методичка по аналитике титриметрический анализ

Эк =			mк			(г/ моль),
	N	щ	V	f
			щ		a

где Эк – молярная масса эквивалента неизвестной кислоты;

mк – навеска пробы кислоты, взятая на аналитических весах, мг;

Nщ – нормальность раствора щелочи, определенная по фенолфталеину;

Vщ – объем щелочи, израсходованный на титрование аликвотной пробы, мл; fа – фактор аликвотирования, равный отношению общего объема раствора

(мерной колбы) к объему аликвоты.

3.ПЕРМАНГАНАТОМЕТРИЯ

3.1.ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРА ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ

Вкачестве стандартного раствора в методе перманганатометрии применяют

раствор KMnO4. Использование перманганата калия дает возможность фиксировать точку эквивалентности по появлению розовой окраски раствора, вызываемой добавлением лишь одной капли избытка стандартного раствора. Поскольку одна

капля раствора KMnO4 даже при концентрации его, равной 0,01 н., окрашивает в конце титрования 50 мл раствора в отчетливый розовый цвет, нет надобности употреблять 0,1 н. растворы перманганата. Обычно применяют его 0,02–0,05 н. растворы.

Титрованный раствор перманганата калия нельзя приготовить путем взятия точной навески и растворения ее в определенном объеме воды, т. к. перманганат всегда содержит ряд трудно удаляемых примесей, в частности, таких продуктов

его восстановления, как MnO2. На перманганат действуют органические вещества, содержащиеся в дистиллированной воде, аммиак и другие вещества, попадающие

вводу с пылью и т. п. Поэтому обычно берут приблизительную навеску на технохимических весах. Хранить раствор перманганата нужно в темноте или в склянках из темного стекла, так как свет ускоряет разложение KMnO4:

4 MnO4– + 2 H2O → 4 MnO2 + 4 OH– + 3 O2.

Нужно также помнить, что перманганат окисляет резину, корковые пробки, бумагу и другие вещества, поэтому необходимо избегать соприкосновения раствора с ними (например, нельзя фильтровать раствор через бумажные фильтры).

Поскольку перманганат выступает окислителем и в кислой, и в щелочной среде, а реакции его в этих средах протекают различно (присоединяется соответственно 5 и 3 электрона), для вычисления массы навески KMnO4 нужно представлять себе его молярную массу эквивалента.

Чаще всего титрование проводят в кислой среде, так как в ней окислительные свойства KMnO4 выражены сильнее. В этом случае Э = М/5 = 31,61 г/моль.

21

Для приготовления 1 л 0,05 н. раствора необходимо отобрать примерно 1,6 г сухого препарата.

Отобранную навеску не высыпают сразу в сосуд, в котором предполагается держать раствор, так как кристаллы KMnO4 растворяются довольно медленно. Навеску помещают в химический стакан или коническую колбу и приливают некоторое количество дистиллированной воды, интенсивно перемешивают, ждут, пока нерастворившийся перманганат осядет на дно, и осторожно сливают жидкость с кристаллов в сосуд вместимостью 1 л. Наливают новую порцию воды и так поступают до тех пор, пока не будет израсходован заготовленный объем воды, даже если не весь перманганат будет растворен. Основное, на что следует обращать внимание, – чтобы в сосуд не попали кристаллы KMnO4, иначе при постепенном растворении они изменят установленную концентрацию титранта. Иногда для ускорения приготовления раствора перманганата калия рекомендуют нагреть его в конической колбе до кипения, охладить и после этого отфильтровать осадок.

3.2. УСТАНОВКА ТИТРА СТАНДАРТНОГО РАСТВОРА ПЕРМАНГАНАТА КАЛИЯ

3.2.1. Сущность метода

Титр раствора KMnO4 устанавливают по щавелевой кислоте Н2С2О4 2Н2О, оксалату аммония (NH4)2C2O4 H2O, оксалату натрия Na2C2O4, оксиду мышьяка As2O3, гексацианоферрату (II) калия K4[Fe(CN)6], по металлическому железу и некоторым другим веществам. Наиболее удобны как установочные вещества щавелевая кислота и ее соли, т. к. они легко могут быть очищены от примесей перекристаллизацией из воды. Необходимо применять свежеперекристаллизованные вещества, т. к. они могут выветриваться, как все кристаллогидраты; а оксалат натрия, хотя и не содержит кристаллизационной воды, довольно трудно растворим.

