CC BY
175
Титрование препарата АСД-2Ф
Абдрахманов В. И.1, Сахипов В. Р.2, Краснов В. Л.3, Сулимов А. В.4
Абдрахманов Валерий Ильдусович / Abdrahmanov Valery Ildusovich -директор по развитию;
2Сахипов Валерий Ринатович /Sahipov Valery Rinatovich -начальниклаборатории ОТК,
ООО «Гамма-Хим НН»;
3Краснов Владимир Львович /Krasnov Vladimir Lyvovich - кандидат химических наук, доцент, заведующий кафедрой,
кафедра химии;
4Сулимов Александр Владимирович /Sulimov Aleksandr Vladimirovich - доктор технических наук, доцент, профессор,
кафедра технологии органических веществ,
Дзержинский политехнический институт (филиал) Нижегородского государственного технического университета имени Р. Е. Алексеева, г. Дзержинск, Нижегородская область
Аннотация: получена количественная информация и предложена расчетная модель определения содержания углеаммонийных солей в образцах препарата АСД-2Ф методом ацидиметрического титрования. Полученные расчетные данные хорошо согласуется с экспериментом. Рассмотренный метод может быть использован для прогнозирования свойств получаемых продуктов.
Abstract: to obtain quantitative information and proposed computational model determination of ammonium carbonate in the samples of the ASD-2F by acidimetric titration. The calculated data are in good agreement with experiment. The above method can be used to predict the properties of the resulting products.
Ключевые слова: титрование антисептика-стимулятора Дорогова, АСД-2Ф, моделирование.
Keywords: titration antiseptic-stimulant Dorogova, ASD-2F, modeling.
Препарат АСД является продуктом термического разложения (сухой перегонки) тканей животных (мясокостной муки, мясных и костных отходов убойных цехов биокомбинатов, а также различных органов и тканей животных). Выпускается АСД биофабриками в виде двух лекарственных форм - фракции 2 (2Ф) и фракции 3 (3Ф). Препарат АСД обладает широким спектром лечебного и профилактического действия и применяется при довольно большом числе заболеваний с различной этиологией [1].
При получении препарата АСД-2Ф происходит пиролиз аминокислотных фрагментов молекул белкового сырья, сопровождающийся выделением паров воды, аммиака, углекислого газа. Эти вещества при конденсации образуют гидроксид аммония, углекислоту, аммонийные соли угольной кислоты: карбонат и гидрокарбонат аммония. Наиболее простым способом определения содержания углеаммонийных солей в образцах препарата является ацидиметрическое титрование. Кривая титрования препарата АСД-2Ф 0.1н раствором соляной кислоты, полученная методом рН-метрии, аналогична кривой титрования карбоната аммония. Обе кривые титрования содержат две точки эквивалентности в области рН1=7.65 и рН2=4.07, соответствующие двум ступеням титрования карбоната аммония, превращающегося сначала в гидрокарбонат аммония (реакция I), и затем в угольную кислоту (реакция II):
(NH4)2CO3 + HCl = NH4Cl + NH4HCO3 (I)
NH4HCO3 + HCl = NH4Cl + H2CO3 (II)
При потенциометрическом титровании образцов препарата АСД-2Ф объем исходного разбавленного раствора препарата составлял обычно 50 мл, на титрование до второй точки эквивалентности, как правило, требовалось около 25 мл рабочего раствора. Для правильной интерпретации процессов, приводящих к получению двух точек эквивалентности при титровании, мы провели расчет модельной кривой титрования карбоната аммония в условиях, максимально приближенных к экспериментам по титрованию препарата.
