Определение кислотности молока

Градусы кислотности молока (⁰Т) означают, сколько мл 0,1 раствора щелочи необходимо затратить на нейтрализацию кислоты, содержащейся в 100 мл молока.

Методика определения. В колбу для титрования внести пипеткой 10 мл молока, 20 мл дистиллированной воды, 3 капли индикатора фенолфталеина и тщательно перемешать. Титровать 0,1Н раствором щелочи из бюретки до появления слабо-розовой окраски, устойчивой в течение 1 минуты. Титрование повторить несколько раз, результаты записать в таблицу, аналогичную предыдущей работе.

Расчет кислотности молока проводится по формуле:

К _МОЛОКА = 100. V/ 10 = 10 V

Если щелочь имеет другую концентрацию, то вводится поправочный коэффициент (К_П = Н_NaOH эксп. / 0,1).

ТИПОВЫЕ ЗАДАЧИ к теме «КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ ТИТРОВАНИЕ»

1. Рассчитать и построить кривые титрования:

А/ 0,05 н раствора соляной кислоты 0,05 н раствором гидроксида натрия;

Б/ 0,1н раствора муравьиной кислоты 0,1н раствором гидроксида калия;

В/ 0,05н раствора раствора аммиака 0,05н раствором соляной кислоты;

Г/ 0,05н раствора фосфорной кислоты 0,05н раствором гидроксида натрия;

2. Для каждого из указанных в п.1 титрований подобрать индикатор и рассчитать

индикаторные ошибки титрования.

3. Как меняется вид кривой титрования (величина скачка, положение точки эквивалентности) при изменении:

А/ концентрации растворов;

Б/ констант диссоциации кислот и оснований;

В/ температуры?

4. Каковы предельные значения концентрации кислот и оснований, а также

константы диссоциации кислот и оснований, при которых наблюдается скачок

титрования?

5. При каком условии возможно раздельное титрование смеси кислот (или многоосновных кислот по ступеням)? Можно ли оттитровать по ступеням щавелевую, серную кислоту? Как можно оттитровать угольную кислоту по второй ступени, фосфорную – по третьей ступени?

6. Как можно оттитровать смесь гидроксида и карбоната натрия, карбоната и гидрокарбоната натрия?

7. Вычислить нормальность и титр раствора НС1, если на 15,0 мл этого раствора

А/ пошло 20мл 0,0503 М раствора КОН;

Б/ этот объем кислоты пошел на титрование 0,4217г тетрабората натрия.

7. Навеску 0,6000г Н₂С₂О₄∙2Н₂О растворили в мерной колбе емкостью 100 мл. На титрование 20,0 мл полученного раствора израсходовали 18,34мл NаОН. Определить нормальность раствора NаОН и его титр по Н₂С₂О₄.

8. Сколько г КОН и К₂СО₃ содержит навеска технического гидроксида калия, если на титрование ее раствора в произвольном объеме воды с фенолфталеином израсходовано 22,40мл, а с метиловым оранжевым – 25,80мл 0,0950 раствора НС1?

9. Указать, какие из следующих соединений: КОН, К₂СО₃, КНСО₃ находятся в данном растворе, если а/ на титрование его с фенолфталеинеом и метиловым оранжевым идет одинаковый объем стандартизированного раствора НС1,

Б/ на титрование с фенолфталеином идет вдвое меньше НС1, чем с метиловым оранжевым; в/ раствор не обнаруживает щелочной реакции с фенолфталеином, но может быть оттитрован с метиловым оранжевым.

10. В мерной колбе емкостью 200мл растворили 5,00мл смеси соляной и фосфорной кислот. На титрование 20,00мл полученного раствора с метиловым оранжевым израсходовали 18,20мл 0,1012 н раствора гидроксида натрия; при титровании такой же пробы раствора с фенолфталеином израсходовали 34,70мл раствора NаОН. Сколько г НС1 и Н₃РО₄ содержится в 100 мл смеси?

