Иодометрия как метод объемного анализа

Опубликовано автором

Йодометрия: сущность метода, общая характеристика, область применения. Условия проведения йодометрических определений

Йодометрия — метод окислительно-восстановительного титрования, основанный на реакциях, связанных с окислением восстановителей свободным йодом I2 или с восстановлением окислителей йодидом калия KI. Оба процесса можно выразить следующей схемой:

I2 + 2е 2 I − (2.8)

Т.к. стандартный окислительно-восстановительный потенциал пары невелик − E 0 (I2 /2I − ) = 0,54 В, йод является относительно слабым окислителем, а ионы I − – сравнительно сильным восстановителем.

С помощью метода йодометрии можно определять:

а) путем прямого титрования анализируемого раствора раствором йода:

б) путем обратного титрования, Используется, если скорость взаимодействия восстановителя с йодом невелика. В этом случае к раствору восстановителя добавляют избыток титрованного раствора I2, а спустя некоторое время не вступивший в реакцию йод титруют раствором тиосульфата натрия:

Проводить определение, титруя раствор окислителя йодидом калия KI нельзя, т.к. невозможно фиксировать конец титрования. Поэтому пользуются методом замещения: к анализируемому раствору окислителя добавляют избыток раствора KI:

2 MnO4 − + 10 I − + 16 H + = 5 I2 + 2 Mn 2+ + 8 Н2О. (2.11)

В результате реакции выделяется йод в количестве, эквивалентном количеству окислителя; йод титруют раствором тиосульфата натрия по уравнению (2.10).

К достоинствам метода йодометрии можно отнести следующие:

1. Большая точность по сравнению с другими методами окислительно-восстановительного титрования.

2. Растворы йода окрашены, и титрование можно проводить без индикатора. Желтая окраска ионов I3 − при отсутствии других окрашенных продуктов отчетливо видна при очень малой концентрации (5∙10 −5 н.).

3. Йод хорошо растворяется в органических растворителях, поэтому метод широко применяется для титрования в неводных средах.

Недостатки метода, вызывающие ошибки при выполнении йодометрических определений:

1. Потери йода из-за его летучести. Поэтому титрование проводят на холоду и по возможности быстро. При необходимости оставить раствор на некоторое время для завершения реакции, его хранят под притертой пробкой.

2. Окисление ионов йода кислородом воздуха в кислой среде.

3. Йодометрическое титрование нельзя проводить в щелочной среде вследствие диспропорционирования йода.

4. Относительно медленные скорости реакций с участием йода.

5. В процессе хранения стандартные растворы йода и тиосульфата изменяют свой титр. Чтобы избежать ошибок, необходимо периодически проверять титр йода по тиосульфату, а титр тиосульфата по дихромату калия.

Фиксируют конечную точку титрования в методе йодометрии с помощью специфического индикатора – крахмала, который образует с йодом комплексно-адсорбционное соединение синего цвета. Эта реакция очень чувствительна, она позволяет легко обнаруживать йод при концентрации 10 −5 н. Т.к. соединение йода с крахмалом очень прочное, крахмал следует добавлять в конце титрования, когда окраска раствора становится бледно-желтой. Если вводить крахмал раньше, то очень много йода будет связано с крахмалом. При титровании йод с трудом освобождается из соединения с крахмалом, и результат титрования окажется неточным.

При проведении йодометрических определений следует соблюдать следующие условия:

1. Т.к. стандартный окислительно-восстановительный потенциал пары I2/2I − невелик, многие йодометрические определения не доходят до конца. Поэтому для количественного протекания реакций необходимо создавать специальные условия (вводить комплексообразователи, осадители, буферные добавки и т.д.).

2. Йод – вещество летучее, поэтому титрование проводят на холоду. Кроме того, при увеличении температуры снижается чувствительность крахмала как индикатора (при 50 0 С индикатор в 10 раз менее чувствителен, чем при 25 0 С).

3. Растворимость йода в воде мала, поэтому определение окислителей необходимо проводить в присутствии большого избытка KI, который образует с йодом растворимое нестойкое комплексное соединение:

KI + I2 K[I3] (2.12)

4. Скорость реакции между окислителями и KI обычно невелика, поэтому к титрованию выделившегося йода обычно приступают спустя некоторое время.

