reactiile ionilor sodiu, potasiu si amoniu
TRANSCRIPT
Parte aplicativă
În acest capitol sunt prezentate câteva lucrări practice de laborator ce completează cunoştinţele teoretice şi care sunt totodată metode de analiză frecvent folosite în laboratorul de chimie analitică. Lucrările cuprind atât reacţii de identificare cât şi metode cantitative de dozare pentru substanţele analizate.
1. Reacţiile ionilor sodiu, potasiu şi amoniu2. Volumetria prin reacţii de neutralizare: prepararea şi titrarea unei soluţii 0,05 N de NaOH
cu ajutorul unei soluţii de acid oxalic3. Volumetria prin reacţii de neutralizare: prepararea şi titrarea unei soluţii de H2SO4 0,05 N
cu o soluţie de NaOH de concentraţie cunoscută4. Dozarea azotului din sărurile de amoniu (metoda Kjeldahl)5. Volumetria prin reacţii de oxido-reducere: permanganometria în mediu acid6. Volumetria prin reacţii de oxido-reducere: dozarea ionului feros Fe2+ din compuşi prin
metoda permanganometrică; reacţiile ionului fier7. Volumetria prin reacţii de oxido-reducere: iodometria8. Volumetria prin reacţii de oxido-reducere:9. Dozarea acidului sulfuros şi a sulfiţilor prin metoda iodometrică
10. Volumetria prin reacţii cu formare de complecşi (complexometria): duritatea apei, reacţiile ionilor calciu, magneziu şi carbonat
11. Volumetria prin reacţii cu formare de precipitate (argentometria): reacţiile şi dozarea ionului clor prin metoda Mohr
12. Reacţiile anionilor acetat, azotat şi silicat (metasilicat).
În continuarea acestor lucrări de laborator sunt propuse câteva probleme de calculul concentraţiilor, asemănătoare celor din metodele anterioare.
128
Reacţiile ionilor sodiu, potasiu şi amoniu
IONUL SODIU (NATRIU) Na+
Număr de oxidare + 1. Pentru executarea reacţiilor se foloseşte o soluţie ce conţine ionul Na+, de exmplu NaCl.
Reacţii pe cale uscatăReacţia de culoare a flăcăriiSărurile de sodiu colorează flacăra incoloră a unui bec în galben intens. Această
reacţie este foarte sensibilă.Reacţii pe cale umedăHexahidroxostibiatul de potasiu KSb(OH)6 formează în soluţie neutră sau slab
alcalină un precipitat alb, cristalin, de hexahidroxostibiat de sodiu, NaSb(OH)6. Precipitarea se poate grăbi frecând pereţii interiori ai eprubetei cu o baghetă de sticlă.
(Na+ + Cl-) + (K+ + Sb(OH)6-) NaSb(OH)6 + (K+ + Cl)Hexahidroxostibiatul de sodiu se descompune sub acţiunea acizilor, formând acid
stibic (precipitat alb, amorf).NaSb(OH)6 + (H+ + Cl-) H3SbO4 + 2 H2O + (Na+ + Cl-)
Datorită acestei comportări reacţia nu se efectuează niciodată în mediu acid. Hexahidroxostibiatul de potasiu este reactivul specific al ionului de sodiu, însă soluţia nu trebuie să conţină alţi ioni.
IONUL POTASIU (KALIU) K+
Numărul de oxidare: 1+. Pentru executarea reacţiilor se foloseşte o soluţie ce conţine ionul K+ , de exemplu KCl.
Reacţii pe cale uscatăReacţia de culoare a flăcăriiSărurile de potasiu colorează flacăra incoloră a unui bec în albastru violet. În
prezenţa sărurilor de sodiu, culoarea galben intens maschează culoarea violetă. Culoarea violet se poate observa privind flacăra printr-o sticlă de cobalt, care absoarbe radiaţiile galbene ale sodiului, lăsând să treacă numai pe cele violete ale potasiului.
Reacţii pe cale umedă1. Acidul percloric, HClO4, formează cu ionul K+ un precipitat alb, cristalin, de
perclorat de potasiu.(K+ + Cl) + (H+ + ClO4
-) = KClO4 + (H+ + Cl-)2. Acidul tartric, C4O6H6, formează în soluţii neutre şi nu prea diluate ale
sărurilor de potasiu şi în prezenţa acetatului de sodiu un precipitat alb de tartrat acid de potasiu (bitartrat de potasiu) uşor solubil în acizi minerali sau hidroxid de sodiu, greu solubil în acid acetic şi alcool.
(H+ + Cl-) + (Na+ + CH3COO-) = CH3COOH + (Na+ + Cl-)
COOH
CH - OH
CH - OH
COOH
+ ( K + Cl ) -+
COOH
CH - OH
CH - OH
COOK
+ -+ ( H + Cl )
130
Deoarece precipitatul este dizolvat de către acidul mineral care rezultă din reacţie, precipitarea este incompletă; pentru a înlătura dizolvarea parţială a bitartratului, precipitarea se face în prezenţa acetatului de sodiu care formează cu acidul acetic rezultat din reacţie un amestec tampon care menţine o concentraţie a ionilor hidroniu favorabilă precipitării.
Apariţia precipitatului este favorizată de frecarea pereţilor eprubetei cu o baghetă.
3. Hexanitrocobaltiatul trisodic, Na3Co(NO2)6, formează în soluţii neutre sau slab acetice un precipitat galben cristalin, de hexanitrocobaltiat de sodiu şi potasiu.
2(K+ + Cl-) + (3Na+ + Co(NO2)63-) = K2NaCo(No2)6 + 2(Na+ + Cl-)Aceasta este una din cele mai sensibile reacţii pentru identificarea potasiului
(reacţia specifică). Soluţia nu trebuie să fie alcalină, pentru că precipită Co(OH)3 verde brun, de asemeni nu trebuie să conţină ioni NH4
+ care formează cu reactivul un precipitat galben cristalin.
IONUL AMONIU (NH4+)
Pentru efectuarea reacţiilor se foloseşte o soluţie ce conţine ionul NH4+, de
exemplu NH4Cl.Reacţii pe cale uscatăSărurile de amoniu se descompun prin încălzire în acid (sau derivaţi ai acestuia)
şi în amoniac (ce se recunoaşte după mirosul caracteristic).De exemplu: NH4Cl NH3 + HCl
NH4NO3 N2O + 2H2O3(NH4)2SO4 3SO2 + 4NH3 + N2 + 6H2O
Reacţii pe cale umedă1. Bazele: NaOH, KOH, Ca(OH)2, descompun prin încălzire sărurile de amoniu,
degajând amoniacul. Acesta se recunoaşte după miros sau prin înalbăstrirea hârtiei umede roz de turnesol.
(NH4+ + Cl-) + (Na+ + OH-) = NH3 + (Na+ + Cl-) + H2O
2. Reactivul Nessler, care este o soluţie alcalină de tetraiodomercuriat de potasiu K2HgI4, precipită iodura oxidimercuriamoniu amorfă, brună.
(NH4+ + Cl-) + (Na+ + OH-) = NH3 + (Na+ + Cl-) + H2O
Este o reacţie sensibilă şi serveşte la identificarea urmelor de amoniac din apele de băut (reacţie specifică).
131
Volumetria prin reacţii de neutralizarePrepararea şi titrarea unei soluţii 0,05 N de NaOH cu ajutorul unei soluţii de acid
oxalicPrincipiul metodeiMetoda se bazează pe reacţia de neutralizare dintre acidul oxalic şi hidroxidul de
sodiu în prezenţa fenolftaleinei care serveşte ca indicator.COOH COONa
+ 2NaOH = + 2H2OCOOH COONa
Reactivi:1) - acid oxalic 0,05 N, F = 1,0000Acidul oxalic este o titrosubstanţă, astfel încât putem prepara o soluţie de
normalitate exactă. Masa moleculară a acidului oxalic: MH2C2O4 2H2O = 126,068
Echivalentul chimic: =
Pentru prepararea a 1000 ml soluţie 0,05 N sunt necesare 63,034 . 0,05 = 3,1517 grame, care se cântăresc cu precizie la balanţa analitică pe o sticlă de ceas. Substanţa cântărită se trece cantitativ într-un balon cotat de 1000 ml cu apă distilată; după dizolvarea substanţei, soluţia se aduce la semn cu apă distilată şi se omogenizează prin agitare. Soluţia este exact 0,05 N cu factorul de corecţie F = 1.
2) - hidroxid de sodiu 0,05 NMasa moleculară a hidroxidului de sodiu = 40. Echivalentul chimic = 40/1 = 40.
1000 ml soluţie 0,05 N de NaOH conţin 0,05 40 = 2g NaOH.Pentru a prepara 1000 ml soluţie de NaOH 0,05 N, vom cântări la balanţa tehnică
2,5-3g de hidroxid de sodiu; substanţa se clăteşte de 2-3 ori cu apă distilată pentru a îndepărta stratul de carbonat de la suprafaţă, apoi se trece într-un balon cotat de 1000 ml cu apă distilată şi după dizolvarea substanţei se aduce la semn cu apă distilată; se omogenizează prin agitare.
Soluţia preparată este aproximativ 0,05 N deoarece NaOH nu este stabil în aer (se carbonatează) şi nu se poate cântări exact. Pentru a-i stabili concentraţia, ea se titrează cu o soluţie etalon, care în cazul nostru este soluţia de acid oxalic de concentraţie cunoscută.
3) - Fenolftaleina 0,1% soluţie alcoolicăSe dizolvă 0,1g fenolftaleină, cântărită la balanţa analitică, într-un balon cotat de
100 ml şi se aduce la semn cu alcool etilic.Mod de lucruÎntr-un pahar Berzelius de 100 ml se măsoară cu ajutorul unei pipete 5 ml soluţie
de acid oxalic 0,05 N, F=1, se clătesc pereţii paharului cu puţină apă distilată şi soluţia din pahar se încălzeşte pe sită, la flacăra unui bec de gaz până la temperatura de 70 - 80 0C (până apar primele bule de aer) pentru îndepărtarea dioxidului de carbon dizolvat în soluţie, în prezenţa căruia fenolftaleina nu este sensibilă. Se evită fierberea soluţiei pentru a nu se descompune acidul oxalic. Se adaugă 1 - 2 picături de fenolftaleină şi soluţia fierbinte se titrează cu o soluţie de hidroxid de sodiu din biuretă, până la apariţia unei coloraţii roz deschis. Coloraţia trebuie să persiste un minut. Se măsoară volumul de soluţie de hidroxid de sodiu folosit la titrare (V1).
