Редоксиметрія (продовження)

План

1.     Перманганатометрія: принцип методу, стандартні nрозчини, їх виготовлення і стандартизація, практичне застосування.

2.     nЙодометрія: принцип методу, стандартні розчини, їх nвиготовлення і стандартизація, індикатори і практичне застосування.

3.     nДихроматометрія: основи методу, nстандартні розчини, їх виготовлення і стандартизація, індикатори і практичне nзастосування.

4.     nБроматометрія: основи методу, стандартні розчини, їх nвиготовлення і стандартизація, індикатори і практичне застосування.

5.     nНітритометрія: основи методу, nстандартні розчини, їх виготовлення і стандартизація, індикатори і практичне nзастосування.

6.     nХлорйодиметрія: основи методу, nстандартні розчини, їх виготовлення і стандартизація, індикатори і практичне nзастосування.

7.     nЦериметрія: основи методу, nстандартні розчини, їх виготовлення і стандартизація, індикатори і практичне nзастосування.

8.     nМетоди редуциметрії.

1. Перманганатометрія: nпринцип методу, стандартні розчини, їх виготовлення і стандартизація, практичне nзастосування.

          Перманганатометрія – метод окиснювально-відновного nтитрування. В якому в якості титранта застосовують nстандартний розчин калій перманганату.

          Калій перманганат як окиснювач вперше nбув запропонований Ф.Маргірітом у 1846 р. для nтитрування солей феруму(ІІ).

          Принципову схему окиснювально-відновного nпроцесу за участю калій перманганату можна представити наступним чином:

MnO₄^– +5e + 8H⁺ = Mn²⁺ + 4H₂O.

          Окиснювально-відновний nпотенціал даної системи виражають рівнянням Нернста:

          З nрівняння видно, що потенціал цієї окиснювально-відновної nпари дуже залежить від рН. Інколи титрування nпроводять в нейтральних або лужних розчинах. Схему цих реакцій можна nпредставити напівреакціями:

MnO₄^– n+ 3e + 2H₂O = MnO₂ + 4OH^–;

MnO₄^– + 1e = MnO₄^2-.

          Окиснювально-відновні потенціали даних систем виражаються nрівняннями Нернста:

          Таким nчином потенціал пари перманганат-диоксид мангану дуже nсильно залежить від концентрації іонів гідроксонію та nіонів гідроксидлу.

          Окиснювально-відновний потенціал пари перманганат-манганат nне залежить від рН середовища прямо, стандартний окиснювально-відновний nпотенціал пари невеликий:

          Отже, як бачимо nпри титруванні в nнейтральному середовищі утворюється nбурий осад манган(IV) оксиду. Цей осад дуже утруднює фіксацію nкінцевої точки титрування, nа також, володіючи достатньо високою площею поверхні, може адсорбувати визначувану речовину, що призводить до збільшення похибки аналізу.

          При nтитруванні у дуже лужних середовищах утворюється манганат-іон, nякий є забарвленим у зелений колір, що утруднює фіксацію nкінцевої точки титрування. Окрім цього манганат-іон вступає в реакцію з водою:

3MnO₄^2- + 2H₂O = 2MnO₄^– + MnO₂¯ + 4OH^–,

з утворенням nбурого осаду MnO₂ і пермангант-іона, nщо спотворює результати аналізу.

          Таким nчином найбільш доцільно проводити перманаганатометричне визначення nв кислому середовищі.

          Приготування розчину калій перманаганату.

1. Розрахунок і nвзяття наважки. При розрахунках еквівалентної маси перманганату слід врахувати, nщо кількість реагента, яка застосовується на nокиснення визначуваної речовини, залежить від реакції середовища, в якому nвідбувається титрування (відповідно до кількості електронів, які приведені вище nв рівняннях Нернста).

Перманганат nзавжди містить домішки продуктів відновлення, наприклад манган(IV) оксид, а тому nне є станадартною речовиною. Крім того, він легко nрозкладається під впливом відновників – аміаку, органічних речовин, які можуть nпотрапляти у воду. Внаслідок цього концентрація розчину в перший момент після nприготування дещо зменшується. Звідси випливає, що приготувати титрований nрозчин перманганату по точній наважці неможливо. титр його необхідно nвстановлювати не раніше, ніж через 7-10 днів після приготування розчину. За цей nчас окиснення всіх присутніх в розчині відновників встигне закінчитися, і титр nкалій перманганату перестає змінюватися.

