Титрование

Кислотно-основное титрование
(добавление порциями)
Индикаторы
В аналитической химии - кислотно-основные индикаторы - специальные
вещества, добавляемые в раствор для фиксации скачка рН при титровании.
Пусть в растворе присутствуют две кислоты HnA и HB с концентрациями
CA и CB соответственно, причем CB << CA.
В ходе титрования щелочью рН раствора определяется величинами CA и СH*.
Из основного уравнения CH* = ([H+] – [OH–]) + nH, ACA
следует, что при титровании слабых кислот скачок (резкое изменение) рН
при малом изменении CH* возможен, когда nH, A достигает целых значений
(0, 1…n –1, n), причем вклад слагаемого ([H+] – [OH–]) должен быть мал.
Для сильных кислот (nH = 0) скачок рН происходит, когда величина CH*
становится близкой к 0.

В системе форм индикатора B + HB (которых мало) скачок рН может приводить
к почти количественному превращению одной формы индикатора в другую
вследствие резкого смещения равновесия
HB = B + H+, Ka B.
Таким образом, это резкое смещение равновесия (переход от HB к B) должен
происходить в той области рН, где основная система (HiA) имеет nH = 1, 2 …
Если спектры поглощения B и HB различны, то этот переход вызывает резкое
изменение окраски раствора. Это зависит от взаимного положения области
скачка рН и величины pKa B (константы индикатора). Хорошо, когда pKa B
близок к положению точки эквивалентности для HnA
.
Обычно индикаторы являются органическими веществами, в состав молекул
которых входят группы (хромофоры), ответственные за поглощение света
(за окраску). Кроме того, в молекуле индикатора есть группы, способные
присоединять или отщеплять ион водорода H+. Присоединение иона
водорода модифицирует спектр хромофора, что приводит к изменению окраски.

Примеры:
1) метиловый оранжевый, представитель большого класса азоиндикаторов.
pKa B = 3,36. В интервале рН 3,0—4,4 окраска раствора изменяется от красной
к оранжево-желтой.
2) фенолфталеин
Исходная протонированная форма не поглощает
света в видимой области, раствор бесцветен.
После отщепления иона водорода H+ образуется
сопряженная система, раствор приобретает
малиновую окраску. Интервал рН перехода 8,2—10.

Отчетливое изменение окраски индикатора происходит в довольно широком
интервале рН. Ориентировочно принимают, что он равен lg KH,B  1.
На практике нередко удается сузить его за счет специальных мер по повышению
контрастности окрасок, хотя основной фактор — опыт исполнителя. Отметим,
что изменение окраски — это качественная характеристика. Более точные
результаты получаются при количественных измерениях величин рН,
например при помощи стеклянного электрода.
Требования к индикаторам:
- Переход окраски должен быть четким, а ее интенсивность достаточно высокой.
Для титрования нужно использовать очень малое количество индикатора
(CB << CA), чтобы его превращения не оказывали заметного влияния на
превращения форм основного компонента HiA. На практике это достигается,
если CA и CB различаются не менее чем в 1000 раз.
-Окраска раствора должна быть устойчивой в течение, по крайней мере,
нескольких минут.
-Переход B  HB должен быть обратимым и быстрым. Если переход необратим,
то добавление титранта будет приводить к постепенному изменению окраски
раствора вместо резкого перехода в области скачка рН.

Замечание:
строго говоря, требование CA >> CB не является обязательным.
Главное, что влияние индикатора на основной процесс можно было бы точно
учесть. Проще всего это сделать, когда его мало. Однако есть системы,
где индикатора вводят много.
Кислотно-основное титрование
Количественные определения при помощи титрования, называются
титриметрическими. Наиболее распространены в химическом
количественном анализе.
В зависимости от типа химического превращения методы титрования
подразделяются на кислотно-основные, комплексометрические
(комплексонометрические), осадительные, окислительно-
восстановительные

Независимо от типа реакции титрования она должна удовлетворять следующим
требованиям:
-Реакция должна быть стехиометрической,
-протекать количественно (наиболее общий критерий — на 99,9 %)
-с достаточно высокой скоростью.
Если скорость реакции недостаточно высока, то используют методы обратного
титрования.
Основная формула для расчета результатов титрования вытекает из закона
эквивалентов — все вещества реагируют в эквивалентных количествах:
N1V1 = N2 V2,
где N1 и N2 — нормальные, или эквивалентные, концентрации определяемого
компонента и титранта, V1 и V2 — их объемы.