132
Calcul5 ml (COOH)2, 0,05 N, F = 1. V1 ml NaOH N = ? T = ? F = ?MNaOH = 40; M(COOH)2 . 2H2O = 126. ENaOH = 40; E(COOH)2 = 63
1. Calcularea gramelor de acid oxalic din volumul de 5 ml soluţie 0,05 N F = 1;1000 ml (COOH)2 ------------------------0,05 63 1g 5 ml--------------------------------------------x1
_________________________________________x1 = 63 5 0,05 / 1000
2. Calcularea gramelor de NaOH din volumul V1:(COOH)2 + 2NaOH = (COONa)2 + 2H2O1 mol 2 moli126g (COOH)2-------------------------2 40g NaOH 63g (COOH )2--------------------------40g63 5 0,05 / 1000..............................x2
________________________________________x2 = 40 5 0,05 /1000
3. Calcularea Tr (g NaOH/1000 ml şi g NaOH/1 ml)V1 ml NaOH--------------------------- 40 5 0,05 /1000g1000 ml --------------------------------Tr
________________________________________Tr = 40 5 0,05 /V1 g NaOH/1000 mlg NaOH/1 ml = 40 5 0,05 /V1 1000
4. Calcularea normalităţii N:N = Tr / E = 40 5 0,05 /V1 40Normalitatea se calculează efectiv, luându-se cu aproximaţie.
5. Calcularea Tt Tt = E N6. Calcularea factorului de corecţie volumetrică:
F =
Prepararea şi titrarea unei soluţii de H2SO4 0,05 N cu o soluţie de NaOH de concentraţie cunoscută
Principiul metodeiMetoda se bazează pe neutralizarea acidului clorhidric cu o soluţie de NaOH de
concentraţie cunoscută în prezenţa unui amestec de indicatori (roşu de metil şi albastru de metilen).
H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2OReactivi:1. - acid sulfuric 0,05 NPentru a prepara 1000 ml soluţie de H2SO4 0,05 N sunt necesare 49 0,05 = 2,45
g H2SO4. Soluţia de acid sulfuric concentrat din comerţ are concentraţia 98% cu d=1,84 g/ml. Cantitatea de H2SO4 necesară pentru a prepara 1000 ml soluţie de H2SO4 0,05 N este:
98 g H2SO4............................................100g H2SO4 soluţie2,45g...................................................x__________________________________________
x = 2,45 100 / 98 g H2SO4
Volumul (V) de H2SO4 98 %, d=1,84 corespunzător celor 2,5 g este:
133
V = 2,5 / 1,84 = 1,358 mlVolumul de H2SO4 calculat se măsoară cu un cilindru gradat, se trece într-un
balon cotat de 1000 ml, soluţia se aduce la semn cu apă distilată. Soluţia obţinută nu este exact 0,05 N, deoarece H2SO4 nu este o titrosubstanţă, deci i se va stabili concentraţia prin titrare cu o soluţie de NaOH de concentraţie cunoscută.
2. - hidroxid de sodiu 0,05 NPrepararea acestei soluţii a fost prezentată în lucrarea anterioară.3. - soluţie apoasă de indicatori (roşu de metil+albastru de metilen)Mod de lucruSe măsoară într-un pahar cu ajutorul unei pipete 5 ml H2SO4; se adaugă 1 - 2
picături de indicator, se clătesc pereţii paharului cu puţină apă distilată şi soluţia din pahar (de culoare roşie) se titrează cu o soluţie de NaOH din biuretă până la culoarea verde. Se notează volumul de NaOH folosit la titrare şi operaţia se repetă pentru a avea o valoare medie.
Calcul5 ml H2SO4 T = ? N = ? F = ?V1 ml NaOH 0,05 N F = cunoscut
M H2SO4l = 98; E = 98 / 2 = 49. MNaOH = 40; E =
1. Calcularea gramelor de NaOH 0,05 N F din volumul V1:1000 ml.....................................40 0,05 F g NaOHV1...................................................x1
_________________________________________x1 = 40 V1 F 0,05 / 1000
2. Calcularea gramelor de H2SO4 din volumul de 5 ml:H2SO4 + NaOH = Na2SO4 + H2O40 g NaOH...................................49 g H2SO4
40 V1 F 0,05 / 1000 ...................x2
__________________________________________x2 = 49 V1 F 0,05 / 1000
3. Calcularea titrului real Tr (grame H2SO4/1000 ml şi grame H2SO4/1 ml)5 ml H2SO4..................................... 49 V1 F 0,05 / 1000 g H2SO4
1000 ml....................................Tr
_________________________________________Tr = 49 V1 F 0,05 / 5 g H2SO4 / l
4. Calcularea normalităţii soluţiei de H2SO4:N H2SO4 = Tr / E H2SO4
5. Calcularea titrului teoretic Tt al soluţiei de H2SO4:Tt = E N
6. Calcularea factorului de corecţie volumetrică:
F =
Dozarea azotului din sărurile de amoniu (metoda Kjeldahl)Proteina brută reprezintă totalitatea substanţelor organice cu azot, din care fac
parte proteinele şi substanţele azotate neproteice (alcaloizi, pigmenţi cu azot, lipide complexe, amide etc.)
134
Conţinutul în proteină brută se calculează după conţinutul în azot total organic din plantă.
Principiul metodeiSubstanţele azotate organice, la fierbere cu acid sulfuric, se descompun în
elementele componente : carbon, oxigen, hidrogen, azot, fosfor etc. Carbonul se elimină sub formă de CO2, hidrogenul şi oxigenul sub formă de H2O, iar azotul formează amoniacul. Acesta, în prezenţa acidului sulfuric, se transformă în sulfat de amoniu (mineralizarea azotului organic). Sulfatul de amoniu rezultat se descompune ulterior, într-un mediu puternic alcalin, cu formarea amoniacului şi a sulfatului alcalin. Amoniacul este separat prin distilare şi captat într-un volum cunoscut şi în exces de acid sulfuric de titru determinat. Excesul de acid se titrează la sfârşitul distilării cu o soluţie de hidroxid de sodiu de concentraţie şi factor cunoscute. Diferenţa dintre cantitatea iniţială de acid sulfuric şi excesul determinat la titrarea cu hidroxid de sodiu reprezintă cantitatea de acid sulfuric ce a fixat amoniacul sub formă de sulfat de amoniu. Se calculează cantitatea echivalentă de azot care se exprimă în procente, raportată la masa substanţei de analizat uscate în prealabil la 105°C. Se pot folosi mai multe amestecuri de catalizatori pentru etapa de mineralizare : a) mercur metalic - 0,7 g pentru 1g produs (3 picături) + K 2SO4 10 g; b) amestec de CuSO4
. 5H2O + K2SO4 în proporţie de 1 : 10, aproximativ 10-15 g/probă; c) amestec de CuSO4
. 5H2O + K2SO4 + seleniu în proporţie de 4:16:1, cca 0,5 g/probă; d) amestec b) + 10 ml peroxid de hidrogen 30%.
În afară de catalizatorii menţionaţi, literatura de specialitate mai recomandă şi oxidul de vanadiu, oxidul de mercur, oxidul de cupru etc.
Reactivi1. acid sulfuric concentrat, d=1,842. catalizator CuSO4
. 5H2O + K2SO4 + oxid de mercur, cristale3. hidroxid de sodiu, soluţie 30-40%4. acid sulfuric, soluţie 0,2 n cu factor cunoscut5. hidroxid de sodiu, soluţie 0,1 n cu factor cunoscut6. amestec indicatori (roşu de metil şi albastru de metilen)
Mod de lucruA. Mineralizarea substanţei de analizat
Materia primă este mărunţită cât mai fin posibil şi omogenizată. Cantitatea luată în analiză este în funcţie de conţinutul în azot (cel mult 10 mg azot/probă). Se cântăresc la balanţa analitică - 0,1 g pentru seminţe; - 1 g pentru ierburi uscate, fân, paie; - 4-6 g pentru materiale bogate în apă (fructe, tulpini suculente).
Substanţa cântărită se trece într-un balon Kjeldahl de 100 ml, se adaugă 0,1-0,2 g CuSO4
. 5H2O (catalizator de mineralizare), 2-3 g de K2SO4 (are rolul de a ridica temperatura de fierbere a amestecului).şi 10 ml acid sulfuric concentrat.
Balonul Kjeldahl se montează în poziţie înclinată pe un stativ metalic, pe sită de azbest, sub nişă. La gura balonului se aşează o pâlnie mică de sticlă ce are rolul de a împiedica pierderile prin stropire în timpul fierberii. Încălzirea se face la bec de gaz, la început cu flacără mică, când conţinutul balonului devine negru şi spumos. După încetarea spumării se măreşte flacăra şi începe degajarea unor vapori de dioxid de sulf. Se reglează flacăra astfel încât să aibă loc o fierbere domoală şi uniformă, timp de câteva ore, în funcţie de natura şi cantitatea materialului supus mineralizării.
