Способ 2. По простому титру (по рабочему раствору).

Дата: 2025-05-01; Просмотры: 2

Оценка:

0.00 из 5.00 — оценок

Скачиваний: 0

Скачать

Иодометрия.

Иодометрический метод объемного анализа основан на окислительно-восстановительных процессах, связанных с реакцией восстановления: I₂ + 2e = 2I^- или с реакцией окисления:

2I^- -2e = I₂ . Стандартный потенциал Е₀ (I₂ / 2I^-) = +0,54В и все восстановители, у которых окислительно-восстановительный потенциал меньше +0,54В, способны окисляться иодом. А все окислители, имеющие потенциал больше +0,54В, способны восстанавливаться иодид-ионами. Отсюда возникает возможность использования свойств окислительно-восстановительной пары I₂ / 2I^- в титриметрическом анализе:

а) для определения восстановителей окислением их раствором иода;

б) для определения окислителей восстановлением иодид-ионами;

в) для определения кислот (косвенным методом титрования).

Определение восстановителей.

Определение небольших концентраций сильных восстановителей, у которых ОВ-потенциал значительно меньше +0,54В, можно проводить прямым титрованием раствора иода.

Например, пр действии иодом на тиосульфат натрия происходит реакция:

2Na₂S₂O₃ + I₂ = 2NaI + Na₂S₄O₆

1 | 2S₂O₃^2- -2e = S₄O₆^2-

1 | I₂ + 2e = 2I^-

Молекула иода I₂ отнимает по одному электрону у двух ионов S₂O₃^2- и окисляет их до тетратионат-иона - S₄O₆^2- . Атомы иода восстанавливаются за счет этого до ионов I^- . Зная нормальную концентрацию раствора иода и затраченный на титрование объем, вычисляют массу тиосульфата натрия в анализируемом растворе.

Если ОВ-потенциал восстановителя приближается к +0,54В, то применяют метод обратного титрования. В этом случае к анализируемому раствору прибавляют избыток рабочего раствора иода. Реакционную смесь выдерживают 5 – 10 мин. После окончания реакции избыток иода оттитровывают рабочим раствором Na₂S₂O₃∙5H₂O.

Например: определить массу Na₃AsO₃ в растворе, если к нему добавлено 50 мл 0,02н раствора иода а на титрование избытка иода затрачено 10 мл 0,05н раствора Na₂S₂O₃∙5H₂O.

Na₃AsO₃ + I₂ + HOH → Na₃AsO₄ + 2HI

1| AsO₃^3- + HOH -2e → AsO₄^3- + 2H⁺

1| I₂ + 2e = 2I^-

I₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆

Э(Na₃AsO₃) =

Решение.

1).Определяем избыток объема раствора иода, оттитрованного раствором Na₂S₂O₃∙5H₂O.

2).Определяем объем раствора иода, который вступил в реакцию с Na₃AsO₃ .

V_общ(I₂) - V_изб(I₂) = 50-25 = 25мл

3).Определяем массу Na₃AsO_3.

m(Na₃AsO₃) = ∙V(I₂) = 0,00192∙25 = 0,048 г

Определение окислителей.

При иодометрическом определении окислителей к исследуемому раствору прибавляют избыток иодида калия, из которого окислитель выделяет строго эквивалентное количество свободного иода. Последний оттитровывают раствором восстановителя в присутствии крахмала и вычисляют содержание окислителя. Например, если к подкисленному раствору перманганата калия добавить иодид калия, то произойдет следующая реакция:

2KMnO₄ + 10KI + 8H₂SO₄ = 5I₂ + 2MnSO₄ + 6K₂SO₄ + 8H₂O

MnO₄^- +8H⁺ +5e→ Mn²⁺ + 4H₂O | 1

I^- + e → I⁰ | 5

В ходе реакции перманганат окисляет ионы иода I^- до эквивалентного количества иода I₂ .Этот иод оттитровывают тиосульфатом натрия и вычисляют нормальную концентрацию раствора перманганата калия. Затраченное количество тиосульфата натрия эквивалентно количеству перманганата калия и эквивалентно количеству выделившегося иода:

n(I₂) = n(KMnO₄) = n(Na₂S₂O₃)

Пример: Рассчитать массу K₂Cr₂O₇ , содержащегося в 10 мл раствора, если при добавлении к нему избытка KI и H₂SO₄ , на титрование выделившегося иода расходуется 20 мл 0,02н раствора Na₂S₂O₃∙5H₂O.

