Нитритометрический метод анализа

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

_{1.4. Статистическая обработка данных}

ω₁=99,12%

ω₂=97,97%

ω₃=98,94%

Q ,

где R – размах варьирования; R=X_max - X_min;

X₁ – первый (последний) результат;

X₂ – соседнее значение по ряду.

Q =0,84

Q_табл =0,98

Q_рассч < Q_табл,  значит проверяемый результат не является грубым промахом

     Среднее арифметическое:

     Стандартное отклонение:

=0,3827

     Относительное стандартное отклонение:

                        

    

     Доверительный интервал для среднего:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2. Потенциометрический  метод анализа

2.1. Сущность метода потенциометрического анализа

     Потенциометрический  метод анализа основан на измерении  электродного потенциала и нахождении  зависимости между его величиной  и активностью потенциалопределяющих  ионов в растворе. Эта зависимость  выражается уравнением Нернста:

Е = Е° +*ln,где

Е° - стандартный электродный потенциал;

 – активность окисленной формы ОВ пары;

- активность восстановленной формы ОВ пары;

R – газовая постоянная;

T – абсолютная температура;

F – постоянная Фарадея;

n – количество электронов, участвующих в реакции.

 

     Различают прямую потенциометрию и потенциометрическое титрование. Прямая потенциометрия применяется для непосредственного определения а ионов (например, Ag⁺ в растворе AgNO₃) по значению Е соответствующего индикаторного электрода (например, серебряного); при этом электродный процесс должен быть обратимым. Исторически первыми методами прямой потенциометрии были способы определения водородного показателя рН. Появление мембранных ионоселективных электродов привело к возникновению ионометрии (рХ-метрии), где рХ = — lg а_х, а_х-активность компонента X электрохимической реакции.

     К прямой потенциометрии относится также редоксметрия - измерение стандартных и реальных окислительно-восстановительных потенциалов и констант равновесия окислительно-восстановительных реакций. Окислительно-восстановительный потенциал зависит от активностей окисленной (О и восстановленной (a_вос) форм вещества. Редоксметрию применяют также для определения концентрации ионов в растворах. Методом прямой потенциометрии с использованием металлических электродов изучают механизм и кинетику реакций осаждения и комплексообразования.

     Прямая потенциометрия обладает важными достоинствами. В процессе измерений состав анализируемого раствора не меняется. При этом, как правило, не требуется предварительного отделения определяемого вещества.

     Более распространены методы потенциометрического титрования, с помощью которых определяют широкий круг веществ в водных и неводных средах. В этих методах регистрируют изменение потенциала индикаторного электрода в процессе титрования исследуемого раствора стандартным раствором реагента в зависимости от объема последнего. Потенциометрическое титрование проводят с использованием различных реакций: кислотно-основного и окислительно-восстановительных взаимодействий, осаждения и комплексообразования. В методах кислотно-основного титрования в качестве индикаторного можно использовать любой электрод, обратимый к ионам Н⁺ (водородный, хингидронный, сурьмяный, стеклянный); наиболее распространен стеклянный электрод. Окислительно-восстановительное титрование проводят с электродами из благородных металлов (чаще всего с платиновым). В методах осадительного и комплексометрического титрования индикаторный (ионоселективный или металлический) электрод должен быть обратимым относительно одного из ионов, участвующих в реакции. Вблизи точки эквивалентности наблюдается резкое изменение (скачок) электродного потенциала E, обусловленное заменой одной электрохимической реакции другой с соответствующим изменением E₀.

     Потенциометрическое титрование имеет ряд преимуществ по сравнению с титриметрическими методами, в которых применяют химические индикаторы: объективность и точность в установлении конечной точки титрования, низкая граница определяемых концентраций, возможность титрования мутных и окрашенных растворов, возможность дифференцированного (раздельного) определения компонентов смесей из одной порции раствора, если соответствующие Е₀ достаточно различаются. Потенциометрическое титрование можно проводить автоматически до заданного значения потенциала, кривые титрования записывают как в интегральной, так и в дифференциальной форме.

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

2.2. Стандартизация раствора нитрита натрия (NaN)

2.2.1. Теоретические основы

     Титрантами в методе нитритометрии являются 0,1 М или 0,5 М растворы NaNO₂. Водные растворы NaNO₂ с концентрацией 0,1 М и выше устойчивы в течение четырёх недель. Нитрит натрия в связи с особенностями химического поведения не является первичным стандартом, поэтому приготовленные растворы требуют стандартизации. Титр раствора NaNO₂ устанавливают по стандарту – сульфаниловой кислоте, высушенной предварительно до постоянной массы.

 

2.2.2. Реактивы

     1. Сульфаниловая кислота;

     2. Дистиллированная вода;

     3. Раствор нитрита натрия с молярной концентрацией 0,1 М;

     4. Раствор гидрокарбоната натрия с массовой долей 5%;

     5. Раствор соляной кислоты, разбавленной 1:3;

     6. Раствор соляной кислоты концентрированной;

     7. Бромид калия кристаллический;

     8. Цинковая пыль;

     9. Раствор тропеолина с массовой долей 0,1%;

     10. Раствор метиленового синего с массовой долей 0,1%.

 

 

2.2.3. Оборудование

Бюретка (V=25,00c); мерная колба (V=250,00с); пипетка (V=20,00с), стакан (V=150с; магнитная мешалка;иономер ЭВ-74

2.2.4. Методика выполнения стандартизации

     В коническую колбу для титрования вместимостью 250 см³ помещаем аликвоту сульфаниловой кислоты 20,00 см³, добавляем 10 мл HCl (1:3), кристаллы KBr, 2 капли тропеолина 00 и 1 каплю метиленового синего  
и титруем 0,1 М NaNO₂.

