Тема: Неорганічні сполуки Кальцію, Магнію, Барію, Цинку та Бісмуту, що використовуються у медичній практиці. Неорганічні лікарські засоби Купруму, Аргентуму, Меркурію й Феруму
План
1. Неорганічні лікарські препарати Кальцію: кальцію хлорид гексагідрат, кальцію хлорид дигідрат.
2. Неорганічні лікарські засоби Магнію: магнію оксид важкий, магнію оксид легкий, магнію карбонат важкий, магнію карбонат легкий, магнію сульфат гептагідрат, магнію хлорид гексагідрат.
3. Неорганічні препарати Барію: барію сульфат (барію сульфат для рентгеноскопії).
4. Неорганічні лікарські препарати Цинку: цинку оксид, цинку сульфат гептагідрат, цинку хлорид.
5. Неорганічні препарати Бісмуту: вісмуту нітрат основний.
6. Неорганічні лікарські засоби Купруму: купруму сульфат безводний, купруму сульфат пентагідрат.
7. Неорганічні лікарські препарати Меркурію: меркурію(ІІ) хлорид (ртуті хлорид), меркурію(ІІ) оксид (ртуті оксид жовтий).
8. Неорганічні препарати Аргентуму: аргентуму нітрат, протаргол, коларгол.
9. Неорганічні препарати Феруму: феруму(ІІ) сульфат гептагідрат і різні лікарські форми Феруму(ІІ).
Неорганічні препарати Кальцію
Поширення в природі
У вільному вигляді Кальцій не зустрічається через високу хімічну активність. Сполуки Кальцію широко поширені у неживій та живій природі.
1. Мінерали: а) карбонати: СаСО3 – кальцит (поклади крейди, вапняку, мармуру); доломіт – CaCO3×MgCO3; б) сульфати: СаSО4×2Н2O – гіпс, СаSО4 – ангідрит; в) фосфати: 3Са3(РО4)2×Са(ОН)2 – фосфорити, 3Са3(РО4)2×СаF2 – фторапатити; г) флюориды: CaF2 – флюорид або плавиковий шпат.
Найчастіше як джерело для одержання препаратів Кальцію використовують мармур СаСО3 як найчистіший, вільний від домішок матеріал.
2. Живі організми. Кальцій належить до макроелементів. У вигляді кальцій фосфату Са3(РО4)2 Кальцій входить до складу кісток, зубної тканини, м’язів, нервової тканини, крові.
Біологічна дія і медичне застосування
Йони Кальцію Са2+ необхідні для формування кісткової і зубної тканин; посилюють життєдіяльність клітин; сприяють скороченню скелетних м’язів і м’язів серця; необхідні для поліпшення зсідання крові.
У медичній практиці застосовують такі сполуки Кальцію.
1. Кальцію оксид (палене вапно) (Calcii oxydum) CaО, який використовується для приготування вапняної води (Aqua calcis), що застосовується як легка основа в розведенні 1:700 (0,15–0,17 % Са(ОН)2). У суміші з оліями застосовують для змазування опіків.
2. Гіпс медичний (Calcii sulfas) 2СаSО4×Н2O застосовують у хірургічній практиці для накладення гіпсових пов’язок, в ортопедичної стаматології для зняття зубних відбитків.
3. Кальцію карбонат осаджений (Calcii carbonas praecipitatus) СаСО3 входить до складу зубних порошків, приймають орально при підвищеній кислотності шлункового соку.
4. Кальцію хлорид кристалічний – див. нижче.
5. Органічні препарати Кальцію (кальцію лактат, кальцію глюконат, кальцію гліцерофосфат) будуть розглядатися у наступних розділах.
Кальцію хлорид гексагідрат ДФУ, доповн. 1
Calcii chloridum hexahydricum
CaCl2×6H2O М.м. = 219,08 г/моль
CALCIUM CHLORIDE HEXAHYDRATE
Calcium chloratum
Хімічна назва: кальцій хлорид гексагідрат
Кальцію хлорид гексагідрат містить не менше 97,0 % і не більше 103,0 % CaCl2×6H2O.
Кальцію хлорид дигідрат ДФУ, доповн. 1
Calcii chloridum dihydricum
CaCl2×2H2O М.м. = 147,0 г/моль
CALCIUM CHLORIDE DIHYDRATE
Calcium chloratum
Хімічна назва: кальцій хлорид дигідрат
Кальцію хлорид дигідрат містить не менше 97,0 % і не більше 103,0 % CaCl2×2H2O.
Одержання
1. Обробка мармуру CaCO3 хлоридною кислотою HCl:
CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + CO2 + H2O
Отриманий розчин концентрують і очищають кальцію хлорид CaCl2 від домішок. Природний мінерал мармур CaCO3 може містити домішки Fe2+ і Mg2+, які під дією кислоти HCl перетворюються у хлориди FeCl2 і MgCl2. З метою їхнього усунення розчин насичують хлором Cl2 (при цьому FeCl2 окиснюється в FeCl3), а потім осаджують утворені FeCl3 і MgCl2 гашеним вапном Ca(OH)2:
2FeCl3 + 3Ca(OH)2 = Fe(OH)3¯ + 3CaCl2
MgCl2 + Ca(OH)2 = Mg(OH)2¯ + CaCl2
Розчин збагачується CaCl2, а осади гідроксидів Fe(OH)3 і Mg(OH)2 відфільтровують. Надлишок Ca(OH)2 видаляють шляхом взаємодії з хлоридною кислотою HCl:
Ca(OH)2 + 2HCl = CaCl2 + 2H2O
При цьому викристалізовується кальцій хлорид гексагідрат CaCl2×6H2O.
2. З розчинів, що утворюються як відходи при одержанні соди за методом Сольве (CaCl2 – єдиний побічний продукт у цьому методі).
Властивості (ДФУ, доповн. 1)
Опис
CaCl2×6H2O. Кристалічна маса білого кольору або безбарвні кристали.
CaCl2×2H2O. Кристалічний порошок білого кольору. Гігроскопічний.
ДФ Х (CaCl2×6H2O). Безбарвні прозорі кристали без запаху, гірко-солоного смаку. Дуже гігроскопічний, на повітрі відволожується. При 34 °С плавиться у своєї кристалізаційній воді. За температури близько 200 °С втрачає частину кристалізаційної води і перетворюється в CaCl2×2H2O (пористі, дуже легкі шматки; застосовується для висушування газів). При 800 °С втрачає повністю кристалізаційну воду і стає безводним. Безводний CaCl2 використовується для висушування рідин (крім ефіру та етанолу, з якими реагує з утворенням CaCl2×3С2Н5ОН). Плавиться при температурі 772 °С. З парами аміаку утворює сполуку CaCl2×8NH3.
Розчинність
CaCl2×6H2O. Дуже легко розчинний у воді Р, легко розчинний у 96% спирті Р.
(Замерзає при температурі близько 29 °С).
CaCl2×2H2O. Легко розчинний у воді Р, розчинний у 96% спирті Р.
ДФ Х (CaCl2×6H2O). Дуже легко розчинний у воді, спричинюючи при цьому сильне охолодження; легко розчинний в 95 % спирті (відмінність від багатьох неорганічних солей). На повітрі вбирає вологу і розпливається. Водні розчини мають нейтральну реакцію (сіль, утворена катіоном сильної основи й аніоном сильної кислоти не гидролизирует).
Через велику гігроскопічність в аптеках готують 50 % розчин (Calcium chloratum solutum 50 %), і з цього концентрату готують необхідні ліки, що містять кальцію хлорид.
Ідентифікація субстанції кальцію хлориду гексагідрату та кальцію хлориду дигідрату (згідно вимог доповнення 1 до ДФУ)
а) ДФУ. Реакція з розчином аргентум нітрату в присутності кислоти нітратної; утворюється білий сирнистий осад, який нерозчинний в нітратній кислоті, але легко розчинний у розведеному розчині амоніаку (допускається наявність декількох великих часток, що розчиняються повільно):
СaCl2 + 2AgNO3 2AgCl¯ + Сa(NO3)2
Cl– + Ag+ AgCl¯
AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O
При додаванні HNO3 знову випадає осад аргентум хлориду AgCl:
[Ag(NH3)2]Cl + HNO3 = AgCl↓ + 2NH4NO3
Тільки для AgCl характерна розчинність в амоній карбонаті (NH4)2CO3:
AgCl + (NH4)2CO3 = [Ag(NH3)2]Cl + H2O + CO2
Усі галогеніди аргентуму (AgCl, AgBr, AgІ) розчиняються в розчині натрій тіосульфату:
AgCl + 2Na2S2O3 = Na3[Ag(S2O3)2] + NaCl
а) ДФУ. Взаємодія зі спиртовим розчином гліоксальгідроксианілу в лужному середовищі в присутності хлороформу; хлороформний шар забарвлюється у червоний колір за рахунок утворення внутрішньокомплексної сполуки з Кальцієм, яка екстрагується хлороформом:
b) ДФУ. Взаємодія розчину препарату в ацетатній кислоті з калій гексаціанофератом(II) К4[Fe(CN)6] у присутності амоній хлориду NH4Cl; утворюється білий кристалічний осад амоній-калій-кальцій гексаціаноферату(II), нерозчинний в ацетатній кислоті СН3СООН:
Ca2++ [Fe(CN)6]4– + 2NH4+ → (NH4)2Сa[Fe(CN)6]↓.
с) ДФУ, N. Реакція з амоній оксалатом (NH4)2C2O4; утворюється білий осад, нерозчинний у розведеній ацетатній кислоті СН3СООН і розчині амоніаку Р, розчинний у розведених мінеральних кислотах:
Ca2+ + C2O42– → CaС2O4↓.
d) ДФУ, N: Пірохімічна реакція. Сіль Кальцію, змочена хлоридною кислотою Р і внесена у безбарвне полум’я, забарвлює його в оранжево-червоний колір.
Са2+ + hn ® *Са2+ ® Са2+ + hn1
Інша можлива реакція на хлорид-іони Cl–
в) дія окисників (калій дихромату К2Cr2O7 (ДФУ), манган діоксиду MnО2 та ін.) у присутності кислоти сульфатної; виділяється газ хлор Cl2 (нюхати не можна – отрутний газ!):
3СаCl2 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Cl2 + Cr2(SO4)3 + 3СаSO4 + К2SO4 + 7H2O
Cr2O72– + 14H+ + 6е ® 2Cr3+ + 7Н2О
2Cl– – 2е ® Cl2
Cr2O72– + 6Cl– + 14H+ ® 2Cr3+ + 3Cl2 + 7Н2О
Для ідентифікації газу хлору, що виділяється, Cl2 ДФУ пропонує помістити біля отвору пробірки смужку фільтрувального паперу, просоченого розчином дифенілкарбазиду Р. Пари газу хлору окиснюють дифенілкарбазид (безбарвний) до дифенілкарбазону (оранжево-жовте забарвлення), а потім до дифенілкарбадіазону, внаслідок чого індикаторний папір забарвлюється у фіолетово-червоний колір:
дифенілкарбазид дифенілкарбазон дифенілкарбадіазон
(безбарвний) (оранжево-жовте (фіолетово-червоне
забарвлення) забарвлення)
Випробування на чистоту
1. Прозорість і кольоровість розчину S. Розчин субстанції у воді, вільній від СО2, Р повинен бути прозорим і мати забарвлення не більш інтенсивне за відповідний еталон.
2. Кислотність або лужність. До свіжоприготованого розчину S додають 2–3 краплі розчину фенолфталеїну. Якщо розчин забарвлюється в рожевий колір, він знебарвлюється при додаванні не більше 0,2 мл 0,01 М розчини кислоти хлоридної Р. Якщо розчин безбарвний, рожеве забарвлення з’являється при додаванні не більше 0,2 мл 0,0! М розчину натрій гідроксиду.
3. Алюміній (недопустима домішка). До розчину S додають розчин амоній хлориду Р, розчин аміаку розведеного Р1 і нагрівають до кипіння; розчин не повинен мутніти і не повинен утворюватися осад:
Al3+ + 3OH– ® Al(OH)3¯
Якщо субстанція призначена для виробництва розчинів для діалізу, вона повинна витримувати випробування на Алюміній (ДФУ, вимірюють інтенсивність флуоресценції продукту реакції з розчином гідроксихіноліну в хлороформі), якого повинно бути не більше 1 ppm.
4. Барій (недопустима домішка). До розчину S додають розчин кальцій сульфату Р; опалесценція отриманого розчину не повинна перевищувати опалесценцію суміші розчину S і води:
Ва2+ + SO42– ® ВaSO4¯
5. Загальні домішки сульфатів, Феруму, Магнію і лужноземельних металів, важких металів, Арсену, Цинку – в межах еталонів.
Кількісне визначення
1. ДФУ. Комплексометрія, пряме титрування
Певний об’єм досліджуваного розчину кальцію хлориду титрують стандартним розчином Na-едетату (Na2–ЕДТА) в середовищі концентрированого розчину натрій гідроксиду NaOH з використанням індикаторної суміші кальконкарбонової кислоти до зміни забарвлення від фіолетового до синього.
Хімізм процесу можна представити такими рівняннями. При додаванні до досліджуваного розчину кальцію хлориду індикаторної суміші кальконкарбонової кислоти H2Ind (синє забарвлення) утворюється комплекс метал-індикатор CaInd (червоно-фіолетового кольору):
CaCl2 + H2Ind = CaInd + 2HCl
синій колір фіолетовий колір
При титруванні такого розчину стандартним розчином Na-едетату в середовищі концентрированого розчину натрій гідроксиду NaOH утворюється дуже міцний безбарвний розчинний у воді комплекс йонів Са2+ з натрій едетатом за схемою:
Надлишкова крапля Na-едетату руйнує комплекс CaInd, утворюючи комплекс Са-едетат і вільний індикатор H2Ind синього кольору.
зайва крапля синє забарвл.
Em (CaCl2×6H2O) = М. м.
Комплексонометрія (ДФУ)
Титрант – Na–едетат, Na2-ЕДТА
|
Визначуваний йон |
Умови проведення експерименту |
Індикаторна суміш |
Зміна забарвлення |
|
Bi3+ |
Розчин NH3 конц. до появи помутніння, потім HNO3 до зникнення помутніння, t˚ = 70 ˚C |
Ксиленоловый оранжевий (1 ч. + 99 ч. KNO3) |
Блідорожево-фіолетове в жовте |
|
Ca2+ |
Розчин NaOH конц. |
Кальконкарбонова кислота (1 ч. + 99 ч. NaCl) |
Фіолетове в синє |
|
Mg2+ |
Амоніачний буферний розчин pН 10,0, t ˚ = 40 ˚C |
Протравний чорний (еріхром чорний) (1 ч. + 99 ч. NaCl) |
Фіолетове в синє |
|
Pb2+ |
Гексаметилентетрамін (лужне середовище) pH~7,8÷8,2 |
Ксиленоловий оранжевий (1 ч. + 99 ч. KNO3) |
Фіолетово-рожеве в жовте |
|
Zn2+ |
Гексаметилентетрамін (лужне середовище) pH~7,8÷8,2 |
Ксиленоловий оранжевий (1 ч. + 99 ч. KNO3) |
Фіолетово-рожеве в жовте |
|
Al3+ |
Зворотна комплексонометрія, надлишок Na2-ЕДТА титрують розчином Pb(NO3)2 |
Ксиленоловий оранжевий (1 ч. + 99 ч. KNO3) |
Блідорожево-фіолетове |
|
Hg2+ |
Зворотна комплексонометрія, надлишок Na2-ЕДТА титрують розчином ZnSO4 |
Протравний чорний (еріхром чорний) (1 ч. + 99 ч. NaCl) |
|
2. Аргентометрія за методом Мора
Пряме титрування досліджуваного розчину препарату стандартним розчином аргентум нітрату AgNO3 у нейтральному середовищі в присутності індикатора калій хромату K2CrО4.
1СаCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl↓ + Сa(NO3)2
Надлишкова крапля титранта взаємодіє з індикатором з утворенням осаду оранжево-червоного кольору Ag2CrО4:
2AgNO3 + K2CrО4 = Ag2CrО4↓ + 2KNO3
Em (CaCl2×6H2O) = М. м./2
Em (CaCl2×2H2O) = М. м./2
3. Оксалатний метод
Він базується на осадженні йонів Кальцію у вигляді малорозчинного кальцій оксалату СаС2О4 з наступним розчиненням осаду в розведеній сульфатній кислоті H2SO4 і титруванні оксалатної кислоти Н2С2О4, що виділилася, стандартним розчином калій перманганату KMnO4.
Хімізм цих процесів можна зобравити за допомогою рівнянь реакцій:
Са2+ + С2О42– ® СаС2О4¯
СаС2О4¯ + 2Н+ ® Са2+ + Н2С2О4
2KMnО4 + 5Н2С2О4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + 10CO2 + K2SO4 + 8H2O
MnО4– + 8H+ + 5 e ® Mn2+ + 4H2O 5 2
H2С2O4 – 2e ® 2СО2 + 2H+ 2 5
5H2С2O4 + 2MnО4– + 6H+ ® 2Mn2+ + 10СО2 + 8H2O
Em (CaCl2×6H2O) = М. м./2
Em (CaCl2×2H2O) = М. м./2
Зберігання. У повітронепроникному контейнері.
Зберігають у скляному посуді, корки яких заливають парафіном, у сухому місці, з огляду на високу гігроскопічність. Тому в аптеках готують концентрат – 50 % розчин (Calcium chloratum solutum 50 %), розведенням якого одержують розчини препарату необхідної концентрації.
Маркування.У необхідних випадках відзначають: субстанція придатна для виробництва розчинів для діалізу.
Застосування, Протизапальний, протиалергічний, кровозупиний засіб
Кальцію хлорид широко застосовують у медичній практиці:
1) як кровоспинний засіб при легеневих, носових, шлунково-кишкових і маткових кровотечах;
2) при алергічних захворюваннях (бронхіальна астма, кропивниця), при екземах, псоріазі, різних формах туберкульозу та ін.;
3) у хірургічній практиці для посилення зсідання крові; стимулює родову діяльність і зменшує проникність судин;
4) як антидот при отруєнні солями Магнію, флюоридами, кислотою оксалатною (щавлевою).
Приймають орально по 1 стол. ложці 5–10 % розчину або вводять внутрішньовенно по 5–15 мл 10 % розчину (містить СаCl2×6H2O – 100 мл, води для ін’єкций – до
ДФУ, доповнення 1
(див. кальцію хлорид)
Лікарські препарати Магнію
Поширення в природі
Магній належить до найбільш розповсюджених елементів у природі. В земній корі його вміст досягає 0,2 %.
Основні мінерали: магнезит – MgCO3, доломіт – CaCO3×MgCO3, карналіт – KCl×MgCl2×6H2O, каїніт – KCl×MgSO4×3H2O, кизерит – MgSO4×H2O або MgSO4×7H2O, тальк – 3MgО×4SiО2×H2O. Поклади мінералів Магнію зустрічаються в основному в Сибіру, на Кавказі, Кубані, водах Каспійського моря. Солі Магнію є супутниками кам’яної солі, містяться в морській воді і багатьох мінеральних джерелах. Катіони Магнію входять до складу хлорофілу, який відіграє важливу роль у процесі фотосинтезу.
У медичній практиці застосовуються такі лікарські препарати Магнію: ДФУ – магнію оксид важкий, магнію оксид легкий (магнію оксид), ДФУ, доповн. 1 – магнію карбонат важкий, магнію карбонат легкий (магнію карбонат основний), магнію сульфат гептагідрат, магнію хлорид гексагідрат.
Магнію оксид важкий ДФУ
Magnesii oxydum ponderosum
MAGNESIUM OXYDE, HEAVY
Магнію оксид легкий ДФУ
Magnesii oxydum leve
MAGNESIUM OXYDE, LIGHT
Магнію оксид
Magnesii oxydum
MgО М. м. = 40,32 г/моль
Маgnеsіuм oxydatum
Маgnеsіа usta
Палена магнезія
Магнію оксид (важкий і легкий) містить не менше 98,0 % і не більше 100,5 % MgО, у перерахунку на прожарену речовину.
Одержання
1. Термічна обробка основного карбонату магнію
3MgCO3×Mg(OH)2×3H2O 4MgО + 3CO2 + 4H2O
Прожарювання ведуть при температурі 250–300 °С. Якщо цей процес вести при вищій температурі, то одержують порошок, який є менш цінним лікарським засобом.
2. Із розсолів при переробці калійних солей, що містять MgCl2
До розсолів додають вапняне молоко Ca(OH)2 і сульфатну кислоту H2SO4. При цьому Ca(OH)2 осаджує домішки Fe2+ і Fe3+ у виді гідроксидів Fe(OH)2 і Fe(OH)3, а H2SO4 зв’язує катіони Кальцію Ca2+:
Fe2+ + 2ОН– ® Fe(OH)2¯
Fe2+ + 3ОН– ® Fe(OH)3¯
SO42– + Ca2+ ® CaSO4¯
Надлишок вапняного молока Ca(OH)2 зв’язує магній хлорид MgCl2 у виді магній гідроксиду Mg(OH)2, який при прожарюванні (500 °С) утворює магнію оксид Mg:
MgCl2 + Ca(OH)2 = Mg(OH)2 + CaCl2
Mg(OH)2 MgO + H2O
3. Обробка магнію хлориду перегрітою водяною парою:
MgCl2 + H2О = MgО + 2НCl
Властивості
Опис (ДФУ)
Магнію оксид важкий являє собою дрібний порошок білого кольору.
Магнію оксид легкий – дрібний аморфний порошок білого кольору.
Розчинність. Практично нерозчинні у воді Р, у якій виявляють лужну реакцію за фенолфталеїном.
(Розчиняються в розведених кислотах (чому?), у більшості випадків зі слабким виділенням бульбашок газу).
Насипний об’єм
15 г субстанції магнію оксиду важкого займає об’єм близько 30 мл.
15 г субстанції магнію оксиду легкого займає обьем близько 150 мл.
Ідентифікація
Субстанцію розчиняють у кислоті нітратної розведеній Р HNO3 і нейтралізують розчином натрій гідроксиду розведеним Р NaOH. Отриманий розчин дає реакції на Магній Mg2+:
MgО + 2HNO3 = Mg(NO3)2 + H2O
Реакції на йони Магнію Mg2+:
а) ДФУ. Реакція з натрій гідрогенфосфатом в присутності розчину амоніаку й амоній хлориду
До 2 мл випробуваного розчину солі Магнію додають 1 мл розчину аміаку розведеного Р1; утворюється білий осад, який розчиняється при додаванні 1 мл розчину амоній хлориду Р. До отриманого розчину додають 1 мл розчину динатрій гідрофосфату Р (натрій гідрогенфосфату); утворюється білий кристалічний осад.
Хімізм цього процесу можна представити за допомогою таких рівнянь. При взаємодії з розчином амоніаку NH4OH утворюється білий осад Mg(OH)2. Згідно з принципом Ле Шательє, додавання амоній хлориду NH4Cl (однойменних йонів NН4+) призводить до зміщення хімічної рівноваги вліво, тобто розчинення Mg(OH)2.
Mg(NO3)2 + 2NH4OH Û Mg(OH)2¯ + 2NH4NO3
Під дією натрій гідрогенфосфату Na2HPO4 у середовищі амоніаку NH4OH і присутності амоній хлориду NH4Cl (амоніачний буферний розчин) утворюється білий кристалічний осад магній-амоній фосфату NH4MgPO4 (кристали у формі шестипроменевих зірок):
Mg2+ + HPO42– + NH4 ОН NH4MgPO4¯ + Н2О
білий осад
б) Реакція з 8–оксихіноліном в середовищі амоніачного буферного розчину; утворюється жовто-зелений кристалічний осад магній 8-оксихіноляту:
в) Реакція з хіналізарину спиртовим розчином і розчином натрій гідроксиду (дуже чуттєва реакція)
При додаванні до спиртового розчину хіналізарину розчину лугу NaOH утворюється синьо-фіолетове забарвлення реактиву. У присутності йонів Mg2+ утворюється комплексна сполука волошково-синього кольору:
хіналізарин волошково-синє забарвл.
Випробування на чистоту
1. Недопустимих специфічних домішок нема.
2. Загальні домішки – у межах еталонів.
У природі сполуки Магнію звичайно супроводжуються домішками лужноземельних металів (Кальцію, Барію), Феруму (забарвлюють у зелений колір), важких металів, Арсену, карбонатів, хлоридів, сульфатів.
3. Домішки розчинних речовин і речовин, нерозчинних в ацетатній кислоті – у певних межах.
4. Втрата в масі при прожарюванні. Не більше 8,0 %. Визначення проводять з 1,00 г субстанції при температурі 900 °С.
Кількісне визначення
ДФУ. Комплексометрія, пряме титрування
10,0 мл одержаного розчину поміщають у конічну колбу місткістю 500 мл. Доводять об’єм розчину водою Р до 300 мл, додають 10 мл аміачного буферного розчину pH 10,0 Р і близько 50 мг індикаторної суміші протравного чорного II Р. розчин нагрівають до температури близько 40°С і титрують при цій температурі
1 мл
Наважку субстанції магнію оксиду попередньо розчиняють у кислоті хлоридній розведеній Р і розводять водою Р:
MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O
H2Ind +Mg2+ ® MgInd + 2H+
1. ДФУ. Комплексонометрія, пряме титрування
Певний об’єм підігрітого до 40 °С досліджуваного розчину солі Магнію (MgCl2) титрують стандартним розчином натрій едетату в середовищі амоніачного буферного розчину (рН 10,00) і присутності індикаторної суміші протравного чорного (1 ч. протравного чорного і 99 ч. NaCl) до переходу фіолетового забарвлення розчину в синє.
Хімізм процесу розглянуто при вивченні кальцію хлориду (див. вище).
Em(MgО) = М. м.
k (Na2ЕДТА) = 1
2. Кислотно-основне титрування, зворотне титрування
Наважку препарату магнію оксиду розчиняють у надлишку стандартного розчину хлоридної кислоти HCl і не прореагованю кислоту відтитровують стандартним розчином натрій гідроксиду NaOH в присутності метилового оранжевого до переходу забарвлення від рожевого до жовтого.
1MgО + 2HCl = MgCl2 + H2O
надлишок
2HCl + 2NaOH = 2NaCl + 2H2O
не прореаг.
1 моль MgО ® 2 моль (2 екв.) HCl ® 2 моль (2 екв.) NaOH
Тому Em(MgO) = М. м./2
Зберігання. У щільно закупореному контейнері.
Застосування. Антацидний засіб
Препарат застосовують внутрішньо по 0,25 – 0,5 – 1 г) при підвищеній кислотності шлункового соку (при виразковій хворобі), отруєнні кислотами і як легкий проносний засіб (по 3 – 5 г на прийом). Нейтралізуючи хлоридну кислоту шлункового соку, магнію оксид перетворюється в магнію хлорид
MgO + 2HCl = MgCl2 + H2O,
який виявляє проносний ефект.
Звичайно антацидні препарати приймають за півгодини до їди, але для тривалішого ефекту доцільно приймати через 1 год і через 3 год після їди.
Перед вживанням таблетки треба ретельно розтерти в порошок.
Форма випуску: порошок і таблетки по 0,5 г.
Входить до складу препаратів “Альмагель”, “Гастал”, а також антидоту при отруєнні кислотами.
Є дані, що у комплесі з вітаміном В6 (піридоксином) магнію оксид інгібує утворення кальцій оксалату і може застосовуватись для профілактики оксалатного уролітіазу.
Магнію карбонат важкий ДФУ, доповн. 1
Magnesii subcarbonas ponderosus
MAGNESIUM CARBONATE, HEAVY
Магнію карбонат легкий ДФУ, доповн. 1
Magnesii subcarbonas levis
MAGNESIUM CARBONATE, LIGHT
Магнію карбонат основний N
Magnesii subcarbonas
Magnesia alba
Magnesium subcarbonicum
3MgCO3×Mg(OH)2×3H2O M. м. = 365,36 г/моль
Магнію карбонат важкий (легкий) являє собою гідратований магнію карбонат основний, вміст якого еквівалентний не менше 40,0 % і не більше 45 % МgO (М. м. = 40,30 г/моль).
Одержання
1. Взаємодія розчинів магнію сульфату і натрій карбонату
При взаємодії магній сульфату MgSO4 з натрій карбонатом (содою) Na2CO3 у водному розчині при температурі 70–80 °С відбувається реакція:
4MgSO4 + 4Na2CO3 + 4H2O 3MgCO3×Mg(OH)2×3H2O¯ + 4Na2SO4 + CO2
Залежно від умов осадження (температури, концентрації розчинів) можуть утворюватися осади різного складу, з різними фізичними властивостями. Тому формула препарату непостійна і може мати склад 5MgCO3×2Mg(OH)2×7H2O.
2. Термічне розкладання магній гідрогенкарбонату:
4Mg(HCO3)2 3MgCO3×Mg(OH)2×3H2O¯ + 5CO2
Властивості
Опис
ДФУ, доповн. 1. Порошок білого кольору.
ГФ Х. Білий легкий пухкий порошок або білі легкі пористі шматки без запаху і смаку.
Розчинність
ДФУ, доповн. 1. Практично нерозчинний у воді Р.
(Розчиняється в розведених кислотах з бурхливим виділенням бульбашок газу).
ДФ Х. Практично нерозчинний у воді (розчиняється в 2500 ч. холодної і 9000 ч. киплячої води). Значно легше розчиняється у воді, що містить CO2, утворюючи магній гідрогенкарбонат:
3MgCO3×Mg(OH)2×3H2O¯ + 5CO2 = 4Mg(HCO3)2
Цей процес можна виразити таким спрощеним рівнянням:
MgCO3 + H2O + CO2 = Mg(HCO3)2
Тому магній гідрогенкарбонат є складовою частиною багатьох мінеральних вод.
Препарат важко розчинний у кислоті ацетатної при кімнатній температурі, легко розчинний у мінеральних кислотах і розчині амоній хлориду:
3MgCO3×Mg(OH)2×3H2O + 8HCl = 4MgCl2 + 3CO2 + 8H2O
При стоянні прозорий розчин магній гідрогенкарбонату знову мутніє внаслідок реакції розкладання:
Mg(HCO3)2 ® MgCO3¯ + H2O + CO2
Ідентифікація
А. ДФУ, доповн. 1. Насипний об’єм
15 г субстанції магнію карбонату важкого займає об’єм близько 30 мл.
15 г субстанції магнію карбонату легкого займає об’єм близько 180 мл.
Випробування на тотожність магнію карбонату основного проводять після попереднього розчинення у розведених кислотах:
3MgCO3×Mg(OH)2×3H2O + 8HCl = 4MgCl2 + 3CO2 + 8H2O
а) ДФУ, взаємодія з мінеральними кислотами
При розчиненні препарату в розведених кислотах бурхливо виділяється карбон(IV) оксид СО2:
3MgCO3×Mg(OH)2×3H2O + 8HCl = 4MgCl2 + 3CO2 + 8H2O,
який можна підтвердити помутнінням вапняної Са(ОН)2 або баритової Ва(ОН)2 води.
