Данилина Е.И., Иняев И.В. Титриметрический анализ
Подождите немного. Документ загружается.
21
),моль/г(
fVN
m
Э
aщщ
к
к
⋅⋅
=
где Э
к
– молярная масса эквивалента неизвестной кислоты;
m
к
– навеска пробы кислоты, взятая на аналитических весах, мг;
N
щ
– нормальность раствора щелочи, определенная по фенолфталеину;
V
щ
– объем щелочи, израсходованный на титрование аликвотной пробы, мл;
f
а
– фактор аликвотирования, равный отношению общего объема раствора
(мерной колбы) к объему аликвоты.
3. ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИЯ
3.1. ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРА ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ
В качестве стандартного раствора в методе перманганатометрии применяют
раствор KMnO
4
. Использование перманганата калия дает возможность фиксиро-
вать точку эквивалентности по появлению розовой окраски раствора, вызываемой
добавлением лишь одной капли избытка стандартного раствора. Поскольку одна
капля раствора KMnO
4
даже при концентрации его, равной 0,01 н., окрашивает в
конце титрования 50 мл раствора в отчетливый розовый цвет, нет надобности
употреблять 0,1 н. растворы перманганата. Обычно применяют его 0,02–0,05 н.
растворы.
Титрованный раствор перманганата калия нельзя приготовить путем взятия
точной навески и растворения ее в определенном объеме воды, т. к. перманганат
всегда содержит ряд
трудно удаляемых примесей, в частности, таких продуктов
его восстановления, как MnO
2
. На перманганат действуют органические вещества,
содержащиеся в дистиллированной воде, аммиак и другие вещества, попадающие
в воду с пылью и т. п. Поэтому обычно берут приблизительную навеску на техно-
химических весах. Хранить раствор перманганата нужно в темноте или в склян-
ках из темного стекла, так как свет ускоряет разложение KMnO
4
:
4 MnO
4
–
+ 2 H
2
O → 4 MnO
2
+ 4 OH
–
+ 3 O
2
.
Нужно также помнить, что перманганат окисляет резину, корковые пробки,
бумагу и другие вещества, поэтому необходимо избегать соприкосновения рас-
твора с ними (например, нельзя фильтровать раствор через бумажные фильтры).
Поскольку перманганат выступает окислителем и в кислой, и в щелочной
среде, а реакции его в этих средах протекают различно (присоединяется соответ-
ственно 5
и 3 электрона), для вычисления массы навески KMnO
4
нужно представ-
лять себе его молярную массу эквивалента.
Чаще всего титрование проводят в кислой среде, так как в ней окислитель-
ные свойства KMnO
4
выражены сильнее. В этом случае Э = М/5 = 31,61 г/моль.
22
Для приготовления 1 л 0,05 н. раствора необходимо отобрать примерно 1,6 г сухо-
го препарата.
Отобранную навеску не высыпают сразу в сосуд, в котором предполагается
держать раствор, так как кристаллы KMnO
4
растворяются довольно медленно.
Навеску помещают в химический стакан или коническую колбу и приливают не-
которое количество дистиллированной воды, интенсивно перемешивают, ждут,
пока нерастворившийся перманганат осядет на дно, и осторожно сливают жид-
кость с кристаллов в сосуд вместимостью 1 л. Наливают новую порцию воды и
так поступают до тех пор, пока не
будет израсходован заготовленный объем воды,
даже если не весь перманганат будет растворен. Основное, на что следует обра-
щать внимание, – чтобы в сосуд не попали кристаллы KMnO
4
, иначе при посте-
пенном растворении они изменят установленную концентрацию титранта. Иногда
для ускорения приготовления раствора перманганата калия рекомендуют нагреть
его в конической колбе до кипения, охладить и после этого отфильтровать осадок.
