Iodometría

La iodometría (o yodometría), també coneguda com a titulació o valoració iodométrica (o yodométrica), és un método d'anàlisis químic volumètric basat en reaccions redox en les que intervé el yodo la desaparició del qual indica el punt final. Generalment, per a una millor apreciació d'este punt final, moments abans de la desaparició del color groc se sol afegir una chicoteta cantitat de dissolució d'almidó, que produïx una forta coloració blava.

Note's que la iodometría implica una titulació indirecte de iodo lliberada per reacció en l'analito, mentres que l'iodimetría implica titulació directa utilisant dissolució patró de iodo com titulador.

Color d'una mescla de la titulació iodométrica abans de (esquerre) i despuix de (dreta) el punt final

Principis bàsics

La yodometría té diverses aplicacions en l'anàlisis químic, generalment relacionades en la concentració d'agents oxidants en dissolució acuosas. Eixemples típics són la determinació d'oxigen dissolt en aigua (nivell de saturació d'oxigen en estudis ecològics) o la determinació de clor actiu en anàlisis d'aigua de piscina o en dissolució d'hipoclorito de sodi (lleixiu de clor). El procediment general de la yodometría consistix en afegir un gran excés d'alguna sal soluble de yodur (per eixemple, yodur potásico) a un volum conegut de la mostra objecte de l'anàlisis. L'agent oxidant a determinar (conegut com analito) oxida l'ioduro a iodo. l'iodo format reacciona en l'excés de yodur formant el ion complex conegut com anión triyoduro (I₃^- ) de color marró obscur o groc, segons la cantitat produïda.

La solució de ions triyoduro es valora seguidament en una dissolució patró de tiosulfato per a donar novament ioduro. Per a una millor apreciació el punt final, abans de la desaparició total de la tonalitat groga s'afig l'indicador d'almidó:

$\mathrm{I}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{-}+2\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}3\mathrm{I}{\phantom{A}}^{-}$ $(E_0=+0.5355V)$

Junt en el potencial de reducció de tiosulfato:

$\mathrm{S}{\phantom{A}}_4\mathrm{O}{\phantom{A}}_6{\phantom{A}}^{2-}\text{+}2\mathrm{e}{\phantom{A}}^{-}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}2\mathrm{S}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{2-}$ $(E_0=+0.080V)$

La reacció global queda:

$\mathrm{I}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{-}+2\mathrm{S}{\phantom{A}}_2\mathrm{O}{\phantom{A}}_3{\phantom{A}}^{2-}\stackrel{-\rightharpoonup }{\leftharpoondown -}3\mathrm{I}{\phantom{A}}^{-}+\mathrm{S}{\phantom{A}}_4\mathrm{O}{\phantom{A}}_6{\phantom{A}}^{2-}$ $(E_0=+0.4555V)$

La desaparició de color blau profunt per la descomposició del complex iodo-almidó marca el punt final, per lo que, conegut el volum i la concentració de la dissolució de tiosulfato consumit, es pot determinar, per mig del balanç estequiomètric de la reacció anterior el número de moles (o milimoles d'I₃⁻ ) produïts en la reacció prèvia en l'oxidant analito (oxigen, clor, etc.).

El tiosulfato és el valorante casi universal per a la determinació del ion triyoduro format, sobretot quan es treballa en condicions de dissolució neutres o àcides. En dissolució bàsiques és molt difícil portar a terme estes valoracions, puix el ion I₃⁻ dismuta formant ion yodur i àcit hipoyodoso, modificant la estequiometría de la reacció. Les dissolució patró de tiosulfato es preparen a partir de la sal sòdica pentahidratada (Na₂S₂O₃ • 5H₂O). Ocasionalment es poden utilisar atres agents reductors diferents al tiosulfato sòdic, com clorur d'estany(II), alguns sulfitos i alguns derivats del arsènic(III) i del antimoni(III).