Fondamenti di iodometria, reazioni, procedura generale, usi

IL iodometria È una tecnica di analisi volumetrica che quantifica un agente ossidante attraverso una valutazione indiretta o titolazione con iodio. È una delle valutazioni redox più ricorrenti nella chimica analitica. Qui la specie di grande interesse non è correttamente lo iodio elementare e₂, ma i suoi anioni yoduro, e^-, che sono buoni agenti riducenti.

L'i^- In presenza di forti agenti ossidanti, reagiscono rapidamente, completamente e quantitativamente, il che provoca una quantità elementare di iodio equivalente a quella dell'agente ossidante o dell'analita in questione. Pertanto, valutare o intitolare questo iodio con un titolo redox, comunemente tiosolfato di sodio, Na₂S₂O₃, Viene determinata la concentrazione dell'analita.

Punto finale di tutte le valutazioni o gradi iodometriche senza aggiunta di amido. Fonte: lhchem via wikipedia.

L'immagine superiore mostra il punto finale che dovrebbe essere osservato in gradi iodometrici. Tuttavia, è difficile stabilire quando fermare la laurea. Questo perché il colore marrone diventa giallastro e questo diventa gradualmente incolore. Ecco perché l'indicatore di amido viene utilizzato per evidenziare ancora più detto punto finale.

La yodometria consente di analizzare alcune specie ossidanti come perossidi di idrogeno a grasso, ipoclorito di sbiancamento commerciale o cationi di rame in diverse matrici.

[TOC]

Fondamenti

A differenza della iodimetria, la iodometria si basa sulle specie i^-, meno sensibile alla sproporzione o subisce reazioni indesiderabili. Il problema è che, sebbene sia un buon agente riducente, non ci sono indicatori che facilitano i punti finali con ioduro. Ecco perché lo iodio elementare non viene lasciato da parte, ma rimane un punto chiave in iodometria.

Yoduro è eccessivo per garantire che riduca completamente l'agente o l'analita ossidante, originaria dello iodio elementare, che si dissolve nell'acqua quando reagisce con lo yoduros del mezzo:

Può servirti: preparazione di soluzioni: come viene realizzato, esempi, esercizi

Yo₂   +   Yo^-    → i₃^-

Questo ha origine la specie Triyoduro, i₃^-, che tinge la soluzione con un colore marrone (vedi immagine). Questa specie reagisce allo stesso modo dell'i₂, Quindi quando il colore è intitolato, scompare, indicando il punto finale della titolazione con NA₂S₂O₃ (a destra dell'immagine).

Questo io₃^- È intitolato reagire da esso come i₂, Quindi è irrilevante quale delle due specie sia scritta nell'equazione chimica; Finché i carichi sono bilanciati. Generalmente, questo punto è di solito una ragione per la confusione per coloro che studiano la ioodometria per la prima volta.

Reazioni

La yodometria inizia con l'ossidazione di anioni di ioduro, rappresentata dalla seguente equazione chimica:

A_Bue + Yo^- → i₃^-

Dove_Bue È la specie ossidante o l'analita che si desidera quantificare. La sua concentrazione è quindi sconosciuta. Quindi, l'I₂ prodotto è valutato o intitolato:

Yo₃^- + Titulante → prodotto + i^-

Le equazioni non sono equilibrate perché cercano solo di mostrare i cambiamenti subiti da iodio. La concentrazione di i₃^- è equivalente a quello_Bue, Quindi quest'ultimo viene determinato indirettamente.

Il titole deve avere una concentrazione nota e ridurre quantitativamente lo iodio (i₂ ho sentito₃^-). Il più noto è il tiosolfato di sodio, Na₂S₂O₃, la cui reazione di valutazione è:

2 s₂O₃^2- + Yo₃^- → s₄O₆^2- + 3 i^-

Si noti che si forma anche Yoduro e l'anione tetrazionale₄O₆^2-. Tuttavia, il NA₂S₂O₃ Non è un modello primario. Per questo motivo deve essere precedentemente standardizzato a valutazioni volumetriche. Le loro soluzioni sono apprezzate usando Kio₃ e Ki, che in un mezzo acido reagisce tra loro:

Può servirti: forte elettrolita: concetto, caratteristiche, esempi

Io₃^- + 8 i^- + 6 h⁺ → 3 i₃^- + 3 h₂O

Pertanto, la concentrazione di ioni i₃^- è noto, quindi è intitolato con Na₂S₂O₃ Per standardizzare.