Sfârşitul acestei etape este indicat de colorarea în verde a soluţiei din balon. Se recomandă să se continue încălzirea încă 1-2 ore, pentru mineralizarea completă a compuşilor heterociclici cu azot, care sunt în general mai rezistenţi la descompunere.B. Distilarea amoniacului şi captarea în acid sulfuric
135
Distilarea amoniacului din sulfatul de amoniu rezultat la mineralizare se poate efectua într-un aparat Parnas-Wagner care este format din:- balon generator de vapori (1)
- vas de siguranţă (recipient intermediar) (2)
- vas de distilare (3) prevăzut cu o pâlnie cu robinet (4). Serveşte la spălarea aparatului după determinare.- refrigerent ascendent (5). Între vasul de distilare şi refrigerent se intercalează un
separator de picături (deflegmator).Generatorul de vapori are o capacitate de 1-2 litri, în care se introduce apă până
la 2/3 din volum. Este prevăzut cu două tuburi de sticlă (a,b). Tubul (a) poate fi prevăzut în exterior cu o pâlnie cu robinet prin care se introduce apă; în timpul distilării, robinetul va închide tubul. Prin tubul (b) vaporii de apă din generator vor trece în vasul de distilare.
Încălzirea apei din generator se poate face electric sau la flacăra unui bec de gaz. Tubul refrigerentului se introduce într-un recipient de sticlă (6) care poate fi un balon Erlenmayer, pahar Berzelius etc., în care se găseşte un volum măsurat exact de acid sulfuric 0,1 n de factor cunoscut şi 3-4 picături de amestec indicator (coloraţia soluţiei trebuie să se menţină roz tot timpul distilării, ceea ce înseamnă că acidul sulfuric este în exces). Capătul tubului refrigerentului trebuie să pătrundă în soluţia de acid sulfuric.
Balonul Kjeldahl cu conţinutul mineralizat se răceşte, după care prin pâlnia de la gâtul său se introduc 5 ml apă distilată. Pâlnia se clăteşte pe ambele părţi cu puţină apă distilată, care se colectează tot în balon. Se agită soluţia sau se încalzeşte uşor pentru solubilizarea reziduului, după care se transvazează în vasul de distilare, prin pâlnia cu robinet (4). Balonul Kjeldahl se spală de 2--3 ori cu câte 3 ml apă distilată, care se introduce tot în vasul de distilare. Se adaugă prin pâlnie 25 - 30 ml hidroxid de sodiu de concentraţie 30-40% şi câteva picături de fenolftaleină, până se observă culoarea roz-intens - mediu alcalin). În absenţa fenolftaleinei, se adaugă hidroxid de sodiu până se observă formarea unui precipitat albastru de hidroxid cupric.
Se închide tubul (a) al generatorului de vapori. Vaporii de apă trec din generator prin tubul (b) în vasul de distilare şi antrenează amoniacul care se degajă şi este captat în soluţia de acid sulfuric din recipientul (6).
Distilarea durează 20-30 minute, iar verificarea se face astfel: se scoate tubul refrigerentului din paharul cu acid sulfuric, se clăteşte cu puţină apă distilată care se
136
colectează tot în pahar, iar următoarea picătură de distilat se lasă să cadă pe o hârtie de turnesol. Dacă hârtia nu devine albastră, distilarea este terminată. O altă modalitate de a încerca sfârşitul distilării este reacţia cu reactivul Nessler, specifică pentru amoniac
(trebuie să fie negativă). La sfârşitul distilării se titrează conţinutul recipientului (6) - excesul de acid sulfuric - cu o soluţie de hidroxid de sodiu 0,1 n până la virarea culorii indicatorului de la roz la verde.
Calcul
% Ntotal = ,
în care: 0,0014 = cantitatea în grame de azot care corespunde la 1 ml de acid sulfuric 0,1N; V = volumul de acid sulfuric 0,1 N luat pentru captarea amoniacului;F = factorul soluţiei de acid sulfuric; V1 = volumul de hidroxid de sodiu care a neutralizat acidul sulfuric rămas în exces; F1 = factorul soluţiei de hidroxid de sodiu; G = cantitatea în grame de substanţă uscată luată în analiză.
Cantitatea de azot total se exprimă în grame la 100 grame substanţă uscată (%). Conţinutul în proteină brută se determină astfel;
% Proteină brută = % Ntotal 6,25
Volumetria prin reacţii de oxido-reducere
GeneralităţiNumeroase dozări volumetrice sunt bazate pe o reacţie de oxido-reducere
(redox). Pentru ca o reacţie redox să poată fi utilizată în vederea unei titrări, ea trebuie să întrunească anumite condiţii:
1. - să fie practic totală şi să se efectueze într-un timp scurt;2. - să se poată sesiza uşor sfârşitul, respectiv punctul de echivalenţă.Echivalentul gram în reacţiile redox se calculează, atât pentru reducător cât şi
pentru oxidant, împărţind masele lor moleculare sau atomice la numărul de electroni cedaţi sau acceptaţi.
Echivalentul gram = masa moleculară sau atomică / nr. de electroni cedaţi sau acceptaţi
Exemple:
Mn7+ + 5e- = Mn2+ E =
Echivalentul gram al Fe2+ în sistemul Fe2+ - e- Fe3+
EFe =
Metodele volumetrice redox pe care le vom folosi sunt:- permanganometria în mediu acid, care utilizează soluţia de KMnO4.- iodometria, care utilizează soluţia de iod.
Permanganometria în mediu acidPermanganatul de potasiu este oxidant puternic, atât în soluţii acide, cât şi în
soluţii neutre sau alcaline. În determinările volumetrice se folosesc numai reacţiile redox în mediu acid, în prezenţa acidului sulfuric.
În acest caz are loc reacţia:2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O + 5O
137
Mn7+ + 5 e- Mn2+ 2O2- - 2 e- O0 5
E =
Datorită faptului că soluţia de permanganat de potasiu este colorată în violet, iar produşii de reacţie sunt incolori, sfârşitul reacţiei de titrare se poate observa fără a folosi un indicator.
Stabilirea titrului unei soluţii de permanganat de potasiuPrincipiul metodeiMetoda se bazează pe reacţia de oxido-reducere ce are loc între permanganatul
de potasiu şi acidul oxalic în mediu de acid sulfuric şi la cald:5H2C2O4 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 10CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
Mn7+ +5e- Mn2+ 2C2O4
2- -2e- 2CO2 5Reactivi:1. - KMnO4 = 0,05 N
MKMnO4 = 158; EKMnO4 = = 31,6
Pentru 1000 ml KMnO4 0,05 N sunt necesare 0,05 N 31,6 = 1,58 gŢinând seama de instabilitatea soluţiei proaspăt preparate de KMnO4, cântărirea
se va face la balanţa tehnică. Substanţa cântărită se trece într-un balon cotat de 1000 ml; după dizolvarea cristalelor, soluţia se va completa la semn cu apă distilată. Soluţia se păstrează în sticle brune la întuneric, o perioadă de timp (7 - 8 zile), apoi se filtrează printr-un filtru de vată de sticlă pentru îndepărtarea MnO2 format. Pentru a i se stabili concentraţia, soluţia se titrează cu o soluţie de H2C2O4 de concentraţie cunoscută.
2. - H2C2O4 0,05 N; F = 13. - H2SO4 20% Acidul sulfuric conţine mici cantităţi de SO2 ce poate reacţiona cu KMnO4. De
aceea, acidul se titrează în prealabil cu o soluţie de KMnO4 la cald, până rămâne colorat roz-deschis.
Mod de lucruÎntr-un pahar Berzelius se măsoară cu ajutorul unei pipete 5 ml acid oxalic, cu
ajutorul unui cilindru gradat se adaugă 5 ml H2SO4 20% şi se spală pereţii paharului cu puţină apă distilată. Soluţia din pahar se încălzeşte până la 70 - 800C, apoi se titrează cu soluţie de KMnO4 din biuretă până ce soluţia din pahar rămâne colorată roz-pal. Se noteazăvolumul de KMnO4 folosit la titrare.
Calcul5 ml H2C2O4 0,05 N F = 1V1 ml KMnO4 T = ? N = ? F = ?
MH2C2O4 = 126 , MKMnO4 = 158EH2C2O4 = 126 / 2 = 63 , EKMmO4 = 158 / 5 = 31,6
1. Calcularea gramelor de H2C2O4 din 5 ml soluţie 0,05 N, F = 11000 ml...........................0,05 63 1g5 ml.....................…………......x1
______________________________x1 = 0,05 63 5 / 1000 g
138
2. Calcularea gramelor de KMnO4 din volumul V1:5H2C2O4 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 10CO2 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
5 moli H2C2O4...................................2 moli KMnO4
5 126g .....................……...............2 158g 63g ................…………..................31,6g0,05 63 5 / 1000 ..............................x2
___________________________________x2 = 0,05 31,6 5 / 1000 g KMnO4
3. Calcularea Tr (g KMnO4/1000cm3 şi g KMnO4/1cm3)V1 ml KMnO4.................................. 0,05 31,6 5 / 1000 g1000 ml...................................... ......Tr
____________________________________Tr = 0,05 31,6 5 / V1
4. Calcularea normalităţii N:
N =
5. Calcularea titrului teoretic Tt:Tt = E N
6. Calcularea factorului de corecţie volumetrică:
F =
Dozarea ionului feros Fe2+ din compuşi prin metoda permanganometricăPrincipiul metodeiIonul feros este oxidat de către permanganatul de potasiu în mediu acid la ion
feric, conform schemei:MnO4
- + 5Fe2= + 8H+ Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2OMn7+ + 5e- Mn2+ 1 Fe2+ - e- Fe3+ 5
Rezultă că 5 ioni Fe2+ cedează 5 electroni trecând în 5 ioni Fe3+; echivalentul chimic al fierului va fi: EFe = 55,84/1 = 55,84, deoarece un ion feros cedează un electron.
Reacţia totală va fi următoarea:2KMnO4 + 8H2SO4 + 10FeSO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5Fe2(SO4)3 + 8H2OReacţia este jenată de ionii Cl- care în prezenţa KMnO4 sunt oxidaţi la clor
elementar:2MnO4
- + 10Cl- + 16H+ 2Mn2+ + 5Cl2 + 8H2OMn7+ + 5e- Mn2+ 1 2Cl- - e- Cl0 5 2
Reactivi:1. soluţie de KMnO4, 0,05N, F = cunoscut;2. dicarbonat de sodiu (NaHCO3) cristalizat;3. soluţie de H2SO4 20%.Mod de lucruÎntr-un pahar Berzelius se pipetează 5 ml soluţie care conţine ioni Fe2+, se adaugă
cu cilindrul gradat 2 ml soluţie H2SO4 20% şi un vârf de spatulă de dicarbonat de sodiu pentru a împiedica oxidarea Fe2+. Se titrează cu soluţia de KMnO4 din biuretă până la
139
apariţia coloraţiei roz deschis. Se notează volumul V de permanganat de potasiu folosit la titrare. Titrarea se repetă pentru a avea o valoare medie.