Відповідно до методики, наведеної в ДФУ,
СО32– + 2СН3СООН = 2СН3СОО– + Н2О + СО2
СО2 + Ва(ОН)2 = ВаСО3¯ + Н2О
ВаСО3¯ + 2HCl = BaCl2 + CO2 + Н2О
б) ДФУ, N. Реакція з насиченим розчином магній сульфату
До 2 мл водного розчину субстанції, що містить аніони СО32–, додають 0,5 мл насиченого розчину магній сульфату Р MgSO4; утворюється за звичайної температури білий осад MgCO3 (на відміну від гідрогенкарбонатів, які утворюють осад тільки при кип’ятінні):
CO32– + Mg2+ = MgCO3¯
а) ДФУ. Реакція з натрій гідрогенфосфатом в присутності розчину амоніаку й амоній хлориду
До 2 мл випробуваного розчину солі Магнію додають 1 мл розчину аміаку розведеного Р1; утворюється білий осад, який розчиняється при додаванні 1 мл розчину амоній хлориду Р. До отриманого розчину додають 1 мл розчину динатрій гідрофосфату Р (натрій гідрогенфосфату); утворюється білий кристалічний осад.
Хімізм цього процесу можна представити за допомогою таких рівнянь.
Препарат практично не розчинний у воді, але легко розчинний у мінеральних кислотах:
3MgCO3×Mg(OH)2×3H2O + 8HCl = 4MgCl2 + 3CO2 + 8H2O
При взаємодії з розчином амоніаку утворюється білий осад Mg(OH)2. Згідно з принципом Ле Шательє, додавання амоній хлориду (однойменних йонів NН4+) призводить до зміщення хімічної рівноваги вліво, тобто розчинення Mg(OH)2.
MgСl2 + 2NH4OH Û Mg(OH)2¯ + 2NH4Cl
Під дією натрій гідрогенфосфату у середовищі амоніаку і присутності амоній хлориду (амоніачний буферний розчин) утворюється білий кристалічний осад магній-амоній фосфату NH4MgPO4 (кристали у формі шестипроменевих зірок):
Mg2+ + HPO42– + NH4 ОН NH4MgPO4¯ + Н2О
білий осад
б) Реакція з 8–оксихіноліном в середовищі амоніачного буферного розчину; утворюється жовто-зелений кристалічний осад магній 8-оксихіноляту:
в) Реакція з хіналізарину спиртовим розчином і розчином натрій гідроксиду (дуже чуттєва реакція)
При додаванні до спиртового розчину хіналізарину розчину лугу NaOH утворюється синьо-фіолетове забарвлення реактиву. У присутності йонів Mg2+ утворюється комплексна сполука волошково-синього кольору:
хіналізарин волошково-синє забарвл.
Випробування на чистоту
1. Кольоровість розчину S
Розчин S (субстанцію розчиняють у кислоті ацетатній розведеній Р) повинен мати забарвлення не більш інтенсивне за певний еталон.
2. Розчинні речовини. При випарюванні 50 мл розчину досуха і висушуванні при температурі від 100 °С до 105 °С маса сухого залишку не повинна перевищувати 10 мг.
3. Речовини, нерозчинні в кислоті ацетатній. Маса сухого залишку, отриманого при приготуванні розчину S, промитого, висушеного і прожареного при температурі 600 °С, не повинна перевищувати 2,5 мг.
4. Загальні домішки хлоридів, сульфатів, Арсену, Кальцію, Феркму, важких металів – у межах еталонів.
5. N. Недопустима домішка – Барій. Субстанцію розчиняють у кислоті ацетатній Р при тривалому струшуванні, додають розчин кальцій сульфату Р; розчин повинен залишатися прозорим. У випадку присутності домішок Барію спостерігатиметься помутніння:
Ва2+ + SO42– ® BaSO4¯
Кількісне визначення.
Наважку досліджуваної субстанції розчиняють у кислоті хлоридній розведеній Р, (оскільки дані субстанції практично нерозчинні у воді Р, а лише в розведених кислотах з бурхливим виділенням бульбашок газу):
3MgCO3×Mg(OH)2×3H2O + 8HCl = 4MgCl2 + 3CO2 + 8H2O,
розводять водою Р і проводять кількісне визначення (MgCl2).
1. ДФУ. Комплексонометрія, пряме титрування
Cуть методу полягає у прямому титруванні підігрітого до 40 °С досліджуваного розчину солі Магнію стандартним розчином натрій едетату в середовищі амоніачного буферного розчину (рН 10,00). Кінцеву точку тирування фіксують візуально (за появою синього кольору розчину), якщо використовують індикаторну суміш протравного чорного (1 ч. протравного чорного і 99 ч. NaCl) або можна визначити потенціометрично.
Перерахунок роблять на вміст магній оксиду MgО.
Хімізм процесу можна представити такими рівняннями:
При додаванні до досліджуваного розчину, що містить катіони магнію, індикаторної суміші протравного чорного H2Ind (синє забарвлення) утворюється комплекс магній-індикатор MgInd (фіолетового кольору):
H2Ind +Mg2+ ® MgInd + 2H+
синій колір фіолетовий колір
При титруванні такого розчину стандартним розчином Na-едетату в середовищі амоніачного буферного розчину утворюється дуже міцний безбарвний розчинний у воді комплекс йонів Mg2+ з натрій едетатом за схемою.
А в точці еквівалентності, надлишкова крапля Na-едетату руйнує комплекс MgInd, утворюючи комплекс Mg-едетат і вільний індикатор H2Ind синього кольору.
Em (MgО) = М. м.
Перерахунок роблять на магнію оксид (МgO), вміст якого повинен бути не менше 40,0 % і не більше 45 %.
2. Кислотно-основне титрування, зворотне титрування (аналогічно магнію оксиду).
До наважки препарату, після розчинення у мінеральній кислоті, додають надлишок стандартного розчину хлоридної кислоти HCl і не прореаговану кислоту відтитровують стандартним розчином натрій гідроксиду NaOH в присутності метилового оранжевого до переходу забарвлення від рожевого до жовтого.
3MgCO3×Mg(OH)2×3H2O + 8HCl = 4MgCl2 + 3CO2 + 8H2O
2HCl + 2NaOH = 2NaCl + 2H2O
не прореаг.
Em(MgО) = М.м./2
Перерахунок роблять на магнію оксид (МgO), вміст якого повинен бути не менше 40,0 % і не більше 45 %.
3. Гравіметричний (ваговий) метод
Наважку препарату магнію карбонату основного 3MgCO3×Mg(OH)2×3H2O висушують, прожарюють до постійної маси і зважують (вагова або гравіметрична форма – MgО):
3MgCO3×Mg(OH)2×3H2O 4MgО + 3СО2 + 4Н2О
Обчислюють вміст магнію оксиду MgО у препараті за формулою:
,
де F – гравіметричний фактор, який обчислюють за формулою:
Перерахунок роблять на магнію оксид (МgO), вміст якого повинен бути не менше 40,0 % і не більше 45 %.
Зберігання. У щільно закупореному контейнері.
Застосування. Антацидний засіб
Застосовують препарат зовнішньо у вигляді присипки і всередину при підвищеній кислотності шлункового соку, а також як легкий проносний засіб. Дорослим призначають по 1–3 г 2–3 рази в день. Приймають перед їдою або в перерві між прийомами їжі.
Форми випуску: порошок і таблетки, що містять магнію карбонат основний і натрію гідрокарбонат по 0,5 г.
Входить до складу таблеток “Вікалін” (разом з бісмуту нітратом основним, натрію гідрокарбонатом, порошком кореневищ аїру і кори крушини, рутином і келіном), “Вікаїр” (разом з бісмуту нітратом основним, натрію гідрокарбонатом, порошком кореневищ аїру і кори крушини).
Магнію сульфат гептагідрат ДФУ, доповн. 1
Magnesii sulfas heptahydricus
MAGNESIUM SULPHATE HEPTAHYDRATE
Хімічна назва: магній сульфат гептагідрат.
Магнію сульфат
Magnesii sulfas
Magnesium sulfuricum
Sal amarum
Гірка сіль
Англійська сіль
MgSO4×7H2O М. м. = 246,48 г/моль
Магнію сульфат гептагідрат містить не менше 99,0 % і не більше 100,5 % MgSO4 (М. м. = 120,4 г/моль)
Одержання
Вперше магнію сульфат був одержаний у 1695 р. Як лікарський препарат почали застосовувати наприкінці XVII ст. в Англії, де його одержували з вод Епсомских мінеральних джерел (звідси назва – гірка або англійська сіль).
1. Розчинення магнезиту MgCO3 у надлишку гарячої розведеної сульфатної кислоти H2SO4:
MgCO3 + H2SO4 = MgSO4 + CO2 + H2O
Надлишок кислоти необхідний для того, щоб попередити гідроліз MgSO4 і уникнути утворення основної солі (MgOH)2SO4 і магній гідроксиду Mg(OH)2.
Розчин фільтрують, випарюють до кристалізації; при цьому одержують епсоміт – MgSO4×7H2O. Відфільтровані кристали перекристалізовують з води.
Властивості
Опис. ДФУ, доповн. 1. Кристалічний порошок білого кольору або блискучі безбарвні кристали.
ДФ Х. Безбарвні призматичні кристали, які вивітрюються на повітрі, гірко-солоні на смак. При 150 °С втрачає 6 молекул води (MgSO4×H2O), а при 200 °С переходить у безводну сіль MgSO4. Плавиться при температурі 1185 °С (з розкладанням).
Розчинність. ДФУ, доповн. 1. Легко розчинний у воді Р, дуже легко розчинний у киплячій воді Р, практично нерозчинний у 96% спирті Р.
ДФ Х. Дуже легко розчинний у воді (у 1 ч. холодної і 0,3 ч. киплячої води), розчинний у гліцерині, гірше розчиняється в спирті. Водні розчини мають гірко-солоний смак.
Ідентифікація субстанції магнію сульфату гептагідрату згідно вимог доповнення 1 до ДФУ:
А. Субстанція дaє реакції на сульфати (2.З.1).
Це реакція з розчином барій хлориду у середовищі хлоридної кислоти; в результаті якої утворюється білий осад ВаSO4:
MgSO4 + BaCl2 = BaSO4¯ + MgCl2
SO42– + Ва2+ ® ВаSO4¯
Осад нерозчинний в мінеральних кислотах і лугах.
MgSO4 + I2 ¹ (йод не знебарвлюється).
I2 + SnCl2 + 4HCl = 2HI + H2[SnCl6] (йод знебарвлюється).
В. Субстанція дaє реакцію на маrній (2.З.1).
Це реакція з натрій гідрогенфосфатом в присутності розчину амоніаку й амоній хлориду, в результаті якої утворюється білий кристалічний осад магній-амоній фосфату NH4MgPO4 (кристали у формі шестипроменевих зірок):
Mg2+ + HPO42– + NH4 ОН NH4MgPO4¯ + Н2О
білий осад
Інші можливі реакції на йони Магнію Mg2+ (див. магнію оксид):
1) Реакція з 8–оксихіноліном у середовищі амоніачного буферного розчину; утворюється жовто-зелений кристалічний осад магній 8-оксихіноляту;
2) Реакція з хіналізарину спиртовим розчином і лугом; утворюється розчин волошково-синього кольору.
Випробування на чистоту
Оскільки магнію сульфат MgSO4×7H2O застосовують для парентерального введення, а також всередину й у великих кількостях, тому ставляться особливі вимоги до його чистоти.
1. Розчин S. Розчин субстанції у воді Р повинний бути прозорим і безбарвним.
2. Кислотність або лужність. До розчину субстанції додають індикатор – розчин фенолового червоного Р; забарвлення розчину має змінитися при додаванні не більше 0,2 мл 0,01 М розчину кислоти хлоридної або 0,01 М розчину натрій гідроксиду.
3. Загальні домішки хлоридів, Арсену, Феруму, важких металів – в межах еталонів.
4. Втрата у масі при висушуванні. При висушуванні субстанції при температурі від 110 °С до 120 °С протягом 1 год, а потім при температурі 400 °С до постійної маси втрата маси становить від 48,0 % до 52,0 %.
Кількісне визначення
ДФУ, доп. 1. Комплексометричне титрування
Методика.
Cуть методу полягає у прямому титруванні підігрітого до 40 °С досліджуваного розчину солі Магнію стандартним розчином натрій едетату в середовищі амоніачного буферного розчину (рН 10,00). Кінцеву точку тирування фіксують візуально (за появою синього кольору розчину), якщо використовують індикаторну суміш протравного чорного (1 ч. протравного чорного і 99 ч. NaCl) або потенціометрично.
Хімізм процесу можна представити такими рівняннями:
При додаванні до досліджуваного розчину магнію сульфату індикаторної суміші протравного чорного H2Ind (синє забарвлення) утворюється комплекс магній-індикатор MgInd (фіолетового кольору):
H2Ind +Mg2+ ® MgInd + 2H+
синій колір фіолетовий колір
При титруванні такого розчину стандартним розчином Na-едетату в середовищі амоніачного буферного розчину утворюється дуже міцний безбарвний розчинний у воді комплекс йонів Mg2+ з натрій едетатом за схемою.
А в точці еквівалентності, надлишкова крапля Na-едетату руйнує комплекс MgInd, утворюючи комплекс Mg-едетат і вільний індикатор H2Ind синього кольору.
Em (MgSO4) = М. м.
Зберігання. У герметично закупоренном контейнері, тому що легко вивітрюється.
Застосування
Магнію сульфат має різнобічний вплив на організм.
1. При прийомі всередину погано всмоктується і застосовується у медичній практиці як проносний засіб (по 15–30 г в день), робить жовчогінна дія.
2. При парентеральному введенні препарат виявляє заспокійливу дію на центральну нервову систему і залежно від дози може спостерігатися седативний, снотворний (9–10 мг % у крові) або наркотичний (при концентрації в крові 15–18 мг %) ефект. Однак великі концентрації можуть спричинити пригнічення дихання (курареподобна дія).
3. У виді 25 % розчину вводять підшкірно як спазмолітичний засіб при гіпертонічній хворобі, при свинцевих коліках.
4. Застосовують для знеболювання пологів, як противосудомний засіб внутрішньом’язево по 5–20 мл 25 % розчину.
У випадку передозування магнію сульфату вводять внутрішньовенно 10 % розчин кальцію хлориду (антагоністи).
Форми випуску: порошок, 20 % або 25 % розчин в ампулах по 5, 10 або 20 мл.
Магнію хлорид гексагідрат ДФУ, доповн. 1
Magnesii chloridum hexahydricum
MAGNESIUM CHLORIDE HEXAHYDRATE
MgCl2×6H2O М.м. = 203,3 г/моль
Властивості
Опис. Безбарвні кристали. Гігроскопічний.
Розчинність. Дуже легко розчинний у воді Р, легко розчинний у 96% спирті Р.
Ідентифікація субстанції магнію хлориду гексагідрату згідно вимог доповнення 1 до ДФУ
Визначення води напівмікрометодом (методом Фішера). Йодометричне визначення вологи. Вміст води від 51,0 % до 55,0 %.
Реактив Фішера – це розчин сульфур діоксиду SO2, йоду I2 і піридину C5H5N у метанолі. В основі методу лежить окиснення SO2 йодом I2 у присутності води:
SO2 + I2 + 2Н2О ® H2SO4 + 2HI
Для того, щоб зв’язати йодидну кислоту HI, а також зменшити летючість SO2, реакцію треба проводити в присутності піридинуу, який, як слабка основа, зв’язує їх у нелеткі сполуки:
Кінець титрування визначають візуально за зміною забарвлення від жовтого до червонувато-коричневого або потенціометрично.
