Неводное титрование

Содержание

 

Вступление

Раздел I. Химия неводных растворов

1.1 Понятие о неводных  растворах

1.2 Важнейшие свойства  неводных растворителей

1.3 Классификация и  некоторые свойства неводных  растворов

1.4 Общие сведения  о неводных растворителях

1.5 Классификация неводных  растворителей

Раздел II. Неводное титрование

2.1 Приемы титриметрического анализа в неводных средах

2.2 Химические методы  титриметрии

2.3 Кислотно-основное  титрование

2.4 Окислительно-восстановительное  титрование

2.5 Осадительное и комплексометрическое титрование

2.6 Физико-химические  методы титриметрии

Раздел III. Экспериментальная  часть.

3.1 Описание методики

3.2 Результаты исследования

Выводы

Список использованной литературы

 

 

 Вступление

Неводные растворы --это многокомпонентные системы, в состав которых входят растворенное вещество и индивидуальный органический или неорганический растворитель (за исключением воды) или смесь различных растворителей, в том числе смеси растворителей с водой (такие растворители называют смешанными). Растворенные в таких растворителях вещества, особенно электролиты, приобретают специфические свойства, часто сильно отличающиеся от их свойств в водных растворах.

Число неводных растворителей  очень велико, а их природа и  свойства чрезвычайно разнообразны. Для неводных растворителей характерны специфические взаимодействия, не свойственные водным средам, что, как уже указывалось, приводит к изменению свойств  растворенных веществ. Это находит  практическое применение в фармацевтической и фармацевтической химиях, поскольку дает возможность регулировать свойства определяемых веществ с помощью неводных растворителей.

При использовании неводных сред в титриметрических методах в арсенал фармацевтических реакций помимо характерных для титрования водных растворов включаются реакции аминирова- ния, азосочетания, сольволиза, комплексообразования и др. Кроме того, появляется возможность осуществлять в неводных средах определение таких химических соединений, которые не растворяются в воде и поэтому не могут быть аналитически определены в водных растворах.

В литературе уже давно  уделяется внимание неводным растворам. Одним из первых по применению неводных растворителей в химии явился чл.-корр. АН УССР Н. А. Измайлов, который  впервые сформулировал критерии кислотно-основного титрования, предложил  методы оценки кислотности в неводных средах, определил принципы подбора  неводных растворителей в полярографии, потенциометрии, кондуктометрии и при  титровании по методу осаждения.

Значительный вклад  в химию неводных растворов внесли проф. В. Н. Семенченко, Харнед и Оуэн, проф. Ю. Я. Фиалков и др.

Основные теоретические  положения, освещающие характер влияния  неводных растворителей на свойства многих веществ, в первую очередь  электролитов, изложены в многочисленных фундаментальных монографиях и  статьях Н. А. Измайлова, А. П. Крешкова, Г. А. Крестова, В. В. Александрова и др. Знание свойств растворителей дает возможность выбрать оптимальный физико-химический метод для решения той или иной практической задачи. Условия применения различных растворителей в титриметрии представлены в известных монографиях Палита, Денеша, А. П. Крешкова с сотрудниками и в многочисленных статьях отечественных авторов.

Однако в монографической  литературе практике титрования неводных растворов с применением различных  методов индикации конечной точки  уделено мало внимания, между тем  в периодической печати эти методы рассматриваются довольно часто. Это  делает актуальным изучение методик  титрования в неводной среде.

Целью данной работы является изучение свойств, методик идентификации  и количественного определения  с использованием метода неводного  титрования.

В практической части  проведено исследование таблеток Дибазола 0,02 г.

Раздел I. Химия неводных растворов

1.1 Понятие о неводных  растворах

Обычно растворами называют равновесные гомогенные (однородные) системы, представляющие собой смеси  двух или нескольких веществ, в которых  все компоненты равномерно диспергированы до размеров молекул, атомов, ионов или ассоциатов.

Неводным раствором  называют раствор, состоящий из двух или большего числа диспергированных компонентов, одним из которых является неводный растворитель. Неводный раствор, содержащий 99% спирта и 1% этилата натрия, называют 1%-ным этанольным раствором этилата натрия, а смесь 90% воды и 10% спирта -- 10%-ным водным раствором спирта. Вода минеральных источников, рек и озер относится к водным растворам; нефть является неводным раствором, хотя она и может содержать примеси воды.