Якщо nрозчин перманганату прокип’’ятити, то окиснення nвідновників дуже пришвидшується і всю операцію приготування розчину можна nзакінчити за 1-2 год.

Для nтого, щоб розчин калій перманганату був достатньо стійким і титр його не nзмінювався, осад MnO₂, який присутній nв ньому в якості домішки і той, що утворився в результаті окиснення nперманганатом органічних речовин і аміаку, необхідно відідлити, nтак як він каталізує розклад калій перманганату. nНеобхідно також пам’ятати, що перманганат окиснює nгуму, коркові корки, папір та ін. речовини. Таким чином не можна nфільтрувати розчин КMnO₄ через паперові фільтри, nа необхідно користуватися скляними фільтруючими тиглями.

Зберігати розчини перманганату необхідно nу темному посуді в темному місці, nтак як світло прискорює розклад КMnO₄:

4MnO₄^– n+ 2H₂O = 4MnO₂¯ + 4OH^– n+ 3О₂­.

          На технічних вагах грубо зважують масу наважки nі розчиняють у воді, виміряній мірним циліндром. Через певний час розчин стандартизують.

          Дуже часто стандартний розчин перманганату готують з його розчину, який nдовго зберігався в лабораторії, шляхом розведення. Цей метод nприготування стандартного розчину має ряд nпереваг:

1)    nРозчин готується швидко, не містить домішок, nякі окиснюються, вільний від осаду nдвоокису мангану.

2)    nВиготовлений розчин nнемає потреби кип’’ятити або багато днів nвідстоювати, як це рекомендується при виготовленні розчину з наважки КMnO₄.

3)    nВиключається необхідність nвзяття наважки, розчинення, відокремлення осаду двооксиду мангану.

          Перманганатометрія – фармакопейний метод аналізу.

Реакція методу: MnO₄^– + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ + 4H₂O

де

Титрант: KMnO₄ – вторинний стандартний розчин

Водні розчини не nдуже стійкі:

4MnO₄^– n+ 2H₂O = 4MnO₂¯ + 3O₂­ + n4OH^–

процес nприскорюється на світлі, при нагріванні, під дією кислот і основ, в присутності nMn²⁺, MnO₂.

Стандартизація: H₂C₂O₄∙2H₂O; Na₂C₂O₄; As₂O₃; KI; (NH₄)₂Fe(SO₄)₂∙6H₂O, метал. Fe

2MnO₄^– + 5H₂C₂O₄ + 6H⁺ = 2Mn²⁺ + 10CO₂­ + 8H₂O

Оксалат амонію має nпереваги перед іншими стандартними речовинами:

1.     nДобре кристалізується.

2.     nВідповідає визначеному nхімічному складу.

3.     nНе містить домішок при nперекристалізації.

4.     nВідносно легко розчиняється у воді.

5.     nНе взаємодіє з вуглекислим газом і киснем nповітря.

Умови титрування: в сильно кислому середовищі рН << 7

MnO₄^– + 5e + 8H⁺ = Mn²⁺ + 4H₂O, E°_MnO4-,H+/_Mn2+=1,51B

В нейтральному середовищі:

MnO₄^– + 3e + 2 H₂O = MnO₂¯ + 4OH^–; Е° _MnO4-,H2О/_{MnO2, ОН-}=0,60B

В сильнолужному середовищі:

MnO₄^– + e = MnO₄^2-; Е° _MnO4-/MnO42-= 0,56В

3MnO₄^2- + 2Н₂О n= MnO₂ + 2MnO₄^– + 4OH^–

Титрування nпроводять в сильно кислих розчинах.

1.     n[Н⁺] = 1-2 моль/л (H₂SO₄). (HNO₃, HCl – не використовують)

2.     nt°

3.     nпосуд скляний (в т.ч. бюретки без гумового шланга).

Індикатор: безіндикаторний nметод (фіксують точку еквівалентності по появі рожевого забарвлення, обумовленного надлишкової кількістю титранту)

Визначувані речовини: відновники: H₂O₂, Fe (мет.), MgO₂, NaNO₂, карбонові кислоти, сполуки з гідразогрупами R–NH–NH–R. Окиснювачі Fe³⁺, Ce^IV, MnO₂, PbO₂, NO₃^–, BrO₃^–, ClO₃^–, S₂O₃^2-.

