Laborator clasa a XII-x

ŞCOALA DE VARĂ - TABĂRA NAŢIONALĂ DE CHIMIE

REFERAT DE LABORATOR - CLASA a XII - a

TITRĂRI BAZATE PE REACŢII DE OXIDO-REDUCERE

A. Consideraţii teoretice

Echilibrele cu schimb de electroni pot sta la baza unor metode de determinare cantitativă a unor oxidanţi şi a unor reducători.

Red₁ + Ox₂ → Ox₁ + Red₂

Exemplu : se poate determina Ox₂ prin titrare cu o soluţie de reducător Red₁.

Numărul reacţiilor de oxido-reducere în chimie este foarte mare. Din acest număr, în determinările cantitative se aleg numai acelea care îndeplinesc următoarele condiţii:

Să se deplaseze practic total în sensul dorit, deci să fie cantitative;

Să se poată sesiza uşor punctul de echivalenţă;

Să decurgă cu viteză mare, încât determinările să se efectueze într-un timp relativ scurt.

Metodele bazate pe reacţii de oxido-reducere cuprind:

Metode prin care se determină substanţe oxidante folosind ca titranţi reducători ( de ex. titrarea KMnO₄, K₂Cr₂O₇)

Metode prin care se determină substanţe reducătoare folosind ca titranţi oxidanţi ( de ex. titrarea Na₂S₂O₃)

Momentul (punctul) de echivalenţă se poate indica chimic ( vizual) şi fizico-chimic (instrumental). Indicarea chimică poate fi realizată în mai multe moduri:

Unul dintre participanţii la reacţie este o substanţă colorată ce funcţionează ca indicator, de exemplu soluţia de KMnO_{4 .}

Cu ajutorul unor substanţe chimice care reacţioneză într-un mod specific cu unul dintre participanţii la reacţie, conducând la un produs colorat, de exemplu culoarea albastră a compusului amidon – iod.

Prin întrebuinţarea indicatorilor redox. Un indicator redox este o specie chimică, în stare să participe la echilibre cu schimb de electroni şi care are culori net diferite şi suficient de intense pentru cele 2 forme conjugate ce alcătuiesc cuplul redox. Schimbarea culorii indicatorului nu se face brusc, ci treptat, adică într-un interval de valori ale potenţialului redox, specific pentru fiecare indicator, numit domeniu de viraj. Domeniul de viraj al indicatorului trebuie să fie inclus în intervalul de salt de potenţial la echivalenţă.

A1. Iodometrie

Titrările iodometrice indirecte permit determinarea unor substanţe cu caracter oxidant, pe baza reacţiei :

A^m+ + nI^- = A^(m-n)+ + n/2 I₂

Iodul rezultat se titrează cu tiosulfat de sodiu, folosind ca indicator amidonul. Reacţia de titrare a iodului cu tiosulfat este dependentă de pH. Cele mai bune rezultate se obţin când titrarea iodului rezultat cu tiosulfat se face la un pH = 5-6. La titrarea inversă, adică a tiosulfatului cu iod, valoarea pH-ului are o importanţă mai redusă, deoarece viteza de reacţie dintre tiosulfat şi iod este mai mare decât cea dintre iod şi ionii hidroxil.

Observaţie :

Titrarea tiosulfatului cu iod nu trebuie efectuată în mediu puternic acid, deoarece, în aceste condiţii, tiosulfatul se descompune conform reacţiei:

Na₂S₂O₃ + H⁺ = Na⁺ + S + NaHSO₃

iar sulfitul rezultat consumă o cantitate dublă de iod, faţă de tiosulfatul din care a provenit:

NaHSO₃ + I₂ + H₂O = NaHSO₄ + 2HI

A2. Permanganatometrie

Permanganatul de potasiu este un oxidant puternic. Potenţialul său redox depinde de pH-ul mediului. Astfel:

Ø În mediu puternic acid reacţia care are loc este:

MnO₄^- + 5e^- + 8 H₃O⁺ → Mn²⁺ + 12 H₂O ; ε⁰_MnO4^-_{/ Mn}²⁺ = + 1,51 V

Ø În mediu slab bazic (Na₂CO₃) sau neutru potenţialul redox este :

MnO₄^- + 3e^- + 4 H₃O⁺ → MnO₂ + 6 H₂O ; ε⁰_MnO4^-/ _MnO2 = + 1,69 V

Ø În mediu puternic bazic puterea oxidantă scade şi mai mult:

MnO₄^- + 1e^- → MnO₄^2- ; ε⁰_MnO4^-/ _MnO^2- = + 0,56 V

Soluţia de KMnO₄ 0,1 N nu este o soluţie etalon, de aceea concentraţia ei se modifică în timp.

A3. Dicromatometrie

Dicromatul de potasiu este un oxidant puternic. Astfel, în mediu acid:

Cr₂O₇^2- + 6e^- + 14H₃O⁺ → 2 Cr³⁺ + 27 H₂O ; ε⁰_Cr2O7^2-_{/ Cr}³⁺ = + 1,33 V

După pH-ul soluţiei, echilibrul reacţiei de mai sus poate fi deplasat într-un sens sau altul. Astfel

Ø în mediu acid este favorizată reducerea dicromatului ;

Ø în mediu bazic este favorizată oxidarea Cr⁺³ la Cr₂O₇^2-.

Sfârşitul unei titrări cu K₂Cr₂O₇ se observă folosind indicatori redox: difenilamină, benzidină, acid difenil-amino-succinic.

