На чем основано дихроматометрическое титрование восстановителей

Дихроматометрическое титрование

Дихроматометрией называется метод определения веществ, основанный на реакции их окисления дихромат-ионом. Стандартный потенциал редокс-пары

Рабочий раствор дихромата калия можно приготовить по точной навеске. Дихромат калия удовлетворяет всем требованиям первичного стандарта, при хранении в закрытой ёмкости в тёмном месте расвор дихромата калия стабилен и не изменяет свой титр в течение длительного времени. Эквивалентное число в реакции окисления в кислотной среде z = 6. Эквивалентная масса М = Э = 49,031 г/моль

Приведём формулу расчёта кривых титрования железа (II) дихроматом калия. При титровании протекает реакция

До точки эквивалентности в растворе присутствуют как исходные ионы, так и ионы, образовавшиеся в ходе реакции

Уравнения Нернста для двух редокс-пар следующие

Расчёт потенциала до точки эквивалентности ведут по уравнению

В точке эквивалентности Е = Е₁ = Е₂

Проводя определённые алгебраические преобразования, получаем формулу :

Расчёт после точки эквивалентности ведут по уравнению (2).

По приведённым формулам строят кривую титрования железа (II) дихроматом калия (рис. 1).

Рис. Рассчитанная кривая ОВ титрования 100 мл кислого 0,05 моль/л раствора железа (II) раствором дихромата калия с молярной концентрацией эквивалента 0,05 иоль/л. Исходная концентрация ионов водорода [H + ] = 1 моль/л. ТЭ – точка эквивалентности.

Полученная кривая несимметрична относительно точки эквивалентности. Скачок на кривой титрования лежит в пределах от 0,95 до 1,3 В. Потенциал в точке эквивалентности равен 1, 223 В. Следовательно в качестве индикатора можно применять n-фенилантраниловую кислоту (Е = 1 В), ферроин (Е = 1,06 В), но нельзя использовать дифениламин, потенциал которого равняется 0,76 В и лежит за пределами скачка. Без индикаторов дихромат калия также не применяется, поскольку имеет недостаточно интенсивную окраску, непригодную для точной визуальной фиксации точки эквивалентности.

В аналитической практике титрование раствора Fe(II) раствором дихромата калия проводят в присутствии ортофосфорной кислоты для связывания образующегося железа (III) в прочный бесцветный фосфатный комплекс. В результате равновесие смещается в сторону образования Fe 3+ и скачок на кривой титрования расширяется в сторону более низкого потенциала и лежит в пределах от –0,68 В и до –1, 3 В. Следовательно в присутствии фосфорной кислоты ТВ можно применять в качестве индикатора также дифениламин.

Дата добавления: 2016-01-09 ; просмотров: 2389 ; ЗАКАЗАТЬ НАПИСАНИЕ РАБОТЫ

Источник

Дихроматометрическое титрование

E 0 = +1,33 В

Стандартный раствор K₂Cr₂O₇ является первичным. Он устойчив при хранении. В отличие от KMnO₄ дихромат не восстанавливается следами органических веществ и хлорид-ионов, содержащихся в воде. Для обнаружения конечной точки титрования обычно используют окислительно-восстановительные индикаторы: дифениламин, ферроин и др.

Дихроматометрическое титрование применяют для определения восстановителей, некоторых окислителей, а также ионов, образующих малорастворимые в воде хроматы или дихроматы. Как и перманганатометрическое титрование дихроматометрия используется, главным образом, для определения неорганических веществ и сравнительно редко используется в фармацевтическом анализе.

Прямое дихроматометрическое титрование заключается в том, что раствор определяемого восстановителя подкисляют серной кислотой и титруют стандартным раствором K₂Cr₂O₇, например:

Дихроматометрическое титрование используется также как осадительное титрование для определения веществ, образующих малорастворимые в воде хроматы или дихроматы. К раствору, содержащему определяемый катион, добавляют избыток стандартного раствора дихромата калия. Выпавший осадок отфильтровывают, а в фильтрате определяют оставшееся количество K₂Cr₂O₇ путём титрования стандартным раствором Fe 2+ или иодометрически. Такой вариант титрования используется, например, для определения метиленового синего.

