Iodométrie-iodimétrie

Aspects généraux

Principe

• L’iodométrie est la technique de dosage qui fait appel au pouvoir oxydant de l’iode pour doser les réducteurs.
• L’iodimétrie est la technique de dosage qui fait appel au pouvoir réducteur des iodures pour doser les oxydant

\begin{align} I_2 + 2e^- &\rightleftharpoons 2I^- \qquad E^{\circ}(I_2/I^-) = 0,5345 V \\ I_3^- +2e^- &\rightleftharpoons 3I^- \qquad E^{\circ}(I_3^-/I^-) = 0,5355 V \end{align}

L’iode I_2 est un oxydant moyennement fort.

• I_2 : iode
• I_3^- : périodure
• I^- : iodure
• IO^- : hypoiodite
• IO_3^- : iodate
• H_5IO_6 : parapériodique
• HIO_4 : métapériodique
• I_2O_7 : anhydride périodique

La solution d’iode (S = 0,335 g/l) est plus facilement préparée en excès d’ions iodure I^- (meilleure solubilité)

Par simplification les réactions impliquant 3I^- sont écrites en utilisant simplement I₂.

• Des substances fortement réductrices peuvent être quantitativement oxydées par l’iode même en solutions acides (H_2S, Na_2S_2O_3 …) (Iodométrie).
• Pour d’autres, à pouvoir réducteur moins fort la réaction complète avec I₂ ne peut se faire qu’en milieu neutre (As_2O_3, Sb_2O_3 …).
• Des substances oxydantes peuvent réagir complètement avec un excès d’iodures (I^-) donnant une quantité équivalente de I₂ qui est déterminée par une solution titrée réductrice de Na_2S_2O_3 (Iodimétrie).

Influence du pH

Le potentiel normal du couple I₂ /I^– est indépendant du pH tant que celui-ci est inferieur à 8.

À pH très basique, l’iode réagit avec les ions hydroxyde pour former des iodures et l’espèce instable hypoiodite qui donne des iodates et des iodures.
Deux difficultés supplémentaires peuvent être cause d’erreurs dans les titrages à l’iode :

• La volatilité appréciable de I₂ peut induire des pertes (diminution du titre de la solution)
• L’oxydation des iodures en solutions acide par l’oxygène de l’air : \begin{align}4I^-+O_2+4H^+ \rightleftharpoons 2I_2+ 2H_2O \end{align}

Une alternative pouvant contourner ces difficultés est d’utiliser une solution d’iodures et de iodates de potassium. Cette solution est parfaitement stable et donne de l’iode en milieu acide selon la réaction : \begin{align}IO_3^-+5I^-+6H^+ \rightleftharpoons 3I_2+ 3H_2O \end{align}

L’iodate de potassium (KIO₃) étant un sel pur (étalon primaire), on peut en dissoudre une quantité pesée avec précision en présence d’un léger excès d’iodures de potassium (KI) en présence d’acide fort pour avoir un volume déterminé d’une solution étalon de diode de titre exact

Détection du point de fin de titrage en iodométrie

L’iode peut être son propre indicateur. La solution d’iode possède une coloration qui va du jaune vif au brun selon la concentration.

Cette coloration reste perceptible à une faible concentration si les autres constituants du milieu réactionnel sont parfaitement incolores.

%(une goutte d’iode à 0,05 M donne une coloration jaune pale visible à 100 ml d’eau).
La détection de la présence d’I₂ est beaucoup améliorée par l’usage d’une solution d’empois d’amidon qui donne une coloration bleu vive.

% avec I₂ à de très faibles concentrations (de l’ordre de 10^{-5} M) .

L’amidon est peu couteux mais présente l’inconvénient d’être peu soluble dans l’eau froide et le risque de former des complexes composés insolubles avec l’iode.

(\textit{\underline{Il est recommandé de ne l’ajouter qu’en fin de titrage}}).

Le glycolate sodique d’amidon est un indicateur qui permet de remédier aux inconvénients de l’empois d’amidon. Sa solution est stable et ne donne pas de composés insolubles, la coloration est verte en présence d’une forte concentration de I₂ . Elle devient bleue vive avant l’équivalence et vire à l’incolore d’une façon très nette au point d’équivalence.

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