Yodometría: fundamentos, reacciones, procedimiento general, usos

La yodometría es una técnica de análisis volumétrico que cuantifica un agente oxidante mediante una valoración o titulación indirecta con yodo. Es una de las valoraciones redox más recurrente en química analítica. Aquí la especie de mayor interés no es propiamente el yodo elemental, I₂, sino sus aniones yoduros, I^–, los cuales son buenos agentes reductores.

Los I^– en presencia de agentes oxidantes fuertes, reaccionan rápida, completa y cuantitativamente, lo que origina una cantidad de yodo elemental equivalente a la del agente oxidante o analito en cuestión. Así, valorando o titulando este yodo con un titulante redox, comúnmente tiosulfato de sodio, Na₂S₂O₃, se determina la concentración del analito.

La imagen superior muestra el punto final que se espera observar en las titulaciones yodométricas. Sin embargo, es difícil establecer cuándo detener la titulación. Esto se debe a que el color marrón va tornándose amarillento, y este paulatinamente pasa a ser incoloro. Es por eso que se recurre al indicador de almidón, para resaltar todavía más dicho punto final.

La yodometría permite analizar algunas especies oxidantes como los peróxidos de hidrógenos de las grasas, el hipoclorito de los blanqueadores comerciales, o los cationes de cobre en distintas matrices.

Índice del artículo

• 1 Fundamentos
• 2 Reacciones
• 3 Procedimiento general
  • 3.1 Preparación del tiosulfato de sodio
  • 3.2 Preparación del indicador de almidón
  • 3.3 Estandarización del tiosulfato de sodio
  • 3.4 Titulación yodométrica
• 4 Usos
• 5 Referencias

Fundamentos

A diferencia de la yodimetría, la yodometría se sustenta en la especie I^–, menos sensible a desproporcionarse o a sufrir reacciones indeseables. El problema radica en que, si bien es un buen agente reductor, no existen indicadores que faciliten puntos finales con el yoduro. Es por eso que no se deja a un lado el yodo elemental, sino que sigue siendo un punto clave en la yodometría.

El yoduro se adiciona en exceso para garantizar que reduzca completamente al agente oxidante o analito, originando yodo elemental, el cual se disuelve en el agua cuando reacciona con los yoduros del medio:

I₂   +   I^–    →   I₃^–

Esto origina la especie triyoduro, I₃^–, la cual tiñe de un color marrón la solución (ver imagen). Esta especie reacciona del mismo modo que el I₂, por lo que al irse titulando el color desaparece, indicando el punto final de la titulación con Na₂S₂O₃ (derecha de la imagen).

Este I₃^– se titula reaccionando del mismo que el I₂, por lo que es irrelevante cuál de las dos especies se escribe en la ecuación química; siempre y cuando las cargas estén balanceadas. Generalmente, este punto suele ser motivo de confusión para quienes estudian por vez primera la yodometría.

Reacciones

La yodometría empieza con la oxidación de los aniones yoduros, representada mediante la siguiente ecuación química:

A_OX + I^– → I₃^–

Donde A_OX es la especie oxidante o el analito que se desea cuantificar. Su concentración por tanto es desconocida. Seguidamente, el I₂ producido se valora o titula:

I₃^– + Titulante → Producto + I^–

Las ecuaciones no están balanceadas porque solo buscan mostrar los cambios que sufre el yodo. La concentración de I₃^– es equivalente a la del A_OX, por lo que este último se está determinando indirectamente.

El titulante debe tener una concentración conocida y reducir cuantitativamente al yodo (I₂ o I₃^–). El más conocido es el tiosulfato de sodio, Na₂S₂O₃, cuya reacción de valoración viene a ser:

2 S₂O₃^2– + I₃^– → S₄O₆^2– + 3 I^–

Nótese que reaparece el yoduro y se forma además el anión tetrationato, S₄O₆^2–. Sin embargo, el Na₂S₂O₃ no es un patrón primario. Por esta razón debe estandarizarse previamente a las valoraciones volumétricas. Sus soluciones se valoran empleando KIO₃ y KI, los cuales en medio ácido reaccionan entre sí:

IO₃^– + 8 I^– + 6 H⁺ → 3 I₃^– + 3 H₂O

Así, la concentración de iones I₃^– es conocida, por lo que se titula con Na₂S₂O₃ para estandarizarlo.

