Jodometrie

I · úvod

Úvod do jodometrie

Jodometrie je jedna z nejdůležitějších a nejuniverzálnějších metod odměrné analýzyKvantitativní chemická analýza založená na měření objemu roztoku (titrantu) o známé koncentraci, který je potřeba k úplné reakci se stanovovanou látkou (analytem).. Je založená na redoxních reakcíchReakce spojené s přenosem elektronů mezi látkami, při kterých se mění jejich oxidační čísla., ve kterých vystupuje jod ve dvou podobách: jako jod I₂ a jako jodidový anion I⁻.

Klíčový redoxní pár jod/jodid (I₂/2I⁻) — podrobněji

Základem jodometrie je vratná redoxní poloreakce:

I₂ + 2e⁻ ⇌ 2I⁻ (E° = +0,54 V)

Jod (I₂): šedočerná lesklá krystalická látka s charakteristickým zápachem, její roztoky jsou hnědé. V čisté vodě se rozpouští málo (asi 0,3 g/l při 20 °C), v roztoku KI dobře, protože vzniká trijodid I₃⁻. Je to středně silné oxidovadlo: stačí na silnější redukovadla (thiosírany, siřičitany, As(III)).
Jodidové ionty (I⁻): vznikají redukcí I₂ nebo rozpuštěním jodidů (KI, NaI) a jsou bezbarvé. Jsou to středně silná redukovadla: redukují silnější oxidovadla (Cr₂O₇²⁻, MnO₄⁻, H₂O₂, Cu²⁺) a samy se přitom oxidují na I₂.

Standardní redoxní potenciálMíra ochoty látky přijímat elektrony (redukovat se) nebo je odevzdávat (oxidovat se) za standardních podmínek (25 °C, 101,325 kPa, 1 mol/l). páru I₂/2I⁻ (+0,54 V) leží zhruba uprostřed běžné škály. Jod tedy není extrémně silné oxidovadlo a jodid není extrémně silné redukovadlo. Právě tahle „střední“ redoxní aktivita dělá jodometrii tak široce použitelnou: úpravou podmínek (hlavně pH) se dají selektivně stanovit látky s různými redoxními vlastnostmi.

Z historie: jod objevil Bernard Courtois v roce 1811. Gay-Lussac pak studiem jeho reakcí položil základy jodometrických metod.

Výhody a nevýhody jodometrie

Výhody	Nevýhody
Široké použití (pro oxidovadla i redukovadla).	Odměrné roztoky (I₂ i Na₂S₂O₃) nejsou stálé, je nutné je často standardizovat.
Velmi citlivý a specifický indikátor (škrob).	Těkavost jodu může být zdrojem chyb.
Poměrně rychlé a přesné stanovení.	Citlivost na vedlejší reakce (např. oxidace I⁻ vzduchem).
Bod ekvivalence je vidět okem.	Je třeba pečlivě hlídat pH a další podmínky.
Není potřeba drahý přístroj (klasická titrace).	Škrob má své meze (teplota, pH, organická rozpouštědla).

Rozlišujeme dva základní typy jodometrie

1. PŘÍMÁ jodometrie (jodimetrie)

Stanovuje se redukovadlo (látka, která se snadno oxiduje).
Titruje se přímo odměrným roztokem I₂ (přesněji I₃⁻).
Jod působí jako oxidovadlo.
Schéma: analyt(red) + I₂ → produkty
Příklady analytů: As(III), Sn(II), H₂S, SO₃²⁻, S₂O₃²⁻, vitamín C.

2. NEPŘÍMÁ jodometrie

Stanovuje se oxidovadlo (látka, která se snadno redukuje).
Krok 1: analyt + nadbytek KI (v kyselém prostředí) → uvolní se I₂.
Krok 2: uvolněný I₂ se titruje odměrným roztokem Na₂S₂O₃.
Jodid (I⁻) působí v kroku 1 jako redukovadlo.
Příklady analytů: Cu²⁺, Cr₂O₇²⁻, ClO⁻, BrO₃⁻, IO₃⁻, H₂O₂, O₂ (Winkler).

Proč dva typy

Jod stojí uprostřed redoxního žebříčku — klepněte na látku

Čím výš, tím silnější oxidovadlo (přibližné standardní potenciály v kyselém prostředí). Co stojí nad jodem, zoxiduje jodid na jod → nepřímá jodometrie. Co stojí pod ním, jod zredukuje → přímá jodometrie.

Zamyslete se

Peroxid vodíku stojí na žebříčku vysoko nad jodem. Kterým typem jodometrie ho stanovíte a jakým odměrným roztokem budete titrovat?