Протекающая при титровании этих веществ перманганатом суммарная реакция соответствует уравнению:

5 C2O42– + 2 MnO4– + 16 H+ → 2 Mn2+ + 8 H2O + 10 CO2.

Таким образом, при окислении оксалат-ион отдает два электрона, и молярные массы эквивалентов этих веществ равны половине молекулярных масс.

Практически данная реакция протекает в несколько стадий и очень медленно, вследствие чего и раствор долго остается окрашенным в малиново-красный цвет от всего лишь нескольких капель раствора KMnO4. Повышению скорости процесса способствует нагревание до 70–80 оС. Кроме того, накапливающиеся ионы Mn2+ оказывают каталитическое действие на реакцию (автокатализ).

Весьма важно при титровании поддерживать низкое значение рН, поскольку, как видно из реакции, восстановление перманганата сопровождается нейтрализацией. Количество кислоты должно быть достаточным, чтобы обеспечить значение рН < 7 в течение всего процесса титрования. Предпочитают использовать разбавленную серную кислоту, а в тех случаях, когда в растворе присутствуют ионы, которые образуют осадки с сульфатами, применяют азотную кислоту. Хло-

22

ристоводородная кислота окисляется перманганатом с образованием свободного хлора (реакция ускоряется в присутствии солей железа). Теоретическое количество кислоты вычисляют, исходя из соотношения реагирующих веществ. Обычно для титрования берут 15–20 мл 2 н. раствора серной кислоты.

3.2.2. Реактивы

KMnO4, примерно 0,05 н. раствор.

Н2С2О4 (или оксалат), стандартизованный 0,05 н. раствор.

H2SO4, 2 н. раствор (разбавленный из концентрированной кислоты в соотношении 1:17).

3.2.3. Ход определения

Раствором KMnO4 ополаскивают бюретку и заливают в нее данный раствор. Устанавливают уровень жидкости в бюретке на нуле. Если нижний край мениска в бюретке плохо виден, можно все отсчеты делать по верхнему краю мениска.

Отбирают пипеткой аликвотную часть 25,00 мл стандартизованного раствора оксалата, переносят в коническую колбу для титрования, с помощью мерного цилиндра добавляют 15–20 мл 2 н. раствора серной кислоты, Разбавляют раствор в колбе примерно вдвое кипящей дистиллированной водой, и горячий раствор титруют перманганатом из бюретки при постоянном перемешивании. Каждую следующую каплю добавляют только после того, как исчезнет окраска от предыдущей. Первые капли раствора KMnO4 обесцвечиваются довольно медленно. Но как только образуется немного Mn2+, являющегося катализатором для данной реакции, дальнейшее обесцвечивание происходит практически мгновенно. Титрование ведут до тех пор, пока раствор не окрасится в бледно-розовый цвет, не исчезающий в течение 30 секунд перемешивания.

Как всегда, ведут титрование не менее трех раз, и рассчитывают нормальность, титр и коэффициент раствора KMnO4 обычным способом.

3.3.ОПРЕДЕЛЕНИЕ БИХРОМАТА КАЛИЯ ОБРАТНЫМ ТИТРОВАНИЕМ

3.3.1.Сущность метода

Определение бихроматов перманганатометрическим методом основано на

восстановлении их солью Мора (NH4)2SO4 FeSO4 6H2O:

Cr2O72– + 6 Fe2+ + 14 H+ → 2 Cr3+ + 6 Fe3+ + 7 H2O

и последующем титровании избытка соли Мора стандартным раствором перманганата:

MnO4– + 5 Fe2+ + 8 H+ → Mn2+ + 5 Fe3+ + 4 H2O.

По химическим реакциям видно, что молярная масса эквивалента для бихромата калия соответствует 1/6 его молекулярной массы, так как бихромат-ион принимает 6 электронов.

Титрование ведут в сернокислой среде. Поскольку соль Мора недостаточно хорошо растворима в воде, ее растворяют в разбавленной серной кислоте (на 1 л

23

воды 50–60 мл концентрированной H2SO4). Поэтому дополнительного подкисления титруемой аликвотной части контрольного раствора не требуется.

Результаты определения по методу обратного титрования рассчитывают подругому, чем результаты прямого титрования, основанного на взаимодействии только двух веществ. С раствором соли двухвалентного железа (восстановителя) взаимодействуют растворы бихромата и перманганата (окислителей), таким образом, закон эквивалентов переписывается в форме:

n (Fe) = n (K2Cr2O7) + n(KMnO4).