3.2. УСТАНОВКА ТИТРА СТАНДАРТНОГО РАСТВОРА
ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ
3.2.1. Сущность метода
Титр раствора KMnO
4
устанавливают по щавелевой кислоте Н
2
С
2
О
4
⋅2Н
2
О,
оксалату аммония (NH
4
)
2
C
2
O
4
⋅H
2
O, оксалату натрия Na
2
C
2
O
4
, оксиду мышьяка
As
2
O
3
, гексацианоферрату (II) калия K
4
[Fe(CN)
6
], по металлическому железу и не-
которым другим веществам. Наиболее удобны как установочные вещества щаве-
левая кислота и ее соли, т. к. они легко могут быть очищены от примесей пере-
кристаллизацией из воды. Необходимо применять свежеперекристаллизованные
вещества, т. к. они могут выветриваться, как все кристаллогидраты; а оксалат на-
трия, хотя и
не содержит кристаллизационной воды, довольно трудно растворим.
Протекающая при титровании этих веществ перманганатом суммарная ре-
акция соответствует уравнению:
5 C
2
O
4
2–
+ 2 MnO
4
–
+ 16 H
+
→ 2 Mn
2+
+ 8 H
2
O + 10 CO
2
.
Таким образом, при окислении оксалат-ион отдает два электрона, и моляр-
ные массы эквивалентов этих веществ равны половине молекулярных масс.
Практически данная реакция протекает в несколько стадий и очень медлен-
но, вследствие чего и раствор долго остается окрашенным в малиново-красный
цвет от всего лишь нескольких капель раствора KMnO
4
. Повышению скорости
процесса способствует нагревание до 70–80
о
С. Кроме того, накапливающиеся
ионы Mn
2+
оказывают каталитическое действие на реакцию (автокатализ).
Весьма важно при титровании поддерживать низкое значение рН, посколь-
ку, как видно из реакции, восстановление перманганата сопровождается нейтра-
лизацией. Количество кислоты должно быть достаточным, чтобы обеспечить зна-
чение рН < 7 в течение всего процесса титрования. Предпочитают использовать
разбавленную серную кислоту, а в тех случаях, когда
в растворе присутствуют
ионы, которые образуют осадки с сульфатами, применяют азотную кислоту. Хло-
23
ристоводородная кислота окисляется перманганатом с образованием свободного
хлора (реакция ускоряется в присутствии солей железа). Теоретическое количест-
во кислоты вычисляют, исходя из соотношения реагирующих веществ. Обычно
для титрования берут 15–20 мл 2 н. раствора серной кислоты.
3.2.2. Реактивы
KMnO
4
, примерно 0,05 н. раствор.
Н
2
С
2
О
4
(или оксалат), стандартизованный 0,05 н. раствор.
H
2
SO
4
, 2 н. раствор (разбавленный из концентрированной кислоты в соот-
ношении 1:17).
3.2.3. Ход определения
Раствором KMnO
4
ополаскивают бюретку и заливают в нее данный раствор.
Устанавливают уровень жидкости в бюретке на нуле. Если нижний край мениска
в бюретке плохо виден, можно все отсчеты делать по верхнему краю мениска.
Отбирают пипеткой аликвотную часть 25,00 мл стандартизованного раство-
ра оксалата, переносят в коническую колбу для титрования, с помощью мерного
цилиндра
добавляют 15–20 мл 2 н. раствора серной кислоты, Разбавляют раствор
в колбе примерно вдвое кипящей дистиллированной водой, и горячий раствор
титруют перманганатом из бюретки при постоянном перемешивании. Каждую
следующую каплю добавляют только после того, как исчезнет окраска от преды-
дущей. Первые капли раствора KMnO
4
обесцвечиваются довольно медленно. Но
как только образуется немного Mn
2+
, являющегося катализатором для данной ре-
акции, дальнейшее обесцвечивание происходит практически мгновенно. Титрова-
ние ведут до тех пор, пока раствор не окрасится в бледно-розовый цвет, не исче-
зающий в течение 30 секунд перемешивания.
Как всегда, ведут титрование не менее трех раз, и рассчитывают нормаль-
ность, титр и коэффициент раствора KMnO
4
обычным способом.
3.3. ОПРЕДЕЛЕНИЕ БИХРОМАТА КАЛИЯ ОБРАТНЫМ ТИТРОВАНИЕМ
3.3.1. Сущность метода
Определение бихроматов перманганатометрическим методом основано на
восстановлении их солью Мора (NH
4
)
2
SO
4
⋅FeSO
4
⋅6H
2
O:
Cr
2
O
7
2–
+ 6 Fe
2+
+ 14 H
+
→ 2 Cr
3+
+ 6 Fe
3+
+ 7 H
2
O
и последующем титровании избытка соли Мора стандартным раствором перман-
ганата:
MnO
4
–
+ 5 Fe
2+
+ 8 H
+
→ Mn
2+
+ 5 Fe
3+
+ 4 H
2
O.