Для построения расчетной кривой титрования 50 мл 0.025 М раствора карбоната аммония 0.1н рабочим раствором HCl введем коэффициент оттитрованности раствора f=V(HCl)/12.5 [3], тогда значение_/=1(первая точка эквивалентности) соответствует окончанию реакции (I), значение f=2 (вторая точка эквивалентности) соответствует окончанию реакции (II). Исходной точкой для кривой титрования f=0) является раствор карбоната аммония. Определим рН исходного раствора. Для этого рассмотрим процесс гидролиза карбоната аммония, соли слабой кислоты и слабого основания. В этом растворе происходит гидролиз и по катиону и по аниону (реакция III):
NH4+ + H2O + CO3 = NH4OH + HCO3- (III)
Для расчета ионных равновесий воспользуемся известными константами диссоциации слабого основания NH4OH (Kb = 1.79*10-5) и слабой кислоты Н2СО3 (Ka1 = 4.4*10-7; Ka2 = 4.8*10-11). Рассчитаем константу гидролиза карбоната аммония по уравнению (3): Kh3 = 10-14/ Ka2*Kb = 11.64 [2]. Учитывая отношение формальных концентраций ионов 2:1 в растворе карбоната аммония, выразим константу гидролиза через степень гидролиза h (f=\NH4OH]/[(NH4)2CO3\) и преобразуем формулу (1) в квадратное уравнение (2) относительно неизвестной степени гидролиза h.
h h =———--------= 11.64
(2 - h)(1 - h) h2 - 3h + 2 (1)
Kh3 =
h2 -3.282h + 2.188 = 0 (2)
Решением квадратного уравнения (2) получим значение степени гидролиза, равное 0.9304 (93.04%). При такой степени гидролиза карбоната аммония расчетные равновесные концентрации гидроксида аммония и катиона аммония в исходном для титрования растворе с формальной концентрацией карбоната аммония
0.025М составляют: [NH4OH] = 0.025*0.9304 = 0.02326 М, [NH+ = 2*0.025 - 0.02326 = 0.02674 М Таким образом, исходный раствор представляет собой аммиачную буферную смесь, значение рН которой можно рассчитать по формуле (3) для буферных растворов, составленных из слабого основания и его соли:
„ лл „ л [NH4OH]
pH = 14 - pKh + lg-----4------ (3)
p p b g [nh; ] u
Подставляя в формулу (3) значение pKb = 4.75 и рассчитанные равновесные концентрации, получаем рН = 9.25 + lg(0.02326 / 0.02674)=9.19.
Анализ формулы (3) показывает, что полученное значение рН раствора карбоната аммония не зависит от его концентрации, а зависит только от степени гидролиза h в соответствии с формулой (4):
h
pH = 9.25 + lg--- (4)
2 - h
При разбавлении раствора карбоната аммония степень его гидролиза не изменяется, в соответствии с формулой (2) значение h= 0.9304 не зависит от концентрации карбоната аммония. Поэтому раствор карбоната аммония ведет себя при разбавлении так же, как и другие буферные растворы, сохраняя свое
09304
характерное значение pH = 9.25 + lg-------= 9.25 — 0.06 = 9.19.
2 — 0.9304
Перед началом расчета кривой титрования обратим внимание на некоторые важные отличительные особенности ионных равновесий в растворе карбоната аммония, как модельном для образцов препарата АСД-2Ф. Легко доказать, что в исследуемых растворах согласованно действуют две буферные смеси: аммиачная и карбонатная. Для этого прологарифмируем формулу (1) и запишем в виде уравнения (5) полученное выражение для pKh3.
PKh3 = 14 — PKa2 — PKb =— — (5)
2 — h 1 — h
Представим уравнение (5) в виде равенства (6), в котором в левой части находится формула (4) для расчета значения рН аммиачной буферной смеси.
14 — PKb + = PKа 2 — (6)
2 — h 1 — h
Подставляя в правую часть выражения (6) значение рКа2 = 10.32 и учитывая, что отношение равно отношению концентраций анионов [HCO3~]/[CO/4, получаем формулу (7) для буферной смеси карбоната и бикарбоната аммония.
