REACCIONES DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS Complejos de

Química Analítica I
REACCIONES DE FORMACIÓN DE COMPLEJOS
Complejos de coordinación
Un complejo es un compuesto formado por la unión de un ion metálico y uno o más
ligandos mediante enlaces covalentes coordinados formados por transferencia de pares de
electrones. En el caso de complejos con un número de ligandos superior a 1, el proceso de
formación tiene lugar mediante la adición gradual del ligando.
Tipos de ligandos y complejos
Los ligandos pueden ser especies monoatómicas o poliatómicas. Las monoatómicas
tienen siempre carga negativa (F-, Cl-, Br-,…), mientras que las poliatómicas pueden ser
aniones (CN-, SCN-, HO-,…) o también moléculas polares sin carga (NH3, H2O, aminas,...).
La propiedad común a todas ellas es que poseen pares de electrones libres.
Es importante distinguir entre dos tipos de ligandos en función del número de pares de
electrones que pueden proporcionar en la formación del complejo.
♦ Ligandos monodentados: sólo pueden proporcionar un par de electrones y, por tanto, se
unen al ion metálico a través de un solo enlace coordinado. Es el caso del H2O, NH3,
halógenos, etc.
[Ag(NH3)2]+
H3N:→ Ag ←:NH3
♦ Ligandos polidentados: son ligandos poliatómicos con más de un átomo dador de pares de
electrones que se unen al ion metálico por más de una posición. Normalmente son
moléculas orgánicas con N, O, S.
etilendiamina :NH2-CH2-CH2-H2N:
[Ag(NH2-CH2-CH2- NH2 )]+
Una característica de estos ligandos es que forman en el complejo una estructura cíclica que
se denomina estructura de quelato (del griego χελε, pinza de cangrejo). Este anillo de
quelación aumenta considerablemente la estabilidad del complejo, que en estos casos se
denomina quelato. Cuanto mayor es el número de anillos de quelación, más estable es el
complejo.
Ag(NH2-CH2-CH2- NH2 )+
Tema 10
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Química Analítica I
En este punto, hay que introducir dos conceptos que en ocasiones se confunden, por lo
que hay que definirlos claramente:
número de coordinación: es el número de átomos dadores unidos al ion metálico.
estequiometría del complejo: es el número de ligandos unidos al ion metálico.
Si los ligandos son monodentados, número de coordinación y estequiometría coinciden.
Constantes de formación
La estabilidad de un complejo viene dada por el valor de la constante de su reacción de
formación, que como sabemos es una medida cuantitativa de la extensión en que se produce el
equilibrio de formación.
M + L ↔ ML
k=
[ML]
[M ][L]
Cuando se trata de complejos con varios ligandos, se establecen una serie de equilibrios
sucesivos hasta que se ocupan todos los lugares de coordinación del ion metálico. Cada una
de estas etapas viene regida por una constante de formación del complejo correspondiente.
[ML]
[M ][L]
[ML 2 ]
k2 =
[ML][L]
[ML n ]
kn =
[ML n −1 ][L]
k1 =
M + L ↔ ML
ML + L ↔ ML2
MLn-1 + L ↔ MLn
Para realizar los cálculos de concentraciones en equilibrios de formación de complejos
resulta ventajoso utilizar las denominadas constantes de formación globales, que son las que
habitualmente están tabuladas. Estas constantes no se corresponden a ningún equilibrio real,
sino a la suma de dos o más equilibrios. Se obtienen a partir del producto de las constantes de
los equilibrios involucrados, siendo muy fácil obtener las constantes de formación una vez
conocidas las constantes globales.
M + n L ↔ MLn
β n = k 1 k 2 ... k n =
[ML n ]
[M ][L]n
Generalmente, se cumple que k1 > k2 > ... > kn, pero existen excepciones como la del ion
Ag+ con NH3 (k1=2,5 103 < k2=105). En estos casos se dice que tiene lugar una inversión de
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constantes, de modo que el complejo de menor estequiometría y que presenta una constante
más pequeña no llega a ser nunca la especie predominante en disolución.
Las zonas de predominio de los diferentes complejos se pueden obtener a partir de los
valores de las constantes de formación. De este modo se puede establecer cuál será el
complejo que predominará en disolución para un ion metálico en presencia de un determinado
ligando a partir de la concentración de ese ligando en la disolución. Consideramos el caso de
un ion metálico que forma hasta 2 complejos con el ligando L, cuyas constantes son k1 y k2.