а) ДФУ. Реакція з розчином аргентум нітрату в присутності кислоти нітратної; утворюєься білий сирнистий осад, нерозчинний в нітратній кислоті, але легко розчинний у розведеному розчині аміаку;
Cl– + Ag+ AgCl¯
AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O
Це реакція з натрій гідрогенфосфатом в присутності розчину амоніаку й амоній хлориду, в результаті якої утворюється білий кристалічний осад магній-амоній фосфату NH4MgPO4 (кристали у формі шестипроменевих зірок):
Mg2+ + HPO42– + NH4 ОН NH4MgPO4¯ + Н2О
білий осад
Випробування на чистоту
1. Розчин S, приготовлений розчиненням випробуваної субстанції у воді, вільної від СО2, Р, повинен бути прозорим і безбарвним.
2. Кислотність або лужність. До розчину субстанції додають індикатор – розчин фенолового червоного Р; забарвлення розчину має змінитися при додаванні не більше 0,2 мл 0,01 М розчину кислоти хлоридної або 0,01 М розчину натрій гідроксиду.
3. Загальні домішки сульфатів, Кальцію, Арсену, Феруму, важких металів – в межах еталонів.
4. Калій. Якщо субстанція призначена для виробництва лікарських засобів для парентерального застосування, методом атомно-емісійної спектрометрії визначають Калій (не більш 500 ppm).
5. Алюміній. Якщо субстанція призначена для виробництва розчинів для перитониального діалізу, гемодіалізу або гемофільтрації, проводять випробування на Алюміній, якого повинно бути не більш 1 ppm.
6. N. Недопустима домішка – Барій. Субстанцію розчиняють у воді Р, додають розчин кислоти сульфатної; розчин повинен залишатися прозорим протягом 2 годин. У випадку присутності домішок Барію спостерігається помутніння:
Ва2+ + SO42– ® BaSO4¯
Кількісне визначення
ДФУ. Комплексонометричне титрування (див. магнію сульфат).
Em (MgCl2×6H2O) = М. м.
Зберігання
У повітронепроникному контейнері.
Маркування
У необхідних випадках відзначають:
– субстанція придатна для виробництва розчинів для перитонеального діалізу, гемодіалізу або гемофільтрації;
– субстанція придатна для виробництва лікарських засобів для парентерального застосування.
Неорганічні препарати Барію
Поширення в природі. Барій – лужноземельний метал і в природі у вільному вигляді не зустрічається, а тільки у виді мінералів: витерит – BaСO3 і барит (важкий шпат) – BaSO4.
Біологічна роль і медичне застосування. Усі розчинні солі Барію (хлориди, броміди, йодиди, нітрати, ціаніди) дуже отрутні і тому в медицині не застосовуються. Отрутними також є і ті солі Барію, що нерозчинні у воді (BaCO3, Ba), але розчинні в хлоридной кислоті HCl (шлунковому соку) з утворенням отруйного BaCl2.
Тому застосовують у медичній практиці тільки барію сульфат BaSO4, що практично нерозчинний у воді, кислотах, лугах і органічних розчинниках. Його застосування в якості рентгенконтрастної речовини базується на його непроникності для рентгенівських променів. Приймають по 50–100 м у виді “барієвої кашки”. Ця маса, наповняючи шлунок, непрозора для рентгенівських променів. Виходять контрастні рентгенівські знімки. Через визначений час BaSO4 цілком виводиться з організму.
Барію сульфат ДФУ, доповн. 2
Barii sulfas
BARIUM SULPHATE
Барію сульфат для рентгеноскопії
Barii sulfas pro roentgeno
Barium sulfuricum pro roentgeno
BaSO4 M.м. =233,40 г/моль
Одержання
1. З природного мінералу бариту ВаSО4
Одержання барію сульфату складається з декількох стадій.
а) Відновлення бариту ВаSО4 вугіллям С при прожарюванні до барій сульфіду ВаS:
BaSO4 + 4С = Ва + 4З
б) Обробка хлоридною кислотою HCl одержаного придукту BaS або природного витерита BaСO3; утворюється розчинна сіль барій хлорид BaCl2:
BaS + 2HCl = H2S + BaCl2
BaCO3 + 2HCl = H2O + CO2 + BaCl2
в) Осадження BaSO4 під дією натрій сульфату Na2SO4, магній сульфату MgSO4 або сульфатної кислоти H2SO4:
BaCl2 + Na2SO4 ® BaSO4¯ + 2NaCl
Щоб BaSO4 був високодисперсним, розчини повинні бути дуже розведеними, а крім того, додають захисний колоїд (лляне насіння або відвар слизу) для сповільнення осадження BaSO4.
Осад BaSO4 ретельно промивають водою (від недопустимих домішок хлоридів: розчинна сіль BaCl2 – отруйна). При цьому відмиваються і домішки сульфатів SO42–.
Властивості
Опис. Порошок дрібний, важкий, білого кольору, вільний від великих часток. Плавиться при температурі 1580 °С.
Розчинність. Практично не розчиняється у воді Р (0,2 мг у 100 мл води) і органічних розчинниках.
(Дуже мало розчинний у кислотах і розчинах гідроксидів лужних металів).
Якщо необхідно перевести BaSO4 у розчинний стан, проводять карбонізацію – кип’ятять (або спікають) з розчином соди Na2CO3; при цьому утворюється білий осад барій карбонату BaСO3:
BaSO4 + Na2CO3 BaCO3 ¯ + Na2SO4
білий осад
BaCO3 легко розчиняється в кислоті з утворенням розчинної солі Барію, у якій можна виявити йони Ba2+. Цей механізм лежить в основі ідентифікації препарату BaSO4.
Ідентифікація
1. Реакція на сульфат-аніони SO42–:
А. ДФУ, доповн. 1 та доповн. 2.
ДФУ. Реакція з барій хлоридом у середовищі хлоридної кислоти
До отриманого розчину додають 1 мл кислоти хлоридної розведеної Р HCl і 1 мл розчину барій хлориду Р1 BaCl2; утворюється білий осад.
Хімізм процесів, що відбуваються, можна представити у виді таких рівнянь.
BaSO4 + Na2CO3 BaCO3 ¯ + Na2SO4
карбонізація на фільтрі
У фільтрат переходить натрій сульфат Na2SO4 і надлишок соди Na2CO3. При нейтралізації хлоридною кислотою HCl і додаванні розчину BaCl2 відбуваються реакції:
Na2CO3 + 2HCl = NaCl + H2O + CO2
Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4¯ + 2NaCl
Тому утвориться білий осад барій сульфату BaSO4.
2. Реакції на катіони Барію Ba2+:
а) ДФУ, доповн. 1 та доповн. 2. Реакція із сульфатною кислотою
Залишок, отриманий у випробуванні А (на фільтрі, BaCO3), промивають послідовно трьома невеликими порціями води Р. До залишку додають 5 мл кислоти хлоридної розведеної Р і розчин фільтрують. До отриманого фільтрату додають 0,3 мл кислоти сульфатної розведеної Р; утворюється білий осад, нерозчинний у розчині натрій гідроксиду розведеному Р:
BaCO3 + 2HCl = BaCl2 + H2O + CO2
BaCl2+ H2SO4 = BaSO4¯ + 2HCl
б) Пірохімічна реакція. Леткі солі Барію (BaCl2) забарвлюють безбарвне полум’я в жовто-зелений колір.
в) Реакція з розчином калій хромату K2CrО4 або калій дихромату K2Cr2O7; утворюється жовтий осад BaCrО4:
Ba2+ + CrО42– = BaCrО4¯
2Ba2+ + Cr2O72– + H2O = 2BaCrО4¯ + 2H+
Для зв’язування йонів H+ використовують натрій ацетат CH3COONa:
CH3СOO– + H+ = CH3COOH,
у якій BaCrО4 нерозчинний.
г) Реакція з натрій родизонатом; утворюється червоно-бурий осад барій родизонату, який (на відміну від солей Стронцію) при взаємодії з хлоридною кислотою HCl утворює осад червоного кольору барій гідрородизонату:
Випробування на чистоту
Відмінність в монографіях на Барій сульфат у ДФУ, доп. 1 та ДФУ, доп. 2 знаходиться у випробуваннях на чистоту. Седиментацію в ДФУ, доп. 2 не визначають.
Оскільки барію сульфат застосовують орально як засіб для рентгеноскопії шлунка і кишечника у великих кількостях (до 100 г), до його якості сталяться дуже високі вимоги.
Розчин S. До
1. Кислотність або лужність розчину. 5,0 г випробовуваної субстанції кип’ятять з 20 мл води, вільної від СО2 (свіжопрокип’яченої води), протягом 5 хв і фільтрують. До фільтрату додають 0,05 мл розчину бромтимолового синього Р1 (3,8 (жовтий) – 5,4 (синій); забарвлення розчину має змінитися при додаванні не більше 0,5 мл 0,01 М розчину кислоти хлоридної або 0,01 М розчину натрій гідроксиду.
2. Речовини, розчинні в кислоті. При випарюванні 25 мл розчину S на водяному нагрівнику і висушуванні до постійної маси при температурі від 100 °С до 105 °С маса сухого залишку не повинна перевищувати 15 мг.
3. Сполуки Сульфуру, що окиснюються. 1,0 г субстанції струшують з 5 мл води Р протягом 30 с і фільтрують. До фільтрату додають 0,1 мл розчину крохмалю Р і розчиняють 0,1 г калій йодиду Р. До одержаного розчину додають 1,0 мл свіжоприготованого розчину 3,6 мг/л калій йодату Р і 1 мл розчину кислоти хлоридної і ретельно струшують. Забарвлення одержаного розчину має бути не інтенсивнішим за забарвлення еталону, приготованого паралельно з випробовуваним розчином без додавання розчину калій йодату Р.
4. Розчинні солі Барію. До 10 мл розчину S додають 1 мл кислоти сульфатної розведеної Р. Через 1 год опалесценція отриманого розчину не повинна перевищувати опалесценцію суміші 10 мл розчину S і 1 мл води дистильованої Р.
5. Фосфати. 1 г випробовуваної субстанції нагрівають з 5 мл кислоти нітратної розведеної Р HNO3 на водяному нагрівнику протягом 5 хв і фільтрують. Об’єм фільтрату доводять водою Р до 10 мл і додають 5 мл сульфомолібденового реактиву Р (суміш амоній молібдату (NH4)6Mo7O24 і конц. H2SO4). Через 5 хв жовте забарвлення одержаного розчину має бути не більш інтенсивним за еталон, приготований з використанням еталонного розчину фосфату (5 ppm PO4) Р.
PO43– + 3H+ = H3PO4
(NH4)6Mo7O24×4H2O = 3(NH4)2MoO4×4MoO3 × 4H2O
3(NH4)2Mo4 + 2H3PO4 + 21H2SO4 = 2(NH4)3PO4×12Mo3¯ + 21(NH4)2SO4 + 24H2O
6. Загальні домішки важких металів, Арсена – у межах еталону.
7. Втрата у масі при висушуванні. Не більше 2,0 %. Визначення проводять з 1,0 г субстанції при температурі 600 °С.
8. (ДФУ, доп. 1). Седиментація.
Кількісне визначення
1. Кількісного визначення барію сульфату ДФУ, доп. 2 не вимагає.
2. Не фармакопейний метод. Йонообмінна хроматографія
Нагрівають BaSO4 у воді при 70–80 °С с йонообмінною смолою H-типу (катіонітом) протягом 12 годин. При цьому відбувається катіонний обмін: катіони Ba2+ адсорбуються на катіоніті, а у фільтраті з’являється еквівалентна кількість сульфатної кислоти H2SO4:
BaSO4 + 2H-катіоніт ® Ba-катіоніт + H2SO4
Кислоту H2SO4, що утвориться у фільтраті, титрують 0,1 М розчином натрій гідроксиду NaOH у присутності індикатора фенолфталеїну до рожевого забарвлення.
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
Em(BaSO4 ) = М. м./2
Зберігання
Надходить в аптеку в оригінальному упакуванні в щільно заклеєних подвійних паперових пакетах (внутрішній – пергаментний) з написом pro Roentgeno. На зовнішнє упакування наносять дані про завод-виготовлювач, дату випуску і результатат контролю. Пакети з барію сульфатом не можна зберігати разом з карбонатами, щоб уникнути потрапляння барію карбонату. Не можна розкривати, розфасовувати, а тільки відпускати в оригінальній розфасовці.
Застосування. Рентгенконтрастний засіб
Застосовують як контрастний засіб при рентгенологічному обстеженні шлунка і кишечника.
Препарати Барію відомі під назвами: Colobarium, Citobarium, Barex, Shadoform, Nov-Umberose та ін.
Є дві форми відпуску:
1. Сульфобар (Sulfobar) – паста білого кольору, що містить 50 % BaSO4 для рентгеноскопії; вона краще, ніж порошок обволікає слизову оболонку шлунково-кишкового тракту і забезпечує високу якість рентгенівського зображення.
2. Адсобар (Adsobar) (BaSO4) – застосовують не для рентгеноскопії, а як антидот. На відміну від препарату барію сульфату для рентгеноскопії, він являє собою білий дрібнокристалічний порошок без запаху і смаку. Важливим показником його якості є ступінь адсорбції. Визначають його адсорбційну здатність з азобарвником хризофеніном:
При взаємодії з препаратом утворюється комплексна сполука, яка при спектрофотометрії має іншу оптичну густину, ніж сам хризофенін.
Неорганічні препарати Цинку
Цинк відомий людині з глибокої давнини, а в Європі – з ХVI ст.
Поширення в природі. Основні мінерали Цинку: цинкова обманка – ZnS; цинковий шпат (галмей) – ZnCO3; каламін – Zn4(Si2O7)(OH)2×H2O.
Біологічна роль
Цинк – необхідний мікроелемент, який відіграє важливу роль у життєдіяльності організму. В організмі дорослої людини міститься близько 2 г Цинку. Він знайдений у м’язової, зубній і нервовій тканинах; входить до складу гормону підшлункової залози – інсуліну (0,52 %); є синергетиком вітамінів (сприяє прояву їхньої дії). Цинкозалежними є також такі життєво важливі ферменти, як кортикотропін, соматотропін, гонадотропін.
Дефіцит Цинку спостерігається при захворюваннях шлунково-кишкового тракту, нирок, печінки, хворобах крові, псоріазі, новотворах. Він супроводжується ослабленням імунітету, зниженням нюху, смакових відчуттів і апетиту, порушенням росту волосся, дерматитами.
Застосування у медичній практиці
Сполуки Цинку у великих дозах отруйні, а при місцевому застосуванні мають в’яжучу і припікаючу дію. При пероральному введенні викликають блювоту.
Застосування сполук Цинку грунтується на тому, що як і інші важкі метали, Цинк зв’язує білки з утворенням альбумінатів: розчинні альбумінати виявляють дію від слабков’яжучої до різко припікаючої; нерозчинні альбумінати утворюють плівку на ушкодженій поверхні і тому виявляють підсушуючий ефект.
У медичній практиці застосовують такі неорганічні препарати Цинку: ДФУ, доповн. 1 – цинку оксид ZnО, цинку сульфат гептагідрат ZnSO4×7H2O і цинку хлорид ZnCl2.
Цинку оксид ДФУ, доповн. 1
Zinci oxydum
ZnO
ZINC OXIDE
Zincum oxydatum
Flores Zinci
Lana philosophica
М. м. = 81,38 г/моль
Цинку оксид містить не менше 99,0 % і не більше 100,5 % ZnО, у перерахунку на суху речовину.
