И его применение в медико-санитарной практике

         Кислотно-основного титрования позволяет определять в исследуемых объектах содержание кислых и основных продуктов. Так, в санитарно-гигиенической практике этим методом определяют кислотность и щелочность многих пищевых продуктов, питьевых и сточных вод.

В клинической практике кислотно0основное титрование используют для определения кислотности желудочного сока, буферной емкости крови, спинно-мозговой жидкости, мочи и других биологических жидкостей.

Этот метод широко используется в фармацевтической химии при анализе лекарственных веществ, установления доброкачественности продуктов питания (например, молоко).

Большое значение имеет рассматриваемый метод и при санитарно-гигиенической оценке объектов окружающей среды. Промышленные стоки могут содержать или кислые, или щелочные продукты. Закисление или защелачивание природных водоемов и почвы приводит порой к нарушениям экологии, в связи с чем контроль кислотно-основного баланса весьма важен.

Метод нетрализации

Краткое описание метода нейтрализации сводится к следующим моментам:

а) реакция

В основе метода лежит реакция взаимодействия Н⁺ + ОН^-→Н₂О.

б) Определяемые вещества: кислоты: сильные и слабые; основания: сильные и слабые; соли, подвергающиеся гидролизу.

в) Титранты:

Сильные кислоты (соляная, серная) с концентрацией от 0,01 до 1,0 моль/л используются для определения концентрации оснований и солей, гидролизующихся по аниону.

Сильные основания: (NaOH. KOH) с концентрацией от 0, 01 до 1, 0 моль/л используются,  для определения концентраций кислот и солей, гидролизующихся по катиону.

Приготовление рабочего раствора

Чаще всего титранты для метода нейтрализации готовят из фиксаналов. Иногда растворы сильных кислот готовят разбавлением концентрированного раствора кислоты, а растворы сильных оснований, растворением навески твердой щелочи. Последние способы приготовления растворов, требуют экспериментального уточнения концентрации приготовленного титранта с использованием установочных (исходных) веществ.

Для титрантов кислот, в качестве установочных веществ, используют соду Na₂CO₃ или буру Na₂B₄O₇·10 H₂O.

Для титрантов щелочей – щавелевую кислоту (H₂C₂O₄·2H₂O).

г) Индикаторы

Реакция между кислотами и основаниями не сопровождается, как правило какими-либо внешними эффектами, поэтому для фиксирования точки эквивалентности приходится использовать специальные вещества –индикаторы. Кислотно-основные индикаторы это, слабые кислоты или основания, степень ионизации которых определяется концентрацией [Н⁺] ионов в растворе.

R⁺ + OH^- ↔ ROH ↔RO^- + H⁺

Молекулярная HInd и ионная Ind^- формы индикатора имеют разные окраски. Таким образом, концентрация ионов Н⁺ влияет на соотношение концентрации HInd и Ind^- что, в свою очередь, определяет характер или яркость окраски.

Для характеристики кислотности растворов в химии широко пользуются водородным показателем, рН- отрицательный десятичный логарифм молярной концентрации [Н⁺]. рН= lg [Н ⁺ ].

В кислых расвторах рН<7, в щелочных рН>7, в нейтральных рН=7.

Все индикаторы изменяют свою окраску не скачкообразно, а плавно, т.е. в определенном интервале значений рН, называемом интервалом перехода. Поскольку индикаторы как кислоты или основания отличаются друг от друга по силе, они имеют разные интервалы перехода (см. табл.).

Таблица 1.

№ п/п	Анализируе-мое Вещество, титрант	рН в точке эквивалентности	Скачок титрования	Используемые индикаторы	Интервал перехода окраски
1.	Сильная к-та. Сильная осн-е	7,0	3-11	Метилоранж Метилрот	3, – 4,4 4, – 6,3
2.	Слабая к-та Сильное осн-е	8 - 10	6 - 11	Фенолфталеин	8,3-10,0
3.	Слабое осн-е Сильная к-та	4 - 6	3 - 7	Метилоранж Метилрот	3,1–4,4 4,2–6,3

Для определения индикатора необходимо:

1. Написать уравнение реакции.

2. Рассчитать рН для продуктов реакции.

3. По таблице изменения цвета индикатора, выбираем тот индикатор, у которого его рТ и интервал перехода окраски близок к расчетному значению кислотности среды.

Задача № 1.

НА ТИТРОВАНИЕ 10 МЛ NH₄OH ЗАТРАЧЕНО 5 МЛ 0,1 Э РАСТВОРА HCI.

К_Д NH₄OH =1,77·10^-5. ВЫЧИСЛИТЬ СЭ NH₄OH, ВЫБРАТЬ ИНДИКАТОР.

Решение

NH₄OH + HCI. ↔ NH₄CI.+ H₂O

NH₄⁺ + HOH ↔ NH₄OH + H⁺, среда кислая.

Точное значение рН рассчитывается по следующей формуле:

pH = 7 + Рсоли- Р к-ты/ 2, где Р = - lg

Для соли NH₄CI; Р К_а= - lg 1,77·10^-5=4,75

Pсоли=-lg1/2исходной концентрации=-lg 0,05=1,301

pH среды в момент эквивалентности:

                рН=7 + 1,301 -4,75 /2 = 5,27

Для определения подходит индикатор метилрот,т.к. интервал перехода окраски у последнего лежит в пределах рН 4,2 – 6,3.

Пример 2.

СН₃СООН + NaOH ↔ СН₃СООNa + NaHCO₃

СН₃СОО^- +HOH ↔ HCO₃^- + OH^-, pH>7

Точное значение рН этой соли рассчитывается по формуле:

         рН= 7 + pKa – pCсоли / 2, pH=8-10

Пример 3.

NH₄OH + HCI ↔ NH₄CI + H₂O,

NH₄⁺ + HOH ↔ NH₄OH + H⁺, pH = 4-6

При наличии в растворе двух кислот, значительно отличающихся по силе, фиксируются две точки эквивалентности и используются два индикатора.