Calcul5 ml soluţie de analizat, AFe = 55,84; EFe = 55,84V ml KMnO4 0,05N, F=cunoscut; MKMnO4 = 158; EKMnO4=31,6
1. Calcularea gramelor de Fe2+ din volumul de 5 cm3:31,6 g KMnO4 ..................................55,84 g Fe2+
31,6 F V 0,05 / 1000...................................x_______________________________________x = 55,84 F V 0,05 / 1000
2. Calcularea gramelor de Fe2+ din 100 cm3 soluţie:5 ml ............................................. 55,84 F V 0,05 / 1000 g100 ml ...............................................y___________________________________________y = 100 55,84 F V 0,05 / 1000 5IONUL FIERNumărul de oxidare: 2+ şi 3+Fierul are număr de oxidare 2+ în combinaţiile feroase şi 3+ în combinaţiile
ferice. Ionii Fe2+ sunt coloraţi în verde iar ionii Fe3+ în galben.Combinaţiile feroase au tendinţa de a trece în combinaţii ferice.Reacţii pe cale uscatăPerla. Sărurile feroase şi ferice colorează perla de borax, în flacără oxidantă şi la
cald, în galben brun; la rece este incoloră sau galben-deschis; în flacără reducătoare este verde-deschis sau incoloră.
Reacţia pe cărbune. Sărurile de fier, calcinate în flacără reducătoare sunt reduse la metal (Fe) atras de magnet.
Combinaţii feroase (Fe2+)Pentru executarea reacţiilor se foloseşte o soluţie ce conţine ionul Fe2+, de
exemplu FeSO4∙7H2O.Reacţii pe cale umedă1. Sulfura de amoniu (NH4)2S, formează un precipitat de sulfură feroasă, FeS,
solubil în acizi minerali diluaţi şi acid acetic.(Fe2+ + SO4
2-) + (2NH4+ + S2-) = FeS + (2NH4
+ + SO42-)
Sulfura feroasă se oxidează în aer trecând în brun-roşcat, Fe(OH)3
4FeS + 3O2 + 6H2O = 4Fe(OH)3 + 4S2. Hidroxizii alcalini (NaOH, KOH) formează un precipitat alb-verzui de
hidroxid feros, numai în absenţa aerului.(Fe2+ + SO4
2-) + 2(Na+ + OH-) = Fe(OH)2 + (2Na+ + SO42-)
Cu oxigenul din aer precipitatul devine treptat cenuşiu-verzui, negru şi apoi roşu-brun, oxidându-se la hidroxid feric.
4Fe(OH)2 + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3
Hidroxidul feros este solubil în acizi diluaţi.3. Hidroxidul de amoniu NH4OH, precipită tot hidroxidul feros, însă incomplet,
din cauza sării de amoniu ce se formează:(Fe2+ + SO4
2-) + 2(NH4+ + OH-) Fe(OH)2 + (2NH4
+ + SO42-)
4. Hexacianoferatul II tetrapotasic K4Fe(CN)6, (ferocianura de potasiu), formează în absenţa aerului, un precipitat alb de ferocianură feropotasică (hexacianoferatul feropotasic) K2FeFe(CN)6.
(Fe2+ + SO42-) + (4K+ + Fe(CN)64-) = K2FeFe(CN)6 + (2K+ + SO4
2-)
140
Cu un exces de ioni feroşi se formează ferocianura feroasă, de asemenea un precipitat alb. În aer, ferocianura feroasă se oxidează şi se transformă în ferocianură ferică de culoare albastră (albastru de Berlin).
K2FeFe(CN)6 + (Fe2+ + SO42-) = Fe2Fe(CN)6 = Fe2Fe(CN)6 + (2K+ + SO4
2-)3Fe2Fe(CN)6 + 3/2O2 + 3H2O = Fe4Fe(CN)63 + 2Fe(OH)3
5. Hexacianoferatul III tripotasic K3Fe(CN)6, (fericianura tripotasică), formează un precipitat albastru închis de fericianură feroasă Fe3Fe(CN)62 denumit şi albastrul lui Turnbull, insolubil în acizi.
Reacţia este foarte sensibilă şi specifică pentru Fe2+.3(Fe2+ + SO4
2-) + 2(3K+ + Fe(CN)63-) = Fe3Fe(CN)62 + 3(2K+ + SO42-)
Combinaţii ferice (Fe3+)Pentru executarea reacţiilor se foloseşte o soluţie ce conţine ionul Fe3+, de
exemplu FeCl3.Reacţii pe cale umedă1. Sulfura de amoniu, (NH4)2S, formează un precipitat negru de sulfură ferică,
Fe2S3, uşor solubilă în acizi diluaţi.2(Fe3+ + 3Cl-) + 3(2NH4
+ + S2-) = Fe2S3 + 6(NH4+ + Cl-)
Sulfura ferică hidrolizează, formându-se treptat hidroxidul feric, roşu-brun.Fe2S3 + 6H2O 2Fe(OH)3 + 3H2S2. Hidroxizii alcalini (NaOH, KOH), formează un precipitat gelatinos roşu-brun
de hidroxid feric Fe(OH)3, insolubil în exces de reactiv şi solubil în acizi.(Fe3+ + 3Cl-) + 3(Na+ + OH-) = Fe(OH)3 + 3(Na+ + Cl-)3. Hidroxidul de amoniu precipită hidroxidul feric insolubil în exces de reactiv.
Precipitarea are loc în prezenţa sărurilor de amoniu care, fiind electroliţi tari, favorizează coagularea precipitatului.
4. Carbonatul de sodiu Na2CO3, precipită carbonatul bazic, brun, care la fierbere hidrolizează trecând în hidroxid feric.
2(Fe3+ + 3Cl-) +3(2Na+ + CO32-) + 3H2O = 2Fe(OH)3 + 6(Na+ + Cl-) + 3CO2
5. Hexacianoferatul II tetrapotasic (ferocianura de potasiu) K4Fe(CN)6, formează un precipitat albastru închis de ferocianură ferică Fe4Fe(CN)63, denumit şi albastru de Berlin.
4(Fe3+ + 3Cl-) +3(4K+ + Fe(CN)64-) = Fe4Fe(CN)63 + 12(K+ + Cl-)Precipitatul este insolubil în acizi minerali diluaţi.6. Tiocianatul de potasiu (sulfocianura de potasiu) KSCN, produce o culoare
roşie ca sângele, datorită tiocianatului feric (reacţie specifică).(Fe3+ + 3Cl-) +3(K+ + SCN-) = (Fe3+ + 3SCN-) + 3(K+ + Cl-)
Iodometria
Generalităţi
Iodometria cuprinde metodele volumetrice bazate pe reacţii de oxidare cu ajutorul iodului. În aceste reacţii iodul se reduce:
I2 + 2e- 2I-
Iodul se foloseşte în soluţie de iodură de potasiu în care se află sub formă de complex K+(I3
-), ionul (I3-) comportându-se ca un amestec al moleculei I2 şi al ionului
monovalent I-.Iodometria permite dozarea:
a) a numeroşi reducători, datorită reacţiei lor cu iodul;b) a unor oxidanţi, care pun iodul în libertate prin acţiunea lor asupra KI.
141
În primul caz se utilizează o soluţie titrată de iod, în timp ce în al doilea caz se va determina iodul eliberat cu o soluţie titrată de reducător, în general tiosulfat de sodiu. Pentru indicarea sfârşitului titrării se foloseşte o soluţie apoasă 1% de amidon, care formează cu iodul o coloraţie albastră. Indicatorul este foarte sensibil.
Stabilirea titrului unei soluţii de tiosulfat de sodiuPrepararea soluţiei de Na2S2O3 aproximativ 0,05 NTiosulfatul de sodiu este reducător:2 S2O3
2 - - 2 e- S4O62- (tetrationat)
Masa moleculară este M Na2S2O3 5 H2O = 248,18 iar echivalentul gram se va calcula : E Na2S2O3 = 248,18 / 1 = 248,18
Pentru prepararea a 1000 ml soluţie 0,05 N se vor cântări la balanţa analitică 248,18 0,05 = 12,405 g tiosulfat, se vor dizolva într-un litru de apă distilată fiartă şi răcită . Se îndepărtează astfel CO2, în prezenţa căruia are loc reacţia: Na2S2O3 + CO2 + H2O = 2 S + NaHSO3 + NaHCO3 , care duce la micşorarea cantităţii de tiosulfat.
Titrarea soluţieiPrincipiul metodeiMetoda se bazează pe reacţia de oxidare în mediu acid a iodului ionic, I -, provenit
din KI, la iod molecular, I2, cu ajutorul unor substanţe puternic oxidante: KMnO4, K2Cr2O7
etc. Iodul molecular este titrat cu o soluţie de tiosulfat de sodiu de concentraţie necunoscută în prezenţa amidonului.
2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 KI = 5 I2 + 6 K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O Mn7+ + 5 e- Mn2+ | 2
2 I- + e- I20 | 5
I2 + 2 Na2S2O3 = 2 NaI + Na2S4O6
I0 + e- I- 22S2O3
2- - 2e- S4O62- 1
Reactivi:1. KMnO4 0,05 N cu F cunoscut;2. KI 10 %;3. H2SO4 concentrat (d = 1,84) sau HCl concentrat (d = 1,19);4. Amidon 1 %.Mod de lucruÎntr-un flacon iodometric se pipetează 5 ml soluţie de KI, peste care se adaugă cu
ajutorul unei pipete 10 ml de soluţie de KMnO4 de concentraţie cunoscută, iar cu ajutorul unui cilindru gradat, 2 - 3 ml H2SO4. Se diluează adăugând puţină apă distilată, se acoperă flaconul cu dopul, se lasă să stea 5 minute. Iodul pus în libertate este titrat cu soluţie de tiosulfat de sodiu până la culoarea galben-deschis, se adaugă apoi 2 - 3 picături de amidon şi se titrează în continuare până la dispariţia coloraţiei albastre. Se notează volumul V ml de soluţie de tiosulfat folosiţi la titrare.