Отсюда, чтобы определить число молей эвивалента бихромата, нужно найти разность между числом молей эквивалента железа и перманганата. Число молей эквивалента находится, исходя из определения, как произведение нормальности раствора на его объем.

n (K2Cr2O7) = NCMVCM – NпVп.

Масса бихромата калия, находящаяся в объеме аликвотной части раствора, также по определению числа молей эквивалента:

m (K2Cr2O7) = n (K2Cr2O7) Э (K2Cr2O7).

Общую массу находят с учетом фактора аликвотирования.

Уже по расчетным формулам видно, что для определения массы бихромата калия необходимо знать с аналитической точностью число молей эквивалента других веществ, задействованных в химической реакции. Следовательно, помимо стандартизованного раствора перманганата калия, требуется раствор соли Мора установленной концентрации. Его титр и нормальность определяют титрованием перманганатом. Поскольку раствор соли Мора неустойчив, установку его титра следует проводить в один день с определением бихромата. Объем раствора для обработки бихромата также следует измерять точно, мерной посудой.

3.3.2. Реактивы

KMnO4, стандартизованный 0,05 н. раствор.

(NH4)2SO4 FeSO4 6H2O (соль Мора), стандартизованный 0,05 н. раствор в серной кислоте (50–60 мл концентрированной H2SO4 на 1 л раствора).

3.3.3. Ход определения Получают у преподавателя контрольный объем раствора бихромата калия, и

в мерной колбе вместимостью 250 мл доводят объем раствора до метки дистиллированной водой. Отбирают аликвотную часть раствора 25,00 мл пипеткой, переносят в коническую колбу для титрования. В эту же колбу добавляют 25,00 мл раствора соли Мора, измеренный пипеткой или с помощью бюретки. При добавлении соли двухвалентного железа наблюдается изменение оранжево-желтой окраски раствора, обусловленной бихромат-ионом, в изумрудно-зеленую, свойственную солям трехвалентного хрома. Раствор тщательно перемешивают, омывают стенки колбы дистиллированной водой. Избыток соли Мора оттитровывают раствором перманганата калия из бюретки, до изменения окраски в краснофиолетовую или сине-фиолетовую (в зависимости от содержания хрома), не исчезающую при перемешивании в течение 30 секунд.

24

Титрование повторяют не менее трех раз. Содержание бихромата калия в миллиграммах рассчитывают по формуле:

m (K2Cr2O7) = (NCMVCM – NпVп) Э (K2Cr2O7) fa (мг),

где NСМ – нормальность раствора соли Мора;

VСМ – объем раствора соли Мора, взятый для обработки аликвотной части бихромата (25,00 мл);

Nп – нормальность раствора перманганата калия;

Vп – объем раствора перманганата калия, израсходованный на избыток соли Мора, измеренный бюреткой, мл;

Э (K2Cr2O7) – молярная масса эквивалента бихромата калия, равная 1/6 молекулярной массы, т. е. 49,03 г/моль;

fa – фактор аликвотирования, показывающий, во сколько раз общий объем контрольного раствора больше объема его аликвотной части, взятой для титрования.

Рассчитывают содержание бихромата в миллиграммах для каждого из трех (или более) результатов, проводят статистическую обработку, записывают результат с доверительным интервалом.

3.4.ОПРЕДЕЛЕНИЕ ПЕРЕКИСИ ВОДОРОДА

3.4.1.Сущность метода

Перекись водорода (пероксид водорода, Н2О2) используется для отбелки шелка, шерсти, меха, древесной массы, осветления волос, поскольку является в определенных условиях хорошим окислителем, а продукты реакции ее с пигментами безвредны. Кроме того, она применяется в медицине как кровеостанавливающее и дезинфицирующее средство, в полимерной промышленности для инициирования процессов полимеризации и других реакций с участием свободных радикалов, используется для протравливания семян, приготовления и консервирования пищевых продуктов и напитков.

Очень чистая перекись водорода достаточно устойчива (скорость распада при 30 оС не превышает 0,5% в год), но в присутствии следов ряда тяжелых металлов и их ионов, ферментов и т. д. наблюдается ее разложение по реакции:

Н2О2 → Н2О + 1/2 О2 .

Это экзотермический процесс, и он может происходить со взрывом. Продажные растворы перекиси водорода (пергидроль, с 30% Н2О2, высококонцентрированная 85–90%-ная Н2О2) содержат, как правило, добавки стабилизаторов разложения. Продается Н2О2 и в виде таблеток с наполнителем – карбамидом (гидроперит), причем при растворении одной таблетки в 30 мл воды получается 1%-ный раствор перекиси водорода.