11. Навеску 0,3251г технического гидроксида натрия растворили в мерной колбе емкостью 100 мл. На титрование 25,00 мл раствора с фенолфталеином израсходовали 18,40 мл 0,1000н раствора НС1, а с метиловым оранжевым при титровании такого же объема раствора – 18,80 мл кислоты. Вычислить процентное содержание NаОН в образце.

12. Пробу соли аммония в 1,000 г обработали избытком конц. раствора NаОН. Выделившийся аммиак был поглощен 50,00 мл 1,0720 н НС1. Избыток кислоты был оттитрован 25,40 мл раствора NаОН (Т =0,004120 г/мл). Вычислить процентное содержание NН₃ в образце.

13. Чему равна карбонатная жесткость воды, если на титрование 100 мл ее израсходовали 5,0 мл 0,0900н раствора НС1?

ОКИСЛИТЕЛЬНО-ВОССТАНОВИТЕЛЬНОЕ ТИТРОВАНИЕ

Методы окислительно-восстановительного титрования основаны на использовании реакций, связанных с переносом электронов. Название методам дается по используемому титрованному раствору реагента: перманганатометрия, йодометрия, дихроматометрия и другие.

При титровании по методу окисления-восстановления иногда возможно безиндикаторное титрование, Например, в перманганатометрии при титровании восстановителей лишняя капля КМпО₄ окрашивает раствор в розовый цвет.

Индикаторы для редоксиметрических титрований по их действию можно разделить на две группы.

1. Индикаторы, которые вступают в специфическую реакцию с окислителем или восстановителем. Например, а/ SCN^‾ является индикатором на Fe³⁺т.к. образует с ним окрашенные в красный цвет комплексные ионы Fe(SCN)_n;

б / крахмал является индикатором на 1₂, т.к. образует с иодом смешанное комплексно-адсорбционное соединение синего цвета.

2. Редоксиндикаторы, которые представляют окислительно-восстановительные

системы, причем, окисленная и восстановительная формы их имеют различную окраску.

Примеры редоксиндикаторов

Индикатор Окраска Е^о,в при [Н⁺]=1

Ох-форма Red-форма

1.Дифениламин Сине-фиол. Б/цв +0,76

2.Дифениламин- Красно-фиол. Б/цв. +0,85

сульфоновая

кислота

3.N-фенилантраниловая

кислота фиол.-красн. Б/цв. +1,08

4.1,10-Фенантролин-

Fe(П)-комплекс Бледно-голуб. Красная +1,06

(ферроин)

6. Нитро- о -фенантролин-

Fe(П)-комплекс Бледно-голуб. Фиолет.-красн. +1,25

Интервал перехода окраски индикатора описывается уравнением

рТ = Е⁰ ± 0,058/ n,

где n -это число электронов, участвующих в окислительно-восстановительном процессе.

Выбор индикатора аналогичен кислотно-основному титрованию: изменение окраски, т.е. рТ индикатора должен находиться в пределах скачка на кривой титрования.

ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИЯ

Перманганат-ион является одним из сильнейших окислителей. В зависимости от среды восстановление МnО₄ˉ протекает по-разному.

В сильнокислой среде восстановление идет до иона Мn²⁺:

МnОˉ₄ + 8Н⁺ + 5 e‾↔ Мn²⁺ +4Н₂О; Е⁰ МnО₄‾ /Мn²⁺ =1,51В

(fэ=1/5)

В нейтральной и близких к ней средах восстановление идет до МnО₂:

МnО₄‾ + 2Н₂0 +3 е ↔ МnО₂ +4ОН‾; Е⁰МnО‾₄/МnО₂ =0,588В

(fэ=1/3)

В анализе некоторых органических соединений используется восстановление в сильнощелочной среде по уравнению:

МnО₄‾ + е ⁻ ↔ МnО₄²⁻; Е⁰ МnО₄⁻/МnО₄²⁻ =0,56В

(fэ=1)

В титриметрическом анализе определение восстановителей проводится в кислых средах, при [Н₃О⁺]=1-2моль/л.. Индикаторы, как правило, не применяются, т.к. сам реагент является чувствительным индикатором и лишняя капля титранта окрашивает раствор в бледно-розовый цвет. Окраска раствора в к.т.т. неустойчива и постепенно обесцвечивается вследствие реакции:

2МnО₄¯ + 3Мn²⁺ +2Н₂О ↔ 5МnО₂ +4Н⁺,

Это надо иметь в виду во избежание перетитрования раствора.

