Йодометрия сущность метода кратко

Обновлено: 05.07.2024

Методы окисления-восстановления - титриметрические методы, основанные на использовании реакций окисления-восстановления. К основным достоинствам методов относятся: большая точность, хорошая воспроизводимость, простота и экспрессность, широкий спектр применения, возможность автоматизации и др.

Методы окисления-восстановления классифицируются в зависимости от титранта (стандартного раствора). Например: метод, основанный на окислении перманганатом калия, называют перманганатометрией; на окислении иодом - иодометрией; Cr (VI) - хроматометрией и т.д.

В процессе титрования по методу окисления-восстановления происходит изменение окислительно-восстановительных потенциалов реагируюших веществ.

Для обратимой редокс системы, выражаемой уравнением

а Окисл + nē ↔ b Восст ,

величина окислительно-восстановительного потенциала Е определяется уравнением

Е = Е 0 + (RT/ nF) ln ([Окисл] а / [Восст] b ),

где Е - окислительно-восстановительный потенциал, В; Е 0 - стандартный окислительно-восстановительный потенциал, В; R - универсальная газовая постоянная, равная 8,31 Дж/(моль∙К); Т - абсолютная температура, К; n - число электронов, участвующих в реакции; F - число Фарадея, равное 96 500 Кл; [Окисл]- концентрация окисленной формы, моль/л; [Восст]- концентрация восстановленной формы, моль/л.

Если в реакции принимают участие H + -ионы, то значение Е зависит от [Н + ]:

Е = Е 0 + (RT/ nF) ln ([Окисл] а [Н + ] m / [Восст] b )

Если заменить константы их числовыми значениями и перейти от ln к lg, то при T = 298 К ( 25 °C ) уравнение примет вид

Е = Е 0 + (0,059/n) lg ([Окисл] а [Н + ] m /[Восст] b ).

Таким образом, потенциал окислительно-восстановительной системы зависит от природы реагирующих веществ (Е 0 ), температуры, концентрации окисленной и восстановленной форм, а также концентрации H + -ионов.

При 25 °C коэффициент 0,059; при 30 °C - 0,060, т.е. температура не очень сильно влияет на потенциал. Более существенно влияние температуры на энергию активации, скорость и механизм окислительно-восстановительной реакции. Бывают реакции, когда H + -ионы в реакции не участвуют, а pH влияет на потенциал системы.

Значения стандартных окислительно-восстановительных потенциалов приведены в справочных таблицах.

В ряде случаев окислительно-восстановительного титрования точку эквивалентности фиксируют по изменению окраски титруемого раствора, вызываемой избытком окрашенного стандартного раствора. Кроме того, могут быть использованы в методах окисления-восстановления так называемые ред-окс-индикаторы, которые изменяют окраску в зависимости от величины Е. Наиболее широко для фиксирования точки эквивалентности применяют физико-химические методы.

В качестве стандартного раствора в перманганатометрии применяют раствор KMnO4, который обладает наиболее высокой окислительной активностью в кислой среде (Е = +1,51 В).

Метод перманганатометрии используют для определения восстановителей (прямое титрвание), окислителей (обратное титрование) и веществ, не обладающих окислительно-восстановительными свойствами, но которые могут быть переведены путем химических реакций в другие соединения, участвующие в окислительно-восстановительных реакциях (заместительное титрование).

Экспериментальная часть

Цель работы: Познакомиться на практике с методом окислительно-восстановительного титрования.

Задачи:

1. Приготовить раствор титранта KMnO4 приблизительной концентрации 0,02 моль/л.

2. Приготовить стандартный раствор щавелевой кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,02 моль/л в объеме 200 мл.

3. Провести стандартизацию раствора KMnO4 по щавелевой кислоте.

4. Определить содержание Fe (II) в растворе соли Мора методом перманганатометрии.

5. Определить окисляемость воды.

