Неводное титрование

• 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 аминирования, 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 растворителяобратная 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.

Существование ионных пар наряду с существованием нейтральных молекул доказано кондуктометрическими, спектральными, рентгенографическими, ЯМР, тензиметрическими и другими методами.

ДОНОРНОЕ ЧИСЛО

При растворении вещества в том или ином растворителе выделяется или поглощается энергия. Калориметрические измерения взаимодействия в дихлорэтане ряда кислороди некоторых азотсодержащих растворителей с пентахлоридом сурьмы дают представления о силе этого типа взаимодействия. Для количественной характеристики донорно-акцепторных растворителей, к которым относятся диполярные апротонные растворители, Гутманн использует так называемое донорное число — безразмерную величину, численно равную энтальпии АН, взятой с обратным знаком, химической реакции взаимодействия в дихлорэтане кислороди азотсодержащих растворителей с SbCl5 в качестве стандартного акцептора.

Донорные числа DN можно определить экспериментально. Они позволяют предсказать донорно-акцепторное взаимодействие, увеличение или уменьшение растворимости электролитов, образование несольватированных комплексных анионов, найти зависимость между донорным числом и сольватацией и т. д. Таким образом, они в какой-то степени отражают характер донорно-акцепторного взаимодействия электролита с растворителем. Но, разумеется, DN играют второстепенную роль по сравнению с другими параметрами неводных растворителей.

КОНСТАНТА АВТОПРОТОЛИЗА РАСТВОРИТЕЛЯ

Многие растворители, применяемые в фармацевтической химии неводных растворов, подвергаются подобно воде автопротолизу.

Одни из молекул растворителя реагируют как кислоты, другие как основания.

Катионы, образующиеся в процессе самодиссоциации растворителей, ведут себя по отношению к сильным основаниям как кислоты, анионы по отношению к сильным кислотам — как основания. Равновесие, устанавливающееся в процессе самодиссоциации растворителя, характеризуется константой автопротолиза Ks.

Кислотно-основное равновесие автопротолиза зависит от природы растворителя и его склонности к образованию водородных связей, от донорно-акцепторного характера, сольватирующей способности и т. д.

Показатель константы автопротолиза, рК = —lgKs, служит мерой протяженности шкалы кислотности данного растворителя (для воды — 14, для этанола — 18,75, для диметилформамида — 27,0, для ацетонитрила — 33,3 и т. д.), представляющей собой предельный диапазон значений рН данного растворителя) от рН = 0 до РН, численно достигающего значения pКs.

С увеличением кислотности одного и того же типа растворителя закономерно уменьшается его рKs.

Растворители, отличающиеся наивысшими значениями pКs, как правило, не содержат атомов водорода, способных к диссоциации. По характеру непосредственного участия в процессах кислотно-основного взаимодействия они относятся к группе диполярных апротонных растворителей, характеризующихся ярко выраженным дифференцирующим действием в отношении солей, кислот и оснований.

Для определения констант автопротолиза применяют кондуктометрический и потенциометрический методы или их сочетание со спектрофотометрическим методом.

В литературе встречается много работ, посвященных влиянию сорастворителей на константу автопротолиза других растворителей.

Опыт показывает, что добавление сорастворителей, рКs которых незначительно отличается от рКs разбавляемого растворителя, практически не изменяет константу автопротолиза среды. При большой разнице в значениях рКs смешиваемых растворителей константа автопротолиза изменяется.

В каждом отдельном случае константа автопротолиза смеси растворителей выражается уравнением, в состав которого входят соответствующие концентрации или активности ионов, определяемые из четырех взаимосвязанных уравнений протолиза данных растворителей

В общем случае для смеси двух растворителей возможны пять различных ситуаций.

1. Кислотно-основные свойства одного из растворителей превалируют над таковыми сорастворителя. Это наблюдается при смешивании диполярных апротонных растворителей с протолитическими (например, метилэтилкетон + вода). В этом случае константа автопротолиза определяется ионным произведением протолитического растворителя.

2. Кислотно-основные свойства двух растворителей одинаковы. Это наблюдается при смешивании растворителей одного и того же класса химических соединений (например, этанола с пропанолом).

3. Смешаны основный растворитель с более кислым (например, метанол с этилендиамином).

4. Кислотные свойства двух растворителей близки, а основные свойства заметно различаются, как это наблюдается при смешивании, например, трет-бутанола с ацетоном.

5. Основные свойства растворителей близки, а кислотные сильно различаются, как это наблюдается при смешивании диметилсульфоксида с водой.