Понятие эквивалента является одним из основных понятий в химии вообще
и в аналитической химии в частности. Единицей количества эквивалента,
так же как и количества вещества, является моль.
При использовании термина эквивалент необходимо указывать, к какой он
относится реакции.
В кислотно-основных реакциях эквивалентом называется количество вещества,
которое может присоединить или высвободить один моль ионов водорода;
в окислительно-восстановительных реакциях — один моль электронов.
Масса моля эквивалента называется молярной массой эквивалента. Раствор,
содержащий 1 моль эквивалентов в литре, называется нормальным.
Молярная (С, моль/л) и нормальная (N, моль/л) концентрации связаны
фактором эквивалентности fэкв: N = C / fэкв.

Количества эквивалентов веществ, вступающих в реакцию или
образующихся в реакции, одинаковы. Иными словами, один эквивалент
вещества A реагирует с одним эквивалентом вещества B. Именно это
обстоятельство сильно упрощает расчеты по уравнениям реакций, не требуя
постоянного учета стехиометрических коэффициентов. Фактор эквивалентности
также связывает молярную массу эквивалента с молярной массой: Э = fэкв М.
Концентрация компонента при титриметрических определениях в общем случае
рассчитывается по уравнению:
где NТ — нормальная концентрация раствора титранта; VT — его объем;
V – объем аликвоты раствора.
Абсолютная погрешность титриметрии определяется, в основном,
погрешностью измерения объемов. Для объемов определяемого вещества
и титранта на уровне 10—25 мл погрешность определения объема составляет
обычно около  (0.02 - 0.04) мл. Случайная погрешность титриметрического
определения может быть рассчитана по закону распространения погрешностей.
Она несколько выше, чем в гравиметрии, и составляет 0,3—0,5 % и выше.

Кривая титрования — график зависимости концентрации (или логарифма
концентрации) формы определяемого компонента от доли титрования, объема
или количества молей добавленного титранта.
Доля титрования D равна
Однако в большинстве случаев при кислотно-основных и
комплексонометрических титрованиях долю титрования определяют не как
отношение числа молей эквивалентов, а просто как отношение числа молей
титранта и титруемого вещества. Например, если многоосновную кислоту HnA
титруют сильной щелочью NaOH, то D = OH / A. В этом случае точкам
эквивалентности могут отвечать D = 1, 2, …n.
Конечную точку титрования (КТ) определяют либо с помощью индикаторов,
либо инструментально. Изменение окраски индикатора должно наблюдаться
в пределах скачка титрования.

Использование доли титрования нецелесообразно, когда исходный раствор
содержит несколько компонентов. Например, в некоторых случаях возможно
раздельное титрование смеси кислот разной силы. Тогда для построения
кривых титрования лучше использовать количество молей или эквивалентов
титранта.
Кривые титрования состоят из трех частей:
до точки эквивалентности (D < 1),
точка эквивалентности (D = 1) и
после точки эквивалентности (D > 1).
На первом участке кривой остаточная концентрация определяемого
компонента равна NA = (1 – D)A0/Vобщ
После точки эквивалентности (третья часть кривой титрования) избыточная
концентрацией титранта равна NT = (D – 1)T/Vобщ

Обычно конечная точка титрования не совпадает с точкой
эквивалентности (ТЭ).
Тогда говорят об индикаторной погрешность титрования:
 = (DКТ – 1) (х 100%)
При DКТ < 1 (титрование закончилось до точки эквивалентности),  < 0,
при DКТ > 1  > 0.
Если КТ совпадает с точкой эквивалентности, то DКТ = 1 и  = 0.
Практические кривые титрования могут быть получены при помощи
рассмотренного ранее общего подхода. Они отличаются от рассмотренных
зависимостей CH* от рН только переменой осей координат.
Вместо CH* используют OH, H или D — долю титрования.
В практических приложениях часто различают общую (титруемую)
и активную кислотности. Общая кислотность – та, что определяется
титрованием сильной щелочью. Можно считать, что это CH. Активная
кислотность – [H+] или pH.

