Теоретические основы иодометрии

МЕТОД ИОДОМЕТРИИ основан на окислительно-восстановительных реакциях, связанных с превращением I₂ в ионы I‾ и обратно:

I₂ + 2 ē ↔ 2 I‾

Свободный йод является окислителем, а иодид-ион является восстановителем. Поэтому йодометрические методы применяются как для определения окислителей, так и для определения восстановителей.

Основными рабочими растворами в иодометрии являются растворы йода I₂ для прямого титрования восстановителей и раствор натрия тиосульфата Na₂S₂O₃·5H₂O для определения окислителей и для обратного титрования восстановителей.

Основной титриметрической реакцией в методе иодометрии является взаимодействие раствора иода с рабочим раствором тиосульфата натрия:

I₂ + 2 Na₂S₂O₃ = 2 NaI + Na₂S₄O₆

^{(тетратионат Na)}

I₂ + 2 ē → 2 I‾ 1

2 S₂О₃²ˉ – 2 ē → S₄О₆²ˉ 1

I₂ + 2 S₂О₃²ˉ → 2 I‾ + S₄О₆²‾

Из полуреакции 2S₂О₃²ˉ/S₄О₆²ˉ видно, что f_экв.(Na₂S₂О₃) = 1.

Следовательно, M (Na₂S₂O₃) = M_Э (Na₂S₂O₃) и С_н(Na₂S₂O₃) = C_М (Na₂S₂O₃).

В качестве индикатора в иодометрии используется водный раствор крахмала, который образует с молекулярным йодом йодкрахмальное соединение синего цвета. При титровании восстановителей рабочим раствором йода точка эквивалентности определяется по появлению интенсивно-синего окрашивания. При титровании I₂ рабочим раствором тиосульфата натрия конец реакции определяется по исчезновению синей окраски от одной капли раствора натрия тиосульфата. Крахмал необходимо добавлять в самом конце титрования, когда йода в растворе становится мало и раствор приобретает соломенно-желтый цвет.

Количественное определение окислителей методом иодометрии производят следующим образом: к подкисленному раствору окислителя прибавляют избыток раствора KI. В результате реакции выделяется эквивалентное количество I₂, который оттитровывают в присутствии крахмала рабочим раствором соответствующего восстановителя и по объему восстановителя, израсходованного на титрование, определяют количество окислителя.

Дихромат калия в кислой среде стехиометрично реагирует с растворимыми иодидами с образованием эквивалентного количества молекулярного йода:

K₂Cr₂O₇ + 6 KI + 7 H₂SO₄ = Cr₂(SO₄)₃ + 3 I₂ + 4 К₂SO₄ + 7 H₂O

Cr₂O₇²ˉ + 14 H⁺ + 6 ē → 2 Cr³⁺ + 7 H₂O 1

2 I‾ – 2 ē → I₂ 3

Cr₂O₇²‾ + 6 I‾ + 14 H⁺ → 2 Cr³⁺ + 3 I₂ + 7 H₂O

Образовавшийся молекулярный йод оттитровывают раствором тиосульфата натрия, точную концентрацию которого следует установить.

Согласно принципу эквивалентности, количество I₂, образовавшегося в реакции, эквивалентно количеству K₂Cr₂O₇ и количеству Na₂S₂O₃:

n_э(К₂Cr₂O₇) = n_э(I₂) = n_э(Na₂S₂O₃)

6. вопросы ДЛЯ САМОконтроля знаний:

1.Теоретические основы метода иодометрии.

2. Как действуют NaOH и Na₂CO₃ на раствор йода? Ответ подтвердите соответствующими уравнениями реакций.

3. Почему при иодометрическом определении окислителей употребляют избыток KI?

4. Что Вам известно о биологической роли аскорбиновой кислоты?

Расчетные задачи и упражнения:

1. Закончите следующие уравнения окислительно-восстановительных реакций и расставьте коэффициенты методом полуреакций:

а) K₂Cr₂O₇ + Na₂SO₃ + H₂SO₄ → Cr₂(SO₄)₃ + ...

б) K₂Cr₂O₇ + H₂S + H₂SO₄ → S + ...

в) FeSO₄ + K₂Cr₂O₇ + H₂SO₄ →

г) I₂ + KOH →

д) HI + H₂SO_4(конц.) → H₂S + ...

2. Определите массу Na₂S₂O₃·5 H₂O, необходимую для приготовления 2 л 0,02 н. раствора натрий тиосульфата.

Ответ: 9,92 г

3. На титрование 20 мл 0,0195 н. раствора натрий тиосульфата израсходовано 20,1 мл раствора йода. Определите нормальность и титр раствора йода.

Ответ: 0,0194 моль/л

0,00246 г/мл

4. В раствор, содержащий избыток калий иодида и подкисленный серной кислотой, добавили 25 мл 0,05 н. раствора калий дихромата. На титрование выделившегося йода пошло 22,8 мл раствора Na₂S₂O₃·5Н₂О. Вычислите нормальность и титр раствора Na₂S₂O₃·5Н₂О.

Ответ: 0,0548 моль/л

0,01359 г/мл

7. ЛИТЕРАТУРА

ОСНОВНАЯ:

1. Конспект лекций.

2. Ершов, Ю.А. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: Учеб. для мед. спец. вузов /Ю.А. Ершов, В.А. Попков, А.С. Берлянд и др.; под ред. Ю.А. Ершова. – М.: Высш. шк., 2005. – с.131–141.

3. Барковский, Е.В. Введение в химию биогенных элементов и химический анализ: учеб. пособие для мед. вузов / Е.В. Барковский; под ред. Е.В. Барковского. – Мн., 1997.– с.141–157.

ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ:

1. Ершов, Ю.А. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов/ Ю.А. Ершов, В.А. Попков; под ред. Ю.А. Ершова. – М.: Высшая школа, 1993 г. – с. 107–115.

2 Суворов, А.В., Общая химия: Учебное пособие для вузов / А.В. Суворов, Никольский А.Б.– СПб: Химия, 1994. – с. 411–428.

Авторы: Зав. кафедрой, доцент, к.х.н. Лысенкова А.В., доцент, к.х.н. Филиппова В.А., ст. преподаватели Прищепова Л.В., Чернышева Л.В., Одинцова М.В., ассистенты Короткова К.И., Перминова Е.А.

03.09.2010

7