По химическим реакциям видно, что молярная масса эквивалента для би-
хромата калия соответствует 1/6 его молекулярной массы, так как бихромат-ион
принимает 6 электронов.
Титрование ведут в сернокислой среде. Поскольку соль Мора недостаточно
хорошо растворима в воде, ее растворяют в разбавленной серной кислоте (на 1 л
24
воды 50–60 мл концентрированной H
2
SO
4
). Поэтому дополнительного подкисле-
ния титруемой аликвотной части контрольного раствора не требуется.
Результаты определения по методу обратного титрования рассчитывают по-
другому, чем результаты прямого титрования, основанного на взаимодействии
только двух веществ. С раствором соли двухвалентного железа (восстановителя)
взаимодействуют растворы бихромата и перманганата (окислителей), таким обра-
зом, закон эквивалентов переписывается в форме:
n (Fe) = n (K
2
Cr
2
O
7
) + n(KMnO
4
).
Отсюда, чтобы определить число молей эвивалента бихромата, нужно найти
разность между числом молей эквивалента железа и перманганата. Число молей
эквивалента находится, исходя из определения, как произведение нормальности
раствора на его объем.
n (K
2
Cr
2
O
7
) = N
CM
V
CM
– N
п
V
п
.
Масса бихромата калия, находящаяся в объеме аликвотной части раствора,
также по определению числа молей эквивалента:
m (K
2
Cr
2
O
7
) = n (K
2
Cr
2
O
7
) ⋅ Э (K
2
Cr
2
O
7
).
Общую массу находят с учетом фактора аликвотирования.
Уже по расчетным формулам видно, что для определения массы бихромата
калия необходимо знать с аналитической точностью число молей эквивалента
других веществ, задействованных в химической реакции. Следовательно, помимо
стандартизованного раствора перманганата калия, требуется раствор соли Мора
установленной концентрации. Его титр и нормальность определяют титрованием
перманганатом. Поскольку раствор соли Мора неустойчив, установку его титра
следует проводить в один день с определением бихромата. Объем раствора для
обработки бихромата также следует измерять точно, мерной посудой.
3.3.2. Реактивы
KMnO
4
, стандартизованный 0,05 н. раствор.
(NH
4
)
2
SO
4
⋅FeSO
4
⋅6H
2
O (соль Мора), стандартизованный 0,05 н. раствор в
серной кислоте (50–60 мл концентрированной H
2
SO
4
на 1 л раствора).
3.3.3. Ход определения
Получают у преподавателя контрольный объем раствора бихромата калия, и
в мерной колбе вместимостью 250 мл доводят объем раствора до метки дистилли-
рованной водой. Отбирают аликвотную часть раствора 25,00 мл пипеткой, пере-
носят в коническую колбу для титрования. В эту же колбу добавляют 25,00 мл
раствора соли Мора,
измеренный пипеткой или с помощью бюретки. При добав-
лении соли двухвалентного железа наблюдается изменение оранжево-желтой ок-
раски раствора, обусловленной бихромат-ионом, в изумрудно-зеленую, свойст-
венную солям трехвалентного хрома. Раствор тщательно перемешивают, омыва-
ют стенки колбы дистиллированной водой. Избыток соли Мора оттитровывают
раствором перманганата калия из бюретки, до изменения окраски
в красно-
фиолетовую или сине-фиолетовую (в зависимости от содержания хрома), не исче-
зающую при перемешивании в течение 30 секунд.
