Iodométrie - Iodometry

L'iodométrie , connue sous le nom de titrage iodométrique , est une méthode d' analyse chimique volumétrique , un titrage redox où l'apparition ou la disparition de l' iode élémentaire indique le point final.

Notez que l'iodométrie implique un titrage indirect de l'iode libéré par réaction avec l'analyte, tandis que l'iodométrie implique un titrage direct en utilisant l'iode comme titrant.

Titrage redox au thiosulfate de sodium , Na
2S
2O
3(généralement) en tant qu'agent réducteur est connu sous le nom de titrage iodométrique car il est utilisé spécifiquement pour titrer l'iode. Le titrage iodométrique est une méthode générale pour déterminer la concentration d'un agent oxydant en solution. Dans un titrage iodométrique, une solution d'amidon est utilisée comme indicateur car elle peut absorber l' I2 qui est libéré. Cette absorption fera changer la couleur de la solution du bleu foncé au jaune clair lorsqu'elle est titrée avec une solution standardisée de thiosulfate. Ceci indique le point final du titrage. L'iodométrie est couramment utilisée pour analyser la concentration d' agents oxydants dans les échantillons d'eau, tels que la saturation en oxygène dans les études écologiques ou le chlore actif dans l'analyse de l'eau de piscine.

Couleur du mélange de titrage iodométrique avant (à gauche) et après (à droite) le point final

Principes de base

Diluer les solutions contenant le complexe iode-amidon. L'utilisation de l'amidon comme indicateur peut aider à créer un changement de couleur plus net au point final (bleu foncé à incolore). La couleur ci-dessus est visible juste avant que le point final ne soit atteint.

À un volume connu d'échantillon, une quantité en excès mais connue d' iodure est ajoutée, que l'agent oxydant oxyde ensuite en iode . L'iode se dissout dans la solution contenant de l'iodure pour donner des ions triiodure , qui ont une couleur brun foncé. La solution d'ions triiodure est ensuite titrée contre une solution standard de thiosulfate pour donner à nouveau de l'iodure à l'aide d'un indicateur d' amidon :

je−
3 + 2 e−
3 je−
( E ⁰ = +0,5355 V)

Avec le potentiel de réduction du thiosulfate :

S
4O2−
6 + 2 e−
2 S
2O2−
3( E ⁰ = +0,08 V)

La réaction globale est donc :

je−
3 + 2 S
2O2−
3 → S
4O2−
6 + 3 je−
( _réaction E = +0,4555 V)

Pour plus de simplicité, les équations seront généralement écrites en termes d'iode moléculaire aqueux plutôt que d'ion triiodure, car l'ion iodure n'a pas participé à la réaction en termes d'analyse du rapport molaire. La disparition de la couleur bleu foncé est, en raison de la décomposition du clathrate d' iode-amidon , marque le point final .

L'agent réducteur utilisé ne doit pas nécessairement être le thiosulfate ; Le chlorure stanneux , les sulfites , les sulfures , l' arsenic (III) et les sels d' antimoine (III) sont des alternatives couramment utilisées à un pH supérieur à 8.

À faible pH, la réaction suivante peut se produire avec le thiosulfate :

S
2O2−
3 + 2H+
→ AINSI
2 + S + H
2O

Certaines réactions impliquant certains réducteurs sont réversibles à un certain pH, le pH de la solution échantillon doit donc être soigneusement ajusté avant d'effectuer l'analyse. Par exemple, la réaction :

H
3AsO
3 + je
2 + H
2O → H
3AsO
4 + 2H+
+ 2 je−

est réversible à un pH inférieur à 4.

La volatilité de l'iode est également une source d'erreur pour le titrage, cela peut être efficacement évité en s'assurant qu'un excès d'iodure est présent et en refroidissant le mélange de titrage. Les ions de lumière forte, de nitrite et de cuivre catalysent la conversion de l'iodure en iode, ils doivent donc être éliminés avant l'ajout d'iodure à l'échantillon.

Pour les titrages prolongés, il est conseillé d'ajouter de la neige carbonique au mélange de titrage pour chasser l'air de l' erlenmeyer afin d'éviter l'oxydation aérienne de l'iodure en iode. Une solution d'iode standard est préparée à partir d'iodate de potassium et d'iodure de potassium, qui sont tous deux des étalons primaires :

OI−
3 + 8 je−
+ 6H+
→ 3 je−
3 + 3H
2O

L'iode dans les solvants organiques, tels que l'éther diéthylique et le tétrachlorure de carbone , peut être titré contre du thiosulfate de sodium dissous dans de l' acétone .

