Aspectos químicos del $\ce{I2}$:
- volatilidad del $\ce{I2}$, debido a:
• poca solubilidad.
• $[\ce{I-}]$ baja (si es muy baja todavía más).
• $Q$
• desprendimiento de gases.
- $[\ce{I2}] \mathbin{/} [\ce{I-}] = 1\mathbin{/}5$, es lo ideal.
• exceso de $\ce{I-}$:
$\rightarrow$ oxidación de $\ce{I-}$ a $\,\boxed{\ce{I2}} \leftarrow$ altera la concentración nominal de $\ce{I2}$.
$\uparrow$
está favorecida por:
$\circ \: [\ce{H+}] > \pu{0,4} \text{ - } \pu{0,5 M} \enspace$ ($\leftarrow$ oxidación por parte del $\ce{O2}$ del aire).
$\ce{As^5+}$ como catalizador.
$\circ$ trazas de iones metálicos ($\ce{Cu^2+}$).
$\circ \: \ce{NO, NO2}$
$\circ$ luz.
$\circ$ calor.
• dismutación del $\ce{I2}$:
$\ce{pH} > 9$
$ \ce{ I2 + OH- -> \overset{ \displaystyle \begin{array}{c} \llap{\ce{IO3-}} + \rlap{\ce{I-}} \\ \llap{\ce{+ OH-}} {\biggr\uparrow} \end{array} }{ \underbrace{ \boxed{\ce{HIO}} }_{ \scriptstyle \text{otras} \rlap{ \text{propiedades oxidantes $\Rightarrow$ altera la estequiometría de la reacción} } } } + I- } $
- formación de complejos $\rightarrow$ alteran el potencial estándar condicional.
$\rightarrow \ce{Fe^3+, Fe^2+}$ (oxidación gracias a complejación de $\ce{Fe^3+}$).
Preparación de las soluciones de $\ce{I2}$ :
No se pueden preparar utilizando el $\ce{I2}$ como patrón primario, después de purificarlo por sublimación, debido a su volatilidad, que daña las balanzas analíticas debido a ser un gas corrosivo.
La preparación es aproximada: $ \begin{array}[t]{l} \ce{I2 {/} I-} \: (1\text{/}5) \\ \approx \pu{0,1} \text{ - } \pu{0,5N} \end{array} $
Se ha de conservar en material de vidrio de color ambar.
Debido a sus características se ha de reestandarizar frecuentemente. Para proceder a la estandarización se opera:
$\ce{As2O3 / I2 -> As^5+ / I-}$
medios neutros: $\ce{NaHCO3}$ ($\ce{pH}$ ligeramente básico).
Soluciones de $\ce{S2O3^2-}$
$ \ce{ I2 + 2 \mspace{-39mu} $\mathop{\underline{\ce{S2O3^2-}}}\limits_{ \displaystyle \begin{gathered} \downarrow \\ \ce{R} \\ \ce{Na2S2O3 . 5H2O} \end{gathered} }$ \mspace{-39mu} <=> 2 I- + S4O6^2- } $
Causas que afectan a la estabilidad de las disoluciones de tiosulfato:
$ \left. \begin{array}{l} \ast \text{ dismutación en medio ácido:} \\[1ex] \hspace{30px} \ce{H+ + S2O3^2- <=> HSO3- + S} \enspace \Rightarrow \text{es conveniente $\ce{pH}$ = 9-10} \\[1ex] \ast \text{ oxidación por $\ce{O2}$:} \\[1ex] \hspace{30px} \begin{gathered} \ce{2 O2 + S2O3^2- + H2O <=> 2 SO4^2- + 2H+} \\ \text{en medio alcalino } \color{red}{\longrightarrow} \end{gathered} \end{array} \; \right\} \Rightarrow \ce{pH} = 6 \text{-} 8 $
Estas disoluciones de $\ce{Na2S2O3}$ son un buen medio de cultivo para el crecimiento de microorganismos que favorecen la dismutación del tiosulfato. Para evitar esto se añade $\ce{CHCl3}$ (cloroformo) o $\ce{HgI2}$, que son agentes conservantes que no permiten el desarrollo de microorganismos. Se han de conservar en material de vidrio color ámbar y alcalinizar el medio con una punta de espátula de $\ce{Na2CO3}$.
Estandarización (las señaladas con un guión las más empleadas):
$\ast \: \ce{I2}$ valoradas.
$\llap{\text{- }} {\ast} \: \ce{KIO3}$ (patrón primario).
$ \ce{ $\mathop{ \underline{\underline{\ce{IO3-}}} }\limits_{\text{conocido}}$ \mspace{-15mu } + 5 \mspace{-15mu} $\mathop{ \underline{\underline{\vphantom{\ce{IO3-}} \ce{I-}}} }\limits_{\text{exceso}}$ \mspace{-15mu} + 6 H+ -> 3 \mspace{-24mu} $\mathop{ \underline{\underline{\ce{I2}}} }\limits_{\text{se calcula}}$ \mspace{-24mu} + 3 H2O } $
$ \pu{mg \ce{KIO3}} \rightarrow \pu{meq \ce{KIO3}} = \pu{meq \ce{I2}} = \pu{meq \ce{Na2S2O3}} \rightarrow V_{\ce{Na2S2O3}} $
$\pu{1 mol \ce{KIO3}} = \pu{6 eq \ce{KIO3}}$
$ \overset{+5}{ \ce{I} \smash{ \rlap{ \ce{ O3- -> \overset{-1}{I\rlap{^-}} } } } } $
$\llap{\text{- }} {\ast} \: \ce{K2Cr2O7}$
$\ce{Cr2O7^2- + 6 I- + 14 H+ -> 3 I2 + 2 Cr^3+ + 7 H2O}$
$\pu{1 mol \ce{K2Cr2O7}} = \pu{6 eq \ce{K2Cr2O7}}$
$\ast \: \ce{KMnO4}$ (para generar también yodo molecular a partir de la oxidación de yoduro).