ПРЕИМУЩЕСТВА СМЕШАННЫХ РАСТВОРИТЕЛЕЙ.

Смешанные растворители очень часто имеют ряд преимуществ перед индивидуальными растворителями.

1. Одним из важнейших преимуществ смешанных растворителей является более высокая растворяющая способность в отношении веществ, плохо или совсем нерастворимых в индивидуальных растворителях.

Вейбель отмечает, что растворимость веществ в различных растворителях зависит от полярности молекул растворителя и растворенного вещества. Полярные молекулы обычно более растворимы в полярных растворителях, чем в неполярных (какими являются эфир или углеводороды). Неполярные молекулы, как правило, лучше растворяются в неполярных растворителях. Растворимость в этаноле занимает промежуточное значение между растворимостью в эфире и воде.

Очень важно учитывать, что добавление нескольких процентов воды к спирту или к некоторым другим растворителям сильно изменяет растворимость многих веществ в них. Необходимо помнить, в частности, что растворимость веществ в абсолютном этаноле резко отличается от растворимости в 96%-ном спирте.

2. Сорастворители очень часто препятствуют образованию осадков или эмульсий, образующихся в процессе взаимодействия реагирующих веществ в гомогенных системах.

3. Подбором соответствующих смесей растворителей можно изменять в желаемую сторону нивелирующе-дифференцирующие свойства среды, в которой проводится дифференцирующее титрование смесей электролитов, и снижать вязкость растворителя, отличающегося высокими дифференцирующими свойствами, но непригодного для титрования из-за высокой его вязкости.

4. Добавки дешевых, чаще всего инертных растворителей к дорогостоящим растворителям, отличающимся высокими дифференцирующими свойствами, снижают расходы на реагенты, улучшают эффективность их использования, повышают точность эксперимента, предотвращают протекание побочных реакций.

1.3 Классификация и некоторые свойства неводных растворов

Деление растворов на водные и неводные вызвано в основном тем, что вода является наиболее часто встречающимся в природе растворителем, способным растворять многие неорганические и органические вещества, и давно применяется в практике и науке, в том числе и в фармацевтической химии. С развитием науки и появлением новых методов химического анализа наряду с водными растворами в практику фармацевтических исследований постепенно вошли неводные растворы, где растворителем в принципе может быть любое вещество, кроме воды. Прежнее представление об особой, исключительной роли воды как растворителя постепенно сменилось пониманием того, что вода лишь один из многих полезных для фармацевтических целей растворителей, каждый из которых имеет свои достоинства и недостатки, свою область применимости и неповторимые особенности.

Свойства неводных растворов одного и того же вещества, очевидно, определяются природой и поведением неводных растворителей. Поэтому классификация неводных растворов обычно базируется на характеристиках неводных растворителей. Жидкие неводные растворители можно подразделить на:

o диэлектрики,

o полупроводники,

o ионные (проводники),

o электронные проводники.

Электропроводность диэлектриков не превышает 10−8 Ом-1*м-1, у полупроводников она лежит в интервале от 1 до 10−8 Ом-1*м-1, у проводников электропроводность обычно больше 1 Ом-1*м-1. Эта классификация, как и другие, разумеется, не лишена недостатков. Так, между диэлектриками, электронными и ионными проводниками нельзя провести четкой границы и известны неводные растворители и неводные растворы с промежуточными свойствами.

Электронные твердые и жидкие проводники представляют собой, как правило, металлы и их сплавы. Мы их рассматривать не будем. Ограничимся описанием тех из применяемых в фармацевтической химии неводных растворов, которые можно приготовить на основе либо ионных проводников, либо диэлектриков. Учитывая задачи фармацевтической химии и сложившиеся в этой области знания традиции, будем различать растворы, полученные на основе:

o Кислых неводных растворителей,

o Основных неводных растворителей,

o Амфипротных неводных растворителей,

o апротонных растворителей, которые будем подразделять на полярные и неполярные.

Для решения задач химического анализа, в частности, имеют значение следующие свойства неводных растворителей:

1. Иная, чем в воде растворимость исходных реагентов и продуктов химических реакций. Например, в безводной серной кислоте сульфат меди, образующийся в ходе реакции, выпадает в осадок. В водном растворе этого не происходит, так как сульфат меди в воде растворяется хорошо.

2. Другая чем в водных растворах сила кислот и оснований. Например, в водных растворах НNО3 — сильная кислота, СН3СООН — слабая кислота, Н2S — очень слабая кислота. В жидком аммиаке сила этих кислот различается несущественно.

