Преимущества перманганатометрии:

1. Возможность фиксации конечной точки титрования по исчезновению или возникновению малинового окрашивания.

2. Возможность использования кислой или щелочной среды.

3. Высокий и .

4. Дешевый и доступный реагент.

5. Возможность определения веществ, которые не имеют окислительно-восстановительных свойств.

Недостатки перманганатометрии:

1. Относительное загрязнение реагента (MnO₂), поэтому перманганат всегда вторичный стандарт, для определения концентрации которого необходимо стандартное вещество или фиксанал.

2. Неустойчивость стандартного раствора.

3. Нежелательность использования метода в присутствии хлорид-иона, невозможность подкисления растворов с помощью хлоридной кислоты.

4. Часто необходимо нагревание, потому что скорость реакции довольно низкая.

5. Достижение равновесия и т.д. зависит от множества факторов, поэтому необходимо очень четко придерживаться условий, описанных в методике.

Йодометрия: принцип метода, стандартные растворы, их приготовление и стандартизация, индикаторы и практическое применение.

Йодометрический метод анализа основывается на окислительно-восстановительных процессах, связанных с восстановлением І₂ до І^-–ионов или окислением І^-–ионов до І₂:

І₂ + 2е  2І^-.

Кристаллический йод малорастворим в воде. Поэтому часто в качестве стандартного применяют его раствор в КІ. При растворении І₂ в КІ образуются ионы [І₃]^-:

І₂ + І^-  [І₃]^-.

Нормальный ох-red потенциал системы І₂ / 2І^- ( = +0,5345 В), а системы [І₃]^-/3 І^- ( = +0,5355 В), то есть можно считать практическим равным.

Как видим, ох-red потенциал этой системы не зависит от концентрации ионов гидрогена, если реакция проводится в кислой среде. Однако, большинство веществ, содержащих в своем составе атом оксигена, вступают в реакции с [І₃]^- или І^-, образуя в присутствии ионов гидрогена молекулы воды:

H₂AsO₄^- + 2І^- + 3H⁺  HAsO₂ + 2H₂O + І₂. (А)

Поэтому окислительно-восстановительные потенциалы таких систем сильно зависят от рН. В кислых растворах ох-red потенциал системы H₂AsO₄^- / HAsO₂ сильно увеличивается в сравнении с потенциалом системы [І₃]^-/3 І^-:

По мере уменьшения концентрации ионов гидрогена уже в слабокислых и нейтральных, а особенно в щелочных растворах и поэтому [І₃]^- окисляет HAsO₂ в H₃AsO₄:

HAsO₂ + 2H₂O + І₂  H₃AsO₄ + 2І^- + 2H⁺. (В)

Таким образом, прохождение реакции А или В очень зависит от рН.

Главным веществом восстановителем, применяемым в йодометрии, является натрий тиосульфат, который реагирует с йодом по уравнению:

2S₂O₃^2- + І₂  S₄O₆^2- + 2І^-.

Na₂S₂O₃ используют для титрования избытка йода, который добавляется в процессе титрования некоторых восстановителей, или йода, который образуется при взаимодействии йодидов с окислителями, например:

Cl₂ + 2І^-  2Cl^- + І₂.

Положение пары І₂ / 2І^- приблизительно по середине таблицы окислительных потенциалов показывает, что: а) существует ряд восстановителей, способных окисляться свободным йодом (Е⁰0,54); б) есть также ряд окислителей, которые могут восстанавливаться йодид-ионами (Е⁰0,54). Отсюда возникает возможность двойного использования окислительно-восстановительных свойств пары І₂ / 2І^- в титриметрии: а) для определения восстановителей окислением раствором йода; б) для определения окислителей восстановлением йодид ионами.

Определение восстановителей:

SO₃^2- + I₂ + H₂O = SO₄^2- + 2I^- + 2H⁺;

AsO₂^- + I₂ + 2H₂O = HAsO₄^2- + 2I^- + 3H⁺;

H₂S + I₂ = S + 2I^- + 2H⁺;

Sn²⁺ + I₂ = Sn⁴⁺ + 2I^-.

Определение окислителей:

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

I₂ + Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆.

Br₂ + 2I^- = I₂ + 2Br^-;

2MnO₄^- + 10I^- + 16H⁺ = 5I₂ + 2Mn²⁺ + 8H₂O;

ClO₃^- + 6I^- + 6H⁺ = 3I₂ + Cl^- + 3H₂O;

2NO₂^- + 2I^- + 4H⁺ = I₂ + 2NO + 2H₂O;

H₂O₂ + 2I^- + 2H⁺ = I₂ + 2H₂O;

2Fe³⁺ + 2I^- = I₂ +2Fe²⁺.

Определение кислот:

IO₃^- + 5I^- + 6H⁺ = 3I₂ + 3H₂O.

Чувствительность йодкрохмальной реакции 10^-6-10^-5 н І₂ при условии присутствия избытка І^-.

Методы титрования: прямое, непрямое и обратное.