Приборы и реактивы:

весы технические и аналитические; штатив; стакан вместимостью 100 см 3 ; бюретка вместимостью 20 см 3 ; пипетки вместимостью 10 и 100 см 3 ; колбы мерные вместимостью 200, 250 и 500 мл; цилиндры мерные вместимостью 5 и 10 см 3 ; плитка; шпатель; часовое стекло; запаянные капилляры или кусочки битого фарфора;

KMnO4; H2C2O4∙2H2O, соль Мора, раствор H2SO4 с концентрацией 1 моль/л и 3 моль/л, дистиллированная вода.

1. Приготовление раствора KMnO4

Титрованный раствор перманганата калия нельзя приготовить растворением точной навески, так как реактив содержит ряд примесей.

Стандартизацию раствора перманганата калия устанавливают через 5-7 дней после приготовления. Исходным веществом для его стандартизации служит щавелевая кислота (H2C2O4∙2H2O). Реакция протекает по уравнению:

В реакции окисляются анионы C2O4 2- , теряя 2 электрона и превращаясь в две электронейтральные молекулы СО2. Mn(VІІ), наоборот, приобретая 5 электронов, восстанавливается до Mn(ІІ):

2 │MnO4 - + 8H + + 5 ē → Mn 2+ + 4H2O

Очевидно, молярная масса эквивалента перманганата калия равна 1/5 молярной массы, т.е. 158,03/5 = 31,61 г/моль. Для приготовления 0,5 л раствора KMnO4 с молярной концентрацией эквивалента 0,02 моль/л рассчитывают навеску: 31,61∙0,02·0,5 = 0,3161 г Учитывая легкую восстанавливаемость KMnO4, увеличивают массу навески на 10 %.

Порядок выполнения

Навеску KMnO4 переносят в стакан и приливают небольшие порции горячей воды, время от времени сливая жидкость с кристаллов в мерную колбу вместимостью 500 мл. Растворение ускоряют путем непрерывного перемешивания. Когда вся навеска перейдет в раствор, доливают объем до метки дистиллированной водой и тщательно перемешивают. Раствор переливают в склянку из темного стекла, закрывают пробкой и оставляют стоять 5 - 7 дней, после чего раствор фильтруют.

2. Приготовление стандартного раствора щавелевой кислоты

Рассчитывают навеску для приготовления 200 мл стандартного раствора щавелевой кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,02 моль/л. Молярная масса эквивалента H2C2O4·2H2O в рассматриваемой реакции равна 126,07/2 = 63 г/моль.

Порядок выполнения

Рассчитанную навеску H2C2O4·2H2O взвешивают на аналитических весах, переносят в мерную колбу вместимостью 200 мл и растворяют при перемешивании в дистиллированной воде, доводя объем до метки. Вычисляют молярную концентрацию эквивалента стандартного раствора щавелевой кислоты.

3. Стандартизация раствора KMnO4 по щавелевой кислоте

Реакция взаимодействия перманганата калия со щавелевой кислотой протекает полностью только в кислой среде, является автокаталитической (катализатор – соль Mn(ІІ)). Скорость увеличивается при нагревании.

Порядок выполнения

Заполняют бюретку раствором KMnO4 до нулевого деления. В три колбы для титрования отбирают по 10 мл раствора кислоты, предварительно ополоснув им пипетку. В каждую колбу прибавляют 10 мл раствора H2SO4 с концентрацией 1 моль/л. Содержимое одной из колб нагревают на плитке до 70 - 80 °С и горячий раствор титруют стандартным раствором KMnO4. Раствор титранта приливают медленно, по каплям, при непрерывном перемешивании. Каждую следующую каплю добавляют лишь после того, как обесцветилась предыдущая. Титрование прекращают, когда при добавлении избыточной капли титранта раствор приобретает бледно-малиновую, не исчезающую в течение 1 - 2 минут окраску.

Титрование повторяют 3 раза, находят средний объем, пошедший на титрование 10 мл раствора щавелевой кислоты. Результаты записывают в таблицу 1.

К методам окислительно-восстановительного титрования (оксидиметрия) относятся все титриметрические методы, в основе которых лежат окислительно-восстановительные реакции. Рабочим раствором является либо раствор окислителя, либо раствор восстановителя, а анализируемым раствором в первом случае — восстановитель, во втором — окислитель.

