Неводное титрование

 

Растворители, которые  проявляют себя одновременно и как  бренстедовские кислоты и основания, относятся к амфипротным. Амфипротные растворители, которые являются более сильными кислотами, чем вода, Кольтгоф называет протогенными, а являющиеся более сильными основаниями -- протофильными. Так, диметилсульфоксид, являющийся более слабой кислотой, чем многие другие слабые кислоты (в том числе и вода), и проявляющий более основные свойства, чем вода, согласно указанной классификации должен относиться к протофильным растворителям, с чем, конечно, нельзя согласиться, учитывая другие его специфические свойства, характерные для полярных (диполярных) апротонных растворителей.

 

Гидроксилсодержащие растворители (вода, метанол, этанол, фенолы, гликоли  и др.), кислотно-основные свойства которых  занимают промежуточное положение  между противоположными по своему характеру  протофильными и протогенными растворителями, относятся к одной группе -- к нейтральным растворителям. Фенолы и гликоли относятся к кислотным растворителям.

 

Растворители, у которых  кислотно-основные функции выражены настолько слабо, что следы примесей, таких как вода, сильно влияют на их свойства, Кольтгоф относит к классу апротонных растворителей и делит их на три группы:

 

а) протофобные биполярные: ацетонитрил, ацетон, сульфолан (они являются более слабыми основаниями, чем вода);

 

б) протофильные биполярные: N,N-диметилформамид, пиридин, диметилсульфоксид (они являются более сильными основаниями, чем вода);

 

в) инертные: углеводороды, галогенпроизводные углеводородов, которые  отличаются очень слабыми кислотными и основными свойствами.

 

Рассматриваемая классификация  растворителей, на первый взгляд довольно логичная, однако, небезупречна.

 

Во-первых, хорошо известно, что резкой границы между отдельными типами растворителей по их кислотно-основным свойствам провести нельзя;

 

во-вторых, не обоснован  выбор воды в качестве стандарта;

 

в-третьих, классификация  не выявляет важнейших свойств растворителей, проявляющих нивелирующе-дифференцирующий эффект (все перечисленные группы растворителей, в том числе и вода, не говоря уже о спиртах, в той или иной степени оказывают нивелирующе-дифференцирующее действие в отношении определенных групп электролитов);

 

в-четвертых, многие растворители выпадают из указанной классификации (например, уксусный ангидрид, простые  и сложные эфиры и др.);

 

в-пятых, одни и те же растворители попадают в разные группы (например, протофильный и апротонный диметилсульфоксид и др.);

 

в-шестых, ни гликоли, ни фенолы нельзя отнести к нейтральным  растворителям и т. д.

 

Атомы водорода, имеющие  сильную химическую связь с каким- либо атомом (фтором, хлором, бромом, кислородом, азотом, фосфором, углеродом и др.), могут образовывать с другим электроотрицательным атомом слабую водородную связь, обозначаемую тремя точками (X--Н???У или Р???Н--Р). Водородная связь широко распространена и сильно влияет на свойства растворителей. Эту связь могут образовывать, по мнению некоторых авторов, атомы не только с сильным сродством к электрону, но и со слабым сродством, как, например, атомы инертных газов (аргон, ксенон), а также молекулы ранее считавшегося инертным растворителем СС14.

 

Классификация по этому  принципу разработана Татевским и Шахпароновым. Согласно этой классификации все растворители делятся на 5 групп:

 

1. способные к образованию  благодаря ассоциации их молекул  объемной (трехмерной) сетки водородных  связей и характеризующиеся высокой  диэлектрической проницаемостью  при сравнительно малом дипольном  моменте (вода, муравьиная кислота,  гликоль, глицерин, аминокислоты  и другие, хорошо смешивающиеся  друг с другом жидкости);

 

2. способные к образованию  двухмерной сетки водородных  связей (спирты, фенолы, одноосновные  карбоновые кислоты);

 

3. не способные к  образованию двухмерной и трехмерной  сетки водородных связей, но способные  к образованию водородной связи  с другими протонсодержащими соединениями (амины, эфиры, альдегиды, кетоны и другие вещества, содержащие атомы кислорода, азота, фтора);

 

4. способные к образованию  водородной связи, но не имеющие  атомов, способных акцептировать  протоны (хлороформ, дихлорэтан  и др.; водород, входящий в состав  молекул такого рода растворителей,  способен образовывать водородную  связь с молекулами растворителей  1, 2 и 3 групп);

 

5. не способные к  образованию водородной связи.