Zobrazit odpověď

Nepřímou jodometrií. H₂O₂ je oxidovadlo, takže z nadbytku KI v kyselém prostředí uvolní jod (H₂O₂ + 2I⁻ + 2H⁺ → I₂ + 2H₂O). Ten pak titrujete thiosíranem sodným. Přímo jodem titrovat nejde: peroxid s jodem nereaguje, protože je sám silnějším oxidovadlem.

Doplňte chybějící slova

Při přímé jodometrii se stanovují činidla, zatímco při nepřímé se stanovují činidla.

II · stanovení redukovadel

Přímá jodometrie (jodimetrie)

Stanovovanou látku, která musí být redukovadlo, titrujeme přímo odměrným roztokem jodu.

Celá rovnice na příkladu

Stanovení siřičitanu sodného jodem

Na₂SO₃siřičitan sodný
analyt (redukovadlo) + I₂jod z byrety
titrant (oxidovadlo) + H₂Ovoda → Na₂SO₄síran sodný + 2 HIjodovodík
(jod jako jodid I⁻)

Malá čísla nad prvky jsou oxidační čísla, barevně ta, která se v reakci mění.

S: +4 → +6 · oxiduje se, odevzdá 2 e⁻ I: 0 → −1 · redukuje se, 2 atomy jodu přijmou 2 e⁻

Poměr: 1 mol Na₂SO₃ spotřebuje 1 mol I₂. Sodné ionty se reakce neúčastní: vstupují jako Na₂SO₃ a vystupují jako Na₂SO₄.

Zkráceně iontově (bez diváckých iontů Na⁺): SO₃²⁻ + I₂ + H₂O → SO₄²⁻ + 2I⁻ + 2H⁺

Klíčový princip a postup přímé jodometrie

Zjednodušený postup a indikace

1
Příprava vzorku
Do titrační baňky navážíme nebo napipetujeme vzorek (redukovadlo) a přidáme škrob.
Proč škrob hned na začátku? Volný I₂ se objeví až v bodě ekvivalence, takže na začátku nehrozí vznik příliš stabilního komplexu.
2
Titrace roztokem I₂
Z byrety přidáváme odměrný roztok I₂.
Proč I₂? Je to oxidovadlo, které reaguje se stanovovaným redukovadlem.
3
Reakce ve vzorku
Přidaný I₂ okamžitě zreaguje s redukovadlem. Roztok zůstává bezbarvý (nebo má původní barvu vzorku).
Proč bezbarvý? Všechen přidaný I₂ se hned spotřebuje, volný I₂, který by reagoval se škrobem, v roztoku není.
4
Bod ekvivalence
Okamžik, kdy se spotřebuje všechno redukovadlo ve vzorku.
5
Indikace bodu ekvivalence
První kapka I₂ přidaná po bodu ekvivalence už nemá s čím reagovat a zreaguje se škrobem.
Výsledek: celý roztok se trvale a intenzivně zbarví MODŘE (komplex jod–škrob).

bezbarvývzorek + škrob

→

bezbarvýtitrace, I₂ se hned spotřebuje

→

MODRÝbod ekvivalence

Titrant: I₂ v KI · Škrob: na začátku · pH: 7–9 · Konec: bezbarvý → modrý

Podrobný popis indikace

Přidání škrobu: na začátku titrace se k analyzovanému roztoku (obsahuje redukovadlo) přidá malé množství roztoku škrobu.
Průběh titrace: jod přidávaný z byrety okamžitě reaguje s redukovadlem. Dokud je redukovadlo v roztoku, všechen jod se spotřebuje v redoxní reakci, a volný I₂, který by reagoval se škrobem, tedy prakticky není. Roztok zůstává bezbarvý.
Bod ekvivalence: spotřebuje se všechno redukovadlo.
Změna barvy: první kapka jodu po bodu ekvivalence nemá s čím reagovat. Tento malý nadbytek volného jodu (přesněji trijodidu I₃⁻, který je v rovnováze s I₂ a I⁻) vytvoří se šroubovicí amylosy ve škrobu intenzivně modrý až modročerný komplex.
Závěr: náhlé objevení trvalé modré barvy celého roztoku znamená bod ekvivalence.

Stručně: škrob v přímé jodometrii zachytí první nepatrný nadbytek titrantu (jodu) po spotřebování veškerého redukovadla, a to vznikem modrého komplexu.

Vyzkoušejte si

Titrace vitamínu C jodem — posuňte byretu

Přidaný objem jodu — 0,00 ml

Škrob v baňce

Bod ekvivalence je při 11,60 ml (stejná čísla jako v řešeném příkladu 1). Zkuste titraci bez škrobu: slabě žlutý přebytek jodu se snadno přehlédne.

Podmínka

Titruje se při pH 7–9 — posuňte pH a uvidíte proč

pH roztoku — 8,0

Odměrný roztok jodu (I₂): příprava, stálost, standardizace

Příprava: jod se rozpustí v koncentrovaném roztoku KI. Vznikne trijodid I₃⁻, který je dobře rozpustný a oxiduje stejně jako I₂.