Одержання
1. Прожарювання цинкового шпату ZnCO3:
ZnCO3 ZnО + CO2
2. Прожарювання свіжоосадженого основного карбонату цинку 2ZnCO3×3Zn(OH)2, який одержують при додаванні розчину цинк сульфату ZnSO4 до киплячого розчину соди Na2CO3 так, щоб розчин залишався слабколужним:
5ZnSO4 + 5Na2CO3 + 3H2O 2ZnCO3×3Zn(OH)2¯ + 5Na2SO4 + 3CO2
Отриманий білий осад 2ZnCO3×3Zn(OH)2 промивають шляхом декантації, фільтрують і промивають на фільтрі водою до зникнення реакції на сульфат-аніони (з барій хлоридом BaCl2). Після висушування осад прожарюють у фарфорових чашках при 250–300 °С:
2ZnCO3×3Zn(OH)2 5ZnО + 2CO2 + 3H2O
3. Прожарювання цинк гідроксиду Zn(OH)2, який одержують додаванням невеликого надлишку розчину амоній гідроксиду NH4OH до 10 %-ного розчину цинк нітрату Zn(NO3)2:
Zn(NO3)2 + 2NH4OH = Zn(OH)2¯ + 2NH4NO3
Отриманий білий осад Zn(OH)2 промивають декантацією, фільтрують і промивають на фільтрі водою до зникнення реакції на катіони амонію NH4+ (з реактивом Несслера). Після висушування осад прожарюють у фарфорових чашках при температурі близько 400 °С:
Zn(OH)2 ZnО + H2O
Властивості
Опис. ДФУ, доповн.1. М’який аморфний порошок білого або злегка жовтувато-білого кольору, вільний від піщаних часток.
ДФ Х. Білий або злегка жовтуватий дрібний аморфний порошок, без запаху. При нагріванні жовтіє (під дією температури відбувається деформація кристалів), а при охолодженні знову набуває білого кольору. Легко поглинає вуглекислий газ СО2 повітря з утворенням цинк карбонату ZnCО3 або цинк гідроксокарбонату (ZnОН)2СО3 (у вологому повітрі):
ZnО + СО2 = ZnCО3 + H2O
2ZnО + H2O + СО2 = (ZnОН)2СО3
Розчинність. Практично нерозчинний у воді Р і 96 % спирті Р.
(Розчиняється в розведених мінеральних кислотах).
Хімічні властивості. Має амфотерні властивості, тому розчиняється:
а) у мінеральних кислотах і в ацетатній кислоті з утворенням солей:
ZnО + 2HCl = ZnCl2 + H2O;
б) у розчинах лугів NaOH з утворенням гідроксокомплексів:
ZnО + 2NaOH + H2O = Na2[Zn(OH)4];
в) у розчині амоніаку NH3 з утворенням амоніачного комплексу:
ZnО + 4NH3 + H2O = [Zn(NH3)4](OH)2.
Ідентифікація
1. ДФУ, доповн. 1. Нагрівання субстанції з наступним охолодженням
Субстанція при сильному нагріванні жовтіє; жовте забарвлення зникає при охолодженні.
2. Реакції на йони Цинку Zn2+ (після попереднього розчинення в HCl):
а) ДФУ. Реакція з натрій гідроксидом і натрій сульфідом
До 5 мл розчину субстанції додають 0,2 мл розчину натрій гідроксиду концентрованого Р NaOH; утворюється білий осад. Потім додають ще 2 мл розчину натрій гідроксиду концентрованого Р NaOH; осад розчиняється. До одержаного розчину додають 10 мл розчину амоній хлориду Р NН4Cl; розчин залишається прозорим. До розчину додають 0,1 мл розчину натрій сульфіду Р Na2S; утвориться білий пластівчастий осад.
Процеси, що відбуваються, можна представити такими рівняннями реакцій:
ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2¯ + 2NaCl
білий осад
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
осад розчиняється
Na2[Zn(OH)4] + 4NН4Cl = ZnCl2 + 2NaCl + 4NH4OH
розчин залишається прозорим
ZnCl2 + Na2S = ZnS¯ + 4NaCl
білий осад
b) ДФУ, N. Реакція з розчином калій фероціаніду
До 2 мл розчину, що містить випробовувану субстанцію у кількості, еквівалентній 5–20 мг цинк-іонів (Zn2+), додають 0,5 мл розчину калій фероціаніду (калій гексаціано(П)ферату) K4[Fe(CN)6]; утворюється білий осад, нерозчинний у кислоті хлоридній розведеній Р:
3ZnCl2 + 2K4[Fe(CN)6] = K2Zn3[Fe(CN)6]2¯ + 6KCl
білий осад
2K+ + 3Zn2+ + 2[Fe(CN)6]4– ® K2Zn3[Fe(CN)6]2¯
с) Не фармакопейна реакція. Одержання зелені Рінмана.
При прожарюванні цинку оксиду ZnО з кобальт(ІІ) нітратом Co(NO3)2 утворюється характерне зелене забарвлення кобальт(ІІ) цинкату CoZnО2 (зелень Рінмана):
2Со(NO3)2 ® 2CоO + 4NO2 + O2
ZnО + CoО CoZnО2
Випробування на чистоту
1. Лужність. 1,0 г субстанції струшують з 10 мл киплячої води Р, додають розчин фенолфталеїну Р і фільтрують. Якщо фільтрат забарвлений у рожевий колір, забарвлення розчину має змінитися при додаванні не більше 0,3 мл 0,1 М розчину кислоти хлоридної.
2. Карбонати і нерозчинні в кислоті речовини. При розчиненні субстанції у кислоті хлоридній розведеній Р не повинні виділятися бульбашки газу. Одержаний розчин за ступенем мутності не повинен перевищувати еталон ІІ і повинен бути безбарвним.
3. Кадмій (не більш 10 ppm) і Плюмбум (не більш 50 ppm). Визначення проводять методом атомно-абсорбційної спектрометрії. Для цього вимірюють поглинання випромінювання розчином субстанції у воді і кислоті нітратній, вільній від Кадмію і Плюмбуму Р, а також розчину порівняння за довжини хвилі 228,8 нм (Кадмій) або 283,3 нм (Плюмбум), використовуючи як джерело випромінювання лампу з порожнім Кадмієвим (або Плюмбовим) катодом і повітряно-ацетиленове полум’я.
4. Загальні домішки Арсену, Феруму – у межах еталонів.
5. Втрата у масі при прожарюванні. При прожарюванні 1,0 г субстанції при температурі 500 °С втрата маси не повинна перевищувати 1,0 %.
Кількісне визначення
ДФУ. Комплексонометрія, пряме титрування (після розчинення наважки препарату в кислоті ацетатній розведеній Р)
1 мл
Певний об’єм випробовуваного розчину титрують розчином натрій едетату в середовищі гексаметилентетраміну (рН = 7,8–8,2) і присутності індикаторної суміші ксиленолового оранжевого (1 ч. ксиленолового оранжевого і 99 ч. KNO3) до переходу фіолетово-рожевого забарвлення в жовте.
У скороченому вигляді ці процеси можна представити такими рівняннями:
ZnО + 2CH3COOH = Zn(CН3СОО)2 + H2O
Zn(CН3СОО)2 + H2Ind = ZnInd + 2CН3СОО
фіолетово-рожеве забарвл.
Na2Н2-едетат + ZnCl2 ® Na2Zn-едетат + 2НCl
Na2Н2-едетат + ZnInd ® Na2Zn-едетат + H2Ind
жовте забарвл.
Em (ZnО) = М. м.
Зберігання. У щільно закупореному контейнері, що захищає від вуглекислоти повітря (див. вище).
Застосування. В’яжучий, дезинфікуючий засіб у дерматології
Цинку оксид застосовують зовнішньо як в’яжучий, дезинфікуючий засіб при шкірних захворюваннях (дерматити, виразки, попрілості) у вигляді присипок, мазей, паст, лініментів.
Є відомості про ефективність препарату при лікуванні гніздної алопеції (облисіння) у дітей. У цьому випадку призначають цинку оксид всередину по 0,02–0,05 г 2–3 рази в день (після їди) і зовнішньо 2 %-ну цинкову мазь (Unguentum Zinci).
Входить до складу різних мазей (цинкової, цинко-нафталанної з анестезином); паст (цинкової, саліцилово-цинкової – пасти Лассара, цинко-іхтіолової); присипки дитячої, присипки від пітливості ніг – “Гальманін”; свічок “Анестезол”, “Нео-анузол”; лейкопластиру; деяких кремів проти засмаги й ін.
Цинку сульфат гептагідрат ДФУ, доповн. 1
Zinci sulfas heptahydricus
ZINC SULPHATE HEPTAHYDRATE
Zincum sulfuricum
Цинковий купорос
ZnSO4×7H2O
М. м. = 287,56 г/моль
Цинку сульфат гептагідрат містить не менше 99,5 % і не більше 104,0% ZnSO4×7H2O
Цинку сульфат застосовувався здавна в медицині під назвою “білий купорос”, на відміну від забарвлених мідного купоросу CuSO4×5H2O і залізного купоросу FeSO4×7H2O.
Хімічна назва: цинк сульфат гептагідрат
Одержання
1. Випалювання цинкової обманки (ZnS) з наступним розчиненням цинк оксиду у сульфатній кислоті:
2ZnS + 3O2 = 2ZnO + 2SO2
ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + H2O
Цинк сульфат одержують у розчині, а домішки Cu, Cd, Pb не розчиняються. Щоб усунути домішки Fe2+, розчин обробляють гідроген пероксидом Н2О2. При цьому утворюються йони Fe3+:
2FeSO4 + H2O2 + H2SO4 = Fe2(SO4)3 + 2H2O
Потім розчин кип’ятять з невеликою кількістю чистого цинк оксиду ZnО, який осаджує Fe(OH)3. Осад відфільтровують, а розчин згущують до кристалізації. Кристали ZnSO4×7H2O фільтрують, промивають холодною водою і висушують на повітрі.
2. Розчинення металевого цинку у розведеній сульфатній кислоті:
Zn + H2SO4 = ZnSO4 + H2
При цьому домішки, що містяться в цинку, не розчиняються.
Властивості
Опис. ДФУ, доповн. 1. Кристалічний порошок білого кольору або безбарвні прозорі кристали. Вивітрюється на повітрі.
ДФ Х. Безбарвні прозорі кристали або дрібнокристалічний порошок без запаху, який має в’яжучий металевий смак. На повітрі вивітрюється. При нагріванні до 39 °С переходить у ZnSO4×6H2O, а при температурі 280 °С повністю втрачає кристалізаційну воду і стає безводним ZnSO4.
Розчинність. Дуже легко розчинний у воді Р, нерозчинний в 96 % спирті Р. Повільно розчиняється в гліцерині.
Водні розчини мають кислу реакцію на лакмус і нейтральну на метиловий оранжевий. Це зумовлено гідролізом солі за схемою:
Zn2+ + HOH « ZnOH+ + H+ (рН < 7).
Ідентифікація
а) ДФУ. Реакція з розчином барій хлориду ВаCl2 у середовищі хлоридної кислоти HCl; утворюється білий осад ВаSO4, нерозчинний у мінеральних кислотах і лугах:
SO42– + Ва2+ ® ВаSO4¯
b) ДФУ. До суспензії, отриманої в реакції а), додають розчин йоду I2; жовте забарвлення не зникає (відмінність від сульфітів SO32– і дитіонітів S2O32–), але знебарвлюється при додаванні краплями розчину станум(ІІ) хлориду SnCl2 (відмінність від йодатів IO3–). Суміш кип’ятять; осад не знебарвлюється (відмінність від селенатів і вольфраматів):
ZnSO4 + I2 ¹ (йод не знебарвлюється).
I2 + SnCl2 + 4HCl = 2HI + H2[SnCl6] (йод знебарвлюється).
а) ДФУ. Реакція з натрій гідроксидом і натрій сульфідом
До 5 мл розчину субстанції додають 0,2 мл розчину натрій гідроксиду концентрованого Р NaOH; утворюється білий осад. Потім додають ще 2 мл розчину натрій гідроксиду концентрованого Р NaOH; осад розчиняється. До одержаного розчину додають 10 мл розчину амоній хлориду Р NН4Cl; розчин залишається прозорим. До розчину додають 0,1 мл розчину натрій сульфіду Р Na2S; утвориться білий пластівчастий осад.
Процеси, що відбуваються, можна представити такими рівняннями реакцій:
ZnSO4+ 2NaOH = Zn(OH)2¯ + Na2SO4
білий осад
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
осад розчиняється
Na2[Zn(OH)4] + 4NН4Cl = ZnCl2 + 2NaCl + 4NH4OH
розчин залишається прозорим
ZnCl2 + Na2S = ZnS¯ + 4NaCl
білий осад
b) ДФУ, N. Реакція з розчином калій фероціаніду
До 2 мл розчину, що містить випробовувану субстанцію у кількості, еквівалентній 5–20 мг цинк-іонів (Zn2+), додають 0,5 мл розчину калій фероціаніду (калій гексаціано(П)ферату) K4[Fe(CN)6]; утворюється білий осад, нерозчинний у кислоті хлоридній розведеній Р:
білий осад
2K+ + 3Zn2+ + 2[Fe(CN)6]4– ® K2Zn3[Fe(CN)6]2¯
Випробування на чистоту
1. Розчин S субстанції у воді Р, вільної від СО2, Р, повинен бути прозорим і безбарвним.
рН = 4,4–5,6.
2. Загальні домішки хлоридів, Феруму, Арсену (N) – у межах еталонів.
3. N. Недопустимі домішки:
а) Алюміній і Купрум: при кип’ятінні розчину субстанції з амоніаком концентрованим Р розчин повинен залишатися прозорим і безбарвним. За наявності домішки йонів Алюмінію спостерігається опалесценція за рахунок утворення Al(OH)3:
Al3+ + 3NH4OH ® Al(OH)3¯ + 3NH4+
За наявності домішки йонів Купруму спостерігається синє забарвлення за рахунок утворення аміакату Купруму:
Cu2+ + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]2+
б) Важкі метали: до розчину, отриманому при випробуваннях на Алюміній і Купрум, додають розчин натрій сульфіду Р; має утворитися білий осад (за рахунок утворення ZnS):
Zn2+ + S2– ® ZnS¯
У випадку присутності важких металів (Pb2+) утворюється чорний осад:
Pb2+ + S2– ® PbS¯
в) Магній і Кальцій: до розчину, отриманому при випробуваннях на Алюміній і Купрум, додають розчин натрій гідрофосфату Р; розчин має залишатися прозорим і безбарвним. За наявності домішок Магнію або Кальцію буде спостерігатися опалесценція (помутніння):
Mg2+ + HPO42– + NH4ОН NH4MgPO4¯ + Н2О
3Са2+ + 2HPO42– + 2NH4ОН Са3(PO4)2¯ + 2Н2О + 2NH4+
г) Нітрати: субстанцію розчиняють у кислоті сульфатній розведеній Р і обережно по стінці пробірки додають розчин дифеніламіну в суміші води Р і кислоти сульфатної концентрованої Р (1:5); на межі шарів не має з’являтися синє кільце.
Якщо присутні домішки нітратів, буде відбуватися реакція з утворенням синього забарвлення:
дифенілбензидин
сульфоімонієва сіль дифенілбензидину (барвник синього кольору)
Кількісне визначення
1. ДФУ. Комплексометрія, пряме титрування
Певний об’єм випробовуваного розчину титрують розчином натрій едетату в середовищі гексаметилентетраміну (рН = 7,8–8,2) і присутності індикаторної суміші ксиленолового оранжевого (1 ч. ксиленолового оранжевого і 99 ч. KNO3) до переходу фіолетово-рожевого забарвлення в жовте.
У скороченому вигляді ці процеси можна представити такими рівняннями:
Zn2+ + H2Ind = ZnInd + 2Н+
фіолетово-рожеве забарвл.
Na2Н2–едетат + Zn2+ ® Na2Zn–едетат + 2Н+
Na2Н2-едетат + ZnInd ® Na2Zn-едетат + H2Ind
жовте забарвл.
