INTRODUCCIÓN

Las reacciones entre ácidos y bases de Lewis, en las que un catión metálico se combina con una base de Lewis, producen la formación de iones complejos.

Un ion complejo se puede definir como un ion que contiene un catión metálico central enlazado a una o más moléculas o iones.

Los metales de transición ( tienen el sub-nivel d incompleto, o bien fácilmente dan lugar a cationes este sub-nivel incompleto ) tienen la tendencia particular a formar iones complejos, por que poseen más de un estado de oxidación.

Esta propiedad les permite funcionar en forma efectiva como ácidos de Lewis cuando reaccionan con varios tipos de moléculas o iones que sirven como dadores de electrones, o bases de Lewis. Por ejemplo una disolución de cloruro de cobalto (II) es de color rosa debido a la presencia de los iones Co(H2O)6++.

Cuando se añade HCl, la disolución se vuelve azul debido a la formación del ion complejo CoCl4=.

Una medida de la tendencia de un ion metálico a formar un ion complejo particular esta dada por la constante de formación Kf ( también conocida como constante de estabilidad ), que es la constante de equilibrio de la formación de complejo.

Si el valor de Kf es grande, el ion complejo es más estable.

Volumetría de Formación de Complejos

La complejometría es una técnica para la determinación analítica directa o indirecta de elementos o compuestos por medición del complejo soluble formado. En principio, cualquier compuesto que forme cuantitativamente un complejo con su ion metálico puede ser usado en complejometría si se dispone de un medio adecuado para determinar el piloto de equivalencia. El método surgió, en realidad, hace más de cien años. La valoración de Liebig de la plata con cianuro se basaba en la formación de un ion completo de cianuro de plata muy estable, Ag(CN)2.

Otros ejemplos clásicos bien conocidos son la valoración del aluminio y la del circonio con un fluoruro basada en la formación de sus fluoruros complejos no disociables.

Muchísimas reacciones dan iones complejos o moléculas neutras sin disociar. Pero pocas pueden usarse para valoración, pues la mayoría de los complejos son demasiado inestables para la valoración cuantitativa. Los citratos y tartratos forman complejos estables con muchos iones metálicos polivalentes, pero se usan rara vez como valorantes, porque forman más de un complejo con un ion metálico dado y esto dificulta la determinación del punto final.

El uso de un formador de complejos orgánicos como valorante es cosa reciente. Hace más de dos décadas, la I. G. Farbenindustrie lanzó al mercado por primera vez varios aminopolicarboxílicos como formadores de complejos con metales. Más tarde, Brintzinger y Pfeiffer investigaron estos complejos metálicos que eran conocidos en la industria, pero prácticamente desconocidos por los analistas. Desde 1945 Schwarzenbach y sus colaboradores hicieron un estudio sistemático de estos complejos y descubrieron un método analítico para determinar la dureza del agua en el que usaban ácido etilenodiaminotetracético (EDTA) como valorante y murexida y negro de eriocromo T como indicadores.

Ácido Etilen Diamino Tetracético ( E.D.T.A. )

También llamado Ácido Etilen Di nitrilo Tetracético, o simplemente E.D.T.A, es el titulante complejométrico más versátil. En su forma completamente protonada tiene la siguiente estructura:

HOOC-CH2 CH2 -COOH

N -CH2 - CH2-N

HOOC-CH2 CH2 -COOH

La molécula de E.D.T.A. tiene seis sitios potenciales para formar un enlace con un ion metálico: los cuatro grupos carboxilo y los dos grupos amino, cada uno de estos últimos con un par de electrones no compartidos.

Las soluciones de E.D.T.A. son especialmente valiosas como titulantes porque este reactivo se combina con los iones metálicos en una proporción 1: 1 independiente de la carga del catión.

Negro de Ericromo T

El negro de ericromo T, tambien conocido como NET, es un indicador de iones metálicos, muy utilizado para titular diversos cationes comunes, comportándose como un ácido débil.