pH = 10.32 — lg
[ HCO— ]
= 10.32 — lg
h
1—h
(7)
[CO32— ]
Формулы (4) и (7) дают, согласно уравнению (6), обязательно одно и то же значение рН. Действительно, легко убедиться, что для значения h= 0.9304
, 0.9304
pH = 10.32 — lg---------= 10.32 — 1.13 = 9.19
1 — 0.9304
Препарат АСД-2Ф, в отличие от модельного раствора карбоната аммония может содержать небольшой избыток свободного аммиака в виде гидроксида аммония. Это приведет к небольшому повышению значения рН исходного раствора, которое зависит от соотношения формальных концентраций гидроксида и карбоната аммония. Введем обозначение а для величины отношения [NH4OH]/[(NH4)2CO3], тогда формула (1) в присутствии избыточного аммиака может быть преобразована к более общему виду (8):
h(h + a) h2 + ah
Kh3 =
= 11.64
(8)
(2 — h)(1 — h) h2 — 3h + 2
Квадратное уравнение (2) для вычисления степени гидролиза в этом случае превращается в уравнение
(9):
h2 — (3.282 + 0.094a)h + 2.188 = 0
(9)
Формула (7) для расчета значения рН может быть использована без изменения, в то время как формула (4) преобразуется к виду (10):
, h + a
pH = 9.25 + lg (10)
2 — h
Зависимость степени гидролиза карбоната аммония h и рН раствора от избытка аммиака представлена в таблице 1:
Таблица 1. Зависимость степени гидролиза карбоната аммония h и значений рН растворов от присутствия
аммиака (a= [NH4OH]/[(NH4)2CO3])
a 0 0.1 0.2 0.25 0.3 0.4 0.5
h (%) 93.04 92.44 91.84 91.59 91.26 90.68 90.12
pH 9.19 9.23 9.26 9.28 9.30 9.33 9.36
При титровании до первой точки эквивалентности f< 1) согласно уравнению реакции (I) возрастает отношение равновесной концентрации гидрокарбонат-иона к равновесной концентрации карбонат-иона. Выразим это отношение равенством (11), учитывая реакцию гидролиза карбоната аммония (3), протекающую со степенью гидролиза h:
[ HCO- ] /[COp ] = (h + f) /(1 - h)
Формула (7) для расчета значений рН при титровании при f<1 принимает вид формулы (12):
f
pH = 10.31 - lg
[ HCOз ]
h +
= 10.31 - lg-
1-f
(11)
(12)
[COf ] 1 - h
Отношение равновесной концентрации гидроксида аммония к равновесной концентрации катиона аммония при титровании при f<1 можно выразить равенством (13):
[ nh4 oh ] /[ nh; ] = h /(— - h)
(13)
Знаменатель правой части равенства (13) увеличивается с увеличением коэффициента оттитрованности f что приводит к уменьшению значений рН, которые могут быть рассчитаны по формуле (14):
h
pH = 9.15 + lg
F п (14)
2
1-f
- h
Расчет по формулам (12) и (14) дает одинаковые значения рН растворов. Предварительно необходимо рассчитать степень гидролиза h. Для этого преобразуем формулу (1) для константы гидролиза карбоната аммония с учетом равенств (11) и (13). Их произведение дает константу гидролиза Kh3= 11.64. Получаем формулу (15) и квадратное уравнение (16):
^h3 =
h( h + )
1 - f
h\1 - f); hf
(^ - h)(1 - h) h2(1 - f)- h(3 - f); 1
h 1 - 3.1811 - °-3047f h ; = 0
(15)
(16)
1 -f 1-f
Рассчитанные значения степени гидролиза карбоната аммония h, значения рН при титровании при f< 1 и изменения этих значений рН по мере прибавления рабочего раствора (-100*АрН/АП(мл 0.1н HCl)) представлены в таблице 2:
Таблица 2. Зависимость степени гидролиза карбоната аммония h и значений рН при титровании 50 мл 0.025 М раствора карбоната аммония 0.1н рабочим раствором HCl от коэффициента оттитрованности f (f=V(HCl)/12.5) при
f<1
f h. % pH -ЮОАрН/AV f h. % pH -ЮОАрН/AV
0 93.04 9.19 - 0.5 94.80 8.74 8.8
0.1 93.48 9.11 6.4 0.6 95.06 8.62 9.6
