Общая характеристика метода иодометрии

Иодометрией называется метод титрометрического анализа, при котором о количестве определяемого вещества судят по количеству поглощенного или выделенного иода.

В качестве окислителя выступает элементарный иод, который способен вступать в реакцию с некоторыми восстановителями:

I₂ + 2 e ↔ 2I^-

Стандартный потенциал пары E ^OI₂/2I^- 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: а) существует ряд восстановителей, способных окисляться свободным иодом (та­ковы все восстановители, имеющие Е° < +0,54 в); б) 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:

2S₂O₃^2- + I₂ → 2I^- + S₄O₆^2-

При титровании раствора Na₂S₂O₃ раствором иода присущая иоду темно-бурая окраска моментально исчезает. Когда же весь Na₂S₂O₃ будет окислен, одна лишняя капля раствора иода 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 I₂ до 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.

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);

б) I₂ + 2Na₂S₂O₃ → 2NаI + Na₂S₄O₆ (титрование I₂ тиосуль­фатом).

Понятно, что когда Н⁺-ионы в реакции на стадии (а) не участвуют, то подкисление раствора, излишне. Избыток же КI необходим для растворения I₂ и предупреждения его улетучивания.

По этой схеме можно иодометрически определять многие окислители, способные окислять I^- до I₂. Таковы, например, С1₂, Вг₂, КмпО₄, КСIOз, белильная известь СаОСI₂, нитриты, перекись водорода, соли железа (III), соли меди (II) и др.

Определение кислот. Иодометрический метод применяют также для определения кислот:

IO₃^- + 5I^- + 6H⁺ → 3I₂ + 3H₂O

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 иод-крахмальной 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.

Дата добавления: 2015-06-30