Иодометрия

Иодометрия — титриметрический (объёмный) метод определения веществ, основанный на реакциях окисления-восстановления (разновидность оксидиметрии) с участием иода или иодида калия:

{\mathsf {I_{3}^{-}+2e^{-}\rightleftarrows 3I^{-}}}

Стандартный электродный потенциал данной реакции составляет +0,545 В^[1].

Для реакции

{\mathsf {I_{2}+2e^{-}\rightarrow 2I^{-}}}

стандартный электродный потенциал составляет +0.536 В^[1].

Прямое иодометрическое титрование непосредственно раствором I₂ может быть использовано, в частности, для титрования восстановителей в присутствии избытка KI:

Этим способом определяют концентрацию As(III), Sn(II), Sb(III), сульфидов, сульфитов, тиосульфатов и др.:

{\mathsf {Na_{2}SO_{3}+H_{2}O+I_{2}\rightarrow Na_{2}SO_{4}+2HI}}

Возможно также определение восстановителей с избытком иода, непрореагировавшее количество которого определяется титрованием тиосульфата натрия^{[K 1]}.

Косвенное иодометрическое титрование используется для титрования окислителей; в этом случае определяемые вещества взаимодействуют с избытком KI с образованием иода, который оттитровывается раствором тиосульфата натрия. Этот способ используется для определения концентрации Cu(II), H₂O₂, Br₂, BrO₃^-, ClO^-

{\mathsf {2KI+H_{2}O_{2}\rightarrow 2KOH+I_{2}}}

{\mathsf {2Na_{2}S_{2}O_{3}+I_{2}\rightarrow Na_{2}S_{4}O_{6}+2NaI}}

Иодометрический метод анализа используется также для определения концентрации ионов H⁺:

{\mathsf {IO_{3}^{-}+5I^{-}+6H^{+}\rightarrow 3I_{2}+3H_{2}O}}

Иодометрический метод анализа является также основой метода Фишера по определению воды в органических растворителях.

Определение конечной точки титрования

Наиболее распространённым индикатором для определения конечной точки титрования служит крахмал, который образует с иодом ярко окрашенный аддукт темно-синего цвета. Другими индикаторами служат кумарин, производные α-пирона. Конечную точку титрования определяют также при помощи физико-химических методов анализа — потенциометрически, амперометрически и др.

Погрешности в определении конечной точки титрования связаны с летучестью иода, возможностью изменения концентрации иодида калия вследствие его окисления кислородом воздуха, разложения тиосульфата натрия в кислой среде или протекания реакции тиосульфата натрия с иодом в щелочной среде по иному механизму реакции.

↑ Идею использовать в титриметрии реакцию перехода иода в иодиды в присутствии крахмала предложил французский ботаник Гутон де ла Бийардьер (1826) для определения хлорной извести^[2]^[3]. Систематическое применение иодометрического метода в химическом анализе началось с работы Дюпаскье^[фр.], использовавшего иодометрию для определения сероводорода в воде (1840)^[4]. В 1853 году Бунзен предложил иодометрию в качестве общего метода определения окислителей; для титрования выделяющегося иода Бунзен использовал сернистую кислоту^[3]. Тиосульфат натрия как реагент для титрования иода предложен в 1853 году Шварцем (Karl Leonhard Heinrich Schwarz, 1824–1890)^[2]^[5]^[6].

Примечания

↑ ¹ ² Лурье Ю. Ю. Справочник по аналитической химии. — 6. — М.: Химия, 1989. — 448 с. — 50 000 экз. — ISBN 5-7245-0000-0.
↑ ¹ ² Золотов Ю. А., Вершинин В. И., История и методология аналитической химии, 2007, с. 61.
↑ ¹ ² Сабадвари Ф., Робинсон А., История аналитической химии, 1984, с. 148.
↑ Сабадвари Ф., Робинсон А., История аналитической химии, 1984, с. 148—149.
↑ Сабадвари Ф., Робинсон А., История аналитической химии, 1984, с. 149—150.
↑ Петрашень В. И., Объемный анализ, 1946, с. 246.

Литература

Золотов Ю. А., Вершинин В. И. История и методология аналитической химии. — М.: Академия, 2007. — 463 с. — ISBN 978-5-7695-3581-9.
Петрашень В. И. Объемный анализ. — М.—Л.: Госхимиздат, 1946. — 292 с.
Сабадвари Ф., Робинсон А. История аналитической химии. — М.: Мир, 1984. — 304 с.
Химическая энциклопедия / Редкол.: Кнунянц И.Л. и др.. — М.: Советская энциклопедия, 1990. — Т. 2 (Даф-Мед). — 671 с. — ISBN 5-82270-035-5.