Los complejos metálicos del NET frecuentemente son rojos en un rango de PH entre 4 a 12, cuando está libre en solución en un rango de PH menor a 10 su color es rosado, a PH igual a 10 es de color azul.

DESARROLLO EXPERIMENTAL

Determinación de concentración molar de E.D.T.A.-Na2H2O

-Preparación de 250 ml de solución de E.D.T.A.-Na2H2O ( PM. = 372,2) 0,05 M.

-Cálculos teóricos:

250 ml * 0,05 M = 12,5 mmol

masa E.D.T.A.-Na2H2O = 12,5 mmol * 372,2 mg/mmol

= 4652,5 Mg

-Masar analíticamente 4,5 g aproximado de E.D.T.A.-Na2H2O y agregar a vaso de precipitados, agregar agua para trasvasijar a matraz de aforo de 250 ml. El vaso de precipitados debe ser lavado reiteradamente para no perder nada de E.D.T.A.-Na2H2O, luego el matraz debe ser aforado y agitado para homogenizar la solución.

Masa de E.D.T.A.-Na2H2O = 4,4837 g

-Valoración de E.D.T.A.-Na2H2O usando un patrón primario que es MgSO4-7H2O

20 ml * 0,05 M = 1 mmol E.D.T.A.-Na2H2O

= a 1 mmol MgSO4-7H2O

masa de MgSO4-7H2O = 1mmol * 246,5 mg/mmol

= 246,5 Mg

-Masar analíticamente 0,2465g aproximado de MgSO4-7H2O , disolver en agua, agregando buffer PH =10, más punta de espátula de indicador metalocrómico NET (apreciando un color rojo claro), y valorar con solución de E.D.T.A.-Na2H2O hasta cambio de color (azul)

-Datos de la experiencia realizada:

-Masa de reactivos:

Masa de E.D.T.A.-Na2H2O = 4,4837 g

Masa de MgSO4-7H2O en matraz n º 1 = 0,2351 g

Masa de MgSO4-7H2O en matraz n º 2 = 0,2291 g

-Volúmenes gastados en valoración:

Volumen gastado en matraz n º 1 = 20,19 ml

Volumen gastado en matraz n º 2 = 19,61 ml

-Cálculos experimentales:

-Calculo de molaridad de E.D.T.A.-Na2H2O masado:

4,487 g

= 0,0482 Molar

372,2 g/mol * 0,25 lts

-Cálculos de molaridad de E.D.T.A.-Na2H2O Valorado:

-Cálculos de matraz n º 1:

235,1 mg MgSO4-7H2O * 0,995 = 233,92 mg reales

233,95 mg

= 0,9490 mmol MgSO4-7H2O

246,5 mg/mmol o E.D.T.A.

0,9490 mmol

= 0,0470 Molar

20,19 ml

-Cálculo de matraz n º 2:

229,1 mg MgSO4-7H2O * 0,995 = 227,95 mg reales

227,95 mg

= 0,9247 mmol MgSO4-7H2O

246,5 mg/mmol o E.D.T.A.

0,9247 mmol

= 0,0470 Molar

19,61 ml

M = 0,0472 - 0,0470

= 0,0002

-Molaridad final = Promedio de molaridades ( valoración) = 0,0471M

-Comparación de las molaridades:

La molaridad de E.D.T.A.-Na2H2O masado y la Molaridad final por valoración dan un M = 0,001, permitiendo que los valores obtenidos se consideren válidos.

Determinación de dureza total en agua potable

En las aguas naturales, las concentraciones de iones calcio y magnesio son superiores a la de cualquier otro ion metálico, por consiguiente, la dureza se define como la concentración de carbonato de calcio que equivale a la concentración total de todos los cationes multivalentes en una muestra de agua.

La determinación de la dureza es una prueba analítica que proporciona una medida de la calidad del agua potable para uso doméstico e industrial.