5. Йодометрическое титрование нельзя проводить в щелочной среде, т.к. протекает побочная реакция:

Образующийся гипойодит является более сильным окислителем, чем йод, он окисляет тиосульфат до сульфата:

Поэтому во избежание побочных реакций титрование проводят при рН не более 9.

6. В кислых растворах йодиды постепенно окисляются кислородом воздуха:

Свет ускоряет эту реакцию, поэтому реакционную смесь хранят в темноте.

Рабочими растворами метода йодометрии являются растворы йода и тиосульфата натрия.

Титрованный раствор йода можно приготовить исходя из точной навески химически чистого кристаллического йода, который очищают от примесей путем возгонки.

Однако, очистка йода представляет собой очень трудоемкую операцию. Кроме того, титрованный раствор в процессе работы с ним и при длительном хранении меняет свой титр вследствие летучести йода, и периодически его нужно проверять. Поэтому обычно готовят раствор I2 приблизительно нужной концентрации (0,05–0,1 н.) растворением навески йода в растворе KI (40 г/л). Точную концентрацию полученного раствора устанавливают по раствору тиосульфата натрия (реакция 2.10).

Тиосульфат натрия Na2S2O3·5Н2О является неустойчивым веществом. Оно легко реагирует с углекислым газом и кислородом воздуха:

Поэтому готовят приблизительно 0,1 н. раствор тиосульфата, растворяя навеску соли в свежепрокипяченой воде (для удаления СO2). Хранить готовый раствор Na2S2O3 рекомендуется в темных бутылях, защищенных от двуокиси углерода трубкой с натронной известью. В дальнейшем титр раствора начинает медленно уменьшаться, поэтому его необходимо периодически проверять.

Для установки концентрации тиосульфата предложено много различных стандартных веществ, например твердый химически чистый йод, йодат калия KIO3, бромат калия KBrO3, дихромат калия и др. На практике чаще всего пользуются дихроматом калия K2Cr2O7.

В качестве стандартного в-ва используют K2Cr2O7, но т.к он с тиосульфатом взаимодействует не стехеометрично используют метод замещения. К подкисленному раствору KJ добавляют раствор дихромата и спустя 5-10 мин выделившийся йод титрую тиосульфатом по уравнению

Источник



Оксидиметрия. Перманганатометрия. Йодометрия. Хроматометрия

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;
Читайте также:  Параметры анализа положения компаний

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)

Источник

Общая характеристика метода иодометрии.Условия проведения иодометрических определений.

Иодометриейназывается метод титрометрического анализа, при котором о количестве определяемого вещества судят по количеству поглощенного или выделенного иода. В качестве окислителя выступает элементарный иод, которыйcпособен вступать в реакцию с некоторыми восстановителями:

Стандартный потенциал пары E°I2/2I- сравнительно невелик, он равен +0,54 в. Из этого следует, что в отличие от КМnО4 свободный иод является относительно слабым окислителем. Наоборот, иодид-ионы —

значительно более сильный восстановитель, чем ионы Мп2+.

Положение пары I2/2I- примерно в середине таблицы окислительных потенциалов показывает, что существует ряд восстановителей, способных окисляться свободным иодом (таковы все восстановители,

имеющие Е°< +0,54 в); кроме того, имеется также ряд окислителей, способных восстанавливаться 1- ионами (таковы все окислители, имеющие Е° > +0,54 в).

Отсюда возникает возможность двоякого использования окислительно-восстановительных свойств пары I2/2I- в титриметрическом анализе: для определения восстановителей — окислением их раствором иода

и для определения окислителей — восстановлением иодид-ионами.

Измеряя количество поглощенного или выделенного иода, можно вычислить количество окислителей или восстановителей. Однако следует иметь в виду, что подобные определения возможны лишь в том

случае, если эти обратимые реакции сделать практически необратимыми, т. е. чтобы они протекали до конца в нужную сторону.