В зависимости от рабочего раствора в оксидиметрии применяют следующие основные методы:

  • ● перманганатометрия, рабочим является раствор перманганата калия KMnO 4 ;
  • ● йодометрия, используется окислительно-восстановительные свойства пары I 2 (2I – );
  • ● хроматометрия, рабочий раствор — бихромат калия K2Cr2O7;

Эквивалентная молярная масса Mэ окислителя и восстановителя зависит от числа принимаемых или отдаваемых электронов Mэ = Мм / n,

где Мм — молярная масса окислителя или восстановителя;

n — число электронов.

Проведение оксидиметрии возможно только в том случае, если:

ЭДС (электродвижущая сила) реакции значительно больше нуля ЭДС = Еок – Ев , где Е ок и Ев — табличные данные (нормальные окислительно-восстановительные потенциалы);

1) скорость реакции достаточно велика;

2) можно определить точку эквивалентности.

В зависимости от условий реакции ЕО/В рассчитывается по уравнению Нернста:


В оксидиметрии существуют два типа индикаторов.

Первый тип индикаторов — интенсивно окрашенные растворы титрантов, например раствор перманганата калия. Конец титрования — появление или исчезновение малинового окрашивания раствора KMnO 4 . В йодометрии используют появление или исчезновение синего окрашивания йодокрахмала.

Второй тип индикаторов. Происходит изменение окрашивания раствора при изменении потенциала редокс-индикато. Дифениламин ↔ дифенилбензидин. При значении потенциала Е ≥ 0,79 В цвет раствора меняется с бесцветного на синий.

Перманганатометрия

Перманганатометрическим методом объемного анализа называют метод, основанный на окислении различных веществ перманганатом калия (KMnO 4 ). В зависимости от условий, в которых протекает реакция окисления-восстановления, ионы MnO 4 – могут принимать различное число электронов. В кислой среде:


То есть здесь более низкое значение потенциала. Но титрование в этой среде используют гораздо реже, чем в кислой среде. Изменение окрашивания малиновый — коричневый (трудно определить переход в окрашивании раствора). Перманганатометрию используют для определения:

  • ● нитрит-ионов;
  • ● сульфит-ионов;
  • ● оксалатов;
  • ● ионов металлов [Fe (II), Sn (II)] восстановителей;
  • ● редуцирующих сахаров.

Для метода применяют 0,02–0,05 н растворы перманганата калия (более концентрированные растворы окрашены более интенсивно, менее концентрированные — менее устойчивы при хранении). Необходимо устанавливать титр раствора перманганата через 10 ч после приготовления раствора. Титр устанавливают по оксалату натрия Na2C2O4. Раствор хранят в темных склянках в темном месте.


Молярная масса эквивалента нитрита равна половине его молярной массы. Ход анализа отработан десятилетиями и выполняется по методике, которая учитывает все нюансы.

Йодометрия

Йодометрия — титриметрический (объемный) метод определения веществ, основанный на окислительно-восстановительных реакциях с участием йода иили йодида калия. В основе всех йодометрических реакций лежит реакция:


Проводят йодометрию с индикатором крахмалом, который добавляют перед началом титрования (интенсивное синее окрашивание). Если используют йодид, то титрование проводят непрямым методом. К анализируемому раствору добавляют избыток йодида, затем образующийся йод титруют раствором тиосульфата натрия с образованием тиотионат-иона:


Хроматометрия

Хроматометрией называется метод объемного анализа, основанный на использовании раствора бихромата калия в качестве стандартного. Бихромат калия способен окислять многие неорганические и органичские вещества сульфиты, дитионаты, гексацианоферрат (II), арсениты, иодиды, спирты, гидрохинон, глицерин, аскорбиновую кислоту, тиомочевину и др. В качестве примера ниже приведена используемая в объемном анализе реакция окисления — восстановления, протекающяя с участием бихромата и гексацианоферрата (II)

Виды и область применения химических индикаторов. Йодометрия как один из распространенных методов количественного анализа. Рабочие растворы метода йодометрии, основная реакция метода. Факторы, влияющие на точность результатов йодометрического титрования.