La prueba es de una importancia para la industria porque el calentamiento del agua dura precipita el carbonato de calcio, principal responsable de la obstrucción de calderas y tuberías, detonando un problema económico al ocupar mucho más energía de lo normal, implicando un mayor gasto de dinero.

Esta precipitación de carbonato de calcio la podemos observar en diariamente en nuestros hogares, es cosa de mirar dentro de la tetera y ver toda esa cantidad de “sarro” que se va acumulando con el tiempo, causando el mismo problema que en la industria, pero a menor escala, demorando la ebullición del agua.

DESARROLLO EXPERIMENTAL

Determinación de dureza total en agua potable

-En un vaso de precipitados agregar agua potable la cual será la muestra representativa a determinar.

Tomar una alícuota de 100 ml de agua, agregando a esta 1 ml de buffer a PH 10 y punta de espátula de indicador metalocrómico NET ( apreciando un color rojo intenso), y valorar con solución de E.D.T.A. de concentración conocida ( hasta color azul.

Volumen E.D.T.A. * Molaridad E.D.T.A. = mmol de E.D.T.A.

= mmol Ca + mmol Mg

*El MgCO3 es menor que CaCO3, por lo que se toma que los mmol de MgCO3 son CaCO3. Dureza total PPm de CaCO3.

-Datos de la experiencia realizada:

-Volúmenes gastados en valoración:

Volumen gastado en matraz n º 1 = 7,79 ml

Volumen gastado en matraz n º 2 = 7,85 ml

-Cálculos:

matraz n º 1

7,79 ml * 0,0482 M = 0,3755 mmol de Ca

0,3755 mmol * 100,067 mg/mmol = 37,575 mg de CaCO3.

*Asumiendo la densidad del agua como 1 g/ml:

37,575 mg ------------- 100 ml de sol. X = 375,75 PPm

X ------------- 1000 ml de sol.

matraz n º 2

7,85 ml * 0,0482 M = 0,3784 mmol de Ca

0,3784 mmol * 100,067 mg/mmol = 37,865 mg de CaCO3.

*Asumiendo la densidad del agua como 1 g/ml:

37,865 mg ------------- 100ml de sol. X = 378,65 PPm

X ------------- 1000 ml de sol.

 PPm = 378,65 - 375,75

= 0,1

-PPm final = promedio de PPm finales = 377,2 PPm

-En un vaso de precipitados agregar agua potable la cual será la muestra representativa a determinar.

Tomar una alícuota de 100 ml de agua, agregando a esta 1 ml de NaOH de concentración 1 Molar y punta de espátula de MUREXIDA ( apreciando un color rosado pálido), y valorar con solución de E.D.T.A. de concentración conocida ( hasta color violeta.)

-Datos de la experiencia realizada:

-Volúmenes gastados en valoración:

Volumen gastado en matraz n º 1 = 7,39 ml

Volumen gastado en matraz n º 2 = 7,20 ml

-Cálculos:

matraz N º 1

7,39 ml * 0,0482 M = 0,3562 mmol de Ca

0,3562 mmol * 100,067 mg/mmol = 35,644 mg de CaCO3.

*Asumiendo la densidad del agua como 1 g/ml:

35,644 mg ------------- 100 ml de sol. X = 356,44 PPm

X ------------- 1000 ml de sol.

PPm = 356,44 de CaCO3

matraz N º 2

7,20 ml * 0,0482 M = 0,3470 mmol de Ca

0,3470 mmol * 100,067 mg/mmol = 34,723 mg de CaCO3.

*Asumiendo la densidad del agua como 1 g/ml:

34,723 mg ------------- 100 ml de sol. X = 347,23 PPm

X ------------- 1000 ml de sol.

