Контрольная по аналитической химии. аналитическая химия. 1 Применение в медицине соединений катионов

• Название: 1 Применение в медицине соединений катионов
• Анкор: Контрольная по аналитической химии
• Дата: 03.04.2023
• Размер: 195.56 Kb.
• Имя файла: аналитическая химия.docx
• Тип: Документы; #1033755
• страница: 3 из 5

Гидрокарбонат – ион CO3

1. С насыщенным раствором сульфата магния (гф) с образованием белого осадка гидроксокарбоната магния. Гидрокарбонат-ионы образуют осадок только при кипячении.

CO₃^2- + 2 H₂O + 2 MgSO₄   Mg₂(OH)₂CO₃ + 2 HCO₃^-+ 2 SO₄^2-

2 С фенолфталеином (ГФ). Раствор карбоната (1:10) при прибавлении 1 капли раствора фенолфталеина окрашивается в красный цвет (отличие от гидрокарбонатов).

CO₃ ^2- + H/OH   HCO₃^- + OH^- pH 10

HCO₃^- + H/OH   H₂CO₃ + OH^- pH8

HCO₃^- + H/OH   CO₃^2- + H₃O⁺

Обнаружение СО₃^2- и HCO₃^- -ионов при совместном присутствии

СО₃^2- + Са²⁺  СаСО₃

2 HCO₃^- + Са²⁺   Ca(HCO₃)₂

Ca(HCO₃)₂ + 2 NH₄OH   CaCO₃ + (NH₄)₂CO₃ + 2 H₂O

Методика: К 1 см³ анализируемого раствора, содержащего СО₃^2- и НСО₃^-ионы, прибавляют избыток раствора хлорида кальция, осадок карбоната кальция отделяют центрифугированием и отбрасывают, центрифугат проверяют на полноту осаждения карбонат-ионов, если полнота осаждения достигнута, то добавляют водный раствор аммиака, появление белого осадка указывает на наличие гидрокарбонат-ионов.

Реакции тиосульфат-иона S2O3 2- Тиосульфат-ион S2O3 2- - анион тиосерной кислоты H2S2О3 . Тиосерная кислота неустойчива и в свободном виде не существует. Соли щелочных металлов этой кислоты устойчивы, однако в водных растворах подвергаются гидролизу. Тиосульфаты являются сильными восстановителями.

1. 
   Хлорид бария ВаСl2 с тиосульфат-ионом образует белый осадок тиосульфата бария:
   

Na2S2O3 + BaCl2 → ВаS2Оз↓ + 2NaCl S2O3 2- + Ba2+→ ВаS2Оз↓

Осадок растворяется в кипящей воде и в разбавленных минеральных кислотах (кроме серной). ВаS2Оз легко образует пересыщенный раствор. Для ускорения выпадения осадка можно потереть внутреннюю стенку пробирки стеклянной палочкой.

2. 
   Минеральные кислоты вытесняют тиосерную кислоту из ее солей: Na2S2O3 + 2HCl → H2S2O3 + 2NaCl
   

Тиосерная кислота в момент образования разлагается:

H2S2O3 → S↓ + SO2↑+ Н2О

Образовавшаяся сера вызывает помутнение раствора. Эта реакция позволяет обнаружить тиосульфаты в присутствии сульфитов, так как сернистая кислота при разложении выделяет только SO2 , а серы не образуется. Реакция является фармакопейной.

3. 
   Нитрат серебра AgNO3 образует с растворимыми тиосульфатами белый осадок, который быстро становится желтым, затем бурым и, наконец, черным вследствие перехода в сульфид серебра:
   

Na2S2O3 + 2AgNO3 → Ag2S2O3↓+ 2NaNO3 Ag2S2O3 + H2O → Ag2S↓ + H2SO4

Осадок тиосульфата серебра Ag2S2O3 растворим в избытке тиосульфата натрия с образованием комплексных ионов [Ag(S2O3 )2 ] 3- .

Поэтому при проведении этой реакции необходимо добавлять избыток AgNO3 . Реакция характерна для тиосульфат-иона и является фармакопейной.