1. Титрование сильной кислоты щелочью.
Это наиболее простой вид титрования. Типичная зависимость
рН от D = OH / H0 (кривая титрования) имеет вид
Кривая титрования
сильной кислоты сильной
щелочью
Величина скачка рН зависит от исходной концентрации кислоты и щелочи,
но обычно составляет 5—6 единиц в диапазоне рН 4—10. Для титрования
пригоден любой индикатор, имеющий интервал перехода в этом диапазоне.
Для расчета общей концентрации кислоты используют выражение
СH0 VH = COH0 VOH,
где CH0 — исходная концентрация ионов водорода, VH — объем кислоты,
взятый для титрования (аликвота), COH0 — концентрация щелочи (титранта),
VOH — ее объем, отсчитанный по бюретке до скачка.

Это выражение означает равенство в точке эквивалентности количеств молей
ионов водорода и гидроксила (СH0 VH = H, COH0 VOH = OH). Поэтому
разбавление раствора в колбе для титрования не влияет на результат. Исходная
кислота может быть взята не в виде аликвоты раствора, а в виде навески
или вообще получаться в растворе по какой-либо реакции. Ее количество
рассчитывается по выражению H = COH0 VOH.
Аналитический вид зависимости pH от D для сильной кислоты можно получить
из общих выражений. В данном случае CH* = (CH – COH) = [H+] – Kw/[H+].
Следовательно, [H+] = [CH* + (CH*2 + 4 Kw)1/2] / 2.
В точке эквивалентности CH* = 0 и [H+] = Kw1/2.
Практически во всей области рН, кроме примыкающей к точке эквивалентности
рН 6—8, пригодны более простые выражения:
[H+] = СH* + Kw/CH* для кислой области
[H+] = –Kw/CH* для щелочной.
Титрование сильной щелочи сильной кислотой отличается только направлением
изменения рН.

Случайная погрешность определения CH0 по данным единичного титрования
может быть оценена, если известны погрешности остальных величин:
где x обозначает абсолютную, а x / x относительную погрешность x.

2. Титрование слабой одноосновной кислоты сильной щелочью.
Кривая титрования имеет вид
Кривая титрования слабой
одноосновной кислоты сильной щелочью.
1 — начальная точка;
2 — середина кривой;
3 — точка эквивалентности
ее форма для D < 1 стандартна для разных кислот. Графики отличаются только
величиной сдвига вдоль оси рН.
Расчет рН в особых точках рассмотрен ранее.
В начальной точке [H+] = (CA Ka)1/2,
в средней (D = 0,5) [H+] = Ka,
в конце (в точке эквивалентности) [H+] = (Kw KaCA)1/2 – имеем соль

Выбор индикатора B зависит от pKa. Переход его окраски должен начинаться
при D не менее 0.99. Если интервал изменения окраски индикатора составляет
pKa B  1, то pKa B должен быть > pKa A на 3 ед . В других случаях резкого
скачка окраски нет, а наблюдается постепенный переход.
Индикаторная погрешность (D – 1) = COH / CA может быть рассчитана
из величины рН конца перехода окраски pHкт:
Из рНкт находят [OH–]кт = Kw / [H+]кт, затем рассчитывают разность
COH = [OH–]кт – [OH–]т.э., где [OH–]т.э. — значение [OH–] в точке
эквивалентности.
Если кислота очень слабая (KH очень велика), то скачка рН не наблюдается
и точка эквивалентности расположена в сильнощелочной области.