Рубрика Химия
Вид реферат
Язык русский
Дата добавления 10.12.2017
Размер файла 248,6 K

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Министерство науки и образования Российской Федерации

образовательное учреждение высшего образования

Ивановский Государственный Химико-Технологический Университет

Факультет: неорганической химии и технологии

Кафедра: неорганической химии

студент 1 курса 35 группы

Бодров Александр Андреевич

Преподаватель:

Фомина Надежда Александровна

Иваново 2017г.

Издревле люди пытались изучить свойства химических реакций. Для этого они придумали различные методы, это и йодомерия и, конечно же, различные индикаторы.

Индикатор -- это соединение, позволяющее визуализировать изменение концентрации какого-либо вещества или компонента, например, в растворе при титровании, или быстро определить pH и др. параметры.

Существуют также химические индикаторы для самых различных специальных целей, например, для определения дозы облучения.

По технике применения различают внутренние и внешние индикаторы. Более распространенные внутренние индикаторы непосредственно вводят в титруемый раствор. Внешние индикаторы применяют тогда, когда нельзя использовать внутренние. С помощью внешних индикаторов полноту оттитрования проверяют в пробах (каплях), последовательно отбираемых из титруемого раствора на часовое стекло или фарфоровую пластинку. химический индикатор йодометрия титрование

По обратимости возникновения или исчезновения внешнего эффекта реакции различают обратимые и необратимые индикаторы. Обратимые индикаторы -- это соединения, способные существовать в двух или более формах, причем переход одной формы в другую обратим. Большинство известных индикаторов относятся к этому типу. Например, индикатор метиловый оранжевый окрашен в желтый цвет в щелочной среде, а в кислой -- в красный. Переход желтой формы в красную может происходить любое число раз в зависимости от изменения рН раствора, т.е. в зависимости от недостатка или избытка введенного титранта или определяемого вещества.

Необратимые индикаторы -- это соединения, которые разрушаются при введении избытка реагента и окраска которых не восстанавливается добавлением анализируемого раствора. Тот же метиловый оранжевый может быть примером необратимого индикатора в окислительно-восстанови-тельных реакциях. Одна избыточная капля титранта окислителя необратимо обесцвечивает индикатор. Необратимые индикаторы менее удобны и применяются редко.

Применение индикаторов

Индикаторы позволяют быстро и достаточно точно контролировать состав жидких или газообразных сред, следить за изменением их состава, или за протеканием химической реакции.

Широко используются кислотно-основные индикаторы, разбавленные растворы которых обладают способностью заметно изменять цвет, в зависимости от кислотности раствора. Причина изменения цвета -- изменения в строении молекул индикатора в кислой и щелочной среде, что приводит к изменению спектра поглощения раствора.

Для определения состава газовых сред используют индикаторные бумажки и индикаторные трубки.

Виды индикаторов

Индикаторы различают по типу реакции титрования, для регистрации окончания которой их применяют.

1. Кислотно-основные индикаторы - изменяют цвет в зависимости от кислотности раствора

2. Универсальные индикаторы - смесь нескольких индикаторов, приобретающих различную окраску при нескольких значениях рН, что позволяет судить о величине рН по всему диапазону шкалы. Индикаторы выбирают с помощью теоретических кривых титрования.

3. Редокс-индикаторы, Ох- и Red-формы которых имеют различный цвет

4. Металлоиндикаторы (металлохромные) используют в комплексонометрическом титровании. Это органические красители, которые образуют окрашенные комплексы с ионами металлов. Краситель и его комплекс различаются по окраске. Избыток титранта разрушает комплекс, в результате краситель выделяется в свободном виде и окрашивает раствор в свой цвет в КТТ (МЭ). Адсорбционные индикаторы

5. Флуоресцентные индикаторы - это вещества, применяемые для кислотно-основных титрований мутных или сильно окрашенных р-ров, у которых при освещении УФ-лучами при определенном значении рН появляется (или исчезает) флуоресценция, или же изменяется ее цвет или оттенок.

