МетодКА январь. Лабораторная работа 1 Определение содержания уксусной кислоты 16 в растворе методом кислотноосновного титрования 16

• Название: Лабораторная работа 1 Определение содержания уксусной кислоты 16 в растворе методом кислотноосновного титрования 16
• Дата: 13.05.2022
• Размер: 2.03 Mb.
• Имя файла: МетодКА январь.doc
• Тип: Лабораторная работа; #526787
• страница: 3 из 11

4. Статистическая обработка результатов анализа [⁵].

• 
  Результаты располагают в порядке возрастания.
  

• 
  Выявляют грубые погрешности (промахи).
  

Для выявления грубых погрешностей имеется простая методика, основанная на использовании Q-критерия:

Q , (8)

где R – размах варьирования; R=X_max- X_min;

X₁ – первый (последний) результат;

X₂– соседнее значение по ряду.

Если Q_рассч  Q_табл, следовательно проверяемый результат не является грубым промахом и остается в выборке, если же Q_рассч  Q_табл – проверяемый результат является грубой погрешностью и должен быть исключен из выборки.

Q_табл зависит от числа проведенных опытов (n) и доверительной вероятности (Р) (прил. 8)[6].

• 
  Рассчитывают:
  

среднее арифметическое (9)

стандартное отклонение (10)

относительное стандартное отклонение (11)

доверительный интервал для среднего (12)

где – коэффициент Стьюдента (прил. 9) [6], где f – число степеней свободы (f = n-1)

• 
  Записывают результат анализа в виде (13)
  

Вывод: приводят полученные данные в виде , сравнивают результат с действительным значением и делают заключение о наличии или отсутствии случайных и систематических погрешностей, проанализировав возможные источники их возникновения.

лабораторная работа 2
Определение содержания этилендиамина

в растворе методом кислотно-основного титрования

Цель работы:

1) закрепление теоретических знаний о методе кислотно-основного титрования (метод нейтрализации);

2) освоение приемов работы с мерной посудой и аналитическим оборудованием (аналитические весы);

3) практическое применение метода кислотно-основного титрования для определения массы этилендиамина (ЭДА) в растворе.

Реактивы

1. 
   Карбонат натрия Na₂CO₃ (х.ч.) – первичный стандарт.
   
2. 
   Н₂О дистиллированная.
   
3. 
   Хлороводородная кислота НСl концентрации 1:1 (=1,095 г/см³).
   
4. 
   Кислотно-основной индикатор (выбирают по кривой титрования).
   
5. 
   Смешанный индикатор – метиловый оранжевый и метиленовый синий².
   

Ход выполнения работы:

1. Приготовление первичного стандарта карбоната натрия (Na₂CO₃).

Раствор карбоната натрия готовят объёмом 200,00 см³ с молярной концентрацией эквивалента моль/дм³.

Расчет массы навески, г: (масса берется с точностью до четвертого знака после запятой).

Уравнения реакции:

1. 
   Na₂CO₃ + HCl = NaHCO₃ + NaCl
   
2. 
   NaHCO₃ + HCl = NaCl + H₂O + CO₂↑
   

_____________________________________

Na₂CO₃ +2HCl = 2NaCl + H₂O + CO₂↑

H₂CO₃ – слабая кислота (K_a1 = 10^-6,35 , K_a2 = 10^-10,32 ).

Взятие навески (взвешивание):

Масса часового стекла (стакана)

Масса часового стекла (стакана) с навеской

Масса навески

Навеску количественно переносят в мерную колбу ( см³), добавляют 50 – 70 см³ дистиллированной воды, перемешивают до полного растворения карбоната натрия, доводят до метки дистиллированной водой
и тщательно перемешивают.

Фактическую концентрацию первичного стандарта рассчитывают
по формуле



2. Приготовление и стандартизация титранта (раствора HCl)

Раствор хлороводородной кислоты готовят объемом примерно 500 см³
с молярной концентрацией эквивалента примерно 0,05÷0,06 моль/дм³)

Титрант – раствор хлороводородной кислоты приблизительной концентрацией 0,05 моль/дм³ готовят из хлороводородной кислоты, разбавленной 1:1 (=1,095 г/см³).

Стандартизацию раствора HCl проводят по первичному стандарту Na₂CO₃ прямым титрованием, способом пипетирования.

Индикатор выбирают по кривой титрования карбоната натрия хлороводородной кислотой (рис. 4).