3. Титрование слабых многоосновных кислот.
Титрование слабой двухосновной кислоты с неразделенными ступенями
проводится аналогично описанному выше для одноосновных кислот. Скачок
наблюдается при D = OH / A = 2. Его характеристики практически такие же,
как для одноосновной кислоты. pH в точке эквивалентности можно оценить
по выражению [H+] = (Kw K2aCA)1/2, как для слабого основания.
Для многоосновных кислот с разделенными ступенями возможно титрование
по отдельным ступеням. Пусть есть двухосновная кислота H2A,
у которой K1a >> K2a. Практически различие между K1a и K2a должно быть
не меньше 4 порядков. Пусть титрование ведется до первого скачка рН.
В этом случае кривая титрования внешне похожа кривую для одноосновной
кислоты, однако pH в точке эквивалентности равен
pHтэ = (pK1a + pK2a) / 2.
Индикатор выбирают так, чтобы его интервал перехода приходился на область
скачка, т.е. pKa B должен быть достаточно близко к середине скачка, т. е.
к величине pH в точке эквивалентности.

Пример. Титрование H3PO4 щелочью с метиловым оранжевым
и фенолфталеином.
Титрование слабого двухкислотного основания A сильной кислотой
рассматривается аналогично.
Титрование слабой кислоты слабым основанием практически не применяется.
Основная причина состоит в том, что просто нет реагентов, способных
вызвать резкий скачок рН в несколько единиц. Это однако не означает,
что такие системы не имеют практического значения для других целей.
Раздельное титрование с индикатором кислот в смеси используется редко.
Как в рассмотренном случае, требуется различие pKa кислот не менее 4 порядков.
Однако этого недостаточно. Нужно также, чтобы отдельные точки
эквивалентности попадали в области, где [H+] и [OH–] малы.
Если эти требования не выполнены, то титруется сразу вся сумма кислот (H+).
Аналогичны требования к титрованию смеси оснований. Однако из-за
практической значимости оно используется чаще.
Пример. Титрование смеси Na2CO3 + NaOH соляной кислотой
с фенолфталеином и метиловым красным.

Титрование с индикатором до скачка окраски очень широко распространено
из-за простоты исполнения и вместе с тем достаточной для многих целей
точности. Однако, как указано выше, оно требует протяженного скачка рН
(не менее 4 ед.), что объективно ограничивает возможности метода.
Более информативным и универсальным является рН-метрическое титрование
со стеклянным электродом, в ходе которого возможна не только фиксация
скачка потенциала, но и прямое измерение величин [H+].
Замечание.
При определении точек эквивалентности очень полезно представлять,
чему соответствует данная ситуация в растворе. Например, точка
эквивалентности при титровании слабой кислоты щелочью – это раствор соли
этой кислоты.
Второй пример: титрование щелочью смеси HCl + HAc. Первая ТЭ – это
HAc + NaCl, вторая – NaAc + NaCl. Поскольку NaCl на рН не влияет,
то расчеты резко упрощаются.

Определение спиртов.
Реакция спирта с уксусным ангидридом (определенное количество)
в пиридине или др. органическом растворителе
(CH3CO)2O + ROH = CH3COOR + CH3COOH
Добавляют воды
(CH3CO)2O + H2O = 2 CH3COOH
Титруют щелочью NaOH. Затем берут такое же количество
уксусного ангидрида, добавляют воды и опять титруют
щелочью.
При реакции с водой образуются две молекулы CH3COOH,
а при реакции со спиртом – одна.
По разности количеств щелочи определяют количество спирта.

Определение аминов.
NH4+
pKa слишком мала, и прямо титровать щелочью нельзя.
Добавляют избыток титрованной щелочи, нагревают и отгоняют NH3.
Титруют оставшуюся щелочь соляной кислотой
NH4+ + OH- = NH3 + H2O
OH- (избыток) + H+ = H2O
По разности количеств щелочи и кислоты находят количество NH4+.
2) органические амины и аминокислоты (Метод Кьельдаля)
Разлагают пробу конц. H2SO4. Все амины переходят в (NH4)2SO4.
Добавляют избыток щелочи, отгоняют NH3 при нагревании и
улавливают его известным количеством серной кислоты.
Избыток кислоты оттитровывают щелочью. По разности находят
количество аммиака.

