Titrages complexométriques

Les réactifs complexométriques sont fréquemment utilisés pour doser les cations; il s’agit principalement de composés organiques comportant des groupes donneurs d’électrons qui forment des liaisons covalentes avec l’ion métallique; ils sont appelés ligands.EDTA^4– est en fait un système hexaprotique H₆Y²⁺ . Cependant les espèces H₆Y²⁺ et H₅Y⁺ n’existent, de manière significative, que pour des pH fortement acides; les titrages par H₂EDTA ²⁻ ne se font pas dans des milieux aussi acides.

Le nombre de coordination d’un cation, NC, est le nombre de liaisons covalentes qu’il peut former avec un donneur de paires d’électrons:

Les méthodes complexométriques sont des méthodes titrimétriques faisant intervenir des réactions de formation de complexes.

Un chélate est un complexe cyclique (5 à 6 membres) formé lorsqu’un cation et lié par deux ou plus groupes donneurs faisant partie du même ligand.

Un ligand avec 1 seul groupe donneur ⇒ unidenté; ex. NH₃
2 groupes donneurs ⇒ bidenté; ex. glycine
3 groupes donneurs ⇒ tridenté
4 groupes donneurs ⇒ tetradenté
5 groupes donneurs ⇒ pentadenté
6 groupes donneurs ⇒ hexadenté

Les ligands tétradentés et hexadentés sont de meilleurs titrants que les ligands ayant un nombre de groupes donneurs inférieurs, car:

– ils réagissent plus complètement avec le cation
– ils forment préférentiellement des complexes 1:1

Les titrages par les acides aminocarboxyliques

Les composés comportant des amines tertiaires, ainsi que des groupes carboxyliques forment des chélates remarquablement stables (Schwarzenbach, 1945).

→Utilisation pour des dosages volumétriques de la plupart des cations du Tableau Périodique.

Acide éthylènediaminetétracétique (H₄EDTA)

Ligand hexadenté: 4 groupes carboxyliques + 2 groupes amines

Quand H₄EDTA est dissous dans H 2 O, il s comporte comme un acide aminé (double zwitterion, molécule H₄Y, ci-dessous) :

EDTA ^4– est en fait un système hexaprotique H₆Y²⁺ . Cependant les espèces H₆Y ²⁺ et H₅Y ⁺ n’existent, de manière significative, que pour des pH fortement acides; les titrages par H₂EDTA²⁻ ne se font pas dans des milieux aussi acides.

Réactifs

Le titre réel des solutions d’EDTA préparées par pesée exacte de Na₂H₂ (EDTA) • 2 H₂O ou de H₄(EDTA) peut différer jusqu’à 1 % du titre calculé; pour les dosages exigeant une précision plus grande, on détermine le titre de la solution par titrage d’une solution standard de zinc (ex. K₂SO₄ • ZnSO₄).

Autre réactif: Acide nitrilotriacétique

Les complexes de l’EDTA et des ions métalliques

EDTA se combine avec les ions métalliques dans un rapport 1:1

1) EDTA⁴⁻ forme des chélates avec « tous les cations » métalliques.
2) Ces chélates sont suffisamment stables pour établir une méthode titrimétrique.
3) La stabilité résulte de:
− plusieurs sites complexant (6)
− structure en forme de « cage »

Les équilibres en présence d’EDTA

− Une courbe de titrage d’un cation par EDTA consiste en un graphe de pM en fonction du volume de réactif.
− A une température donnée, la position de l’équilibre dépend de la stabilité du complexe et du pH de la solution ⇒ ⇒ les titrages par EDTA⁴⁻ se font toujours en milieu tamponné.

• Constantes de formation conditionnelles ou effectives;
• Cette constante n’est valable que pour un seul et unique pH.

Avec K’ _MY la constante de formation effective décrit la relation d’équilibre applicable uniquement au pH pour lequel α₄ a été déterminé.

Calcul des valeurs de α₄ pour des solutions d’EDTA

Calcul des valeurs de α₄ pour des solutions d’EDTA^4-

Les valeurs de α pour les autres espèces d’EDTA s’obtiennent de la manière suivante:

Mais seul α₄ est nécessaire pour établir la courbe de titrage.