Рис. 4. Кривая титрования 100,00 см³ раствора Na₂CO₃ с С = 0,1000 моль/дм³ раствором HCl с С_1/z = 0,1000 моль/дм³

При титровании до второй точки эквивалентности используют индикатор метиловый оранжевый, 0,1%-ный водный раствор (рТ = 4,0). Изменение окраски от желтой до оранжевой (цвет «чайной розы»). Интервал перехода
(рН = 3,1 – 4,4) [6].

Схема 3. Стандартизация раствора HCl


В коническую колбу для титрования вместимостью 250 см³ помещают аликвоту 25,00 см³ стандартного раствора Na₂CO₃ (пипеткой), добавляют 2 – 3 капли метилового оранжевого, разбавляют водой до 50 – 75 см³ и титруют раствором хлороводородной кислоты до перехода окраски из желтой в цвет «чайной розы» от одной капли титранта. Титрование проводят в присутствии «свидетеля» (исходный раствор Na₂CO₃ с индикатором). Результаты титрования заносят в табл. 4. Концентрацию хлороводородной кислоты определяют по закону эквивалентов: .

Таблица 4

Результаты стандартизации раствора соляной кислоты

№ опыта	Объем Na2CO3, см3	Объем HCl, см3	Концентрация HCl, моль/дм3	Средняя концентрация HCl, моль/дм3
1	25,00
2	25,00
3	25,00

3. Определение содержания этилендиамина в исследуемом растворе

Методика определения аналогична стандартизации кислоты.

Основное уравнение титрования:



Кривую титрования этилендиамина (ЭДА) раствором соляной кислоты строят самостоятельно и выбирают индикатор.

Раствор задачи в мерной колбе доводят до метки дистиллированной водой и тщательно перемешивают.

Схема 4. Определение содержания этилендиамина в растворе


В коническую колбу для титрования вместимостью 250 см³ помещают аликвоту 25,00 см³ исследуемого раствора ЭДА (пипеткой), добавляют 2 – 3 капли смешанного индикатора (метиловый оранжевый и метиленовый синий), разбавляют водой 50 – 70 см³) и титруют стандартизованным раствором соляной кислоты до изменения окраски раствора от одной капли титранта из зеленой в фиолетовую. Результаты титрования заносят в табл. 5.

Таблица 5

Результаты титрования раствора этилендиамина

№ опыта	Объем исследуемого раствора этилендиамина, см3	Объем HCl, см3	Содержание ЭДА в растворе, г
1	25,00
2	25,00
3	25,00
4	25,00
5	25,00

4. 
   Статистическая обработка результатов анализа
   

См. лабораторную работу № 1.

Вывод: приводят полученные данные в виде , сравнивают результат с действительным значением и делают заключение о наличии или отсутствии случайных и систематических погрешностей, проанализировав возможные источники их возникновения.
Контрольные вопросы и задачи к лабораторным работам № 1,2

Теоретические вопросы

1. 
   Классификация методов титриметрического анализа:
   

а) по количеству вещества, используемого для анализа;

б) по типу химической реакции, лежащей в основе метода;

в) по принципу фиксации точки эквивалентности.

2. 
   Основные требования, предъявляемые к методам анализа.
   
3. 
   Цель проведения анализа.
   
4. 
   Этапы выполнения анализа.
   
5. 
   Суть титриметрического метода анализа.
   
6. 
   Способы титрования и расчеты результатов титрования.
   
7. 
   Требования, предъявляемые к веществам, используемым в качестве первичных стандартов (примеры первичных стандартов).
   
8. 
   Способы выражения концентрации растворов. Взаимосвязь между ними.
   
9. 
   Расчет массы навески для приготовления первичных стандартов.
   
10. 
    Реакция, лежащая в основе кислотно-основного титрования, суть реакции.
    
11. 
    Смысл понятий «кислота» и «основание» в свете теории Бренстеда-Лоури. Что такое сопряженная кислота и основание? Приведите примеры сопряженных пар.
    
12. 
    Количественная характеристика силы кислот и оснований. Оказывает ли какое-либо влияние на силу кислот и оснований растворитель? Ответ поясните примерами.
    
13. 
    Общие положения метода кислотно-основного титрования. Титранты
    в кислотно-основном титровании и требования, предъявляемые к ним.
    
14. 
    Способы регистрации точки эквивалентности при кислотно-основном титровании. Механизм действия кислотно-основных индикаторов.
    
15. 
    Закономерность изменения концентрации реагирующих веществ при кислотно-основном титровании.
    