Задача.
50,0 мл раствора, содержащего Н2SО4 и Н3РО4 , титруют 0,1000 М раствором
NаОН. До первого скачка рН пошло 18,00 мл, до второго - 24,00 мл. Определите
молярные концентрации обеих кислот в исходном растворе.
Решение. У фосфорной кислоты первая и вторая ступени диссоциации
разделены: pK1a = 2.15, pK2a = 7.21.
При ее титровании сильной щелочью можно ожидать скачка рН в интервале
4—5,5. Серная кислота к этому интервалу уже практически полностью
депротонирована (pK2a = 1.9). Поэтому до первого скачка рН происходит
оттитровывание обоих ионов H+ от серной кислоты и одного от фосфорной.
Таким образом, (PO4) + 2 (SO4) = 0,10000,01800 = 1,80010–3 моль.
Второй скачок рН относится только к фосфорной кислоте (точнее, к H2PO4– +
HPO4–), поскольку следующая ступень тоже отделена (pK3a = 12,30) и не
титруется.
Следовательно, (PO4) = 0,1000  (24,00 – 18,00) = 6,00  10–4 моля. Отсюда
определяем молярные концентрации: C(H3PO4) = 6,00  10–4 / 0,0500 =
1,200  10–2 M, C(H2SO4) = (1,80010–3 – 6,00 10–4) / 20,0500 = 1,20010–2 M.

Равновесия комплексообразования в растворе
Константы устойчивости
M + i X = MXi, i = [MXi] / [M][X]i, полные, кумулятивные
MXi–1 + X = MXi, Ki = [MXi] / [MXi–1][X] – частные
i = K1K2…Ki
Если через активности, то термодинамические.
ia = a(MXi) / a(M) a(X)i = i C(yMxi /yM yXi)
Для практики — только концентрационные.
Условия: температура, среда.
Вспомогательные функции (Ледена, Бьеррума, доли форм) - см. ранее
Характеризуют глубину комплексообразования.
Все зависят только от [L] и не зависят от [M].
Например, комплексообразование часто проводят в условиях,
когда СМ << CL (на два порядка и более). Тогда можно считать, что CL  [L].
Такой допущение существенно облегчает проведение расчетов.

Закономерности комплексообразования
M + i X = MXi, i
замещение молекул воды, т.е.
M(H2O)n + i X = MXi(H2O)n–j + j H2O, i часто, но не всегда равно j.
a) классы А и Б (A, B), жесткие и мягкие, треугольник Арланда-Чатта
класс А: Al3+, Fe3+, Co3+, Sn4+, Ti4+, Mg2+, РЗЭ3+…
класс Б: Cu+, Ag+, Au+, 3+, Hg2+, Pd2+, Cd2+…
критерий: изменение устойчивости от фторидных комплексов к
иодидным или от комплексов с лигандами, содержащими донорный
атом кислорода, к комплексам с донорным атомом серы
класс А: i (F) > i (Cl) >i (Br)> i (I)
i (O) > i (S)
i (N) > i (P)
Например, для Fe3+
lg 1 (FeF2+) = 6.0, lg 1 (FeCl2+) = 1.0
Класс Б — все наоборот.

Однако сравнивать можно только для данного центрального атома.
Например, lg 1 (Hg(OH)+ = 10.6, хотя Hg2+ относится к классу Б,
в то время как lg 1 (La(OH)2+ = 3.6), хотя La3+ относится к классу А.
б) ряд Ирвинга-Вильямса – независимо от природы донорных атомов, но
вначале был установлен на NH3
Селективность…???

в) ступенчатые эффекты T, S, L
Ti = lg (Ki / Ki+1) - полный
Si = lg (si / si+1) - статистический
Li = Ti – Si – лиганд-эффект
Вначале было разработано для образования M(NH3)nz+
(Я. Бьеррум),
Co2+ + i NH3 = Co(NH3)i2+ - фактически замещение молекул воды
затем для замещения заряженных лигандов
HgX2 + 2 Y– = HgXY + X– + Y–, s1 = 2
HgXY + Y– = HgY2 + X–, s2 = 1 / 2
S1 = lg 4 = 0.6
часто Li  0, если замещение изозарядное.
Тогда lg (Ki / Ki+1) = Si = lg (si / si+1).
Для неизозарядного замещения обычно Li = 1 – 2.