I₂(s) + I⁻(aq) ⇌ I₃⁻(aq) (K ≈ 700)

Stálost: roztok I₂/I₃⁻ není příliš stálý. Příčiny:

těkavost joduJod má sklon unikat z roztoku jako plyn (sublimovat), a tím klesá jeho koncentrace. (hlavně za vyšší teploty a při nižší koncentraci KI),
pomalá oxidace jodidu vzdušným kyslíkem (hlavně na světle),
reakce se stopami nečistot.

Proto se roztok uchovává v tmavých, dobře uzavřených lahvích a jeho koncentrace se musí pravidelně ověřovat (standardizovat).

Standardizace:

Na As₂O₃ (oxid arsenitý): nejčastější metoda. As₂O₃ je primární standardVelmi čistá a stálá látka známého složení, na které se přesně určuje koncentrace jiných roztoků (titrantů).. Titruje se v prostředí pufrovaném NaHCO₃ (pH ≈ 8).

As₂O₃ + 4OH⁻ → 2HAsO₃²⁻ + H₂O (rozpuštění)
H₃AsO₃ + I₂ + H₂O ⇌ H₃AsO₄ + 2H⁺ + 2I⁻ (titrace)

Pufr NaHCO₃ odebírá vznikající H⁺ (H⁺ + HCO₃⁻ → H₂O + CO₂) a udržuje pH, jinak by vratná reakce neproběhla úplně.

Na Na₂S₂O₃: známý objem roztoku I₂ se ztitruje standardizovaným roztokem thiosíranu sodného.

Podmínky titrace a indikace bodu ekvivalence

Optimální pH: obvykle pH 7–9 (pufr NaHCO₃). V silně kyselém prostředí (pH < 4) hrozí oxidace I⁻ vzduchem a škrob nefunguje dobře, v silně zásaditém (pH > 9) jod disproporcionuje. Jednotlivá stanovení mají i vlastní podmínky: například vitamín C se titruje v mírně kyselém roztoku, protože v zásaditém ho rychle oxiduje vzduch.

Indikátor: nejčastěji škrobový maz, přidává se na začátku titrace (malé množství, asi 1–2 ml).

MechanismusLineární složka škrobu (amylosa) tvoří šroubovici, do které se zasunou molekuly jodu (I₂/I₃⁻). To způsobí intenzivně modré zbarvení.: vzniká modrý adsorpční komplex amylosa–jod.
Změna barvy v bodě ekvivalence: bezbarvý roztok → trvale modrý od prvního nadbytku I₂.
Omezení škrobuNefunguje dobře nad 50 °C, v silně kyselém prostředí a v přítomnosti některých organických rozpouštědel..
Náhradní (méně přesná) možnost: vlastní žlutohnědá barva I₃⁻ při vyšších koncentracích.

Příklady stanovení přímou jodometrií

Vitamín C (kyselina L-askorbová), důležitý antioxidant:
C₆H₈O₆ + I₂ → C₆H₆O₆ + 2H⁺ + 2I⁻ (vzniká kyselina dehydroaskorbová)
Siřičitany a hydrogensiřičitany, konzervanty:
SO₃²⁻ + I₂ + H₂O → SO₄²⁻ + 2H⁺ + 2I⁻
Thiosírany, s jodem vzniká tetrathionan:
2S₂O₃²⁻ + I₂ → S₄O₆²⁻ + 2I⁻
Sulfidy, např. stanovení H₂S:
H₂S + I₂ → S + 2H⁺ + 2I⁻
Sloučeniny As(III) a Sb(III), klasická stanovení:
H₃AsO₃ + I₂ + H₂O ⇌ H₃AsO₄ + 2H⁺ + 2I⁻

Doplňte chybějící slova

Při přímé jodometrii se škrob přidává na titrace a bod ekvivalence ukáže vznik zbarvení.

Zkuste sami: výpočet (přímá jodometrie)

Vypočítejte koncentraci roztoku Na₂S₂O₃, jestliže se na titraci 20,00 ml tohoto roztoku spotřebovalo 18,50 ml roztoku I₂ o koncentraci 0,0200 mol/l. Reakce: 2S₂O₃²⁻ + I₂ → S₄O₆²⁻ + 2I⁻

Objem I₂ (ml)

Koncentrace I₂ (mol/l)

Objem vzorku Na₂S₂O₃ (ml)

Poměr n(I₂) / n(S₂O₃²⁻)

Výsledek: — mol/l

Zamyslete se

V přímé jodometrii dáváme škrob do baňky hned na začátku, v nepřímé ho přidáváme až těsně před koncem. Co se v baňce děje jinak, že si to přímá jodometrie může dovolit?

