З А Н Я Т И Е 4

1
ЗАНЯТИЕ 4
ТЕМА: Оксидиметрия.
Теоретические основы иодометрии
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
2 S2О32ˉ – 2 ē → S4О62ˉ
1_
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
2
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
2 I¯ – 2 ē → I2
1
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
Метод окислительно-восстановительного титрования
ИОДОМЕТРИЯ
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.
3
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА N 1
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.
№
V (K2Cr2O7),
V (Na2S2O3),
V (Na2S2O3)
Сн (Na2S2O3),
мл
средний, мл
моль/л
1
2
3
мл
10.0
10,0
10,0
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА N 2
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
Таблица
Т (Na2S2O3),
г/мл
4
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
1
10,0
2
10,0
3
10,0
V (Na2S2O3),
мл
Сн (CuSO4),
моль/л
Т (Cu2+), г/мл
m (Cu2+), г
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА N 3
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
5
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
№
1
2
3
V(аск. к-ты),
мл
10,0
10,0
10,0
V (I2), мл
Сн (аск. к-ты),
мл
Т(аск. к-ты),
г/мл
m(аск.к-ты), г
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 + ...
6
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:
7
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.