Определение восстановителей В качестве примера можно рассмотреть окисление тиосульфата натрия свободным иодом. Схему процесса можно представить следующим образом:

При титровании раствора Na2S2O3раствором иода присущая иоду темно-бурая окраска моментально исчезает. Когда же весь Na2S2O3будет окислен, одна лишняя капля раствора йода окрасит титруемую жидкость в бледно-желтый цвет. Здесь, следовательно, как и в перманганатометрии, можно титровать без индикатора.

Однако окраска иода, получающаяся в конце титрования, слаба и это затрудняет фиксирование точки эквивалентности. Поэтому гораздо удобнее применять в качестве индикатора чувствительный реактив на

иод — раствор крахмала, образующий с иодом смешанное комплексно-адсорбционное соединение интенсивно синего цвета. При титровании в присутствии крахмала конец реакции определяют по появлению синей

окраски, не исчезающей от одной лишней капли иода. Можно также титровать раствор иода тиосульфатом до обесцвечивания синего раствора от одной капли последнего. В этом случае раствор крахмала прибавляют в самом конце титрования, когда иода останется очень мало и титруемый раствор будет иметь бледную (соломенно-желтую) окраску.

Если прибавить крахмал раньше, когда иода в растворе еще много, то образующееся в большом количестве соединение иода с крахмалом медленно реагирует с тиосульфатом, поэтому раствор легко перетитровать.

Зная нормальность раствора иода и затраченные на титрование объемы растворов его и тиосульфата, можно найти нормальность и титр раствора Na2S2O3. Наоборот, по известной нормальности или титру раствора Na2S2O3 можно подсчитать нормальность и титр раствора иода. Аналогично определяют ряд других восстановителей, способных восстанавливать I2до I- иона.

Определение окислителей.Поскольку при определении восстановителей титруют раствором иода, естественно ожидать, что при определении окислителей, основанном на восстановлении их ионами I-, придется титровать раствором КI. Однако в действительности такое титрование провести нельзя ввиду невозможности фиксировать точку эквивалентности. Так как при титровании раствором КI какого-нибудь окислителя конец реакции характеризовался бы прекращением образования свободного иода. Но этот момент, очевидно, заметить нельзя. Действительно, выше указывалось, что, пользуясь крахмалом в качестве индикатора, легко заметить момент появления в растворе I2(посинение) или момент его исчезновения из раствора (обесцвечивание синего раствора), но не момент прекращения образования I2.

Читайте также:  Примеры расчета анализа финансовой отчетности

Поэтому в рассматриваемом случае применяют косвенный метод — метод замещения. Схема иодометрического определения окислителей такова:

а) кислота + КI (избыток в колбе) + определяемый окислитель, отмеренный пипеткой (или навеска) → выделение I2(при стоянии);

Понятно, что когда Н+-ионы в реакции на стадии (а) не участвуют, то подкисление раствора, излишне. Избыток же КI необходим для растворения I2и предупреждения его улетучивания. По этой схеме можно иодометрически определять многие окислители, способные окислять I- до I2. Таковы, например, С12, Вг2, КMnО4, КСIOз, белильная известь СаОСI2, нитриты, перекись водорода, соли железа (III), соли меди (II) и др.

Определение кислот.Иодометрический метод применяют также для определения кислот:

Как видно из уравнения, при реакции расходуются Н+-ионы и выделяется эквивалентное количество иода. Выделившийся иод оттитровывают тиосульфатом и по затраченному объему и нормальности раствора его вычисляют нормальность и титр соответствующего раствора кислоты.

Таким образом иодометрическое титрование имеет весьма широкое применение. Важным преимуществом его является большая точность, связанная с высокой чувствительностью применяемого индикатора — раствора крахмала. Наименьшая концентрация свободного иода, которую можно обнаружить с помощью иодрахмальной реакции, составляет при комнатной температуре от 1·10-6 до 2·10-5 н. при условии, если в растворе присутствует хотя бы немного (0,001 н. или больше) I-ионов. При отсутствии их реакция менее чувствительна.

Условия проведения иодометрических определений:

1. Потенциал пары I2/2I- невелик, потому многие иодометрические реакции обратимы и только при создании надлежащих условий они протекают практически до конца.

2. Иод — вещество летучее, поэтому титрование ведут на холоду. Это необходимо также и потому, что с повышением температуры понижается чувствительность крахмала как индикатора.