  Определение выполняем при температуре не выше  
18–20°С. Скорость титрования должна быть замедленной: в начале  
2,00 см³ в 1 минуту, в конце титрования – 0,05 см³ в 1 минуту.

2.2.5. Экспериментальные данные и расчет концентрации титранта

     Расчет массы навески, г: =0.1000*100*173,2*=1,7320 г

     Взятие навески (взвешивание):

Масса стакана 

Масса стакана с навеской

Масса навески 

===0,00999 моль

===0,04995 моль/л

Концентрацию NaNO₂ рассчитываем по закону эквивалентов:

 

 

 

==0,09891 моль/л

==0,09891 моль/л

==0,09990 моль/л

 

Таблица 3

Результаты стандартизации раствора NaNO₂ по сульфаниловой кислоте

№ опыта	Объем сульфани- ловой кислоты, см3	Объем NaNO2, см3	Концентрация NaNO2, моль/дм3	Средняя концентрация NaNO2, моль/ дм3
1	20,00	10,10	0,09891	0,09924
2	20,00	10,10	0,09891
3	20,00	10,00	0,09990

 

 

 

 

 

 

 

 

2.3. Определение  содержания хлорамфеникола в лекарственном препарате «Левомицетин»

2.3.1. Методика выполнения  анализа

     Около 0.5 г субстанции помещаем в стакан вместимостью 250 , прибавляем 20 хлористоводородной кислоты концентрированной и осторожно, небольшими порциями 5 г цинковой пыли. Остатки цинковой пыли смываем со стенок колбы 10 хлористоводородной кислоты концентрированной и перемешиваем до полного растворения цинковой пыли. Доливаем воды так, чтобы объем раствора в стаканчике составлял примерно 50 с.

     Включаем прибор  в сеть и включаем тумблер  «сеть» на панели прибора. Нажимаем  клавишу t и клавишу -1-19, стрелка прибора должна показывать значение «0» на температурной шкале. После 15 минут прогрева выбираем диапазон: -1-4; 4-9; 9-14;14-19. Опускаем электроды в раствор так, чтобы они не касались мешалки, нажимаем pX и снимаем показания по шкале pH. Клавиша анионы/катионы должна быть нажата.

2.3.2. Экспериментальные  данные

     Взятие навески (взвешивание):

1. Масса стакана

Масса стакана с навеской

Масса навески 

_2. Масса стакана

Масса стакана с навеской

Масса навески 

_3. Масса стакана

Масса стакана с навеской

Масса навески 

 

_{Объём NaNO2, который пошел на титрование:}

_{V1(NaNO2)=15,50}

_{V2(NaNO2)=15,70}

_{V3(NaNO2)=15,60}

 

==0,09891 моль/л

==0,09891 моль/л

==0,09990 моль/л

_{Сср.=(0,09891+0,09891+0,09990)/3=0,09924моль/л}

_{Молярная  масса левомицетина=323г/моль}

_{Масса одной таблетки=0,5365 г}

_{2.3.3. Математическая обработка  результатов}

_{Масса вещества в навеске:}

_{m=V(NaNO2)*C(NaNO2)*M(лев-на)/1000}

m_{1 (лев-на)=15,5*0,09924*323/1000=0,4968 г}

m_{2 (лев-на)=15,7*0,09924*323/1000=0,5033 г}

m_{3 (лев-на)=15,6*0,09924*323/1000=0,5001 г}

_{mср.=(0,4968+0,5033+0,5001)/3=0,5001 г}

_{Расчет  массы левомицетина в перерасчете на таблетку:}

_{m=(m(табл)/m(нав))*mср.}

m_{1=(0,5365/0,5010)*0,5001=0,5355 г}

m_{2=(0,5365/0,5080)*0,5001=0,5282 г}

m_{3=(0,5365/0,5030)*0,5001=0,5334 г}

_{mср=(0,5355+0,5282+0,5334)/3=0,5324 г}

_{Массовая  доля левомицетина в препарате:}

_{=(0,5324/0,5365)*100%=99,24%}

 

Таблица 4

Результаты титрования левомицетина

№ опыта	Масса образца левомицетина, г	Объем NaNO2, см3	Масса левомицетина в образце, г	Масса левомицетина в препарате	`w левомицетина в образце, %
1	0,5010	15,50	m1=0,4968	m1 =0,5355	99,81
2	0,5080	15,70	m2=0,5033	m2=0,5282	98,45
3	0,5030	15,60	m3=0,5001	m3=0,5324	99,24

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

_{1.4. Статистическая обработка  данных}

ω₁=99,81%

ω₂=98,45%

ω₃=99,24%

Q ,

где R – размах варьирования; R=X_max - X_min;

X₁ – первый (последний) результат;

X₂ – соседнее значение по ряду.

Q =0,58

Q_табл =0,98

Q_рассч < Q_табл,  значит проверяемый результат не является грубым промахом

Среднее арифметическое:

Стандартное отклонение:

=0,6830

     Относительное стандартное отклонение:

                        

 

     Доверительный интервал для среднего:

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

 

     3. Статистическая  обработка результатов определения содержания хлорамфеникола в левомицетине (нитритометрия и потенциометрия)

     Применяемая  методика – оценка по t-критерию.

     1) Рассчитываем F критерий для определения равноточности измерений:

где

S₁ – стандартное отклонение 1–го метода (с большим значением);

S₂ – стандартное отклонение 2–го метода (с меньшим значением).