Дата добавления: 2015-08-05 ; просмотров: 12 ; Нарушение авторских прав

Источник

Дихроматометрическое титрование

Кривые окислительно-восстановительного титрования

Кривые окислительно восстановительного титрования строят в следующих координатах. По оси y откладывают изменение окислительно-восстановительного потенциала, а по оси x объем прибавленного титранта или степень оттитрованности

где n – количество оттитрованного в данный момент вещества, а n₀ – исходное количество вещества. f – рассчитывается также как

V – объём титранта, прибавленного в данный момент, а V – объём титранта в точке эквивалентности.

Наибольшие изменения потенциала раствора наблюдаются в точке эквивалентности или около неё, так как именно в этой области происходит самое большое изменение отношения концентраций окисленной и восстановленной форм редокс-пар. На кривых титрования обнаруживается скачок потенциала. Расчётные теоретические кривые титрования строят для того, чтобы определить интервалы скачка с целью подбора соответствующего индикатора. Потенциал перехода между редокс-формами индикатора должен попасть внутрь скачка на кривой титрования.

Если в окислительно-восстановительной реакции не участвуют протоны или реакция проводится при строго определённой концентрации Н + ионов, то расчёт потенциала в точке ковалентности проводят по формуле

а n₁ n₂ – число электронов, принимаемых или отдаваемых в реакции, соответственно.

Если при титровании не используются редокс-индикаторы, как, например, в перманганатометрии, то построение кривых титрования не имеет практического смысла.

Дихроматометрией называется метод определения веществ, основанный на реакции их окисления дихромат-ионом. Стандартный потенциал редокс-пары

Рабочий раствор дихромата калия можно приготовить по точной навеске. Дихромат калия удовлетворяет всем требованиям первичного стандарта, при хранении в закрытой ёмкости в тёмном месте расвор дихромата калия стабилен и не изменяет свой титр в течение длительного времени. Эквивалентное число в реакции окисления в кислотной среде z = 6. Эквивалентная масса М = Э = 49,031 г/моль

Приведём формулу расчёта кривых титрования железа (II) дихроматом калия. При титровании протекает реакция

До точки эквивалентности в растворе присутствуют как исходные ионы, так и ионы, образовавшиеся в ходе реакции

Уравнения Нернста для двух редокс-пар следующие

Расчёт потенциала до точки эквивалентности ведут по уравнению

В точке эквивалентности Е = Е₁ = Е₂

Проводя определённые алгебраические преобразования, получаем формулу :

Расчёт после точки эквивалентности ведут по уравнению (2).

По приведённым формулам строят кривую титрования железа (II) дихроматом калия (рис. 1).

Рис. Рассчитанная кривая ОВ титрования 100 мл кислого 0,05 моль/л раствора железа (II) раствором дихромата калия с молярной концентрацией эквивалента 0,05 иоль/л. Исходная концентрация ионов водорода [H + ] = 1 моль/л. ТЭ – точка эквивалентности.

Полученная кривая несимметрична относительно точки эквивалентности. Скачок на кривой титрования лежит в пределах от 0,95 до 1,3 В. Потенциал в точке эквивалентности равен 1, 223 В. Следовательно в качестве индикатора можно применять n-фенилантраниловую кислоту (Е = 1 В), ферроин (Е = 1,06 В), но нельзя использовать дифениламин, потенциал которого равняется 0,76 В и лежит за пределами скачка. Без индикаторов дихромат калия также не применяется, поскольку имеет недостаточно интенсивную окраску, непригодную для точной визуальной фиксации точки эквивалентности.

В аналитической практике титрование раствора Fe(II) раствором дихромата калия проводят в присутствии ортофосфорной кислоты для связывания образующегося железа (III) в прочный бесцветный фосфатный комплекс. В результате равновесие смещается в сторону образования Fe 3+ и скачок на кривой титрования расширяется в сторону более низкого потенциала и лежит в пределах от –0,68 В и до –1, 3 В. Следовательно в присутствии фосфорной кислоты ТВ можно применять в качестве индикатора также дифениламин.