Procedimiento general

Cada analito determinado por yodometría posee su propia metodología. Sin embargo, en este apartado se abordará el procedimiento en términos generales para realizar esta técnica. Las cantidades y volúmenes necesarios dependerán de la muestra, la disponibilidad de reactivos, los cálculos estequiométricos, o en esencia del modo en cómo se desarrolla el método.

Preparación del tiosulfato de sodio

Comercialmente esta sal se encuentra en su forma pentahidratada, Na₂S₂O₃·5H₂O. El agua destilada con que se prepararán sus soluciones debe hervirse primero, de manera que se eliminen los microbios que puedan oxidarla.

Asimismo, se adiciona un conservante como el Na₂CO₃, para que al estar en contacto con el medio ácido libere CO₂, el cual desplaza el aire y evita que el oxígeno interfiera oxidando a los yoduros.

Preparación del indicador de almidón

Mientras más diluido sea la concentración del almidón, menos intenso será el color azul oscuro resultante cuando se coordine con el I₃^–. Debido a esto, una cantidad pequeña del mismo (alrededor de 2 gramos) se disuelve en un volumen de un litro de agua destilada hirviente. Se agita la solución hasta que sea transparente.

Estandarización del tiosulfato de sodio

Preparado el Na₂S₂O₃ se procede a estandarizarlo. Una cantidad determinada de KIO₃ se sitúa en un matraz Erlenmeyer con agua destilada y se le adiciona un exceso de KI. A este matraz se le adiciona un volumen a HCl 6 M, y se titula inmediatamente con la solución de Na₂S₂O₃.

Titulación yodométrica

Para estandarizar el Na₂S₂O₃, o cualquier otro titulante, se realiza la titulación yodométrica. En el caso del analito, en lugar de adicionar HCl se emplea H₂SO₄. Algunos analitos requieren de un tiempo para oxidar al I^–. En ese intervalo de tiempo, el matraz se cubre con papel aluminio o se deja reposar en la oscuridad para que la luz no induzca reacciones indeseables.

Cuando se titula el I₃^–, la solución marrón se irá tornando amarillenta, punto indicativo para agregar unos mililitros del indicador de almidón. Inmediatamente, se formará el complejo almidón-yodo de color azul oscuro. Si se añadiera antes, la gran concentración de I₃^– degradaría el almidón y no funcionaría el indicador.

Se continúa añadiendo Na₂S₂O₃ hasta que el color azul oscuro se aclare como el de la imagen de arriba. Justo cuando la solución se torne de un color morado claro, se detiene la titulación y se añaden otras gotas de Na₂S₂O₃ para comprobar el momento y volumen exactos en que desaparece por completo el color.

Usos

Las titulaciones yodométricas se utilizan frecuentemente para determinar los peróxidos de hidrógeno presentes en productos grasosos; los aniones hipocloritos de los blanqueadores comerciales; oxígeno, ozono, bromo, nitrito, yodatos, compuestos de arsénico, peryodatos, y el contenido de dióxido de azufre en los vinos.

Referencias

1. Day, R., & Underwood, A. (1989). Química Analítica Cuantitativa. (quinta ed.). PEARSON Prentice Hall.
2. Wikipedia. (2020). Iodometry. Recuperado de: en.wikipedia.org
3. Professor S. D. Brown. (2005). Preparation of Standard Sodium Thiosulfate Solution and
4. Determination of Hypochlorite in a Commercial Bleach Product. Recuperado de: 1.udel.edu
5. Daniele Naviglio. (s.f.). Iodometry and Iodimetry. Federica Web Learning. Recuperado de: federica.unina.it
6. Barreiro, L. & Navés, T. (2007). Content and Language Integrated Learning (CLIL) Materials in Chemistry and English: Iodometric Titrations. Teacher’s material. Recuperado de: diposit.ub.edu