25
Титрование повторяют не менее трех раз. Содержание бихромата калия в
миллиграммах рассчитывают по формуле:
m (K
2
Cr
2
O
7
) = (N
CM
V
CM
– N
п
V
п
) ⋅ Э (K
2
Cr
2
O
7
) ⋅ f
a
(мг),
где N
СМ
– нормальность раствора соли Мора;
V
СМ
– объем раствора соли Мора, взятый для обработки аликвотной части би-
хромата (25,00 мл);
N
п
– нормальность раствора перманганата калия;
V
п
– объем раствора перманганата калия, израсходованный на избыток соли
Мора, измеренный бюреткой, мл;
Э (K
2
Cr
2
O
7
) – молярная масса эквивалента бихромата калия, равная 1/6 моле-
кулярной массы, т. е. 49,03 г/моль;
f
a
– фактор аликвотирования, показывающий, во сколько раз общий объем
контрольного раствора больше объема его аликвотной части, взятой для титрова-
ния.
Рассчитывают содержание бихромата в миллиграммах для каждого из трех
(или более) результатов, проводят статистическую обработку, записывают ре-
зультат с доверительным интервалом.
3.4. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПЕРЕКИСИ ВОДОРОДА
3.4.1. Сущность метода
Перекись водорода (пероксид
водорода, Н
2
О
2
) используется для отбелки
шелка, шерсти, меха, древесной массы, осветления волос, поскольку является в
определенных условиях хорошим окислителем, а продукты реакции ее с пигмен-
тами безвредны. Кроме того, она применяется в медицине как кровеостанавли-
вающее и дезинфицирующее средство, в полимерной промышленности для ини-
циирования процессов полимеризации и других реакций с участием
свободных
радикалов, используется для протравливания семян, приготовления и консервиро-
вания пищевых продуктов и напитков.
Очень чистая перекись водорода достаточно устойчива (скорость распада
при 30
о
С не превышает 0,5% в год), но в присутствии следов ряда тяжелых ме-
таллов и их ионов, ферментов и т. д. наблюдается ее разложение по реакции:
Н
2
О
2
→ Н
2
О + 1/2 О
2
.
Это экзотермический процесс, и он может происходить со взрывом. Про-
дажные растворы перекиси водорода (пергидроль, с 30% Н
2
О
2
, высококонцентри-
рованная 85–90%-ная Н
2
О
2
) содержат, как правило, добавки стабилизаторов раз-
ложения. Продается Н
2
О
2
и в виде таблеток с наполнителем – карбамидом (гидро-
перит), причем при растворении одной таблетки в 30 мл воды получается 1%-ный
раствор перекиси водорода.
Поскольку растворы перекиси водорода неустойчивы, необходимо устанав-
ливать их концентрацию. Определение основано на реакции:
5 H
2
O
2
+ 2 MnO
4
–
+ 8 H
+
→ 5 O
2
+ 2 Mn
2+
+ 8 H
2
O .
26
Как видно из уравнения, Н
2
О
2
играет в этой реакции роль восстановителя,
окисляясь до молекулярного кислорода. При этом она отдает 2 электрона, следо-
вательно, молярная масса эквивалента вещества в данной ситуации равна полови-
не молекулярной массы, Э (Н
2
О
2
) = 17,01 г/моль.
3.4.2. Реактивы
KMnO
4
, стандартизованный 0,05 н. раствор.
H
2
SO
4
, 7 н. раствор (разбавленный из концентрированной кислоты в соот-
ношении 1 : 4).
3.4.3. Ход определения
В качестве исследуемого объекта может выступать любая форма продажно-
го препарата перекиси водорода: таблетка гидроперита либо концентрированный
(30%-ный) раствор.
На аналитических весах находят точную массу таблетки гидроперита и ко-
личественно растворяют ее в мерной колбе, выбирая вместимость колбы
таким
образом, чтобы окончательная концентрация Н
2
О
2
была бы не более 0,03% (рас-
твор с большей концентрацией титровать не рекомендуется, так как в этом случае
велика погрешность определения). Этим требованиям удовлетворяет, например,
раствор таблетки гидроперита массой 1,5 г в 1 л воды.
Для концентрированного раствора из тех же соображений рассчитывают
подходящую аликвотную часть, помещают в предварительно взвешенный на ана-
литических
весах стаканчик и также находят массу с точностью до 0,0001г; рас-
творяют в мерной колбе дистиллированной водой.