Нам важно ваше мнение! Был ли полезен опубликованный материал? Да | Нет

Источник

МОДУЛЬ № 2
КОЛИЧЕСТВЕННЫЙ АНАЛИЗ

Методы, используемые на лекции:

1. По дидактическому назначению: лекция вводная, тематическая, объяснительная.

2. По роли в образовательном процессе: лекция вводная, установочная, обзорная, обобщающая.

3. По содержанию и системе построения: лекция информационная (традиционная).

4. По назначению лекция направлена на приобретение студентами знаний, на развитие творческой деятельности, а также на закрепление учебного материала. По типу познавательной деятельности на лекции применяются репродуктивные и проблемные методы изложения материала, используются наглядные методы обучения в виде презентации по данному разделу

1. Дидактические: презентация.

2. Материально технические: мел, доска, мультимедийный проектор, экран.

1. Организационный момент 3 мин (название темы и плана лекции).

4. Второй час лекции 40 мин.

Йодатометрическое титрование. Сущность метода. Титрант метода, его приготовление, стандартизация.

1.3. Индикаторы метода, определение конечной точки титрования.

Иодатометрия, или йодатометрическое титрование ‒ это опре­деление различных восстановителей титрованием раствором иодата калия KIO3. Метод – фармакопейный.

Сущность метода. В основе метода лежит полуреакция (1):

В соответствии с полуреакцией (1) число электронов, принимающих участие в этой полуреакции, равно n = 6; фактор эквивалентности для иодат-иона в подобных ОВ процессах равен 1/z = 1/n = 1/6. Молярная масса эквивалента иодата калия равна

М(1/6 KIO3) = М(KIO3)/6 = 35,6668 г/моль.

Молярная концентрация с(KIO3) и молярная концентрация эквива­лента с(1/6 KIO3) связаны соотношением

Иодат-ион способен в кислой среде, в зависимости от условий, восстанавливаться также до иода в соответствии с полуреакцией

IO3- + 5e + 6H+ = 0,5I2 + 3H2O

Стандартный ОВ потенциал редокс-пары IO3-,Н+|I2 при комнатной температуре равен 1,195 В.

Титрант метода, его приготовление, стандартизация. В качестве титранта метода применяют водный раствор иодата калия KIO3 обычно с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/л.

Титрант можно готовить по точной навеске иодата калия высокой степени чистоты (обычно химически чистого, «х. ч.»). Безводный KIO3 устойчив при хранении.

Для приготовления раствора иодата калия с молярной концентраци­ей эквивалента 0,1 моль/л точную навеску (около 3,567 г) высушенного кристаллического иодата калия тонко растирают в ступке, растворяют в дистиллированной воде в мерной колбе вместимостью 1 л и доводят объ­ем раствора до метки.

При необходимости титрант стандартизуют следующим образом.

К 20 мл стандартизуемого раствора иодата калия, помещенного в колбу с притертой пробкой, добавляют 100 мл дистиллированной воды, 25 мл разбавленной серной кислоты, 2 г кристаллического иодида калия и оставляют колбу на 10‒15 минут в темном месте. При этом протекает реакция

KIO3 + 5KI + 3H2SO4 → 3I2 + 3K2SO4 + 3H2O

Образовавшийся иод титруют стандартным 0,1 моль/л раствором тиосульфата натрия в присутствии индикатора – крахмала.

Стандартные растворы иодата калия хранят в сосудах из темного
стекла с притертыми пробками, в темном месте.

Индикаторы метода, определение конечной точки титрова­ния. В иодатометрии при визуальном определении КТТ используют либо свежеприготовленный 1%-ный раствор крахмала либо не смешивающиеся с водой органические экстрагенты − хлороформ, тетрах­лорид углерода, способные экстрагировать иод из водной фазы, окрашиваясь при этом в фиолетовый цвет. При первой избыточной капле иодата калия KIO3 выделяется иод I2, крахмал синеет.

В качестве индикаторов используют и некоторые красители.

Применение иодатометрии. Методом иодатометрического титро­вания определяют различные вещества, обладающие восстановительны­ми свойствами, например олово(II), сурьму(III), мышьяк(III), Hg22+, железо(II), иодиды, сульфиты, тиосульфаты, тиоцианаты, аскорбиновую кислоту, гидразин, гидразид изоникотиновой кислоты и др.