Solution étalon d'iode, scellée dans une ampoule pour analyse iodométrique.

Applications

L'iodométrie dans ses nombreuses variantes est extrêmement utile en analyse volumétrique . Les exemples incluent la détermination du cuivre (II), du chlorate , du peroxyde d'hydrogène et de l'oxygène dissous :

2 Cu ²⁺ + 4 I−
→ 2 CuI + I
2

6 heures+
+ ClO−
3 + 6 je−
→ 3 je
2 + Cl−
+ 3H
2O

2 heures+
+ H
2O
2 + 2 je−
→ je
2 + 2H
2O

2 heures
2O + 4Mn(OH)
2 + O
2 → 4 Mn(OH)
3

2 Mn ³⁺ + 2 I−
→ je
2+ 2 Mn ²⁺

Le chlore disponible fait référence au chlore libéré par l'action d'acides dilués sur l' hypochlorite . L'iodométrie est couramment utilisée pour déterminer la quantité active d'hypochlorite dans l'eau de Javel responsable de l'action de blanchiment. Dans cette méthode, une quantité d'iodure en excès mais connue est ajoutée au volume connu d'échantillon, dans lequel seul l'actif ( électrophile ) peut oxyder l'iodure en iode. La teneur en iode et donc la teneur en chlore actif peuvent être déterminées par iodométrie.

La détermination des composés d'arsenic (V) est l'inverse de la standardisation d'une solution d'iode avec de l'arsénite de sodium , où une quantité connue et en excès d'iodure est ajoutée à l'échantillon :

Comme
2O
5 + 4H+
+ 4 je−
Comme
2O
3 + 2 je
2 + 2H
2O

Pour l'analyse des composés d' antimoine (V), un peu d'acide tartrique est ajouté pour solubiliser le produit d'antimoine (III).

Détermination des hydrogénosulfites et des sulfites

Les sulfites et les hydrogénosulfites réduisent facilement l'iode en milieu acide en iodure. Ainsi, lorsqu'une quantité diluée mais en excès de solution d'iode standard est ajoutée à un volume connu d'échantillon, l'acide sulfureux et les sulfites présents réduisent l'iode quantitativement :

DONC2−
3 + je
2 + H
2O → AINSI2−
4 + 2H+
+ 2 je−

ASS−
3 + je
2 + H
2O → AINSI2−
4 + 3H+
+ 2 je−

Détermination des sulfures et des sulfures d'hydrogène

Bien que la teneur en sulfure dans l'échantillon puisse être déterminée directement comme décrit pour les sulfites, les résultats sont souvent médiocres et imprécis. Une meilleure méthode alternative avec une plus grande précision est disponible, qui implique l'ajout d'un volume excédentaire mais connu de solution d'arsénite de sodium standard à l'échantillon, au cours de laquelle le trisulfure d'arsenic est précipité :

Comme
2O
3 + 3H
2S → Comme
2S
3 + 3H
2O

L'excès de trioxyde d'arsenic est ensuite déterminé par titrage contre une solution d'iode standard à l'aide d'un indicateur d'amidon. Notez que pour les meilleurs résultats, la solution de sulfure doit être diluée avec une concentration de sulfure ne dépassant pas 0,01 M.

Détermination de l'hexacyanoferrate(III)

Lorsque l'iodure est ajouté à une solution d' hexacyanoferrate(III) , l'équilibre suivant existe :

2 [Fe(CN)
6] ³⁻ + 2 I−
2 [Fe(CN)
6] ⁴⁻ + je
2

Sous une solution fortement acide, l'équilibre ci-dessus se situe loin à droite, mais est inversé dans une solution presque neutre. Cela rend l'analyse de l'hexacyanoferrate (III) difficile car l'iodure et le thiosulfate se décomposent dans un milieu fortement acide. Pour mener la réaction à son terme, une quantité excessive de sel de zinc peut être ajoutée au mélange réactionnel contenant des ions potassium, ce qui précipite quantitativement l'ion hexacyanoferrate(II) :

2 [Fe(CN)
6] ³⁻ + 2 I−
+ 2K+
+ 2 Zn ²⁺ → 2 KZn[Fe(CN)
6]−
+ je
2

La précipitation se produit en milieu légèrement acide, évite ainsi le problème de décomposition de l'iodure et du thiosulfate en milieu fortement acide, et l'hexacyanoferrate(III) peut être déterminé par iodométrie comme d'habitude.

Les références