T3.7 Titrering med EDTA
Vandværket oplyser, hvor hårdt vandet er. Men hvordan har vandværket fundet tallet? Hårdheden kan måles med en burette, en puffer, en smule indikator og en opløsning af EDTA. Metoden virker på alt vand, også mineralvand og vandet i et akvarium.
Siden bygger på T3.6 Hårdt vand, på titrering fra afsnit 5.3 i bogen til C-niveau og på puffersystemer fra afsnit B6.7.
EDTA griber metalioner
EDTA er en forkortelse af det engelske navn for ethylendiamintetraeddikesyre. Molekylet har to nitrogenatomer og fire carboxylgrupper. Når de fire carboxylgrupper har afgivet deres hydroner, er EDTA en ion med ladningen 4−. Den forkortes Y4−.
Ionen har seks atomer med ledige elektronpar: de to nitrogenatomer og et oxygenatom i hver af de fire COO−-grupper. De seks atomer kaldes EDTA’s tænder. Med dem griber EDTA om en metalion fra alle sider på én gang.
En metalion, som har bundet et andet stof til sig på den måde, kaldes et kompleks. Formlen for et kompleks skrives i kantet parentes med ladningen udenfor. Calciumionen og EDTA danner komplekset [CaY]2−.
EDTA folder sig om metalionen og besætter alle pladserne omkring den. EDTA og en metalion reagerer derfor altid i forholdet 1 : 1.
EDTA i buretten
En titrering kræver en reaktion, der går hurtigt og helt til ende, og hvor forholdet mellem stofferne er kendt. Titrering lærte du om i afsnit 5.3. EDTA opfylder kravene. EDTA binder metalioner meget stærkt, og én EDTA binder altid én metalion.
I laboratoriet bruger man et salt af EDTA med formlen Na2H2Y. Bogstavet Y står for EDTA uden de fire sure hydrogenatomer. Saltet er let at opløse i vand:
Na2H2Y(s) → 2 Na+(aq) + H2Y2−(aq)
Hver formelenhed af saltet giver én ion H2Y2−. Ionen reagerer med calciumioner og magnesiumioner på samme måde:
Ca2+(aq) + H2Y2−(aq) → [CaY]2−(aq) + 2 H+(aq)
Mg2+(aq) + H2Y2−(aq) → [MgY]2−(aq) + 2 H+(aq)
EDTA skelner ikke mellem de to ioner. En titrering med EDTA måler derfor summen af dem:
\[ n(\mathrm{EDTA}) = n(\mathrm{Ca^{2+}}) + n(\mathrm{Mg^{2+}}) \]
Det er netop den sum, der bestemmer vandets hårdhed i T3.6.
En titrering, hvor der dannes et kompleks, kaldes en kompleksometrisk titrering.
Hvorfor pH 10?
Før titreringen tilsættes en puffer med pH 10. Den består af ammoniumioner og ammoniak, som er et af puffersystemerne i afsnit B6.7. Der er tre grunde til, at pH skal være 10.
- EDTA skal af med sine hydroner. I en sur opløsning sidder der hydroner på tænderne, og så er de ledige elektronpar optaget. Først i en basisk opløsning er alle seks tænder fri.
- Reaktionen danner hydroner. Uden en puffer ville pH falde under titreringen, og reaktionen ville gå i stå, før alle metalioner var bundet. Pufferens ammoniak opfanger hydronerne og holder pH fast.
- Indikatoren har kun de rigtige farver omkring pH 10.
pH må heller ikke blive meget højere end 10. I en stærkt basisk opløsning danner magnesiumionerne et bundfald af magnesiumhydroxid, og så kan de ikke titreres.
Indikatoren
EDTA og komplekserne med calcium og magnesium er alle farveløse. Ækvivalenspunktet kan derfor ikke ses af sig selv. Der skal en indikator til, og den mest brugte hedder eriochromsort T.
Indikatoren kan selv binde sig til metalioner.
- Fri indikator er blå ved pH 10.
- Bundet til en magnesiumion er indikatoren vinrød.
Det afgørende er, at EDTA binder metalionerne meget stærkere, end indikatoren gør.
- Før titreringen er de fleste metalioner frie. Den smule indikator, der er tilsat, binder sig til nogle få magnesiumioner. Opløsningen er vinrød.
- Undervejs binder EDTA først de frie metalioner. Indikatoren beholder sine magnesiumioner, så opløsningen er stadig vinrød.
- Ved ækvivalenspunktet er der ingen frie metalioner tilbage. Nu tager EDTA magnesiumionerne fra indikatoren. Indikatoren bliver fri, og opløsningen skifter til blå.
Lige før omslaget er opløsningen violet, fordi der er både vinrød og blå indikator i kolben. Titreringen er færdig, når det sidste skær af rødt er væk. Reaktionen med indikatoren er ikke helt så hurtig som de andre, så de sidste dråber skal tilsættes langsomt.
Indikatoren binder sig bedst til magnesiumioner. Der skal derfor være lidt magnesium i prøven, for at omslaget bliver skarpt. Det er der næsten altid i vand fra naturen.
Beregningen
Eksempel: hvor hårdt er mineralvand?
25,0 mL mineralvand fra en kilde i et område med meget kalk hældes i en kolbe og tilsættes puffer og indikator. Prøven titreres med 0,0100 M EDTA. Omslaget fra vinrød til blå kommer, når der er tilsat 19,5 mL.
Stofmængden af EDTA er
\[ n(\mathrm{EDTA}) = c \cdot V = 0{,}0100\ \mathrm{M} \cdot 0{,}0195\ \mathrm{L} = 1{,}95 \cdot 10^{-4}\ \mathrm{mol} \]
Forholdet er 1 : 1, så prøven indeholdt i alt 1,95 · 10−4 mol calciumioner og magnesiumioner.
Den samlede koncentration i mineralvandet er
\[ [\mathrm{Ca^{2+}}] + [\mathrm{Mg^{2+}}] = \frac{n}{V} = \frac{1{,}95 \cdot 10^{-4}\ \mathrm{mol}}{0{,}0250\ \mathrm{L}} = 7{,}80 \cdot 10^{-3}\ \mathrm{M} \]
Hårdheden er
\[ \text{hårdhed i °dH} = \frac{7{,}80 \cdot 10^{-3}\ \mathrm{M}}{1{,}78 \cdot 10^{-4}\ \mathrm{M}} = 43{,}8 \]
Mineralvandet har hårdheden 43,8 °dH. Det er særdeles hårdt og meget hårdere end dansk drikkevand. Det er netop calcium og magnesium, der giver mineralvand sin smag.
Når koncentrationen beregnes, skal du dividere med volumenet af den vandprøve, der blev hældt i kolben. Pufferen og indikatoren fortynder opløsningen i kolben, men de ændrer ikke på stofmængden af calciumioner og magnesiumioner.
Calcium og magnesium hver for sig
Titreringen ved pH 10 giver kun summen af de to ioner. Vil man kende dem hver for sig, laver man en titrering mere på en ny prøve.
Den nye prøve gøres stærkt basisk med natriumhydroxid. Så bliver magnesiumionerne fældet som magnesiumhydroxid, og EDTA reagerer kun med calciumionerne. Der skal bruges en anden indikator. Forskellen mellem de to titreringer er stofmængden af magnesiumioner.
Temaet har nu vist tre målinger på vand. Nitrit og nitrat måles med lys, fordi der er så lidt af dem. Calcium og magnesium findes i meget større koncentrationer og kan måles med en burette.