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Iodimetria

  |   Chimica Analitica

La iodimetria è una tecnica analitica quantitativa di tipo volumetrico che si basa su una reazione di ossidoriduzione e appartiene quindi alle titolazioni ossidimetriche.

Il potenziale normale di riduzione relativo alla semireazione:

I2 + 2 e ⇄  2 I è pari a + 0.535 V pertanto lo iodio è un ossidante più debole rispetto al permanganato, bicromato e Ce4+ . Lo iodio è quindi un debole agente ossidante in grado di titolare analiti facilmente ossidabili come:

Lo iodio presenta il vantaggio di poter essere utilizzato a qualunque valore di pH ma ha lo svantaggio di essere scarsamente solubile in acqua. Questo inconveniente può essere superato facendo reagire lo iodio con lo ione ioduro da cui si ottiene il triioduro che è invece molto solubile:

I2 + I ⇄  I3

L’equilibrio di questa reazione è spostato verso destra in quanto il valore della costante di equilibrio è pari a K = 7 · 10-2

Preparazione della soluzione

Per ottenere una soluzione standard di triioduro si aggiunge a una quantità pesata di iodato di potassio che è uno standard primario un lieve eccesso di  ioduro di potassio. Dopo aver acidificato con un acido forte fino a raggiungere un valore di pH di circa 1 si forma il triioduro in modo quantitativo secondo la reazione di disproporzione:

IO3 + 8 I + 6 H+ → 3 I3+ 3 H2O

In alternativa la soluzione ottenuta dalla reazione I2 + I ⇄  I3 è standardizzata con As2O3

As2O3 + 3 H2O → 3 H3AsO3

L’acido arsenioso reagisce con il triioduro secondo la reazione

H3AsO3 + I3+ H2O → H3AsO4 + 3 I+ 2 H+

Le soluzioni di triioduro non sono stabili in quanto l’eccesso di ioduro, in condizioni acide, reagisce con l’ossigeno per dare triioduro:

6 I+ O2 + 4 H+ → 2 I3+  2 H2O

Pertanto la soluzione deve essere preparata di fresco o, almeno, standardizzata nuovamente.

Determinazione del punto finale

Il punto finale è determinato usando salda d’amido come indicatore o, se la soluzione dell’analita è incolore, il colore bruno del triioduro comparirà quando questo è in eccesso.