Способом обратного титрования, с иодатометрическим окончанием.
можно определять и окислители, такие; как PbO2, MnO2, пероксиды водорода и бария и т. п. Рассмотрим некоторые примеры.

Определение иодидов прямым титрованием. В основе определения иодид-ионов лежат реакции (2) и (3):

Для проведения определения к анализируемому раствору иодида прибавляют несколько капель СС14 или СНСl3 (для фиксирования окон­чания титрования). Смесь титруют стандартным раствором иодата калия.

Вначале титруемый раствор темнеет вследствие образования иода по реакции (2), а затем, по мере дальнейшего прибавления титранта, посте­пенно светлеет до бледно-желтой окраски остаточного иода. Смесь энер­гично встряхивают. Иод при этом переходит в органическую фазу, кото­рая принимает фиолетовую окраску. Титрование продолжают при энергичном встряхивании смеси до обесцвечивания органической фазы.

Определение сурьмы (III) прямым титрованием. Для определения сурьмы (III) анализируемый соляно-кислый раствор, содержащий сурьму (III), титруют стандартным раствором иодата калия. При этом протека­ет реакция

5H[SbCl4] + 2КIO3 + 12HC1 = I2 + 5H[SbCl6] + 2KCl + 6Н2O

Выделившийся иод реагирует с прибавляемым титрантом с образо­ванием монохлорида иода:

2I2 + КIO3 + 6НС1 = 5IC1 + КС1 + 3Н2O

Последнюю реакцию в условиях проведения титрования можно представить также в виде

2I2 + КIO3 + 11НС1 = 5НICl2 + КС1 + 3Н2O

В качестве индикатора используют либо крахмал, либо слой органи­ческого экстрагента, окрашивающегося иодом в фиолетовый цвет.

При определении аскорбиновой кислоты к анализируемому соляно­кислому раствору прибавляют небольшое количество 1%-ного раствора KI и крахмала (в качестве индикатора). Затем проводят титрование стан­дартным раствором иодата калия до появления устойчивой синей окраски раствора.

Аскорбиновая кислота C6H8O6 окисляется иодатом калия КIO3 до дегидроаскорбиновой кислоты C6H6O6, что схематически можно описать в виде

3C6H8O6 + КIO3 = 3C6H6O6 + KI + 3H2O

Количественно по ФС определяют кислоту аскорбиновую, используя в качестве титранта-окислителя 0,1 моль/л раствор иодата калия в присутствии иодида калия:

KIO3 + 5KI + 6HCl = 3I2 + 6KCl + 3H2O

После достижения точки эквивалентности первая капля прибавленного титранта окисляет иодид-ионы до иода:

5I- + IO3- + 6H+ = 3I2 + 3H2O

который в присутствии крахмала и окрашивает раствор в синий цвет.

В основе иодатометрического определения ряда других веществ лежат реакции:

2SnCl2 + КIO3 + 6НС1 = 2SnCl4 + ICl + KCl + 3H2О

2HAsО2 + КIO3 + 2НС1 + Н2О = 2H3AsО4 + ICl + KCl

2Hg2Cl2 + KIO3 + 6HC1 = 4HgCl2 + ICl +KC1 + 3H2O

Na2S2O3 + 2KIO3 + 2HC1 = Na2SO4 + 2IC1 + K2SO4 + H2O

2KNCS + 3КIO3 + 2HCI = 2ICN + ICl + 2K2SO4 + KCl + H2O

N2H4 ∙2HCI + КIO3 = ICl + N2 + KCl + 3H2O

Дихроматометрическое титрование, или дихроматометрия, ‒ метод определения веществ, основанный на реакции их окисления дихромат-ионами. Метод ‒ фармакопейный.

Сущность метода. В основе метода лежит полуреакция

Сr2О72- + 6е + 14Н+ = 2Сr3+ + 7Н2O

Стандартный ОВ потенциал редокс-пары Сr2О72-,Н+|Сr3+ равен при комнатной температуре E° = 1,36 В, т. е. имеет довольно высокое значе­ние, поэтому дихромат-ионы способны окислять в кислой среде целый ряд веществ-восстановителей.

