Теоретичні передумови до виконання роботи. Йодометричний метод аналізу базується на рівняннях окиснення йод-аніонів до вільного йоду (а) або відновлення вільного йоду до йод-аніонів (б)

Йодометричний метод аналізу базується на рівняннях окиснення йод-аніонів до вільного йоду (а) або відновлення вільного йоду до йод-аніонів (б).

2Іˉ -2е = І₂ (а)

І₂ + 2е = 2Іˉ (б)

Йод малорозчинний у воді, тому в розчин додають калій йодид; з йодид-аніонами йод утворює комплексні йони І₃ˉ, розчинні у воді.

І₂ + Іˉ = І₃ˉ

Розчин йоду у водному розчині крохмалю має світло-синє забарвлення, чутливість цієї реакції велика — 10ˉ⁵ моль/л. У зв’язку з тим, що крохмаль адсорбує йод і повільно віддає його під час реакції, потрібно крохмаль додавати в кінці титрування, коли майже увесь йод відтитрований, розчин має бути солом’яного кольору.

Якщо в результаті окисно-відновної реакції утворюється йод, то в еквівалентній точці розчин синіє і навпаки, якщо в розчині накопичуються йод-аніони, синє забарвлення розчину зникає і стає безбарвним.

Методом йодометрії можна визначати як окисники, так і відновники.

Визначення відновників – широко розповсюджене на практиці, однак обмежене низьким стандартним окисно-відновним потенціалом системи І₂/2Іˉ : Е_о= +0,54 (йод слабкий окисник).

До числа відновників, з якими можлива окисно-відновна реакція, відносяться кислоти: сульфатна (IV), сульфідна, арсенатна (ІІІ) та їх солі. Нижче приводиться приклад реакції, де йод виступає як окисник.

I₂+ H₂S²ˉ + 2KOH → 2KI¹ˉ + S° +H₂O

1 I₂ + 2e = 2Iˉ fекв. = ½ Me(I₂) = ½ M(I₂)

1 S²ˉ - 2e = S° fекв. = ½ Me(H₂S) = ½M(H₂S)

При визначенні відновника до розчину відновника добавляють надлишок робочого розчину йоду, після чого залишок йоду, що не прореагував, титрують робочим розчином натрій тіосульфату. Такий спосіб називають способом зворотного титрування. Пряме титрування відновників йодом не застосовується через незначну швидкість окисно-відновної реакції: йод + відновник. При наявності в розчині залишку йоду реакція проходить до кінця і закінчується миттєво.

Визначення окисників ґрунтується на взаємодії калій йодиду з різними окисниками – калій дихроматом, Cu(ІІ), калій перманганатом та ін. у кислому середовищі. Нижче приводиться приклад однієї з таких реакцій:

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

2 Mn⁺⁷ +5e = Mn²⁺ fекв.= 1/5 Me(KMnO₄) = 1/5 M(KMnO₄)

5 2I¹ˉ -2e = I₂° fекв. = ½ Me(I₂) = ½ M(I₂)

При визначенні окисників в розчині, який містить окисник, вводять залишок калій йодиду, а виділений у еквівалентній кількості йод відтитровують розчином натрій тіосульфату; тут також застосовують спосіб зворотнього титрування. Відтитрувавши йод, що виділився, відповідним відновником, за витратою останнього підраховують кількість Mn(VII) в досліджуваному розчині.

Робочі розчини. Для титрування йоду, невикористаного при визначені відновників (І₂→ 2Іˉ) або виділеного в результаті реакції (2Іˉ → І₂ ) при визначені окисників, в якості робочого розчину використовують розчин кристалогідрату натрій тіосульфату Na₂S₂O₃*5H₂O.

Окисно-відновна реакція між йодом і натрій тіосульфатом відбувається за рівнянням: 2Na₂S₂O₃ + I₂ → Na₂S₄O₆ + 2NaI

З точки зору графічної будови перетворення натрій тіосульфату в натрій тетратіонат має вигляд:

Рівняння електронного балансу:

І₂ +2е = 2Іˉ fекв. = 1/2

2S₂²ˉ - 2е = 2S₂° або 2S₂O₃²ˉ -2e = S₄O₆²ˉ fекв. = 1

З урахуванням ефективної валентності молярна маса еквівалента йоду Me(І₂) дорівнює ½ його молярної маси, а молярна маса еквіваленту натрій тіосульфату дорівнює його повній молярній масі, оскільки з 2-х молекул Na₂S₂O₃ утворюється одна молекула Na₂S₄O₆і виділяється два електрони, кожному з яких відповідає одна молекула Na₂S₂O₃

Йодометричним методом визначають миш’як, мідь в мідьвмісних с/г ядах (хлор окису міді), нітрити в розчині, вільний хлор і інше.

Експериментальна частина