6. Хемилюминесцентные индикаторы излучают собственный свет в процессе окислительно-восстановительных реакций, при реакциях нейтрализации. Удобны при титровании сильноокрашенгшх растворов. К ним относятся люминол, лофин, люцигении, силоксен.

7. Специфические индикаторы позволяют обнаружить только одно конкретное вещество. Например, крахмал образует синие адсорбционные комплексы с I2, тиоцианат-ионы (CNS-) образуют красные комплексы с Fe3+ -ионами и т.д. Для обнаружения КТТ (МЭ) может применяться один индикатор-индивидуальный .

8. Смешанный индикатор -- это смесь двух разных индикаторов или смесь, состоящая из индикатора и нейтрального красителя, окраска которого не изменяется при разных рН (например, метиловый оранжевый с индиго-кармином). Смешанные индикаторы применяют, чтобы сделать переход окраски более контрастным.

9. Осадительные индикаторы приводят к образованию осадка с избытком титранта. Примером такого индикатора может служить К2 СrО4, добавляемый в виде нескольких капель к раствору хлорида, титруемому раствором АgNО3. Аg+ -ионы осаждают как Cl-, так и CrO42-, но поскольку растворимость AgCl значительно меньше Ag2 CrO4, то хромат серебра не осаждается пока не будут связаны все хлорид-ионы. МЭ определяется по моменту, когда чисто-белый осадок AgCl принимает кирпичный оттенок Ag2 CrO4 от одной избыточной капли титранта.

Йодометрия. Рабочие растворы.

Сущность метода

Йодометрия является одним из распространенных методов количественного анализа, обусловлено это высокой точностью метода и высокой чувствительностью индикатора. С помощью этого метода можно определять окислители, восстановители и кислоты, используя различные методы титрования (прямое, обратное и косвенное). Рабочими растворами метода йодометрии являются: титрант-окислитель (раствор I2) и титрант восстановитель (раствор тиосульфата натрия) /(титрование-это метод количественного/массового анализа, который часто используется в аналитической химии, основанный на измерении объёма раствора реактива точно известной концентрации, расходуемого для реакции с определяемым веществом. Титрование -- процесс определения титра исследуемого вещества).

Основная реакция метода

Приготовление раствора титранта

Рабочим раствором называется раствор, с помощью которого проводится титриметрическое определение, т. е. это раствор, которым титруют. Чтобы проводить определение с помощью рабочего раствора, надо знать его точную концентрацию.

Стандартные растворы йода готовят из фиксаналов или навесок кристаллического йода.

mI2=M1/zI2·Cэ·V(л) Йод плохо растворяется в воде: при 20 0 С в 100 мл Н2О растворяется всего 0,029 г I2. Его растворимость значительно повышается в присутствии йодит-ионов, что связано с образованием комплексных трийодитионов:I2+I - = [I3 - ]

Поэтому навеску кристаллического йода растворяют в небольшом объеме КI (масса КI должна быть в 2-3 раза меньше массы навески йода), затем добавляется дистиллированная вода до необходимого объема. Точная концентрация полученного раствора определяется с помощью стандартного раствора натрия тиосульфата.

Из-за летучести йода и способности йодид-ионов окисляться кислородом воздуха, особенно на свету, приготовленный раствор рекомендуется хранить в прохладном месте, в темной, плотно закрытой посуде.

Стандартные растворы натрий тиосульфата обычно готовят из фиксанала или из навески кристаллического Na2S2O3·5 Н2О.

При хранении концентрация растворов Na2S2O3 изменяется вследствие взаимодействия его с СО2 и О2, растворенными в Н2О, а также в результате частичного разложения под действием попадающих в раствор тиобактерий.

Точная концентрация растворов Na2S2O3 устанавливается по навескам х.ч. калий дихромата K2Cr2O7 или кристаллического свежвозогнанного йода.

Определение состояния эквивалентности

Точка эквивалентности при йодометрическом титровании может определяться:

а) безиндикаторным - по исчезновению желтой окраски самого йода, которая заметна для глаз при содержании I2 в растворе около 5·10-5моль/л;

б) с помощью специфического индикатора-крахмала, образующего с йодом (I2), интенсивно окрашенный в синий цвет йода - крахмальный комплекс. Обычно используют 0,5 -1% водные растворы крахмала.