16. 
    Кривые титрования. Скачок титрования. Назначение кривых титрования. Факторы, влияющие на вид кривой титрования (природа вещества, концентрация, температура).
    
17. 
    Ионная сила раствора. Формулы для расчета.
    
18. 
    Выбор индикатора по кривой титрования.
    
19. 
    Метод пипетирования и метод отдельных навесок. Достоинства
    и недостатки методов.
    
20. 
    Вывод формул для вычисления рН в растворах слабых кислот
    и оснований. Отличие сильной кислоты от слабой. Степень диссоциации электролита.
    
21. 
    Вывод формул для вычисления рН в растворах катионных и анионных кислот и оснований (гидролизующихся солей).
    
22. 
    Буферные растворы (определение, примеры, применение). Вычисление значения рН буферного раствора.
    
23. 
    Механизм действия буферных растворов.
    
24. 
    Сформулируйте общие выводы по методу кислотно-основного титрования. Достоинства и недостатки метода.
    
25. 
    Основные правила техники безопасности при работе с кислотами
    и щелочами. Особенности приготовления, стандартизации и хранения рабочих растворов.
    
26. 
    Титранты в кислотно-основном титровании.
    
27. 
    Формулы для вычисления рН водных растворов электролитов.
    
28. 
    Понятие о буферных растворах.
    
29. 
    Кривые титрования в кислотно-основном методе.
    
30. 
    Способы регистрации точки эквивалентности. Индикаторы, применяемые в кислотно-основном титровании.
    

Практические вопросы

1. 
   Стандартизация растворов для кислотно-основного титрования:
   

а) NaOH;

б) HCl.

2. 
   Подберите титрант и индикатор для определения:
   

а) этилендиамина (аммиака, бензиламина, триметиламина и т. д.);

б) уксусной кислоты (лимонной кислоты, винной кислоты, салициловой кислоты и т. п.);

в) карбоната натрия.

Поясните ход определения.

Задачи

1. 
   Сформулируйте понятие эквивалента в кислотно-основных реакциях [⁶]. Вычислите величину эквивалентов соды и фосфорной кислоты в следующих реакциях:
   

Na₂CO₃ + HCl = NaHCO₃+NaCl

Na₂CO₃ + 2HCl = 2NaCl + CO₂ + H₂O

H₃PO₄ + NaOH = NaH₂PO₄ + H₂O

H₃PO₄ + 2NaOH = Na₂HPO₄ + H₂O

H₃PO₄ + 3NaOH = Na₃PO₄ + 3H₂O

2. 
   Напишите уравнения реакций между соляной кислотой, серной кислотой, гидроксидом натрия, гидроксидом алюминия, карбонатом натрия, гидрокарбонатом калия и рассчитайте эквивалентную массу этих веществ.
   
3. 
   Постройте кривую титрования 100,00 см³ соляной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/дм³ гидроксидом натрия с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/дм³. Выберите возможные индикаторы
   и рассчитайте индикаторную погрешность титрования.
   
4. 
   Постройте кривую титрования 100,00 см³ акриловой кислоты (CH₂=CHCOOH, pK_a= 4,26) с молярной концентрацией эквивалента
   0,1 моль/дм³ гидроксидом натрия с молярной концентрацией эквивалента
   0,1 моль/дм³. Как изменяется состав раствора в процессе титрования? Выберите возможные индикаторы и рассчитайте индикаторную погрешность титрования.
   
5. 
   Постройте кривую титрования гидразина (N₂H₄+H₂O, pK_b= 6,03)
   с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/дм³ соляной кислотой
   с молярной концентрацией эквивалента 0,1 моль/дм³. В чем сходство
   и различие расчетов рН и кривой титрования в сравнении с кривой титрования слабой кислоты щелочью? Выберите возможные индикаторы
   и рассчитайте индикаторную погрешность титрования.
   
6. 
   Вычислите коэффициенты активности и активные концентрации ионов
   в 0,001 М растворе сульфата алюминия, 0,05 М карбоната натрия, 0,1 М хлорида калия.
   
7. 
   Вычислите рН 0,20 М раствора метиламина, если его ионизация в водном растворе описывается уравнением
   

В + Н₂О = ВН ⁺ + ОН ^, К_b = 4,6 10 ^3, где В – основание.

8. 
   Вычислить константу диссоциации хлорноватистой кислоты HOCl, если 1,99  10^2 М раствор имеет рН = 4,5.
   
9. 
   Вычислите рН раствора, содержащего 6,1 г/моль гликолевой кислоты (СH₂(OH)COOH, К_а= 1,5  10^4).
   