Помимо неводных растворов, получаемых на основе жидких при обычных  условиях неорганических и органических веществ или сжиженных газов (молекулярных жидкостей), к ним относятся системы  на основе расплавленных солей (ионные расплавы) и сплавов металлов.

1.2 Важнейшие свойства  неводных растворителей

ХАРАКТЕРИСТИКА КИСЛОТНО-ОСНОВНЫХ СВОЙСТВ

Важнейшими свойствами, в соответствии с которыми производится оценка степени соответствия неводного растворителя для тех иди иных химико-фармацевтических целей, являются:

1. кислотно-основные  свойства, а именно сродство к  протону, обусловливающее выбор  растворителя для кислотно-основного  титрования индивидуального вещества  и смесей веществ;

2. сольватирующая способность, обусловливающая взаимодействие ионов с растворителем;

3. диэлектрическая проницаемость;

4. донорное число, характеризующее донорно-акцепторное взаимодействие растворенного вещества с растворителем (физический смысл этой эмпирической характеристики крайне условен);

5. константа автопротолиза (ионное произведение) растворителя, характеризующая нивелирующе-дифференцирующие свойства растворителя.

Кислотно-основные свойства неводного растворителя характеризуются  следующими константами:

1. Константа собственной  (или истинной) кислотности, присущей  данному растворителю - характеризует  состояние установившегося кислотно-основного  равновесия в среде с условно  бесконечно большой диэлектрической  проницаемостью, в вакууме или  в водном бесконечно разбавленном  растворе (так называемые стандартные  условия).

2. Константа собственной основности ионов лиата растворителя -- обратная константе собственной кислотности растворителя, отражающая энергию сродства ионов лиата данного растворителя к протону.

3. Константа собственной  кислотности ионов лиония растворителя.

4. Константа собственной  основности растворителя -обратная константе кислотности ионов лиония растворителя

5. Константа автопротолиза, являющаяся важнейшей кислотно-основной характеристикой растворителя.

Все указанные константы  взаимосвязаны.

СИЛА КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ  В НЕВОДНЫХ СРЕДАХ

Понятие о силе электролитов в водных растворах основано непредставлении  о полной или частичной диссоциации  данного вещества, зависящей от его  природы, концентрации раствора и т. д. Поэтому сильными кислотами в  водных растворах принято называть такие, которые подобно HI, HBr, HCl практически нацело диссоциируют с образованием Н3О+-ионов; слабыми кислотами считают HF (рК = 3,18), СН3СООН (рК = 4,75) HNО2 (рК = 3,4) -- кислоты, диссоциирующие в незначительной степени (~ 1%); , очень слабыми считают метаборную (рК = 9,12), фенол (рК=10), | угольную (рК' = 6,35; рК'' = 10,33), диссоциирующие еще в меньшей степени (<1%). Аналогично сильными основаниями в водных растворах называют такие, которые подобно гидроксидам щелочных металлов диссоциируют практически нацело с образованием ОН--ионов; слабыми -- гидроксоцинк ZnOH+ (рК = 4,40), аммиак (рК = 4,75), гидроксиламин (рК = 8,03), диссоциирующие в незначительной степени (~ 1%); очень слабыми -- анилин (рК=9,42), карбамид (рК = 13,82), моногидроксоферри-ион (рК = 11,5), диссоциирующие менее чем на 1%.

Степень диссоциации  кислот и оснований определяют экспериментально кондуктометрическим, потенциометрическим, спектрометрическим методами и с  помощью измерения скоростей  реакций, катализируемых ионами водорода или гидроксила.

Таким образом, сила кислот в водном растворе представляет собой  количественное выражение степени  отщепления ионов водорода, а сила основания -- ионов гидроксила.

Применительно к неводным растворам понятие «сила кислоты» (основания) имеет по крайней мере три различных значения.

1. Сила кислоты (основания), обусловленная собственной кислотностью (основностью) вещества -- способностью отдавать или присоединять протон, т. е. сродством к протону ионов или молекул вещества в вакууме -- это сила электролита независимо от растворителя.

 

2. Сила кислоты (основания), обусловленная способностью отдавать  протон растворителю или принимать  протон от растворителя; в таком  понимании сила кислоты (основания)  зависит от природы и физико-химических  свойств растворителя.