Zobrazit odpověď

V přímé jodometrii je v baňce až do bodu ekvivalence žádný volný jod, protože každá kapka se hned spotřebuje. Škrob tak nemá s čím vytvořit pevný komplex. Jod se objeví až v nepatrném nadbytku po bodu ekvivalence, a to je přesně to, co má škrob zachytit.

III · stanovení oxidovadel

Nepřímá jodometrie

Metoda na stanovení oxidovadel. Analyt (oxidovadlo) zreaguje s nadbytkem jodidu draselného v okyseleném roztoku a uvolní odpovídající (ekvivalentní) množství jodu. Ten se pak titruje odměrným roztokem thiosíranu sodného.

Celé rovnice na příkladu

Stanovení síranu měďnatého (CuSO₄)

Krok 1 · analyt uvolní z KI jod

2 CuSO₄síran měďnatý
analyt (oxidovadlo) + 4 KIjodid draselný
v nadbytku (redukovadlo) → 2 CuIjodid měďný
(bílá sraženina) + I₂uvolněný jod
(ten budeme titrovat) + 2 K₂SO₄síran draselný

Malá čísla nad prvky jsou oxidační čísla, barevně ta, která se v reakci mění.

Cu: +2 → +1 · redukuje se, každý Cu²⁺ přijme 1 e⁻ I: −1 → 0 · 2 ze 4 jodidů se zoxidují na I₂

Krok 2 · uvolněný jod titrujeme thiosíranem

I₂jod z kroku 1 + 2 Na₂S₂O₃thiosíran sodný
titrant z byrety → 2 NaIjodid sodný + Na₂S₄O₆tetrathionan sodný

S: +2 → +2,5 · oxiduje se, 2 thiosírany odevzdají 2 e⁻ (průměrná oxidační čísla síry) I: 0 → −1 · redukuje se, jod přijme 2 e⁻

Řetízek: 2 CuSO₄ → 1 I₂ → 2 Na₂S₂O₃, tedy n(CuSO₄) = n(Na₂S₂O₃) (poměr 1 : 1). Síranové, draselné a sodné ionty jsou jen diváci, nic nepřenášejí.

Zkráceně iontově: 2Cu²⁺ + 4I⁻ → 2CuI + I₂ a I₂ + 2S₂O₃²⁻ → 2I⁻ + S₄O₆²⁻

Klíčový princip a postup nepřímé jodometrie

Zjednodušený postup a indikace

1
Příprava vzorku a uvolnění I₂
Do titrační baňky dáme vzorek (oxidovadlo), přidáme nadbytek KI a okyselíme (např. H₂SO₄).
Proč KI a H⁺? Analyt zoxiduje I⁻ na I₂. Kyselé prostředí zvýší oxidační sílu mnoha analytů a urychlí reakci, nadbytek KI zajistí, že reakce proběhne úplně.
Výsledek: vzniká I₂, roztok je HNĚDÝ.
2
Titrace roztokem Na₂S₂O₃
Z byrety přidáváme odměrný roztok Na₂S₂O₃, který reaguje s uvolněným I₂: I₂ + 2S₂O₃²⁻ → 2I⁻ + S₄O₆²⁻
Proč Na₂S₂O₃? Je to redukovadlo, které s I₂ reaguje kvantitativně.
Důsledek: jodu ubývá, hnědá barva bledne.
3
Přidání indikátoru (škrob)
Když roztok zbledne na světle žlutou (většina I₂ už zreagovala), přidáme škrob.
Proč až teď? Při vysoké koncentraci I₂ by vznikl příliš stabilní komplex škrob–jod a bod ekvivalence by se určoval špatně.
Výsledek: roztok se zbarví intenzivně MODŘE (zbylý I₂ se škrobem).
4
Dokončení titrace
Opatrně přidáváme Na₂S₂O₃ po kapkách.
5
Indikace bodu ekvivalence
Poslední molekuly I₂ zreagují s Na₂S₂O₃. Modrý komplex se rozpadne, protože volný I₂ už v roztoku není.
Výsledek: modrá náhle a úplně ZMIZÍ. Roztok je bezbarvý (nebo má barvu jiných produktů, např. zelenou od Cr³⁺).