0.2 93.86 9.03 6.4 0.7 95.29 8.47 12.0
0.3 94.22 8.94 7.2 0.8 95.51 8.29 14.4
0.4 94.53 8.85 7.2 0.9 95.70 8.05 19.2
Расчет рН в первой точке эквивалентности f=1), в которой в растворе находятся гидрокарбонат и хлорид аммония с концентрацией 0.02М, требует учета гидролиза гидрокарбоната аммония по катиону и аниону по уравнению реакции (IV):
NH4+ + H2O + HCO3- = NH4OH + H2CO3
(IV)
Рассчитаем константу гидролиза гидрокарбоната аммония по уравнению (4): Kh4 = 10-14/ Ka1*Kb = 0.00127. Учитывая отношение формальных концентраций ионов аммония и гидрокарбоната 2:1 в растворе, выразим константу гидролиза через степень гидролиза в (в=[Н2СО3]/[NH4nCO3}) и преобразуем формулу (17) в квадратное уравнение (18) относительно неизвестной степени гидролиза Д
Kh4 =
(2-0(1 -() (2 -3( + 2
= 0.00127
(17)
( + 0.00381(- 0.00254 = 0 (18)
Решая квадратного уравнения (18) получим значение степени гидролиза гидрокарбоната аммония в в первой точке эквивалентности (/=1), равное 0.049 (4.9%). При такой степени гидролиза равновесные концентрации гидроксида аммония и катиона аммония в растворе равны соответственно: [NH4OH] = 0.02*0.049 = 0.00098М, [NH4+] = 2*0.02 - 0.00098 = 0.039М. Значение рН этого раствора можно рассчитать по формуле (3), подставляя в нее значение рКь = 4.75 и рассчитанные равновесные концентрации, получаем рН = 9.25 + lg(0.00098/0.039) =7.65. Формула (3) превращается в этом случае в формулу (19), аналогичную формуле (4) для раствора карбоната аммония:
pH = 9.25 + lg^ (19)
Логарифмированием уравнения (17) легко доказать равенство значений рН, рассчитываемых по формуле (19) для аммиачной буферной смеси и по формуле (20) для буферной смеси угольной кислоты и ее кислой соли.
pH = pKai - lg
^H2С03] = 6.36- lg
Р
Действительно, pH = 6.36 - lg
для
0.049
[HCO3 ]
значения в= 0.049
1-Р
расчет по формуле
(20)
(20) дает значение
1-0.049
= 6.36 +1.29 = 7.65. Зависимость изменения значения рН от коэффициента
оттитрованности / имеет максимум в точке эквивалентности. Действительно, при /=1 расчетное значение изменения рН (-100*AрН/AV(мл 0.1н HCl)) равно 32.
При расчете первой половины кривой титрования карбоната аммония реакция гидролиза гидрокарбоната не учитывалась по причине возможности связывания выделяющейся в этой реакции угольной кислоты карбонатом аммония по реакции (V):
(NH4)2CO3 + H2CO3 = 2NH4HCO3 (V)
Значение константы этой реакции, равное отношению констант диссоциации угольной кислоты Ка1/ Ка2 = 9166, показывает, что равновесие реакции (V) смещено в сторону образования гидрокарбоната.
При расчете второй половины кривой титрования при/> 1, когда карбонат-анионы не мешают гидролизу гидрокарбоната аммония, этот процесс также можно не учитывать вследствие малого значения константы гидролиза (К-м = 0.00127). Фактором, определяющим значение рН раствора при/> 1, является образование угольной кислоты по реакции (II) между гидрокарбонатом аммония и рабочим раствором соляной кислоты. Образующаяся при этом угольная кислота уменьшает степень гидролиза гидрокарбоната, и этот процесс практически не изменяет равновесные концентрации угольной кислоты и гидрокарбонат-аниона, отношение которых равно на этом этапе титрования дроби (/-1)/(2-/). Формула (20) для буферной смеси угольной кислоты и ее кислой соли при / преобразуется в формулу (21), по которой легко рассчитать значения рН второй половины кривой титрования. Результаты расчетов приведены в таблице 3.