Em (ZnSO4×7H2O) = М. м.
2. Йодометрія, непряме титрування (за замісником)
Метод грунтується на відновленні калій гексаціано(ІІІ)ферату K3[Fe(CN)6] за допомогою калій йодиду KI до калій гексаціано(ІІ)ферату K4[Fe(CN)6]:
2K3[Fe(CN)6] + 2KI = 2K4[Fe(CN)6] + I2
K4[Fe(CN)6] реагує з йонами Zn2+, утворюючи нерозчинну подвійну сіль калій-цинк гексаціано(ІІ)ерат K2Zn3[Fe(CN)6]2:
2K+ + 3Zn2+ + 2[Fe(CN)6]4– ® K2Zn3[Fe(CN)6]2¯
Йод, що виділився, титрують стандартним розчином натрій тіосульфату в присутності індикатора крохмалю (додають під кінець титрування) до зникнення синього забарвлення:
I2 + 2Na2S2O3 = 2NaІ + Na2S4O6
I2 + 2е ® 2I–
2S2O32– – 2е ® S4O62–
Еm(ZnSO4×7H2O) = 3М. м./2 k(Na2S2O3) = 1
Зберігання. Список сильнодіючих речовин. У щільно закупореному неметалічному повітронепроникному контейнері.
Умови зберігання зумовлені тим, що цинку сульфат на повітрі втрачає кристалізаційну воду. Розчини цинку сульфату при зберіганні мутніють внаслідок утворення основної солі 3Zn(OH)2×ZnSO4×4H2O.
Застосування. В’яжучий і дезинфікуючий засіб
Застосовують зовнішньо як в’яжучий і дезинфікуючий засіб при шкірних захворюваннях. У малих концентраціях у вигляді 0,1, 0,25 і 0,5 %-них розчинів застосовують в очній практиці, часто разом з борною кислотою. В урологічній і гінекологічній практиці у вигляді 0,1–0,5%-них розчинів використовують для спринцювань.
Рідко застосовують всередину по 0,1–0,2 г як блювотний засіб.
Форми випуску: порошок, очні краплі.
Включений у ряд полівітамінних препаратів: таблеток “Комплівіт”, ”Оліговіт” та ін.
У Польщі випускають “Цинктераль”– таблетки, покриті оболонкою, що містять 200 мг цинку сульфату, для лікування облисіння, вугрів, дерматозів.
В. р. д. дорослим всередину як блювотне – 1 г (однократно).
Цинку хлорид ДФУ, доповн. 1
ZINC CHLORIDE
Zinci chloridum
ZnCl2 М. м. = 136,3 г/моль
95,0–100,5 % ZnCl2
Властивості
Опис. Кристалічний порошок білого кольору або литі білі палички. Розпливається на повітрі.
Розчинність. Дуже легко розчинний у воді Р, легко розчинний у 96 % спирті і гліцерині Р.
Ідентифікація (ДФУ, доповн. 1.)
Реакція на хлориди (а) після розчинення субстанції в кислоті нітратній розведеній: з розчином аргентум нітрату; утворюється білий сирнистий осад, який швидко розчиняється в розчині аміаку Р:
AgNO3 + ZnCl2 = 2AgCl¯ + Zn(NO3)2
AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O
Реакція на йони Цинку Zn2+ після розчинення субстанції у воді, вільній від СО2, і додаванні краплями кислоти хлоридної розведеної HCl до знебарвлення розчину а) ДФУ. а) Реакція з натрій гідроксидом і натрій сульфідом
До 5 мл розчину субстанції додають 0,2 мл розчину натрій гідроксиду концентрованого Р NaOH; утворюється білий осад. Потім додають ще 2 мл розчину натрій гідроксиду концентрованого Р NaOH; осад розчиняється. До одержаного розчину додають 10 мл розчину амоній хлориду Р NН4Cl; розчин залишається прозорим. До розчину додають 0,1 мл розчину натрій сульфіду Р Na2S; утвориться білий пластівчастий осад.
Процеси, що відбуваються, можна представити такими рівняннями реакцій:
ZnCl2 + 2NaOH = Zn(OH)2¯ + 2NaCl
білий осад
Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]
осад розчиняється
Na2[Zn(OH)4] + 4NН4Cl = ZnCl2 + 2NaCl + 4NH4OH
розчин залишається прозорим
ZnCl2 + Na2S = ZnS¯ + 4NaCl
білий осад
b) ДФУ, N. Реакція з розчином калій фероціаніду
До 2 мл розчину, що містить випробовувану субстанцію у кількості, еквівалентній 5–20 мг цинк-іонів (Zn2+), додають 0,5 мл розчину калій фероціаніду (калій гексаціано(П)ферату) K4[Fe(CN)6]; утворюється білий осад, нерозчинний у кислоті хлоридній розведеній Р:
3ZnCl2 + 2K4[Fe(CN)6] = K2Zn3[Fe(CN)6]2¯ + 6KCl
білий осад
2K+ + 3Zn2+ + 2[Fe(CN)6]4– ® K2Zn3[Fe(CN)6]2¯
Випробування на чистоту
1. Розчин S після розчинення субстанції у воді, вільній від СО2, і додаванні краплями кислоти хлоридної розведеної Р до знебарвлення розчину має мати рН від 4,6 до 5,5.
2. Оксихлориди. Розчин субстанції у воді, вільній від СО2, Р за ступенем мутності не має перевищувати еталон ІІ. При додаванні до розчину 96 % спирту може спостерігатися помутніння протягом 10 хв. Будь-яке помутніння має зникати при додаванні кислоти хлоридної розведеної.
3. Недопустимі домішки Алюмінію, Кальцію, важких металів, Ферруму, Магнію (див. цинку сульфат).
4. Допустимі загальні домішки сульфатів, амонію солей – у межах еталонів.
Кількісне визначення
1. ДФУ, доповн. 1. Комплексонометрія, пряме титрування.
1 мл
У скороченому вигляді ці процеси можна представити такими рівняннями:
Zn2+ + Ind2- = ZnInd
фіолетово-рожеве забарвл.
Na2Н2-едетат + ZnCl2 ® Na2Zn-едетат + 2НCl
Na2Н2-едетат + ZnInd ® Na2Zn-едетат + H2Ind
жовте забарвл.
Em(ZnCl2) = М. м.
2. Йодометрія, непряме титрування (за замісником) (див. цинку сульфат).
Метод грунтується на відновленні калій гексаціано(ІІІ)ферату K3[Fe(CN)6] за допомогою калій йодиду KI до калій гексаціано(ІІ)ферату K4[Fe(CN)6]:
2K3[Fe(CN)6] + 2KI = 2K4[Fe(CN)6] + I2
K4[Fe(CN)6] реагує з йонами Zn2+, утворюючи нерозчинну подвійну сіль калій-цинк гексаціано(ІІ)ерат K2Zn3[Fe(CN)6]2:
2K+ + 3Zn2+ + 2[Fe(CN)6]4– ® K2Zn3[Fe(CN)6]2¯
Йод, що виділився, титрують стандартним розчином натрій тіосульфату в присутності індикатора крохмалю (додають під кінець титрування) до зникнення синього забарвлення:
I2 + 2Na2S2O3 = 2NaІ + Na2S4O6
I2 + 2е ® 2I–
2S2O32– – 2е ® S4O62–
Еm(ZnCl2) = 3М. м./2 Еm(Na2S2O3) = М. м. k(Na2S2O3) = 1
Зберігання
У неметалічному контейнері.
Застосування
Входить до складу полівітамінних препаратів з мікроелементами.
Препарати сполук Бісмуту
Бісмуту нітрат основний ДФ Х
Bismuthi subnitras
Bismuthum nitricum basicum
Bismuthum subnitricum
Magisterium bismuthi М. м. = 528,96 г/моль
79–82% Bi2O3
Хімічний склад препарату непостійний. Це суміш кількох сполук, які містять Бісмут – основних солей різного ступеня гідролізу бісмут нітрату:
Одержання
Джерелом для одержання препарату є бісмутові руди, зокрема бісмутова охра Ві2О3.
1. Прожарювання бісмутової охри з вугіллям з наступною обробкою нітратною кислотою:
Ві2О3 + С 2Ві + 3СО (відновлення Ві3+ ® Ві0)
Bi + 4HNO3 = Bi(NO3)3 + NO + 2H2O (окиснення Ві 0 ® Ві3+)
При випарюванні розчину середньої солі випадають безбарвні кристали Bi(NO3)3×5Н2О, які розчиняються тільки у воді, сильно підкисленій нітратною кислотою HNO3.
Для солей Бісмуту характерні реакції гідролізу, що призводять до утворення малорозчинних основних солей непостійного складу. Тому при розведенні водою отриманого розчину середньої солі випадає основна сіль – бісмутил нітрат BiОNO3 у вигляді блискучого білого порошку:
Вi(NO3)3 + HOH « ВiОН(NO3)2 ® BiОNO3¯ + НNO3
Bi3+ + HOH « ВiОН2+ + H+
Однак може йти і друга стадія гідролізу, особливо при розведенні водою, у результаті чого утворюється бісмут дигідроксинітрат Вi(ОН)2NO3:
ВiОН(NO3)2 + HOH « НNO3 + Вi(ОН)2NO3 ® BiОNO3¯ + Н2О
BiОН2+ + HOH « Вi(ОН)2+ + H+
Третя стадія гідролізу призводить до утворення бісмут гідроксиду або бісмутил гідроксиду BiО(ОН):
Вi(ОН)2NO3 + HOH « НNO3 + Вi(ОН)3 ® BiО(ОН)¯ + Н2О
Bi(ОН)2+ + HOH « Вi(ОН)3 + H+
Сумарне рівняння гідролізу:
Тому повна формула препарату: 6Bi2O3×5N2O5×9H2O
(М. м. = 528,96 г/моль).
Перерахунок роблять на Bi2O3, якого в препараті має бути 79 – 82 %.
Основні солі Бісмуту виявляють добрі адсорбційні властивості і тому на своїй поверхні адсорбують деяку кількість Вi(NO3)3 і Вi(ОН)3.
Властивості
Опис. Білий аморфний або дрібнокристалічний порошок. При нагріванні до 260 °С починає розкладатися.
Розчинність. Практично нерозчинний у воді і спирті, легко розчинний у кислотах (HCl, HNO3, H2SO4) з утворенням середніх солей. У воді частково гідролізує з утворенням нітратної кислоти НNO3 (рН< 7) і бісмутил гідроксиду BiО(ОН) відповідно до рівняння:
Тому змочений водою препарат забарвлює вологий синій лакмусовий папір у червоний колір.
Ідентифікація
1. Реакції на катіони Бісмуту Bi3+
а) ДФУ. Реакція з натрій сульфідом у середовищі хлоридної кислоти
b) ДФУ. Реакція з тіосечовиною у середовищі нітратної кислоти
Близько 45 мг випробовуваної субстанції розчиняють у 10 мл кислоти нітратної розведеної Р HNO3. Одержаний розчин кип’ятять протягом 1 хв, охолоджують і, якщо необхідно, фільтрують. До 5 мл одержаного розчину додають 2 мл розчину 100 г/л тіосечовини Р; з’являється жовтувато-оранжеве забарвлення або утворюється оранжевий осад. Потім додають 4 мл розчину 25 г/л натрій флюориду Р; розчин не знебарвлюється протягом 30 хвилин.
с) ДФ Х. Взаємодія з розчином калій йодиду після розчинення у сульфатній кислоті
Препарат Бісмуту (близько
Bi2O3 + 3H2SO4 ® Bi2(SO4)3 + 3H2O
Bi2(SO4)3 + 6KI = 2BiI3¯ + 3K2SO4
BiI3 + KI = K[BiI4]
2. Реакції на нітрат-аніони NO3–
1. ДФ Х. Розкладання препарату при прожарюванні
Випробування на чистоту
Бісмутові руди супроводжуються в природі присутністю Цинку, Феруму, Кальцію, Арсену, Стибію та інших металів.
1. Недопустимі домішки Кальцію і Плюмбуму: реакція із кислотою сульфатною розведеною H2SO4 має бути негативною (не має спостерігатись помутніння розчину):
Са2+ + SO42– ® СаSO4¯
Pb2+ + SO42– ® PbSO4¯
2. Недопустима домішка Купруму: при розчиненні препарату у кислоті нітратній концентрованій НNО3 при нагріванні, відфільтровуванні осаду і додаванні до фільтрату надлишку розчину амоніаку NH3 рідина над осадом має бути безбарвною:
Cu2+ + 4NH3 ® [Cu(NH3)4]2+
волошково синє забарвл.
3. Недопустима домішка амонію солей: при кип’ятінні препарату з розчином натрій гідроксиду NaOH не має відчуватись запаху амоніаку NH3:
NH4 + +
4. Недопустима домішка сульфатів: при розчиненні препарату у кислоті нітратній концентрованій НNО3 при нагріванні, відфільтровуванні осаду і додаванні до фільтрату розчину барій нітрату Ba(NO3)2 розчин має бути прозорим:
SO42– + Pb2+ ® PbSO4¯
5. Недопустимі домішки Арсену, Телуру (метод Б)
NaH2PO2 + HCl ® H3PO2 + NaCl
а) As2O3 + 3H3PO2 ® 2As¯ + 3H3PO3
б) 2Na3AsO3 + 3H3PO2 ® 3Na2HPO3 + 2As¯ + 3H2O
6. Допустима домішка Аргентуму: при додаванні до фільтрату кислоти хлоридної розведеної HCl допускається опалесценція, яка не перевищує опалесценцію еталону.
Ag+ + Cl– ® AgCl¯
7. Загальні домішки хлоридів – у межах еталону.
Кількісне визначення
ДФУ. Комплексометрія, пряме титрування (після попереднього розчинення препарату в нітратній кислоті HNO3)
Пряме титрування підігрітого до 70 °С досліджуваного розчину стандартним розчином Na-едетату в середовищі амоніаку і присутності індикаторної суміші ксиленолового оранжевого (1 ч. ксиленолового оранжевого і 99 ч. KNO3) до переходу забарвлення від блідо-рожево-фіолетового до жовтого.
Хімізм процесів можна зобразити у вигляді рівнянь:
Bi3+ + H3Ind ® BiInd + 3H+
Появу жовтого забарвлення у точці еквівалентності пояснюють утворенням молекул вільного індикатора Н3Ind.
Розрахунок ведуть на Bi2O3, якого має бути 79 – 82 %.
Em(Bi2O3) = М.м./2
Зберігання. У щільно закупореному контейнері, який вберігає від дії світла. В атмосфері вологого повітря і під дією світла препарат поступово гідролізує з утворенням нітратної кислоти й оксидів Нітрогену.
Застосування. Місцевий в’яжучий і антисептичний засіб
Застосовують бісмуту нітрат основний орально як антацидний, в’яжучий і частково антисептичний засіб при шлунково-кишкових захворюваннях (виразкової хворобі, колітах, ентеритах) по 0,25–0,5 г за 15–30 хв до їжі 2–3 рази в день. Входить до складу комбінованих препаратів “Вікалін”, ”Вікаїр”, ”Алцид”.
Застосовують зовнішньо в мазях і присипках (5–10 %) при дерматитах, виразках, ерозіях, екземі.
Для лікування виразкової хвороби шлунково-кишкового тракту використовується колоїдний препарат бісмуту субцитрату під назвою “Гастро-норм” (виробництво “Галичфарм”) або Де-Нол (De-Nol) (за кордоном). При прийомі всередину де-нол поступово утворює колоїдну масу, яка розподіляється по поверхні слизової оболонки шлунка, обволікає париетальні клітини; виявляє не тільки антацидну, але й цитопротекторну дію.