 

Образование водородных связей, представляющих собой одну из форм слабых химических взаимодействий, имеет существенное значение в фармацевтической химии неводных растворов, поскольку  влияет на силу электролитов и другие свойства вещества. Следует иметь  в виду, что водородная связь может  связывать два атома разных молекул (межмолекулярная) и одной и той  же молекулы (внутримолекулярная).

 

По характеру участия  в протонно-донорно-акцепторном  взаимодействии в данных конкретных условиях и в зависимости от химической природы партнера растворители подразделяются на протонные (протолитические) и апротонные (непротолитические). Последние практически не вступают в протолитическое взаимодействие с растворенным электролитом.

 

Протолитические растворители делятся на три группы:

 

1) кислотные, или протогенные;

 

2) основные, или протофильные,

 

3) амфипротные, или амфотерные.

 

К растворителям, участвующим  в электронно-донорно-акцепторных  взаимодействиях, относятся кислоты, основания, амфотерные соединения. Но, как известно, кислотами могут быть вещества, которые не являются донорами протонов, а основаниями -- вещества, не являющиеся акцепторами протонов. Больше того, существуют кислоты, не содержащие в своем составе водорода, и есть основания, содержащие неподеленную пару электронов (например, аммиак), которые могут проявлять не только основные, но и кислотные свойства.

 

Существует довольно большая группа растворителей, которые  в отличие от протолитических склонны к электронно-донорно-акцепторному взаимодействию, сопровождающемуся образованием координационных связей между молекулами растворенного вещества и растворителя. Растворение вещества в такого рода растворителе представляет собой специфическое, кислотно-основное взаимодействие и описывается в рамках «координационной» модели Драго и Пурселла, хорошо согласующейся с экспериментальными данными. Эта концепция акцентирует внимание, следовательно, не на протонно-донорно-акцепторных свойствах, а на электронно-донорно-акцепторных свойствах растворителя и его сольватирующей способности.

 

С позиции координационной  теории все растворители делят на две группы:

 

o координирующие

 

o некоординирующие.

 

Растворители, способные  образовывать координационную связь  с акцепторами электронных пар, называются донорными растворителями. В противоположность им растворители, образующие координационную связь с донорами электронных пар, Гутман называет акцепторными растворителями.

 

Эти два класса растворителей  отличаются по сольватирующей способности: донорные растворители преимущественно сольватируют катионы металлов; акцепторные растворители сольватируют анионы.

 

Каждую из этих групп  разделяют также на растворители, содержащие подвижные протоны, или  растворители с водородными мостиками, и на растворители, не содержащие подвижных  протонов и не связанные водородными  мостиками.

 

Донорный растворитель (ДР) взаимодействует с молекулами или катионами -- акцепторами неподеленных пар электронов.

 

Катионы металлов, проявляя кислотные свойства, координируясь  с молекулами донорного растворителя, образуют сольваты.

 

Акцепторный растворитель (АР) взаимодействует с донорными соединениями или анионами -- донорами неподеленных пар электронов; при этом происходит их сольватация.

 

Следует заметить, что  сольватация анионов акцепторными растворителями проявляется в меньшей  мере, чем сольватация катионов донорными растворителями.

 

Данная классификация  растворителей при всем ее значении для координационной химии также  не безупречна.

 

Во-первых, не все растворители можно точно разграничить и отнести  к той или иной группе.

 

Во-вторых, несомненно, что  донорно-акцепторный характер растворителя, отнесенного к той или иной группе, зависит от природы и характера  взаимодействующих с ним партнеров;

 

В-третьих, некоторые  растворители в зависимости от условий  могут вести себя и как акцепторные, и как донорные растворители.

Раздел II. Неводное титрование

2.1 Приемы титриметрического анализа в неводных средах

Как уже упоминалось, необходимыми условиями, определяющими  возможность применения химической реакции в титриметрическом анализе, являются:

1. количественное протекание  реакции, характеризуемое константой  равновесия;

2. высокая скорость  взаимодействия, отсутствие побочных  реакций, влияющих нежелательным  образом на ход основной реакции  определения или фиксации точки  эквивалентности (т. э.);

3. точно известная  стехиометрия реакции;

4. возможность фиксации  точки эквивалентности индикаторным или физико-химическими методами.

