Характеристика розчинів, які використовують у йодометрії.

Розчин йоду.

Кристалічний йод не відповідає вимогам, які пред’являються до стандартних речовин, так як йод містить воду, хлор, бром та інші домішки. Для приготування розчину йоду використовують очищений сублімацією йод.

Концентрація розчину йоду, який зберігається при освітленні сонця і на повітрі поступово збільшується. Розчини йоду необхідно зберігати у герметично закритих склянках із темного скла.

Розчин тіосульфату натрію.

Стандартний розчин тіосульфату не можна готовити по стандартній масі солі, так як вона не відповідає вимогам, які пред’являються до стандартним речовинам. Концентрація розчину тіосульфату натрію не є постійною і в перші 10 днів з моменту приготування – збільшується. Це обусловлено взаємодією тіосульфат-іону з вугільною кислотою, яка розчинна у воді, і утворенням гідросульфіт-іону.

Na₂S₂O₃ + Н₂СО₃ = NaНСО₃ + NaНSO₃

У свою чергу гідросульфіт-іон також реагує з йодом:

NaНSO₃ + I₂ + H₂O = НІ + NaІ + Н₂SO₄

Потім конценрація розчину повільно зменшується, так як окислюється тіосульфат-іон киснем повітря і разкладання його тіобактеріями:

Na₂S₂O₃ + О₂ = 2S¯ + Na₂SO₄

Концетрацію розчину тіосульфату натрію встановлюють кожний раз перед початком роботи по стандартному розчину діхромату калію.

Для підвищення стійкості розчину тіосульфату натрію дотиримуються слідуючих вимог:

1. розчини зберігають у посуді із темного скла, закриті пробкою з хлоркальцієвою трубкою, яка заповнена натронним вапном для захисту від СО₂;

2. для зменшення розкладу розчину тіобактеріями до нього додають йодид ртуті;

3. додавання до розчину об’ємом 1л Na₂СО₃ масою 0,2г попереджує почти повним розкладанням його під впливом СО₂, так як оксид вуглецю (ІV) реагує головним чином, з карбонат-іоном: СО₃^2- + Н₂СО₃ = 2НСО₃^-.

Розчин крохмалю.

Єдиним і в одночас незвичайно чутливим індикатором в йодометрії є розчин крохмалю. У присутності йодиду калію чутливість крохмалю до водного розчину йоду збільшується. Считається, що водний розчин крохмалю утворює адсорбціонну сполуку синього кольору у присутності полійдид-іону (І₃^-). Чутливість індикаторної реакції зменшується зі збільшенням температури і залежить від способу приготування індикатору. Правильно приготовлений розчин індикатору повинен забарвлюватися у чисто синій колір від додавання обнієї краплі йоду (С = 0,01 моль/л). Неправильно приготовлений розчин індикатору або розчин, який зберігали тривалий час, утворює з йодом сполуку фіолетового коліру. Він непридатний для йодометричного визначення.

Завдання для виконання самостійної роботи

Відповісти на запитання:

1. Характеричтика методу перманганатометрії.

2. Приготування та зберігання розчину перманганату калію.

3. Індикатори методу перманганатометрії.

4. Стандартні речовини у методі перманганатометрії.

5. Умови зберігання стандартизованого розчину перманганату калію.

6. Перманганатометричне визначення відновників, окисників та речовин, які не є окисниками і відновниками.

7. Характеристика методу йодометрії.

8. Приготування стандартизованого розчину йоду і тіосульфату.

9. Умови зберігання розчину йоду і тіосульфату.

10. Індикатори методу йодометрії.

11. Йодометричне визначення окисника, відновника і кислот.

Скласти рівняння реакцій:

1. Напишіть окисно-відновні реакції метод електронного балансу та напівреакції:

Fe + HNO₃ ® Fe(NO₃)₂ + NH₄NO₃ + H₂O

KMnO₄ + H₂O₂ + H₂SO₄ ® K₂SO₄ + MnSO₄ + O₂­ + H₂O

Bi₂O₃¯ + Cl₂ + KOH ® Bi₂O₅¯ + KCl + H₂O

K₂Cr₂O₇ + FeSO₄ + H₂SO₄ ® K₂SO₄ + Fe₂(SO₄)₃ + Cr₂(SO₄)₃ + H₂O

 

САМОСТІЙНА РОБОТА № 7.

Тема: Комплексонометричний метод аналізу.

 

Повинні знати: поняття про комплексони, особливість будови молекули трилону Б та механізм його взаємодії з іонами кальцію та магнію, особливості впливу рН середовища на змінення хімічної рівноваги реакції комплексоутворення, вплив буферного розчину та механізм дії індикатора, використання методу для контролю сировини харчових виробництв.

Повинні вміти: написати хімізм реакції комплексоутворння, показати особливості будови молекули трилону Б та механізм його взаємодії з іонами кальцію та магнію.