10. 
    Вычислите рН раствора, полученного смешением 40 мл 0,015 М раствора хлороводородной кислоты с:
    

а) 40 мл воды;

б) 20 мл 0,02 М раствора гидроксида натрия;

в) 20 мл 0,02 М раствора гидроксида бария;

г) 40 мл 0,01 М раствора хлорноватистой кислоты, К_а=5,0  10^8.

11. 
    Вычислите концентрацию ацетат-иона в растворе уксусной кислоты
    c массовой долей 0,1 %.
    
12. 
    Вычислите концентрацию иона аммония в растворе аммиака c массовой долей 0,1 %.
    
13. 
    Рассчитайте массу навески карбоната натрия, необходимую для приготовления 250,00 мл 0,5000 М раствора [⁷].
    
14. 
    Рассчитайте объем раствора соляной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 11 моль/л и объем воды, которые необходимо взять для приготовления 500 мл 0,5 М раствора соляной кислоты.
    
15. 
    В 300 мл 0,3 %-ного раствора хлороводородной кислоты растворили 0,15 г металлического магния. Вычислите молярную концентрацию ионов водорода, магния и хлора в полученном растворе.
    
16. 
    При смешении 25,00 мл раствора серной кислоты с раствором хлорида бария получено 0,2917 г сернокислого бария. Определите титр раствора серной кислоты.
    
17. 
    Вычислить массу карбоната кальция, вступившего в реакцию
    с 80,5 ммоль хлороводородной кислоты.
    
18. 
    Сколько граммов однозамещенного фосфата натрия надо добавить
    к 25,0 мл 0,15 М раствора гидроксида натрия, чтобы получить раствор с рН=7? Для фосфорной кислоты pK_а1 = 2,15; pK _а2 = 7,21; pK _а3=12,36.
    
19. 
    На титрование 1,0000 г дымящейся серной кислоты, тщательно разбавленной водой, расходуется 43,70 мл 0,4982 М раствора гидроксида натрия. Известно, что дымящаяся серная кислота содержит серный ангидрид, растворенный в безводной серной кислоте. Вычислить массовую долю серного ангидрида в дымящей серной кислоте.
    
20. 
    Абсолютная погрешность измерения объема с помощью бюретки составляет 0,05 мл. Рассчитать относительную погрешность измерения объемов в 1; 10 и 20 мл.
    
21. 
    В мерной колбе вместимостью 500,00 мл приготовлен раствор
    из навески 2,5000 г карбоната натрия. Вычислить:
    

а) молярную концентрацию раствора;

б) молярную концентрацию эквивалента (½ Na₂CO₃);

в) титр раствора;

г) титр по соляной кислоте.

22. 
    Какой объем 10 %-ного раствора карбоната натрия плотностью
    1,105 г/см³ нужно взять для приготовления:
    

а) 1 л раствора с титром ТNa₂CO₃ = 0,005000 г/см³;

б) 1 л раствора с ТNa₂CO₃/HCl = 0,003000 г/см³?

23. 
    Какой объем соляной кислоты с массовой долей 38,32 % и плотностью 1,19 г/см³ следует взять для приготовления 1500 мл 0,2 М раствора?
    
24. 
    Какой объем воды нужно добавить к 1,2 л 0,25 М HCl, чтобы приготовить 0,2 М раствор?
    
25. 
    Из 100 г технического гидроксида натрия, содержащего 3 % карбоната натрия и 7 % индифферентных примесей, приготовили 1л раствора. Вычислить молярную концентрацию и титр по соляной кислоте полученного щелочного раствора, считая, что карбонат натрия титруется до угольной кислоты.
    
26. 
    Имеется образец, в котором может содержаться NaOH, Na₂CO₃, NaHCO₃ или смесь названных соединений массой 0,2800 г. Пробу растворили в воде.
    На титрование полученного раствора в присутствии фенолфталеина расходуется 5,15 мл, а в присутствии метилового оранжевого – 21,45 мл соляной кислоты с молярной концентрацией эквивалента 0,1520 моль/л. Определить состав образца и массовые доли компонентов в образце.
    
27. 
    Постройте кривую титрования 100,00 см³ 0,1000 М раствора аммиака 0,1000 М раствором соляной кислоты, обоснуйте выбор индикатора.
    
28. 
    Вычислите рН точки эквивалентности, начала и конца титрования 100,00 см³ 0,1000 М раствора малоновой кислоты (HOOCCH₂COOH) 0,1000 М раствором гидроксида натрия (рК_а1=1,38; рК_а2=5,68 ).
    
