WWW.REFERATCENTRAL.ORG.UA - Я ТУТ НАВЧАЮСЬ

... відкритий, безкоштовний архів рефератів, курсових, дипломних робіт

ГоловнаМедицина → Окисно-відновлювальні процеси у фармацевтичному аналізі - Реферат

Окисно-відновлювальні процеси у фармацевтичному аналізі - Реферат


Реферат
на тему:
Окисно-відновлювальні процеси у фармацевтичному аналізі
?
Методи окислення - відновлення базуються на застосуванні окисно-відновних реакцій, тобто реакцій, пов'язаних з переносом електронів.
В якості окислювачів найчастіше застосовуються титровані розчини перманганату калію, біхромата калію, йоду, йодату калію і брамата калію.
Із відновників застосовуються розчини тіосульфата натрію (для визначення йоду), сульфата заліза (2+), миш'яковистої кіслоти, хлориду (2+) і т.д. Звідси відбивають окремі назви методик - йодлметрія, броматометрія, перманганатометрія (манганометрія) і т.д.
Окислювально-відновними реакціями називаються також хімічні реакції, при яких відбувається перехід електронів (е-) від однієї речовини до іншої. Речовина, віддає електрони окислюється, а речовина, що приєднує електрони, відновлюється:
або в загальному вигляді: окисна форма +ne- " відновлена форма.
Яка-небудь окислювально-відновна реакція складається із двох процесів:
а) віддачі електронів відновникам і його окислення;
б) приєднання відданих електронів до окислювача або його відновника.
Методи окислення - відновлення дуже розповсюджені методи тетриметричного аналізу, що дозволяють прямо або зворотно практично всі неорганічні лікарські речовини, здатні за певних умов, стехіатрично приймати або віддавати електрони, тобто бути окисниками або відновниками. Крім того, методи окисно-відновного титрування придатні для визначення багатьох органічних лікарських речовин, які є потенційними відновниками, тому можуть бути окиснені до речовин з метою відновною здатністю, ніж вихідні речовини.
Кінцеву точку титрування в окисно-відновних методах визначають за допомогою редокс-індикаторів - речовин, здатних у середовищі з певним окисно-відновним потенціалом окислюватися і змінювати своє забарвлення, а також специфічних індикаторів (наприклад метиловий червоний у броматометрії, крохмаль у йодометрії).
Процеси окислення й відновлення широко застосовуються у якісних му та кількісному аналізі для дослідження сполук, що містять елементи, які легко змінюють свій ступінь окислення. Наприклад для виявлення йона Hg2+ використовують реакцію його відновлення станум (ІІ) - йонами:
Утворення білого осаду меркурію (І) хлориду свідчить про наявність у розчинів йонів Hg2+
Катіони купрум (ІІ) можна виявити за реакцією з йодид-іонами, в результаті якого утворюється вільний йод і білий осад Cu2I2
в якісному аналізі окисно-відновні реакції застосовую із метою розділення іонів, що окислюються або відновлюються з утворенням малорозчинних сполук, наприклад: для відділення манган (ІІ) - іона його окоснюють гідроген пероксидом до манган (ІV) оксиду, який практично не розчинний у воді:
За потреби окиснити досліджуваний зразок зазвичай використовують гідроген пероксид, нітратну кислоту й нітрати, калій дихромат або калій перманганат тощо.
У кількісному аналізі існує ціла група методів, які ґрунтуються на окисно-відновних процесах, так звана оксидиметрія. До них належить, наприклад перманганатометрія та йодлметрія. Як відновники в аналітичних дослідженнях начастіше використовують активні метали (Zn, Fe, Sn, та ін.), а також сполуки, що мають відновні властивості, наприклад: SnCl2, Na2SO3, Na2S2O3, Na2NO2.
У фармацевтичному аналізі найчастіше застосовуються перманганатометрія, йодлметрія, броматометрія, нітритометрія. Перманганатометрія - окислювачем є перманганат калію, який взаємодіє з окислюючи ми речовинами (відновниками) дуже легко віддає частину свого кисню і марганцем відновлюється.
В кислому середовищі реакція проходить так:
або
тобто 2 молекули перманганату віддають 5 атомів кисню, а також атом марганцю приєднує по 5 електронів.
Схема окислення в середовищі з малою концентрацією відновних іонів буде іншою:
або
Виділяють 3 атоми кисню, а також кожний атом марганцю приєднує 3 електрони. Тому розрахунок грам - еквівалента перманганата калію буває різноманітним. В першому випадку він дорівнює 31,606 г, а іншому - 58,68 г. Індикатором є сам розчин перманганату калію.
Перманганатометрія базується на використанні лікарських речовин, що визначаються, перманганат-іонами. Найчастіше в титриметричному аналіз застосовуються реакції окислення перманганат-іонами в сильно-кислому середовищі. Концентрація кислоти повинна бути не менше 1моль/л. це зумовлено тим, що речовина редокс-потенціалу системи MnO-4/Mn2+ дуже сильно залежить від концентрації кислоти.
Для створення кислого середовища застосовують кислоту сульфатну, а не хлороводневі, оскільки хлорид-іони проявляють відновні властивості й можуть бути окислені перманганат-іона до хлору.
Нітратна кислота сама є окисником і може викликати побічні реакції, тому її теж не застосовують.
Розчин калію перманганату інтенсивно забарвлений у червоно-фіолетовий колір. Навіть 1 крапля 0,01 моль/л забарвлює розчин, що титрується у помітно рожевий колір, тому спеціальних індикаторів у перманганатометрії не застосовують. Нормальний окисно-водний потенціал MnO-4/Mn2+ становить 1,51В, у зв'язку з чим розчин калію перманганату в кислому середовищі можна застосовувати для визначення лікарських речовин, які не взаємодіють з більш слабкими окисниками.
Методом перманганатометрії визначають кількісний вміст розчину водню перекису, магнію перекису, натрію нітриту. В основі визначення розчину перекисню водню лежить реакція:
За допомогою цього методу розраховують кількісний вміст водню перекису, за формулою:
де
V - об'єм розчину калію перманганату 0,1 моль/л; мл.
VM.K. - об'єм мірної колби в мл;
V1 - об'єм розчину перекису, взятого для аналізу, мл;
Vn - об'єм піпетки, мл;
K - коефіцієнт поправки до полярності розчину перманганату калію 0,1 моль/л;
T - титр розчину калію перманганату за водню перекисом, г/мл.
Йодометрія. Метод широко розповсюджений у практиці:
він простий і в той же час точний. Основою йодометрії є реакції:
1) де - окислювач
2) , де І - відновник
У першому випадку реакція йде за рахунок кисню води;
одночасно при цьому утворюється деяка кількість йодиду водню,який необхідно зв'язувати, застосовуючи гідрокарбонат натрія, так як інакше реакція буде зворотня (HI - відновник).
У другому випадку спостерігається протилежний процес, тобто йодид водню віднімає кисень від окислювача, а сам виділяє йод:
Звичайно замість йодиду водню беруть йодид калію. Йод, не увійшов в реакцію, або йод, що виділився при реакції, відтитровується розчином тіосульфату натрію. Схема
Loading...

 
 

Цікаве