PH = PKa1
[HCO]
g [ HCO- ]
f-1
6.36 - lg^--
g 2 - f
(21)
Таблица 3. Зависимость значений pH при титровании 50 мл 0.025 Мраствора карбоната аммония 0.1н рабочим раствором НС1 от коэффициента оттитрованности f (f=V(HCl)/12.5) при 2 /> 1
f pH -ЮОАрН/AV f pH -ЮОАрН/AV
1 7.65 32.0 1.6 6.18 14.4
1.1 7.31 27.2 1.7 5.99 15.2
1.2 7.01 24.0 1.8 5.76 18.4
1.3 6.73 22.4 1.9 5.41 28.0
1.4 6.54 15.2 1.95 5.08 52.8
1.5 6.36 14.4 1.98 4.67 109.3
Расчет рН второй точки эквивалентности (/=2), в которой в растворе находятся хлорид аммония с концентрацией 0.0333М и угольная кислота с концентрацией 0.0167М, проведем по формуле (22) для слабой кислоты. Действительно, константа гидролиза хлорида аммония (10-14/Кь = 5.6*10-10) в 785.7 раза меньше
константы диссоциации угольной кислоты Ка1 и поэтому присутствие хлорида аммония не изменяет значения рН раствора.
pH = 1( рКл - lg[H2СО,1)
(22)
Расчет дает значение pH
1(6.36 +1.78) = 4.07.
Зависимость изменения значения рН от
коэффициента оттитрованности f имеет ярко выраженный максимум во второй точке эквивалентности. Действительно, при f=2 расчетное значение изменения рН (-\00*ApH/AV(Mn 0.1н HCI)) равно 240.
Проследим изменение рН среды при продолжении титрования для f > 2. При этом в растворе появляется свободная сильная кислота HCI, концентрация которой определяет кислотность раствора. Поскольку объем избыточной соляной кислоты и объем раствора можно выразить через коэффициент f (У(НС1)=12.5(—2)^(р-ра) = 75+ V(HCl)), то концентрацию соляной кислоты в растворе с учетом разбавления можно записать в виде дроби 0.1(f-2)/(f+4). Тогда формула для расчета значений рН при f будет иметь вид (23):
pH = 1 + lg(1 +
6
f - 2
)
(23)
Результаты расчетов значений рН при f > 2 приведены в таблице 4. Данные таблиц 2-4 показывают, что при титровании раствора карбоната аммония значения рН уменьшаются от 9.19 до 2.20. Изменение рН максимально в двух точках эквивалентности при рН1 = 7.65 и рН2 = 4.07.
Таблица 4. Зависимость значений рН при титровании 50 мл 0.025 Мраствора карбоната аммония 0.1н рабочим раствором HCl от коэффициента оттитрованности f (f=V(HCl)/12.5) при f> 2
f pH -ЮОАрН/AV f pH -ЮОАрН/AV
2 4.07 240 2.20 2.49 19.2
2.025 3.38 211 2.25 2.40 14.4
2.05 3.08 96.0 2.30 2.32 12.8
2.10 2.79 46.4 2.35 2.26 9.60
2.15 2.61 28.8 2.40 2.20 9.60
Сопоставление экспериментальных и расчетных данных представлено на рис. 1 и 2.
f
Рис. 1. Зависимость значений рН при титровании 50 мл 0.025 М раствора карбоната аммония 0.1н рабочим раствором HCl от коэффициента оттитрованности f (f=V(HCl)/12.5). Точки - экспериментальные значения, линия -
расчетные значения
f
Рис. 2. Зависимость значений -100ApH/AV (1/мл) при титровании 50 мл 0.025М раствора карбоната аммония 0.1н рабочим раствором HCl от коэффициента оттитрованности f (f=V(HCl)/12.5). Точки - экспериментальные значения,
линия - расчетные значения
Из рис. 1, 2 видно, что полученные расчетные данные хорошо согласуются с экспериментальными значениями. Исходя из этого, можно сделать вывод о том, что рассмотренный метод может быть использован для прогнозирования свойств получаемых продуктов.
Литература
1. Пат. РФ № 2494750 от 10.10.2013. Способ получения стабилизированной формы антисептика-стимулятора Дорогова - фракции 2 (АСД-2).
2. Гильманшина С. И. Основы аналитической химии. Курс лекций. СПб.: Питер, - 2006. - 224 с.
3. Шрайбман Г. Н. Руководство к решению задач по курсу аналитической химии. Кемерово: Кузбассвузиздат, - 2006. - 196 с.