3. Возможность протекания таких реакций, которые не идут в водной среде. Например, растворы пентахлорида сурьмы в этилацетате проводят ток, так как при взаимодействии SbCl5 и СН3СООС2Н5 образуются ионы.

Многие реакции, медленно протекающие в водных средах или не протекающие совсем, в тысячи раз ускоряются в некоторых неводных растворителях. В то же время выявлены многие общие реакции, характерные как для водных, так и неводных растворов.

Например, известная реакция окисления сероводорода иодом Н2S + I2 <> 2НI + S

протекает в водном растворе слева направо; в газопаровой фазе в отсутствие растворителя идет в обратном направлении, в неводных растворителях, например в ССl4 и (С2Н5)2О, она не идет совсем.

Указанные особенности неводных растворов позволили разработать и внедрить в практику множество новых методов химического анализа. В частности, выявилась возможность дифференцированно титровать в неводных средах многокомпонентные системы, которые невозможно оттитровать в водных растворах.

1.4 Общие сведения о неводных растворителях

Круг проблем химии неводных растворителей весьма обширен, а число таких растворителей очень велико.

К неводным растворителям относятся все растворители, кроме воды

а) жидкие углеводороды и их галогени нитропроизводные, спирты, гликоли, простые и сложные эфиры, кетоны, безводные фтористоводородная, серная, жидкие карбоновые кислоты, их ангидриды и амиды, пиридин, нитрилы, цианистый водород, сероуглерод, сульфолан, пропиленкарбонат, метилцеллозольв, тетра-гидрофуран, трибутилфосфат и т. п.

б) сжиженные газы — аммиак, диоксид серы, сероводород, нитрозилхлорид, тетраоксид азота и в принципе жидкий гелий, аргон, водород и др.

в) расплавленные соли и солевые смеси, преимущественно галогениды, нитраты, сульфаты, карбонаты металлов; расплавленные оксиды — триоксид и пентаоксид фосфора и др.; легкоплавкие металлы — натрий, калий, ртуть, сплав Вуда и др.

К наиболее многочисленной группе жидких неводных растворителей, широко применяемых в фармацевтической химии, относятся бензол, хлороформ, метанол, этанол, изопропанол, трет-бутанол, этилени пропиленгликоли и их эфиры, трибутилфосфат, ацетон и метилэтилкетон, муравьиная и уксусная кислоты, уксусный ангидрид, этилендиамин, пиридин, формамид, N, N-диметилформамид, N-метилпирролидон-2, гексаметилфосфортриамид, пропиленкарбонат, нитрометан, ацетонитрил и пропионитрил, диметилсульфоксид, хлорсульфоновая, фторсульфоновая, трихлор (фтор)уксусная кислоты, а также их смеси.

Многие неводные растворители, так же как и воду, очень трудно (а порой практически невозможно) получить в абсолютно чистом виде вследствие их чрезвычайно высокой способности растворять самые разнообразные органические и неорганические вещества. Поэтому даже растворители квалификации хч содержат незначительные количества примесей (побочные продукты синтеза растворителя, воду, кислоты, основания, диоксид углерода, кислород и др.). Однако умеренное содержание некоторых посторонних примесей во многих случаях не оказывает пагубного влияния на процесс анализа в неводных средах.

1.5 Классификация неводных растворителей

Единой общепринятой классификации неводных растворителей не существует. Обычно их классифицируют в зависимости от их природы, химических и физических свойств, назначения и т. д.

В фармацевтической химии наибольшее значение имеет классификация, основанная на признаках влияния растворителя на свойства растворенного вещества.

Разные авторы подходят к классификации растворителей с различных позиций. Так, Денеш делит все растворители на 5 групп:

o апротонные инертные,

o дифференцирующие,

o кислотные,

o основные,

o смешанные растворители.

Однако такого рода классификация не может быть оправдана. Она построена не по единому признаку и не выявляет существенного различия между растворителями в зависимости от их протонно-донорно-акцепторных свойств и влияния на относительную силу растворенных в них электролитов. В этом отношении более предпочтительна классификация Кольтгофа, хотя и она не лишена некоторых недостатков.

Глава американской школы химиков-аналитиков Кольтгоф делит растворители на основе их кислотно-основных свойств на два класса: амфипротные (НБ) и апротонные (Б).

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 какимлибо 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%.