Поскольку растворы перекиси водорода неустойчивы, необходимо устанавливать их концентрацию. Определение основано на реакции:

5 H2O2 + 2 MnO4– + 8 H+ → 5 O2 + 2 Mn2+ + 8 H2O .

25

Как видно из уравнения, Н2О2 играет в этой реакции роль восстановителя, окисляясь до молекулярного кислорода. При этом она отдает 2 электрона, следовательно, молярная масса эквивалента вещества в данной ситуации равна половине молекулярной массы, Э (Н2О2) = 17,01 г/моль.

3.4.2. Реактивы

KMnO4, стандартизованный 0,05 н. раствор.

H2SO4, 7 н. раствор (разбавленный из концентрированной кислоты в соотношении 1 : 4).

3.4.3.Ход определения

Вкачестве исследуемого объекта может выступать любая форма продажного препарата перекиси водорода: таблетка гидроперита либо концентрированный (30%-ный) раствор.

На аналитических весах находят точную массу таблетки гидроперита и количественно растворяют ее в мерной колбе, выбирая вместимость колбы таким

образом, чтобы окончательная концентрация Н2О2 была бы не более 0,03% (раствор с большей концентрацией титровать не рекомендуется, так как в этом случае велика погрешность определения). Этим требованиям удовлетворяет, например, раствор таблетки гидроперита массой 1,5 г в 1 л воды.

Для концентрированного раствора из тех же соображений рассчитывают подходящую аликвотную часть, помещают в предварительно взвешенный на аналитических весах стаканчик и также находят массу с точностью до 0,0001г; растворяют в мерной колбе дистиллированной водой.

Отбирают пипеткой аликвотную часть 25,00 мл полученного раствора, при-

бавляют 5–10 мл 7 н. H2SO4 и титруют стандартизованным раствором перманганат калия до розовой окраски, не исчезающей в течение 30 секунд перемешивания. Повторяют титрование не менее трех раз, из сходящихся результатов берут

среднее значение и вычисляют общее количество Н2О2 во всем объеме раствора: m (H2O2) = N (KMnO4) . V (KMnO4) . Э (Н2О2) . fa (мг),

где N (KMnO4) – нормальность раствора перманганата калия, г-экв/л;

V (KMnO4) – объем раствора перманганата калия, измеренный бюреткой, мл; Э (Н2О2) – молярная масса эквивалента перекиси водорода, Э = 17,01 г/моль; fa – фактор аликвотирования, показывающий, во сколько раз общий объем контрольного раствора больше объема его аликвотной части, взятой для

титрования.

Зная массу вещества Н2О2 и точную массу таблетки, находят массовую долю перекиси водорода в гидроперите. Результаты, полученные всеми студентами лабораторной подгруппы, проверяют на наличие промаха (грубой погрешности) статистически обрабатывают и представляют с доверительными интервалами в

виде ( X ± X ).

26

3.5. ОПРЕДЕЛЕНИЕ НИТРИТОВ

3.5.1. Сущность метода Нитриты содержатся в выбросах пищевых, сталелитейных, текстильных

производств, а также индустрии красителей, фотоматериалов, лекарственных веществ и в биологических сточных водах. В почвах и поверхностных водах нитриты присутствуют в различных количествах (от десятых долей микрограмма до нескольких миллиграммов в одном литре). Токсическое действие нитритов осуществляется по нескольким механизмам: так, NO2– связывается с пигментом крови, образуя метагемоглобин, который не является переносчиком кислорода; кроме того, он может связываться в желудке с аминами и амидом, образуя канцерогенные нитрозамины.

Титриметрическое определение азотистой кислоты и нитритов основано на взаимодействии их с перманганатом калия в кислом растворе. При этом нитриты количественно окисляются до нитратов:

5 NO2– + 2 MnO4– + 6 H+ → 5 NO3– + 2 Mn2+ + 3 H2O.

Поскольку, как следует из реакции, окисление нитритов сопровождается отдачей двух электронов, молярная масса эквивалента нитрита представляет собой половину молекулярной массы вещества.

Особенностью рассматриваемого определения является то обстоятельство, что азотистая кислота и нитриты легко разлагаются кислотами с образованием оксидов азота:

2 NO2– + 2 H+ 2 HNO2 → NO + NO2 + H2O.

При титровании перманганатом калия подкисленного раствора нитрита получают заниженные результаты; поэтому, чтобы избежать потерь, приходится применять обратный порядок титрования (не путать с обратным титрованием, которое тоже можно применить). Не проводят титрование перманганатом подкисленного раствор нитрита, как при ранее описанных определениях, а наоборот, кислый раствор перманганата титруют анализируемым раствором нитрита, имеющим нейтральную реакцию (метод Лунге). При этом нитрит, попадая в раствор КMnO4, практически мгновенно окисляется до нитрата, и оксиды азота не образуются. Метод требует тщательной работы, так как под конец титрования обесцвечивание идет медленно.