Реальный ОВ потенциал редокс-пары Сr2О72-,Н+|Сr3+ возрастает с повышением концентрации ионов водорода в соответствии с уравнением Нернста:

E = E° + (0,059/6) lg([Cr2O72-][H+]14 /[Cr3+]2),

вследствие чего окислительная способность дихромат-иона увеличивает­ся с понижением pH среды. Поэтому дихроматометрическое титрование обычно проводят в сильнокислых растворах.

Кислую среду можно создавать, прибавляя не только серную, но также ортофосфорную или хлороводородную кислоту; при концентраци­ях НСl, не превышающих 2 моль/л, хлорид-ионы не окисляются дихро­мат-ионами. При более высокой концентрации НСl в растворе или при повышении температуры возможно частичное окисление хлорид-ионов дихромат-ионами до хлора, поэтому в этих условиях дихроматометриче­ское титрование в присутствии хлорид-ионов не проводят.

Титрант метода. Титрантом метода является водный раствор ди­хромата калия К2Сr2О7, чаще всего с молярной концентрацией эквива­лента 0,1 моль/л. Титрант готовят по точной навеске дихромата калия высокой степени чистоты, предварительно дважды перекристаллизованного из воды и затем высушенного при

150−200 °С. При хранении в закрытой емкости в темном месте раствор дихромата калия стабилен и не изменяет свой титр в течение длительного времени.

Фактор эквивалентности дихромата калия в соответствии с вышенаписанной полуреакцией равен 1/6; молярная масса эквивалента составляет

M(1/6 К2Сr2O7) = М(К2Сr2O7)/6 = 294,185/6 г/моль = 49,031 г/моль.

Определение конечной точки титрования. Водные растворы ди­хромата калия имеют оранжевую окраску, однако ее интенсивность не­достаточна для надежного определения изменения цвета титруемого рас­твора в ТЭ. К тому же в ТЭ присутствуют катионы Сr3+, образовавшиеся при восстановлении дихромат-иона и обладающие зеленой окраской, что также затрудняет определение изменения цвета титруемого раствора в ТЭ. Поэтому дихроматометрическое титрование обычно проводят в при­сутствии редокс-индикаторов − дифениламина, дифениламинсульфоновой кислоты, N-фенилантраниловой кислоты. Применение дихроматометрии. Прямым дихроматометрическим титрованием можно определять ряд восстановителей, таких, как железо (II) (включая определение ферроцианидов, содержащих ферроцианид-ион [Fe(CN)6]4-), сульфиты, иодиды, арсениты, аскорбиновую кислоту, мета­нол, суммы окисляющихся веществ в воде и почве и т. д.

Методом обратного титрования определяют некоторые окислители.

Так, определение железа(II) ведут прямым титрованием аликвоты анализируемого раствора стандартным раствором дихромата калия в кислой среде на основе реакции

6Fe2+ + Сr2О72- + 14Н+ = 6Fe3+ + 2Сr3+ + 7Н2О

При обратном дихроматометрическом определении окислителей, та­ких, как нитраты, хлораты, перманганаты и др., поступают следующим образом.

К аликвоте анализируемого раствора, содержащего определяемый окислитель, прибавляют известный избыток титрованного раствора железа (II). При этом железо (II) окисляется до железа (III), на что расходуется весь окислитель, присутствовавший в анализируемом растворе. Избыток непрореагировавшего железа (II) оттитровывают стандартным раствором дихромата калия, часто − в присутствии ортофосфорной кислоты для связывания образующегося железа (III) в фосфатные комплексы, вследст­вие чего реакция протекает с большей полнотой, а желтая окраска аква­комплексов железа (III) исчезает.

Так можно определять нитраты:

NO3- + 3Fe2+ + 4Н+ = 3Fe3+ + NO + 2H2O

Избыток железа(II) оттитровывают раствором дихромата калия:

6Fe2+ + Cr2O72- + 14Н+ = 6Fe3+ + 2Сr3+ + 7Н2O

Аналогично определяют хлораты:

6Fe2+ + Сr2O72- + 14Н+ = 6Fe3+ + 2Сr3+ + 7Н2O

Методом обратного титрования определяют и некоторые восстано­вители, которые медленно реагируют с раствором дихромата калия. Так, например, при определении гидрохинона к аликвоте анализируемого рас­твора, содержащего гидрохинон, прибавляют известный избыток раство­ра дихромата калия и оставляют на некоторое время. Затем избыточный дихромат калия оттитровывают раствором, содержащим железо(II).