Cuando la concentración de ligando en la disolución es menor que el valor de k1 (pL >
log k1), la especie predominante es el ion metálico (no se forma ningún complejo con el
ligando L). Si la concentración de ligando se encuentra entre los valores de k1 y k2 (log k2 <
pL < log k1), la especie predominante en disolución es el complejo ML (hay suficiente
ligando para formar ML, pero no ML2). Sólo cuando la concentración de ligando en la
disolución es superior al valor de k2 (pL < log k2), la especie predominante será ML2.
Interacción entre equilibrios de formación de complejos y ácido-base
En los equilibrios de formación de complejos, además de la reacción principal entre el
ion metálico y el ligando, pueden tener lugar otras reacciones que se conocen como
secundarias, laterales o parásitas, las cuales ocurren al margen de la reacción principal, pero
que tienen una influencia sobre la misma.
Cada uno de los reactivos o productos de la reacción principal puede participar en
reacciones secundarias:
ion metálico M: cabe considerar la posibilidad de que forme complejos hidroxilados, ya
que en disolución acuosa siempre existen iones HO- los cuales pueden actuar como
ligando frente a numerosos iones metálicos. Además, pueden haber en el medio otras
especies que actuen como ligandos.
ligando L: la mayoría de los ligandos importantes presentan un comportamiento básico,
por lo que reaccionan con los iones hidronio del medio. Así mismo, también puede
reaccionar con otros iones metálicos presentes en la disolución.
complejo ML: puede tener reacciones secundarias con iones hidroxilo e hidronio.
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M ( HO ) , M ( HO ) 2 ,...
HO − c
M
HL , H 2 L ,...
+
L
M
ML'
M'L
L c
MOHL
H 3O + c
'
'
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Re acciones sec undarias
c HO −
⇔
c
ML
Re acción principal
c H 3O
MHL
+
Re acciones sec undarias
Constantes condicionales
Desde el punto de vista del estudio de una reacción, habitualmente con el objetivo de
conocer su aplicabilidad en análisis químico, es interesante conocer la extensión con que se
produce la reacción principal, siendo de importancia secundaria la forma y concentración de
las restantes especies que existen en disolución.
De este modo, se introduce el concepto de constante condicional, que es una
constante cuyo valor o magnitud es de hecho una medida de la cuantitividad de la reacción
principal en las condiciones experimentales fijadas en las que la reacción tiene lugar. Así
pues, no se trata de una verdadera constante de equilibrio en el sentido que lo es una
constante termodinámica, pero para unas condiciones experimentales dadas sí que lo es, y
nos permitirá predecir si una reacción tiene lugar o no y en qué extensión.
Para la siguiente reacción de formación de complejos general, la constante de formación
condicional se define del siguiente modo:
M + L ↔ ML
k' =
[ML]
[M]' [L]'
• [M]’ es la concentración total de metal, esto es, la concentración de ion metálico
libre más la concentración de todas las especies que contienen al metal en disolución
y que se forman como consecuencia de las reacciones secundarias
[M]’ = [M] + [M(OH)] + [M(OH)2] + ...
• [L]’ es la concentración total de ligando, esto es, la concentración de ligando libre
más la concentración de todas las especies que contienen al ligando en disolución y
que se forman como consecuencia de las reacciones secundarias
[L]’ = [L] + [HL] + [H2L] + ...
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Química Analítica I
Para relacionar la constante condicional de una reacción con la constante de equilibrio
correspondiente a la misma, se hace uso de los coeficientes de reacción parásita, α,
introducidos por Schwarzenbach, y que se definen como el cociente entre la concentración
total de una especie y la concentración de esa especie que participa en la reacción principal.
'
[
M]
αM =
[M ]
'
[
L]
αL =
[L]
El coeficiente α es una medida de la extensión en que se producen las reacciones parásitas. Si
no hay reacción parásita α =1, mientras que cuando existen reacciones parásitas α >1. Cuanto
mayor es el valor de α , más importantes son las reacciones parásitas.