3.5.2. Реактивы

KMnO4, стандартизованный 0,05 н. раствор.

H2SO4, 7 н. раствор (разбавленный из концентрированной кислоты в соотношении 1 : 4).

3.5.3. Ход определения Получив у преподавателя контрольный раствор нитрита калия или натрия,

разбавляют его дистиллированной водой до метки в мерной колбе вместимостью 250 мл и тщательно перемешивают. Полученным раствором ополаскивают и на-

27

полняют бюретку. Если в бюретке перед этим находился раствор перманганата калия или другого окислителя, ее следует предварительно ополоснуть дистиллированной водой.

В коническую колбу для титрования точно отмеривают с помощью пипетки 25,00 мл стандартизованного раствора КMnO4 и примерно 10–15 мл 7 н. раствора серной кислоты. Разбавляют этот раствор 100 мл теплой дистиллированной воды, чтобы окончательная температура была около 40 оС, и титруют раствором нитрита до обесцвечивания его от одной капли. Повторив титрование три раза, по израсходованным объемам растворов нитрита и перманганата и известной нормальности КMnO4 находят нормальность раствора нитрита. По нормальности раствора нитрита вычисляют количество нитрита в контрольной пробе (в мг). Все три результата выражают в единицах массы, находят среднее значение и проводят ста-

тистическую обработку. Результат выражают в виде ( X ± X ).

3.6.ОПРЕДЕЛЕНИЕ ОКИСЛЯЕМОСТИ ВОДЫ

3.6.1.Сущность метода

Наличие в воде органических веществ и легко окисляющихся неорганических соединений (Fe2+, H2S, сульфитов, нитритов и др.) характеризует окисляемость воды. Окисляемость – один из показателей степени загрязнения воды органическими примесями. Ее выражают числом миллиграммов кислорода, затраченного на окисление органических веществ в 1 л воды. Окисляемость чистых речных вод составляет обычно 4–8 мг О2/л. Такой довольно высокий показатель во многом объясняется наличием гуминовых соединений, особенно в воде северных рек. Вода считается пригодной для питья в том случае, если ее окисляемость не превышает 3 мг О2/л.

Из-за сложности анализа непосредственно концентрацию органических веществ в воде не определяют. О содержании органических веществ, растворенных в воде, судят по количеству кислорода, расходуемого на их окисление в определенных условиях. В качестве окислителей органических веществ обычно применяют перманганат калия (перманганатная окисляемость).

Если концентрация хлоридов в исследуемой воде не превышает 100 мг/л, то органические вещества окисляют перманганатом калия в кислой среде (метод Кубеля). При более высоком содержании хлоридов используется реакция окисления перманганатом калия в щелочной среде (метод Шульца). Практически органика окисляется не полностью, поэтому считается, что перманганатная окисляемость (в отличие от бихроматной) характеризует только содержание легкоокисляющихся органических веществ. С помощью бихромата калия (бихроматная окисляемость) можно определять содержание гумуса. Во избежание ошибки предварительно в исследуемой воде определяют неорганические восстановители (Fe2+, SO32–, H2S).

К пробе воды прибавляют заведомо избыточное количество раствора KMnO4 определенной концентрации. Органические вещества, содержащиеся в ис-

28

следуемой воде, при кипячении взаимодействуют с перманганатом калия. Избыток перманганата калия можно определить, титруя прокипяченную пробу воды рабочим раствором щавелевой кислоты. Но для получения более точных результатов используется обратное титрование: к прокипяченной пробе прибавляют избыток щавелевой кислоты, при этом часть ее окисляется оставшимся перманганатом калия, а остальное количество Н2С2О4 оттитровывают перманганатом калия.

3.6.2. Реактивы

KMnO4, 0,01 н. раствор, стандартизированный по щавелевой кислоте. Н2С2О4, стандартный 0,01 н. раствор.

Серная кислота H2SO4, 4 н., 2 н.

3.6.3. Ход определения по методу Кубеля Готовят точным разбавлением (с помощью пипеток и мерных колб) 0,01 н.