Calcul:10 ml KMnO4 0,05N F cunoscutV ml Na2S2O3 T=?, N=?, F1 =?MNa2S2O3 = 248; ENa2S2O3 = 248AI = 127; EI = 127.MKMnO4 = 158; E KMnO4 = 31,6
1. Calcularea gramelor de KMnO4 din cei 10 ml soluţie 0,05N cu F cunoscut:1000 ml............................................0,05 31,6 F g10 ml x
142
x = 0,05 31,6 F 10 / 10002. Calcularea gramelor de I2 puse în libertate:
2 KMnO4 + 8 H2SO4 + 10 KI = 5 I2 + 6 K2SO4 + 2 MnSO4 + 8 H2O2 158 g......................................10 127 g 31,6 g...........................................127 g0,05 31,6 F 10 / 1000 .................y y = 0,05 127 F 10 / 1000 g iod
3. Calcularea cantităţii de Na2S2O3 din volumul V ml :I2 + 2 Na2S2O3 = 2 NaI + Na2S4O6
2 127 g.........................................2 248 g 127 g..............................................248 g 0,05 127 F 10 / 1000.........................z
z = 0,05 248 F 10 / 1000 g 4. Calcularea titrului real:
V ml Na2S2O3 ................................ 0,05 248 F 10 / 1000 g Na2S2O3
1000 ml .............................................................Tr
Tr = 0,05 248 F 10 / V g Na2S2O3/1000cm3
5. Calcularea titrului teoretic şi a normalităţii:
N = Tt = E N
6. Calcularea factorului de corecţie volumetrică:
F =
Stabilirea titrului unei soluţii de iod în iodură de potasiuPrincipiul metodeiMetoda se bazează pe reacţia de oxido-reducere dintre soluţia de iod şi soluţia de
tiosulfat de sodiu în prezenţa amidonului ca indicator:I2 + 2 Na2S2O3 = 2 NaI + Na2S4O6
I0 + e- I- 22S2O3
2- - 2e- S4O62- 1
Reactivi:1. – soluţia de iod în iodură de potasiu aproximativ 0,05NDeoarece iodul este greu solubil în apă, se dizolvă într-o soluţie de iodură de
potasiu sau de sodiu. Cantitatea de iodură este de cel puţin două ori mai mare decât cea de iod. Masa moleculară a iodului = 127.
Pentru a prepara 1000 ml soluţie aproximativ 0,05N se vor cântări:1000 ml sol. I2 în KI ..............................0,05N 127 = 6,35 gCântărirea iodului se face la balanţa tehnică într-o fiolă cu capac, apoi se
introduce într-un balon cotat de 1 litru în care se află aproximativ 300 ml de apă distilată în care s-au dizolvat 20-25 g KI. Se agită soluţia până la dizolvarea completă a iodului, apoi se aduce la semn cu apă distilată. Soluţia se va păstra într-o sticlă brună cu dop rodat.
2. Tiosulfatul de sodiu 0,05N, F = cunoscut3. Soluţia de amidon 1%. 1g de amidon se amestecă cu 20-30 ml apă rece, iar
restul apei până la 100 ml se fierbe. Peste apa fierbinte se adaugă suspensia de amidon.
143
Mod de lucruSe măsoară cu ajutorul unei pipete 5 ml soluţie de iod într-un flacon iodometric.
Se adaugă 10-20 ml apă distilată şi se titrează cu soluţia de tiosulfat până la culoarea galben deschis. Se adaugă 1 ml soluţie amidon (amestecul din flacon devine albastru închis) şi se continuă titrarea până la decolorare. Se notează volumul de tiosulfat consumat.
Calcul5 ml I2/KI T=?, N=?, F=? AI = 127; EI = 127V1 ml Na2S2O3 0,05N MNa2S2O3 = 248; ENa2S2O3 = 248
1. Calcularea gramelor de Na2S2O3 0,05N cu F cunoscut din volumul V1:1000 ml............................................0,05 248 FV1 xx = 0,05 248 F V1 / 1000
2. Calcularea gramelor de I2 din 5 ml soluţie:2 127 g......................................2 248 g 127 g...........................................248 g y ......................................... 0,05 248 F V 1 / 1000y = 0,05 127 F V1 / 1000
3. Calcularea titrului real:5 ml I2 ................................ 0,05 248 F V1 / 1000g1000 ml ....................................................Tr
Tr = 0,05 248 F V1 / 5 gI2/1000 ml4. Calcularea titrului teoretic şi a normalităţii:
N = Tt = E N
5. Calcularea factorului de corecţie volumetrică:
F =
Dozarea acidului sulfuros şi a sulfiţilor prin metoda iodometricăPrincipiul metodei
Acidul sulfuros şi sulfiţii sunt oxidaţi de iod până la sulfat, conform reacţiei:SO3
2- + I2 + H2O → SO42- + 2 HI
S4+ - 2e- → S6+ │ 1 I0 + 1e- → I- │ 2
Această reacţie induce puternic următoarea reacţie de oxidare:2 SO3
2- + O2 → 2 SO42-
S4+ - 2e- → S6+ │ 1│ 2O0 + 2e- → O2- │ 1│ 2
Din această cauză, titrarea directă cu iod se execută numai în prezenţa stabilizatorilor (alcool etilic 5% şi zaharoză 5%).
Chiar şi în prezenţa stabilizatorilor, titrarea nu este suficient de exactă şi de aceea se efectuează în prezenţa unei cantităţi în exces de iod, care se titrează ulterior cu o soluţie de tiosulfat de sodiu de concentraţie cunoscută, în prezenţa amidonului ca indicator.
I2 + 2 Na2S2O3 = 2 NaI + Na2S4O6
I0 + e- I- 2
144
2S2O32- - 2e- S4O6
2- 1Reactivi:- soluţie de analizat ce conţine ionul SO3
2-;- soluţie de iod de concentraţie cunoscută (I2 în KI , 0,05 n, F1)- soluţie de tiosulfat de sodiu de concentraţie cunoscută (Na2S2O3 , 0,05 n,
F2)- soluţie de amidon 1%.Mod de lucruÎntr-un flacon iodometric se pipetează 5 ml soluţie de analizat ce conţine ioni
SO32- . Cu ajutorul unei biurete se adaugă 10 ml soluţie de iod de concentraţie cunoscută şi
10 ml apă distilată. Amestecul se titrează cu soluţie de tiosulfat de sodiu din biuretă până la culoarea galben deschis, se adaugă câteva picături de soluţie de amidon, iar soluţia devenită albastră se titrează în continuare cu tiosulfat până la incolor. Se măsoară volumul V de soluţie de tiosulfat de sodiu folosit la titrare.
Calcul5 ml soluţie de analizat ce conţine ioni SO3
2- ; g SO2 / 100 ml = ?10 ml I2/KI 0,05N , F1
V ml Na2S2O3 0,05N , F2
M = 248; E = 248M = 80,062 ; E = 40,031
AI = 127; EI = 127. M = 64 ; E = 321. . Calcularea gramelor de I2 din 10 ml soluţie:
1000 ml............................................0,05 127 F1
10 ml x1
x1 = 0,05 127 F1 10 / 1000 g I2 (A)2. Calcularea gramelor de Na2S2O3 0,05N cu F cunoscut din volumul V1 consumat:
1000 ml............................................0,05 248 F2
V ml x2
x2 = 0,05 248 F2 V / 1000 g Na2S2O3 3. Calcularea gramelor de iod aflate în exces:
I2 + 2 Na2S2O3 = 2 NaI + Na2S4O6
248 g Na2S2O3 .......................................... 127 g I2
x2 ...........................................................x3
x3 = 0,05 127 F2 V / 1000 g I2 (B)4. Calcularea gramelor de iod ce au reacţionat cu SO3
2- din 5 ml: A – B = C g I2
5. Calcularea gramelor de SO32- din volumul de 5 ml:
127 g I2 .................................................40 g SO32-
C g I2 .........................................................x4
x4 = C 40 / 127 g SO32-
6. Calcularea gramelor de SO2 din volumul de 5 ml soluţie:H2SO3 ↔ SO2 + H2O
40 g SO32-................................................ 32 g SO2
x4 ............................................................x5
x5 = C 32 / 127 g SO2-
7. Calcularea gramelor de SO2 din 100 ml soluţie de analizat: 5 ml soluţie ..................................................x5 g SO2
100 ml soluţie ................................................x6
x6 = 100 x5 / 5 g SO2
145
Volumetria prin reacţii de precipitareArgentometria
Argentometria este o metodă de analiză volumetrică în care determinările se bazează pe reacţiile de formare a halogenurilor de argint greu solubile:
Ag+ + Cl- = AgClCa soluţie titrată se utilizează în special soluţia de AgNO3. În argentometrie
există mai multe metode de titrare, care se deosebesc atât prin tehnica lucrării, cât şi prin indicatorul utilizat.
Metoda MohrPrincipiul metodeiMetoda se bazează pe reacţia de precipitare a ionului Cl - cu o soluţie titrată de
azotat de argint în prezenţa cromatului de potasiu ca indicator.După precipitarea totală a ionului Cl-, prima picătură în exces de AgNO3 va
forma un precipitat roşu-cărămiziu de Ag2CrO4.Ag+ + Cl- = AgCl
2 Ag+ + CrO42- = Ag2CrO4
Reactivi:1. – soluţia de AgNO3 0,05NMAgNO3=170 EAgNO3=170Pentru 1000 ml soluţie 0,05N ...................0,05 170 = 8,5 g AgNO3
Se cântăreşte la balanţa analitică cantitatea calculată de azotat de argint şi se dizolvă într-un balon cotat de 1000 ml, completându-se cu apă distilată până la semn. Soluţia se păstrează în sticle brune, la întuneric, pentru a evita descompunerea AgNO3. Soluţia preparată se titrează în prezenţa K2CrO4 cu o soluţie etalon de NaCl 0,05N, F = 1, pentru a i se stabili concentraţia exactă.