Факторы, влияющие на точность результатов йодометрического титрования

Достоверность результатов йодометрического титрования зависит от ряда факторов:

- от значения кислотности среды титруемого раствора,

- момента введения индикатора.

Рассмотрим влияние каждого из перечисленных факторов отдельно.

Результаты анализа сильно зависят от значения рН титруемого раствора. Оптимальным является титрование нейтральных или умеренно кислых растворов.

В щелочной среде (рН>7,5) точность анализа снижается из-за параллельных процессов:

а) диспропорционирование йода:

б) частичного окисления ионов S2O3 -2 до сульфид ионов под действием, образующихся в щелочной среде гипоиодит-ионов:

Оба процесса нарушают стехиометрию взаимодействия йода с тиосульфатом и искажают результат анализа.

В сильнокислой среде ионы I - , всегда присутствующие в приготовленных растворах йода, легко окисляются кислородом воздуха:

Следствием этой реакции является, увеличение концентрации титранта, что также сказывается на результате титрования.

В каждом отдельном анализе подбирается определенное значение рН (но всегда 0 имеет низкие значения). Таких веществ немного - это тиосульфаты, сульфиды, цианиды, арсениты.

Большинство восстановителей (слабые восстановители, летучие или нестойкие в растворах вещества) определяют обратным титрованием. При этом используют два титранта: титрант - окислитель (I2) и титрант восстановитель (раствор тиосульфата натрия). Для примера рассмотрим определение количественного содержания аскорбиновой кислоты (витамин С). К пробе анализируемого раствора прибавляют избыточный точно отмеренный объем раствора йода. При этом вся аскорбиновая кислота окисляется до дегидроаскорбиновой кислоты С6Н6О6:

I2 + 2e> 2I - Z=2fэкв. =1/2

Избыток I2 оставшегося после окончания реакции оттитровывается титрантом восстановителем, а именно раствором Na2S2O3 до состояния эквивалентности, т.е. до обесцвечивания крахмала:

Содержание аскорбиновой кислоты рассчитываем по известным формулам, например ч/ з сложный титр:

1. Определяем объем избытка йода:

В медико-биологической и санитарно-гигиенической практике обратное титрование используется для определения количественного содержания в воздухе или в воде ряда токсичных восстановителей: формальдегида, сероводорода, оксида серебра (1V). Также определяется содержание анальгина, фурацина, метионина, пенициллина, соединений ртути (1) в лекарственных препаратах.

Йодометрическое определение окислителей

Определение окислителей основано на использовании сильных восстановительных свойств ионов I - . Йодидами легко восстанавливаются различные окислители: О2, О3, С12,Br2, KMnO4,MnO2, органические перекиси, соединения меди, мышьяка и др.

Определение окислителей проводят по методу заместительного (косвенного) титрования. Раствор, содержащий окислитель, обрабатывают неконтролируемым избытком калия иодида, а выделившийся при этом йод (I2) в количестве, эквивалентном содержанию окислителя, оттитровывают до состояния эквивалентности титрантом-восстановителем (растворNa2S2O3).

В этом случае при анализе протекают две основные реакции:

а) к окислителю добавляют избыток KI, выделившийся йод оттитровывается по второй реакции:

Пример:

Йодометрическое определение содержания озона (О3) в воздухе. Определенный объем воздуха, содержащий О3, пропускают через подкисленный раствор иодида калия

O3 + 6H + +6e = 3 H2O ¦1 Z= 6 f= 1/6

Выделившийся I2, количество, которого строго эквивалентно количеству О3, содержащемуся в воздухе, оттитровывают стандартным раствором Na2S2O3:

Аналогичным образом определяется содержание хлора в воде и в воздухе, содержание растворенного в воде кислорода, концентрацию арсенатов, содержание KMnO4 в техническом препарате, никотиновой кислоты в растворах для инъекций и др.

Применение йодометрического метода в медицине

1. Определение количества аскорбиновой кислоты, формальдегида.