Отбирают пипеткой аликвотную часть 25,00 мл полученного раствора, при-
бавляют 5–10 мл 7 н. H
2
SO
4
и титруют стандартизованным раствором перманга-
нат калия до розовой окраски, не исчезающей в течение 30 секунд перемешива-
ния. Повторяют титрование не менее трех раз, из сходящихся результатов берут
среднее значение и вычисляют общее количество Н
2
О
2
во всем объеме раствора:
m (H
2
O
2
) = N (KMnO
4
)
.
V (KMnO
4
)
.
Э (Н
2
О
2
)
.
f
a
(мг),
где N (KMnO
4
) – нормальность раствора перманганата калия, г-экв/л;
V (KMnO
4
) – объем раствора перманганата калия, измеренный бюреткой, мл;
Э (Н
2
О
2
) – молярная масса эквивалента перекиси водорода, Э = 17,01 г/моль;
f
a
– фактор аликвотирования, показывающий, во сколько раз общий объем
контрольного раствора больше объема его аликвотной части, взятой для
титрования.
Зная массу вещества Н
2
О
2
и точную массу таблетки, находят массовую до-
лю перекиси водорода в гидроперите. Результаты, полученные всеми студентами
лабораторной подгруппы, проверяют на наличие промаха (грубой погрешности)
статистически обрабатывают и представляют с доверительными интервалами в
виде (
XX Δ±
).
27
3.5. ОПРЕДЕЛЕНИЕ НИТРИТОВ
3.5.1. Сущность метода
Нитриты содержатся в выбросах пищевых, сталелитейных, текстильных
производств, а также индустрии красителей, фотоматериалов, лекарственных ве-
ществ и в биологических сточных водах. В почвах и поверхностных водах нитри-
ты присутствуют в различных количествах (от десятых долей микрограмма до не-
скольких миллиграммов в одном литре). Токсическое действие
нитритов осуще-
ствляется по нескольким механизмам: так, NO
2
–
связывается с пигментом крови,
образуя метагемоглобин, который не является переносчиком кислорода; кроме
того, он может связываться в желудке с аминами и амидом, образуя канцероген-
ные нитрозамины.
Титриметрическое определение азотистой кислоты и нитритов основано на
взаимодействии их с перманганатом калия в кислом растворе. При этом нитриты
количественно окисляются до нитратов:
5 NO
2
–
+ 2 MnO
4
–
+ 6 H
+
→ 5 NO
3
–
+ 2 Mn
2+
+ 3 H
2
O.
Поскольку, как следует из реакции, окисление нитритов сопровождается
отдачей двух электронов, молярная масса эквивалента нитрита представляет со-
бой половину молекулярной массы вещества.
Особенностью рассматриваемого определения является то обстоятельство,
что азотистая кислота и нитриты легко разлагаются кислотами с образованием ок-
сидов азота:
2 NO
2
–
+ 2 H
+
⇄ 2 HNO
2
→ NO + NO
2
+ H
2
O.
При титровании перманганатом калия подкисленного раствора нитрита по-
лучают заниженные результаты; поэтому, чтобы избежать потерь, приходится
применять обратный порядок титрования (не путать с обратным титрованием, ко-
торое тоже можно применить). Не проводят титрование перманганатом подкис-
ленного раствор нитрита, как при ранее описанных определениях, а наоборот,
кислый раствор перманганата титруют анализируемым
раствором нитрита,
имеющим нейтральную реакцию (метод Лунге). При этом нитрит, попадая в рас-
твор КMnO
4
, практически мгновенно окисляется до нитрата, и оксиды азота не
образуются. Метод требует тщательной работы, так как под конец титрования
обесцвечивание идет медленно.
3.5.2. Реактивы
KMnO
4
, стандартизованный 0,05 н. раствор.
H
2
SO
4
, 7 н. раствор (разбавленный из концентрированной кислоты в соот-
ношении 1 : 4).
3.5.3. Ход определения
Получив у преподавателя контрольный раствор нитрита калия или натрия,
разбавляют его дистиллированной водой до метки в мерной колбе вместимостью
250 мл и тщательно перемешивают. Полученным раствором ополаскивают и на-
28
полняют бюретку. Если в бюретке перед этим находился раствор перманганата
калия или другого окислителя, ее следует предварительно ополоснуть дистилли-
рованной водой.
