Valoració complexomètrica

De Viquipèdia
Dreceres ràpides: navegació, cerca

Valoració complexomètrica o quelatometria és una forma d'anàlisi volumètrica basada en la formació de compostos poc dissociats:[1] halogenurs de mercuri, cianur de plata, fluorur d'alumini. Se sol utilitzar la formació d'un complex acolorit per indicar el punt final de la valoració. Les valoracions complexomètriques són particularment útils per a la determinació d'una barreja de diferents ions metàl·lics en solució. Generalment s'utilitza un indicador capaç de produir un canvi de color nítid per detectar el punt final de la valoració.

Reaccions per valoració complexomètrica[modifica | modifica el codi]

En teoria, qualsevol reacció de complexació es pot utilitzar com una tècnica volumètrica, sempre que:

  1. La reacció arriba al equilibri ràpidament després que s'afegeix cada porció de valorant.
  2. No es plantegen situacions interferents. Per exemple, la formació gradual de diversos complexos diferents de l'ió metàl·lic amb el valorant, donant com a resultat la presència de més d'un complex en solució durant el procés de valoració.
  3. Es disposi d'un indicador complexomètrica capaç de localitzar el punt d'equivalència amb força exactitud.

Mercurimetria[modifica | modifica el codi]

El catió Hg2+ manera un gran nombre de compostos poc dissociats (amb F-, Cl-, I- i SCN-). Aquests ions es poden valorar amb una dissolució de Hg2+ utilitzant un indicador adequat. Els clorurs poden valorar amb Hg2+ segons la reacció:

Hg2++2 Cl- → HgCl2

El HgCl2 està dissociat menys de l'1% en dissolució 0,1 M. Com a indicador s'utilitza nitroprussiat de sodi, Na2 (Fe (CN)5NO), en quantitat d'1 mL de dissolució d'indicador al 10% per cada 100 mL de dissolució. Quan s'arriba al punt d'equivalència, es forma nitroprussiat de mercuri, Hg(Fe(CN)5 NO), poc soluble. Sovint cal una certa correcció de l'efecte de l'indicador. Els ions que precipiten amb el nitroprussiat pertorben la valoració: (Cu2+, Co2+, Ni2+), així com els que formen complexos amb el Hg2+.

També pot emprar com a indicador difenilcarbacida (pH òptim entre 1,5-2,0) o difenilcarbazona (pH òptim entre 3,2-3,3) juntament amb bromofenol per ajustar el pH i que donen coloració violeta amb el Hg2+.

Els bromurs es valoren igual que els clorurs.

Els iodur es valoren mitjançant la reacció:

Hg2++4 l- → Hgl42+

En el punt d'equivalència un petit excés de Hg2+ produeix la formació de HgI2, precipitat insoluble de color vermell.

Els sulfocianurs es valoren (al mig nítric) segons la reacció:

2 SCN-+Hg2+ → Hg(SCN)2

Argentometria[modifica | modifica el codi]

El catió Ag+ forma un complex amb l'ió cianur (CN-) el que serveix per a la seva valoració, segons l'equació:

2 CN-+Ag+ → Ag (CN) 2-

Quan s'arriba al punt final apareix una terbolesa blanca (tècnica de Liebig):

Ag (CN) 2-+Ag+ → Ag (CN) 2 Ag

Valoració complexomètrica amb EDTA[modifica | modifica el codi]

Complex Metall-EDTA.

L'àcid etilendiaminotetraacètic (EDTA o AEDT), té quatre grups carboxil i dos grups amino que poden actuar com a donants de parells d'electrons, o bases de Lewis. La capacitat del EDTA per a potencialment donar fins als seus sis parells d'electrons lliures, per a la formació d'enllaços covalents coordinats, als cations metàl·lics fa del EDTA un lligand hexadentado. No obstant això, en la pràctica el EDTA està, en general, només parcialment ionitzat, i per tant forma menys de sis enllaços covalents coordinats amb els cations metàl·lics.

El EDTA disòdic s'utilitza comunament per estandarditzar les solucions aquoses de cations metàl·lics de transició. El EDTA disòdic (de vegades escrit com Na 2 H 2 I ) només forma quatre enllaços covalents coordinats amb els cations metàl·lics a valors de pH ≤ 12. En aquest rang de pH, els grups amino romanen protons i per tant no poden donar electrons per a la formació d'enllaços covalents coordinats. Cal tenir en compte que la forma abreujada Na 4-x H x I pot utilitzar per representar una mena de EDTA, on x designa el nombre de protons àcids units a la molècula d'EDTA.

El EDTA forma un complex octaèdric amb la majoria dels cations metàl·lics divalents, M 2+, en solució aquosa. La principal raó que el EDTA es utilitzi tan àmpliament en l'estandardització de solucions de cations metàl·lics és que la constant de formació de la majoria dels complexos catió metàl·lic-EDTA és molt alta, el que significa que l'equilibri de la reacció:

M2++H 4 I → MH 2 I+2H+

es troba molt desplaçat cap a la dreta. Dur a terme la reacció en una solució tampó bàsica elimina els H +, conforme es van formant, cosa que també afavoreix la formació del producte de reacció catió metàl·lic-EDTA. Per a la majoria dels propòsits que es pot considerar que la formació del complex catió metàl·lic-EDTA és completa, i és per això pel que el EDTA s'utilitza en les valoracions/estandarditzacions d'aquest tipus.

Per dur a terme les valoracions de cations metàl·lics utilitzant EDTA, gairebé sempre és necessari utilitzar un indicador complexomètric per determinar quan s'ha arribat al punt final. Els indicadors més comuns són colorants orgànics com el Negre sulfònic, Negre eriocrom T, Roig eriocrom B o Murex. Aquests colorants s'uneixen als cations metàl·lics en solució per formar complexos acolorits. No obstant això, com el EDTA s'uneix als cations metàl·lics molt més fortament que a colorant utilitzat com a indicador, l'EDTA es desplaça el colorant dels cations metàl·lics de la solució analit. Un canvi de color en la solució que està sent valorada indica que tot el colorant ha estat desplaçat dels cations metàl·lics en solució, i que s'ha arribat al punt final. D'aquesta manera, l'indicador lliure (més que el complex metàl·lic) serveix com a indicador de punt final.

La trietanolamina també s'utilitza com un agent complexant per emmascarar altres cations, com els ions d'alumini, en solució aquosa abans de realitzar una valoració complexomètrica. Múltiples ions metàl·lics múltiples poden ser valorats seqüencialment mitjançant un acurat control del pH.

Vegeu també[modifica | modifica el codi]

Referències[modifica | modifica el codi]

  1. Pi, F., Varcárcel M. (1978), Equilibris iònics en dissolució. anàlisi volumètrica.