Решение: K₂Cr₂O₇ + 6KI + 7H₂SO₄ = 3I₂ + К₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O

Cr₂O₇^2- +14H⁺ +6e→ 2Cr³⁺ + 7H₂O | 1

2I^- +2 e = I₂⁰ | 3

Cr₂O₇^2- +14H⁺ +6I^- →2Cr³⁺ + 7H₂O +3I₂

Э(K₂Cr₂O₇) =

Э(I₂) =

I₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆

2S₂O₃^2- -2e = S₄O₆^2- | 1

I₂ + 2e = 2I^- | 1

Количество выделившегося иода эквивалентно количеству бихромата калия, выделившийся иод оттитровывают тиосульфатом натрия. Затраченное количество тиосульфата эквивалентно количеству бихромата калия, выделившийся иод оттитровывают тиосульфатом натрия. Затраченное количество тиосульфата натрия косвенно эквивалентно количеству бихромата калия:

n(I₂) = n(K₂Cr₂O₇) = n(Na₂S₂O₃)

Расчет. Способ 1. Через титр по определяемому веществу.

m(K₂Cr₂O₇) =

Способ 2. По простому титру (по рабочему раствору).

m(Na₂S₂O₃∙5H₂O) = ∙

Способ 3

m(K₂Cr₂O₇) = =0,0196г

Определение кислот.

Этот метод основан на использовании реакции иодида калия с иодатом, т.е. косвенным методом титрования. Например:

HCl + KI + KIO₃ → I₂ + H₂O + KCl

2IO₃^- + 12 H⁺ +10e → I₂⁰ + 6H₂O | 1

2I^- +2 e = I₂⁰ | 5

IO₃^- + 5I^- + 6H⁺ → 3I₂ + 3H₂O

Количество выделившегося иода эквивалентно количеству ионов водорода. Количества KI и KIO₃ взяты с избытком, сюда же добавляют исследуемый раствор HCl. Выделившийся иод оттитровывают раствором Na₂S₂O₃∙5H₂O.

I₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆

Метод применим для кислот: муравьиной, аскорбиновой, малеиновой, щавелевой, а также кислот, содержащихся в пищевых продуктах: соках, винах, маслах, жирах. Метод определения кислот иодометрически отличается большей точностью, чем кислотно-основной. Точность в иодометрии 10^-8 г/л, в нейтрализации 10^-4 г/л.

Приготовление рабочих растворов.

Рабочими растворами данного метода являются титрованные растворы иода и тиосульфата натрия. Основная реакция:

I₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆

1 | 2S₂O₃^2- -2e = S₄O₆^2-

1 | I₂ + 2e = 2I^-

Э(I₂) =М(I₂) /2 =127 г/моль

Э(Na₂S₂O₃∙5Н₂О) =М(Na₂S₂O₃∙5Н₂О) /2 =248 г/моль

Рабочий раствор иода готовят по точной навеске иода. Устанавливают концентрацию раствора иода по титрованному раствору тиосульфата натрия. Иод плохо растворим в воде, поэтому его обрабатывают раствором KI для образования растворимого комплекса:

I₂ + KI ↔ K[I₃]

Рабочий раствор тиосульфата натрия приготовить точно нельзя, т.к. он неустойчив в хранении. Точную его концентрацию устанавливают по х.ч. раствору K₂Cr₂O₇ или KIO₃ .

В качестве индикатора применяют 5% раствор крахмала.

При титровании иодом в присутствии крахмала конец реакции определяют по появлению синей окраски, не исчезающей от одной лишней капли раствора иода. Можно титровать раствор иода тиосульфатом до обесцвечивания синего раствора от одной капли Na₂S₂O₃∙5Н₂О. В этом случае крахмал добавляют в конце титрования, когда раствор имеет соломенно-желтую окраску.

Крахмал не растворяется в воде. Однако нагреванием взвеси его до кипения удается получить коллоидный раствор, который и используется в иодометрии. Чувствительность крахмала к водному раствору иода довольно велика, но она еще более увеличивается в присутствии иодида калия. Поэтому считают, что крахмал образует адсорбционное соединение синего цвета в присутствии полииодид-иона [I₃]^- .С повышением температуры чувствительность иод-крахмальной реакции сильно снижается.

Условия проведения иодометрии.

1. Титрование ведут на холоду, т.к. иод - летучее вещество и к тому же чувствительность крахмала понижается с повышением температуры.

2. Иодометрическое определение нельзя проводить проводить при рН>7, т.к. иод реагирует с ОН^- группами:

I₂ +2OH^- = IO^- +I^- +H₂O

3. Растворимость I₂ мала в воде, поэтому при иодометрических определениях окислителей, кислот необходимо применять избыток KI , который способствует ускорению реакции и более полному течению ее в нужном направлении:

I₂ + KI ↔ K[I₃]

Лабораторная работа.