5H₂O₂ n+ 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + K₂SO₄ n+ 5O₂ + 8H₂O

5MgO₂ + MnO₄^– + 16H⁺ = 5Mg²⁺ + 2Mn²⁺ +5O₂­ + 8H₂O

5Fe²⁺ n+ MnO₄^– + 8H⁺ = 5Fe³⁺ + Mn²⁺ n+ 4H₂O

5NaNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5NaNO₃ + K₂SO₄ + 3H₂O (реверсивне)

зворотнє:

5NaNO₂ n+ 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ = 2MnSO₄ + 5NaNO₃ n+ K₂SO₄ + 3H₂O

                       надлишок

·        n2KMnO₄ + 10KI + 8H₂SO₄ n= 2MnSO₄ + 5I₂ + 8H₂O + 6K₂SO₄

          залишок

I₂ n+ 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆

·        n2KMnO₄ + 10FeSO₄ + n8H₂SO₄ = 5Fe(SO₄)₃ + 2MnSO₄ n+ K₂SO₄ + 8H₂O

залишок

Переваги:

1.     nНе потрібно індикатора

2.     nможливість використання широкого інтервалу рН

3.     nвисоке значення E°_MnO4-,H+/_Mn2+, Е° _MnO4-/MnO42-.

4.     nдешевий і доступний реагент

5.     nможливість визначення речовин, які не мають nокисно-відновних властивостей.

Недоліки:

1.     nВторинний стандартний розчин

2.     nНестійкість стандартного розчину.

3.     nНеможливо титрувати в присутності Cl^– (для сповільнення окиснення nхлорид-іону титрантом використовують суміш Рейнгарда-Ціммермана H₂SO₄+ MnSO₄ + Н₃РO₄)

4.     nЧасто необхідне нагрівання.

5.     nСтроге дотримання умов, описаних у методиці, в зв’язку nзалежності від численних факторів.

5. ДИХРОМАТОМЕТРІЯ: ОСНОВА МЕТОДУ, nПРАКТИЧНЕ ЗАСТОСУВАННЯ.

Дихроматометрія – фармакопейний nметод

Cr₂O₇^2- + 14H⁺ + 6e = 2Cr³⁺ + 7H₂O E° = 1,33B

Титрант: K₂Cr₂O₇ – первинний nстандартний розчин; CrO₃ в CH₃COOH (льодяна)

Умови титрування: середовище кисле (сульфатнокислому, солянокислому чи фосфатнокислому) n

Індикатор: безіндикаторний nметод (Cr₂O₇^2- – оранжевий nколір, Cr³⁺ – зелений колір)

n

Індикаторний
Внутрішні ox–red індикатори: дифеніламін, N-фенілантранілова кислота, дифеніламіносульфонова кислота	Хемілюмінесцентний (силоксен)	Зовнішні ox–red індикатори: лейкометиленовий голубий

Визначувані речовини: відновники – nпряме титрування: Fe²⁺, SO₃^2-, I^–, AsO₃^3-, аскорбінова nкислота, гліцерин, CH₃OH, окисники – зворотнє титрування: NO₃^–, ClO₃^–, MnO₄^– та інші.

Cr₂O₇^2- n+ 6[Fe(CN)₆]^4- + 14H⁺ n= 2Cr³⁺ + 6[Fe(CN)₆]^3- n+ 7H₂O.

– nокиснення ванадію (ІV):

     H₃PO₄

Cr₂O₇^2- n+ 6VO²⁺ + 5H₂O   n=   6VO₃^– + n2Cr³⁺ + 10H⁺.

– nокиснення метанолу:

Cr₂O₇^2- n+ CH₃OH + 10H⁺ = 2Cr³⁺ + CO₂ + 6H₂O.

– nокиснення гідрохінону:

Cr₂O₇^2- n+ C₆H₄(OH)₂ + 12H⁺ = 2Cr³⁺ n+ C₆H₄O₂ + 7H₂O.

– nокиснення іонів церію (ІІІ):

  H₃PO₄

Cr₂O₇^2- n+ 6Ce³⁺ + 14H⁺   n=   6Ce⁴⁺ + 2Cr³⁺ n+ 7H₂O.

Переваги:

1.      nK₂Cr₂O₇ – первинний nстандартний розчин;

2.      nСтандартний розчин стійкий;

3.      nМожна титрувати в присутності Cl^–;

4.      nCr₂O₇^2- – повільно nреагує з органічними речовинами, присутніх у воді дистильованій;

5.      nЄ достатньо сильним окисником і може окиснювати nбагато органічних речовин (тим відрізняється від І₂);

6.      nНе потребує t°

7.      nВикористовується для визначення окисників та відновників;

8.      nМожна титрувати 2- і 3- компонентні суміші в присутності nН₃РO₄ концентрованої.