В коническую колбу для титрования точно отмеривают с помощью пипетки
25,00 мл стандартизованного раствора КMnO
4
и примерно 10–15 мл 7 н. раствора
серной кислоты. Разбавляют этот раствор 100 мл теплой дистиллированной воды,
чтобы окончательная температура была около 40
о
С, и титруют раствором нитри-
та до обесцвечивания его от одной капли. Повторив титрование три раза, по из-
расходованным объемам растворов нитрита и перманганата и известной нормаль-
ности КMnO
4
находят нормальность раствора нитрита. По нормальности раствора
нитрита вычисляют количество нитрита в контрольной пробе (в мг). Все три ре-
зультата выражают в единицах массы, находят среднее значение и проводят ста-
тистическую обработку. Результат выражают в виде (
XX
Δ
±
).
3.6. ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОКИСЛЯЕМОСТИ ВОДЫ
3.6.1. Сущность метода
Наличие в воде органических веществ и легко окисляющихся неорганиче-
ских соединений (Fe
2+
, H
2
S, сульфитов, нитритов и др.) характеризует окисляе-
мость воды. Окисляемость – один из показателей степени загрязнения воды орга-
ническими примесями. Ее выражают числом миллиграммов кислорода, затрачен-
ного на окисление органических веществ в 1 л воды. Окисляемость чистых реч-
ных вод составляет обычно 4–8 мг О
2
/л. Такой довольно высокий показатель во
многом объясняется наличием гуминовых соединений, особенно в воде северных
рек. Вода считается пригодной для питья в том случае, если ее окисляемость не
превышает 3 мг О
2
/л.
Из-за сложности анализа непосредственно концентрацию органических ве-
ществ в воде не определяют. О содержании органических веществ, растворенных
в воде, судят по количеству кислорода, расходуемого на их окисление в опреде-
ленных условиях. В качестве окислителей органических веществ обычно приме-
няют перманганат калия (перманганатная окисляемость).
Если концентрация хлоридов в исследуемой
воде не превышает 100 мг/л, то
органические вещества окисляют перманганатом калия в кислой среде (метод Ку-
беля). При более высоком содержании хлоридов используется реакция окисления
перманганатом калия в щелочной среде (метод Шульца). Практически органика
окисляется не полностью, поэтому считается, что перманганатная окисляемость (в
отличие от бихроматной) характеризует только содержание легкоокисляющихся
органических
веществ. С помощью бихромата калия (бихроматная окисляемость)
можно определять содержание гумуса. Во избежание ошибки предварительно в
исследуемой воде определяют неорганические восстановители (Fe
2+
, SO
3
2–
, H
2
S).
К пробе воды прибавляют заведомо избыточное количество раствора
KMnO
4
определенной концентрации. Органические вещества, содержащиеся в ис-
29
следуемой воде, при кипячении взаимодействуют с перманганатом калия. Избы-
ток перманганата калия можно определить, титруя прокипяченную пробу воды
рабочим раствором щавелевой кислоты. Но для получения более точных резуль-
татов используется обратное титрование: к прокипяченной пробе прибавляют из-
быток щавелевой кислоты, при этом часть ее окисляется оставшимся пермангана-
том калия, а
остальное количество Н
2
С
2
О
4
оттитровывают перманганатом калия.
3.6.2. Реактивы
KMnO
4
, 0,01 н. раствор, стандартизированный по щавелевой кислоте.
Н
2
С
2
О
4
, стандартный 0,01 н. раствор.
Серная кислота H
2
SO
4
, 4 н., 2 н.
3.6.3. Ход определения по методу Кубеля
Готовят точным разбавлением (с помощью пипеток и мерных колб) 0,01 н.
растворы KMnO
4
и Н
2
С
2
О
4
из более концентрированных (растворы могут иметь
концентрацию не точно 0,0100 н., но их нормальность должна быть того же по-
рядка и точно известна, т. е. необходимы стандартизированные растворы).
В коническую колбу вместимостью 250 мл отмеряют пипеткой или мерной
колбой 100 мл исследуемой воды, прибавляют 20 мл 4 н. серной кислоты и при-
лить из бюретки
точно 20,00 мл 0,01 н. раствора KMnO
4
. Колбу закрывают ворон-
кой, смесь кипятят 10 мин (считая с начала кипения). Чтобы не было бурного
вскипания, в колбу необходимо поместить "кипелки". Важно, чтобы они находи-
лись в колбе до начала нагревания, нельзя забрасывать холодные "кипелки" в на-
гретую смесь.