Неорганічні препарати Купруму
Поширення в природі
Мідь належить до малоактивних металів. У природі зустрічається:
а) у самородному вигляді;
б) у вигляді сполук (входить до складу багатьох руд і мінералів): мідний блиск – Cu2S, CuFeS2 – халькопірит, Cu2O – червона мідна руда, CuО – тенорит, (CuOH)2CO3 – малахіт, 3Cu2S×Fe2O3 – строката мідна руда. Основні поклади мідних руд зустрічаються в Казахстані, на Алтаї, у Вірменії, в Україні.
Для одержання лікарських препаратів використовують мідь, яку одержують з руд.
Біологічна роль
Купрум належить до мікроелементів організму, які відіграють важливу роль у процесах метаболізму. Він міститься в крові (в еритроцитах) і активує Ферум при утворенні гемоглобіну.
Застосування у медичній практиці
З лікувальною метою застосовують тільки сполуки Купруму(ІІ), зокрема ДФУ, доповн. 1 наводить монографії на купруму сульфат безводний CuSO4 і купруму сульфат пентагідрат CuSO4×5H2O.
Міді сульфат безводний ДФУ, доповн. 1
Cupri sulfas anhydricus
COOPER SULPHATE, ANHYDROUS
CuSO4
М. м. = 159,6 г/моль
98,0–101,0% CuSO4
Міді сульфат пентагідрат ДФУ, доповн. 1
Cupri sulfas pentahydricus
COOPER SULPHATE, PENTAHYDRATE
CuSO4×5H2O
Cuprum sulfuricum М. м. = 249,69 г/моль
Міді сульфат 98,0–101,0% CuSO4×5H2O
Мідний купорос
Хімічна назва: CuSO4×– купрум(ІІ) сульфат; CuSO4×5H2O – купрум(ІІ) сульфат пентагідрат.
Одержання
1. Взаємодія гарячего розчину кислоти сульфатної з мідними відходами металообробної промисловості в присутності кисню повітря:
2Сu + O2 = 2CuО
CuО + H2SO4 = CuSO4 + H2O
Одержану сіль очищають шляхом перекристалізації.
2. Розчинення чистої металевої міді в гарячей кислоті сульфатній концентрованій в присутності кислоти нітратної концентрованої (для прискорення реакції):
3Cu + 3H2SO4 + 2HNO3 = 3CuSO4 + 2NO + 4H2O
Одержаний розчин випарюють досуха (для видалення води, надлишку H2SO4 і HNO3, NO), залишок розчиняють у воді і з нього викристалізовується CuSO4×5H2O. Кристали центрифугують і перекристалізовують з води.
Властивості
Опис. ДФУ, доповн. 1.
а) CuSO4 – порошок знленувато-сірого кольору. Дуже гігроскопічний.
б) CuSO4×5H2O – кристалічний порошок синього кольору або прозорі сині кристали.
ДФ Х та ін. л-ра. CuSO4×5H2O – сині кристали або синій кристалічний порошок без запаху, металевого смаку. На повітрі й у сухому місці повільно вивітрюється і стає світлішого кольору. При нагріванні до 110 °С втрачає 4 молекули води (CuSO4×Н2О), до 150 °С – стає безводним CuSO4 (безбарвні кристали), а при 653 °С – розкладається:
2CuSO4 ® 2CuО + 2SO2 + O2
Безводний CuSO4 жадібно поглинає вологу, утворюючи знову кристалогідрат CuSO4×5Н2О – речовину синього кольору, що використовується для виявлення вологи в різних сполуках, а також для зневоднення багатьох органічних розчинників (спирту, ефіру).
Розчинність
ДФУ, доповн. 1 (для обох субстанцій). Легко розчинний у воді Р, розчинний у метанолі Р, практично нерозчинний в 96 % спирті.
ДФ Х та ін. л-ра. CuSO4×5H2O. Легко розчинний у воді (3 ч. холодної і 0,8 ч. гарячої води), гліцерині, практично нерозчинний у 95 % спирті. Водні розчини мають слабкокислу реакцію (рН < 7) внаслідок гідролізу, який йде по катіону:
2CuSO4 + 2HOН « (CuOH)2SO4 + H2SO4
Cu2+ + HOH « CuOH+ + H+
Ідентифікація субстанцій міді сульфату безводного та міді сульфату пентагідрату
(згідно вимог доповнення 1 до ДФУ)
А. Взаємодія з розчином амоніаку
2CuSO4 + 2NH4OH = (CuOH)2SO4¯ + (NH4)2SO4
(NH4)2SO4 + (CuOH)2SO4 + 6NH4OH = 2[Cu(NH3)4]SO4 + 8H2O
А. ДФУ. Реакція з розчином барій хлориду у середовищі хлоридної кислоти; утворюється білий осад ВаSO4, нерозчинний у мінеральних кислотах і лугах:
CuSO4 + BaCl2 = BaSO4¯ + CuCl2
SO42– + Ва2+ ® ВаSO4¯
Інші реакції
1. Реакції на йони Купруму Cu2+
Для встановлення тотожності препаратів Купруму (CuSO4) використовують властивості Купруму легко відновлюватися зі сполук, здатність утворювати забарвлені комплекси з амоніаком, багатоатомними спиртами, а також нерозчинні сульфіди та ін.
а) Дія на розчин препарату металевого заліза
Розчин купрум сульфату (1:20) покриває залізний дріт червоним нальотом металевої міді:
CuSO4 + Fe = FeSO4 + Cu
в) Взаємодія з розчинами сульфідів
До розчину купрум сульфату додають розчин натрію сульфіду Na2S або амонію сульфіду NH4)2S; утворюється чорний осад купрум сульфіду CuS, розчинний у нітратній кислоті HNO3:
Cu2+ + S2– ® CuS¯
3CuS + 14HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 3H2SO4 + 8NO + 4H2O
г) Реакція з калій гексаціано(ІІ)фератом
При додаванні до розчину субстанції розчину калій фероціаніду (калій гексаціано(ІІ)ферату K4[Fe(CN)6] утворюється осад червоно-коричневого (сливового) кольору купрум(ІІ) гексаціаноферату Cu2[Fe(CN)6]:
2Cu2+ + [Fe(CN)6]4– ® Cu2[Fe(CN)6]¯
д) Реакція з розчином калій йодиду
До розчину купрум сульфату додають розчин калій йодиду KI; утворюється білий осад Cu2I2 і спостерігається поява жовтого забарвлення (за рахунок утворення йоду I2):
CuSO4 + 2KI = CuI2 + K2SO4
2CuI2 ® Cu2I2¯ + I2
2CuSO4 + 4KI = Cu2I2¯ + I2 + 2K2SO4
е) Взаємодія з багатоатомними спиртами (напр., гліцеролом), аміно- і оксикислотами (глюконова кислота та ін) у лужному середовищі
При взаємодії лужного розчину купрум сульфату (реактив Фелінга) з гліцеролом (гліцерином) утворюється хелатна сполука темно-синього кольору:
CuSO4 + 2NaOH = Cu(OH)2¯ + Na2SO4
2. Реакції на сульфат-аніони SO42–:
б) ДФУ. До суспензії, отриманої в реакції а), додають розчин йоду I2; жовте забарвлення не зникає (відмінність від сульфітів SO32– і дитіонітів S2O32–), але знебарвлюється при додаванні краплями розчину станум(ІІ) хлориду SnCl2 (відмінність від йодатів IO3–). Суміш кип’ятять; осад не знебарвлюється (відмінність від селенатів і вольфраматів):
SO42– + I2 ¹ (жовте забарвлення не зникає).
I2 + SnCl2 + 4HCl = 2HI + H2[SnCl6] (йод знебарвлюється).
Випробування на чистоту
1. Прозорість розчину
2. Вміст домішок хлоридів, Феруму, солей металів, що не осаджуються сірководнем – у межах еталонів.
3. Втрата у масі при висушуванні
Кількісне визначення субстанцій міді сульфату безводного та міді сульфату пентагідрату, згідно доп. 1 до ДФУ
Йодометрія, непряме титрування (за замісником)
Методика кількісного визначення субстанції міді сульфату безводного:
Методика кількісного визначення субстанції міді сульфату пентагідрату:
Tитрують до зникнення синього забарвлення:
2CuSO4 + 4KI = Cu2I2 + I2 + 2K2SO4
2Cu2+ + 4I– = Cu2I2 + I2
I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6
I2 + 2е ® 2I–
2S2O32– – 2е ® S4O62–
Em(CuSO4) = М. м.
Em(CuSO4×5H2O) = М. м.
k(Na2S2O3) = 1
Зберігання. У щільно закупореному контейнері, не допускаючи втрати кристалізаційної води. Список сильнодіючих речовин.
Застосування. Антисептичний, в’яжучий, припікаючий засіб
Зовнішньо препарат застосовують як антисептичний, в’яжучий, припікаючий засіб у вигляді 0,25 % розчину в очній практиці (при коньюнктивітах), в урології (при уретритах, вагінітах). При опіках шкіри Фосфором добре змочують обпечену ділянку 5 % розчином препарату.
Всередину призначають при отруєнні білим Фосфором, прийнятим всередину, по 0,3–0,5 г купрум сульфату в півсклянки теплої води і промивання шлунка 0,1 % розчином, а також для посилення еритропоезу при анеміях по 5–10 крапель 1 % розчину 2–3 рази в день.
Як необхідний мікроелемент, Купрум входить до складу ряду комплексних полівітамінних препаратів: таблеток “Квадевіт”, ”Оліговіт”, Комплівіт”, ”Глутамевіт” та ін.
В. р. д. всередину 0,5 г (однократно, як блювотне).
Лікарські засоби Аргентуму
Поширення в природі
Срібло належить до благородних металів. У природі зустрічається:
а) у самородному вигляді (звичайно містить вкраплення золота, міді, ртуті та інших металів);
б) у вигляді сполук: срібний блиск – Ag2S, рогова обманка – AgCl, аргентум-стибієва обманка (піраргирит) – Ag3Sb3, аргентум-арсенова обманка – Ag3As3. Основні поклади цих руд знаходяться на Уралі, у Грузії, Вірменії, на Алтаї, у Читинской області й ін.
У сполуках Аргентум головним чином одновалентний. Розведені кислоти, крім нітратної, його не розчиняють.
Біологічна дія і медичне застосування. Застосування препаратів Аргентуму основане на його бактерицидних властивостях. Ця властивість використовувалася ще в Древньому Єгипті, коли на поверхню ран накладали срібні пластинки. Вода, що зберігається у срібних посудинах, довгий час не загниває. Бактерицидна дія срібла виявляється вже при концентрації йонів Аргентуму Ag+ всього 2×10–11 мг/л. Тому при зіткненні води зі сріблом (“срібні кульки”) створюється дуже мала, але достатня концентрація йонів Ag+ і одержуємо ”срібну воду” Aquargen – засіб для знезаражування і консервування деяких харчових продуктів.
“Срібну марлю”, ”срібну вату” можна використовувати для лікування деяких шкірних захворювань.
Колоїдне срібло застосовується у вигляді препаратів – протаргол і коларгол. Зі сполук Аргентуму в медичній практиці застосовується тільки аргентум нітрат.
Срібла нітрат ДФУ, доповн. 1
Аргентум нітрат
Argenti nitras
SILVER NITRATE
Argentum nitricum AgNO3 М.м. = 169,89 г/моль
Lapis infernalis 99,0–100,5%
Ляпіс
Хімічна назва – арґентум нітрат.
Вперше одержав аргентум нітрат AgNO3 арабський алхімік Гебер у VIII ст. н. е.
Одержання
1. Розчинення срібла в 25%-ному розчині нітратної кислоти:
3Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O
2. Розчинення сплаву міді зі сріблом у нітратній кислоті при нагріванні:
Ag×Cu + 4HNO3 AgNO3 + Cu(NO3)2 + NO + 2H2O
Щоб очистити аргентум нітрат від домішок, і в першу чергу від Cu(NO3)2, можна використати такі методи.
1) Осадження AgNO3 за допомогою хлоридної кислоти HCl до AgCl, а потім відновлення срібла цинком Zn у середовищі сульфатної кислоти H2SO4, а отриманий Ag потім знову розчиняють у HNO3:
AgNO3 + HCl = AgCl¯ + HNO3
2AgCl + Zn + H2SO4 = 2Ag¯ + ZnSO4 + 2HCl
3 Ag + 4HNO3 = 3AgNO3 + NO + 2H2O
2) Випарювання досуха отриманого розчину, що містить AgNO3 і невелику кількість Cu(NO3)2, нагрівання залишку при температурі 220 °С доти, поки будуть виділятися гази NO2 і О2. При цій температурі розкладається повністю тільки Cu(NO3)2, а AgNO3 тільки плавиться:
2Cu(NO3)2 2Cu¯ + 4NO2 + O2
чорний осад бурий газ
Одержаний сплав розчиняють у гарячій воді і відфільтровують осад (Cu). Фільтрат (AgNO3) згущують до кристалізації. кристали аргентум нітратуAgNO3, що виділилися, фільтрують, промивають водою і сушать у темному місці в темноті.
Властивості
Опис. ДФУ, доповн. 1. Кристалічний порошок білого кольору або прозорі, безбарвні кристали
ДФ Х. Безбарвні прозорі кристали у вигляді пластинок або білих циліндричних паличок променево-кристалічної будови, без запаху. Плавиться при температурі 210 °C, розкладається при 444 °С. На світлі, під впливом пилу повільно чорніє в результаті відновлення до металевого срібла:
2AgNO3 ® 2Ag¯ + 2NO2 + O2
Розчинність. Дуже легко розчинний у воді Р (0,6 ч. води), розчинний у 96% спирті Р
(3 ч. спирту).
Ідентифікація субстанції срібла нітрату (згідно вимог доповнення 1 до ДФУ)
А. ДФУ. Взаємодія з нітробензолом в присутності сульфатної кислоти
Кількість субстанції, зазначену в окремій статті, додають до суміші 0,1 мл нітробензолу Р і 0,2 мл кислоти сульфатної Р і через 5 хв охолоджують у льодяній воді. Продовжуючи охолодження, повільно при перемішуванні додають 5 мл води Р, 5 мл розчину натрій гідроксиду концентрованого Р NaOH, 5 мл ацетону Р, струшують і відстоюють; верхній шар набуває темно-фіолетового забарвлення.
В. ДФУ, N. Не знебарвлення розчину калій перманганату
Розчин субстанції, підкислений кислотою сульфатною розведеною Р, не знебарвлює розчин 1 г/л калій перманганату Р (відмінність від нітритів).
ДФУ. Взаємодія з хлоридною кислотою
До 10 мл розчину, зазначеного в окремій статті, додають 0,3 мл кислоти хлоридної Р1 HCl; утворюється білий сирнистий осад AgCl, який розчиняється при додаванні 3 мл розчину аміаку розведного Р1 NH4OH.
