Определение жесткости воды

Определение жесткости воды было первым практически важным применением ЭДТА в аналитической химии. Жесткость воды характеризуютмолярной концентрацией эквивалентов кальция и магния (f_э=¹/₂) и выражают в ммоль/л. Содержание этих элементов определяют прямым титрованием пробы воды в аммонийном буфере 0,01 М раствором ЭДТА в присутствии эриохром черного Т как индикатора и рассчитывают по формуле

,

где V(H₂O) – объем воды, взятой для титрования, мл.

Тяжелые металлы предварительно осаждают в виде сульфидов или маскируют цианидом. Жесткость воды, обусловленную содержанием солей кальция, можно определить титрованием пробы с мурексидом в щелочной среде и далее по разности рассчитать жесткость, связанную с присутствием солей магния. Титрованию Mg²⁺ и Ca²⁺ не мешает большое содержание NaCl, поэтому кальций и магний можнокомплексонометрически определять в морской воде.

Определение кальция и магния в различных растворах и материалах

На результаты комплексонометрического титрования Mg²⁺ и Ca²⁺ в аммонийном буфере с эриохром черным Т не влияет содержание сахара, поэтому метод используют для определения этих элементов в различных соках на предприятиях пищевой промышленности. Комплексонометрически определяют кальций и магний в технологическом контроле на предприятиях бумажной промышленности. При анализе известняка, доломита,магнезита, силикатов, цементов, руд и т.д. комплексонометрическое определение кальция и магния проводят после отделения кремниевой кислоты и оксидов других металлов. Большое практическое значение имеют быстрые комплексонометрические методы определения Mg²⁺ и Ca²⁺ в почвах, удобрениях, растительных и животных тканях, молоке, крови и т.д. Кальций в случае необходимости определяют титрованием в щелочной среде смурексидом, а содержание магния рассчитывают по разности.

K₂[HgI₄] + 2 AgNO₃ = Ag₂[HgI₄]¯ + 2 KNO₃

Подобные сложные образования получили название комплексных ионов или молекул.

Таким образом, комплексным соединением называют сложное соединение, образующееся при взаимодействии более простых неизменных частиц (атомов, ионов или молекул), каждая из которых способна существовать независимо в обычных условиях.

Реакции, в результате которых образуются комплексные соединения, носят название реакций комплексообразования. Пример реакции комплексообразования – взаимодействие SnCl₄ и Cl^- с получением сложного комплексного аниона [SnCl₆]^2- :

SnCl₄ + 2 Cl^-   [SnCl₆]^2-

В то же время, например, перхлорат-анион ClO₄^- не является комплексным, поскольку простые неизменные группировки атомов, на которые он мог бы диссоциировать в обычных условиях, неизвестны.

Комплексные ионы образуют с ионами противоположного заряда комплексные соединения. Так, комплексный ион [Fe(CN)₆]^3-образует с ионами K⁺ комплексное соединение K₃[Fe(CN)₆], которое выделяется из водного раствора при его выпаривании в виде кристаллов красного цвета, хорошо растворимых в воде.

Комплексный катион [Cu(NH₃)₄]²⁺ образует с анионами SO₄^2- комплексное соединение [Cu(NH₃)₄]SO₄ ^. 2 H₂O, выделяющееся из раствора в виде темно-синих кристаллов, легко разлагающихся на воздухе и при небольшом нагревании.  В дальнейшем комплексными соединениями, или просто комплексами, мы будем называть и комплексные ионы, и комплексные молекулы.

Равновесия в растворах комплексных соединений

В растворах комплексных соединений существует система динамических равновесий, зависящая от характера растворенного вещества и природы растворителя.

Растворам комплексных соединений, относящихся к электролитам, свойственны динамические ионные равновесия, характерные для электролитов. Иначе говоря, комплексные соединения в растворах подвержены в значительной степени первичной электролитической диссоциации. Не изменяющиеся в концентрированном растворе комплексные соли при разбавлении ведут себя так же, как и простые соли, т. е. распадаются на ионы. Это подтверждается изменением электропроводности растворов комплексных соединений.

Например, в водном растворе K^[PtClJ подвергается первичной электролитической диссоциации согласно следующему уравнению:

K2[PtCl4] ^z± 2K+ + [PtCl4]-

Для комплексных ионов характерно наличие в растворах сольвата-ционных равновесий следующего типа:

[PtCl4]""*"+ H2O 5=± [PtCl3(H2O)]"+ СГ [PtCl3(H2O)]"+ H2O +± [PtCI2(H2O)2] + Cl-

и т. д.

В результате подобных сольватационных процессов, вызываемых обменными реакциями комплексных ионов с молекулами растворителя, возникают гидратированные ионы соответствующих элементов и в растворе появляются «вымытые» из комплекса ионы или молекулы.

В неводных растворителях роль молекул воды играют молекулы соответствующего растворителя.

Сольватационное равновесие комплекса вызывает в ряде случаев равновесие кислотно-основного-типа. Например:

[PtCl3(H2O)]*" [PtCl3OH]"" + H+ [PtCl2(H2O)2] 5Z± [PtCl2(H2O)OH]"+ H+it[PtCi2(OH)2]""+ H+ и т. д.

Подобно ступенчатой диссоциации электролитов, первые ступени сольватационного равновесия и отвечающего ему кислотно-основного равновесия более резко выражены^ чем последующие.

В противоположность ионным и кислотно-основным равновесиям, устанавливающимся практически моментально, сольватацнонные равновесия устанавливаются со временем.

Комплексные ионы в растворах подвергаются также, но в меньшей степени, вторичной электролитической диссоциации. Вторичную электролитическую диссоциацию комплексов обычно, ради простоты, рассматривают вне связи с сольватационными процессами и изображают в виде общепринятых простых уравнений электролитической диссоциации. Например, [PtCJ4]-"" ионы способна диссоциировать с образованием простых ионов:

[PtCI4] ZiZ± Pt++ + 4Cr

Таким образом, вторичная электролитическая диссоциация комплексных ионов рассматривается как обратимый процесс.