3. Иодометрическое титрование нельзя проводить в щелочной среде, так как иод реагирует со щелочами:

I2 +2OН- → IO- + I- +Н2О

Присутствие же гипоиодида IO- недопустимо, так как, являясь более сильным окислителем, чем I2, он окисляет тиосульфат частично до сульфата. Чем больше концентрация ОН- в растворе, тем большее количество тиосульфата превращается в сульфат. Из-за этой побочной реакции точное вычисление результатов анализа становится невозможным.

Поэтому необходимо следить за тем, чтобы рН раствора не превышал 9. В тех случаях, когда при реакции образуются Н+-ионы, для практически полного протекания ее в нужном направлении приходится эти ионы связывать, что достигается прибавлением NаНСО3. При этом раствор приобретает слабощелочную реакцию (рН > 7), не мешающую титрованию.

4. Растворимость иода в воде мала, поэтому при иодометрических определениях окислителей необходимо применять значительный избыток КI. Это способствует растворению выделенного при реакции иода,

который с КI образует нестойкий комплексный ион [I3]-:

Образование этого соединения не мешает титрованию иода тиосульфатом, так как раствор его, вследствие обратимости написанной выше реакции, содержит достаточное количество иода. Кроме того, избыток КI способствует ускорению реакции между I- и определяемым окислителем и более полному течению ее в нужном направлении.

5. Скорость реакции между определяемым окислителем и I-ионами оказывается обычно недостаточной. Поэтому к титрованию выделившегося иода приступают лишь через некоторое время после прибавления окислителя.

6. Реакционную смесь сохраняют в темноте, так как свет ускоряет в кислых растворах побочную реакцию окисления I—ионов до I2 кислородом воздуха:

Источник

Иодометрия

Сущность метода. В основе метода лежит реакция, взаимодействия иодид-ионов с окислителем Ох с образованием иода и восстановителя Red:

2I — + Ox = I2 + Red

Иодид-ион — довольно эффективный восстановитель. Однако рас­творы иодида калия непосредственно не применяются в качестве титранта, так как они неустойчивы и окисляются кислородом воздуха.

На практике к анализируемому раствору определяемого окислителя прибавляют избыток иодида калия. Иод, выделяющийся в качестве заместителя в количестве, эквивалентном количеству вступившего в реак­цию окислителя Ох, оттитровывают стандартным раствором тиосульфата натрия:

Количество израсходованного титранта — раствора тиосульфата на­трия — эквивалентно количеству образовавшегося иода и, следователь­но, количеству определяемого окислителя Ох, провзаимодействовавшего с иодид-ионами.

Титрант метода. Титрантом метода является стандартный раст­вор тиосульфата натрия, чаще всего с молярной концентрацией 0,1; 0,02; 0,01 моль/л. Стандартные растворы тиосульфата натрия нельзя готовить по точной навеске, так как кристаллический пентагидрат Na2S2O3 ∙ 5Н2О при хранении частично обезвоживается. Поэтому вначале готовят раствор с приблизительной концентрацией тиосульфата натрия, а затем его стандартизуют.

Растворы тиосульфата натрия при хранении изменяют свой титр из-за неустойчивости тиосульфат-ионов, которые разлагаются в кислой сре­де с выделением свободной серы (раствор мутнеет):

окисляются кислородом воздуха также с выделением свободной серы:

Тиосульфат-ионы в водном растворе разлагаются на свету и в при­сутствии микроорганизмов.

Растворы тиосульфата натрия наиболее устойчивы при рН ≈ 9 — 10, поэтому для стабилизации растворов в них вводят небольшое количество карбоната натрия Na2CO3, или гидросульфата натрия NaHSO4.

Затем приготовленный раствор стандартизуют. Стандартизацию проводят по йодату калия КIО3, бромату калия KBrO3 дихромату калия К2Cr2O7 и другим окислителям. Чаще всего растворы тиосульфата натрия стандартизуют по стандартному раствору дихромата калия. Для этого к аликвоте раствора дихромата калия, приготовленного по точной навеске, прибавляют избыток раствора иодида калия, раствор HC1 и оставляют на некоторое время в темном месте. При этом протекает реакция

X заместитель B или HCl

Йод, выделившийся в количестве, эквивалентном количеству прореагировавшего дихромата, титруют стандартным раствором тиосульфата натрия в присутствии крахмала в качестве индикатора.