Недоліки:

1.      nМенш сильний окисник, ніж KMnO₄;

2.      nПовільне протікання реакції;

3.      nНеобхідні індикатори;

4.      nЧасто зворотнє титрування, бо nмала швидкість реакції.

6. ЙОДОМЕТРІЯ: ПРИНЦИП МЕТОДУ, СТАНДАРТНІ nРОЗЧИНИ, ЇХ ПРИГОТУВАННЯ І СТАНДАРТИЗАЦІЯ, ІНДИКАТОРИ, ПРАКТИЧНЕ ЗАСТОСУВАННЯ.

Йодометрія

Метод визначення nокисників непрямим титруванням замісника – І₂ стандартним розчином Na₂S₂O₃

Титрант: Na₂S₂O₃ вторинний nстандартний розчин.

2І^– + Ох = І₂ + Red

Br₂ + n2I^– = I₂ + 2Br^–;

2MnO₄^– n+ 10I^– + 16H⁺ = 5I₂ + 2Mn²⁺ + 8H₂O;

ClO₃^– n+ 6I^– + 6H⁺ = 3I₂ + Cl^– + 3H₂O;

2NO₂^– n+ 2I^– + 4H⁺ = I₂ + 2NO + 2H₂O;

H₂O₂ n+ 2I^– + 2H⁺ = I₂ + 2H₂O;

2Fe³⁺ n+ 2I^– = I₂ + 2Fe²⁺.

I₂ + 2Na₂S₂O₃ n= 2NaI + Na₂S₄O₆

S₂O₃^2- + H⁺ = HSO₃^– + S¯ в присутності

S₂O₃^2- + O₂ = 2SO₄^2- + 2S мікроорганізмів

Стандартизація: по КІО₃, KBrO₃, K₂Cr₂O₇

Cr₂O₇^2- n+ 14H⁺ + 6I^– = 3I₂ + 2Cr³⁺ + 7H₂O

I₂ n+ 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆

Індикатори: 1 % розчин крохмалю (додають в кінці nтитрування, коли забарвлення розчину стає соломяно-жовте, nтитрують до зникнення синього забарвлення)

Визначувані речовини: окисники: H₂O₂, Na₂O₂, MgO₂, BaO₂, Cu(II), K₂Cr₂O₇, KMnO₄, Na₃AsO₄, I₂.

Йодиметрія

Метод визначення nвідновників прямим титруванням І₂.

Титрант: І₂ – вторинний стандартний nрозчин

І₂ + nІ^– = [І₃]^–

І₃^– n+ 2е = 3І^– – основна реакція методу

На світлі 4І^– n+ О₂ + 4Н⁺ = 2І₂ + 2Н₂О

Стандартизація: 1) І₂ + 2Na₂S₂O₃ n= 2NaI + Na₂S₄O₆

                               2) по As₂O₃:   As₂O₃ + n6OH^– = 2AsO₃^3- + 3H₂O

                           nAsO₃^3- + 3H⁺ = 3H₃AsO₃

                     nH₃AsO₃ + I₂ + H₂O n= H₃AsO₄ + 2HI

Умови nтитрування:

1.     nна холоді титрувати

2.     nв присутності речовин треба титрувати, які зв’язуватимуть nпродукти реакції

3.     nрН < 8

рН > 9: І₂ n+ 2ОН^– = І^– + ІО^– + nН₂О

рН < 14: НІ + О₂ n= 2І₂ + 2Н₂О

Індикатори:

1.      nбез індикаторний (в т.е. жовте nзабарвлення І₂, екстрагують в СНСl₃ або CCl₄ слабке nрожево-фіолетове забарвлення).

2.      nкрохмаль 1% до появи синього забарвлення (3 доби nпридатний)

Визначувані речовини: відновники і nвода (Фішер), As(III) – пряме титрування, Na₂SO₃ – зворотнє титрування, Hg₂Cl₂ (Hg₂Cl₂ +I₂ + 6KI = 2K₂[HgI₄] + 2KCl), анальгін, nантипірин, аскорбінова кислота, гідразини, ізоніазид, кофеїн, метіонін, суму пеніцилінів, nК і Na солі бензилпеніциліну, nНСНО та інші речовини.