3. Сила кислоты (основания), обусловленная способностью этих  соединений ионизироваться с  образованием промежуточных соединений -- ионных пар, которые могут в известной мере диссоциировать на свободные или сольватированные ионы в среде данного растворителя. В этом случае сила кислоты (основания) тоже зависит от растворителя, но не так, как в случае 2. Ионные пары существуют при определенных условиях, в частности, этому способствуют низкие значения е растворителей. При значительной тепловой флуктуации противоположно заряженные частицы, составляющие ионные пары, диссоциируют, чему весьма способствует сольватация ионов. Плохая сольватация или полное отсутствие сольватации благоприятствуют ассоциации ионов. Возможность образования ассоциатов зависит от соотношения между кулоновскими силами и энергией теплового движения.

СОЛЬВАТИРУЮЩАЯ СПОСОБНОСТЬ  РАСТВОРИТЕЛЯ

В процессе растворения  вещества в растворителе в результате взаимодействий между частицами  растворенного вещества и растворителя получаются соединения переменного  состава, называемые сольватами. Связывание молекул неводного растворителя с частицами (ионами и молекулами) растворенного вещества называют сольватацией; для водных растворов применяют  термин гидратация.

По Мищенко и Полторацкому «под сольватацией следует понимать всю сумму изменений, вызываемых появлением ионов электролитов в  растворе», по Крестову -- всю совокупность взаимодействий, связанных с образованием ионного раствора определенного состава из ионов в газообразном состоянии и жидкого растворителя. Главным взаимодействием среди них является взаимодействие сольватируемых частиц с растворителем. Различают два типа сольватации ионов: первичную -- химическую и вторичную -- физическую.

Первичная сольватация  связана с образованием сольватов -- соединений определенного состава. Молекулы растворителя в этом случае связаны с молекулами или ионами растворенного вещества, образуя одно целое -- сольватную оболочку, характеризующуюся определенным координационным числом сольватации. Координационные числа сольватации, определенные разными авторами, обычно отличаются друг от друга. Сольватация, вообще говоря, не отождествляется с процессом комплексообразования, хотя сольваты часто называют сольватными комплексами.

Вторичная сольватация  обусловлена молекулами растворителя, которые не принимают участия  в первичной сольватации, но испытывают упорядочивающее влияние поля иона и электрически удерживаются на некотором  расстоянии от первичной сольватной оболочки. Самойлов подразделяет сольватацию  на «ближнюю», характеризующуюся взаимодействием  ионов, непосредственно примыкающих  к ближним молекулам растворителя, и «дальнюю», представляющую собой  взаимодействие с молекулами растворителя, не участвующими в «ближней» сольватации.

Способность растворителя оказывать сольватирующее действие-- одно из важнейших его свойств. Оно играет огромную роль в фармацевтической химии неводных растворов, поскольку от него зависит способность к образованию ионов. Чем больше сольватирующая способность растворителя, тем больше ионообразование.

ДИЭЛЕКТРИЧЕСКАЯ ПРОНИЦАЕМОСТЬ  РАСТВОРИТЕЛЯ

Исследования диэлектрических  свойств растворителей, применяемых  в фармацевтической химии, позволяют  выяснить многие вопросы, связанные  с процессом растворения анализируемого вещества, поведением вещества в среде  данного растворителя и его взаимодействием  с реагентами в растворах.

В растворителях, характеризующихся  малыми значениями диэлектрической  проницаемости е, растворенное вещество обычно слабо диссоциирует или не диссоциирует совсем.

ИОННАЯ АССОЦИАЦИЯ

Спектроскопические  исследования указывают на отсутствие в водных растворах сильных электролитов нейтральных недиссоциированных молекул, в то время как в растворах  слабых они имеются. В то же время  исследование растворов сильных  электролитов показало, что по мере разбавления их электропроводность растет, что указывает на усиление диссоциации, казалось бы, полностью  диссоциированного электролита.

Это хорошо объясняется  наличием взаимодействия ионов сильного электролита друг с другом, сопровождающимся образованием ионных пар.

Образование ионных пар  имеет большое значение в фармацевтической, химии неводных растворов. Ионная ассоциация находится в тесной связи с  диэлектрической проницаемостью. В  общем случае в растворителях  с малой е наблюдается сильная  ассоциация, в растворителях с  большой е -- практическое отсутствие ассоциации.

Очевидно, что изменения  электропроводности обусловлены не истинной (собственной) диссоциацией электролита, а кажущейся степенью диссоциации, зависящей от природы растворителя, концентрации раствора и т. д. Для  бесконечно разбавленных растворов, где  отсутствуют силы взаимодействия ионов  вследствие отдаленности друг от друга, кажущаяся степень диссоциации  близка к истинной степени диссоциации, свойственной данному электролиту.