погрешности.

Рубрика	Химия
Вид	лабораторная работа
Язык	русский
Дата добавления	08.10.2020
Размер файла	39,6 K

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.Allbest.Ru/

Размещено на http://www.Allbest.Ru/

Размещено на http://www.Allbest.Ru/

Определение содержания железа в растворе соли Мора

Выполнила: Чертоляс А.И.

Студентка группы 0481

Определить содержание в растворе соли Мора методом перманганатометрии, провести обработку результатов анализа методом математической статистики, оценить случайную погрешность определения.

Метод перманганатометрии основан на окислительно-восстановительной реакции. Метод (как и любой другой в окислительно-восстановительном титровании) основан на разности потенциалов исходных реактивов и продуктов реакции. Титрование проводится в кислой среде, т.к. итогом титрования является присутствие бесцветных ионов Mn2+ в растворе, выпадание же осадка в щелочной и нейтральной средах способствует затруднению определения точки эквивалентности. Индикатор в реакции (за счет окраски титранта) не участвует.

При окислении в кислой среде восстановление до Mn2+ протекает следующим образом:

При окислении в слабощелочной или нейтральной среде восстанавливается до MnO2, выпадающего в осадок бурого цвета:

Соль Мора — двойная смесь сульфата железа (II) и сульфата аммония, (NH4)2 Fe(SO4)26H2O. При титровании раствора соли Мора перманганатом протекает реакция:

Методика выполнения работы:

Приготовить раствор соли Мора в колбе на 100 мл, разбавив дистиллированной водой до метки.

В колбу для титрования внести 10 мл раствора соли.

Прибавляем 10 мл 2н серной кислоты и титруем до появления устойчивой бледно-розовой окраски (свидетельствующей об избыточной капле титранта в растворе).

Проводим опыт до 4х воспроизводимых результатов.

Источник

Лабораторная работа 9 Стандартизация рабочего раствора перманганата калия. Определение содержания железа в соли Мора

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:

где [Oк.] – концентрация окисленной формы; [Восст.] – концентрация восстановленной формы; n – количество электронов, участвующих в полуреакции.

Реакция используется в количественном анализе, если разность потенциалов реагирующих пар (ЭДС системы) имеет значение 0,4-0,5 В.

Методы редоксиметрии, в зависимости от используемых титрантов, подразделяются на:

1. Перманганатометрия. Титрант — раствор перманганата калия KMnO₄. Индикатор — избыточная капля титранта.

2. Иодометрия. Титрант — раствор свободного иода I₂ или тиосульфата натрия Na₂S₂O₃. Индикатор — крахмал.

3. Дихроматометрия. Титрант — раствор дихромата калия K₂Cr₂O₇ и другие методы.

Вычисления молярных масс эквивалентов окислителей и восстановителей проводят по формуле: М_э = М/n, где n ˗ число электронов, которые присоединяет или отдает в данной реакции один моль вещества. То есть, для нахождения молярной массы эквивалента окислителя (восстановителя) нужно его молярную массу разделить на число принятых (отданных) электронов в данной полуреакции.

Например, в реакции окисления сульфата железа (II) перманганатом калия в кислой среде:

1 MnO₄ — + 8 H + + 5 e  Mn 2+ + 4 H₂O

5 Fe 2+ — e  Fe 3+

ион MnO₄ — как окислитель принимает пять электронов, а ион Fe 2+ как восстановитель отдает один электрон. Поэтому для расчета молярных масс эквивалентов окислителя и восстановителя их молярные массы следует разделить на пять и на один, соответственно.

M_э(KMnO₄) =

М_э(FeSO₄) = M_э(Fe 2+ ) = M(Fe 2+ ) = 55,85 г/моль

В реакции окисления сульфита натрия перманганатом калия в нейтральной среде:

ион MnO₄ — принимает только три электрона, а ион восстановителя SO₃ 2- отдает два электрона, следовательно:

M_э(KMnO₄) = M_э(Na₂SO₃) =

Из приведенных примеров видно, что молярные массы эквивалентов окислителей и восстановителей зависят от условий проведения реакций и определяются, исходя из соответствующих полуреакций. Рома! Это можно убрать или переставить в лаб раб ОВР

Метод основан на окислительно-восстановительных реакциях, в которых окислителем является перманганат-ион MnO₄ — .