г) ЛКСЭ
lg (M1X)
д) хелат-эффект и клеточный (макроциклический) эффект
Ni2+ + 2 NH3 = Ni(NH3)22+, lg 2 NH3 = 4.8
Ni2+ + en = Nien2+, lg 1 en = 7.6 (en = H2N-(CH2)2-NH2)
CE = lg 1 en - lg 2 NH3 = 2.8
Но!
1 en = [Nien2+] / [Ni2+][en], а lg 2 NH3 = [Ni(NH3)22+] / [Ni2+][NH3]2

Равновесия:
AuCl4- + 2 NH3 = AuCl3NH3 + Cl- + NH3 = AuCl2(NH3)2+ + 2 Cl-,
AuCl4- + en = AuCl2en+ + 2 Cl-
, 1 NH3
, 1* en  2 1 NH3
, K2 NH3
, K2* en

Хелат-эффекты для AuCl4-, Cu2+, Ni2+
Макроциклы, дополнительное увеличение устойчивости на 4 – 5 лог. ед.

Маскирование
A + X = AX, AX — основная аналитическая реакция
B + X = BX, BX — мешающая реакция
вводим Y для маскирования B
A + Y = AY, AY
B + Y = BY, BY
пусть CA  CB и CX  CY
нужно, чтобы было так: [BY] >> [BX] и [AY] << [AX]
Но это значит, что BY >> BX и AY << AX
Т. е. очевидный вывод: эффективное маскирование возможно,
если A и B резко различаются по химическим свойствам. Например,
относятся к разным классам (А и Б).
Если реагенты X и Y способны к протонированию, то на ситуацию можно
влиять, изменяя рН раствора. В этом случае нужно использовать
условные константы.

Примеры основных лигандов
Характеристики лигандов:
функционально-аналитические группы (ФАГ, специфические) –
группы атомов, ответственные за аналитическую реакцию.
Донорные атомы – обычно O, N, S, P, и др.
Монодентатные и полидентатные.
Металлоциклы (наиболее устойчивые 5 и 6 членные).
Неорганические лиганды.
1) галогениды
F–, Cl–, Br–, I–
H+ + F– = HF, KH  103
HF + F- = HF2-, K  10

Пример.
Методика: определение Zn в алюминиевом сплаве.
Al3+ маскируют фторидом,
Zn2+ титруют ЭДТА в присутствии ксиленолового оранж.:
(Zn0 + Al0) + H+ = Zn2+ + Al3+ + H2
+ ацетатный буфер (NaAc + HAc, pH 4—6) + избыток KF
Al3+ + i F– = AlFi3–i (i  6) – прочные комплексы,
AlFi3–i + EDTA4–  нет замещения F– на ЭДТА4-
Zn2+ + F– = ZnF+, 1 = 5 – малоустойчив
Zn2+ + EDTA4– = ZnEDTA2–
2) OH–, CO32–
OH– — редко из-за гидроксидов
Осложнения при расчетах из-за полимеризации:
2 CrOH2+ = Cr2(OH)24+ - оляция
CO32–: UO22+ + i CO32– = UO2(CO3)i2–2i, lg 1 = 15

3) S2O32–
при окислении 2 S2O32– - 2 e = S4O62–
4) S2–: HS–
Например, в природе Au(HS)2–
5) SCN– — например, при очистке РЗЭ3+ экстракция в виде Н [M(SCN)4],
Важная реакция – с железом(III)
6) SO32-, восстановитель, лиганд
например, Ag+ + i SO32– = Ag(SO3)i1-2i, lg 1 = 7.0

7) CN– (через N или C)
устойчивые комплексы почти со всеми Ме, кроме щелочных и
щелочноземельных. Например, при определении Ca2+, Mg2+
H+ + CN– = HCN, lg KH = 9.3
8) NH3
NH3 + H+ = NH4+, lg KH = 9.25
NH2 –CH2-COO– + H+ = NH3+-CH2-COO–, lg KH = 9.77
Ag+ + NH3 = AgNH3+, lg K1 = 3.0
9) PO43–
высокозаряженные ионы (в основном, класс А)
В комплексах чаще HPO42–:
Fe3+ - lg 1 = 21 – маскирование железа(III) в кислой среде
Cu2+ - lg 1 = 15

