Б) Иодометрическое определение

Иодометрическое определение основано на титриметрической реакции иода с тиосульфатом натрия

I₂ + 2Na₂S₂O₃  2NaI + Na₂S₄O₆

2S₂O₃^2- - 2ē  S₄O₆^2-

I₂ + 2ē  2I^-

fэкв (Na₂S₂O₃) = 1, Mэкв(Na₂S₂O₃) = 158 г/моль

fэкв (I₂) = 1/2, Mэкв(I₂) =127 г/моль

Для определения точки эквивалентности используют в качестве индикатора крахмал, образующий с иодом комплексное соединение синего цвета. При исчезновении иода в процессе реакции наблюдается четкий переход от синего раствора к бесцветному. Особенность применения крахмала состоит в том, что его добавляют в конце титрования, когда раствор становится бледно-желтым.

Наибольшее значение иодометрия имеет для определения многих окислителей и восстановителей, например альдегидов, кетонов, углеводов, карбоновых кислот. Также применяют для определения озона. Озон используют для обеззараживания воды и для устранения некоторых ее нежелательных ингредиентов или свойств.

3. Метод комплексонометрии

В основе метода находятся реакции образования комплексных соединений (металло-лигандные реакции).

Метод комплексонометрии широко распространен для определения ионов Mg²⁺, Zn²⁺, Fe²⁺ и многих микроэлементов.

Комплексонометрия – титриметрический метод анализа, в основе которого лежит реакция взаимодействия определяемых ионов металлов с комплексонами. Комплексоны – аминополикарбоновые кислоты и их соли, способные образовывать сразу несколько связей с ионами металлов: ковалентные – Meⁿ⁺ с карбоксильными группами, донорно-акцепторные – Meⁿ⁺ с азотом аминогрупп.

Наибольшее значение из комплексонов имеет этилендиаминтетрауксусная кислота и ее двунатриевая соль (комплексон III или трилон Б – Na₂H₂T). Комплексоны используют в медицине для лечения лучевой болезни, свинцовых, ртутных и других отравлений металлами-токсикантами.

Взаимодействие катиона двухзарядного металла с трилоном Б можно представить схемой:

При титровании определяемых металлов, имеющих разные степени окисления, они связываются в бесцветные комплексонаты металлов, например:

Ме³⁺ + H₂T^2- MeT^- + 2H⁺

Ме⁴⁺ + H₂T^2- MeT⁰ + 2H⁺

Полнота протекания реакции комплексообразования увеличивается по мере связывания ионов H⁺ в щелочной среде. Но, в некоторых случаях, требуется создание оптимального значения pH раствора, т.к. в избытке гидроксид-ионов могут образовываться нерастворимые гидроксиды определяемых металлов. Поэтому постоянство pH во время анализа поддерживается с помощью аммиачно-амонийного буферного раствора (NH₄OH – NH₄Cl).

Рабочим раствором в комплексонометрии может служить раствор трилона Б. Его чаще всего готовят приблизительной концентрации, а затем стандартизируют по растворам химически чистых хлорида или сульфата магния (MgSO₄∙7H₂O).

Точка эквивалентности (Т.Э.) в комплексонометрии устанавливается с помощью металлохромных индикаторов. К ним относят эриохром черный Т, мурексид и др.

Метод применяют для определения жесткости воды.

Лабораторная работа 3 кислотно – основное титрование

Цель работы: научится проводить кислотно-основное титрование и количественно определять концентрации щелочи и кислоты в водных растворах, сравним полученные значения с ПДК.

Причиной возникновения некоторых чрезвычайных ситуаций могут быть кислоты, реже щелочи. Например, кислота может попасть в воду, почву, а ее испарения в атмосферу в результате розлива ее при перевозке по железной дороге, или при выбросе в атмосферу большого количества газообразных веществ. Например накопление SO₂ в атмосфере сопровождается образованием серной и сернистой кислот в следствии взаимодействия SO₂ с парами воды и кислородом:

SO₂ + H₂O → H₂SO₃

2SO₂ + 2H₂O + O₂ → 2H₂SO₄

Образуется так называемый «кислотный туман», который очень опасен для здоровья людей, страдающими заболеваниями дыхательных путей. Он оказывает вредное воздействие на растения и животных, вызывает разрушение металлов и строительных материалов

В этом случае необходимо ликвидировать последствия различных аварий, а также контролировать ПДК токсичных веществ (табл. 1.2).