Iodometri

Dari Wikipedia bahasa Indonesia, ensiklopedia bebas
Lompat ke: navigasi, cari
Sebuah foto yang menunjukkan warna larutan sebelum (kiri) dan sesudah (kanan) titik akhir, dalam analisis iodometri.

Iodometri (disebut pula analisis iodometrik) adalah titrasi redoks yang melibatkan titrasi iodin yang diproduksi dalam reaksi dengan larutan standar natrium tiosulfat.[1]

Prinsip umum[sunting | sunting sumber]

Iodin bebas seperti halogen lain dapat menangkap elektron dari zat pereduksi, sehingga iodin sebagai oksidator. Ion I- siap memberikan elektron dengan adanya zat penangkap elektron, sehingga I- bertindak sebagai zat pereaksi.[1]

I2(padat) + 2e → 2I-

pada beberapa literatur sering dituliskan:

I3 + 2 e ⇌ 3 I (Eo = + 0.5355 V)

Penentuan zat pereduksi[sunting | sunting sumber]

Iodin bebas bereaksi dengan larutan natrium tiosulfat sebagai berikut:[2]

S4O62− + 2 e ⇌ 2 S2O32− (Eo = + 0.08 V)
Na2S2O3 + I2 → 2 NaI + Na2S4O6

Pada reaksi tersebut terbentuk senyawa natrium tetrationat, Na2S4O6 , garam dari asam tetrationat. Reaksi iodometri ini dapat ditulis dalam bentuk ion sebagai berikut :[1]

I3 + 2 S2O32− → S4O62− + 3 I (Eo = + 0.4555 V)

Ketika larutan natrium tiosulfat dititrasi dengan larutan iodin berwarna coklat gelap yang karakteristik dengan iodin akan hilang. Ketika semua Na2S4O6 telah teroksidasi, maka kelebihan larutan iod akan menjadikan cairan tersebut berwarna kuning pucat. karena itu dalam iodometri memungkinkan titrasi tanpa menggunakan indikator. Namun kelebihan iodin pada akhir titrasi memberikan warna yang samar, sehingga penetapan titik akhir titrasi (ekivalen) menjadi sukar. Karena itu, lebih disukai menggunakan pereaksi yang sensitif terhadap iodin sebagai indikator; yaitu larutan kanji (amilum) yang membentuk senyawa adsorpsi berwarna biru dengan iod.[3] dengan adanya larutan kanji, titik ekivalen ditentukan dari kenampakan warna biru yang tetap pada kelebihan penambahan satu tetes iodin. Sebaliknya, dimungkinkan juga untuk menitrasi larutan iodin dengan tiosulfat sampai kelebihan satu tetes tiosulfat menghilangkan warna biru larutan. Dalam kasus ini larutan kanji harus ditambahkan pada saat akhir titrasi mendekati titik ekivalen, ketika iodin tunggal sedikit dan larutan yang dititrasi berwarna kuning. Jika larutan kanji yang ditambahkan pada awal titrasi, ketika masih banyak terdapat iodin dalam larutan, maka sejumlah besar senyawa iod-kanji yang terbentuk akan bereaksi lambat dengan tiosulfat.[4]

Dengan mengetahui normalitas larutan iodin, volume iodin dan tiosulfat yang digunakan dalam titrasi, kita dapat memperoleh normalitas titran (larutan tiosulfat. Sebaliknya normalitas titran larutan iodin dapat dihitung dari normalitas tiosulfat yang diketahui.

Berbagai zat pereduksi yang mampu mereduksi I2 menjadi ion I- ditentukan dengan cara sama, antaranya H2SO3, H3AsO3, HSbO3, H2S bebas, SnCl2.[1]

Penentuan zat pengoksidasi[sunting | sunting sumber]

Karena zat pereduksi ditentukan dengan titrasi menggunakan larutan iodin, maka dalam penentuan zat pengoksidasi didasarkan pada reduksi oleh ion I- sehingga harus digunakan larutan KI untuk titrasi. namun kenyataanya titrasi ini tidak dapat dijalankan karen untuk menentukan titik ekivalenya tidak mungkin. ketika oksidator seperi kalium dikromat dititrasi dengan larutan KI, menurut reaksi berikut:[5]

K2Cr2O7 + 6 KI + 14 HCl → 3 I2 + 8 KCl + 2 CrCl3 + 7 H2O

Akhir reaksi ditandai oleh penghentian pelepasan iodin. Namun keadaan tersebut tidak dapat diamati. ketika larutan digunakan sebagai indikator, pengamatan I2 yang muncul dapat terpantau dengan mudah (warna biru) namun bukan ketika tercapai pembentukan I2 pertama kali.