29. 
    На титрование 25,00 см³ раствора карбоната натрия с молярной концентрацией эквивалента 0,05123 моль/дм³ пошло 32,10 см³ соляной кислоты. Вычислите молярную концентрацию эквивалента соляной кислоты.
    
30. 
    Сколько мл 0,1 М раствора хлорида аммония необходимо добавить
    к 50,00 мл 0,1 М раствора аммиака, чтобы получился буферный раствор
    с рН=9,3.
    
31. 
    Смесь серной и фосфорной кислот перенесли в мерную колбу объемом 250,00 см³. Для титрования взяли две пробы по 20,00 см³, одну оттитровали раствором гидроксида натрия с молярной концентрацией эквивалента
    0,09940 моль/дм³ с индикатором метилоранжем, а вторую с фенолфталеином. Расход гидроксида натрия в первом случае составил 20,50 см³, а во втором 36,85 см³. Определите массы серной и фосфорной кислот в смеси.
    

Комплексонометрическое титрование

Комплексонометрическим титрованием (комплексонометрией) называют титриметрический метод количественного анализа, основанный на аналитическом использовании реакции комплексообразования ионов металлов с полидентатными хелатообразующими органическими аналитическими реагентами – комплексонами [4, 5, ⁸].

Комплексонами называют полидентатные хелатообразующие органические аналитические реагенты, отличающиеся наличием в их молекулах основных или кислотных групп и способные к образованию прочных растворимых в воде комплексов (хелатов) с ионами различных металлов. Основной группой обычно является аминогруппа, в которой атом азота имеет неподеленную пару электронов, кислотной группой может быть ацетатная –CH₂COOH, карбоксильная –COOH или сульфо –SO₃H группы.

Вещества, с которыми взаимодействуют ионы металлов с образованием комплексных соединений, называются лигандами. Лиганды – доноры электронов, поэтому в их состав входят атомы с неподеленными электронными парами. В зависимости от количества пар электронов, способных образовывать связи с ионами металлов, лиганды называются монодентатными – одна группа, бидентатными – две группы и далее три-, тетра-, пентадентатными(полидентатные). Полидентатные лиганды способны образовывать хелатные (клешневидные) циклы, отличающиеся большой прочностью. Комплексы в этом случае называют хелатами. Количество связей, которые способен образовывать ион металла с донорными группами лиганда, зависит от возможного числа свободных орбиталей иона металла. Количество связей характеризует координационное число (к.ч.) атома металла, которое чаще всего равно удвоенной валентности металла. Наиболее распространенные координационные числа 4 и 6.

Синтезировано большое число различных комплексонов, однако наибольшее значение для аналитической химии и титриметрического анализа имеют аминополикарбоновые кислоты с иминодиацетатными группировками –N(CH₂COOH)₂:

1. 
   комплексон I (нитрилотриуксусная кислота, НТУ)
   

2) комплексон II (этилендиаминтетрауксусная кислота, ЭДТУ, H₄Y)

ЭДТУ плохо растворима в воде, поэтому наиболее часто применяют динатриевую соль этилендиаминтетрауксусной кислоты;

3. 
   комплексон III (динатриевая соль этилендиаминтетрауксусной кислоты, ЭТДА, Na₂H₂Y, трилон Б, хелатон)
   

Комплексон III может находиться в растворе в разных формах (H₄Y, H₃Y^-, H₂Y^2-, HY^3-, Y^4-) в зависимости от рН раствора (рис. 5).

H₄Y  H₃Y^- + H⁺ pК =2,00

H₃Y^-  H₂Y^2- + H⁺ pК =2,67

H₂Y^2-  HY^3- + H⁺ pК =6,16

HY^3-  Y^4- + H⁺ pК =10,26



Рис.5. Ионные равновесия в растворе ЭДТА:

1 – H₄Y; 2 – H₃Y^- ; 3 – H₂Y^2- ; 4 – HY^3- ; 5 – Y^4-

ЭДТА образует прочные, растворимые в воде комплексные соединения;
в результате реакции катион металла замещает катион водорода
в карбоксильных группах и связывается донорно-акцепторными связями
с атомами азота (рис. 6).



Рис. 6. Структура комплекса металла (III) с ЭДТА

Пространственная структура комплексонатов металлов с ЭДТА не всегда строго доказана, поэтому на практике для простоты используют условные плоскостные графические формулы комплексонатов (рис. 7).