2. – soluţia de analizat ce conţine Cl-
3. – soluţia de K2CrO4 10%Mod de lucruÎntr-un pahar se măsoară cu ajutorul unei pipete 5 ml din soluţia de analizat
(trebuie să fie neutră), se adaugă câteva picături de indicator, se clătesc pereţii paharului cu apă distilată. Se titrează cu soluţia de azotat de argint până la apariţia unui precipitat roşu-cărămiziu persistent care nu dispare prin agitare timp de 5-6 secunde.
Calcul5 ml soluţie de analizat; g Cl-/100 ml = ?V ml AgNO3, F = cunoscutMAgNO3=170 EAgNO3=170ACl=35,5 ECl=35,5
1. Calcularea gramelor de AgNO3 0,05N din V ml:1000 ml ........................................0,05 170 F g V ........................................................x_______________________________________x = 0,05 170 F V / 1000 g
2. Calcularea gramelor de Cl- din 5 ml soluţie:Cl- + AgNO3 = AgCl + NO3
-
35,5 g Cl-...................................170 g AgNO3
y ............................................ 0,05 170 F V / 1000_____________________________________
146
y = 0,05 35,5 F V / 1000 g Cl-
3. Calcularea gramelor de Cl- din 100 ml soluţie de analizat:5 ml ......................................... 0,05 35,5 F V / 1000100 ml .......................................g Cl- / 100 ml______________________________________g Cl- / 100 ml = 100 0,05 35,5 F V / 1000 5
IONUL CLOR (Cl-)Pentru executarea reacţiilor se foloseşte o soluţie ce conţine ionul Cl -, de
exemplu NaCl.1. Azotatul de argint, AgNO3 precipită clorura de argint AgCl alb brânzoasă,
insolubilă în HNO3 concentrat.(Na+ + Cl-) + (Ag+ + NO3
-) = AgCl + (Na+ + NO3-)
Clorura de argint este solubilă în NH4OH formând ioni complecşi (clorura diamoniacoargentică):
AgCl + 2 (NH4+ + OH-) = Ag(NH3)2+ + Cl- + 2 H2O
2. Azotatul de bariu, Ba(NO3)2 nu precipită clorurile.3. Oxidanţii: MnO2, PbO2, MnO4
-, în mediu acid (H2SO4) oxidează Cl- la Cl2 mai ales din clorurile solubile, degajând la cald clorul gazos, galben-verzui, cu miros caracteristic, care înalbăstreşte hârtia îmbibată cu KI şi amidon.2(Na++Cl-) + MnO2 + 2(2H++SO4
-) = Cl2 + (Mn2++SO42-) + 2(2Na++SO4
2-) + 2H2OEste reacţia specifică de identificare a ionului clor.
Volumetria prin reacţii cu formare de complecşiComplexometria
Duritatea apei. GeneralităţiCalitatea apelor este determinată de totalitatea substanţelor minerale şi
organice, gazelor dizolvate, particulelor în suspensie şi organismelor vii prezente.
Impurităţile pot fi dispersate în apă sub formă de suspensie, coloizi sau pot fi dizolvate. Acestea pot proveni din sol, roci, atmosferă, din descompunerea substanţelor organice şi a organismelor vii. În ceea ce priveşte prezenţa ionilor în ape, ionii de calciu şi magneziu se află în toate apele în cantitate mai mare sau mai mică. Se mai găsesc ionii K +, Na+, Cl-, SO4
2-. În funcţie de conţinutul în ioni se stabileşte gradul de mineralizare. După gradul de mineralizare, apele pot fi:
- cu mineralizare mică - până la 1 g/l- mineralizate - 1 – 3 g/l- sărate - 3 – 10 g/l- foarte sărate - 10 – 50 g/l
Concentraţiile recomandabile în ioni pentru apa potabilă sunt:cloruri - 250 mg/l Cl-; aluminiu - 0,05 mg/l Al3+; sulfaţi - 200 mg/l SO4
2-
nitraţi - 45 mg/l NO3-; calciu - 100 mg/l Ca2+;nitriţi - 0 mg/l NO2
- (maximum admis 0,3 mg/l NO2
-); magneziu - 50 mg/l Mg2+; clor rezidual 0,2 mg/l Cl2; amoniac - 0 mg/l NH3
(maximum admis 0,5 mg/l NH3); sodiu - 20 mg/l Na+; potasiu - 10 mg/l K+.Duritatea apei este dată de prezenţa tuturor cationilor din apă în afară de cei ai
metalelor alcaline. Deoarece ionii de calciu şi magneziu se găsesc în apă în cantitate mult mai mare faţă de ceilalţi cationi, determinarea durităţii va consta în determinarea concentraţiei acestor ioni.
147
Apele dure sunt neplăcute la gust, la fierberea apei sărurile în exces se depun pe vase, cazane, conducte şi împiedică buna lor funcţionare. În amestec cu săpun dau săpunuri insolubile.
Duritatea apei este de două feluri: duritate temporară sau carbonatată, dată de dicarbonaţii de calciu şi magneziu
Ca(HCO3)2 şi Mg(HCO3)2 prezenţi în apă; duritate permanentă sau necarbonatată, dată de celelalte săruri de calciu şi magneziu
(azotaţi, sulfaţi, cloruri, fosfaţi).Suma celor două durităţi formează duritatea totală. Convenţional, duritatea se
exprimă în grade de duritate care pot fi grade germane (1 grad = 10 mg CaO/l apă) sau grade franceze (1 grad = 10 mg CaCO3/l apă).
La noi în ţară exprimarea durităţii se face în grade germane. După duritatea totală, apa poate fi:
- foarte moale până la 1,5 mg echiv./l (0 – 4 grade)- moale 1,5 – 3 mg echiv./l (4 – 8 grade)- cu duritate 3 – 6 mg echiv./l (8 – 12 grade)- dure 6 – 9 mg echiv./l (18 – 30 grade)- foarte dure peste 9 mg echiv./l (> 30 grade)Duritatea totală a apei potabile trebuie să fie 8,40 grade germane, duritatea
temporară 5,77 grade şi duritatea permanentă 2,63 grade.
Determinarea durităţii totale. Metoda complexometricăPrincipiul metodeiIonii de calciu şi magneziu au proprietatea de a forma complecşi de tip chelat cu
sarea de sodiu a acidului etilen-diamino-tetraacetic (complexon III), incolore, solubile, neionizabile. Sfârşitul reacţiei este marcat de indicatori specifici cum ar fi eriocrom negru T.
Reactivi:- complexon III 0,01M (3,7226 g complexon III dizolvate în 1000 ml apă
bidistilată).- clorură de calciu – se prepară cântărind la balanţa analitică 1 g carbonat de
calciu CaCO3 ţinut în prealabil două ore la etuvă la 1050C şi răcit în exicator, se dizolvă în HCl 10%, într-un balon cotat de 1000 ml, adăugându-se picătură cu picătură pentru a evita excesul de acid şi agitând continuu. După dizolvarea completă a carbonatului se completează la semn cu apă bidistilată. 1 ml din această soluţie conţine 1 mg CaCO3, care corespunde la 0,561 mg CaO.
148
- soluţia tampon – se dizolvă 5,4 g clorură de amoniu cu o cantitate mică de apă într-un cotat de 100 ml, se adaugă 35 ml amoniac şi se completează la semn cu apă bidistilată.
- indicator eriocrom negru T – 0,1 g eriocrom se mojarează bine cu 10 g NaCl; se foloseşte ca pulbere.
Factorul soluţiei de complexon se stabileşte astfel: 10 ml din soluţia de clorură de calciu se introduce într-un flacon Erlenmeyer peste care se adaugă 1 ml soluţie tampon, aproximativ 0,1 g indicator şi 15 ml complexon III până la virajul culorii soluţiei de la roşu la albastru.
F = V/V1
V = ml soluţie clorură de calciu;V1 = ml de soluţie de complexon III folosit la titrare.
Mod de lucruSe măsoară 25 ml apă de analizat şi se introduce într-un balon cu fund plat de 100
ml. Se diluează volumul până la 50 ml cu apă bidistilată. Se adaugă 1 ml soluţie tampon pentru a obţine pH-ul 10 şi 0,1 g indicator, apoi se titrează cu soluţie de complexon III până ce culoarea virează de la roşu la albastru.
Calculv ml apă de analizat; V ml EDTA 0,01M, F = cunoscutMEDTA = 372,24; MCaO = 56,1
1. Calcularea gramelor de EDTA din V ml soluţie:1000 ml .................................372,24 0,01 F V .....................................................x1
_____________________________________
x1 =
2. Calcularea gramelor de CaO din v ml apă de analizat:1 mol CaO ................................1 mol EDTA 56,1 g ...................................... .372,24 g
x2 .....................................
_______________________________________
x2 =
3. Calcularea gramelor şi miligramelor de CaO din 1000 ml apă:
v ml ...................................
1000 ml ..................................x3
____________________________________
x3 = g CaO/l = mg CaO/l
4. Exprimarea durităţii totale în grade germane:
1 grad german .................................. 10 mg CaO/l
149
x4 .................................. mg CaO/l
______________________________________________
grade duritate totală/1000 ml apă = =
IONUL MAGNEZIU (Mg2+)Număr de oxidare 2+Pentru executarea reacţiilor se foloseşte o soluţie ce conţine ionul Mg2+, de
exemplu MgSO4.Reacţii pe cale uscatăReacţia pe cărbune. Sărurile de magneziu calcinate pe cărbune în amestec cu
Na2CO3 dau o masă strălucitoare de oxid de magneziu.MgCl2 + Na2CO3 = MgCO3 + 2NaCl
MgCO3 MgO + CO2
Oxidul stropit cu azotat de cobalt, formează o masă roz de oxid dublu de cobalt şi magneziu.
