Значение рН кривой титрования

0,5М раствора ch3cooh 0,5m раствором NaOh.

Этап Тит-рования	VT NaOH	V, мл неотт. оттитр. к-та NaOH	Состав р-ра.	pH
I	0	100 0	CH3COOH H2O	pH=1/2pka-1/2lgC(CH3COOH)
II	50	50 50	CH3COOH	pH=pka – lg Cкисл./Сосн. 4,76 – lg 50/50 = 4,76
	90	10 90	CH3COO-	4,76 – lg 10/90 = 5,76
	99	1 99		4,76 – lg 1/99 = 6,76
	99,9	0,1 99,9		4,76 – lg 0,1/99,9 = 7,76
III	100	0 100	CH3COO- H2O	pH=7 + 1/2pka(CH3COOH) + + 1/2lgC(CH3COO-) = 9,5
IV	100,1	Изб.NaOH 0 0,1	CH3COO-	pH = 14 + lg [OH-] [OH-] = 0,5 0,1/100 = 5 10-4 pH = 14 + lg 5 10-4 = 10,7
	101	0 1	OH-	[OH-] = 0,5 1/100 = 5 10-3 pH = 14 + lg 5 10-3 = 11,7
	110	0 10		[OH-] = 0,5 10/100 = 5 10-2 pH = 14 + lg 5 10-2 = 12,7.

Здесь должен быть график!!! Сущность метода Комплексонометрии.

Комплексонометрия основанна на реакциях образования растворимых комплексов. В этом методе титриметрии в качестве стандартных растворов используют комплексоны – полиаминополикарбоновые кислоты и их производные.

Первым реагентом из этого класса соединений стала динатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты (ЭДТА).

Этилендиаминтетрауксусная кислота (ЭДТУ) четырёхпротонная:

HOOCCH₂ CH₂COOH

NCH₂CH₂N

HOOCCH₂ CH₂COOH

В её водных растворах устанавливаются следующие протолитические равновесия (Y– анион ЭДТУ):

H₄Y + H₂O  H₃Y^- + H₃O⁺, K₁ = 10^-2

H₃Y^- + H₂O  H₂Y^2- + H₃O⁺, K₂ = 1,810^-3

H₂Y^2- + H₂O  HY^3- + H₃O⁺, K₃ = 6,910^-7

HY^3- + H₂O  Y^4- + H₃O⁺, K₄ = 5,510^-11

При рН 3-6 в растворе существуют в основном ионыH₂Y^2-, при рН > 12 кислота полностью ионизирована. ЭДТА имеет в своём составе 6 функциональных групп (две аминогруппы и четыре карбоксильные) и благодаря этому обладает хелатирующей способностью, т.е. образует с ионом металла прочные внутрикомплексные соединения.

ЭДТА (H₄Y) – белое кристаллическое веществ, малорастворимое в воде (при 20⁰С). Растворимость ЭДТА минимальна при рН = 1,6 – 1,8. При повышении и понижении концентрации Н⁺, растворимость растёт. Высокая растворимость ЭДТА в минеральных кислотах объясняется образованием протонированных формH₅Y⁺иH₆Y²⁺.

Одна молекула ЭДТА всегда реагирует с одним катионом металла (независимо от его степени окисления), т.е. стехиометрия реакции 1:1. Отсюда следует, что фактор эквивалентности для ЭДТА и иона металла будет равен 1.

Помимо основной реакции комплексообразования в системе М – ЭДТА – Н₂О протекают конкурентные реакции протонирования ЭДТА, образования гидроксокомплексов металла. На прочность комплексов влияет рН среды. Некоторые комплексы, например, кальция и магния, устойчивы только в щелочной среде. Ионы, образующие более прочные комплексы (Zn²⁺,Pb²⁺), можно титровать в умеренно кислой среде, а трёх- и четырёхзарядные ионы (Fe³⁺,Zr⁴⁺) – даже в сильнокислой среде. Поскольку в результате реакции рН среды меняется (выделяются ионы Н₃О⁺), для предотвращения смещения равновесия реакции в обратном направлении титрование ведут в присутствии буферной смеси, чаще всегоNH₃+NH₄Cl.

Прямое титрование комплексоном проводят обычным способом: анализируемый раствор, содержащий определяемый катион, помещают в колбу для титрования, добавляют буферную смесь и индикатор и титруют раствором ЭДТА до изменения окраски индикатора.

Метод обратного титрования применяют, когда реакция иона металла с комплексоном проходит медленно (например, при определение Al³⁺); при отсутствии подходящего индикатора; при анализе малорастворимых в воде, но растворимых в ЭДТА соединений (PbSO₄,CaC₂O₄,MgNH₄PO₄). К анализируемому раствору добавляют точно отмеренный избыток стандартного раствора ЭДТА, буферную смесь и индикатор. Избыток ЭДТА оттитровывают раствором хлорида или сульфата магния или цинка.