Метод иодометрии

Иодометрический метод анализа основан на окислительно-восстанови­тельных процессах, связанных с превращением иода в иодид-ион и обратно:

I₂+ 2e↔ 2I^-

Потенциал этой пары φ⁰= +0,54В, т.е. молекула иода является довольно слабым окислителем, а иодид-ион – довольно сильным восстановителем. Поэтому иодометрическим методом можно определять количественно как вещества-окислители (имеющие стандартный потенциал выше +0,54В), так и вещества-восстановители с потенциалом ниже 0,54В. Примером определения восстановителей является реакция между растворами иода и тиосульфата натрия:

2Na₂S₂O₃+I₂= 2NaI+Na₂S₄O₆(8)

тиосульфат натрия тетратионат натрия

или в ионном виде:

2S₂O₃^2-+I₂= 2I^-+S₄O₆^2-

1	2S2O32- - 2e = S4O62-
1	I2 + 2e = 2I-

Молярная масса эквивалента тиосульфата равна его молярной массе М(Na₂S₂O₃·5H₂O) = 248,2 г/моль, так как на один ион тиосульфата приходится один отданный электрон. Молярная масса эквивалента иода равна молярной массе атома иода М(I) = 126,9 г/моль, так как на один его атом приходится один принятый электрон.

В иодометрии применяются растворы иода, иодида калия, тиосульфата натрия и крахмала.

Рабочий раствор иода.Растворимость иода в воде невелика (около 0,2 г/л или 2·10^-3моль/л). Титрованные растворы иода готовят растворением точной навески его в концентрированном растворе иодида калия (KI). При этом образуется комплексный ион [I₃]^-, за счет чего увеличивается растворимость иода в воде, не сказываясь практически на величине стандартного потенциала редокс-системыI₂/2I^-. Нормальность раствора иода меняется со временем из-за окисления иодид-иона кислородом воздуха, а также большой летучести иода, поэтому рекомендуется время от времени контролировать ее по реакции с тиосульфатом натрия.

Раствор тиосульфата натрия (Na₂S₂O₃)готовят из перекристаллизованного препаратаNa₂S₂O₃·5Н₂О с последующим установлением точной концентрации его по иоду, бихромату калия или металлической меди. По точной навеске кристаллогидрата нельзя приготовить раствор точной нормальности, так какNa₂S₂O₃·5Н₂О без разложения можно хранить только в специальных условиях. Раствор тиосульфата при хранении претерпевает разные химические превращения, часть которых ведет к увеличению нормальности, а часть – к ее уменьшению. Возрастание нормальности происходит за счет частичного превращения тиосульфата в сульфит под действием углекислоты, растворенной в воде по реакциям:

S₂O₃^2- + CO₂ + H₂O = HSO₃^- + S↓ (9)

HSO₃^- + I₂ + H₂O = HSO₄^- + 2I^- +2H⁺ (10)

Молярная масса эквивалента тиосульфата натрия в этом случае имеет формулу ½ М(Na₂S₂O₃·5Н₂О) на основании полууравнения:

HSO₃^- + Н₂О – 2е → HSO₄^- + 2H⁺

Уменьшение нормальности происходит за счет:

а) окисления тиосульфата кислородом воздуха:

2S₂O₃^2- + O₂ = 2SO₄^2- + 2S↓

б) разложения его тиобактериями, которые попадают в раствор из воздуха. Раствор тиосульфата хранят в темной посуде с добавлением иодида ртути в качестве антисептика.

10%-ный раствор иодида калия также хранят в темной посуде, так как на свету происходит быстрое окисление иодид-иона до иода кислородом воздуха. В результате раствор KI окрашивается в желтый цвет. Такой раствор перед употреблением необходимо обесцветить в кислой среде одной-двумя каплями тиосульфата или приготовить свежий раствор иодида калия.

Индикатор – раствор крахмального клейстера готовят следующим образом: 0,5 г крахмала смешивают с несколькими миллилитрами холодной воды и вливают в 100 мл кипящей воды, кипятят две минуты, фильтруют. Этот раствор применяют свежеприготовленным, так как со временем он портится под воздействием микроорганизмов (испорченный раствор крахмала в присутствии иода не синеет, а буреет).

При проведении анализов методом иодометрии необходимо соблюдать следующие условия:

1. Всю работу проводить на холоде, так как при нагревании частично улетучивается иод, а крахмал теряет свою чувствительность.

2. Титрование нельзя проводить в щелочном растворе (рН>8,0). Иод с гидроксид-ионом образует гипоиодид – ион, который, в свою очередь, окисляет тиосульфат до сульфата (изменяется формула эквивалента тиосульфата):

I₂ + 2OH^- = IO^- + H₂O (11)

4IO^- + S₂O₃^2- + 2OH^- = 2SO₄^2- + 4I^- + H₂O (12)

3. Для лучшего растворения образующегося иода в реакционную смесь необходимо добавить избыток KI.

Иодометрическое титрование можно проводить как от иода к тиосульфату, так и от тиосульфата к иоду. Чаще всего пользуются первым методом. Бюретку заполняют раствором тиосульфата натрия (С(Na₂S₂O₃)≈0,02 моль/л), в колбу для титрования отмеряют аликвоту иода (или он образуется в результате реакции окисления иодид-иона). При добавлении тиосульфата к иоду происходит постепенное обесцвечивание его. В конце титрования, когда цвет раствора становится соломенно-желтым, в колбу добавляют раствор крахмального клейстера – раствор синеет. В точке эквивалентности от последней капли тиосульфата голубая окраска исчезает. При титровании раствором иода в присутствии крахмала титрование заканчивается при появлении голубой окраски раствора.

Определение окислителей. Анализировать окислители прямым титрованием раствором иодида калия нельзя из-за невозможности фиксирования точки эквивалентности. В данном случае применяется метод замещения, в результате которого один окислитель замещается другим окислителем – иодом, а последний титруется тиосульфатом натрия. Схема иодометрического определения окислителей такова:

1. К определенной аликвоте или навеске окислителя добавляется избыток раствора KI и кислота (при необходимости).

2. Выделившийся иод титруется тиосульфатом натрия в присутствии крахмала.

Примером определения окислителя является взаимодействие бихромата калия с KI в кислой среде по реакции:

K₂Cr₂O₇ + 6KI + 7H₂SO₄ = 3I₂ + 4K₂SO₄ + Cr₂(SO₄)₃ + 7H₂O (13)

И далее:

2Na₂S₂O₃ + I₂ = Na₂S₄O₆ + 2NaI

Затраченный на титрование объем тиосульфата натрия эквивалентен выделившемуся в реакции (13) иоду, а последний эквивалентен бихромату калия. При вычислении результата анализа по объему тиосульфата сразу рассчитывается масса или нормальность бихромата калия.