Katedra i Zakład Chemii Medycznej
Ćwiczenie V: Kompleksometria
Kompleksometria grupuje metody oparte na tworzeniu trwałych, słabo zdysocjowanych,
rozpuszczalnych związków kompleksowych.
Najważniejszym jej działem jest kompleksonometria, w której stosuje się tzw.
kompleksony. Jest to grupa kwasów aminopolikarboksylowych, pochodnych kwasu
iminodioctowego:
CH2
COOH
N
H
CH2
COOH
kwas iminodioctowy
z których najszersze zastosowanie znalazł kwas etylenodiaminotetraoctowy (EDTA,
komplekson II, chelaton II, kwas wersenowy). Ze względu na małą rozpuszczalność tego
związku w wodzie, stosowany jest najczęściej w postaci soli disodowej (wersenian
disodowy):
CH2
COONa
H C
2
N
CH2
COOH
CH2
COOH
H C
2
N
CH2
COONa
EDTA
Wersenian disodowy (oznaczany w skrócie wzorem Na2H2Y) tworzy z jonami wielu metali
trwałe kompleksy, przy czym reakcja przebiega zawsze w stosunku 1:1 (bez względu na
wartościowość kationu).
Np.
H2Y2- + Me2+ = MeY2- + 2 H+
H2Y2- + Me3+ = MeY- + 2 H+
Katedra i Zakład Chemii Medycznej
Kompleksy kationów bezbarwnych (np. Ca2+, Mg2+) są również bezbarwne.
Kompleksy kationów barwnych (np. Fe3+, Cu2+, Ni2+, Co2+) posiadają przeważnie pogłębioną
barwę danego kationu.
Rozróżnia się trzy zasadnicze zastosowania EDTA do oznaczeń analitycznych:
miareczkowanie jonów metali mianowanymi roztworami tego związku w obecności
odpowiednich wskaźników;
oznaczanie kolorymetryczne oparte na pomiarze intensywności zabarwienia
kompleksów z jonami wybranych metali;
„maskowanie” przeszkadzających kationów przy oznaczeniach jonów innych metali
innymi odczynnikami.
Kompleksometryczne oznaczanie roztworami EDTA można przeprowadzać w trojaki
sposób, stosując:
miareczkowanie bezpośrednie: po wprowadzeniu do badanego roztworu odpowiednich
środków maskujących i ustaleniu właściwego pH (bufor) dodaje się wskaźnik i
miareczkuje do zmiany barwy; miareczkowanie to jest stosowane do oznaczania jonów
wielu metali (np. Mg2+, Ca2+, Ba2+, Zn2+, Cd2+, Pb2+, Cu2+, Ni2+, Co2+ i innych);
miareczkowanie odwrotne: do badanego roztworu dodaje się ściśle określony nadmiar
EDTA, a następnie niezwiązaną część odczynnika odmiareczkowuje mianowanym
roztworem jonów innego metalu (przeważnie Zn2+ lub Mg2+); stosuje się przy wolnym
tworzeniu kompleksu wersenianu z jonem danego metalu (np. Al3+, Cr3+), przy braku
odpowiedniego wskaźnika umożliwiającego miareczkowanie bezpośrednie lub w tych
przypadkach, w których wymagane przy miareczkowaniu bezpośrednim pH roztworu
może spowodować wytrącenie oznaczanego kationu;
miareczkowanie przez podstawienie: badany roztwór zadaje się kompleksonem
wersenianowo-magnezowym (MgY2-). Trwałość tego związku jest mniejsza od trwałości
kompleksów wersenianowych wielu innych metali. Umożliwia to wypieranie Mg2+ z
kompleksonu przez jony metali.
Np.: MgY2- + Ca2+= Mg2+ + CaY2-
Uwolnione w równoważnej ilości jony Mg2+ odmiareczkowuje się następnie mianowanym
roztworem EDTA w obecności odpowiedniego wskaźnika (najczęściej - czerni
eriochromowej). Ten sposób miareczkowania stosuje się w przypadku jonów metali, które z
danym wskaźnikiem nie dają zbyt wyraźnego PK miareczkowania.