Рис. 7. Образование связей в комплексонатах магния (II)

Комплексным соединениям двух- и трехзарядных катионов
с этилендиаминтетрауксусной кислотой приписывается строение клешнеобразных соединений (хелаты). Комплекс металла с ЭТДА всегда образуется в соотношении 1:1, независимо от заряда металла, что позволяет считать эквиваленты металла и ЭДТА равными молярным массам.

Взаимодействие катиона металла с ЭДТА (комплексон III) в слабокислой среде (рН=5) схематично выражается одним из уравнений:

M²⁺ + H₂Y^2-  MY^2- + 2H⁺

M³⁺ + H₂Y^2-  MY^- + 2H⁺

M⁴⁺ + H₂Y^2-  MY + 2H⁺

Реакция взаимодействия иона металла с ЭДТА описывается термодинамической константой устойчивости (K_уст), которая выражается следующим образом (при рН=12):

M²⁺ + Y^4-  MY^2-.

К_уст = . (14)

Процесс диссоциации комплексного соединения описывается константой нестойкости:

MY^2-  M²⁺+ Y^4-.

K_нест= . (15)

K_уст =1/K_нест . (16)

При другом значении рН доля свободного иона [Y^4-] (₄ = Y^4-/C_общ) отличается от 1 (см. прил. 4, 5), поэтому в уравнение для расчета константы нестойкости следует подставлять реальное значение [Y^4-] = ₄ C_общ, тогда

K_нест= , (17)

, (18)

. (19)

Величина называется условной константой нестойкости, рК характеризует прочность комплекса при конкретном значении рН (чем больше рК , тем прочнее комплексное соединение при конкретном значении рН). Для использования реакции комплексообразования в аналитических целях (полнота протекания  99,9 %) условная константа нестойкости должна
быть  10^-8.

K_нест= = =10^-6С_M=10^-60,01=10^-8.

Реакция образования комплексов металлов с ЭДТА сопровождается выделением ионов водорода, которые сдвигают реакцию комплексообразования в сторону исходных продуктов (принцип Ле-Шателье), поэтому титрование солей металлов раствором ЭДТА проводят в присутствии буферных растворов, связывающих ионы Н⁺.

Прочность образующихся комплексов резко различается в зависимости от заряда комплексообразующего иона: комплексы с М⁺³ устойчивы в интервале рН  2, комплексы с М⁺² – в интервале рН  5 (ацетатный буферный раствор), комплексы щелочных металлов устойчивы при рН  9 (аммиачный буферный раствор или щелочь). В зависимости от прочности образующегося комплексного соединения реакция титрования на 99,9% проходит при определенном значении рН, что позволяет, варьируя рН раствора, селективно определять ионы металлов в смеси.

На рис. 8 показано, при каком минимальном значении рН можно удовлетворительно фиксировать конечную точку титрования различных катионов в отсутствие конкурирующих комплексообразующих реагентов.

В методе комплексонометрии точка эквивалентности устанавливается
с помощью металлохромных индикаторов, образующих с ионами металла окрашенные комплексы, окраска которых отличается от окраски свободного индикатора. Константа нестойкости комплекса M-Ind должна быть на порядок больше, чем константа нестойкости комплекса MY^(+n-4)
(рК_M-Ind= рК_MY – 1).



Рис.8. Минимальное значение рН, необходимое

для титрования различных катионов ЭДТА

Механизм действия металлохромных индикаторов заключается
в следующем: до начала титрования трилон Б связывается со свободными ионами [М(H₂O)₄]²⁺, при этом раствор приобретает окраску комплексного соединения M-Ind:

M²⁺ + Ind^2-  M-Ind.

Когда все ионы металла, не связанные с индикатором, оттитрованы трилоном Б, титрант начинает вытеснять индикатор из комплексного соединения M-Ind, образуя более прочный комплекс M-ЭДТА, и раствор приобретает окраску свободного индикатора:

M-Ind + H₂Y^2- MY^2- +H₂Ind.

Металлохромные индикаторы применяют в виде раствора определенной концентрации либо в твердом виде в смеси с химически чистым хлоридом калия в соотношении 1:100 (индикаторная смесь).

Интервал, в котором индикатор меняет свою окраску:

р[Мⁿ⁺] = pK_Ind  1. (20)

Кривые титрования в комплексонометрии строят в координатах
p[M ⁿ⁺] – (V_ЭДТА), где p[M ⁿ⁺] = -lg[M ⁿ⁺].