¿Cómo se calcula la normalidad de una solución molar 0.00167 de KIO₃?

Question

Necesito una solución 0,01 N de $\ce{KIO3}$ a utilizar como estándar en una de titulación de Winkler. El protocolo que estoy usando especifica que este es 0.3567 g L^-1, que he calculado a ser 0.00167 M basada en 214 g mol^-1 para $\ce{KIO3}$.

Me gusta entender los cálculos en los protocolos que estoy usando, así que ¿cómo puedo calcular que un 0.00167 M solución de $\ce{KIO3}$ es de 0.01 N?

EDIT (para Más detalles sobre las reacciones)

El $\ce{KIO3}$ solución se añade a una $\ce{NaOH} \cdot \ce{NaI}$ solución bajo condiciones ácidas para: $\ce{IO3- + 5I- + 6H+ \rightarrow 3I2 + 3H2O}$

El $\ce{I2}$ es entonces ajustada para estandarizar una solución de tiosulfato.

Answer 1

Hmm.. creo que tus datos son incorrectos, me sale que la normalidad:molaridad relación debe ser de 5 en este caso.

Esta relación (yo la llamo la $\eta$-factor) para un compuesto que participan en una reacción es el cambio neto de su estado de oxidación.

En este caso, uno de yodo en $\ce{IO3-}$ (+5) convertido en uno de yodo en $\ce{I2}$ (0). El cambio neto en el número de oxidación es de 5, por lo $\rm normality=5\times molarity$. La normalidad es como la reducción/oxidación de "poder" de una solución-o de la concentración de electrones que puede limpiad/absorber.

Su densidad, de su $\:\mathrm{gL^{-1}}$, o su valor de normalidad está mal aquí.

Tenga en cuenta que uno debe ser cuidadoso con esta reacción. Es comproportionation, donde el mismo elemento es la oxidación de sí mismo (Básicamente, dos formas del elemento en diferentes estados de oxidación reaccionan el uno con el otro). Podemos tener algunos problemas cuando se trata con los productos de una reacción, a pesar de tratar con los reactivos es bastante simple, como se muestra arriba. Estoy escribiendo un detallado auto-contestó post sobre esto más adelante.