HNĚDÝpo přidání KI

→

blednetitrace thiosíranem

→

světle žlutýteď přidat škrob

→

MODRÝpo kapkách dál

→

BEZBARVÝbod ekvivalence

Titrant: Na₂S₂O₃ · Krok 1: nadbytek KI + kyselina · Škrob: až při světle žluté · Konec: modrý → bezbarvý

Podrobný popis indikace

Výchozí stav: analyt (oxidovadlo) nejprve zreaguje s nadbytkem jodidových iontů a uvolní se jod. Na začátku titrace je tedy v roztoku poměrně vysoká koncentrace I₂ a roztok je hnědavý až žlutohnědý.
Průběh titrace: uvolněný jod titrujeme thiosíranem, který ho redukuje na jodid: I₂ + 2S₂O₃²⁻ → 2I⁻ + S₄O₆²⁻. Koncentrace jodu klesá a barva bledne.
Přidání škrobu: hlavní rozdíl proti přímé jodometrii. Škrob se přidává až těsně před očekávaným bodem ekvivalence, když je roztok už jen slabě žlutý. Při vysoké koncentraci jodu by vznikl velmi stabilní komplex, který by se v bodě ekvivalence rozkládal pomalu.
Vznik komplexu: i malé zbylé množství jodu vytvoří se škrobem intenzivně modrý až modročerný komplex.
Dokončení: thiosíran přidáváme opatrně po kapkách.
Změna barvy: v bodě ekvivalence se zredukuje poslední stopa jodu, komplex se rozpadne a modrá náhle a úplně zmizí.

Stručně: v nepřímé jodometrii se škrob přidává těsně před koncem titrace a bod ekvivalence ukáže zmizení modré barvy, když se spotřebuje všechen původně uvolněný jod.

Vyzkoušejte si

Kdy přidáte škrob? Titrujte jod z bělidla thiosíranem

Uvolněný jod odpovídá 14,85 ml thiosíranu (čísla z řešeného příkladu 2). Zkuste přidat škrob hned na začátku a pak až při světle žluté barvě a porovnejte, jak ostrý je konec.

Krok 1: uvolnění I₂

analyt(ox) + KI (nadbytek) + H⁺ → I₂ + produkty

Jodid (I⁻) působí jako redukovadlo.

Proč nadbytek KI a kyselé prostředí?

Nadbytek KI zajistí úplnou (kvantitativní) reakci analytu a zvýší rozpustnost vzniklého I₂ (vznik I₃⁻).

Kyselé prostředí (H⁺): mnohá oxidovadla (Cr₂O₇²⁻, MnO₄⁻, IO₃⁻) mají v kyselém prostředí vyšší redoxní potenciál, jsou tedy silnější. Okyselení navíc často urychlí reakci a potlačí vedlejší reakce.

Krok 2: titrace I₂

I₂ + 2S₂O₃²⁻ → 2I⁻ + S₄O₆²⁻

Thiosíran (S₂O₃²⁻) působí jako redukovadlo, vzniká tetrathionan.

Odměrný roztok Na₂S₂O₃: příprava, stálost, standardizace

Příprava: krystalický Na₂S₂O₃·5H₂O se rozpustí v čerstvě převařené (odstranění CO₂) a vychlazené destilované vodě. Pro stálost se doporučuje přidat trochu Na₂CO₃ (asi 0,1 g/l), který udržuje slabě zásadité pH.

Stálost: roztok Na₂S₂O₃ není dlouhodobě stálý. Hlavní příčiny rozkladu:

Reakce s CO₂: rozpuštěný CO₂ tvoří H₂CO₃ a v kyselém prostředí se thiosíran rozkládá: S₂O₃²⁻ + 2H⁺ → S + SO₂ + H₂O. Proto převařená voda a přídavek Na₂CO₃.
Bakteriální rozklad: některé bakterie (např. Thiobacillus) thiosírany metabolizují. Pomůže sterilizace.
Oxidace vzdušným kyslíkem: pomalá, urychlují ji stopy kovů (např. Cu²⁺).

Kvůli nestálosti je nutná pravidelná standardizace (např. jednou za 1–2 týdny), nejčastěji na primární standardy, které uvolní známé množství I₂:

Na KIO₃ (jodičnan draselný): velmi přesná metoda. Ke známému množství KIO₃ se přidá nadbytek KI a kyselina, uvolněný I₂ se titruje připraveným roztokem Na₂S₂O₃.
IO₃⁻ + 5I⁻ + 6H⁺ → 3I₂ + 3H₂O, celkový poměr 1 mol IO₃⁻ ~ 6 mol S₂O₃²⁻
Na K₂Cr₂O₇ (dichroman draselný): podobný princip, ale reakce Cr₂O₇²⁻ s I⁻ je pomalejší a potřebuje delší čas (v temnu).
Cr₂O₇²⁻ + 6I⁻ + 14H⁺ → 2Cr³⁺ + 3I₂ + 7H₂O, celkový poměr 1 mol Cr₂O₇²⁻ ~ 6 mol S₂O₃²⁻

Příklady stanovení

Kolik thiosíranu spotřebuje 1 mol analytu? Vyberte analyt

Doplňte chybějící slova

Při nepřímé jodometrii se uvolněný jod titruje odměrným roztokem . Škrob se přidává, až když roztok zbledne na světle barvu.

