{{navi|Titration|quantitative Analyse}}Die Iodometrie ist eine Methode der [[quantitative Analyse|quantitativen Analyse]], mit der sowohl die [[Konzentration]] eines [[Redoxreaktion|oxidierbaren]] als auch eines [[Redoxreaktion|reduzierbaren]] Stoffes bestimmt werden kann. Beide Möglichkeiten beruhen auf der [[Gleichgewichtsreaktion]] von [[Iod]] zu Iodid:{{Bruch|ZL=|BL=[[Iod|I2]] + 2e-|NL=|ist=[[Gleichgewichtsreaktion|⇌]]|ZR=|BR=2I-|NR=}} [[Bild:Manganometrie.png|right]] == Bestimmung von Reduktionsmitteln ==Bei der Bestimmung von [[Reduktionsmittel]]n wird elementares, also charakteristisch braunes Iod als [[Oxidationsmittel]] eingesetzt. Hierzu [[Titration|titriert]] man die zu bestimmende Probelösung gegen eine braune [[Iod-Kaliumiodid-Lösung|Iod-Kaliumiodid-Maßlösung]]. Die Iod-Moleküle I2 sind hierbei das [[Oxidationsmittel]], d. h. der Reaktionspartner aus der Probelösung wird [[Oxidation|oxidiert]] und das elementare Iod I2 selbst wird zum Iodid-Ion I- [[Reduktion|reduziert]]. Ähnlich wie bei der [[Säure-Base-Titration]] tropft man die Maßlösung mittels [[Bürette]] in die Probe. Bei der hier ablaufenden [[Redoxreaktion]] nimmt das braune I2-Molekül bis zur vollständigen Entfärbung 2 Elektronen auf, d. h. die [[Oxidationszahl]] sinkt von 0 auf -I: {{oxi| 0                            -I|I2 + 2e- [[Bild:Pfeil.gif]] 2I-}}''braun''                           ''farblos'' Der Fortschritt der Reaktion lässt sich an der Farbe im Becherglas beobachten: Während die zutropfende [[Iod-Kaliumiodid-Lösung]] zunächst vollständig entfärbt wird, färbt der "entscheidende Tropfen" die Probe schwach lila. Mit der Protokollierung des Verbrauchs bis zu diesem Punkt ist der experimentelle Teil der Titration eigentlich abgeschlossen. Jeder weitere Tropfen ist Überschuss und bringt in Bezug auf die Konzentrationsbestimmung zwar keine neuen Erkenntnisse, es ist aber interessant zu beobachten, wie im weiteren Verlauf die dominante Farbe lila tröpfchenweise "gewinnt". == Bestimmung von Oxidationsmitteln ==Bei der Bestimmung von [[Oxidationsmittel]]n wie z. B. Kupfer(II)-Ionen wird [[Kaliumiodid]]-Lösung (mit farblosen Iodid-Ionen, nicht zu verwechseln mit der ähnlich klingenden braunen [[Iod-Kaliumiodid-Lösung]] im Überschuss als [[Reduktionsmittel]] eingesetzt. Hierzu [[Titration|titriert]] man die zu bestimmende Probelösung gegen eine transparente [[Kaliumiodid|Kaliumiodid-Maßlösung]]. Die Iodid-Ionen I- sind hierbei das [[Reduktionsmittel]], d. h. der Reaktionspartner aus der Probelösung wird [[Reduktion|reduziert]] und das Iodid-Ion I- selbst wird zum elementaren Iod I2 [[Oxidation|oxidiert]]. Ähnlich wie bei der [[Säure-Base-Titration]] tropft man die Maßlösung mittels [[Bürette]] in die Probe. Bei der hier ablaufenden [[Redoxreaktion]] gibt das transparente Iodid-Ion bis zur Braunfärbung 1 Elektron ab, d. h. die [[Oxidationszahl]] steigt von -I auf 0: {{oxi| 0              -I|2I- [[Bild:Pfeil.gif]] I2 + 2e-}}''farblos''           ''braun'' Der Fortschritt der Reaktion lässt sich an der Farbe im Becherglas beobachten: Während die zutropfende [[Kaliumiodid]]-Lösung ... == Experimente =={{Ex-ec|233|2|Bestimmung von Sauerstoff in einer Gewässerprobe}}{{Ex-ch|153|3|Iodometrische Bestimmung von Sulfit-Ionen}}{{Ex-ch09|{{fb|191}}|1|Redoxtitration|Schweflige Säure im Wein}}{{Ex-ch09|{{fb|191}}|2|Redoxtitration|Iodometrische Bestimmung von Sulfit-Ionen}}* [[Sauerstoffbestimmung nach Winkler]]{{Ex-ch|148|1|Vom Iodid zum Iodat}}{{cb|-|152, 169|-232}}

* Klaus Benz: [http://www.schul-chemie.de/pdf/abi/anorg/aufgaben/Jodometrie.pdf Sammlung von Abituraufgaben zum Thema]

* Versuchsanleitungen:

: Prof. Dr. Heinrich Lang, TU Chemnitz: [http://homepages.tu-darmstadt.de/~busch_h/studium/files/ac/Analyt-Praktikum-TU-Chemnitz.pdf Skript Analytisches Praktikum, Quantitative Analysen] Die nachfolgend gelistete Analyse entspricht der Seitenzahl im Skript:

:*S. 10: Bestimmung von Kupfer mit Kaliumiodid und [[Thiosulfat]] gegen Stärke (de Hean-Low)

[[Kategorie:Chemie]][[Kategorie:Methoden]]