Перманганат легко восстанавливается органическими веществами(бумага, пыль, резина) до МпО₂, поэтому раствор и твердый КмпО₄ содержат примесь диоксида марганца. Готовят раствор перманганата калия примерной концентрации, выдерживают в темной склянке в течение двух месяцев, затем отфильтровывают через стеклянный пористый фильтр от образовавшегося диоксида марганца и устанавливают титр КМпО₄ по Н₂С₂О₄∙2Н₂О или Nа₂С₂О₄; металлическому Fe; As₂O₃; (NH₄)₂Fe(SO₄)₂∙ 6H₂O методом пипетирования или отдельных навесок. Для создания среды используют раствор Н₂SО₄, растворы НС1 и НNО₃ не используют, т.к. С1 –ион окисляется перманганатом, а НNО₃ сама является сильным окислителем.

Практическое применение перманганатометрии многообразно: определение восстановителей:Fe (П), нитриты, пероксид водорода; окислителей- методом обратного титрования или по остатку (MnO₂, PbO₂) и других веществ, в том числе органических.

К недостаткам этого метода относятся: невозможность приготовления стандартного раствора титранта по точной навеске, нестабильность при хранении, необходимость строгого соблюдения условий проведения титрования.

К достоинствам: титрование без постороннего индикатора, широкий диапазон рН, высокое значение стандартного потенциала, относительная дешевизна реактива.

Работа 1. Стандартизация раствора перманганата калия по щавелевой кислоте

Взаимодействие протекает по схеме:

2MnO₄‾ + 5H₂C₂O₄ +6H⁺ → 2Mn²⁺ + 10CO₂+8H₂O

Данная реакция протекает сложно, в несколько стадий. Марганец (УП) восстанавливается, проходя через степени окисления УI, IУ, Ш. Марганец (Ш) образует оксалатные комплексы Мn(С₂О₄)_n^(3-2n)+, где n =1, 2, 3; они медленно разлагаются с образованием Mn(II) и CO₂. Вначале скорость реакции мала. Kогда же концентрация ионов марганца (II) достигает определенной величины, реакция начинает протекать с большой скоростью, т.к. оксалатные комплексы Мп(Ш) образуются при взаимодействии Мn (УП) и Мn (П).

План описания работы:

1. Уравнение реакции, обоснование коэффициентов в уравнении, расчет М_Э окислителя и восстановителя.

2. Обоснование условий титрования (рН, t, фиксирования к.т.т.).

3. Проведение титрования, занесение результатов в таблицу.

4. Расчет Н и Т_KMnO4 и статистическая обработка результатов титрования.

М е т о д и к а. В колбу для титрования вместимостью 100 мл налить 20 мл 2Н раствора Н₂SO₄, нагреть до 80-90⁰С. В горячий раствор пипеткой внести 10,00 или 15,00 мл раствора Н₂С₂О₄ с известной концентрацией и титровать раствором KMnO₄ из бюретки, причем в начале титрования следующую каплю раствора перманганата калия прибавляют лишь после полного обесцвечивания предыдущей. По мере образования марганца (П) скорость реакции возрастает и можно увеличить скорость титрования. Титрование считается законченным, когда от одной капли КМпО₄ раствор окрасится в бледно-розовый цвет, устойчивый в течение 30 сек. Повторить титрование 3-4 раза, результаты занести в таблицу:

Н и V V _KMnO4 Н _KMnO4 Н ± ε σ T _KMnO4

Н₂С₂О₄

_{_______________________________________________________________________________________________________________}

и обработать с применением методов математической статистики. Все расчеты должны быть представлены в тетради ниже таблицы.