Procedura generale

Ogni analita determinato dalla iodometria ha la sua metodologia. Tuttavia, in questa sezione la procedura verrà affrontata in termini generali per eseguire questa tecnica. Gli importi e i volumi necessari dipenderanno dal campione, dalla disponibilità di reagenti, dai calcoli stechiometrici o in sostanza del modo in cui si sviluppa il metodo.

Preparazione del tiosolfato di sodio

Commercialmente questo sale è nella sua forma pentaidrata, na₂S₂O₃· 5h₂O. L'acqua distillata con cui verranno preparate le sue soluzioni devono essere bollite per prime, in modo che i microbi che possono ossidarsi vengano eliminati.

Allo stesso modo, viene aggiunto un conservante come Na₂Co₃, in modo che quando si è in contatto con il mezzo acido libere co co₂, che sposta l'aria e impedisce all'ossigeno di interferire ioduri ossidanti.

Preparazione dell'indicatore di amido

Più diluita è la concentrazione dell'amido, meno intenso sarà il colore blu scuro risultante se coordinato con I₃^-. Per questo motivo, una piccola quantità della stessa (circa 2 grammi) si dissolve in un volume di un litro di acqua distillata Hirrvient. La soluzione viene agitata fino a quando non è trasparente.

Standardizzazione del tiosolfato di sodio

Preparato il NA₂S₂O₃ procede per standardizzarlo. Un certo importo di kio₃ Si trova in un pallone Erlenmeyer con acqua distillata e viene aggiunto un eccesso di KI. Questo pallone viene aggiunto un volume a HCl 6 m ed è immediatamente intitolato con la soluzione NA₂S₂O₃.

Può servirti: molecole apolari

Grado Yodometrico

Per standardizzare il NA₂S₂O₃, o qualsiasi altro titler, viene eseguita la laurea iodometrica. Nel caso dell'analita, invece di aggiungere HCl HCl viene utilizzato₂SW₄. Alcuni analiti richiedono tempo per ossidare l'i^-. In quell'intervallo di tempo, il pallone è coperto di foglio di alluminio o lasciarsi al buio in modo che la luce non induca reazioni indesiderabili.

Quando l'I è intitolato₃^-, La soluzione marrone diventerà giallastra e indicativa per aggiungere alcuni millilitri dell'indicatore di amido. Immediatamente, si formerà il complesso di help di amido blu scuro. Se aggiunto in precedenza, la grande concentrazione di i₃^- degraderebbe l'amido e l'indicatore non funzionerebbe.

Il vero punto finale di una titolazione iodometrica mostra un colore blu, sebbene più chiaro, simile a questa soluzione iodio-almidon. Fonte: Voicu Dragoș [CC BY-S (https: // creativeCommons.Org/licenze/by-sa/4.0)]

NA continua ad essere aggiunto₂S₂O₃ Fino a quando il colore blu scuro non viene chiarito come l'immagine sopra. Proprio quando la soluzione gira da un colore viola chiaro, il grado si ferma e altre gocce di NA vengono aggiunte₂S₂O₃ Per controllare il momento e il volume esatti in cui il colore scompare completamente.

Applicazioni

I gradi Yodometrici sono spesso utilizzati per determinare i perossidi di idrogeno presenti nei prodotti grassi; gli anioni di ipoclorito delle gradinate commerciali; ossigeno, ozono, bromo, nitrito, yodatos, composti di arsenico, perryoda e contenuto di biossido di zolfo nei vini.

Riferimenti

1. Giorno, r., & Underwood, a. (1989). Chimica analitica quantitativa. (Quinto ed.). Pearson Prentice Hall.
2. Wikipedia. (2020). Iodometria. Recuperato da: in.Wikipedia.org
3. Professori. D. Marrone. (2005). Preparazione della soluzione di tiosolfato di sodio standard e
4. Determinazione dell'ipoclorito in un prodotto di candeggina commerciale. Recuperato da: 1.Voi.Edu
5. Daniele Naviglio. (S.F.). Iodometria e iodimetria. Federica Web Learning. Recuperato da: Federica.Unine.Articolo
6. Barreiro, l. & Ships, t. (2007). Materiali di apprendimento integrato di contenuto e lingua (CLIL) in chimica e inglese: titolazioni iodometriche. Materiale dell'insegnante. Recuperato da: diposito.Ub.Edu