Co(NO3)2 CoO + 2NO2 + 1/2O2
MgO + CoO = MgO CoO
Reacţii pe cale umedă.1. Hidroxizii alcalini precipită cantitativ hidroxidul de magneziu, alb gelatinos.
(Mg2+ + 2Cl-) + 2(Na+ + OH-) = Mg(OH)2 + 2(Na+ + Cl-)Hidroxidul de magneziu este solubil în acizi diluaţi, apă cu CO2, săruri de
amoniu şi insolubil în exces de reactiv.2. Hidroxidul de amoniu, NH4OH, precipită Mg(OH)2. Precipitarea este
incompletă şi în prezenţa sărurilor de amoniu, nu are loc.(Mg2+ + 2Cl-) + 2(NH4
+ + OH-) Mg(OH)2 + 2(NH4+ + Cl-)
3. Carbonaţii alcalini (K2CO3 şi Na2CO3) precipită din soluţiile neutre ale sărurilor de magneziu, o sare bazică de compoziţie variabilă, MgCO3 Mg(OH)2 H2O, de culoare albă. Precipitatul este solubil în acizi şi săruri de amoniu.
2(Mg2++2Cl-) + 2(2Na++CO32-) + H2O MgCO3 + Mg(OH)2 + 4(Na++Cl-) + CO2
Observaţie: carbonatul de amoniu precipită ionul Mg2+ numai la cald şi după o perioadă de timp.
4. Fosfatul disodic Na2HPO4 în prezenţa NH4OH şi a NH4Cl, precipită fosfatul de amoniu şi magneziu.
(Mg2++2Cl-) + (2Na++HPO42-) + (NH4
++OH-) = NH4MgPO4 + 2(Na++Cl-) + H2OClorura de amoniu se adaugă pentru a împiedica precipitarea ionului Mg2+ sub
formă de Mg(OH)2, care apare la adăugarea hidroxidului de amoniu. Precipitarea Mg2+
este cantitativă: (NH4Cl + NH4OH = amestec tampon).Este reacţia specifică folosită pentru recunoaşterea Mg2+.Tehnica lucrării: 2 ml soluţie sare de magneziu se tratează cu câteva picături de
NH4OH. Precipitatul format se dizolvă în NH4Cl ce se adaugă cu picătura şi prin continuă agitare. După dizolvarea completă a precipitatului, se adaugă Na2HPO4. Amestecul: Mg2+
150
+ NH4OH + NH4Cl se numeşte mixtură magneziană. Reacţia se poate executa microcristaloscopic, obţinându-se cristale sub formă de stele strălucitoare.
IONUL CALCIU (Ca2+)
Numărul de oxidare 2+Pentru executarea reacţiilor se foloseşte o soluţie ce conţine ionul Ca2+, de
exemplu CaCl2.Reacţii pe cale uscatăReacţia de culoare a flăcăriiSărurile volatile de calciu colorează flacăra incoloră a becului de gaz în roşu-
cărămiziu.
Reacţia pe cărbuneSărurile de calciu calcinate pe cărbune în amestec cu carbonat de sodiu formează
o masă infuzibilă de CaO, de culoare albă.
Reacţii pe cale umedă1. Carbonatul de amoniu formează un precipitat alb, voluminos, de carbonat de
calciu, CaCO3, care prin fierbere devine cristalin.(Ca2+ + 2Cl-) + (2NH4
+ + CO32-) = CaCO3 + 2(NH4
+ + Cl-)Precipitarea este completă în prezenţa hidroxidului de amoniu.Carbonatul de calciu este solubil în acizi minerali diluaţi, acid acetic, cu degajare
de CO2, producându-se efervescenţă.2. Hidroxizii alcalini (NaOH, KOH) precipită hidroxidul de calciu, Ca(OH)2,
alb amorf.(Ca2+ + 2Cl-) + 2(Na+ + OH-) = Ca(OH)2 + 2(Na+ + Cl-)
Precipitatul este solubil în acizi diluaţi şi parţial în apăHidroxidul de amoniu nu precipită hidroxidul de calciu, deoarece este o bază
slabă.
3. Fosfatul disodic, Na2HPO4, precipită în soluţii neutre fosfatul acid de calciu, un precipitat alb.
(Ca2+ + 2Cl-) + (2Na+ + HPO42-) = CaHPO4 + 2(Na+ + Cl-)
Dacă reacţia se efectuează în prezenţa hidroxidului de amoniu, precipită fosfatul terţiar de calciu.
3(Ca2++2Cl-) + 2(2Na++HPO42-) + 2(NH4
++OH-) = Ca3(PO4)2 + 4(Na++Cl-) ++ 2(NH4
+ + Cl-) + 2H2OFosfaţii de calciu sunt uşor solubili în acizi minerali diluaţi şi în acid acetic.4. Acidul sulfuric diluat, H2SO4, formează în soluţii nu prea diluate ce conţin
Ca2+, un precipitat alb, cristalin.(Ca2+ + 2Cl-) + (2H+ + SO4
2-) = CaSO4 + 2(H+ + Cl-)Sulfatul de calciu este parţial solubil în apă şi acid clorhidric diluat la cald.
Sulfatul de calciu este insolubil în alcool.Reacţia se poate executa şi microcristaloscopic, formându-se cristale sub formă
de bastonaşe subţiri incolore, prisme înguste strălucitoare sau macule lamelare.5. Oxalatul de amoniu, (NH4)2C2O4 precipită în soluţii neutre sau acetice,
oxalatul de calciu alb cristalin; precipitarea este cantitativă.
151
(Ca2+ + 2Cl-) + (2NH4+ + C2O4
2-) = CaC2O4 + 2(NH4+ + Cl-)
Oxalatul de calciu este solubil în acizi minerali diluaţi şi foarte greu solubil în acid acetic.
Este reacţia specifică a ionului Ca2+ şi este foarte sensibilă.
IONUL CARBONIC, CO32-
Pentru efectuarea reacţiilor se foloseşte o soluţie de conţine ionul CO32-, Na2CO3.
1. Azotatul de argint, AgNO3, formează un precipitat alb de carbonat de argint solubil în acid azotic şi hidroxid de amoniu:
(2Na+ + CO32-) + 2(Ag+ + NO3
-) = Ag2CO3 + 2(Na+ + NO3-)
La cald precipitatul se colorează în brun, deoarece se transformă în oxid de argint negru:
Ag2CO3 Ag2O + CO2
2. Azotatul de bariu, Ba(NO3)2, formează un precipitat de carbonat de bariu, alb amorf, ce devine cu timpul cristalin.
(2Na+ + CO32-) + (Ba2+ + 2NO3
-) = BaCO3 + 2(Na+ NO3--)
Carbonatul de bariu este solubil în acizi minerali şi acid acetic.3. Acetatul de plumb, Pb(CH3COO)2, precipită carbomantul bazic de plumb
alb.3(2Na+ + CO3
2-) + 3(Pb2+ + 2CH3COO-) + H2O = (PbCO3)2 . Pb(OH)2 + 6(Na+ + CH3COO-) + CO2
4. Acizii minerali (diluaţi sau concentraţi) descompun la rece carbonaţii cu degajare de dioxid de carbon (efervescenţă):
(2Na+ + CO32-) + 2(H+ + Cl-) = CO + H2O + 2(Na+ + Cl-)
Dioxidul de carbon se degajă se pune în evidenţă prin barbotarea sa printr-o soluţie limpede de apă de var sau apă de barită , pe care o tulbură, formând un lichid alb.
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O(reacţia specifică de identificare)
Reacţii microcristaloscopice1. Clorura de stronţiu, SrCl2. Se pune o picătură din soluţia sării de analizat pe
o lamă de microscop, se adaugă un exces de soluţie de SrCl2. Se formează cristale în forma unor concreţiuni sferoidale alcătuite din ace subţiri în formă de fire dispuse radial.
Reacţiile anionilor acetat, oxalat, azotat, silicat
Reacţiile ionului acetic – CH3COO-
Pentru executarea reacţiilor se foloseşte o soluţie ce conţine ionul CH3COO-, de exemplu CH3COONa 3H2O.
1. Azotatul de argint AgNO3, precipită în soluţii concentrate de acetaţi, acetatul de argint, alb cristalin.
(Na+ + CHC3OO- ) + (Ag+ + NO3- ) = AgCH3COO + (Na+ + NO3
- )Precipitatul este solubil în apă la cald şi în HNO3 diluat.
2. Azotatul de bariu, Ba(NO3)2, nu precipită acetaţii.3. Clorura ferică, FeCl3, formează în soluţii concentrate de acetaţi o coloraţie
brună, ş(CH3COO)6Fe3(OH)2ţ+ + Cl-, care la fierbere precipită Fe(OH)2 . CH3COO brun.(reacţie specifică de control.)
152
4. Acidul sulfuric diluat, H2SO4, descompune la cald acetaţii, degajându-se acid acetic, cu miros caracteristic.
5. Acidul sulfuric concentrat, pune în libertate acidul acetic; adăugând alcool şi încălzind, se formează acetatul de etil cu miros de fructe.
2(Na+ + CH3COO-) + (2H+ + SO42-) = 2CH3COOH + (2Na+ + SO4
2-)CH3COOH + CH3CH2OH ↔ CH3COO–CH2CH3 + H2O
Reacţiile ionului oxalic – C2O42-
Pentru efectuarea reacţiilor se foloseşte o soluţie ce conţine ionul C2O42-,
(NH4)2C2O4.1.Azotatul de argint, AgNO3, precipită oxalatul de argint, solubil în acid azotic,
hidroxid de amoniu şi acid acetic.(2NH4
+ + C2O42-) + 2(Ag+ + NO3
-) = Ag2C2O4 + 2(NH4+ + NO3
-)2.Azotatul de bariu, Ba(NO3)2, formează oxalatul de bariu, un precipitat alb
cristalin, solubil în acid azotic şi acid acetic.(2NH4
+ + C2O42-) + (Ba2+) + (Ba2+ + 2NO3
-) = Ba2C2O4 + 2(NH4+ + NO3
-)3.Clorura de calciu, CaCl2, precipită oxalatul de calciu, alb, solubil în acid
azotic şi insolubil în acid acetic.(2NH4
+ + C2O42-) + (Ca2+ + 2Cl-) = CaC2O4 + 2(NH4
+ + Cl-)4.Permanganatul de potasiu, KMnO4, este decolorat de către ionul oxalic în
prezenţa acidului H2SO4 şi la cald. Manganul heptavalent este redus la mangan divalent, anionul oxalic oxidându-se la CO2.