растворы KMnO4 и Н2С2О4 из более концентрированных (растворы могут иметь концентрацию не точно 0,0100 н., но их нормальность должна быть того же порядка и точно известна, т. е. необходимы стандартизированные растворы).

В коническую колбу вместимостью 250 мл отмеряют пипеткой или мерной колбой 100 мл исследуемой воды, прибавляют 20 мл 4 н. серной кислоты и прилить из бюретки точно 20,00 мл 0,01 н. раствора KMnO4. Колбу закрывают воронкой, смесь кипятят 10 мин (считая с начала кипения). Чтобы не было бурного вскипания, в колбу необходимо поместить "кипелки". Важно, чтобы они находились в колбе до начала нагревания, нельзя забрасывать холодные "кипелки" в нагретую смесь.

К горячей окрашенной жидкости приливают из бюретки 20,00 мл 0,01 н. щавелевой кислоты и тщательно перемешивают. Горячий обесцвеченный раствор титруют 0,01 н. раствором KMnO4 до появления слаборозового окрашивания, не исчезающего 2–3 мин. Если в процессе кипячения раствор буреет, это свидетельствует о недостатке серной кислоты.

Если по окончании кипячения не сохраняется окраска, свойственная перманганату калия, то к пробе снова прибавляют определенный объем 0,01 н. раствора KMnO4 и кипятят 10 мин.

Параллельно устанавливают точную нормальность перманганата калия, для чего отбирают в коническую колбу 25,00 мл 0,01 н. раствора щавелевой кислоты, прибавляют 30 мл 2 н. серной кислоты, нагревают до 60–70 оС (разбавляя примерно вдвое кипящей дистиллированной водой) и титруют горячую смесь приготовленным раствором KMnO4 до появления слаборозовой окраски, не исчезающей в течение 2–3 мин.

Окисляемость (в мг О2/л) рассчитывают по следующей формуле:

X = [20,00 + V(KMnO4 )] N(KMnO4 ) −V(H2C2O4 ) N(H2C2O4 ) Е 1000,

Vобр

где 20,00 – объем раствора KMnO4, прилитого к пробе воды до кипячения, мл;

29

V(KMnO4) – объем раствора KMnO4, затраченный на титрование избытка щавелевой кислоты, мл;

N(KMnО4) – установленная нормальность раствора KMnO4;

V(Н2С2О4) – объем 0,01 н. раствора щавелевой кислоты для связывания избыт-

ка KMnO4, мл;

N(Н2С2О4) – нормальность щавелевой кислоты (0,01 н.); Е – молярная масса эквивалента кислорода;

Vобр – объем исследуемого образца (пробы воды), мл.

После нахождения окисляемости анализируемой пробы воды всеми студентами лабораторной подгруппы все результаты проверяют на наличие грубой погрешности (промаха) и обрабатывают статистически.

4.БИХРОМАТОМЕТРИЯ

4.1.БИХРОМАТОМЕТРИЧЕСКОЕ ОПРЕДЕЛЕНИЕ ЖЕЛЕЗА В СТАЛИ

4.1.1.Сущность метода

Определение общего содержания железа включает три этапа:

1)разложение навески образца, ставящее задачей полное растворение железа;

2)перевод железа, которое может находиться в растворе в виде Fe2+ и Fe3+, в одну форму, выбор которой зависит от метода определения;

3)непосредственное определение железа в полученном растворе.

Для разложения навески железосодержащих материалов применяются раз-

нообразные методы: руды могут переводиться в раствор с помощью кислотной обработки, спекания или сплавления со щелочными либо кислотными плавнями, путем обработки плавиковой кислотой, а также комбинированного разложения. Сплавы на основе железа, например, стали, довольно легко разлагаются разбавленной серной и соляной кислотами.

В практике анализа определение макроколичеств железа проводят почти исключительно титриметрическими методами, из которых наибольшее распространение получили бихроматометрический, перманганатометрический и комплексонометрический методы. В основе первых двух методов лежит реакция окисления ионов Fe2+ в ионы Fe3+ раствором бихромата или перманганата калия. Для осуществления этого процесса необходимо, чтобы в растворе все железо находилось в двухвалентном состоянии. Поскольку растворение железа происходит на воздухе, то в растворе присутствуют обе формы, следовательно, перед титрованием необходимо все трехвалентное железо предварительно восстановить в двухвалентное. (Для комплексонометрического титрования, наоборот, все железо окисляют в форму Fe3+) Для восстановления окисного железа (Е0 = + 0,77 В)

Fe3+ → Fe2+

30