В титриметрическом анализе неводных растворов применяются те же приемы, что и для анализа водных растворов.

1. Прямое титрование, основанное на непосредственном  смешении растворов анализируемого  соединения и реагента. Массу  анализируемого соединения X (в граммах)  вычисляют по формуле

X = NBVBЭA / 1000 = TBVBЭA / ЭB = ТВ/АVВ

где NB, ТB, Тв/а -- соответственно нормальная концентрация титранта (моль экв/л), его титр (г/мл) в единицах массы титранта (TB) или анализируемого вещества (Tв/а);

VB -- объем реагента, мл;

ЭА, ЭB -- эквиваленты, соединений.

2. Обратное титрование (метод остатков), в основе которого -- титрование (стандартным раствором  реагента С) реагента В, прибавленного к анализируемому соединению в количестве, превышающем стехиометрически необходимое. К этому приему прибегают для увеличения скорости основной химической реакции или в случае затруднений при фиксации точки эквивалентности этой реакции. Расчет ведут по формуле

X = (NBVB -- NCVC) ЭА / 1000 = (ТBVB / ЭB) -- (ТCVC / ЭC)

ЭА = TB/АVВ -- ТС/АVС

3. Косвенное титрование  заключается в титровании продукта  химического превращения анализируемого  соединения А в форме, определение которой удобнее по ряду причин: более приемлемая константа равновесия титрования, удобство фиксации точки эквивалентности, отсутствие побочных реакций или кинетических затруднений. Расчет проводят по формуле (1).

2.2 Химические методы  титриметрии

В основе химических методов  титриметрии -- разнообразные реакции, приводящие к образованию устойчивых продуктов. Классификация методов титриметрии в зависимости от типа используемой реакции приведена в табл. 1.

Реакции, используемые для  проведения титриметрических определений, должны удовлетворять перечисленным выше требованиям; кроме того, существенное значение имеют устойчивость применяемых стандартных растворов титрантов, условия их хранения, наличие удобного способа стандартизации, информация о стехиометрии и скорости реакции, особенно вблизи точки эквивалентности.

Достоинства метода. Химические методы титриметрии отличаются простотой и точностью, не требуют ни предварительной градуировки, ни дорогостоящего оборудования.

Недостатки метода. Основной источник погрешностей в титриметрии -- субъективность восприятия изменения цвета индикатора. В этом случае возможно несоответствие между точкой эквивалентности реакции и фиксацией сигнала индикатора.

Погрешность определений  может возникать и вследствие неблагоприятных условий равновесия. Так, при кислотно-основном титровании слабых электролитов затруднен подбор индикатора для реакций с малыми константами равновесия. При проведении редокс-титрований экспериментатор может столкнуться с медленным ходом основной реакции и протеканием побочных взаимодействий, искажающих стехиометрию титрования. В реакциях осаждения могут происходить потери осадка при пептизации или частичном растворении осадка, соосаждении или последующем осаждении примесей. В комплексометрических определениях существенными становятся скорость замещения лигандов и лабильность комплексообразующих частиц.

Условия протекания химических реакций могут быть оптимизированы путем подбора неводных растворителей, вызывающих изменение констант равновесия фармацевтических реакций. Субъективность определения точки эквивалентности  устраняют применением физико-химических способов ее фиксации.

2.3 Кислотно-основное  титрование

Точность кислотно-основного  титрования связана с резкостью  изменения рН в точке эквивалентности, оцениваемого «индексом крутизны» (dpH / dCB) и зависящего от значений констант диссоциации и концентрации реагирующих соединений.

В водной среде (константа  автопротолиза Ki = 10-14) определение 0,1 н. растворов электролитов с удовлетворительной точностью возможно лишь в том случае, если константа диссоциации титруемых кислоты или основания (Кa или Кb) не ниже 10-9. Для смесей электролитов определяющим является соотношение произведений констант диссоциации и концентрации титруемых кислот или оснований [Ка2СА2 / Ка1СА1 или Kb2CВ2 / Kb1CВ1). Если это соотношение составляет около 10-2, погрешность титрования равна 1%; при соотношении, равном 10-1, погрешность возрастает до 10%.