Иодометрия

Теоретические основы иодометрии

Иодометрия

страница 1

З А Н Я Т И Е 4
ТЕМА: Оксидиметрия.

ОСНОВНЫЕ ВОПРОСЫ ТЕМЫ:

1. Теоретические основы иодометрии.

2. Стандартизация титрантов в иодометрии.

3. Определение содержания восстановителей в растворе по методу прямого или обратного титрования.

4. Определение содержания окислителей по методу косвенного титрования.

ТЕОРЕТИЧЕСКИЕ ОСНОВЫ ИОДОМЕТРИИ:

МЕТОД ИОДОМЕТРИИ основан на окислительно-восстановительных реакциях, связанных с превращением I2 в ионы Iˉ 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 йодометрии 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 йодометрии 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¯ + S4О62ˉ

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

Следовательно,

M (Na2S2O3) = M (Na2S2O3) и Сн(Na2S2O3) = CМ (Na2S2O3).

В качестве индикатора в иодометрии используется водный раствор крахмала, который образует с молекулярным йодом иодкрахмальное 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 тиосульфата натрия. 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 + 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:

nэ(К2Cr2O7) = nэ(I2) = nэ(Na2S2O3)

УЧЕБНО-ИССЛЕДОВАТЕЛЬСКАЯ РАБОТА N 4

Оборудование: бюретка, пипетки на 10 мл, мерный цилиндр, градуированные пипетки (5 мл и 2 мл) для растворов КI и крахмала, колбы для титрования, воронки и часовые стекла.

Реактивы:стандартные растворы K2Cr2O7 и I2, рабочий раствор Na2S2O3 . 5Н2О, 2 н. растворы H2SO4 и HCl, раствор KI; исследуемые растворы CuSO4, аскорбиновой кислоты.

Установление титра и нормальности рабочего раствора тиосульфата натрия по дихромату калия

Заполните бюретку рабочим раствором Na2S2O3, точную концентрацию которого следует установить. В колбы для титрования при помощи мерного цилиндра налейте по 10 мл 2 н. раствора H2SO4 и по 10 мл KI. При этом раствор должен оставаться бесцветным.

Затем при помощи аналитической пипетки внести в каждую колбу по 10 мл стандартного раствора K2Cr2O7. Закройте колбу часовым стеклом и поставьте в темное место на 3-5 мин. до завершения протекания реакции.

После этого выделившийся йод быстро титруйте раствором тиосульфата натрия, сначала без крахмала до изменения окраски от темно-коричневой до светло-желтой (соломенной), а затем добавьте 1-2 мл раствора крахмала (раствор становится синим) и продолжайте титровать медленно, энергично перемешивая содержимое колбы, до полного исчезновения синей окраски от последней добавленной капли Na2S2O3 и появления голубовато-зеленой (присутствие в растворе катионов Cr3+).

Отсчитайте по бюретке объем рабочего раствора Na2S2O3, израсходованный на титрование. Титрование повторите 3 раза. По результатам титрования рассчитайте нормальность и титр раствора натрия тиосульфата. Полученные данные занесите в таблицу.
Таблица

V (K2Cr2O7), мл V (Na2S2O3), мл V (Na2S2O3) средний, мл Сн (Na2S2O3), моль/л Т (Na2S2O3), г/мл
1 10.0
2 10,0
3 10,0

Определение массы меди в исследуемом растворе

Количественное определение меди основано на реакциях:

2 CuSO4 + 4 KI = Cu2I2↓ + I2 + 2 K2SO4

телесного

цвета

_

2 I¯ – 2 ē → I2 1

_

2 Cu2+ + 2 I¯ + 2 ē → Cu2I2 1

2 Cu2+ + 4 I¯ = Сu2I2 + I2

I2 + 2 Na2S2O3 = 2 NaI + Na2S4O6

Для количественного определения Cu2+ используют 40-60-кратный избыток KI.

Особенностью этой реакции является то, что она ускоряется в присутствии небольшого количества кислоты. Для подкисления обычно используются 1 М Н2SO4, т.к. соляная кислота затрудняет восстановление меди, потому что образуется комплексное соединение иона меди с хлорид-ионами.

Получите у лаборанта исследуемый раствор в мерной колбе на 50 мл и доведите объем до метки дистиллированной водой. Отберите при помощи аналитической пипетки по 10 мл полученного раствора в колбы для титрования, добавьте по 0,4-0,5 г кристаллического KI и по 5 мл 2 н. раствора серной кислоты.