Sustituyendo las concentraciones totales en la expresión de la constante condicional, se
obtiene la relación entre k’ y k.
k' =
[ML]
[M ] [L] α M
αL
=
k
αM αL
Una vez obtenido el valor de K’, se puede calcular la concentración de las especies en el
equilibrio aplicando los correspondientes balances de masa del metal y del ligando.
b.m. metal
cM = [M]’ + [ML] (1)
b.m. ligando cL = [L]’ + [ML] (2)
[M]’ = cM – [ML] (3)
[L]’ = cL – [ML] (4)
Las expresiones (3) y (4) se sustituyen en la expresión correspondiente a la constante
condicional.
k' =
[ML]
[M ]' [L]'
=
[ML]
( c M − [ML]) ( c L − [ML])
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Química Analítica I
Aplicaciones analíticas de la formación de complejos
La formación de complejos es, posiblemente, el fenómeno químico de mayores
aplicaciones prácticas en la química analítica. Entre las principales aplicaciones se pueden
mencionar:
-
Aumento de sensibilidad en reacciones de identificación.
Por formación de complejos con ligandos mixtos, se logra un aumento de la
sensibilidad por formación de especies intensamente coloreadas, capaces de identificar
cantidades mínimas de sustancias.
-
Utilización en separaciones analíticas.
Por ejemplo en la marcha sistemática de carbonato, la separación por disolución
selectiva de los cationes de cuarto grupo con EDTA.
-
Aumento de la selectividad de las reacciones.
En el enmascaramiento por formación de complejos la especie interferente se
incorpora a un complejo suficientemente estable. Por ejemplo, en la reacción de
VOGEL para cobalto, en la que se forma el complejo azul [Co(SCN)4]2-, interfiere el
Fe3+ que por formar el complejo [Fe(SCN)]2+, de color rojo, que impide visualizar el
azul del compuesto de cobalto. Sin embargo, basta adicionar fluoruro, tartrato, fosfato
o pirofosfato, ligandos con los que el Fe3+ forma complejos más estables que con el
tiocianato, para que desaparezca el color rojo y sea perfectamente apreciable el color
azul del cobalto.
-
Disolución de metales.
Metales como Au y Pt, insolubles en ácidos concentrados (HCl, HNO3), se disuelven
en mezcla de ambos ácidos (agua regia) por la acción complejante de Cl-
-
Estabilización de grados de oxidación.
Por ejemplo el uso de la mezcla Zimmermann-Reinhardt en permanganimetría.
-
Determinaciones volumétricas de metales.
Uso de EDTA como reactivo titulante en la quelatometría.
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Química Analítica I
VOLUMETRIA DE COMPLEJACION
Introducción
La volumetría de complejación se basa en reacciones que conducen a la formación de
complejos, es decir, especies solubles que surgen de la combinación de un ión metálico con
otros iones, o moléculas neutras distintas a las del solvente.
EL ión metálico se denomina átomo central, el cual se comporta como ácido de Lewis.
Las moléculas o iones complejantes (también llamados ligandos) se disponen sobre una esfera
de coordinación, en una cantidad tal que es función del número de coordinación del ión
metálico. La estabilidad del complejo será más grande, cuanto mayor sea la carga del anión o
del catión, cuanto menor sea el radio iónico del catión y mayor el del anión. La estabilidad de
un complejo se expresa mediante la constante de estabilidad. Por ejemplo para la siguiente
reacción dicha constante expresada en función de concentraciones será (omitiendo cargas para
simplificar):
nL + M
Ke =
LnM
[Ln M]
[L]n [M]
Como en los casos de volumetría ya estudiados la reacción base debe cumplir los
siguientes requisitos fundamentales:
a) Velocidad: hay algunas reacciones de complejación que son particularmente lentas. En
esos casos puede ser ventajoso elevar la temperatura, utilizar un exceso de reactivo
complejante y valorar el exceso utilizando una reacción rápida y en ocasiones modificar el
estado de oxidación del catión incluido dentro del complejo.
b) Estequiometría: Este requisito ha sido en el pasado, sin duda, el factor limitante en
cuanto a la utilidad de la volumetría de complejación. Los ligandos monodentados, es decir
aquellos que ocupan una sola posición de coordinación, por ej. CN-, SCN-, NH3 son
adicionados, invariablemente en una sucesión de pasos. A menos que uno de los complejos
intermedios sea extraordinariamente estable, no existen instancias de la valoración que
correspondan e la formación de una especie única y por lo tanto es imposible obtener un
punto final nítido y exacto. La importancia de los ácidos aminopolicarboxílicos en
volumetría reside en el hecho que forman complejos muy estables , en relación
estequiométrica 1:1 con numerosos iones metálicos, de esta manera no existe el problema
de la formación de complejos sucesivos. El grado en que la reacción se complete
dependerá de la magnitud de la constante de estabilidad del complejo. En general la
estabilidad será mayor para reacciones en que intervienen ligandos polidentados y que
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conducen a la formación de quelatos (estructuras anilladas). Se llama efecto quelato al
incremento de estabilidad que se produce en el caso de especies complejas que presentan
estructura anillada. El efecto es tanto mayor cuando se incrementa el número de anillos
formados por mol de ligando que entra en combinación. A la vez es más pronunciado
cuando los anillos formados están constituidos por 5 átomos (incluido el ión metálico).