5(2H+ +C2O42-)+2(K+ +MnO4
-)+3(2H+ +SO42-) = 2(Mn2+ +SO4
2-)+(2K+ +SO42-)
+8H2O+10CO2 (reacţia specifică de control)
Reacţiile ionului azotic (NO3-)
Anionul azotic nu poate fi recunoscut prin reacţii de precipitare. Schimbările de culoare datorate puterii lui oxidante permit recunoaşterea NO3
-. Pentru executarea reacţiilor se foloseşte o soluţie ce conţine ion azotat, de exemplu NaNO3.
1. Azotatul de argint, nu precipită.
2. Azotatul de bariu, nu precipită.
3. Acidul sulfuric concentrat, H2SO4, descompune la cald azotaţii, degajându-se vapori bruni de NO2 cu miros caracteristic.
2(Na+ + NO3-) + (2H+ + SO4
2-) = 2HNO3 + (2Na+ + SO42-)
2HNO3 N2O5 + H2ON2O5 2NO + 3/2 O2
NO + ½ O2 (din aer) NO2
4. Sulfatul feros, FeSO4, este oxidat de către acidul azotic (azotaţi în mediu de acid sulfuric concentrat), în timp ce acidul este redus la NO. Apare o zonă brun-violetă care este o combinaţie solubilă y(FeSO4).x(NO). Oxidul de azot format se combină cu FeSO4 în exces şi formează această coloraţie.
153
2(Na++NO3-)+ 6(Fe2++SO4
2-)+ 4(2H++SO42-) = 2NO+ 3(2Fe3++3SO4
2-) + (2Na++SO42-)+
4H2Oy FeSO4 + x NO y(FeSO4).x(NO)
Tehnica de lucru
Într-o eprubetă se ia o cantitate din soluţia de analizat, se adaugă o soluţie saturată de sulfat feros, apoi se toarnă acid sulfuric concentrat de-a lungul pereţilor, ţinând eprubeta înclinată. Se formează două straturi de lichid cu densităţi diferite. La zona de contact apare un inel colorat în brun-violet. Reacţia se mai numeşte reacţia inelului brun şi este o reacţie specifică de control.
Reacţiile ionului silicic (metasilicic) – SiO32-
Pentru efectuarea reacţiilor se foloseşte o soluţie de silicat de sodiu, Na 2SiO3 (se obţine prin dizolvarea la cald a gelului de acid silicic în hidroxid de sodiu).
1. Acidul sulfuric diluat, H2SO4, (în general prin acţiunea acizilor) separă în soluţii concentrate de silicaţi alcalini un precipitat alb gelatinos de acid silicic:
(2Na+ + SiO32-) + (2H+ + SO4
2-) = H2SiO3 + (2Na+ + SO42-)
Cu soluţiile diluate se obţin soluţii coloidale. Precipitarea acidului silicic se explică prin aceea că silicaţii alcalini în soluţie apoasă hidrolizează, acizii catalizând această reacţie.
(2Na+ + SiO32-) + 2H2O H2SiO3 + 2(Na+ + OH-)
Precipitatul de acid silicic este de fapt un gel bogat în apă (xSiO2.yH2O). Prin evaporări repetate cu acizi, precipitatul se deshidratează şi după o calcinare uşoară se transformă în SiO2 greu solubil.
2. Clorura de amoniu, NH4Cl, (sau o altă sare de amoniu) formează un precipitat gelatinos de acid silicic, insolubil în acizi concentraţi. Explicaţia este următoarea: silicaţii alcalini hidrolizează prin adăugare de NH4Cl.
(2Na+ + SiO32-) + 2H2O + 2(NH4
+ + Cl-) = H2SiO3 + 2NH4OH + 2(Na+ + Cl-)
3. Azotatul de argint, AgNO3, formează un precipitat galben de Ag2SiO3 care este amestecat şi cu Ag2O, brun. Precipitatul este solubil în HNO3 diluat şi în NH4OH, dar după scurt timp apare un precipitat gelatinos de acid silicic.
(2Na+ + SiO32-) + 2(Ag+ + NO3
-) = Ag2SiO3 + 2(Na+ + NO3-)
4. Azotatul de bariu, Ba(NO3)2, formează un precipitat alb de BaSiO3 solubil în acizi minerali, cu apariţia imediată a gelului de acid silicic.
5. Molibdatul de amoniu, (NH4)2MoO4. La soluţia de analizat se adaugă o soluţie proaspăt preparată de molibdat de amoniu şi se acidulează uşor; se formează silicomolibdatul de amoniu (NH4)4H4Si(Mo2O7)6. - coloraţie galbenă.
154
H2SiO3+12(2NH4++MoO4
-)+20(H++NO3-) = (NH4)4H4Si(Mo2O7)6+ 20(NH4
+ + NO3-) +
9H2O
155
Probleme propuse
1. Ce cantitate de permanganat de potasiu se află într-un volum de 100 ml, dacă la titrarea în mediu acid a 5 ml volum de acid oxalic 0,1 n F = 1, s-au folosit 9,8 ml de permanganat?
Mac.oxalic = 126: Mpermanganat = 158.
2. Ce cantitate de hidroxid de sodiu se află într-un volum de 200 ml soluţie de hidroxid de concentraţie 0,05 n , F = 0,9 ? MNaOH = 40.
3. Ce cantitate de acid clorhidric se află într-un volum de 200 ml soluţie, dacă la titrarea a 5 ml acid s-au folosit 9,8 ml hidroxid de sodiu 0,1 n , F = 1,0042?
Mac.clorhidric = 36,5; MNaOH = 40.
4. Ce cantitate de tiosulfat de sodiu este necesară pentru a prepara 500 ml soluţie 0,02n? MNa2S2O3 = 248.
5. Calculaţi pe baza reacţiei chimice echivalentul gram al iodului A = 127. Să se calculeze ce cantitate de iod se află într-un volum de 200 ml soluţie dacă pentru titrarea a 5 ml soluţie de iod s-au folosit 4,8 ml soluţie de tiosulfat de sodiu de concentraţie 0,2 n , F = 1,0012. Aiod = 127; Mtiosulfat = 248
6. Ce volum de acid clorhidric de concentraţie 37% şi densitate 1,19 g/ ml este necesar pentru a prepara 200 ml soluţie 0,2 n ? M acid
clorhidric = 36,5
7. Ce cantitate de hidroxid de sodiu se află într-un volum de 200 ml soluţie, dacă la titrarea a 5 ml acid oxalic 0,05 n , F = 1, s-au folosit 4,8 ml soluţie de hidroxid ?Mac.oxalic = 126; MNaOH = 40.
8. Ce concentraţie normală are o soluţie de iod care conţine dizolvate 2,54 g de iod în 500 ml soluţie ? Aiod = 127
156
9. Să se calculeze titrul real al unei soluţii de iod ştiind că la titrarea a 5 ml soluţie s-au folosit 4,9 ml soluţie de tiosulfat de sodiu de concentraţie 0,05 n , F = 1,0045.
Aiod = 127; Mtiosulfat = 248.
10. Ce volum de acid sulfuric de concentraţie 98% şi densitate 1,84 g/ ml este necesar pentru a prepara 500 ml soluţie 0,2 n ? Macid sulfuruc
= 98.
11. Calculaţi pe baza reacţiei chimice, echivalentul gram al tiosulfatului de sodiu (M = 248). Ce cantitate de tiosulfat de sodiu se află într-un volum de 200 ml, dacă la titrarea a 5 ml soluţie de iod dacă 0,05 n cu F = 1,0042, s-au folosit 2,4 ml tiosulfat. Aiod = 127
12.. Ce cantitate de acid oxalic (M = 126) se află în 200 ml soluţie 0,2 n , F = 1 ?
13. Care este titrul real al unei soluţii de acid sulfuric dacă la titrarea a 5 ml soluţie s-au folosit 4,8 ml soluţie de hidroxid de sodiu 0,1 n , F = 1,0521? Mac.sulfuric = 98; MNaOH = 40.
14. Ce cantitate de permanganat de potasiu este necesară pemtru prepararea a 200 ml soluţie de concentraţie 0,5 n ? Mpermanganat = 158
15. Ce cantitate de Fe2+ se află într-un volum de 200 ml soluţie, dacă la titrarea a 5ml s-au folosit 9,8 ml soluţie de permanganat de potasiu 0,05 n , F = 1,0142. Mpermanganat = 158; AFe2+ = 56
16. Ce cantitate de NaCl este necesară pentru a prepara 300 ml soluţie 2,5% ?
17. Care este titrul unei soluţii de tiosulfat de sodiu, dacă pentru 10 ml permanganat de potasiu 0,1 n , F = 1,0052 , 5 ml iodură de potasiu 10 %, în mediu acid s-au folosit 9,8 ml tiosulfat de sodiu? Mpermanganat = 158; Mtiosulfat = 248; Aiod = 127.
18. Ce cantitate de acid sulfuric se află în 200 ml soluţie 0,5 n , F = 1,02 ? Macid sulfuric = 98
157
19. Care este titrul real al unei soluţii de acid sulfuric dacă la titrarea a 5 ml soluţie s-au folosit 4,8 ml soluţie de hidroxid de sodiu 0,1 n F = 1,0521. Mac.sulfuric = 98; MNaOH = 40.
20. Să se calculeze ce cantitate de clor se află într-un volum de 200 ml soluţie de NaCl de concentraţie 0,2 m? MNaCl = 58,5 ; ACl = 35,5
158