Накрыв колбу часовым стек­лом, оставьте смесь (для завершения реакции) в темноте на 5 мин. После этого оттитруйте раствор рабочим раствором тиосульфата натрия, прибавляя крахмал в самом конце титрования.

Оттитрованный раствор имеет цвет слоновой кости вследствие наличия трудно растворимого иодида меди (I).

Титрование повторяют 3 раза. Для каждого результата титрования рассчитывают нормальность, титр и массу меди в исследуемом растворе CuSO4. Полученные данные занесите в таблицу, выполните статистическую обработку полученных результатов.

Таблица

Определение массы меди в исследуемом растворе

V (CuSO4), мл V (Na2S2O3), мл Сн (CuSO4), моль/л Т (Cu2+), г/мл m (Cu2+), г
1 10,0
2 10,0
3 10,0

Определение аскорбиновой кислоты йодометрическим методом

Количественное определение аскорбиновой кислоты основано на реакции окисления ее йодом. При этом образуется окисленная форма аскорбиновой кислоты — дегидроаскорбиновая кислота:

С6Н8О6 + I2 → C6H6O6 + 2 HI

Кислотный характер аскорбиновой кислоты обусловлен наличием енольных гидроксогрупп в ее молекуле.

Заполните бюретку стандартным раствором йода. В колбы для титрования отберите по 10 мл исследуемого раствора аскорбиновой кислоты и добавьте по 2 мл раствора крахмала.

Содержимое колбы оттитруйте стандартным раствором йода до появления стойкого слабо-синего окрашивания. Титрование повторите до получения трех сходящихся результатов.

По среднему значению объема йода, израс­ходованного на титрование, рассчитайте нормальность раствора и массу аскорбиновой кислоты в 10 мл раствора. Полученные данные занесите в таблицу.
Таблица

Результаты титрования раствора аскорбиновой

кислоты стандартным раствором йода

V(аск. к-ты), мл V (I2), мл Сн (аск. к-ты), мл Т(аск. к-ты), г/мл m(аск.к-ты), г
1 10,0
2 10,0
3 10,0

ФОРМА ОТЧЕТА:

1. Изложите теоретические основы метода иодометрии.

2. Составьте уравнения реакций, протекающих при титровании.

3. Заполните таблицы, приведенные в методических указаниях.

4. Приведите расчеты титров и нормальностей рабочих и исследуемых растворов, а также масс веществ в исследуемых растворах.

5. Выполните статистическую обработку полученных данных.

Вспомогательные материалы:

(оснащение занятия)

а) химическая посуда: бюретки, аналитические пипетки, мерные цилиндры, колбы для титрования, химическая стаканы, воронки, часовые стекла.

б) химические реактивы.

в) таблицы 1-3.

МАТЕРИАЛЫ ДЛЯ САМОПОДГОТОВКИ СТУДЕНТОВ:

Теоретические основы метода иодометрии.

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 + H2SO4(конц.) → H2S + …

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

Ответ: 9,92 г

3. На титрование 20 мл 0,0195 н. раствора натрия 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 калия иодида и подкисленный серной кислотой, добавили 25 мл 0,05 н. раствора калия 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/м
Контрольные вопросы:

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

  2. Почему при йодометрическом определении окислителей потребляют избыток KI?
  3. Что Вам известно о биологической роли аскорбиновой кислоты?

МАТЕРИАЛЫ УИРС: Определение аскорбиновой кислоты в моче методом иодометрии.

ЛИТЕРАТУРА

ОСНОВНАЯ:

1. Конспекты лекций;

2. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Под ред. Ю.А. Ершова – Москва, Высшая школа, 1993 г., с. 131-141;

3. Введение в химию биогенных элементов и химический анализ. Учебное пособие для мед. вузов. По. ред. Е.В. Барковского – Минск, «Высшая школа», 1997 г., с. 141-157.

ДОПОЛНИТЕЛЬНАЯ:

1. Практикум по общей химии. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов. Под ред. Ю.А. Ершова и В.А. Попкова. – М., Высшая школа, 1993 г., с. 107-115;

2. А.Т. Пилипенко, И.В. Пятницкий Аналитическая химия, М., «Химия», 1990 г., с. 411-428.

Иодометрия

Иодометрия

Иодометрический метод объемного анализаоснован на окислительно-восстановительныхпроцессах, связанных с реакциейвосстановления: I2+ 2e= 2I-или с реакцией окисления:

2I—2e=I2. Стандартныйпотенциал Е0(I2/ 2I-) = +0,54В и всевосстановители, у которыхокислительно-восстановительный потенциалменьше +0,54В, способны окисляться иодом.А все окислители, имеющие потенциалбольше +0,54В, способны восстанавливатьсяиодид-ионами. Отсюда возникает возможностьиспользования свойствокислительно-восстановительной парыI2/ 2I-в титриметрическом анализе:

а) для определения восстановителейокислением их раствором иода;

б) для определения окислителейвосстановлением иодид-ионами;

в) для определения кислот (косвеннымметодом титрования).