c) Sistema de indicación adecuado: en volumetría de complejación se han utilizado
diversas clases de indicadores visuales con el objeto de detectar el punto final. En
determinaciones quelatométricas, que son sin duda las de mayor importancia dentro de la
volumetría complejométrica, pueden utilizarse:
1) Indicadores ácido-base: cuando se usa Ácido Etilen-diamino-tetraacético (cuyas
siglas correctas en castellano son AEDT, usualmente se denomina como EDTA) o sus
sales como reactivo titulante en la valoración de iones metálicos, se producen cambios
de pH que pueden ser utilizados para su detección.
2) Indicadores metalocrómicos: son los más importantes y la quelatometría alcanzó el
auge de que goza actualmente cuando se logró el desarrollo de este tipo de
indicadores. Los indicadores metalocrómicos son compuestos, casi siempre de
naturaleza orgánica, que con determinados iones metálicos y en condiciones
adecuadas, forman especies complejas coloreadas y a la vez suceptibles de cambiar de
color o perderlo, cuando el ión metálico es sustraido del medio por un complejante
suficientemente enérgico. Para que realmente un indicador de este tipo pueda ser útil
como tal, es preciso que cumpla con varios requisitos:
1 Sensibilidad: La reacción de color debe ser lo suficientemente sensible como
para que en las vecindades del punto final cuando la concentración del ion
metálico sea muy baja, la solución se presente intensamente coloreada.
2 Especificidad: La reacción de color debe ser específica del ión a determinar o
por lo menos suficientemente selectiva como para que no interfieran otros iones
que puedan estar presentes.
3 Estabilidad: El complejo Indicador-Metal debe tener una estabilidad optima. No
debe ser demasiado pequeña para que no se produzca un cambio difuso en el
punto final, debido a la ionización. Tampoco debe ser demasiado alta a punto tal
de llegar a impedir la labilidad, por ejemplo cuando se titula con EDTA:
IndM + EDTA
MEDTA
+ Ind
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Química Analítica I
En caso contrario, en el punto final, el EDTA no sería capáz de desplazar al ión
metálico de su combinación con el indicador, con lo que el cambio de color no se
produciría.
4 Cinética de Reacción: Esta debe ser suficientemente rápida como para que el
cambio sea bruzco y además, coincida con el punto final.
5 Contraste: Debe haber suficiente contraste entre el indicador combinado y el
indicador libre.
6 Solubilidad y estabilidad de las soluciones de los indicadores: En muchos casos
el último requisito no es cumplido, entonces se apela al uso de conservadores, o
mejor a la preparación del indicador como una dispersión sólida en NaCl. Por
último, todos los requisitos descriptos, se deben satisfacer dentro de rangos de pH
en el que pueda efectuarse la titulación.
Curvas de Valoración
Para seguir el curso de una valoración complexométrica se grafican los valores de pM
vs volumen de reactivo titulante adicionado. Las curvas presentan forma sigmoidea,
mostrando un cambio brusco de pM en la vecindad del punto final.
QUELATOMETRIA
La quelatometría es un caso particular de la complexometría, en la que el compuesto
complejo que se forma como producto de la reacción de titulación es un quelato. Un quelato
es un compuesto complejo cuya estructura posee forma de anillo.
Los métodos volumétricos donde la reacción básica implica una quelación mediante
complexones, presenta ventajas frente a otros tipos de complexometrías. Dentro de las
ventajas señaladas pueden destacarse las siguientes:
a) Formación de una única especie de estequiometría perfectamente definida, en lugar de
complejos sucesivos del tipo MX1, MX2, MX3,--- MXn. Estas reacciones de complejación
no tienen corte definido y, por lo tanto, no se obtiene un punto final neto.
b) Relación de ligando:metal de 1:1 con todos los cationes independientemente del estado
de valencia en que se encuentren. Esto hace que a los fines del cálculo sea innecesario
conocer dicho estado, además, la concentración de las soluciones del agente titulante puede
siempre expresarse en molaridad.
c) Amplia posibilidades de realizar valoraciones por sustitución parcial o total.