Крахмал прибавляют перед окончанием титрования, когда раствор принимает зелено­вато-желтую окраску. Титруют до перехода окраски раствора из синей в светло-зеленую (цвет аквакомплексов хрома(III)).

Молярную концентрацию тиосульфата натрия рассчитывают, исходя из закона эквивалентов с учетом полуреакций:

Источник

Йодометрия — Iodometry

Йодометрия , известная как йодометрическое титрование , представляет собой метод объемного химического анализа , окислительно-восстановительного титрования, при котором появление или исчезновение элементарного йода указывает конечную точку.

Читайте также:  Сколько делают общий анализ кала

Обратите внимание, что йодометрия включает непрямое титрование йода, выделяемого в результате реакции с аналитом, тогда как йодиметрия включает прямое титрование с использованием йода в качестве титранта.

Редокс-титрование тиосульфатом натрия , Na
2 S
2 О
3 (обычно) в качестве восстанавливающего агента называется йодометрическим титрованием, поскольку он используется специально для титрования йода. Йодометрическое титрование — это общий метод определения концентрации окислителя в растворе. При иодометрическом титровании раствор крахмала используется в качестве индикатора, поскольку он может поглощать выделяющийся I2 . Это поглощение приведет к изменению цвета раствора с темно-синего на светло-желтый при титровании стандартизованным раствором тиосульфата. Это указывает на конечную точку титрования. Йодометрия обычно используется для анализа концентрации окислителей в пробах воды, таких как насыщение кислородом при экологических исследованиях или активный хлор при анализе воды в бассейне.

СОДЕРЖАНИЕ

Основные принципы

К известному объему образца добавляется избыточное, но известное количество йодида , который окислитель затем окисляется до йода . Йод растворяется в йодидсодержащем растворе с образованием трииодид- ионов, которые имеют темно-коричневый цвет. Затем раствор трииодид-иона титруют стандартным раствором тиосульфата, чтобы снова получить йодид, используя индикатор крахмала :

я —
3 + 2 е —
⇌ 3 я —
( E 0 = +0,5355 В)

Вместе с восстановительным потенциалом тиосульфата:

S
4 О 2-
6 + 2 е —
⇌ 2 S
2 О 2-
3 ( E 0 = +0,08 В)

Общая реакция такова:

я —
3 + 2 S
2 О 2-
3 → S
4 О 2-
6 + 3 я —
( Реакция E = +0,4555 В)

Для простоты уравнения обычно записывают в терминах водного молекулярного йода, а не трииодид-иона, поскольку йодид-ион не участвовал в реакции с точки зрения анализа мольного отношения. Исчезновение темно-синего цвета из-за разложения клатрата йода и крахмала отмечает конечную точку .

Используемый восстанавливающий агент не обязательно должен быть тиосульфатом; хлорид олова , сульфиты , сульфиды , соли мышьяка (III) и сурьмы (III) являются обычно используемыми альтернативами при pH выше 8.

При низком pH может произойти следующая реакция с тиосульфатом:

S
2 О 2-
3 + 2 часа +
→ ТАК
2 + S + H
2 О

Некоторые реакции с участием определенных восстановителей обратимы при определенном pH, поэтому pH раствора пробы следует тщательно отрегулировать перед выполнением анализа. Например, реакция:

ЧАС
3 AsO
3 + Я
2 + H
2 O → H
3 AsO
4 + 2 часа +
+ 2 я —

обратимо при pH ниже 4.

Летучесть йода также является источником ошибок при титровании, этого можно эффективно предотвратить, обеспечив наличие избытка йодида и охладив смесь для титрования. Сильный свет, ионы нитрита и меди катализируют превращение йодида в йод, поэтому их следует удалить перед добавлением йодида в образец.

При длительном титровании рекомендуется добавлять к смеси для титрования сухой лед, чтобы вытеснить воздух из колбы Эрленмейера, чтобы предотвратить окисление йодида в йод по воздуху . Стандартный раствор йода готовится из йодата калия и йодида калия, которые являются основными стандартами :

IO —
3 + 8 я —
+ 6 часов +
→ 3 я —
3 + 3 часа
2 О

Йод в органических растворителях, таких как диэтиловый эфир и четыреххлористый углерод , можно титровать против тиосульфата натрия, растворенного в ацетоне .