Перманганат калия проявляет окислительные свойства в кислой, нейтральной и щелочной средах:

MnO₄ — + 8H + + 5e  Mn 2+ + 4H₂O Е о = 1,51 В

MnO₄ — + 2H₂O + 3 e  MnO₂ + 4OH — Е о = 0,59 В

MnO₄ — + 1 e  MnO₄ 2- Е о = 0,56 В

Титрование перманганатом калия проводят в кислых средах, поскольку окислительная активность перманганата калия в кислой среде гораздо выше, чем в нейтральной и щелочной. При восстановлении перманганат-ионы в кислой среде превращаются в ионы Mn 2+ и раствор обесцвечивается. Это позволяет легко фиксировать точку эквивалентности за счет розовой окраски избыточной капли самого перманганата калия.

Восстановители обычно определяются методом прямого титрования их раствором перманганата калия. Окислители ˗ методом обратного титрования. В этом случае раствором перманганата калия оттитровывают избыток восстановителя, приливаемого к окислителю.

Индикатором в этом методе служит сам рабочий раствор ˗ перманганат калия.

Стандартизация рабочего раствора перманганата калия

Перманганат калия обычно содержит ряд примесей, поэтому раствор, приготовленный по навеске, не имеет точной концентрации.

Раствор перманганата калия должен храниться в склянке из темного стекла, так как под действием света происходит его разложение:

Поэтому через 5-7 дней после приготовления раствор перманганата калия отфильтровывают через стеклянный фильтр и проводят его стандартизацию.

Молярную концентрацию эквивалентов раствора перманганата калия обычно устанавливают по стандартному раствору перекристаллизованной щавелевой кислоты Н₂С₂О₄ . 2Н₂О.

Стандартизация раствора перманганата калия по щавелевой кислоте

Реакция между перманганатом калия и щавелевой кислотой в сернокислой среде протекает по следующему уравнению:

2 MnO₄ — + 8 H + + 5 e  Mn 2+ + 4 H₂O

Порядок выполнения работы

1. Ополоснуть и наполнить бюретку раствором перманганата калия. Установить уровень жидкости на нулевом делении по верхнему краю мениска (для окрашенных жидкостей уровень устанавливается по верхнему краю мениска). Заполнить кончик бюретки.

2. В колбу для титрования цилиндром налить 15 мл 1 М раствора серной кислоты H₂SO₄ и 25 мл дистиллированной воды. Колбу на 2-3 минуты поставить на водяную баню нагретую до 70-80 о С. Чистую пипетку ополоснуть раствором щавелевой кислоты. Отмерить пипеткой точный объем раствора щавелевой кислоты H₂C₂O₄ и перенести его в колбу для титрования c нагретым раствором серной кислоты.

3. Оттитровать горячий раствор щавелевой кислоты перманганатом калия. Катализатором реакции служат ионы Mn 2+ , которые являются одним из продуктов реакции. В начале титрования реакция идет медленно, первые капли перманганата обесцвечиваются с трудом. Поэтому прибавление первого миллилитра перманганата нужно проводить очень медленно. После того как образовались ионы Mn 2+ , скорость реакции увеличивается, и титрование можно вести быстрее, прибавляя перманганат калия маленькими порциями и сильно перемешивая раствор в колбе. Новая порция прибавляется только после обесцвечивания предыдущей. Конец титрования определяется по появлению неисчезающей в течение 1-2 минут бледно-розовой окраски от одной лишней капли перманганата калия. Взятый объем щавелевой кислоты и объем перманганата калия, пошедший на титрование, записать в таблицу.

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

5. Рассчитать молярную концентрацию эквивалента и титр раствора перманганата калия.

Форма лабораторного отчета

Лабораторная работа № . Дата

“Название лабораторной работы”

Определяемое вещество (титрант) — С_Э(KMnO₄) = ?, T(KMnO₄) = ?

Индикатор – избыточная капля раствора KMnO₄

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

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

Источник