Calcul de [Mⁿ⁺] dans une solution d’EDTA

Calculer la concentration à l’équilibre de Ni²⁺ dans une solution contenant une concentration analytique de NiY ^2- de 0.0150 M à pH 3.0.

Calculer la concentration de Ni²⁺ dans une solution préparée en mélangeant 50.0 ml de Ni²⁺ 0.0300 M avec 50.0 ml d’EDTA 0.0500 M. Le mélange est tamponné à pH 3.00.

Les courbes de titrage par l’EDTA

Exemple: Calculer la courbe (pCa en fonction du volume d’EDTA) de titrage de 50.0 ml de Ca²⁺ 0.00500 M par EDTA 0.0100 M dans une solution tamponnée à pH 10.0 (K _MY = 5.0×10 10 ).

Courbe de titrage à pH 10 par l’EDTA de 50.0 ml de solution, respectivement:
A) 0.00500 M en Ca ²⁺ (K’ pour CaY ^2- = 1.75×10 ¹⁰ );
B) 0.00500 M en Mg ²⁺ (K’ pour MyY ^2- = 1.72×10 ⁸ ).

Indicateur: Noir Eriochrome T (virage est fonction de M²⁺ ). La surface colorée indique la zone de virage de l’indicateur.

Effet du pH sur la courbe de titrage

Influence du pH sur le titrage de 50.0 ml de Ca²⁺ 0.0100 M par l’EDTA 0.0100 M :

Courbe de titrage par EDTA de 50.0 ml d’une solution d’un cation 0.0100 M à pH 6.0

Note : Les cations ayant une grande constante de formation donnent une fin de titrage satisfaisante même à un pH acide.

pH minimum requis pour réaliser le titrage satisfaisant de divers cations der l’EDTA

Note : Pour les cations divalents des métaux lourds, un milieu modérément acide est satisfaisant, alors qu’un milieu fortement acide est supporté pour des ions tels que Fe(III) ou In(III).

L’effet d’autres agents complexants sur les courbes de titrage par l’EDTA

De nombreux cations précipitent sous forme d’hydroxydes au pH requis pour leur dosage par EDTA.

Un agent complexant auxiliaire est nécessaire pour conserver le cation en solution.

Ex.: Zn 2+ est généralement titré dans un milieu NH ⁴⁺ /NH ₃
− A pH 10 la réaction entre Zn _²⁺ et EDTA est complète.
− NH ₃ forme des complexes avec Zn ²⁺ et évite la précipitation de Zn ²⁺ sous la forme d’hydroxydes.

Une description quantitative des effets de l’agent complexant auxiliaire peut être dérivée d’une procédure similaire à celle utilisée pour déterminer l’influence du pH sur EDTA.

Exemple: Détermination de la courbe de titrage de 50.0 ml de Zn ²⁺ 0.00500 M par EDTA 0.0100 M. Les deux solutions de Zn ²⁺ et d’EDTA contiennent 0.100 M NH₃ et 0.176 M en NH₄Cl pour tamponner le système à un pH de 9.0 (K ZnY²⁻ = 3.2×10 16 et α₄ (pH = 9.0) = 5.2×10 −2 ). Les logarithmes des constantes de formation des 4 complexes de Zn²⁺ avec NH₃ valent 2.21, 2.29, 2.36 et 2.03, d’où:

Les indicateurs employés dans les titrages par l’EDTA

En général, les indicateurs utilisés sont des colorants organiques, qui forment des chélates colorés avec les ions métalliques dans un domaine de pM qui est caractéristique du cation et de l’indicateur. Les complexes formés sont fortement colorés et détectables visuellement à des concentrations de 10 ⁻⁶ à 10 ⁻⁷ M.

Exemple: Noir d’ériochrome T.

• Les complexes métalliques M II In⁻ sont généralement rouges, comme pour H₂In ⁻
• Ajuster le pH à ≥ 7 ⇒ HIn ²⁻ (bleu) prédomine en absence de ions métalliques.

