Мы поможем в написании ваших работ!



ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

Лабораторное практическое занятие.

Поиск

Цель занятия:

Получить практические навыки перманганатометрического анализа.

План занятия

1. Выполнение лабораторных работ:

а) Приготовление титрованного раствора щавелевокислого натрия (Na2C204).

б) Установление нормальности и титра рабочего раствора перманганата

калия (КМп04).

в) Определение содержания железа (II) в соединениях железа.

2. Отчет по выполненной работе.

5. Программированный контроль по теме: «Титриметрический анализ».

Основные вопросы, разбираемые на занятии:

1. Отличие методов оксидиметрии от метода нейтрализации и их классифи­кация.

2. Понятие эквивалента окислителя и восстановителя.

3. Сущность метода перманганатометрии. Рабочие растворы. Техника вы­полнения.

 

Лабораторные работы, выполняемые на занятии.

УСТАНОВЛЕНИЕ НОРМАЛЬНОСТИ И ТИТРА РАБОЧЕГО РАСТВОРА ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ

 

1. Принцип. Нормальность и титр КМn04 устанавливают по титрованному раствору Na2C204 в ходе следующей реакции:

2KMn04 + 5Na2C204 + 8H2S04 = 5Na2S04 + K2S04 + 2MnS04 + 10C02 + 8H20

5 * 2 C+3 - 2e-2 C+4 процесс окисления, Na2C204 - восстановитель

2 * Mn+7 + 5e- → Mn+2 процесс восстановления, KMn+7O4 – окислитель

Нагревание до 60-65 оС ускоряет реакцию. Раствор не следует доводить до кипения, так как оксалат натрия может легко окислиться серной кислотой.

При титровании раствором КМn04 первые капли его обесцвечиваются очень медленно вследствие отсутствия ионов Мn+2, каталитически ускоряю­щих реакцию. Поэтому титровать раствор сначала нужно медленно.

 

2. Титрование

Пипеткой отмерить точный объем титрованного раствора оксалата натрия V(Na2C2O4) и перенести в коническую колбу для титрования, прибавить цилиндром 10 мл 10% раствора серной кислоты и нагревать на плитке до 60-650С.

Горячий раствор оттитровать из бюретки раствором перманганата ка­лия до появления розового окрашивания, не исчезающего в течение 0,5-1 минуты.

Титрование повторить трижды. По результатам титрования рассчитать

V (KMn04) cp.

Запись результатов титрования:

На титрование_____(мл) раствора Na2C204 пошло_____(мл) КМn04.

На титрование_____(мл) раствора Na2C204 пошло_____(мл) КМn04.

На титрование_____(мл) раствора Na2C204 пошло_____(мл) КМn04.

V (KMn04) cp = (V1+ V 2 + V 3)/3

3. Расчет нормальности и титра раствора КМnO4 по закону эквивалентов с использованием результатов титрования.

4. Вывод по лабораторной работе.

 

ОПРЕДЕЛЕНИЕ СОДЕРЖАНИЯ ЖЕЛЕЗА (II)

В СОЕДИНЕНИЯХ ЖЕЛЕЗА

1. Принцип. Метод перманганатометрии один из важнейших методов количествен­ного определения железа (II). Ионы Fe2+ легко окисляются перманганатом калия в кислой среде. Реакция между перманганатом калия и сульфатом желе­за (II), в кислой среде протекает по уравнению:

2KMn04 + 10FeSO4 + 8H2S04 5Fe2(S04)3 + 2MnS04 + K2S04 + 8H20

Так как ион Fe2+, переходя в Fe3+, отдает один электрон, то эквивалентная масса FeSO4 (Э FeSO4) равна ее молярной массе.

2. Порядок титрования

К исследуемому раствору в мерной колбе прибавить 20 мл разбавленной серной кислоты (для предупреждения гидролиза соли железа) и довести объем в мерной колбе до метки дистиллированной водой, тщательно перемешать.

Пипеткой отмерить точный объем приготовленного раствора и титро­вать из бюретки раствором перманганата калия до появления розового окра­шивания, не исчезающего в течение 0,5-1 минуты. Титрование повторить трижды. По результатам титрования рассчитать содержание в растворе чисто­го железа (II).

Запись результатов титрования:

На титрование_____(мл) раствора Fe+2 пошло_____(мл) КМп04.

На титрование_____(мл) раствора Fe+2 пошло ____ (мл) КМп04.

На титрование_____(мл) раствора Fe+2 пошло_____(мл) КМп04

V (KMn04) cp = (V1+ V 2 + V 3)/3

3. Для определения содержания Fe+2 в исследуемом растворе не­обходимо рассчитать:

1. Нормальность анализируе­мого раствора соли Fe (II) (экв/л)

2. По найденной нормальности раствора cоли Fe (II) содержание его в объеме мерной колбы (г).

3. Вывод по лабораторной работе.

Литература

 

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов. (Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др. Ред.Ю.А.Ершов), 8 изд., 560 с.- М,: Высш.шк., 2010 г.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов медицинских вузов (Ред. В.А.Попков).- М., Высшая школа, 4 изд., 239 с., 2008 г.

3. Сборник задач и упражнений по общей химии. Учебное пособие. (С.А. Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова). М.: Высшая школа, 4 изд., 255 с., 2010г.

4. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. (В.А. Попков, С.А. Пузаков), 976 с. - М, ГЭОТАР Медиа, 2007 г.