4.Реакция с йодом.Тиосульфат – ион обесцвечавает нейтральные или слабощелочные растворы йода, восстанавливая йод до йодид – ионов с одновременным образованием

тетратионат – иона:

одновременным образованием тетратионат – иона:

2Na2S2O3 + I2 → 2NaI +Na2S4O6

Реакции борат-ионов ВО2 - и В4О7 2-

Ортоборная кислота Н3ВО3 — бесцветное, твердое кристаллическое вещество, относится к очень слабым электролитам. Соли борной кислоты отвечают по составу не ортоборной кислоте Н3ВО3 , а метаборной кислоте НВO2 или тетраборной кислоте Н2В4О7 .

1. 
   Хлорид бария ВаСl2 с концентрированными растворами буры дает белый осадок метабората бария, который растворяется в уксусной, хлороводородной и азотной кислотах.
   

Na2B4O7 + ВаС12 + ЗН2О → Ba(BO2 )2↓ + 2НзВО3 + 2NaCl В4О7 2- + Ва2+ + ЗН2О → Ba(BО2 )2 + 2НзВО3

2. 
   Этиловый спирт и концентрированная серная кислота при взаимодействии с сухой борной кислотой или сухим тетраборатом образуют борноэтиловый эфир, который пи горении дает пламя с ярко- зеленой окраской.
   

Na2B4O7 + Н2 SО4 5 H2O → 4НзВО3 + Na2SO4 H3BO3 + 3C2H5OH → B(C2H5O)3 + 3H2O

Является фармакопейной.

Применение в медицине и фармации солей анионов 1-ой аналитической группы

       Соли серной кислоты. В качестве лекарственных препаратов используются сульфат магния – слабительное и гипотензивное средство, сульфат бария – рентгеноконтрастное средство, сульфат натрия – слабительное и желчегонное средство. Серная кислота применяется в качестве реактива при количественном определении щелочей, при качественном открытии многих органических и неорганических лекарственных препаратов.

       Соли сернистой кислоты – сульфит натрия нашел применение в качестве стабилизатора легко окисляющихся веществ.

       Соли угольной кислоты. Карбонат кальция, гидрокарбонат натрия назначают для лечения заболеваний желудка.

Соли фосфорной кислоты с органическими снованиями применяют для различных целей.

       Борная кислота и тетраборат натрия нашли применение как антисептики для полосканий, промываний, смазываний. Тиосульфат натрия оказывает антисептической и противовоспалительное действие.

3)Задание 3 .

Методы кислотно-основного титрирования. Основное уравнение метода .Рабочие

Растворы .Стандартные растворы. Индикаторы. Ацидиметрия и алкалиметрия. Порядок и техника тетрирования. Расчеты. Использование метода при анализе лекарственных средств.

К методу кислотно-основного титрования относятся методы, основанные на реакции: H+ + OH– = H2О.

Метод используют для определения содержания веществ, обладающих кислотными или основными свойствами

В процессе титрования изменяется pH раствора, поэтому этим методом проводят определение кислот, оснований и некоторых солей слабых кислот и слабых оснований. В качестве титрантов обычно используют сильные кислоты и основания.

Титрование раствором щелочи называется алкалиметрией, а титрование раствором кислоты – ацидиметрией.

Основными рабочими растворами кислот являются HCl, H₂SO₄, основаниями – NaOH. KOH. Эти вещества не отвечают требованиям для приготовления стандартного раствора – их нельзя приготовить по навеске, только путем титрования. В качестве стандартных веществ при установке концентрации кислот используют Na₂B₄O₇*10H₂O, Na₂CO₃, щелочей – щавелевую кислоту. Растворы в кислотно-основном титровании не имеют окраски.

Согласно правилу эквивалентности титрование необходимо продолжать до тех пор, пока количество прибавленного реагента не станет эквивалентным содержанию определяемого вещества. Наступающий в процессе титрования момент, когда количecтвo вещества в растворе титранта становится строго эквивалентным количеству определяемого вещества согласно уравнению химической реакции, называют точкой эквивалентности.

Точку эквивалентности устанавливают различными способами. В методах ручного анализа преимущественно используют изменение окраски индикатора, добавляемого в титруемый раствор. Момент, при котором происходит наблюдаемое изменение цвета индикатора, называют конечной точкой титрования. Очень часто конечная точка титрования не совсем совпадает с точкой эквивалентности. Как правило, они отличаются друг от друга не более чем на 0,04 мл (2 капли) титранта. Это то количество вещества в растворе титранта, которое необходимо для взаимодейcтвия его с индикатором.