Tema 10
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Química Analítica I
CH2 COOH
Los complexones, son ácidos aminopolicarboxílicos en los
HN
cuales los grupos carboximetilénicos están unidos a un átomo de
CH2 COOH
nitrógeno. El más simple es el ácido imino-diacético.
HOOC
CH2
N
HOOC
Los
CH2
CH2
CH2
demás
complexones
CH2
COOH
CH2
COOH
N
pueden
considerarse como derivados de él. De los muchos
conocidos
en
la
actualidad,
el
que
mayor
importancia ha adquirido por sus aplicaciones, es el
ácido etilen-diamino-tetra acético (EDTA) y sus
sales disódicas.
Este ácido (H4Y) como poliprótico se disocia en forma sucesiva hasta Y4-. Los valores
de la constante de protólisis, expresados como su logaritmo negativo son:
pK1 = 2,0;
pK2 = 2,67;
pK3 = 6,16
pK4 = 10,26
(a 200C y para una fuerza iónica de 0,1)
Trabajando con estos valores conocidos de las constantes es posible calcular la fracción de
cada una de las especies presentes en función del pH. Las curvas resultantes de representar
gráficamente los resultados son las siguientes: (Fig. 1).
1.0
Fracción Molar
0.8
0.6
0.4
0.2
0.0
0
2
4
6
8
10
12
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pH
Figura 1
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Química Analítica I
Formación y estructura de los complejos de EDTA
El AEDT se utiliza en la mayor parte de los casos bajo la forma de su sal disódica
(Na2H2Y), que en disolución acuosa y en concentración 0,1 M aproximadamente tiene un
valor de pH cercano a 4,5, por lo que la especie predominante es H2Y2-. En consecuencia, con
diversos cationes se obtendrán las siguientes reacciones de complejación:
M2+ + H2Y2 -
MY2- + 2 H+
M3+ + H2Y2 -
MY- + 2 H+
M4+ + H2Y2 -
MY + 2 H+
En cada caso se liberan 2 mol-ion gramo de H+ por cada mol de metal complejado. Los
complejos resultantes tienen exactamente la misma estequiometría, pero difieren en el signo
de la carga eléctrica.
En las tres ecuaciones formuladas anteriormente se supone que el EDTA se encuentra
totalmente bajo la forma H2Y2-, lo cual sólo es correcto a pH 4,5 (según se observa en la
grafica de distribución de especies en función del pH, Fig. 1). Si en cambio el pH fuera 7-9,
las reacciones de complejación implican la liberación de solo un ion-mol gramo de H+ por
mol de metal complejado:
M2+ + HY3-
MY2- +
H+
En todos los casos la especie final es la misma. A pH 12, la reacción de complejación, en
cambio, debe formularse: Mn+ + Y4función de las concentraciones:
K MY =
MY(n-4), y la constante de formación será, en
MY ( n − 4 )
M n + Y4−
(1)
Curvas de Titulación
En estas se representa la variación del pM en función del volumen de titulante
adicionado, obteniéndose curvas sigmoideas al igual que en las volumetrías vistas
anteriormente.
En la valoración de soluciones de Ca2+ y Mg2+ (trabajando con NH4+ / NH3 como
solución reguladora de pH) las curvas de titulación son independientes del pH ya que Ca2+ y
Mg2+ no forman complejos con NH3, por lo tanto, la concentración de NH3 y el pH que lo
regula no tienen incidencia (Fig. 2).
Para valores bajos de pH no existe variación de pM al agregar EDTA ya que este se
encuentra protonado, por lo tanto, no hay complejación. Para valores de pH elevados no existe
competencia entre H+ y Mn+ para combinarse con el quelante debido a la baja concentración
protónica, con lo cual la complejación transcurre sin inconvenientes.
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Química Analítica I
pH 12
pH 10
10
10
8
pH 9
6
8
pCa
pCa
pH 7
pH 6
6
4
4
2
2
0
0
0
5
10
15
20
25
30
10
35
20
30
40
Volumen de titulante adicionado [ml]
Volumen de titulante adicionado [ml]
Curva de Titulación de Ca2+ con EDTA
FIGURA 2
COMPLEXOMETRÍA APLICACIONES
Entre las aplicaciones más importante de las titulaciones con EDTA se encuentra la
determinación de dureza en aguas.