Zamyslete se

Při stanovení dichromanu je roztok v bodě ekvivalence zelený, ne bezbarvý. Znamená to, že jste titraci ještě nedokončili?

Zobrazit odpověď

Ne. Rozhoduje zmizení modré, ne úplné odbarvení. Zelená barva patří iontům Cr³⁺, které z dichromanu vznikly v kroku 1, a žádný jod už neznamená. Kdo by titroval dál „do bezbarva“, výsledek přetáhne.

IV · praktické aspekty

Praktické aspekty a zdroje chyb

Přesnost jodometrických stanovení závisí na pečlivém dodržení postupu a na omezení možných chyb. Klíčová otázka u každé chyby zní: zvýší, nebo sníží výsledek? V nepřímé jodometrii platí jednoduché pravidlo: jod navíc = výsledek vyšší, jod ztracený = výsledek nižší.

Třídička

Nepřímá jodometrie: bude výsledek vyšší, nebo nižší?

Podrobný přehled zdrojů chyb (tabulka)

Zdroj chyby	Příčina, podrobnosti	Vliv na výsledek (nepřímá)	Prevence
Oxidace I⁻ vzdušným O₂	4I⁻ + O₂ + 4H⁺ → 2I₂ + 2H₂O. Významná v kyselém prostředí, urychluje ji světlo a ionty kovů (Cu²⁺, Fe³⁺). Vzniká „falešný“ jod.	kladný (vyšší)	krátká doba mezi okyselením a titrací, rychlá práce, bez přímého světla, maskování rušivých iontů, slepý pokus
Těkavost I₂	Jod má vysoký tlak par a snadno uniká z otevřeného roztoku, hlavně při míchání a za tepla.	záporný (nižší)	baňky se zábrusem nebo přikryté hodinovým sklem, nižší teplota, dostatečný nadbytek KI (váže I₂ na méně těkavý I₃⁻), titrovat bez odkladu
Neúplná reakce analytu s KI	Některá oxidovadla reagují s KI pomalu. Když reakce neproběhne úplně, uvolní se méně I₂.	záporný (nižší)	dostatečný reakční čas (někdy i desítky minut, často v temnu), správné pH, nadbytek KI, případně katalyzátor (molybdenan u H₂O₂)
Adsorpce I₂ na sraženinách	Vzniká-li při reakci sraženina (CuI, S), může na povrchu zadržet část I₂, který pak není dostupný pro titraci.	záporný (nižší)	intenzivní míchání, přídavek látky, která adsorpci sníží (KSCN u Cu²⁺ → CuSCN), škrob až ke konci
Rozklad Na₂S₂O₃	Nestálost vlivem CO₂, bakterií, kyslíku a kyselého pH. Skutečná koncentrace titrantu je nižší, než se předpokládá, takže ho na stejný jod spotřebujeme víc.	kladný (vyšší)	čerstvě standardizovaný roztok, správná příprava a uchovávání (převařená voda, Na₂CO₃, tmavá lahev), vyhnout se silně kyselému prostředí
Nečistota IO₃⁻ v KI	Jodičnany v KI v kyselém prostředí uvolní jod navíc: IO₃⁻ + 5I⁻ + 6H⁺ → 3I₂ + 3H₂O.	kladný (vyšší)	KI čistoty p.a., test KI (okyselený roztok KI se škrobem nesmí zmodrat), slepý pokus
Chyby určení bodu ekvivalence	Indikátor přidaný příliš brzy nebo pozdě, špatně posouzený barevný přechod, pomalá reakce indikátoru.	různý	pečlivé pozorování, správné načasování škrobu (u nepřímé metody), dobré osvětlení, zkušenost

V · vyhodnocení

Interpretace výsledků

Číslo z titrace je jen část analýzy. Stejně důležité je správně ho vyložit a posoudit, nakolik se mu dá věřit.

Správnost a přesnost

SprávnostMíra shody mezi naměřenou a skutečnou (pravdivou) hodnotou koncentrace nebo množství analytu. Ovlivňují ji systematické chyby.

Jak blízko je náš výsledek „pravé“ hodnotě?

PřesnostMíra shody mezi výsledky opakovaných měření za stejných podmínek. Vyjadřuje opakovatelnost měření. Ovlivňují ji náhodné chyby.

Jak blízko jsou si navzájem výsledky opakovaných titrací téhož vzorku?

Střed terče je skutečná hodnota, tečky jsou opakovaná stanovení. Ideální výsledek je správný i přesný (první terč).