Если для приготовления растворов используют вещества, которые не являются стандартными, то проводят их стандартизацию. Например растворы кислот можно стандартизовать по стандартным веществам — натрия тетраборат Na2B4О7 ∙10Н2О, натрия карбонат Nа2СО3 ·10Н2О или по стандартным растворам NaOH, КОН; а растворы оснований — по щавелевой кислоте Н2С2О4 ∙2Н2О, янтарной кислоте Н2С4Н4О4 или по стандартным растворам HCl, H2SO4 , НNО3 .

Кривые кислотно-основного титрования выражают зависимость изменения рН раствора от объема добавленного титранта (рис. 3.4).



Рис. 3.4. Кривая кислотно-щелочного титрования

При расчете рН необходимо знать состав титриметрической смеси. Для упрощения вычислений (что не приводит к заметным ошибкам) не учитывают разбавление раствора в процессе титрования и используют понятие «концентрация», а не «активность». Кривые титрования представляют в виде графика зависимости рН от объема добавленного титранта или объема избытка определяемого вещества и избытка титранта.

В начале титрования рН изменяется очень медленно. Кривая (см. рис. 3.4) показывает, в частности, что если оттитровать половину имеющегося количества кислоты (50 мл), рН раствора изменится незначительно по сравнению с исходным, если оттитровать 90 % (90 мл), то и тогда уменьшение рН составит лишь одну единицу. С уменьшением концентрации оставшейся кислоты изменение рН при титровании становится более резким. Оттитровывание кислоты от 90 до 99 % вызывает изменение рН на три единицы. Также на единицу возрастает рН при оттитровывании от 99 до 99,9 %, т. е. на 0,9 %. Титрование остатка кислоты (0,1%) приводит к изменению рН на целых 3 единицы. Введение избытка в 0,1 % NaOH по сравнению с эквивалентным количеством вызывает изменение рН также на 3 единицы, и рН раствора становится равным 13,0.

Кривая титрования сильного основания сильной кислотой представляет собой зеркальное отображение кривой титрования сильной кислоты сильным основанием. При титровании сильной кислотой сильного основания и наоборот до точки эквивалентности рН раствора определяется концентрацией неоттитрованной щелочи или кислоты, а после точки эквивалентности — концентрацией добавленной кислоты или щелочи. В точке эквивалентности раствор нейтрален.

Скачок титрования — это резкое изменение рН в области точки эквивалентности. Факторы, влияющие на величину и положение скачка титрования (на величину скачка титрования влияют все факторы, от которых зависят значения рН):

• 
  ● константа диссоциации титруемого вещества;
  
• 
  ● концентрация титруемого вещества;
  
• 
  ● концентрация титранта;
  
• 
  ● температура;
  
• 
  ● ионная сила.
  

Чем меньше концентрация титруемого вещества и титранта, тем меньше скачок. Практически невозможно оттитровать сильные протолиты концентрацией 10 –4 М, а слабые — концентрацией 10 –2 М. При изменении температуры сильно изменяется константа автопротолиза воды, входящая во многие формулы расчета рН. В результате при увеличении температуры скачок уменьшается и смещается в более кислую область. Ионная сила влияет незначительно.

В рассматриваемом случае расчет рН проводят по следующим формулам:

● Для сильной кислоты, например HCl, рН определяется концентрацией ионов водорода: [H+] = M кислоты.

● Для сильного основания, например КОН [H+] = 10^–14 / Mщелочи. Часто проводят титрование с использованием слабых электролитов.

При титровании слабой кислоты сильным основанием чем слабее кислота, тем больше значение рН в начале титрования. Следовательно, ветвь кривой титрования (рис. 3.5) до точки эквивалентности смещается в щелочную область. После достижения точки эквивалентности образуется сильное основание, следовательно, значение рН резко смещается в щелочную область. При дальнейшем титровании кривая изменяется незначительно.

В ходе титрования раствора уксусной кислоты сильным основанием значение pH все время остается выше, чем при тех же концентрациях соляной кислоты. В результате этого скачок на кривой начинается с более высокого значения рН. Заканчивается он, как и в первом случае, при рН = 10, так как титрование производят тем же раствором 0,1 моль/л NaOH.