ИОДОМЕТРИЯ

Иодометрический метод титриметрического анализа основан на реакции:

I₃ˉ + 2ē = 3I ˉ; E⁰ I₃ˉ / 3I ˉ = 0,545 B.

Иод является окислителем средней силы, поэтому данную систему используют как для определения окислителей, так и восстановителей.

Методы, основанные на прямом окислении веществ раствором иода, иногда называют иодиметрическими, а методы, в которых окисляется иодид с последующим титрованием выделившегося иода – иодометрическими.

Индикатором в иодометрии служит 1% свежеприготовленный раствор крахмала, который образует с иодом соединение синего цвета комплексно-адсорбционного типа. Чувствительность крахмала высока, но резко падает с повышением температуры. Крахмал следует добавлять в конце титрования, иначе он дает настолько прочные соединения с иодом, что идет перерасход титранта Na₂S₂O₃.

Работа 1. Стандартизация раствора Na₂S₂O₃ по дихромату калия

Стандартный раствор тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ · 5H₂O по точной навеске приготовить нельзя, т.к. тиосульфат не удовлетворяет требованиям, предьявляемым к стандартным веществам. Он является сравнительно неустойчивым соединением, реагирует с углекислым газом, растворенным в воде:

S₂O₃ ^2- + CO₂ + H₂O → HCO₃‾ + HSO₃‾ +S

Готовят раствор тиосульфата натрия на свежепрокипяченной и охлажденной дистиллированной воде. Для стабилизации концентрации приготовленный раствор должен постоять 1-2 дня. Хранить раствор нужно в бутылях, защищенных от СО₂. Титр раствора тиосульфата при стоянии начинает медленно уменьшаться, поэтому его надо периодически проверять. Уменьшение титра происходит вследствие:

1.окисления кислородом воздуха:

2S₂O₃^{2 ‾} + O₂ → 2SO₄²‾ +2S

2.разложения его микроорганизмами (тиобактериями).

В качестве антисептика рекомендуется добавлять на 1л раствора около10мг иодида ртути. Следует также хорошо защищать раствор от света, благоприятствующего размножению тиобактерий.

Для установки титра тиосульфата натрия в качестве стандартных веществ используют окислители: иодат калия KIO₃, бромат калия KBrO₃, гексацианоферрат (Ш) калия K₃ Fe(CN)₆, дихромат калия K₂Cr₂O₇ и другие вещества.

Прямое титрование тиосульфата натрия дихроматом провести нельзя, т.к. реакция с сильными окислителями идет нестехиометрично. Поэтому используется метод замещения. Сначала проводят реакцию между дихроматом и иодидом:

Cr₂O₇²‾ + 6I‾ +14H⁺ → 2Cr³⁺ + 3I₂

Выделившийся иод в количестве, эквивалентном дихромату, оттитровывают раствором тиосульфата натрия:

I₂ + 2S₂O₃^2- → 2I ‾ + S₄O₆^2-

Для протекания первой реакции необходима сравнительно высокая концентрация H⁺ (для повышения потенциала системы (Cr₂O₇^2-/Cr³⁺), большой избыток иодида (для растворения и понижения потенциала системы I₃¯/3I¯. Так как скорость первой реакции невелика, нужно некоторое время. Перед титрованием иода тиосульфатом нужно понизить концентрацию Н⁺ разбавлением для предотвращения разложения тиосульфата:

S₂O₃^2- + 2H⁺ ↔ H₂S₂O₃ → H₂O + SO₂ + S

План описания работы

1. Записать уравнения реакций, обосновать направленность.

2. Обосновать условия протекания реакций.

3. Методика работы.

4. Титрование. Расчет Н ±ε и Т раствора Na₂S₂O₃.

Все результаты должны быть занесены в таблицу. Расчеты приведены ниже таблицы.