Dalam kasus ini digunaan metode substitusi tidak langsung, yaitu pada campuran kalium iodida dan larutan asam (dalam jumlah berlebih) ditambahkan dengan volume tertentu oksidator yang akan ditentukan (sebagai contoh larutan K2Cr2O7),kemudian dibiarkan sekitar 5 menit untuk menyelesaikan reaksi tersebut. Selanjutnya ion yang dilepaskan dititrasi dengan tiosulfat. banyaknya grek iod ekivalen dan grek tiosulfat akan sama dengan zat pengoksidasi (K2Cr2O7). Karena itu meski penentuan K2Cr2O7 dan Na2S2O3 masing-masing tidak bereaksi langsung, namun banyaknya akan ekivalen, dengan perhitungan berikut

VK2Cr2O7 . NK2Cr2O7 = V Na2S2O3 . N Na2S2O3

Penentuan zat pengoksidasi secara iodometri dapat dirangkum sebagai berikut:

  1. KI + asam (berlebih dalam erlenmeyer) + oksidator yang akan ditetapkan (dengan memipet) → pelepasan I2
  2. I2 + Na2S2O3 ---- 2 NaI + Na2S4O6 (titrasi iod dengan tiosulfat)

Banyak zat pegoksidasi yang mampu mengoksidasi ion I- menjadi I2 dapat ditentukan secara iodometri dengan prosedur ini, diantaranya Cl2, Br2, KMnO4, KClO3, bubuk pemutih (CaOCl2), garam dari HNO2, hidrogen peroksida, garam ferri, garam kupri, dan sebagainya.[1]

Aplikasi[sunting | sunting sumber]

Iodometri dalam banyak variasinya sangat berguna dalam analisis volumetri. Contohnya dalam penentuan tembaga(II), klorat, hidrogen peroksida, dan oksigen terlarut:

2 Cu2+ + 4 I → 2 CuI + I2
6 H+ + ClO3 + 6 I → 3 I2 + Cl + 3 H2O
2 H+ + H2O2 + 2 I → I2 + 2 H2O
2 H2O + 4 Mn(OH)2 + O2 → 4 Mn(OH)3
2 Mn3+ + 2 I → I2 + 2 Mn2+

Klorin yang tersedia mengacu pada klorin yang dibebaskan melalui aksi asam encer pada hipoklorit. Iodometri umumnya digunakan untuk menentukan jumlah aktif hipoklorit dalam pemutih yang bertanggung jawab terhadap tindakan pemutihan. Dalam metode ini, jumlah berlebih namun diketahui dari iodida ditambahkan ke dalam volume yang diketahui dari sampel, di mana hanya yang aktif (elektrofilik) dapat mengoksidasi iodida menjadi iodin. Kadar iodium dan dengan demikian kandungan klorin aktif dapat ditentukan dengan iodometri.[6]

Lihat pula[sunting | sunting sumber]

Referensi[sunting | sunting sumber]

  1. ^ a b c d e Mendham, J.; Denney, R. C.; Barnes, J. D.; Thomas, M.J.K.; Denney, R. C.; Thomas, M. J. K. (2000), Vogel's Quantitative Chemical Analysis (6th ed.), New York: Prentice Hall, ISBN 0-582-22628-7 
  2. ^ Lide, David R., ed. (2006). CRC Handbook of Chemistry and Physics (87th ed.). Boca Raton, FL: CRC Press. ISBN 0-8493-0487-3. 
  3. ^ Mulyono. (2006). Membuat Reagen Kimia di Laboratorium. Jakarta:PT Bumi Aksara
  4. ^ Widodo, Didik Setyo., Lusiana, Retno Ariadi (2010). Kimia Analisis Kuantitatif. Yogyakarta:Graha Ilmu
  5. ^ Khopkar, S.M. (1990). Konsep Dasar Kimia Analitik. Jakarta:UI-press
  6. ^ "Chlorine by Iodometry". National Environmental Methods Index. U.S. Geological Survey.