Органические лиганды
1) комплексоны
а) ЭДТА4-
Na2H2EDTA 5.5 H2O
Mz+ + EDTA4– = MEDTAz-4, 
* =  L M
M = [Mz+] / CM = 1 / ФM
L = [L] / CL = 1 / ФL
EDTA4– + i H+ = HiEDTAi-4, iH

2) Тиомочевина (thiourea, tu)
класс Б: Ag+, Hg2+, Cu+…
Ag+ + i tu = Ag tui+, lg 1 = 6.5,
3) Пиридин, 2,2’-дипиридил, 1,10-фенантролин
py, bipy , phen
Cu2+ + NH3 = CuNH32+, lg 1 = 4.3
Cu2+ + py = Cupy2+, lg 1 = 2.5
Fe2+ + 3 bipy = Fe(bipy)32+- красный, широко используется для определения
железа
Fe3+  Fe2+, например, гидроксиламином NH2OH

4) Цитрат (остаток лимонной кислоты)
5) Салициловая (Sal) и сульфосалициловая (SSal)
Sal– + H+ = HSal, lg KH = 3
6) Оксалат C2O42–
C2O42– + 2 H+ = HC2O4– + H+ = H2C2O4
lg K1H = 4.5, lg K2H = 1.5
малобалластный восстановитель, например, для золота.
Получение высокочистых оксидов и гравиметрия:
2 Ln3+ + 3 C2O42– = Ln2(C2O4)3 s  (прокалив. на воздухе) = Ln2O3 + CO2

Комплексометрия
примером комплексометрического титрования является меркуриметрия.
Титрантом является раствор Hg(NO3)2, концентрацию которого
устанавливают по первичному стандартному раствору NaCl. Метод
применяется для определения галогенидов и псевдогалогенидов. Основная
реакция имеет вид
Hg2+ + 2 A– = HgA2,
где A = Cl–, Br–, SCN– и т. д. В качестве индикатора в методе меркуриметрии
применяют нитропруссид натрия Na2[Fe(CN)5NO], образующий с ионом
ртути(II) белый осадок состава Hg[Fe(CN)5NO]. Кроме того, в качестве
индикаторов используют дифенилкарбазон

Комплексонометрия
Объединяет методы титрования, основанные на реакциях
комплексообразования ионов металлов с комплексонами. Комплексоны —
органические соединения, чаще всего аминополикарбоновые кислоты.
В настоящее время является самым распространенным методом
титриметрического анализа ионов металлов. Комплексоны используются
в анализе и как титранты, и как маскирующие реагенты. Наиболее известны
этилендиаминтетрауксусная кислота (комплексон II, H4Y), где Y4–
— этилендиаминтетраацетат, ЭДТА:
и ее соли. Кислота H4Y слабо растворима в воде, поэтому на практике
применяют хорошо растворимую соль Na2H2ЭДТА  2 H2O (комплексон III,
трилон Б).

Na2H2Y является вторичным стандартом, концентрацию которого определяют
с помощью растворов солей металлов с точно установленной концентрацией.
Анион Y4– содержит 6 донорных атомов — 4 атома кислорода и 2 атома азота
— и поэтому потенциально является шестидентатным лигандом.
Константы протонирования ЭДТА4– : lg K1H = 10,26; lg K2H = 6,16; lg K3H = 2,67;
lg K4H = 2,00. Пятая и шестая константы протонирования малы и при расчетах
их обычно не учитывают, если только речь не идет об очень кислой области.
Катионы металлов взаимодействуют с Y4– по уравнению:
Mz+ + Y4- = MYz-4
Независимо от заряда ионы металла взаимодействуют с Y4–
в соотношении 1 : 1. Поэтому в комплексонометрии нет необходимости
использовать нормальные концентрации, и расчеты результатов титрования
проводят по выражению:
CM VM = CY VY