Katedra i Zakład Chemii Medycznej
Miareczkowanie roztworami EDTA wymaga stosowania odpowiednich wskaźników. Są to
barwne substancje organiczne, które przy określonym pH tworzą z jonami metali kompleksv
o barwie odmiennej od barwy samego wskaźnika, przy czym kompleksy te muszą być
odpowiednio mniej trwałe od kompleksów tych samych jonów z EDTA1. Po dodaniu
wskaźnika badany roztwór przybiera barwę kompleksu wskaźnika z oznaczanym jonem
metalu. W czasie miareczkowania EDTA wiąże przede wszystkim wolne jony a następnie
wypiera jony z kompleksu wskaźnik-kation tworząc trwalszy kompleks EDTA-kation.
Towarzyszy temu zmiana barwy roztworu spowodowana powrotem do barwy wolnego
wskaźnika. Barwne reakcje wskaźników z jonami metali muszą być odwracalne i
odpowiednio czułe. Różnica pomiędzy barwą wolnego wskaźnika i jego kompleksu z danym
jonem powinna być znaczna, tak aby można było dokładnie uchwycić koniec
miareczkowania.
5ajczęściej stosowane wskaźniki kompleksometryczne
Czerń eriochromowa T
O H
N
N
O H
SO 3H
O 2N
c z e rń e rio c h ro m o w a T
W zależności od pH roztworu związek ten występuje w trzech odmiennie zabarwionych
postaciach. W roztworze kwaśnym (pH < 6,3) występuje odmiana czerwona, w przedziale
pH 7-11 odmiana niebieska, natomiast w roztworze zasadowym (pH > 11,5) odmiana
pomarańczowa.
pH ok. 6,3 pH ok. 11,5
1 Miarą trwałości kompleksu jest jego stała tworzenia K (stała trwałości). Dla reakcji:
Men+ + Y4- = MeY(n-4)
[MeY(n-4)]
K =
[Men+] [Y4-]
Men+, Y4-, MeY(n-4) oznaczają kolejno: wolny jon metalu, wolny jon kompleksujący, jon kompleksowy metalu; im większa jest wartość K, tym większa trwałość kompleksu
Katedra i Zakład Chemii Medycznej
H2W- HW2- W3-
czerwona niebieska pomarańczowa
W - anion wskaźnika
W obecności buforu o pH = 9-10 niebieska odmiana tworzy
winnoczerwone kompleksy z jonami wielu metali (Mg2+, Ca2+, Zn2+, Cu2+ i inne). Ze
względu na małą trwałość roztworów czerni eriochromowej wskaźnik stosuje się przeważnie
w postaci stałej mieszaniny z NaCl.
Fiolet pirokatechinowy
OH
OH
OH
C
O
SO3H
fiolet pirokatechinowy
Ze wzrostem pH roztworu następuje stopniowa dysocjacja grup fenolowych - powstają jony o
różnej barwie:
pH = 6
pH = 9 pH = 12
H3W- H2W2-
HW3- W4-
żółta
fioletowa
czerwonofioletowa niebieska
Tworzy intensywnie zabarwione, najczęściej niebieskie kompleksy z licznymi kationami.
Katedra i Zakład Chemii Medycznej
Mureksyd (sól amonowa kwasu purpurowego)
ONH 4
O
NH
O
C
N
C
NH
N
H
O
N
O
O
H
mureksyd
W roztworach kwaśnych (pH < 6) występują jony o barwie czerwonofioletowej. W
środowisku zasadowym, wskutek dysocjacji atomów wodoru grup imidowych – powstają
jony o barwie niebieskofioletowej. Stosowany zwłaszcza przy oznaczaniu jonów Ca2+ w
środowisku alkalicznym (pH = 12–13).
