Iodométrie

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Dernière modification de cette page le 15 janvier 2016
Anglais : direct iodometric titration method
Espagnol : yodometría
Étymologie : grec ἰώδης iốdês âcre et μέτρον métron mesure
n. f. Méthode titrimétrique fondée sur le pouvoir oxydant de l'iode dans le couple rédox I2/I- : I2 + 2 e- ↔ 2 I- qualifié de moyennement fort,
E° (I2 aq, I-) = 0,615 V
Cf échelle des potentiels standard.
Cependant, de nombreuses espèces minérales et organiques sont oxydées. Réciproquement, l'ion iodure est un réducteur plutôt fort ce qui constitue le fondement de l'iodimétrie. L'iode, agent titrant, est aussi intéressant d'un point de vue pratique, car sa solution en présence d'ions iodure se décolore tant qu'il y a oxydation. Dès le point équivalent atteint, la coloration brune persiste. L'iode peut être, ainsi, son propre indicateur. Lorsque sa coloration est masquée par celle de la solution à titrer, on peut utiliser l'empois d'amidon qui prend une teinte bleue à froid en présence du mélange iode/iodure ou alors un indicateur redox de potentiel standard moyen. À noter que l'iode est très peu soluble dans l'eau. Pour préparer ses solutions de titres suffisants, on le dissout dans l'eau en présence d'ions iodure. La formation de l'ion complexe periodure ou triiodure I3- augmente sa solubilité en modifiant peu son pouvoir oxydant (E° = 0,536 V). Les solutions d'iode ne sont pas stables par volatilisation de I2 même sous forme de complexe I3-.

Méthode très importante étant donné ses très nombreuses applications.


Iodométrie en milieu alcalin

Synonyme(s) : hypoiodométrie
Anglais : oxidation with hypoiodite ion ion, iodometry in alkaline medium
Espagnol : yodometría en medio alcalino
Méthode titrimétrique fondée sur l'utilisation de l'iode à l'état d'oxydation + I, c'est-à-dire sur celle de l'acide hypoiodeux HIO ou de l'ion hypoiodite IO-. À pH = 10, leur pouvoir oxydant (E° ≈ 0,70 V) est supérieur à celui de l'iode. Les deux espèces se forment par dismutation de l'iode en milieu alcalin, mais ne sont pas stables d'un point de vue thermodynamique, se dismutant spontanément en ions iodate et iodure. Elles n'existent temporairement que pour des raisons cinétiques. On opère par rapport à un blanc. Dans l'enceinte de titrage et dans celle du blanc, on génère la même quantité d'hypoiodite par addition d'hydroxyde de sodium aux solutions d'iode contenant respectivement le composé à doser et le blanc. Après un temps de réaction identique, on acidifie. L'iodate formé devient oxydant des ions iodure formés simultanément en donnant de l'iode, titré finalement au thiosulfate. On termine donc par une iodimétrie. La différence de chute de burette de thiosulfate permet d'apprécier immédiatement la concentration de l'échantillon.

Méthode peu utilisée. Permet cependant de doser des aldéhydes (y compris certains oses) par une réaction stœchiométrique en les transformant en acides carboxyliques correspondants et aussi en certaines méthylcétones (Exemple : acétone).

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