Определение восстановителей

Определение небольших концентрацийсильных восстановителей, у которыхОВ-потенциал значительно меньше +0,54В,можно проводить прямым титрованиемраствора иода.

Например, пр действии иодом на тиосульфатнатрия происходит реакция:

2Na2S2O3 + I2 = 2NaI + Na2S4O6

1| 2S2O32- -2e = S4O62-

1 | I2+ 2e= 2I-

Молекула иода I2отнимает по одному электрону у двухионовS2O32-и окисляет их до тетратионат-иона -S4O62-. Атомы иода восстанавливаются за счетэтого до ионовI-.Зная нормальную концентрацию раствораиода и затраченный на титрование объем,вычисляют массу тиосульфата натрия ванализируемом растворе.

Если ОВ-потенциал восстановителяприближается к +0,54В, то применяют методобратного титрования. В этом случае канализируемому раствору прибавляютизбыток рабочего раствора иода.Реакционную смесь выдерживают 5 – 10мин. После окончания реакции избытокиода оттитровывают рабочим растворомNa2S2O3∙5H2O.

Например: определить массу Na3AsO3в растворе, если к нему добавлено 50 мл0,02н раствора иода а на титрование избыткаиода затрачено 10 мл 0,05н раствораNa2S2O3∙5H2O.

Na3AsO3 + I2 + HOH → Na3AsO4 + 2HI

1| AsO33- + HOH -2e → AsO43- + 2H+

1| I2 + 2e = 2I-

I2+ 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6

Э(Na3AsO3)=

Решение.

1).Определяем избыток объема раствораиода, оттитрованного растворомNa2S2O3∙5H2O.

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

Vобщ(I2) -Vизб(I2) = 50-25 = 25мл

3).Определяем массу Na3AsO3.

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

Определение окислителей

При иодометрическом определенииокислителей к исследуемому растворуприбавляют избыток иодида калия, изкоторого окислитель выделяет строгоэквивалентное количество свободногоиода.

Последний оттитровывают растворомвосстановителя в присутствии крахмалаи вычисляют содержание окислителя.

Например, если к подкисленному растворуперманганата калия добавить иодидкалия, то произойдет следующая реакция:

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

MnO4-+8H+ +5e→ Mn2+ +4H2O | 1

I- + e → I0 | 5

В ходе реакции перманганатокисляет ионы иодаI-до эквивалентного количества иодаI2.Этот иод оттитровывают тиосульфатомнатрия и вычисляют нормальную концентрациюраствора перманганата калия. Затраченноеколичество тиосульфата натрия эквивалентноколичеству перманганата калия иэквивалентно количеству выделившегосяиода:

n(I2)= n(KMnO4)= n(Na2S2O3)

Пример: РассчитатьмассуK2Cr2O7, содержащегося в 10 мл раствора, еслипри добавлении к нему избыткаKIиH2SO4, на титрование выделившегося иодарасходуется 20 мл 0,02н раствораNa2S2O3∙5H2O.

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

Cr2O72-+14H+ +6e→ 2Cr3+ +7H2O | 1

2I- +2 e = I20 | 3

Cr2O72-+14H++6I-→2Cr3+ +7H2O +3I2

Э(K2Cr2O7)=

Э(I2)=

I2+ 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6

2S2O32—2e=S4O62-| 1

I2+ 2e= 2I-| 1

Количество выделившегося иодаэквивалентно количеству бихроматакалия, выделившийся иод оттитровываюттиосульфатом натрия. Затраченноеколичество тиосульфата эквивалентноколичеству бихромата калия, выделившийсяиод оттитровывают тиосульфатом натрия.Затраченное количество тиосульфатанатрия косвенно эквивалентно количествубихромата калия:

n(I2)= n(K2Cr2O7)= n(Na2S2O3)

Расчет. Способ 1. Через титр поопределяемому веществу.

m(K2Cr2O7)=

Способ 2. По простому титру (по рабочемураствору).

m(Na2S2O3∙5H2O)= ∙

Способ 3

m(K2Cr2O7)==0,0196г

Поделиться:
Нет комментариев

Добавить комментарий

Ваш e-mail не будет опубликован. Все поля обязательны для заполнения.

×
Рекомендуем посмотреть