Les méthodes de titrage utilisant l’EDTA

Titrage direct

a) Méthodes basées sur des indicateurs pour le ion-analyte (40 éléments) − pas applicable pour tous les cations car il n’existe pas d’indicateurs adaptés pour tous les analytes ou parce que la réaction entre le ion métallique et EDTA est trop lente.

b) Méthodes basées sur des indicateurs pour un ion métallique ajouté − Une petite quantité d’un cation (sous forme de complexe EDTA moins stable que l’analyte) possédant un bon indicateur est ajouté à la solution d’EDTA.

Ex: titrage de Ca²⁺

c) Méthodes potentiométriques Nécessite des électrodes spécifiques pour les ions métalliques titrés.

 Titrage par déplacement

Utilisé si – aucun indicateur adapté pour l’analyte. Principe: – un excès non mesuré d’une solution contenant le complexe de Mg²⁺ par exemple avec EDTA est introduit dans la solution de l’analyte.

– si l’analyte forme un complexe plus stable:

– le Mg²⁺ libéré est titré avec une solution étalon d’EDTA.

Titrage par différence (voir méthodes titrimétriques)

Masquage

Un agent masquant est une réactif qui évite que l’analyte et d’autres cations réagissent simultanément avec EDTA.

Par exemple, Al³⁺ réagit avec F ⁻ pour former un complexe très stable, AlF₆³⁻ . Le Mg²⁺ , d’un mélange Al³⁺ et Mg²⁺ , peut ainsi être titré en masquant d’abord Al³⁺ par F⁻ .

Détermination de la dureté de l’eau

Historiquement, la « dureté » de l’eau était définie pour tenir compte de la capacité des cations présents dans l’eau, à remplacer les ions Na⁺ et K⁺ des savons, pour former des composés peu solubles. La plupart des cations divalents et plus, partagent cette propriété indésirable.

Dans les eaux naturelles, Ca ²⁺ et Mg ²⁺ ont des concentrations considérablement plus élevée que n’importe quel autre cation. En conséquence, la « dureté » est aujourd’hui définie par la concentration hypothétique en CaCO ₃ (mg de CaCO ₃ par 100 ml d’H₂O ⇒ degrés français) qui serait équivalente à la concentration de tous les cations polyvalents présents dans la solution.

Le titrage de « l’eau dure » se fait par EDTA à pH ∼ 10, et en présence d’indicateur mixte noir d’ériochrome T⁺ jaune de méthyle. Pour pouvoir effectuer le dosage à pH ∼ 10, on ajoute un peu de H₂[Mg(EDTA)] • 6H₂O ou de K₂[Mg(EDTA)] • H₂O et on effectue un titrage de déplacement.

Les titrages des complexants inorganiques

Les agents complexants utilisés en médecine

Dans le système circulatoire humain, l’oxygène est transporté par la protéine hémoglobine contenant du fer.  L’hémoglobine consiste en deux paires de sous-unités, désignées α et β. La β-thalassémie est une maladie génétique; les unités β de l’hémoglobine ne sont plus synthétisées dans des proportions adéquates. Les enfants affectés par cette maladie ne peuvent survivre que grâce à de fréquentes transfusions.

La conséquence de ce traitement est que le patient accumule 4 à 8 g de fer par an de l’hémoglobine du sang transfusé. Le corps ne peut extraire de telles quantités. La plupart des victimes de la thalassémie mourrait à l’âge d’environ 20 ans, conséquences de la surcharge de fer.

Afin d’aider le corps à extraire le fer, une intense thérapie de complexation est utilisée. Le médicament qui connaît le plus de succès est la desferrioxamine B, isolée du bactère.

Utilisée en parallèle avec l’acide ascorbique (vitamine C) pour réduire Fe(III) → Fe(II), (Fe(II)-desferrioxamine est plus soluble), cet agent complexant est capable d’extraire plusieurs grammes de fer par an. Ce complexe est excrété dans les urines. Le médicament est coûteux et doit être injecté (molécule trop grande pour être absorbée au travers des intestins). Des efforts sont faits pour trouver un nouvel agent qui peut être administré oralement.