Неводные растворители используют в кислотно-основном титровании при необходимости:

o изменить растворимость титруемых соединений, титрантов или продуктов реакции;

o усилить или ослабить их диссоциацию;

o изменить соотношение между константой автопротолиза растворителя Ki и константой диссоциации титруемых соединений (Ki / KаСA, Кi / КbСв), называемое константой титрования Kт;

o изменить соотношения констант диссоциации компонентов титруемых смесей Ка2СА2 / Кa1СА1, Кb2СB2 / Кь1СB1 или ступеней диссоциации электролита КII / КI.

В табл. 2 приведены условия, когда применение неводных растворителей позволяет улучшить результаты кислотно-основного титрования по сравнению с получаемыми при титровании в водной среде.

Доступный измерению интервал рН расширяется с уменьшением константы автопротолиза растворителя. Дифференцирующее действие растворителей проявляется тем значительнее, чем ниже значение диэлектрической проницаемости е; повышение ионизирующей способности растворителей приводит к усилению их нивелирующей способности. Слабое дифференцирование при титровании смесей электролитов в растворителях сходной химической природы (кислот — в протогенных, оснований — в протофильных средах) и нивелирование силы электролитов при титровании в средах противоположной природы вызывают затруднения при анализе смесей. Раздельное титрование смесей кислот или оснований осуществляют в растворителях с большой протяженностью шкалы кислотности.

Как правило, индикаторное титрование применяют только для определения индивидуальных соединений; точность определения составляет 0,2—0,5 единицы рН. Физико-химические методы установления точки эквивалентности более чувствительны и объективны при титровании смесей.

2.4 Окислительно-восстановительное титрование

Редокс-титрование в неводных растворах применяется реже, чем кислотно-основное. Основные причины этого: малое число редокс-систем, достаточно стабильных и обратимых; сложность окислительно-восстановительных процессов; медленное установление равновесного потенциала; недостаточно высокая растворимость веществ — участников реакций или буферных систем. Однако, несмотря на термодинамические и кинетические затруднения, редокс-титрование в неводных средах в ряде случаев дает возможность выбрать растворитель с большей областью электрохимической инертности, чем вода, т. е. создаются условия, благоприятно влияющие на значения редокс-потенциалов, степень обратимости или скорость реакции. В табл.3 приведены значения редокс-потенциалов ряда систем в воде и неводных растворителях.

Примеры влияния растворителей на редокс-свойства фармацевтических реагентов при определении органических и неорганических веществ приведены в табл. 4.

Индикаторные методы в редокс-титрованиях применяются относительно редко, чаще точку эквивалентности устанавливают электрохимическими методами.

Использование электрохимического генерирования титрантов позволяет получить аналитические реагенты, более устойчивые и обладающие иными, чем в воде, свойствами: V3+, V4+, V5+ в уксусной кислоте; СuII в диметилсульфоксиде (ДМСО), диметилформамиде и ацетонитриле; Сr2+, Сr3+ и Сr6+ в уксусной кислоте и ДМСО.

2.5 Осадительное и комплексометрическое титрование

В реакциях осаждения и комплексообразования влияние неводных растворителей сводится к следующим случаям:

1) уменьшение произведения растворимости КS образующихся при титровании малорастворимых соединений;

2) дифференцирование малорастворимых соединений по их растворимости, изменение соотношения КS2 / КS1 при титровании смесей;

3) увеличение констант устойчивости (в) комплексных соединений, уменьшение стерических и кинетических затруднений при образовании комплексов, а также лабилизации ионов металлов органическими растворителями;

4) дифференцирование по устойчивости комплексных соединений, изменение соотношения констант устойчивости образующихся комплексов в2 / в1 при титровании смесей.

В табл. 5 приведены условия применения неводных растворителей в осадительном и комплексометрическом титровании. При анализе следует учитывать возможные обращения ряда растворимости, изменение координационной способности или соотношений в устойчивости комплексов.

Титрование с точностью до 0,1% возможно в случае, если осаждаемой соли не более 10−8 и если константа устойчивости комплексного соединения (состава 1:1)—не менее 108. Дифференцированное титрование достигается, если константы отличаются не менее чем на 3 порядка.

2.6 Физико-химические методы титриметрии

Инструментальные способы установления точки эквивалентности основаны на оценке изменения физико-химических свойств систем в ходе взаимодействия анализируемых веществ и титрантов: обычно это электрохимические или спектральные свойства, реже — термодинамические. Классификация применяемых методов приведена в табл. 6.

Предел обнаружения методов определяется минимально определяемой концентрацией анализируемого соединения. Селективность характеризует возможность определений на фоне других соединений в анализируемой пробе.