Рис. 3.5. Ход титрования слабой кислоты сильным основанием

При титровании слабой кислоты сильным основанием pH раствора кислоты вычисляют с учетом ее константы диссоциации:



Интервал скачка рН на кривой титрования 0,1 мольл уксусной кислоты раствором 0,1 мольл NaOH значительно уже предыдущего случая. Он простирается от рН = 7,8 до рН = 10.

При титровании слабого основания сильной кислотой интервал скачка уменьшается в щелочной области рН. Рассчитывается рН в этом случае следующим образом:



При титрование слабой кислоты слабым основанием (или наоборот) сужение интервала скачка рН происходит и в кислотной, и в щелочной областях рН. Вследствие этого интервал скачка рН на кривой вовсе исчезает. Пример — нейтрализация раствора 0,1 моль/л СН3СООН раствором 0,1 моль/л NН4ОН. Кривая титрования не имеет скачка рН. Поэтому нельзя ожидать и резкого изменения окраски индикаторов. Титрование слабой кислоты слабым основанием вообще невозможно.

Конечную точку титрования устанавливают с помощью кислотноосновных индикаторов – слабых органических кислот и оснований, изменяющих свою окраску в зависимости от рН среды за счет образования протонированных и депротонированных форм, отличающихся по своей структуре и окраске. Существуют одноцветные (например, фенолфталеин) и двухцветные (метиловый оранжевый) кислотно-основные индикаторы. Наряду с индивидуальными индикаторами применяют их смеси с нейтральными красителями.

Кислотно-основные индикаторы должны удовлетворять следующим требованиям:

1. быть чувствительными, к изменению рН раствора в процессе титрования, чтобы расход индикатора был как можно меньше;

2. равновесие между обеими формами должно устанавливаться быстро;

3. обе формы (или одна у одноцветных индикаторов) должны иметь интенсивную отличающуюся окраску;

4. интервал перехода окраски индикатора не должен быть большим.

Индикаторы метода кислотно-основного титрования. Теории индикаторов

Индикаторы — вещества, которые резко реагируют на изменение концентрации определяемого компонента или титранта вблизи точки эквивалентности. В методах кислотно-основного титрования для определения конечной точки титрования используют кислотноосновные индикаторы (табл. 3.1). Это органические вещества, способные видимо и обратимо изменять свою окраску в растворе при изменении рН среды.

Кислотно-основные индикаторы изменяют свою окраску в области интервала перехода независимо от того, достигнута ли точка эквивалентности. Правильно выбранный индикатор изменяет окраску в области скачка титрования. У неправильно выбранного индикатора изменение окраски может происходить задолго до наступления точки эквивалентности или после нее.

Таблица 3.1 Характеристики кислотно-основных индикаторов



Выбирают индикатор с помощью кривой титрования. Для этого на график наносят интервал перехода индикатора. У правильно выбранного индикатора интервал перехода полностью или частично перекрывается скачком титрования. Если такого перекрывания нет, то индикатор для данного титрования не подходит. Значение рН, при котором заканчивается титрование с данным индикатором, называют показателем титрования и обозначают рТ. Показатель титрования находится обычно в середине интервала перехода индикатора. Существуют различные теории индикаторов, каждая из которых по-своему объясняет поведение кислотно-основных индикаторов в кислых и щелочных средах.

Ионная теория индикаторов. В связи с тем, что кислотно-основные индикаторы представляют собой слабые кислоты или слабые основания, любой индикатор диссоциирует в растворе согласно уравнению:

HInd = Н+ + Ind — (бесцветный — малиновый).

Окраска раствора, в котором индикатор находится в молекулярной форме (HInd), отличается от окраски раствора, в котором индикатор находится в ионной форме (Ind − ). Молекулы фенолфталеина HInd бесцветны, а его анионы Ind − окрашены в малиновый цвет. Достаточно к раствору, содержащему фенолфталеин, прибавить 1−2 капли щелочи, как введенные ОН – ионы станут связывать катионы Н+ с образованием слабого электролита — молекул воды. При этом равновесие диссоциации индикатора сместится вправо, и накопление анионов Ind − вызовет окрашивание раствора в малиновый цвет. То есть переход одной окраски, присущей молекулярной форме кислотно-основного индикатора, в другую, свойственную его ионной форме, происходит под влиянием Н+ или ОН − -ионов, т. е. зависит от рН раствора.