Część praktyczna
Kompleksometryczne oznaczanie jonów Ca2+ i Mg2+
Miareczkowanie kompleksonometryczne przy użyciu EDTA umożliwia równoczesne
oznaczanie jonów Ca2+ i Mg2+ w badanym roztworze. Metoda ta znalazła zastosowanie
przede wszystkim do oznaczania stężenia jonów wapnia w pojedynczych próbkach
surowicy lub moczu oraz określania twardości wody.
1. Oznaczanie sumy jonów Ca2+ i Mg2+
Otrzymaną analizę w kolbce miarowej o pojemności 100 cm3 rozcieńczamy wodą
destylowaną do kreski, odpipetowujemy 10 cm3 do kolbki stożkowej, dodajemy 2 cm3 buforu
o pH = 10, 3-4 krople czerni eriochromowej T i miareczkujemy mianowanym roztworem
EDTA (CEDTA ok. 0,01 mol/dm3) do zmiany barwy z winnoczerwonej na niebieską.
Oznaczanie przeprowadzamy w obecności tzw. świadka (przemiareczkowany, niebieski
roztwór analizy). Odczytujemy objętość titranta (V1) równoważną sumarycznej
zawartości jonów Ca2+ i Mg2+ w 10 cm3 badanego roztworu.
Roztwór zawierający jony Ca2+ i Mg2+ miareczkuje się w środowisku słabo zasadowym (pH
ok. 10) w obecności czerni eriochromowej T jako wskaźnika. EDTA wiąże kolejno wolne
Katedra i Zakład Chemii Medycznej
jony Ca2+, wolne jony Mg2+ a w punkcie równoważnym wypiera jony Mg2+ z ich kompleksu z
wskaźnikiem. Powoduje to zmianę barwy roztworu.
2. Oznaczanie jonów Ca2+
Z roztworu analizy przygotowanego w pkt. 1, odpipetowujemy 10 cm3 do kolbki stożkowej,
dodajemy 10 cm3 1 molowego roztworu NaOH,
4-5 kropli mureksydu i miareczkujemy mianowanym roztworem EDTA (CEDTA ok. 0,01
mol/dm3) do zmiany barwy z różowej na fioletową. Oznaczanie przeprowadzamy w
obecności „świadka” (przemiareczkowany, fioletowy roztwór analizy). Odczytujemy
objętość titranta (V2) równoważną ilości jonów Ca2+ w 10 cm3 badanego roztworu.
Reakcję przeprowadza się w środowisku silnie zasadowym (NaOH) w obecności mureksydu.
Po zalkalizowaniu roztworu jony Mg2+ strącają się w postaci Mg(OH)2 (osad można
pozostawić w roztworze). EDTA wiąże początkowo wolne jony Ca2+ a w punkcie
równoważnym wypiera jony Ca2+ z ich kompleksu z mureksydem co powoduje odpowiednią
zmianę barwy roztworu.
Ilość gramów Ca2+ zawartych w analizie obliczamy ze wzoru:
V2 · cEDTA · MCa2+· f
xCa2+ =
1000
V2 - objętość titranta (cm3) zużyta na zmiareczkowanie jonów Ca2+
cEDTA - stężenie molowe titranta (mol/dm3)
M
Ca2+ - masa molowa Ca2+ = 40,08 g/mol
f - faktor pipety (przy stosowaniu kolbki miarowej o pojemności 100 cm3 i pipety o
pojemności 10 cm3 faktor w obu oznaczeniach wynosi 10)
Ilość gramów Mg2+ zawartych w analizie obliczamy ze wzoru:
(V1 -V2) · cEDTA · MMg2+· f
XMg2+ =
1000
V1 - objętość titranta zużyta na zmiareczkowanie sumy jonów
Ca2+ i Mg2+ (cm3)
V2 - objętość titranta zużyta na zmiareczkowanie jonów Ca2+ (cm3) CEDTA - stężenie molowe
titranta (mol/dm3)
Katedra i Zakład Chemii Medycznej
MMg2+ - masa molowa Mg2+ = 24,30 g/mol
f – faktor pipety