К горячей окрашенной жидкости приливают из бюретки 20,00 мл 0,01 н.
щавелевой кислоты
и тщательно перемешивают. Горячий обесцвеченный раствор
титруют 0,01 н. раствором KMnO
4
до появления слаборозового окрашивания, не
исчезающего 2–3 мин. Если в процессе кипячения раствор буреет, это свидетель-
ствует о недостатке серной кислоты.
Если по окончании кипячения не сохраняется окраска, свойственная пер-
манганату калия, то к пробе снова прибавляют определенный объем 0,01 н. рас-
твора KMnO
4
и кипятят 10 мин.
Параллельно устанавливают точную нормальность перманганата калия, для
чего отбирают в коническую колбу 25,00 мл 0,01 н. раствора щавелевой кислоты,
прибавляют 30 мл 2 н. серной кислоты, нагревают до 60–70
о
С (разбавляя при-
мерно вдвое кипящей дистиллированной водой) и титруют горячую смесь приго-
товленным раствором KMnO
4
до появления слаборозовой окраски, не исчезаю-
щей в течение 2–3 мин.
Окисляемость (в мг О
2
/л) рассчитывают по следующей формуле:
,1000Е
V
)OCH(N)OCH(V)KMnO(N)]KMnO(V00,20[
X
обр
42242244
⋅
⋅−⋅+
=
где 20,00 – объем раствора KMnO
4
, прилитого к пробе воды до кипячения, мл;
30
V(KMnO
4
) – объем раствора KMnO
4
, затраченный на титрование избытка ща-
велевой кислоты, мл;
N(KMnО
4
) – установленная нормальность раствора KMnO
4
;
V(Н
2
С
2
О
4
) – объем 0,01 н. раствора щавелевой кислоты для связывания избыт-
ка KMnO
4
, мл;
N(Н
2
С
2
О
4
) – нормальность щавелевой кислоты (0,01 н.);
Е – молярная масса эквивалента кислорода;
V
обр
– объем исследуемого образца (пробы воды), мл.
После нахождения окисляемости анализируемой пробы воды всеми студен-
тами лабораторной подгруппы все результаты проверяют на наличие грубой по-
грешности (промаха) и обрабатывают статистически.
4. БИХРОМАТОМЕТРИЯ
4.1. БИХРОМАТОМЕТРИЧЕСКОЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЖЕЛЕЗА В СТАЛИ
4.1.1. Сущность метода
Определение общего содержания железа включает три этапа:
1)
разложение навески образца, ставящее задачей полное растворение железа;
2)
перевод железа, которое может находиться в растворе в виде Fe
2+
и Fe
3+
, в
одну форму, выбор которой зависит от метода определения;
3)
непосредственное определение железа в полученном растворе.
Для разложения навески железосодержащих материалов применяются раз-
нообразные методы: руды могут переводиться в раствор с помощью кислотной
обработки, спекания или сплавления со щелочными либо кислотными плавнями,
путем обработки плавиковой кислотой, а также комбинированного разложения.
Сплавы на основе железа, например, стали, довольно легко разлагаются разбав-
ленной
серной и соляной кислотами.
В практике анализа определение макроколичеств железа проводят почти
исключительно титриметрическими методами, из которых наибольшее распро-
странение получили бихроматометрический, перманганатометрический и ком-
плексонометрический методы. В основе первых двух методов лежит реакция
окисления ионов Fe
2+
в ионы Fe
3+
раствором бихромата или перманганата калия.
Для осуществления этого процесса необходимо, чтобы в растворе все железо на-
ходилось в двухвалентном состоянии. Поскольку растворение железа происходит
на воздухе, то в растворе присутствуют обе формы, следовательно, перед титро-
ванием необходимо все трехвалентное железо предварительно восстановить в
двухвалентное. (Для комплексонометрического титрования, наоборот, все железо
окисляют в форму Fe
3+
) Для восстановления окисного железа (Е
0
= + 0,77 В)
Fe
3+
→ Fe
2+