К преимуществам можно отнести то, что стандартный раствор тит­ранта готовится по точной навеске и не требует последующей стандарти­зации; титрант стабилен даже при длительном хранении; титрование можно проводить в соляно-кислой среде.

Недостатки: несколько меньший по сравнению с перманганат-ионом стандартный ОВ потенциал редокс-пары и в связи с этим более ограни­ченная возможность определения восстановителей; менее удобная фик­сация КТТ, необходимость использования редокс-индикаторов.

Хлориодиметрия, или хлориодиметрическое титрование, − метод определения восстановителей с применением титранта − раствора моно­хлорида иода(I) ICl. Метод − фармакопейный.

Сущность метода. В основе хлориодиметрического титрования лежит полуреакция

Монохлорид иода может также восстанавливаться по схеме

При титровании восстановителя X с учетом полуреакции (1) выде­ляются иодид-ионы. После того как все количество восстановителя про­реагирует с ICl, прибавляемый избыточный ICl окисляет иодид-ионы:

Суммарно (1) и (3) дают полуреакцию (2).

В соответствии с полуреакцией (1) число электронов, принимаемых одной молекулой ICl, равно n = 2. Поэтому фактор эквивалентности мо­нохлорида иода равен 1/z = 1/n = 2; молярная масса эквивалента М(1/2 IСl) = М(ICl)/2 = 162,358/2 = 81,179 г/моль. Молярная концентрация с(IСl) и молярная концентрация эквивалента c(1/2 IСl) связаны соотношением

Как окислитель монохлорид иода эффективнее иода и более устойчив.

Титрант метода, его приготовление, стандартизация. В качестве титранта в хлориодиметрии приме­няют раствор монохлорида иода ICl с молярной концентрацией эквива­лента, равной обычно 0,1 моль/л.

Монохлорид иода представляет собой твердое вещество красного цвета с температурой плавления 27 °С. Однако раствор титранта по на­веске монохлорида иода не готовят. Монохлорид иода обычно получают непосредственно в сильнокислом растворе на основе реакции

2KI + КIO3 + 6НСl = 3ICl + 3КСl + ЗН2O

между иодидом и иодатом калия в соляно-кислых растворах.

Для получения раствора монохлорида иода смесь 5,53 г иодида ка­лия и 3,55 г иодата калия помещают в стеклянную колбу с притертой пробкой и прибавляют 50 мл дистиллированной воды, 40 мл концентри­рованной HCl. Смесь перемешивают до полного растворения иода, пер­воначально образующегося при протекании реакции. Прибавляют 10 мл хлороформа, смесь переносят в делительную воронку и взбалтывают.

Если органический слой принимает фиолетовую окраску, то это оз­начает, что в смеси имеется некоторое количество иода. В этом случае к смеси прибавляют по каплям 1%-ный раствор КIO3 при энергичном взбалтывании до полного обесцвечивания органического слоя.

Если органический слой бесцветный, то прибавляют по каплям 1%-ный раствор KI до появления слабо-розовой окраски этого слоя.

После полного расслоения органической и водной фаз отделяют водную фазу в мерную колбу на 1 л и доводят объем раствора до метки дистиллированной водой.

Полученный раствор монохлорида иода имеет лимонно-желтый цвет.

Стандартизацию раствора монохлорида иода проводят по стандарт­ному раствору тиосульфата натрия. Для этого 25 мл раствора монохлори­да иода, полученного, как описано выше, помещают в колбу для титрова­ния с притертой пробкой, прибавляют 1 г иодида калия и оставляют смесь на

15 минут в темном месте. При этом протекает реакция

Иод, выделившийся в количестве, эквивалентном количеству про­реагировавшего монохлорида иода, титруют стандартным 0,1 моль/л рас­твором тиосульфата натрня в присутствии крахмала до исчезновения си­ней окраски раствора.

