Количественный анализ. Титрование

Количественный анализ – совокупность методов определения относительного количества (концентрации) или массы анализируемого вещества в той или иной пробе. Одним из методов количественного анализа является объемометрическое титрование.

Объемометрическое титрование представляет собой постепенное прибавление контролируемого количества реагента (например, кислоты) к анализируемому раствору (например, щелочи) для определения объема раствора реактива известной концентрации, расходуемого на реакцию с данным количеством (объемом) определяемого вещества. Точка эквивалентности определяется при помощи химических индикаторов или по резкому изменению какой-либо физической характеристики раствора. В точке эквивалентности соотношение реагирующих веществ совпадает со стехиометрическими коэффициентами реакции.

 

 

ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА

Основные классы неорганических соединений

 

Тип работы: индивидуальная

 

Цель работы:

1. Получить нерастворимый гидроксид металла, исследовать его кислотно-основные свойства.

2. Провести окислительно-восстановительные реакции, определить продукты реакции, используя метод электронно-ионного баланса.

3. Определить концентрацию раствора щелочи методом титрования.

Порядок выполнения работы

Вариант 1

Опыт I. Получение нерастворимого гидроксида металла, исследование его кислотно-основных свойств (уравнения реакций писать в молекулярной и сокращенной ионной форме)

I.А. Получение гидроксида Fe(OH)₃ по обменной реакции раствора соли, содержащего катион металла Meⁿ⁺, и раствора щелочи, содержащего гидроксоанион OH^–.

Для получения гидроксида Fe(OH)₃ поместить в две пробирки по 1−2 мл раствора соли FeCl₃, содержащий ион металла Fe³⁺, и по каплям добавить в обе пробирки раствор разбавленной щелочи NaOH
(ω = 10%) до образования одного и того же осадка гидроксида Fe(OH)₃ . Написать уравнение реакций в молекулярной и сокращенной ионной форме.

 

FeCl₃ + NaOH ® …….;

Fe³⁺ + 3OH⁻ ® ……. ¯

 

Исследование кислотно-основных свойств полученного гидроксида. (Кислотные свойства – возможность реагировать с основанием – вступать в реакцию нейтрализации в качестве кислоты; основные свойства – возможность реагировать с кислотой – вступать в реакцию нейтрализации в качестве основания; амфотерные свойства – вступать в реакцию нейтрализации, как в качестве основания, так и в качестве кислоты.)

Для этого в одну пробирку, содержащую Fe(OH)₃, добавить раствор концентрированной щелочи NaOH (ω = 30%), а во вторую пробирку, также содержащую Fe(OH)_3, добавить раствор разбавленной кислоты HCl (ω = 10%). Растворение осадков свидетельствует о протекании реакции нейтрализации (не растворение осадка – отсутствие взаимодействия). Написать уравнения реакций в молекулярной и сокращенной ионной форме.

 

Fe(OH)₃ + NaOH ® …..;

Fe(OH)₃ + OH^– ® …..

Fe(OH)₃ + HCl ® …..;

Fe(OH)₃ + H⁺ ® …..

I.Б. Таким же образом получить гидроксид Sn(OH)₂ из раствора соли SnCl₂.

Исследовать кислотно-основные свойства Sn(OH)₂. Написать уравнения всех реакций. Сделать выводы.

 

SnCl + NaOH® …..;

Sn²⁺ + 2OH^– ® …..¯

Sn(OH)₂ + OH^– ®

Sn(OH)₂ + H⁺ ®

 

Вывод: какой из двух гидроксидов проявляет основные, а какой амфотерные свойства?

Опыт II. Окислительно-восстановительные реакции

Чтобы правильно составить окислительно-восстановительные реакции А и Б, необходимо подобрать коэффициенты методом электронно-ионного баланса.

II.А. Окисление иона Fe²⁺ перманганат ионом (MnO₄^–) в кислой среде (H⁺).

Поместить в пробирку 0,5 мл раствора КMnO₄ добавить 1−2 мл разбавленной H₂SO₄ и до исчезновения окраски иона MnO₄⁻ добавить раствор FeSO₄.

 

KMnO₄ + Fe SO₄ + H₂SO₄® MnSO₄ + Fe₂(SO₄)₃ +...

 

II.Б. Растворить металлический кобальт в разбавленной азотной кислоте.

Поместить в пробирку кусочек металлического кобальта добавить 1−2 мл разбавленной HNO₃.

 

Co + HNO₃ ® Co(NO₃)₂ + NO­ + …

 

Ионы Co²⁺ в водном растворе имеют розовую окраску. NO − бесцветный газ с резким запахом, при смешивании с воздухом окисляется кислородом в NO₂ – газ бурого цвета.

Опыт III. Титрование

В основе опыта III лежит реакция нейтрализации NaOH + HCl = = NaCl + H₂O.

Для проведения опыта при помощи бюретки отобрать 8 мл раствора NaOH (V _щ = 8 мл), поместить его в коническую колбу, добавить 2−3 капли раствора индикатора (метилоранж) и титровать раствором HCl (C _к = 0,1 моль/л) до изменения цвета индикатора с желтого на розовый при добавлении последней капли кислоты. Записать в таблицу объем раствора кислоты (V _{к i}) израсходованный на реакцию нейтрализации. Опыт повторить три раза. Результаты измерений и расчетов также занести в таблицу.