Opakovaná stanovení a statistika

Jedna titrace nestačí, protože nevyhnutelné náhodné chyby (odečet byrety, určení bodu ekvivalence) by výsledek zkreslily. Každé stanovení se proto dělá nejméně třikrát (paralelní stanovení). Výsledkem analýzy je průměrná hodnotaSoučet hodnot dělený jejich počtem. Nejlepší odhad skutečné hodnoty z dané sady měření.. Přesnost popisuje směrodatná odchylkaStatistická míra rozptylu hodnot kolem průměru. Nižší hodnota znamená vyšší přesnost. (SD) nebo relativní směrodatná odchylka (RSD). Výrazně odlišné (odlehlé) hodnoty lze vyřadit statistickým testem (např. Q-test, Grubbsův test), ale jen se zdůvodněním.

Kalkulačka

Tři paralelní titrace → průměr, SD, RSD

Spotřeba 1 (ml)

Spotřeba 2 (ml)

Spotřeba 3 (ml)

Vliv systematických chyb na interpretaci

Vychází-li výsledek soustavně vyšší nebo nižší, než by měl (třeba u standardu se známým obsahem), hledejte příčinu v systematických chybáchChyby, které posouvají výsledek pořád stejným směrem (vždy ho zvyšují, nebo vždy snižují). Způsobuje je metoda, přístroj nebo experimentátor. podle kapitoly IV:

↑ Falešně VYSOKÝ výsledek

oxidace I⁻ vzduchem
nečistota IO₃⁻ v KI
rozložený Na₂S₂O₃
chybná standardizace titrantu (skutečná koncentrace je nižší, než předpokládáme)

↓ Falešně NÍZKÝ výsledek

těkání I₂
neúplná reakce analytu
adsorpce I₂ na sraženině
chybná standardizace titrantu (skutečná koncentrace je vyšší, než předpokládáme)

Najít a odstranit systematické chyby je klíč ke správným výsledkům.

Zamyslete se

Při stanovení mědi (nepřímá jodometrie) vám opakovaně vychází výrazně nižší koncentrace Cu²⁺, než uvádí certifikát standardu. Které systematické chyby byste zvažovali jako nejpravděpodobnější?

Možné příčiny (klepněte pro nápovědu)

Neúplná reakce Cu²⁺ s KI (málo času, špatné pH?).
Výrazná adsorpce I₂ na sraženině CuI (málo míchání, chyběl KSCN?).
Těkání I₂ (práce v otevřené nádobě?).
Chyba při standardizaci Na₂S₂O₃ (je jeho skutečná koncentrace vyšší, než si myslíte?).

Rozložený thiosíran to nebude: slabší titrant znamená větší spotřebu, a tedy výsledek vyšší.

VI · výpočty

Řešené příklady

Každý výpočet má stejnou kostru: n = c·V titrantu → poměr z rovnice → přepočet z alikvotu na celý vzorek → m = n·M. Kroky si rozbalujte postupně a zkuste vždy nejdřív odhadnout, co přijde.

Příklad 1: stanovení vitamínu C (přímá jodometrie)

Úloha: tableta s deklarovaným obsahem 500 mg vitamínu C (kyselina askorbová, C₆H₈O₆, M = 176,12 g/mol) byla rozpuštěna ve vodě a doplněna na 100,0 ml v odměrné baňce. Pipetou se odebralo 20,00 ml (alikvot), přidalo se pár kapek škrobu a titrovalo se roztokem jodu o koncentraci 0,0485 mol/l. Spotřeba byla 11,60 ml. Vypočítejte skutečný obsah vitamínu C v tabletě (v mg) a porovnejte ho s deklarovanou hodnotou.

tableta
? mg→ odměrná baňka
100,0 ml→ odebrat alikvot
20,00 ml→ titrovat I₂ 0,0485 mol/l
11,60 ml titrujeme jen pětinu → výsledek × 5

Krok 1: chemická reakce a stechiometrie

C₆H₈O₆ + I₂ → C₆H₆O₆ + 2H⁺ + 2I⁻ (vzniká kyselina dehydroaskorbová)

1 mol vitamínu C reaguje s 1 mol I₂: n(C₆H₈O₆) : n(I₂) = 1 : 1

Krok 2: látkové množství I₂

n = c·V, objem v litrech.

n(I₂) = 0,0485 mol/l · 0,01160 l = 5,626·10⁻⁴ mol

Krok 3: vitamín C v alikvotu (20 ml)

Z poměru 1 : 1: n(C₆H₈O₆) ve 20 ml = n(I₂) = 5,626·10⁻⁴ mol

Krok 4: vitamín C v celé 100ml baňce

Titrovalo se jen 20 ml ze 100 ml, v celé baňce je tedy pětkrát víc (faktor zředění 100/20 = 5).

n(celkem) = 5,626·10⁻⁴ mol · 5 = 2,813·10⁻³ mol

Krok 5: hmotnost vitamínu C v tabletě

m = n·M = 2,813·10⁻³ mol · 176,12 g/mol = 0,4954 g = 495 mg

Porovnání: deklarováno 500 mg, naměřeno 495 mg, tedy 99 %. Tableta deklaraci odpovídá.

