La titulación complexométrica (a veces quelatometría ) es una forma de análisis volumétrico en el que se utiliza la formación de un complejo coloreado para indicar el punto final de una titulación. Las valoraciones complejométricas son particularmente útiles para la determinación de una mezcla de diferentes iones metálicos en solución. Generalmente se utiliza un indicador capaz de producir un cambio de color inequívoco para detectar el punto final de la titulación. La valoración complexométrica son aquellas reacciones en las que un ion simple se transforma en un ion complejo y el punto de equivalencia se determina mediante indicadores metálicos o electrométricamente. [1]
En teoría, cualquier reacción de complejación puede utilizarse como técnica volumétrica siempre que:
En la práctica, el uso de EDTA como valorante está bien establecido.
El EDTA, ácido etilendiaminotetraacético , tiene cuatro grupos carboxilo y dos grupos amina que pueden actuar como donadores de pares de electrones, o bases de Lewis . La capacidad del EDTA para donar potencialmente sus seis pares libres de electrones para la formación de enlaces covalentes coordinados con cationes metálicos convierte al EDTA en un ligando hexadentado . Sin embargo, en la práctica, el EDTA suele estar sólo parcialmente ionizado y, por tanto, forma menos de seis enlaces covalentes coordinados con cationes metálicos.
El EDTA disódico se utiliza comúnmente para estandarizar soluciones acuosas de cationes de metales de transición. El EDTA disódico (a menudo escrito como Na 2 H 2 Y ) solo forma cuatro enlaces covalentes coordinados con cationes metálicos en valores de pH ≤ 12. En este rango de pH, los grupos amina permanecen protonados y, por lo tanto, no pueden donar electrones para la formación de enlaces covalentes coordinados. . Tenga en cuenta que la forma abreviada Na 4−x H x Y se puede utilizar para representar cualquier especie de EDTA, donde x designa el número de protones ácidos unidos a la molécula de EDTA.
El EDTA forma un complejo octaédrico con la mayoría de los cationes metálicos 2+, M 2+ , en solución acuosa. La razón principal por la que EDTA se usa tan ampliamente en la estandarización de soluciones de cationes metálicos es que la constante de formación para la mayoría de los complejos catión metálico-EDTA es muy alta, lo que significa que el equilibrio de la reacción:
se encuentra muy a la derecha. La realización de la reacción en una solución tampón básica elimina el H + a medida que se forma, lo que también favorece la formación del producto de reacción del complejo EDTA-catión metálico. Para la mayoría de los fines, se puede considerar que la formación del complejo catión metálico-EDTA se completa, y esta es principalmente la razón por la que se utiliza EDTA en valoraciones y estandarizaciones de este tipo.
Procesamiento de datos y cálculo mediante absorbancia.
El primer paso es trazar los valores de absorbancia (A) de la solución estándar frente a las concentraciones molares (c) de la solución conocida. Luego se traza la mejor línea recta que pasa por el origen. Los puntos experimentales se trazan según la ley de Beer:
A= E*c*l donde E= coeficiente de extinción molar y l= longitud del camino óptico normalmente 1 cm.
El segundo paso es medir la absorbancia (A') de la solución desconocida y compararla con la gráfica de absorbancia-concentración conocida de la solución estándar. Calculando así la concentración molar de la solución desconocida. Esto se calcula usando la fórmula, concentración de desconocido =A'/(E*l). Esto también se puede calcular usando esta relación dada,
concentración de desconocido/concentración de conocido = A'/A.
Para realizar valoraciones de cationes metálicos utilizando EDTA, casi siempre es necesario utilizar un indicador complexométrico para determinar cuándo se ha alcanzado el punto final. Los indicadores comunes son tintes orgánicos como Fast Sulphon Black , Eriochrome Black T , Eriochrome Red B, Patton Reeder o Murexide . El cambio de color muestra que el indicador ha sido desplazado (generalmente por EDTA) de los cationes metálicos en solución cuando se alcanza el punto final. Por lo tanto, el indicador libre (en lugar del complejo metálico) sirve como indicador de punto final.
2. “Estimaciones espectroscópicas” GN Mukherjee. Página 30