Приложения

Йодометрия во многих ее вариациях чрезвычайно полезна при объемном анализе . Примеры включают определение меди (II), хлората , перекиси водорода и растворенного кислорода:

2 Cu 2+ + 4 I —
→ 2 CuI + I
2 6 часов +
+ ClO —
3 + 6 я —
→ 3 я
2 + Cl —
+ 3 часа
2 О 2 ч +
+ H
2 О
2 + 2 я —
→ я
2 + 2 часа
2 О 2 ч
2 O + 4 Mn (OH)
2 + O
2 → 4 Mn (OH)
3 2 Mn 3+ + 2 I —
→ я
2 + 2 млн 2+

Под доступным хлором понимается хлор, выделяющийся под действием разбавленных кислот на гипохлорит . Йодометрия обычно используется для определения активного количества гипохлорита в отбеливателе, ответственного за отбеливающее действие. В этом методе избыточное, но известное количество йодида добавляется к известному объему образца, в котором только активное ( электрофильное ) вещество может окислять йодид до йода. Содержание йода и, следовательно, содержание активного хлора можно определить с помощью йодометрии.

Определение соединений мышьяка (V) — это процесс, обратный стандартизации раствора йода с арсенитом натрия , когда к образцу добавляется известное и избыточное количество йодида:

В виде
2 О
5 + 4 часа +
+ 4 я —
⇌ Как
2 О
3 + 2 я
2 + 2 часа
2 О

Для анализа соединений сурьмы (V) добавляют винную кислоту, чтобы солюбилизировать продукт сурьмы (III).

Определение гидросульфитов и сульфитов

Сульфиты и гидросульфиты легко восстанавливают йод в кислой среде до йодида. Таким образом, когда разбавленное, но избыточное количество стандартного раствора йода добавляется к известному объему пробы, присутствующие сернистая кислота и сульфиты количественно снижают содержание йода:

ТАК 2-
3 + Я
2 + H
2 O → SO 2-
4 + 2 часа +
+ 2 я —
HSO —
3 + Я
2 + H
2 O → SO 2-
4 + 3 часа +
+ 2 я —

Определение сульфидов и гидросульфидов

Хотя содержание сульфидов в образце можно определить прямо, как описано для сульфитов, результаты часто бывают плохими и неточными. Доступен лучший альтернативный метод с более высокой точностью, который включает добавление избыточного, но известного объема стандартного раствора арсенита натрия к образцу, во время которого осаждается трисульфид мышьяка :

В виде
2 О
3 + 3 часа
2 S → As
2 S
3 + 3 часа
2 О

Затем определяют избыток триоксида мышьяка путем титрования стандартным раствором йода с использованием индикатора крахмала. Обратите внимание, что для достижения наилучших результатов раствор сульфида должен быть разбавлен с концентрацией сульфида не более 0,01 М.

Определение гексацианоферрата (III)

При добавлении йодида к раствору гексацианоферрата (III) существует следующее равновесие:

2 [Fe (CN)
6 ] 3− + 2 I —
⇌ 2 [Fe (CN)
6 ] 4− + I
2

В сильнокислом растворе указанное выше равновесие находится далеко вправо, но в почти нейтральном растворе меняется на противоположное. Это затрудняет анализ гексацианоферрата (III), так как йодид и тиосульфат разлагаются в сильнокислой среде. Чтобы довести реакцию до завершения, в реакционную смесь, содержащую ионы калия, можно добавить избыточное количество соли цинка , которая количественно осаждает ион гексацианоферрата (II) :

2 [Fe (CN)
6 ] 3− + 2 I —
+ 2 тыс. +
+ 2 Zn 2+ → 2 KZn [Fe (CN)
6 ] —
+ Я
2

Осаждение происходит в слабокислой среде, что позволяет избежать проблемы разложения йодида и тиосульфата в сильнокислой среде, а гексацианоферрат (III) может быть определен иодометрией, как обычно.

Источник