Реактив Фішера

SO₂ n+ I₂ + C₆H₅N в CH₃OH

H₂O n+ SO₂ + I₂ + 3C₅H₅N = 2C₅H₅NHI n+ C₅H₅NSO₃

C₅H₅NSO₃ n+ CH₃OH = C₅H₅NHSO₄CH₃

Переваги:

1.     nЗастосовується для широкого кола речовин.

2.     nНайбільша точність серед всіх окисно-відновних методів.

3.     nМожна титрувати без індикатора.

4.     nМожливі неводні розчини йоду, бо добре розчиняється у nорганічних розчинниках.

Недоліки:

1.     nЛеткість і вторинних стандартних розчинів.

2.     nНеможливо титрувати в дуже кислих і лужних розчинах.

3.     nЧасто необхідні спеціальні умови, бо Е° невеликий і реакції є nоборотними.

4.     nЧасто зворотнє титрування.

5.     nІнколи результати спотворюються через адсорбцію осадами nйоду.

6.     nЗміна титру стандартних розчинів.

7.     nПорядок доливання не можна порушувати.

Na₂S₂O₃ + Na₂CO₃ – стандартизують через 1 день

·        nS₂O₃^2- n+ H₂O + CO₂ = HCO₃^– + HSO₃^– n+ S¯

·        n2Na₂S₂O₃ n+ O₂ = 2Na₂SO₄ + 2S¯

·        nрозклад тіобактеріями

1% крохмаль стабілізують за HgI₂.

7. ХЛОРЙОДИМЕТРІЯ: ОСНОВА nМЕТОДУ, ПРАКТИЧНЕ ЗАСТОСУВАННЯ.

Метод визначення nвідновників із застосуванням титранту: ICl, вторинний nстандартний розчин, фармакопейний метод.

Основна реакція методу:

ICl + 2e = I^– + Cl^– E° = 0,795 B (1)

або 2ICl + n2e = I₂ + 2Cl^– E° = 1,19 B (2)

ICl + I^– = I₂ + Cl^– E° = 0,795 B (3)

(1) + (3) = (2)

Титрант: ICl (тверда речовина червоного кольору t_пл. = 27°С)

5,53г КІ + 3,55г КІО₃ n+ 50 мл Н₂О + 40 НCl_конц

2КІ + КІО₃ n+ 6НCl = 3ICl + 3КCl + 3Н₂О

                             лимонно-жовтий nколір

Більш ефективний nокисник, ніж І₂.

Стандартизація: по Na₂S₂O₃ n  

ICl + KI = I₂ + KCl

I₂ n+ 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆

Способи титрування: пряме; зворотнє і непряме (визначають nфенол, ферум (ІІ), Hg₂Cl₂, сульфіти, резорцин, саліцилати, nетакридину лактат)

Умови титрування: кисле, нейтральне, слабко лужне nсередовище

В сильно nлужному:

ICl + 2OH^– = Cl^– + IO^– + H₂O

I₂ + 2OH^– = IO^– + I^– + H₂O

Індикатор: 1% крохмаль (ICl + KI = I₂ + KCl); nпотенціометричний спосіб.

Визначувані речовини: відновники: nсульфамідні препарати, барбітурати, тіобарбітурати, nновокаїн, риванол, інші органічні речовини. Hg(I), Sn(II), As(III), Sb(III), Fe(II), I^–, SO₃^2-, SCN^–, аскорбінова nкислота, гідразин, гідрохінон, метіонін.

2Fe²⁺ + ICl = 2Fe³⁺ + I^– + Cl^–

(pH = 0,5 – 1,0, в nприсутності H₂Y^2- для зв’язування Fe³⁺: H₂Y^2- + Fe³⁺ ® FeY^– + 2H⁺)

2[Fe(CN)₆]^4- n+ 2ICl = 2[Fe(CN)₆]^3- n+ I₂ + Cl^– (в присутності nнатрій гідрокарбонату)

етакридину лактат (зворонє титрування):

ICl + KI = I₂ + KCl

                                                          залишок

I₂ + n2Na₂S₂O₃ = n2NaI + Na₂S₄O₆

8. ЙОДАТОМЕТРІЯ: ОСНОВА МЕТОДУ, ПРАКТИЧНЕ nЗАСТОСУВАННЯ.