A4. Factorul de corecţie ( Factorul de normalitate ) : F

Este un număr care arată de câte ori o soluţie de concentraţie aproximativă este mai concentrată sau mai diluată decât soluţia de concentraţie exacta. Se referă în cele mai multe cazuri la concentraţii normale. Se exprimă prin următoarele raporturi :

T_r n_t v_t

F = ― = ― = ― ; unde : T_r , n_r , V_r - titrul real, normalitatea reală, volumul real

T_t nr v_r T_{t ,} n_t , V_t – titrul teoretic, normalitatea teoretică, volumul

teoretic .

· Pentru soluţiile mai concentrate decât cele de concentraţie exactă : F ˃ 1

· Pentru soluţiile mai diluate decât cele de concentraţie exactă : F ˂ 1

· Pentru soluţiile de concentraţie exactă F = 1 .

Factorul de corecţie se calculează cu patru zecimale şi nu trebuie să fie mai mic decât 0,9000 şi mai mare decât 1,1000 .

B. Activitate experimentală

B1.

a) Determinarea Cu²⁺ din soluţia de analizat

Mod de lucru:

· Din proba de analizat, se măsoară cu pipeta un volum de 5 mL şi se aduc în paharul Erlenmeyer .

· Se adaugă apoi 5 mL soluţie tampon şi 5 mL KI 20%.

· Se agită bine conţinutul paharului, apoi se titrează iodul rezultat din reacţie cu tiosulfat de sodiu standardizat, pînă cînd soluţia devine galben deschis.

· Se adaugă 3 mL KSCN 0,1N şi 1 mL amidon 1% şi se continuă titrarea până la dispariţia culorii.

Se realizează 3 determinări.

Cerinţe:

1. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor care stau la baza determinării iodometrice a Cu(II) .

2. Calculaţi g Cu²⁺/ 100 mL soluţie .

3. Precizaţi care este virajul culorii soluţiei la adaosul de KSCN şi amidon 1% .

b) Determinarea K₂Cr₂O₇ din soluţia de analizat

Determinaţi masa de dicromat de potasiu din soluţia de analizat având la dispoziţie :

soluţie de Na₂S₂O₃ 0,1 N, soluţie de KI 10%, soluţie de H₂SO₄ 20%, soluţie de amidon 1% .

Mod de lucru :

· Diluează 10 mL probă de analizat cu 20 mL apă distilată;

· Adaugă 10 mL soluţie KI 10% şi 10 mL soluţie H₂SO₄ ;

· Omogenizează soluţia, acoperă paharul de titrare cu o sticlă de ceas şi lasă-l la întuneric timp de 5 minute;

· Proba se titrează apoi cu o soluţie de tiosulfat de sodiu, până soluţia devine galbenă;

· În acest moment, fără a scoate paharul de sub biuretă, se adaugă 4-5 picături soluţie de amidon, rezultând o soluţie colorată în albastru intens;

· Se continuă titrarea cu tiosulfat de sodiu până la dispariţia coloraţiei albastre şi limpezirea bruscă a soluţiei, care rămâne colorată în verde ;

· Se citeşte volumul de soluţie folosit la titrare v_r , se calculează volumul la echivalenţă

v_e .

Se fac 2 determinări .

Cerinţe :

1. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor care stau la baza determinării dicromatului de potasiu.

2. Calculaţi masa de K₂Cr₂O₇ / 100mL soluţie .

3. Precizaţi care este virajul soluţiei de analizat la adaosul de amidon 1%.

B2+3.

Determinarea volumetrică Fe²⁺

Analizaţi o probă de apă tulbure şi uşor colorată în gălbui. Determinaţi cantitativ volumetric conţinutul de Fe²⁺ prin două metode (pentru verificare): titrare cu soluţie de permanganat de potasiu 0,1N în mediu puternic acid şi titrare cu soluţie de dicromat de potasiu 0,1N în mediu puternic acid.

Mod de lucru :

1. Determinarea cu soluţie 0,1N de K₂Cr₂O₇ în mediu puternic acid.

· Se ia o probă de 10 mL apă de analizat, se adaugă 1,5 mL de soluţie de acid sulfuric 20% şi 0,5 mL acid fosforic 85%.

· Se titrează cu soluţie de dicromat de potasiu în prezenţă de indicator difenilamină până la virajul indicatorului, albastru. Se citeşte volumul de soluţie folosit la titrare v_r .

Se realizează 2 determinări.

b. Determinarea cu soluţie 0,1N de KMnO₄ în mediu puternic acid.

· Se ia o probă de 10 mL apă de analizat, se adaugă 1,5 mL de soluţie de acid sulfuric 20%

· Se titrează soluţia cu soluţia de permanganat până la culoarea roz persistent. Se citeşte volumul de soluţie folosit la titrare v_r.

Se realizează 2 determinări.

Cerinţe:

1. Scrieţi ecuaţiile reacţiilor care stau la baza determinării Fe²⁺ prin cele două metode.

2. Calculaţi g Fe²⁺/ 100 mL soluţie.

3. O probă de 0,55 g substanţă ce conţine ioni de Fe²⁺ şi F³⁺ se dizolvă şi se aduce la balon cotat de 250 cm³. Se ia o probă de 100 cm³ şi se titrează cu o soluţie de KMnO₄ în mediu acid, de concentraţie aproximativ egală cu 0,1 N, cu factorul de corecţie de 0,9505, din care se consumă 20 cm³. Ce procent de Fe (II) conţine proba?

Se dau : A_O = 16 ; A_Na =23 ; A_S = 32 ; A_K = 39 ; A_Cr = 52 ; A _Mn = 55 ; A_Fe = 56 ; A_Cu = 64 ; A_I= 127