PPm = 347,23 de CaCO3

-PPm final = promedio de PPm finales = 351,84 PPm

-La mayor afinidad de NaOH frente al MgCO3 nos permite por diferencia determinar la concentración de MgCO3

-Cálculos:

Promedio de mg de CaCO3 obtenidos en NaOH: 35,184 mg

Promedio de mg de CaCO3 obtenidos en buffer 10: 37,72 mg

Diferencia de mg de CaCO3 = MgCO3 : 2,537 mg

-Como resultado final de la determinación de dureza total del agua se obtuvo:

- Partes por millón de CaCO3 = 351,84 PPm

- Partes por millón de MgCO3 = 25,37 PPm

Determinación de PPm de muestra problema de cobre

- Un pequeño volumen de solución de cobre fue entregado en un matraz de aforo de 100 ml, el cual se enraso con agua destilada. Enseguida se tomo una alícuota de 10 ml, la cual fue aumentada con agua destilada y se le agrego 5 ml de tampón

PH = 5, con 2 gotas de indicador P.A.N. Luego se calentó la solución a temperatura cercana a 80 º C para ser valorada en caliente.

-Datos de la experiencia realizada:

-Volúmenes gastados en valoración:

Volumen gastado en matraz n º 1 = 11,41 ml

Volumen gastado en matraz n º 2 = 11,32ml

-Cálculos:

matraz n º 1

11,41 ml * 0,0482 M = 0,5500 mmol de Cu

0,5500 mmol * 63,55 mg/mmol = 34,953 mg de Cu

*Asumiendo la densidad del agua como 1 g/ml:

34,935 mg ------------- 10 ml de solc. X = 349,35 PPm Cu

X ------------- 100 ml de solc.

matraz n º 2

11,32 ml * 0,0482 M = 0,5456 mmol de Cu

0,5456 mmol * 63,55 mg/mmol = 34,673 mg de Cu

*Asumiendo la densidad del agua como 1 g/ml:

34,673 mg ------------- 10 ml de solc. X = 346,73 PPm Cu

X ------------- 100 ml de solc.

- promedio de PPm finales = 348,04 PPm

Algunas Aplicaciones

Las trazas de iones metálicos son catalizadores muy eficientes de las reacciones de oxidación por el aire de muchos compuestos presentes en alimentos y muestras biológicas ( por ejemplo, proteínas de la sangre ). Para prevenir su oxidación, es necesario eliminar los iones metálicos o volverlos inactivos.

En los alimentos se pueden encontrar trazas de iones metálicos debido al contacto con recipientes metálicos como son calderas y vasijas, el E.D.T.A. es un excelente conservador de alimentos y comúnmente forma parte de los ingredientes (como por ejemplo, mayonesas, aderezos de ensaladas, aceites.) ya que forma iones complejos con los iones metálicos, con lo cual se previene la catálisis de las reacciones de oxidación por el aire que pueden degradar proteínas y otros componentes.

También la introducción intravenosa de E.D.T.A. en el organismo sirve para el tratamiento de las diversas enfermedades y padecimientos causados por depósitos de calcio en las arterias y por la acumulación de metales pesados, proceso que se denomina quelación con E.D.T.A.

Otro ejemplo de formación de iones complejos en la vida diaria, ocurre en la minería, en las explotaciones de minerales de oro y plata, separando dichos elementos mediante la formación de complejos de cianuro.

Conclusión

Una de las aplicaciones más importantes es la determinación de durezas de aguas. Se denomina dureza de agua a la cantidad de sales de calcio y magnesio disueltas en una muestra de agua, expresadas en p.p.m. (partes por millón), que representa: Mg. de CaCO3 por ltr. De H20

Para realizar la titulación se usa Na2EDTA, una sal que no es solución patrón.

También se usan indicadores que son agentes quelantes ya que forman con los iones metálicos, compuestos coloreados que difieren al color del indicador sin reaccionar. El indicador conocido es el N.E.T. para valorar iones Mg2+

BIBLIOGRAFÍA

- Apuntes de laboratorio de Química Analítica II

profesor Eduardo Valero

- Química -Raymond Chang. Sexta edición

-Química Analítica - Skoog. West, Holler, Crough . Séptima edición

- www.drzurita.com/quelacion.htlm

- www.geocities.com/closseum/slope/1616/cuantitativo/volumetria/htlm

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