Стандартизованный раствор монохлорида иода хранят в сосудах из темного стекла с притертыми пробками, в темном месте.

Поскольку раствор монохлорида иода при хранении способен не­сколько изменять свой титр, то каждый раз перед применением опреде­ляют заново его титр по стандартному раствору тиосульфата натрия.

При титровании восстановителей в растворе накапливаются иодид-ионы в соответствии с полуреакцией (1). После ТЭ первая же капля из­быточного титранта, содержащего монохлорид иода, взаимодействует с иодид-ионами по реакции (3) с образованием иода, который тотчас же в присутствии крахмала окрашивает раствор в синий цвет; титрование за­канчивают.

Определение конца титрования проводят также потенциометрически.

Условия хлориодиметрического титрования. Титрование прово­дят в кислой, нейтральной или слабощелочной среде. В сильнощелочных растворах протекает побочная реакция:

В щелочной среде протекает и другая побочная реакция:

с участием иода, образующегося при титровании определяемого восстанови­теля. Поэтому титрование в щелочных средах дает неточные результаты.

Применение хлориодиметрии. Метод используют для определения различных восстановителей, ряда органических лекарственных препара­тов − сульфамидных производных, барбитуратов, тиобарбитуратов, но­вокаина, риванола, других органических соединений.

При прямом титровании раствором монохлорида иода можно опре­делять ртуть (I), олово (II), мышьяк (III), сурьму (III), железо (II), иодиды, сульфиты, тиоцианаты, аскорбиновую кислоту, гидразин и его производ­ные, гидрохинон, метионин, тиокарбамид и его производные и т. д.

Как уже отмечалось выше, в хлориодиметрии определение конца титрования часто проводят потенциометрическим методом.

Проиллюстрируем сказанное некоторыми примерами.

Железо(II) при прямом титровании можно определять на основе ре­акции

Здесь H2Y2- − сокращенное обозначение аниона этилендиаминтет-рауксусной кислоты. В данном случае ТЭ можно фиксировать потенциометрически.

Ферроцианиды титруют до феррицианидов на основе реакции

2[Fe(CN)6]4- + 2ICl = 2[Fe(CN)6]3- + I2 + 2Сl-

в слабощелочной среде (предпочтительно в присутствии NaHCO3).

Тиоцианаты (роданиды) титруют в нейтральной, слабокислой или слабощелочной среде. Реакции можно описать следующими уравнения­ми. В слабощелочной среде:

В нейтральной или слабокислой среде:

Титрование гидрохинона С6Н4(ОН)2 до хинона С6Н4O2 также прово­дят либо в слабокислой, либо в слабощелочной среде согласно следую­щим реакциям.

В слабокислой среде:

C6H4(OH)2 + 2ICl = С6Н4O2 + I2 + 2HCl

+ 2ICl = + I2 + 2HCl

В слабощелочной среде:

Аскорбиновую кислоту (витамин С) можно определять прямым тит­рованием раствором ICl на основе реакции:

Методами обратного и заместительного титрования определяют железо (II), ртуть (I), сульфиты, фенол, резорцин, салицилаты и др.

Так, при определении железа(II) к анализируемому раствору, содер­жащему железо(II), прибавляют в избытке раствор ICl. При этом протека­ет реакция:

2Fe2+ + 2ICl = 2Fe3+ + I2 + 2Cl-

Выделившийся иод оттитровывают.

При определении Hg2Cl2 навеску препарата, содержащего хлорид ртути(I), встряхивают 2−3 минуты с известным количеством раствора IC1, взятого в избытке, в соляно-кислой среде. При этом Hg2Cl2 растворя­ется. После его растворения прибавляют избыток 10%-ного раствора KI и оттитровывают выделившийся иод стандартным раствором тиосульфата натрия.

При анализе органических лекарственных препаратов, способных иодироваться, к анализируемому раствору, содержащему определяемое вещество, прибавляют избыток стандартизованного раствора IC1 и оставляют смесь на некоторое время для протекания реакции. Затем к смеси прибавляют избыток иодида калия и выделившийся иод оттитровывают стандартным раствором тиосульфата натрия в присутствии индикатора − крахмала.

Так поступают, например, при определении лактата этакридина на основе реакций:

Источник