SPRAWOZDANIE
Ćwiczenie nr 5
Manganometryczne oznaczanie żelaza
Wstęp teoretyczny.
Metoda manganometryczna oparta jest na utlenianiu jonów Fe(II) roztworem manganianu(VII) potasu (KMnO4), o dokładnie oznaczonym stężeniu (mianowanym) w środowisku kwaśnym (kwasu siarkowego). Procesy utleniania i redukcji będące podstawą oznaczania można przedstawić następująco:
MnO4- + 5e Mn2+ - Redukcja
Fe2+ Fe3+ + 1e - Utlenianie
W badanych roztworach żelazo występuje najczęściej na drugim i trzecim stopniu utleniania, dlatego też w celu oznaczenia całkowitej zawartości żelaza w roztworze należy zredukować żelazo(III) do żelaza(II), a dopiero potem miareczkować go roztworem KMnO4. Reakcję redukcji żelaza przeprowadza się na gorąco roztworem chlorku cyny(II) zakwaszonym kwasem solnym, aż do odbarwienia roztworu (żółta barwa pochodzi od jonów Fe3+), po czym wprowadza się kilka kropel nadmiaru roztworu cyny(II) w celu całkowitego zredukowania żelaza(III).
2FeCl3 + SnCl2 2FeCl2 + SnCl4
Po ostudzeniu badanego roztworu nadmiar jonów cyny(II) utlenia się roztworem chlorku rtęci(II) do jonów cyny(IV), przy czym powstaje trudno rozpuszczalny związek rtęci Hg2Cl2 zwany kalomelem.
SnCl2 + 2HgCl2 SnCl4 + Hg2Cl2
Nadmiar jonów cyny(II) w badanym roztworze nie jest pożądanym zjawiskiem, gdyż może spowodować zredukowanie rtęci(II) do rtęci metalicznej, zamiast do rtęci(I). (Rozdrobniona rtęć metaliczna redukuje jony MnO4- i uniemożliwia oznaczanie zawartości żelaza w badanej próbce).
Do tak przygotowanego roztworu jonów żelaza dodaje się mieszaninę Reinhardta-Zimmermanna. Mieszanina ta składa się z roztworu siarczanu manganu(II), kwasu siarkowego i kwasu fosforowego. Obecność jonów manganu(II) obniża potencjał utleniający jonów MnO4- i zapobiega utlenianiu jonów chlorkowych obecnych w roztworze. Kwas fosforowy natomiast wiąże żelazo(III) powstające podczas miareczkowania roztworem KMnO4 w bezbarwne kompleksy, co ułatwia obserwację punktu końcowego miareczkowania.
W miareczkowaniu wykorzystuje się zmianę barwę roztworu KMnO4 w wyniku redukcji. Jony MnO4- mają kolor różowo fioletowy, natomiast jony Mn2+ są bezbarwne. Sygnałem końca miareczkowania jest nie Znikające przez kilkanaście sekund różowe zabarwieniu roztworu, które świadczy o obecności jonów MnO4- w badanej próbce.
Ćwiczenie:
Sprzęt i odczynniki:
biureta,
0,02 M KMnO4,
2 pipety na 20cm3
HCl (1:1),
3 kolby stożkowe
0,05 M SnCl2,
łaźnia wodna
5% roztwór HgCl2,
- 3 szkiełka zegarkowe
- mieszanina Reinhardta-Zimmermanna.
Przebieg ćwiczenia:
Odpipetowano 20cm3 próbki jonów żelaza do kolby stożkowej, po czym dodano do niej 15cm3 HCl 1:1, nakryto szkiełkiem zegarkowym i podgrzewano roztwór nad palnikiem, unikając wrzenia. Następnie do gorącego roztworu wprowadzono kroplami z pipety roztwór SnCL2, ciągle mieszając, aż do zaniku żółtawego zabarwienia, po czym dodano jeszcze trzy krople tego odczynnika . Roztwory ochłodzono do temperatury poniżej 298 K (25°C) i szybko dodano 10cm3 roztworu HgCl2. Wydzieliła się niewielka ilość białego osadu chlorku rtęci. Po trzech minutach do roztworu dodano 50cm3 mieszaniny Reinhardta-Zimmermanna,
Na zimno miareczkowano powoli roztworem KMnO4, aż do uzyskania różowego zabarwienia utrzymującego się przez około 10 sekund. Doświadczenie powtórzono 3 razy i odczytano następujące objętości roztworu KMnO4 zużytego do miareczkowania:
11,9 cm3
11,7 cm3
12,2 cm3
Co daje średnio 11,9 cm3 KMnO4
Równanie reakcji:
2KMnO4+10FeSO4+8H2SO4
5Fe2(SO4)3+2MnSO4+ K2SO4+8H20
Fe+2-1e=Fe+3 /10
Mn+7+5e=Mn+2/2
0,02 - 1000 cm3
x - 11,9
x = 0,000238 moli KmnO4
- 10 FeSO4
0,000238 - y
y = 0,00119 mola FeSO4
M(FeSO4) = 152
0,00119 * 152 = 0,18 g FeSO4
MFe = 56
0,18 - z
152 - 56
z = 0,07 g Fe
Badana próbka zawiera 0,07 g Fe.
Spostrzeżenia i wnioski: Otrzymany w doświadczeniu wynik należy uznać jedynie za szacunkowy, wynika to ze złożoności metody i nie dostatecznej ilości przeprowadzonych pomiarów, co z kolei może spowodować nawarstwianie się błędów .
5