Потенциометрия — один из классических методов получения наиболее надежных термодинамических данных и аналитического определения органических и неорганических соединений различной природы. Предел обнаружения потенциометрического анализа в прямых измерениях в присутствии буферных растворов составляет 10−17 моль/л.

Правильный выбор титранта, электродов и растворителя обеспечивает высокую селективность метода. Надежность и простота потенциометрических устройств, возможность использования любых химических реакций с достаточно высокими константами равновесия делают метод потенциометрии приемлемым для автоматизации, разработаны методы автоматических измерений в потоке.

Для кондуктометрического анализа существует ряд ограничений, основное из которых — неселективность метода в присутствии солевого проводящего фона. Кроме того, должно быть исключено образование эмульсий и взвесей; низкочастотная кондуктометрия неприменима, если при контакте электродов с раствором имеют место эффекты катализа, сорбции, поляризации и т. д. Повышение частоты поля устраняет многие недостатки низкочастотных методов и позволяет вывести электроды из сосуда: при этом подбор соответствующего реактива позволяет получить квазиизбирательный эффект для определения малых количеств веществ на фоне присутствующих в растворе посторонних ионов с высокой проводимостью. Наиболее часто метод применим для кислотно-основного анализа.

При правильном выборе потенциала индикаторного электрода в любом из методов, связанных с электролизом, можно добиться селективной электродной реакции, проходящей в любых средах, включая разбавленные, мутные и окрашенные.

Амперометрическое титрование применяют в основном для реакций окисления — восстановления, осаждения, комплексообразования. Различные особенности применяемых электродов, экстраполяционные способы расчета точки эквивалентности приводят к повышению предела обнаружения метода и расширению круга анализируемых объектов.

Основные недостатки метода — возможные изменения характера поверхности электродов за счет адсорбционных или электрохимических явлений.

Кулонометрические определения отличаются от других титриметрических методов отсутствием необходимости дозирования титранта: при работе в гальваностатическом режиме измерению подлежит лишь время электрохимического генерирования титранта, израсходованного на титрование до точки эквивалентности. В методе могут быть использованы нестойкие реагенты; не требуется их стандартизация, метод отличает малая погрешность измерений даже в области микроконцентраций, что связано с высокой точностью определения количества электричества. В кулонометрии применяются реакции любого типа, но наиболее часто — окислительно-восстановительные.

Селективность фотометрических (турбидиметрического и спектрофотометрического) методов фиксации точки эквивалентности обусловливается правильностью выбора длин волн, соответствующих максимуму поглощения света в исследуемой системе. При меньшей универсальности эти методы позволяют раздельно определить вещества с близкими свойствами, например изомеры в реакциях внешнесферного комплексообразования. В турбидиметрическом титровании используют реакции осаждения, в спектрофотометрическом — реакции любых типов, в том числе кислотно-основные (при условии выбора индикатора, протонированная и депротонированная формы которого поглощают в разных областях спектра).

В термометрическом методе используют линейную зависимость теплоты реакции от числа молей выделившегося продукта реакции. Реакции с небольшими значениями мольных теплот в неводных средах могут проходить с изменениями температуры, достаточными для получения четких энтальпограмм.

Основные характеристики методов титрования и требования к подбору растворителя приведены в табл. 7.

Выбор растворителей для фармацевтических определений проводят с учетом следующих факторов: а) устойчивость и растворимость анализируемых веществ и титранта в растворителе; б) область температур, отвечающая жидкому состоянию растворителя; в) диэлектрическая проницаемость и собственная кислотность растворителя; г) инертность растворителя.

Растворимость электролитов в выбранном растворителе должна быть не менее 1*10−4 моль/л, для фоновых электролитов — не менее 5*10−2 моль/л.

Удобство работы с растворителем зависит от температурного интервала, в котором растворитель находится в жидком состоянии. Растворители с низким значением диэлектрической проницаемости обладают слабой растворяющей способностью и образуют растворы с высоким сопротивлением.

Большое значение имеют вязкость, давление паров растворителя (желательно возможно низкое) при рабочих температурах, его способность смешиваться с водой и другими сорастворителями.

Для спектрофотометрических измерений важна область собственного поглощения молекул растворителя, для электрохимических — рабочая область потенциалов и электропроводность растворов; при работе с растворителями, характеризующимися низкой диэлектрической проницаемостью, необходимо использование фоновых электролитов высокой концентрации. Растворители с низкой вязкостью удобны в электрохимических измерениях, требующих быстрого переноса частиц к электроду; диффузионный массоперенос (вольтамперометрические, хронопотенциометрические измерения) легче поддерживать в вязких средах.