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 SnCl_2,

• 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

M_Fe = 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

---