Це метод nвизначення різних відновників титруванням розчином КІО₃. Метод nфармакопейний.

Рівняння методу: ІО₃^– + 6е n+ 6Н⁺ = І^– + 3Н₂О Е° = 1,08 В,

досить високі nокисні властивості (С_н = 6С_м)

Йодат-іон здатний в кислому середовищі, в залежності від умов, nвідновлюватись також до йоду:

ІО₃^– n+ 5е + 6Н⁺ = ½ І₂ + 3Н₂О  Е° = 1,195 В

Титрант: КІО₃ (х.ч.) – первинний стандартний розчин. Або вторинний, тоді nстандартизація по Na₂S₂O₃.

КІО₃ n+ 5КІ + 3 H₂SO₄ = 3І₂ n+ 3K₂SO₄ + 3H₂O

I₂ + 2Na₂S₂O₃ = 2NaI + Na₂S₄O₆

Індикатор: 1% крохмаль

Визначувані речовини: пряме nтитрування – відновники: І^–, SO₃^2-, SCN^–, S₂O₃^2-, C₆H₈O₆, зворотнє титрування – окисники: Sn(II), Sb(III), As(III).

5I^– n+ IO₃^– + 6H⁺ = 3I₂ + 3H₂O

2I₂ n+ IO₃^– + 6HCl = 5ICl + Cl^– n+ 3H₂O

аскорб. кислота: 3C₆H₈O₆ n+ KIO₃ = C₆H₆O₆ + KI + 3H₂O

KI + KIO₃ + 6H⁺ = 3I₂¯+ n3H₂O.

9. БРОМАТОМЕТРІЯ: ОСНОВА МЕТОДУ, nПРАКТИЧНЕ ЗАСТОСУВАННЯ.

Броматометрія – nметод визначення відновників шляхом титрування стандартним розчином KBrO₃.

Основі методу nлежить реакція:

BrO₃^– + 6H⁺ + 6e = Br^– + 3H₂O, E° = 1,44 B

Cн = 6Cм

Титрант: KBrO₃ – первинний стандартний розчин. nСтандартизують йодометрично або по As₂O₃, або nстандартизацію проводять по Na₂S₂O₃.

KBrO₃ n+ 5KI + 6HCl = 3I₂ + 6KCl + 3H₂O

I₂ n+ 2Na₂S₂O₃ = Na₂S₄O₆ n+ 2NaI

Умови титрування:

1.     nрН дуже кисле (С_HCl > 1 моль/л)

2.     nінколи t » 70°С (швидкість реакції невисока)

3.     nінколи застосовується каталізатор (наприклад, Hg²⁺).

Індикатори: метиловий оранжевий, метиловий nчервоний. Холодне титрування!!!

KBrO₃ + 5KBr + 6HCl = 3Br₂ + 6KCl + 3H₂O к.т.т. (бром, який утворився взаємодіє з індикатором і nвідбувається знебарвлення розчину)

Визначувані речовини: Sn(II), As(III), Sb(III), Fe(II), H₂O₂, NO₂^–, SCN^–, As₂O₃ (лікарські nзасоби – новарсенол, міасенол, nамінарсон, осарсол), nпероксид водню, нітрити, тіоціанати, гідразини, гідроксиламін та ін..

Переваги:

1.     Не лише для nвизначення ox i red, але і для nбагатьох органічних речовин.

2.     Первинний nстандартний розчин і тривало стійкий.

3.     При введенні Hg²⁺ утворюється [HgBr₄]^2-, тому зростає nпотенціал системи BrO₃^–/Br^–.

Недоліки:

1.     nІнколи H₂O, що утворюється nзаважає визначенню багатьох органічних речовин.

2.     nОкиснення деяких органічних речовин супроводжується nнебажаними явищами гідролізу, заміщення, приєднання.

Реакція може nбути нестехіометричною.

Бромометрія

Бромометрія – метод визначення відновників з використанням в якості nреагенту, який взаємодіє з визначуваною речовиною, розчину Br₂.

В основі методу nлежить реакція:

Br₂ + 2е = 2Br^–, Е° = 1,09 nВ

Титрант: Br₂ одержують (KBrO₃, KBr)

BrO₃^– + 5Br^– + 6Н⁺ n= 3Br₂ + 3H₂O

Титрування nпряме, зворотнє, непряме.

Визначувані речовини: органічні nречовини, фармацевтичні препарати: ізоніазид, nрезорцин, стрептоцид, тимол та інші.