2. В клиниках определяют сахар в крови и фермент пероксидазу.

3. Определяют активный хлор в белильной извести.

4. Остаточный хлор в питьевой воде.

В заключении можно сказать, что йодометрический способ исследования растворов является очень точным и довольно удобным методом. Стоит отметить, что данный метод применим даже в медицине.

Информационные источники:

1. Вайс е.Ф., Салмина а.Б. Общая и неорганическая химия Учебное пособие, для студентов 1 курса, обучающихся по специальности 060301-Фармация (заочная форма обучения) Красноярск 2013

Подобные документы

Классификация методов титраметрического анализа. Сущность метода "нейтрализации". Приготовление рабочих растворов. Расчет точек и построение кривых кислотно-основного и окислительно-восстановительного титрования. Достоинства и недостатки йодометрии.

курсовая работа [383,9 K], добавлен 17.11.2013

Суть окислительно-восстановительного титрования. Реакции, используемые в редоксиметрии, требования к ним. Кривые титрования в редоксиметрии. Индикаторы, которые используются в редоксиметрии. Перманганатометрия, дихроматометрия, йодометрия, йодиметрия.

презентация [3,0 M], добавлен 05.12.2016

Систематический анализ, реакции и анализ смеси катионов. Анализ анионов и сухой соли. Гравиметрический метод анализа, метод нейтрализации, процентное содержание кислот. Методы окислительно-восстановительного титрования, перманганатометрия и йодометрия.

лабораторная работа [64,8 K], добавлен 19.11.2010

Классификация методов окислительно-восстановительного титрования. Индикаторы окислительно-восстановительного титрования. Перманганатометрия, йодометрия и дихроматометрия. Окраска окисленной и восстановленной формы. Фиксирование точки эквивалентности.

реферат [24,7 K], добавлен 23.02.2011

Характеристика воды как важнейшей составляющей среды нашего обитания. Исследование ее общей карбонатной жесткости и окисляемости методами нейтрализации и перманганатометрии. Применение метода йодометрии для определения содержания остаточного хлора в воде.

Основным веществом, применяемым в качестве окислителя в иодометрии, является элементарный иод . Иод окисляет все восстановители ( и др.), окислительно-восстановительный потенциал систем которых меньше .

Кристаллический иод малорастворим в воде. Поэтому обычно в качестве стандартного раствора применяют его раствор в .

При растворении иода в растворе иодида калия образуются -ионы:

Нормальный окислительно-восстановительный потенциал системы трииодид—иодид равен в, т. е. окислительно-восстановительные потенциалы систем можно практически считать равными.

Принципиальную схему реакции, протекающей при иодометрических определениях, можно представить следующим образом:

Следовательно, окислительно-восстановительный потенциал этой системы не зависит от концентрации ионов водорода, если реакции протекают в кислых растворах.

Однако многие вещества, содержащие в своем составе атомы кислорода и вступающие в реакции с , или , в присутствии ионов водорода реагируют с образованием нейтральных молекул воды. Например:

Поэтому окислительно-восстановительные потенциалы таких систем сильно зависят от раствора.

Применительно к реакции восстановления мышьяковой кислоты в мышьяковистую иодистоводородной кислотой (или иодидами в кислой среде) влияние на величину потенциала рассматриваемой системы можно выразить уравнением:

В кислых растворах вследствие того, что окислительно-восстановительный потенциал системы сильно возрастает по сравнению с , мышьяковая кислота окисляет до элементарного иода, образующего с избытком трииодид-ионы. По мере уменьшения уже в слабокислых и нейтральных и, в особенности в щелочных растворах

и поэтому 13 окисляет :

Следовательно, приведенные выше уравнения представляют собой систему динамического равновесия, сильно зависящего от раствора.

Основным веществом, применяемым в качестве восстановителя, в иодометрии является тиосульфат натрия, который реагирует с иодом по уравнению:

Тиосульфат применяют для титрования избытка иода, добавляемого в процессе титрования некоторых восстановителей, или иода, образующегося при взаимодействии иодидов с окислителями, например:

Читайте также: