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La iodometría (o yodometría), también conocida como titulación o valoración iodométrica (o yodométrica), es un método de análisis químico volumétrico basado en reacciones redox en las que interviene el yodo cuya desaparición indica el punto final. Generalmente, para una mejor apreciación de este punto final, momentos antes de la desaparición del color amarillo se suele añadir una pequeña cantidad de disolución de almidón, que produce una fuerte coloración azul.

Nótese que la iodometría implica una titulación indirecto de iodo liberada por reacción con el analito, mientras que la iodimetría implica titulación directa utilizando disoluciones patrón de iodo como titulador.

Principios básicos

La yodometría tiene diversas aplicaciones en el análisis químico, generalmente relacionadas con la concentración de agentes oxidantes en disoluciones acuosas. Ejemplos típicos son la determinación de oxígeno disuelto en agua (nivel de saturación de oxígeno en estudios ecológicos) o la determinación de cloro activo en análisis de agua de piscina o en disoluciones de hipoclorito de sodio (lejía de cloro). El procedimiento general de la yodometría consiste en añadir un gran exceso de alguna sal soluble de yoduro (por ejemplo, yoduro potásico) a un volumen conocido de la muestra objeto del análisis. El agente oxidante a determinar (conocido como analito) oxida el ioduro a iodo. El iodo formado reacciona con el exceso de yoduro formando el ion complejo conocido como anión triyoduro (I₃^- ) de color marrón oscuro o amarillo, según la cantidad producida.

La solución de iones triyoduro se valora seguidamente con una disolución patrón de tiosulfato para dar nuevamente ioduro. Para una mejor apreciación el punto final, antes de la desaparición total de la tonalidad amarilla se añade el indicador de almidón:

{\ce {I3- + 2e- <=> 3I-}}

(E_{0}=+0.5355V)

Junto con el potencial de reducción de tiosulfato:^[1]

{\ce {S4O6^{2-}{+}2e- <=> 2S2O3^{2-}}}

(E_{0}=+0.080V)

La reacción global queda:

{\ce {I3- + 2S2O3^{2-}<=> 3I- + S4O6^{2-}}}

(E_{0}=+0.4555V)

La desaparición de color azul profundo debido a la descomposición del complejo iodo-almidón marca el punto final, por lo que, conocido el volumen y la concentración de la disolución de tiosulfato consumido, se puede determinar, mediante el balance estequiométrico de la reacción anterior el número de moles (o milimoles de I₃⁻ ) producidos en la reacción previa con el oxidante analito (oxígeno, cloro, etc.).

El tiosulfato es el valorante casi universal para la determinación del ion triyoduro formado, sobre todo cuando se trabaja en condiciones de disoluciones neutras o ácidas. En disoluciones básicas es muy difícil llevar a cabo estas valoraciones, pues el ion I₃⁻ dismuta formando ion yoduro y ácido hipoyodoso, modificando la estequiometría de la reacción. Las disoluciones patrón de tiosulfato se preparan a partir de la sal sódica pentahidratada (Na₂S₂O₃ • 5H₂O)^[2]. Ocasionalmente se pueden utilizar otros agentes reductores diferentes al tiosulfato sódico, como cloruro de estaño(II), algunos sulfitos y algunos derivados del arsénico(III) y del antimonio(III) ^[3].

Referencias

↑ Lide, David R. ed. (2006) CRC Handbook of Chemistry and Physics (87ª ed.) Boca Raton, FL: CRC Press. ISBN 0-8493-0487-3.
↑ Harris, Daniel C. (1992). «16. Titulaciones redox». Análisis Químico Cuantitativo. Grupo Editorial Iberoamericana. p. 405. ISBN 970-625-003-4.
↑ Mendham, J.; Denney, R. C.; Barnes, J. D.; Thomas, M. J. K. (2000) Vogel's Quantitative Chemical Analysis (6ª ed.) New York: Prentice Hall, ISBN 0-582-22628-7

Véase también

Enlaces externos

Esta obra contiene una traducción derivada de «Iodometry» de Wikipedia en inglés, concretamente de esta versión, publicada por sus editores bajo la Licencia de documentación libre de GNU y la Licencia Creative Commons Atribución-CompartirIgual 4.0 Internacional.

Datos: Q899190

[1] Lide, David R. ed. (2006) CRC Handbook of Chemistry and Physics (87ª ed.) Boca Raton, FL: CRC Press. ISBN 0-8493-0487-3.

[2] Harris, Daniel C. (1992). «16. Titulaciones redox». Análisis Químico Cuantitativo. Grupo Editorial Iberoamericana. p. 405. ISBN 970-625-003-4.

[Vogel-3] Mendham, J.; Denney, R. C.; Barnes, J. D.; Thomas, M. J. K. (2000) Vogel's Quantitative Chemical Analysis (6ª ed.) New York: Prentice Hall, ISBN 0-582-22628-7

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-La iodometría, también conocido como titulación '''iodométrica''', es un método de [[Química analítica|análisis químico]] [[Análisis volumétrico|volumétrico]], una tituación [[Valoración redox|redox]] donde el aspecto o la desaparición de [[yodo]] elemental indica el punto de fin.
+La iodometría (o [[yodometría]]), también conocida como titulación o valoración '''iodométrica (o yodométrica)''', es un método de [[Química analítica|análisis químico]] [[Análisis volumétrico|volumétrico]] basado en reacciones [[Valoración redox|redox]]  en las que interviene el [[yodo]] cuya desaparición indica el punto final. Generalmente, para una mejor apreciación de este punto final, momentos antes de la desaparición del color amarillo se suele añadir una pequeña cantidad de disolución de [[almidón]], que produce una fuerte coloración azul.
-Notese que la iodometría implica una titulación indirecto de iodo liberada por reacción con el analizado , mientras que la iodimetría implica titulación directa utilizando iodo como el titulador.
+Nótese que la iodometría implica una titulación indirecto de iodo liberada por reacción con el [[analito]], mientras que la [[iodimetría]] implica titulación directa utilizando disoluciones patrón de iodo como titulador.
-[[Archivo:Iodometric_titration_mixture.jpg|miniaturadeimagen|500x500px|Color de una mezcla de la titulación iodométrica antes de (izquierdo) y después de (correcto) el punto de fin]]
+[[Archivo:Iodometric_titration_mixture.jpg|miniaturadeimagen|500x500px|Color de una mezcla de la titulación iodométrica antes de (izquierdo) y después de (derecha) el punto final]]
 == Principios básicos ==
+La yodometría tiene diversas aplicaciones en el análisis químico, generalmente relacionadas con la concentración de agentes [[Oxidante|oxidantes]] en disoluciones acuosas. Ejemplos típicos son la determinación de [[oxígeno]] disuelto en agua (nivel de  saturación de oxígeno en estudios ecológicos) o la determinación de [[cloro]] activo en análisis de agua de piscina o en disoluciones de [[hipoclorito de sodio]] ([[lejía]] de cloro).  El procedimiento general de la yodometría consiste  en añadir un gran exceso de  alguna sal soluble de yoduro (por ejemplo, [[Yoduro de potasio|yoduro potásico]]) a un volumen conocido de la muestra objeto del análisis. El agente oxidante a determinar (conocido como [[analito]])  oxida el [[Yoduro|ioduro]] a [[Yodo|iodo.]] El [[Yodo|iodo]] formado reacciona con el exceso de yoduro formando el ion complejo conocido como [[anión triyoduro]] (I<sub>3</sub><sup>-</sup>  )  de color marrón oscuro o amarillo, según la cantidad producida.
-La iodometría es generalmente utilizado para analizar la concentración de agentes [[Oxidante|oxidantes]] en muestras de agua, como [[Oxigenación|saturación de oxígeno]] en estudios ecológicos o cloro activo en análisis de agua de piscina.
-A un volumen sabido de muestra, un sobrante de cantidad sabida de ioduro está añadida, el cual los agentes oxidantes oxidan de [[Yoduro|ioduro]] a [[Yodo|iodo.]] El [[Yodo|iodo]] disuelve en la solución para dar que contienen iones ioduro triiodido, los cuales tienen un color marrón oscuro.
-La solución triiodido de iones es entonces titulado contra un estándar de solución [[tiosulfato]] para dar ioduro otra vez utilizando indicador de [[almidón]]:
+La solución de iones triyoduro  se valora seguidamente con una disolución patrón de [[tiosulfato]] para dar nuevamente ioduro. Para una mejor apreciación el punto final, antes de la desaparición total de la tonalidad amarilla se añade el indicador de [[almidón]]:
-: I<sub>3</sub>− + 2 e− ⇌ 3 I− (Eo = + 0.5355 V)
+: <chem>I3- + 2e- <=> 3I-   </chem>     <math>(E_0 = +0.5355 V)</math>