Se denomina agua dura a aquella que cuece mal las legumbres, o bien, aquella que no forma
espuma con los jabones comunes. La dureza es debida a la presencia de calcio, magnesio y otros
iones metálicos. La dureza de las aguas se suele clasificar en: transitoria, permanente y total. La
transitoria se elimina cuando el agua se somete a ebullición. Esa eliminación se produce a expensas
de la siguiente reacción:
2 CO 3 H − + Ca ++ → CO 3 Ca ↓ + H 2 O + CO 2 .
La dureza permanente no se elimina por ebullición y la total es la suma de las dos anteriores.
En la práctica se determina la dureza total sobre agua sin hervir. En otra porción de la muestra
llevada a ebullición se dosa la dureza permanente. La dureza transitoria se establece por diferencia.
La dureza del agua puede ser informada bajo distintos modos de expresión entre otros: a)
Partes de CaCO3 contenidos en 1.000.000 de partes de agua (ppm). Esto es equivalente a mg/L de
CaCO3 o µg/mL de CaCO3. b) Grados Franceses. Un grado Francés de dureza corresponde a un
contenido de 1 g de CaCO3 en 100 litros de agua muestra (n ppm de CaCO3 equivalen a n/10 0F).
Determinación de la dureza total en aguas: Para realizar la titulación se utiliza una solución de
Na-EDTA 5x10-2 M, la dureza total se expresa en mg/L de CaCO3
(V
M ) EDTA x
PM CaCO 3
1000
x
1000
V muestra
x 1000 = mg
L
= ppm de CaCO 3
Tema 10
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Química Analítica I
Una solución de Na-EDTA que posea exactamente un título 5x10-2 M, permite simplificar los
cálculos cuando el volumen de muestra que se analice es 50,0 ml. Para ese caso se tiene:
V × 5 x 10 − 2 ×
100
1000
×
1000
50
x 1000 = V ×100 = ppm de CaCO 3
En la determinación de dureza total se opera a pH = 10. Este valor se logra utilizando un
tampóm NH4+/NH3. Para la indicación del punto final se utiliza el indicador metalocrómico Negro de
Erio Cromo T (Erio T) el cual posee actividad ácido base, y por ello, se encontrará formando
distintas especies dependiendo del pH del medio.
El equilibrio ácido base para el anión H2In- es el siguiente:
pK = 6,30
pK = 11,55
H2In-
HIn=
In3-
rojo
azul
anaranjado
De modo que, el Erio T, presenta color rojo vinoso por debajo de pH 6,3; azul en el rango
comprendido entre pH 7 a 11 y anaranjado por encima de pH 13.
Este indicador a pH 10 forma con los iones Mg2+ un complejo de color rojo vino, cuya
constante de estabilidad es 107; a este valor de pH KEDTA-Mg = 108 con lo que se satisface uno de los
requisitos indispensables del indicador a emplear. Las reacciones que se producen sucesivamente en
el transcurso de la titulación son:
HY 3− + Ca + + ↔ YCa = + H +
El indicador Erio T forma con Ca2+ un
HY 3− + Mg + + ↔ YMg = + H +
complejo
HY 3− + InMg − ↔ YMg = + HIn =
rojo vino
azul
coloreado.
estable
[InCa]2-,
aunque
poco
Cuando no se tenga la seguridad que la muestra contenga Mg2+, será necesario adicionar
una pequeña cantidad de EDTA-Mg para asegurar la correcta indicación del punto final.
Como la titulación se lleva a cabo a pH 10, con solución reguladora, apenas superado el punto
de equivalencia el indicador en su forma libre presentará color azul.
Si se desean obtener los contenidos de ion Ca2+ y Mg2+ en forma discriminada será
necesario llevar a cabo una titulación adicional sobre otra porción de muestra a pH 12, usando
Calcón como indicador, en la que solo se determinará Ca2+ ya que a pH 12 el Mg2+ se
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Química Analítica I
encuentra precipitado como Mg(OH)2. Con este dato y el obtenido utilizando Erio T, puede
calcularse por diferencia el contenido de Mg2+.
H2In-
HIn=
In3-
rojo
pH 7
azul
pH 10
anaranjado
pH 13,6
El Ca2+ con el indicador Calcon reacciona:
Y 4 − + Ca + + ↔ YCa =
Y 4 − + HInCa ↔ YCa = + HIn =
rojo vino
azul
Tema 9
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