Замечание.
Тем не менее, для препарата (фиксанала) Na2H2ЭДТА  2 H2O
указывается fэкв = 1/2, и он иногда учитывается в технологических расчетах,
например, жесткости воды.
Обычно, ионы металлов образуют комплексы с анионом Y4–. Однако,
есть многочисленные примеры образования также тонированных комплексов
типа MHiYz+i–4..
При взаимодействии Mz+ с H2Y2– выделяются ионы водорода:
Mz+ + H2Y2- = MYz-4 + 2 H+
Это ведет к снижению рН (подкислению) и, следовательно, меньшей глубине
превращения Mz+ в комплексонат MYz–4, поскольку константы протонирования
Y4– также велики. Имеет место конкуренция за Y4– со стороны ионов металла
Mz+ и иона H+. Поэтому титрование проводят в присутствии буферов pH.
В противном случае скачок окраски индикатора либо вообще отсутствует,
либо растянут.

В большинстве случаев комплексонометрическое титрование ионов M2+ проводят
в щелочной среде в присутствии аммиачного буфера. В кислой и нейтральной
среде (ацетатный буфер) титруют катионы металлов, имеющие очень высокие
значения констант устойчивости, например, Fe3+(lg  = 24,2).
Для описания и построения кривых титрования необходимо принимать
во внимание все конкурирующие процессы. Поэтому вводят условную константу
образования
где [M] — общая концентрация форм иона металла за исключением концентрации
[MY],
[Y] — общая концентрация комплексона также за исключением [MY]:
CM = [M] + [MY]
CY = [Y] + [MY].

Равновесные концентрации
[M] = M[M],
[Y] = Y[Y], где
M = 1/M;
Величины долей формы Y4– в зависимости от pH раствора
Таким образом,

Кривые комплексонометрического титрования строят в координатах pM—D.
Как обычно, кривая титрования состоит из трех частей:
-до точки эквивалентности, [M'] = (1 – D)CM = (1 – D)CM0 V0 / Vобщ
-точка эквивалентности, [M'] = [Y']  (СM/’’MY)1/2
-после точки эквивалентности, [Y’] = CM(D – 1)
Полезные соотношения
1) Оценим минимальное значение условной константы, необходимое
для получения результата с допустимой погрешностью 0,1%.
Степень превращения в точке эквивалентности достигает значения 99,9%.
Тогда:
Таким образом, если СМ = 0,01 моль/л, то требуется ''  108.

2) Рассмотрим возможность определения содержания 2 ионов металлов
при совместном присутствии. Пусть их концентрации одинаковы. Найдем
соотношение условных констант устойчивости, необходимое для раздельного
определения (титрования) двух ионов металлов с погрешностью 0,5%.
Отношение условных констант равно
По условию, С1 = С2. В конце титрования [M1Y] = 0,995 С1, а [M2] = 0.005 C1.
Следовательно, [M1] = 0.005 C1 , [M2Y] = 0.995 C1 и ’’1/ ’’2 = 4 104.
Таким образом, для раздельного определения двух металлов при совместном
присутствии величины условных констант устойчивости их комплексонатов
должны отличаться не менее, чем на 4 порядка (метод используется редко).

Металлохромные индикаторы
Для фиксации конечной точки титрования в комплекосонометрии
используются металлохромные индикаторы. Это соединения, которые
образуют с металлами интенсивно окрашенные комплексы, менее устойчивые,
чем комплексонаты.
Для описания тоже используют условные константы.
Условие: ’’MY > 104 ’’MInd
Примеры металлохромных индикаторов:
1) эриохром черный T (щелочная область)
2) мурексид (аммонийная соль пурпуровой кислоты)
щелочная область

3) ксиленоловый оранжевый
нейтральная и кислая область

Определение жесткости воды
Жесткость воды обусловлена наличием растворенных солей, в основном,
кальция и магния. Играет большую, в основном отрицательную роль.
Различают жесткость устранимую (временную) и неустранимую
(постоянную).
Устранимая – устраняется кипячением. Обусловлена бикарбонатами
Ca(HCO3)2 и Mg(HCO3)2
При кипячении идут реакции типа
Ca(HCO3)2 = CaCO3 тв + CO2 + H2O
Углекислый газ CO2 улетает, карбонаты уходят в осадок. Концентрация солей
в воде снижается.
Постоянная жесткость вызвана другими солями: MgCl2, CaCl2, MgSO4 и др.
Кипячение на них не влияет.