-Junto con el potencial de reducción de tiosulfato:<ref>{{RubberBible87th}}</ref>
+Junto con el [[potencial de reducción]] de tiosulfato:<ref>Lide, David R. ed. (2006) CRC Handbook of Chemistry and Physics (87ª ed.) Boca Raton, FL: CRC Press. ISBN 0-8493-0487-3.</ref>
-: S4O62− + <sub>2</sub> e− ⇌ 2 S2O32− (Eo = + 0.08 V)
+: <chem>S4O6^{2-} {+}  2e- <=>  2S2O3^{2-}  </chem>    <math>(E_0 = +0.080 V)</math>
-La reacción global es así:
+La reacción global queda:
-: I<sub>3</sub>− + <sub>2</sub> S2O32− → S4O62− + 3 I− (Eo = + 0.4555 V)
+: <chem>I3- + 2S2O3^{2-} <=> 3I- + S4O6^{2-}  </chem>     <math>(E_0 = +0.4555 V)</math>
+La desaparición de color azul profundo debido a la descomposición del complejo iodo-almidón  marca el [[Punto de equivalencia|punto final]], por lo que, conocido el volumen y la concentración de la disolución de tiosulfato consumido, se puede determinar, mediante el balance estequiométrico de la reacción anterior el número de moles (o milimoles de I<sub>3</sub><sup>−</sup> ) producidos en la reacción previa con el oxidante analito (oxígeno, cloro, etc.).
-Por simplicidad, las ecuaciones normalmente se escriben en plazos de iodo molecular acuoso más que el ión triiodido, cuando el ión de ioduro no participó en la reacción en términos de análisis de proporción de mol.
+El tiosulfato es el valorante casi universal para la determinación del ion triyoduro formado, sobre todo cuando se trabaja en condiciones de disoluciones neutras o ácidas. En disoluciones básicas es muy difícil llevar a cabo estas valoraciones, pues el ion I<sub>3</sub><sup>−</sup> [[Dismutación|dismuta]] formando ion yoduro y [[ácido hipoyodoso]], modificando la estequiometría de la reacción. Las disoluciones patrón de tiosulfato se preparan a partir de la sal sódica pentahidratada (Na<sub>2</sub>S<sub>2</sub>O<sub>3</sub> • 5H<sub>2</sub>O)<ref>{{Cita libro|apellidos=Harris|nombre=Daniel C.|título=Análisis Químico Cuantitativo|año=1992|editorial=Grupo Editorial Iberoamericana|isbn=970-625-003-4|página=405|capítulo=16. Titulaciones redox}}</ref>. Ocasionalmente se pueden utilizar otros agentes reductores diferentes al tiosulfato sódico, como [[cloruro de estaño(II)]], algunos sulfitos y algunos derivados del [[arsénico]](III) y del [[antimonio]](III) <ref name="Vogel">Mendham, J.; Denney, R. C.; Barnes, J. D.; Thomas, M. J. K. (2000) Vogel's Quantitative Chemical Analysis (6ª ed.) New York: Prentice Hall, ISBN 0-582-22628-7 </ref>.
-La desaparición de color azul profundo debido a la descomposición del iodo-almidón [[clatrato]] marca el [[Punto de equivalencia|punto de fin]]
+== Referencias ==
-El agente reductor utilizado  no necesariamente necesitar ser tiosulfato; [[Cloruro de estaño (II)|estanoso cloruro]], sulfitos, [[Sulfito|sulfidas]], arsénico (III) y antimonio (III) generalmente utiliza alternativas.<ref name="Vogel">{{VogelQuantitative6th}}</ref> En pH más alto (> 8) En pH bajo también reaccionaría con el tiosulfato:: :S<sub>2</sub>O32− + 2 H+ → SO2 <sup>+</sup> S + H2O
+{{Listaref}}
+== Véase también ==
-Algunas reacciones implicando seguros reductores son reversibles en pH seguro, por ello el pH de la solución de muestra tendría que ser cuidadosamente ajustado antes de actuar en el análisis. Por ejemplo, la reacción:
-: H3AsO3 + I2 + H<sub>2</sub>O → H3AsO4 + 2 H<sup>+</sup> + 2 I−
-es reversible en pH < 4.
+* [[Método de Winkler]]
-La volatilidad del iodo es también una fuente de error para titular, eso puede ser eficazmente impedido asegurando un ioduro sobrante presente y enfriando la mezcla de titulación. Luz fuerte, nitritos e iones de cobre catalizan la conversión de ioduro a iodo, así que estos tendrían que ser sacados con anterioridad a la adición de ioduro a la muestra.
+* [[Iodimetría]]
-== Referencias ==
+== Enlaces externos ==
+{{traducido ref|en|Iodometry|722171087}}
-<references />
+{{Control de autoridades}}
 [[Categoría:Yodo]]
 [[Categoría:Análisis volumétrico]]