 

План:

1. Комплексонометричне титрування.

2. Класифікація прийомів комплексонометричного титрування.

Стислі теоретичні відомості

Комплексонометричне титрування.

Титриметричний аналіз, в якому титрантом використовують розчини комплекса, який утворює речовини, називають комплексонометрією. До комплексонів відносяться водно-розчинні органічні полікислоти або їх солі, які містять відкриті ланцюги амінооцетової кислоти.

Титриметричне визначення, основане на взаємодії іонів-комплексоноутворювачів з поліпептидними лігандами, які приводять до утворення розчинних хелатів, називають хелатометрією. Із хелатометричних методів найбільш широке використання нашло титрування розчинами комплексонів – комплексонометрія.

Комплексонами називають органічні речовини, які містять одну або декілька амінодикарбоксильних груп – N (СН₂СООН)₂. Найбільше розповсюдження получив комплексон ІІ, який називається етилендиамінтетраоцтова кислота (Н₄У) (ЕДТА),

Н Н

О ½ ½ ¤¤ О

С – С С – С

НО ½ ½ ОН

Н Н

N – C – C – N

Н Н

НО ½ ½ ¤ ОН

С – С С – С

О ½ ½ О

Н Н

а також комплексон ІІІ – динатрієва сіль етилендиамінтетраоцтова кислота (Na₂Н₄У).

 

Н Н

О ½ ½ ¤¤ О

С – С С – С

НО ½ Н Н ½ ОН

Н ½ ½ Н

N – C – C – N

Н ½ ½ Н

NaО ½ Н Н ½ ¤ ОNa

С – С С – С

О ½ ½ О

Н Н

Товарна назва кристалогідрату динатрієвої солі етилендиамінтетраоцтової кислоти (Na₂Н₂С₁₀Н₁₂О₈Н₂ × 2Н₂О) – трилон Б, а метод аналізу, який використовує його водний розчин як титрант – трилонометрією.

Н₄У – чотирьохосновна кислота і дисоціює по чотирьом ступеням:

Н₄У D Н⁺ + Н₃У^- рК₁ = 2,00

Н₃У^- D Н⁺ + Н₂У^2- рК₂ = 2,76

Н₂У^2- D Н⁺ + НУ^3- рК₃ = 6,16

НУ^3- D Н⁺ + У^4- рК₄ = 10,26

Як бачимо, що при дисоціації по першим двум ступеням вона веде себе як кислота середньої сили, а при дисоціації по третій і четвертій ступеням – як слабка і дуже слабка кислота.

У водних розчинах іони багатовалентних металів, мають здібності заміщувати іони водню карбоксильних груп у іоні (Н₂У^2-), при цьому утворює одночасно з азотом аміногрупу координаційного (донорно-акцепторну) зв’язку. В результаті чого утворюються міцні і розчинні у воді комплексні сполуки. Багатовалентні іони металів взаємодіють з кислотним залишком Н₂У^2- по рівнянню:

Ме²⁺ + Н₂У^2- = МеУ^2- + 2Н⁺

Ме²⁺ + Н₂У^2- = МеУ^- + 2Н⁺

Ме²⁺ + Н₂У^2- = МеУ + 2Н⁺

Незалежно від валентності іонів металів утворюються комплекси з молекулярним співвідношенням метал:ліганд (1:1). При цьому міцність комплексу виростає.

Процес комплексоноутворення супроводжується відщіпленням двух іонів водню, для того щоб виникнути підвищення кислотності, яке може привести до недостатньо повного зв’язування іонів металів, обично використовують буферні розчини. Останні часто виконують і іншу важливу функцію: утворюя комплекси з іонами металів, вони утримують їх у розчині, коли комплексонометричне визначення потрібно проводити в умовах, які проводять до їх осадження.

Точку еквівалентності при комплексонометричному титруванні визначають декількома способами:

- іони водню, які виділяються у кількості, еквівалентному катіонам, можна визначити алкаметрично з одною із кислотно-основних індикаторів;

- фізико-хімічними методами: потенціометрії, кондуктометрії і ін.;

- за допомогою металхромових індикаторів, це органічні забарвники, які утворюють з катіонами забарвлення комплексної сполуки.

Комплексні сполуки металлохромових індикаторів з іонами металів менш прочні, чим комплекси тих же іонів з комплексом ІІІ. Тому при титруванні аналізуємого розчину комплексоном ІІІ іони метала проходять від індикатора до комплексу і виділяється вільний індикатор, який володіє характерним забарвленням.

Відомо багато металохромових індикаторів, із яких одні універсальні: еріохром чорний Т, 8-оксихинолин, алізариновий червоний S, ксиленовий ярко жовтий: другі специфічні: арсеноза І, сульфосаліцілова кислота.