Skutečný obsah vitamínu C v tabletě je přibližně 495 mg.

Příklad 2: aktivní chlor v bělidle (nepřímá jodometrie)

Úloha: 5,00 ml komerčního bělidla (obsahuje chlornan sodný NaClO) se pipetou přeneslo do 100 ml odměrné baňky a doplnilo destilovanou vodou po značku (zředění 1 : 20). Z tohoto roztoku se odebralo 10,00 ml do titrační baňky, přidal se asi 1 g KI a 5 ml kyseliny octové (2 mol/l). Uvolněný jod se hned titroval roztokem Na₂S₂O₃ o koncentraci 0,1050 mol/l, škrob se přidal ke konci. Spotřeba byla 14,85 ml. Vypočítejte hmotnostní procento NaClO (M = 74,44 g/mol) v bělidle, je-li jeho hustota 1,08 g/ml.

bělidlo
5,00 ml→ zředit odměrná baňka
100 ml→ odebrat alikvot
10,00 ml→ + KI, H⁺ uvolněný
I₂→ titrovat Na₂S₂O₃ 0,1050 mol/l
14,85 ml titrujeme desetinu → výsledek × 10

Krok 1: chemické reakce a stechiometrie

Uvolnění I₂: ClO⁻ + 2I⁻ + 2H⁺ → Cl⁻ + I₂ + H₂O (1 mol ClO⁻ ~ 1 mol I₂)

Titrace I₂: I₂ + 2S₂O₃²⁻ → 2I⁻ + S₄O₆²⁻ (1 mol I₂ ~ 2 mol S₂O₃²⁻)

Celkem: 1 mol ClO⁻ ~ 1 mol I₂ ~ 2 mol S₂O₃²⁻, tedy n(ClO⁻) : n(S₂O₃²⁻) = 1 : 2

Krok 2: látkové množství Na₂S₂O₃

n = 0,1050 mol/l · 0,01485 l = 1,559·10⁻³ mol

Krok 3: ClO⁻ v titrovaném alikvotu (10 ml)

n(ClO⁻) = n(Na₂S₂O₃)/2 = 1,559·10⁻³ / 2 = 7,796·10⁻⁴ mol

Krok 4: ClO⁻ ve 100 ml zředěného roztoku

Faktor přepočtu 100 ml / 10 ml = 10: n = 7,796·10⁻³ mol. Tolik ClO⁻ pochází z původních 5,00 ml bělidla.

Krok 5: hmotnost NaClO v 5,00 ml bělidla

m(NaClO) = 7,796·10⁻³ mol · 74,44 g/mol = 0,5804 g

Krok 6: hmotnostní procento NaClO

m(vzorek) = 5,00 ml · 1,08 g/ml = 5,40 g
w(NaClO) = 0,5804 / 5,40 · 100 % = 10,75 %

Obsah NaClO v komerčním bělidle je přibližně 10,8 % hmotnostních.

Sbírka řešených úloh

Další úlohy z jodometrie, rozebrané krok za krokem

Úloha 6: Peroxid vodíku zpětnou titracíJod v nadbytku, retitrace thiosíranem, ředění a vzorec odvozený jen z písmen.Otevřít úlohu → Úloha 7: Navážka modré skalice pro jodometrii mědiKolik CuSO₄·5H₂O navážit, aby spotřeba thiosíranu byla 30 ml.Otevřít úlohu →

VII · shrnutí a klíčové pojmy

Přímá a nepřímá jodometrie vedle sebe

Kritérium	Přímá (jodimetrie)	Nepřímá
Princip	Titrace redukovadla roztokem I₂	Oxidovadlo uvolní I₂ z KI, I₂ se titruje Na₂S₂O₃
Stanovuje se	Redukovadlo (vitamín C, SO₃²⁻)	Oxidovadlo (ClO⁻, Cu²⁺, Cr₂O₇²⁻)
Odměrný roztok	I₂ (v KI)	Na₂S₂O₃
Další činidla	—	KI (v nadbytku), H⁺
Úloha jodu	I₂ = oxidovadlo	I⁻ = redukovadlo (krok 1), I₂ = meziprodukt
Optimální pH	neutrální / slabě zásadité (7–9)	kyselé (krok 1), neutrální / slabě kyselé (titrace)
Škrob	na začátku	těsně před bodem ekvivalence
Změna barvy	bezbarvý → modrý	modrý → bezbarvý
Stálost titrantu	nižší (I₂ těká)	nižší (Na₂S₂O₃ se rozkládá)

Závěrečný test

Velký test z jodometrie

Dvacet otázek přes celou jodometrii. Odpovězte na všechny, klepněte na Vyhodnotit test a u každé otázky se ukáže zdůvodnění. Otázky můžete zamíchat a test zopakovat.