Йодометрия. Определение содержания чистой аскорбиновой кислоты в витамине C

Понятие об эквиваленте. Эквивалент сложных веществ. Изменение эквивалента веществ, при вступлении их в химические реакции. Закон эквивалентов.

Эквивалентом или эквивалентной массой элемента называется такая его масса, которая в данной химической реакции может замещать или присоединять 8г. O₂ или 1,008г. H₂.

Теперь эквивалентом элемента называют такое его количество, которое взаимодействует с 1 молем атомов водорода. Например, в соединениях HCl, H2S, NH3, CH4 эквивалент хлора, серы, азота и углерода равен соответственно 1, 1/2, 1/3 и 1/4 моль. Масса 1 эквивалента элемента называется эквивалентной массой. В приведённых выше примерах эквивалентная масса хлора равна 35,5 г/моль, серы — 16 г/моль, азота — 4,67 г/моль, углерода — 3 г/моль.

Эквивалент элемента можно определить соотношением: Э= где: А-атомная масса, В-валентность элемента, Э-эквивалент элемента.

Согласно закону эквивалентов, который был открыт в результате работ И. В. Рихтера, массы реагирующих веществ и m₂ прямопропорциональны их эквивалентам э₁ и э₂: = .

Например, в реакции NaOH+HCi=NaCl+H2O эквивалентом будет реальная частица — ион Na+ , а в реакцииZn(OH)2+2HCl=ZnCl2+2H2O эквивалентом будет мнимая частица1/2Zn(OH)2 .

Теоретические основы объемного анализа. Классификация методов объемного анализа по реакции, лежащей в их основе и по способу титрования. Расчеты, применяемые в объемном анализе.

Концентрация в объемном анализе может выражаться молярностью, нормальностью и титром раствора.

Молярность показывает сколько молей вещества содержится в 1л. раствора. При одинаковой молярности разные объемы растворов содержат одинаковое число молей растворенного вещества.

Нормальность показывает сколько эквивалентов растворенного вещества содержится в 1л. раствора. Растворы с одинаковой нормальностью реагируют между собой одинаковыми объемами. Растворы с различной нормальностью реагируют разными объемами. Это обратнопропорционально нормальностям.

N_AV_A=N_BV_B или =

Титр - это количество грамм вещества, содержащееся в 1 мл. раствора.

T= (гр/мл.) где: m- навеска в граммах, V- объем раствора в мл., T- титр.

От нормальной концентрации к титру можно перейти по формуле: T= .

Кислотно-основное титрование основано на применении реакций нейтрализации. Основным уравнением процесса нейтрализации в водных растворах является взаимодействие ионов гидроксония с ионами гидроксида, сопровождающееся образованием слабодиссоциированных молекул воды: Н3O⁺ + ОН^- = 2Н2О.

Перманганатометрическое титрование основано на взаимодействии стандартного раствора перманганата калия с раствором восстановителя.

В основе йодометрического метода титрования лежит реакция: I₂+2е^-=2I^-

Кислотно-основный метод титрования. Индикаторы, применяемые в этом методе. Кривые титрования. Точка эквивалентности. Стандартные и рабочие растворы. Определение общей кислотности желудочного сока.

Кислотно-основное титрование основано на применении реакций нейтрализации. Основным уравнением процесса нейтрализации в водных растворах является взаимодействие ионов гидроксония с ионами гидроксида, сопровождающееся образованием слабодиссоциированных молекул воды: Н3O⁺ + ОН^- = 2Н2О.

Точку эквивалентности определяют кислотно-основными индикаторами. Изменение окраски индикатора должно быть обратимым. Это означает, что они способны менять свою окраску практически любое число раз по мере изменения pH в зависимости от кислой или щелочной реакции среды. В зависимости от ингредиента различают ацидиметрию и алкалиметрию. В ацидиметрии в качестве титранта применяют растворы сильных кислот (HCl,H₂SO₄). Этим методом определяют сильные и слабые основания, основные соли, соли слабых кислот. В алкалиметрии используются растворы щелочей в качестве титрантов, а определяют сильные и слабые кислоты, кислые соли, соли слабых оснований.

Стандартные растворы получают растворением твердого вещества в колбе, после чего доводят объем водой до метки и по формуле T= рассчитывают титр раствора.

Концентрация рабочего раствора устанавливается стандартизацией. Он используется для проведения титриметрического анализа.

Кислотность желудочного сока определяется количеством мл. точно 0,1н. раствора щелочи, которое необходимо для нейтрализации 100 мл. профильтрованного желудочного содержимого. Объем NaOH, пошедший на оба титрования, умноженный на 10, показывает общую кислотность желудочного сока.

4. Перманганатометрия. Определение активности каталазы крови.

Йодометрия. Определение содержания чистой аскорбиновой кислоты в витамине C.

В основе метода лежит реакция: I₂+2е^-=2I^-

В отличие от таких окислителей, как перманганат калия или дихромат калия, свободный йод является относительно слабым окислителем. Наоборот, йодиды, содержащие ионы I^-, значительно более сильные восстановители, чем ионы Cr⁺³ и Mn⁺². Это показывает, что существует ряд восстановителей, способных окисляться свободным йодом. Имеется также ряд окислителей, способных восстанавливаться йодом. Такие окислители по отношению к иону йода будут направлять реакцию в сторону выделения свободного йода: 2I^--2е^-=I₂.

Очень чувствительным индикатором в йодометрии является раствор крахмала, который дает с йодом непрочное соединение интенсивно синего цвета.

Йодометрическое титрование нельзя проводить в щелочной среде, т.к. йод реагирует со щелочами: I₂+2OH^-=IO^-+I^-+H₂O.

Присутствие же гипойода IO^- недопустимо, т.к. он является более сильным окислителем чем йод и окисляет тиосульфат частично до сульфата: S₂O₃^-2+4IO^-+2OH^-=4I^-+2SO₄^-2+H₂O.

Аскорбиновую кислоту можно определить с помощью титрования йодом его раствора с добавленным раствором крахмала, после чего вычисляется процентное соотношение в контрольном растворе, зная взятую навеску.