Занятие №5

Итоговое занятие по теме

«КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ»

1. Способы выражение концентрации растворов: массовая доля, молярность, нормальность, моляльность, титр, мольная доля.

2. Определение конца реакции. Точка эквивалентности.

3. Исходные вещества методов нейтрализации и перманганатометрии. Способы приготовления титрованных растворов.

4. Индикаторы метода нейтрализации (метилоранж, фенолфталеин, лакмус). Интервал перехода окраски. Выбор индикатора.

5. Окислительно-восстановительные реакции.

6. Расчет эквивалентов кислот, оснований, солей в реакциях обмена.

7. Понятие эквивалента окислителя и восстановителя.

8. Отличие методов оксидиметрии от метода нейтрализации и их классифи­кация.

9. Сущность метода перманганатометрии. Рабочие растворы. Техника вы­полнения.

Литература

 

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебник для медицинских вузов. (Ю.А.Ершов, В.А.Попков, А.С.Берлянд и др. Ред.Ю.А.Ершов), 8 изд., 560 с.- М,: Высш.шк., 2010 г.

2. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Учебное пособие для студентов медицинских вузов (Ред. В.А.Попков).- М., Высшая школа, 4 изд., 239 с., 2008 г.

3. Сборник задач и упражнений по общей химии. Учебное пособие. (С.А. Пузаков, В.А. Попков, А.А. Филиппова). М.: Высшая школа, 4 изд., 255 с., 2010г.

4. Общая химия. Учебник для медицинских вузов. (В.А. Попков, С.А. Пузаков), 976 с. - М, ГЭОТАР Медиа, 2007 г.

 

 

Занятие №6

КОЛЛИГАТИВНЫЕ СВОЙСТВА РАСТВОРОВ

ПРОТОЛИТИЧЕСКИЕ РЕАКЦИИ

Цель занятия:

1. Изучить свойства растворов неэлектролитов и электролитов.

2. Освоить методику расчета рН растворов слабых и сильных кислот и оснований.

 

Основные вопросы, разбираемые на занятии:

1. Роль воды, и водных растворов в процессах жизнедеятельности.

2. Свойства разбавленных растворов неэлектролитов. Давление насыщенного пара, кипение и замерзание растворов. Закон Рауля и следствия из него. Осмос, осмотическое давление. Закон Вант Гоффа.

3. Растворы электролитов. Изотонический коэффициент.

4. Растворы слабых электролитов. Степень и константа диссоциации. Закон разведения Оствальда.

5. Растворы сильных электролитов. Активность, коэффициент активности, ионная сила раствора.

6. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный и гидроксильный показатели.

7. Расчет рН слабых и сильных кислот и оснований.

 

Ключевые вопросы темы

Свойства растворов неэлектролитов.

Некоторые свойства растворов неэлектролитов не зависят от природы растворенного вещества, а определяются главным образом концентраци­ей частиц.

 

1.Относительное понижение давления насыщенного пара растворителя над раствором неэлектролита равно мольной доле (γВ) растворенного вещества (закон Рауля):

Ро – Р = γВ

Ро

 

Ро - давление насыщенного пара над чистым растворителем,

Р - давление насыщенного пара над раствором,

γВ - мольная доля растворенного вещества.

От величины давления насыщенного пара раствора зависят температуры его кипения и замерзания.

Любой раствор кипит при более высокой температуре, а замерзает при более низкой температуре, чем чистый растворитель (следствие из закона Рауля).

Так, например, любой водный раствор будет кипеть при температуре выше чем 100 оС, а замерзать при температуре ниже, чем 0 оС. Величину, показывающую эту разницу, определяют по формулам:

 

∆tзам. раствора = Ккр * Cm

∆tкип. раствора = Кэб * Cm

Cm – моляльность раствора,

Ккр - криоскопическая постоянная растворителя,

Кэб - эбулиоскопическая постоянная растворителя.

 

Криоскопическая и эбулиоскопическая постоянные растворителя показывают на сколько градусов ниже температура замерзания или выше температура кипения одномоляльного раствора неэлектролита, чем чистого растворителя.

 

2. Осмос.

В природе многие растворы отделены друг от друга при помощи мембран, через которые могут проникать только молекулы воды или какого-либо другого растворителя, а молекулы растворенных веществ проникать не могут. Такие мембраны называются полупроницаемыми.

Явление проникновения молекул воды через полупроницаемую мембрану называется осмосом.

Что бы остановить проникновение молекул воды через полупроницаемую мембрану, с другой стороны этой мембраны, необходимо приложить давление. Это избыточное гидростатическое давление называется осмотическим.

Явление осмоса изучал голландский естествоиспытатель Вант-Гофф и установил математическую зависимость для растворов неэлектролитов (закон Вант-Гоффа):

 

Росм = См * R * T, где

 

R – универсальная газовая постоянная, (8,31 Дж/моль*К,)

См – молярная концентрация раствора,

Т – абсолютная температура, оК.

Растворы с одинаковым осмотическим давлением называются изотоническими. Раствор с большим осмотическим давлением по отношению к первому будет гипертоническим, а раствор с меньшим давлением - гипотоническим.



Поделиться:


Последнее изменение этой страницы: 2016-08-06; просмотров: 572; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы!

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 98.80.143.34 (0.008 с.)