AgNO3 + HCl = AgCl¯ + HNO3
AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O
Крім того, із усіх нерозчинних галогенідів Аргентуму тільки для AgCl характерне розчинення в амоній карбонаті (NH4)2CO3 :
AgCl + (NH4)2CO3 = [Ag(NH3)2]Cl + H2O + CO2
Інші реакції
1. Реакції на йони Аргентуму Ag+:
b) Не фармакопейна реакція. Реакція “срібного дзеркала”
При додаванні до амоніачного розчину аргентум нітрату AgNO3 (реактиву Толленса) розчину формальдегіду і нагріванні через якийсь час на стінках посудини утворюється наліт металевого срібла у виді дзеркала:
2AgNO3 + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]NO3 + 2H2O
HCНO + 2[Ag(NH3)2]NO3 + H2O = 2Ag¯ + HCOONH4 + NH3 + 2NH4NO3
c) Не фармакопейна реакція. Реакція з розчином калій хромату
При додаванні до розчину аргентум нітрату AgNO3 розчину калій хромату K2CrО4 утворюється оранжево-червоний осад аргентум хромату Ag2CrО4, розчинний у HNO3 і NH4OH, важко розчинний у CH3COOH:
AgNO3 + K2CrО4 = Ag2CrО4¯ + 2KNO3
2. Реакції на нітрат-аніони NO3–-:
c) Не фармакопейна реакція. Взаємодія з дифеніламіном у кислому середовищі (конц. H2SO4) з утворенням органічного барвника яскраво-синього кольору (аналогічно нітрит-йонам, див. NaNO2):
дифенілбензидин
сульфоімонієва сіль дифенілбензидину (барвник синього кольору)
d) Не фармакопейна реакція. Взаємодія з розчином феррум(ІІ) сульфатом FeSO4 у середовищі концентрованої сульфатної кислоти H2SO4; утворюється буре кільце (FeSO4×NO) (на годинному склі):
2NaNO3 + 6FeSO4 + 4H2SO4 = 2NO + 3Fe2(SO4)3 + Na2SO4 + 4H2O
NO + Fe2+ + SO42– [Fe(NO)]SO4
Цю реакцію можна провести в пробірці: до розчину препарату додають концентрованої сульфатної кислоти H2SO4, а потім обережно, по стінці, додають розчин феррум(ІІ) сульфату FeSO4. На межі двох рідин утворюється темно-буре кільце нестійкої сполуки FeSO4×NO.
Хімізм цього процесу можна зобразити і так:
2AgNO3 + H2SO4 = Ag2SO4 + 2HNO3
HNO3 + 3H2SO4 + 6FeSO4 = 3Fe2(SO4)3 + 2NO + 4H2O
FeSO4 + NO = FeSO4×NO
Випробування на чистоту
1. Прозорість і кольоровість розчину. Розчин S (розчин субстанції у воді Р) повинен бути прозорим і безбарвним.
2. Кислотність або лужність. До розчину субстанції додають індикатор бромкрезоловий зелений Р; розчин повинен мати синє забарвлення (рН > 5,4). До розчину субстанції додають розчин фенолового червоного Р; розчин повинен бути жовтим (рН < 6,8).
3. Сторонні солі. До 30 мл розчину S додають 7,5 мл кислоти хлоридної розведеної Р, інтенсивно струшують, нагрівають протягом 5 хв на водяному нагрівнику і фільтрують. 20 мл фільтрату випарюють досуха на водяному нагрівнику і висушують до постійної маси при температурі від 100 °С до 105 °С. Маса сухого залишку не повинна перевищувати 2 мг (0,3%).
4. Алюміній, Плюмбум, Купрум і Бісмут. При розчиненні 1,0 г субстанції в суміші 4 мл розчину амоніаку концентрованого Р і 6 мл води Р розчин повинен бути прозорим і безбарвним (метод ІІ).
Кількісне визначення
ДФУ, доповнення 1. Тіоціанатометрія, пряме титрування
1 мл
AgNO3 + NH4SCN = AgSCN¯ + NH4NO3
3NH4SCN + FeNH4(SO4)2 = Fe(SCN)3 + 2(NH4)2SO4
Em (AgNO3) = M.м.
Зберігання
Список отруйних і наркотичних речовин. У щільно закупореному неметалічному контейнері, в захищеному від світла місці, у банках із притертим корком з оранжевого скла, щоб не відбувалося розкладання:
2AgNO3 2Ag + 2NO2 + O2
Олівці ляпісні зберігають у пеналах з поліетилену у прохолодному, захищеному від світла місці.
Застосування. Антисептичний і припікаючий засіб
Зовнішньо застосовують у вигляді 1–10 % розчинів або 1–2 % мазей при ерозіях, тріщинах, виразках, гострих коньюнктивітах. Для припікань ран і виразок використовують ляпісні олівці Stilus Argenti nitratis (містять 0,18 г AgNO3). Раніше широко користувалися для профілактики бленореї в немовлят (2 % очні краплі). Тепер з цією метою застосовують 30 % розчин натрію сульфацилу (альбуцид).
Механізм дії препарату полягає в тому, що AgNO3 звертає білки (у тому числі і мікроорганізмів), перетворюючи їх у нерозчинні сполуки.
У невеликих кількостях виявляє в’яжучу і протизапальну дію.
Внутрішньо застосовували раніше у вигляді 0,05–0,06 % розчинів при виразковій хворобі шлунка, суперацидному гастриті.
В. р. д. для дорослих всередину – 0,03 г
В. д. д. для дорослих всередину – 0,1 г.
Колоїдні препарати Аргентуму
Протаргол ДФ ІХ
Protargolum
Argentum proteinicum
Містить 7,8 – 8,3 % Ag (у неіонізованому стані)
Одержання
Випарювання розчинів білкових речовин (казеїн, яєчний білок, пептон та ін.) з розчинами аргентум нітрату AgNO3 у вакуумі або у струмені гарячого повітря при температурі 30–50 °C до невеликого об’єму. При цьому білки (Na-лізальбінат, Na-протальбінат) відновлюють срібло Ag, яке зв’язується у колоїдному вигляді з білками.
З отриманого розчину протаргол осаджують спиртом, причому срібло, що не зв’язалося з білками, залишається в розчині.
Можна також одержати препарат, використовуючи для його очищення натрій гідроксид NaOH з наступним діалізом для виділення солей Na.
Властивості
Опис. Коричнево-жовтий або коричневий легкий майже аморфний порошок без запаху, із слабкогірким і злегка в’яжучим смаком.
Розчинність. Легко розчинний у воді, нерозчинний у спирті, ефірі, хлороформі.
Ідентифікація
1. Оскільки Ag знаходиться в неіоногенному стані, то розчин препарату не дає відразу осаду з хлоридною кислотою HCl, а осад AgCl випадает тільки через деякий час.
Загальні реакції ідентифікації протарголу і коларголу
1. Спалювання препаратів; відчувається запах паленого рогу (наявність у препаратах білка).
2. Реакція з купрум сульфатом у лужному середовищі; з’являється фіолетове забарвлення (біуретова реакція на білок).
3. Виявлення йонів Аргентуму Ag+ у золі після спалювання препаратів. Залишок після спалювання (зола сірувато-білого кольору) розчиняють у нітратній кислоті HNO3, фільтрують і до фільтрату додають хлоридної кислоти HCl; випадає білий сирнистий осад AgCl, який розчинний у розведеному розчині амоніаку NH3:
Ag+ + Cl– ® AgCl¯
AgCl + 2NH4ОН = [Ag(NH3)2]Cl + 2Н2О
Зберігання. У щільно закупорених банках оранжевого кольору, у захищеному від світла місці.
Застосування. В’яжучий, антисептичний і протизапальний засіб
Застосовують зовнішньо (1–5 % розчини) для змазування слизових оболонок верхніх дихальних шляхів; для промивання сечовивідного каналу і сечового міхура при гонорейному хронічному уретриті (1–3 % розчин); в очній практиці при кон’юнктивіті, блефариті, бленореї (очні краплі 1–3 % розчин).
Розчини відпускають і зберігають у посуді з темного скла.
Форма випуску: порошок.
У зв’язку з наявністю інших сучасних антибактеріальних препаратів (сульфаніламідів, антибіотиків та ін.) препарати Аргентуму широкого застосування в даний час не мають.
Коларгол ДФ ІХ
Collargolum
Argentum colloidale
Срібло колоїдне
Містить 70 – 75 % срібла Ag і 25 % Na-солей лізальбінової і протальбінової кислот.
Вперше коларгол введений у медичну практику в 1897 році лікарем Креде.
Одержання
Одержання препарату складається з таких стадій.
1. Одержання аргентум оксиду шляхом взаємодії розчину аргентум нітрату AgNO3 з лугом NaOH:
2AgNO3 + 2NaOH Ag2O¯ + 2NaNO3 + H2O
2. Відновлення аргентум оксиду до срібла білковими речовинами.
Свежоодержаний і промитий осад Ag2O обробляють відновною сумішшю Na-солей лізальбінової і протальбінової кислот, які одержують при лужному гідролізі яєчного білка. Вони відновлюють Ag2O до срібла Ag, що залишається в розчині у вигляді колоїду. Отриманий препарат очищають у діалізаторі і випарюють у вакуумі.
Властивості
Опис. Зеленувато-чорні або синювато-чорні дрібні пластинки з металевим блиском.
Розчинність. Розчинний у воді з утворенням колоїдного розчину жовтуватого або червоно-бурого відтінку.
Ідентифікація
1. Загальні реакції ідентифікації протарголу і коларголу – див. вище.
2. Взаємодія з розчином хлоридної кислоти
На відміну від протарголу, при додаванні до розчину коларголу розчину хлоридної кислоти НCІ випадає темно-бурий осад Ag-лізальбінату, який легко розчиняється в лугах.
Кількісне визначення (проводять тільки після “сухого” озоления чи “мокрого” окиснювання, тобто мінералізації).
1. При “сухому” озоленні препарат спалюють у присутності натрій гідрокарбонату NaHCO3. Зольний залишок, що містить Ag, Na2CO3 і зольні елементи білкових речовин, розчиняють у нітратній кислоті HNO3:
Ag + 2HNO3 ® AgNO3 + NO2 + H2O
аргентум нітрат AgNO3 , що утворився, визначають кількісно методом тіоціанатометрії (див. аргентум нітрат).
Em (AgNO3) = M.м.
2. При “мокрому” окиснюванні на розчин препарату діють сильними окисниками (HNO3, KМnO4 у середовищі H2SO4, H2O2 у середовищі H2SO4) у колбі К’єльдаля. Органічні речовини окиснюються, а Аргентум переходить до складу солей (AgNO3, Ag2SO4), які також визначають методом тіоціанатометрії.
Зберігання. У щільно закупорених банках оранжевого кольору, у захищеному від світла місці. Список сильнодіючих речовин.
Застосування. Сильний бактерицидний засіб
Застосовують зовнішньо для промивання гнійних ран (0,2–1 % розчини); для промивання сечового міхура при хронічних циститах, уретритах (1–2 % розчини); для лікування гнійних коньюнктивітів і бленореї у вигляді 2–3–5% очних крапель. При бешихових запаленнях, лімфангіті, м’якому шанкрі призначають інколи втирання 15 % мазі – дорослим – 3 г, дітям – 1 г 4 рази в день.
Форма випуску: порошок.
Неорганічні препарати Меркурію
Ртуть відома з глибокої давнини. За звичайної температури – це рідкий метал (температура кипіння 357 °С, температура замерзання –39 °С), який нагадує за блиском срібло. Тому греки називали її “срібной водою” – хюдраргирон (від грецьк. “хюдор” – вода і ”аргюрон” – срібло). Звідси і латинська назва елемента Hydrargyrum і хімічний знак (символ) Hg. Алхіміки називали її Mercurius (Меркурій) через надзвичайну рухливість крапель ртуті (іноді ртуть тому називають “живе срібло”).
Поширення в природі
Ртуть порівняно мало поширена в природі. Іноді зустрічається у вільному стані (самородна ртуть, вкраплена в гірські породи), а в основному – у вигляді мінералу кіновар HgS, що зустрічається на Уралі, в Донбасі, Туркменістані, Фергані та ін.
Одержання ртуті
1. Випалювання кіновару в спеціальних печах у струмені повітря при температурі 360 °С:
HgS + О2 = Hg + SО2
Хімічні властивості
Ртуть – малоактивний метал. Вона легко розчиняє в собі метали, утворити амальгами. З хлоридною кислотою HCl і сульфатною кислотою Н2SО4 на холоді не реагує. Гаряча концентрована сульфатна кислота реагує з ртуттю з вигляділенням сірчистого газу SО2 :
Hg + 2Н2SО4 = HgSО4 + SО2 + 2Н2О
Реагує ртуть також з галогенами і з розведеною нітратною кислотою HNO3:
3Hg + 8НNО3 = 3Hg(NО3)2 + 2NО + 4Н2О
Пари ртуті дуже отруйні!
Меркурій утворює два типи сполук: меркуросполуки (Hg2+) і меркурисполуки (Hg22+). Основні сполуки Hg(ІІ) Hg2+: меркурій(ІІ) оксид HgО (основа Hg(ОН)2 не існує, тому що відразу розкладається), сулема HgCl2, меркурій(ІІ) нітрат Hg(NО3)2 та ін.
Основні сполуки Hg(І) (Hg22+) : меркурій(І) оксид Hg2О (основа HgОН також не існує, тому що відразу розкладається), каломель Hg2Cl2 , меркурій(І) нітрат Hg2(NО3)2 і ін.
Сполуки Hg(І) тільки формально є одновалентними, оскільки зв’язані між собою попарно з утворенням груп – Hg–Hg– .
Фармакологічна дія
Солі Меркурію виявляють різнобічну фармакологічну дію: а) антисептичну (здатні осаджувати білки, у т.ч. мікроорганізмів); б) сечогінну (виводяться нирками і подразнюють епітелій нирок, що сприяє сечовигляділенню; в) проносну (подразнюють кишечник).
Застосування у медичній практиці
Раніше неорганічні препарати Меркурію застосовувалися дуже широко. Зокрема, ртуть очищена Hg у вигляді сірої ртутної мазі (для лікування сифілісу і шкірних паразитарних хвороб); меркурій монохлорид Hg2Cl2 (проносний і жовчогінний засіб); меркурій йодид HgІ2 (для лікування сифілісу у вигляді мікстури з калію йодидом), меркурій амідохлорид HgNH2Cl (біла ртутна мазь, у дерматології), меркурій ціанід Hg(CN)2 (для полоскань і спринцювань 1:1000, 1:2000), меркурій оксиціанід Hg(CN)2×HgО (дезинфікуючий засіб 1:5000, 1:10000 при гонореї, бленореї, циститах) тепер практично не застосовуються.
У медичній практиці застосовують меркурій дихлорид HgCl2 (був першим ртутним препаратом, що знайшов застосування як антисептичний і дезинфікуючий засіб) і меркурій оксид HgО (ртуті оксид жовтий).
Перша допомога при отруєнні препаратами Меркурію
Усі сполуки Меркурію отруйні і їхня токсичність тим вище, чим краще вони розчиняються у воді і більше дисоційовані. Найбільш небезпечними є хронічні отруєння. При отруєнні ртуттю відчувається присмак металу в роті і болі в животі; з’являється блювота, ослаблення кишечника, пригнічення серцевої діяльності. Особливо чутливі до ртутних препаратів люди з хворими нирками.
Перша допомога при отруєнні ртуттю – антидот від металів Antidotum metallorum (див. отруєння Арсеном, лекція 3) або суспензія вугілля активованого. Одночасно треба пити молоко, білкову воду, слизуваті відвари, суспензію паленої магнезії (MgО). Не можна вживати натрію хлорид NaCl, тому що може утворитися розчинна сулема HgCl2.
Як протиотруту застосовують унітіол, дикаптол (див. отруєння Арсеном, лекція 3), а також тетацин-кальцій.
Тетацин-кальцій
Na2Ca-ЕДТА
Хімічна назва: динатрієво-кальцієва сіль етилендиаминотетраацетатної кислоти.
Властивості
Тетацин-кальций – білий кристалічний порошок, розчинний у воді. При прожарюванні в тиглі утворює суміш натрій карбонату Na2CO3 і кальцій карбонату СаСО3.
Застосування
Прнцип його дії як антидота полягає в тому, що ця речовина здатна заміщати йони Са2+ на йони важких металів з утворенням малотоксичних важкорозчинних комплексів, які швидко виводяться з організму із сечею.
Вводять внутрішньовенно по 20 мл 10 %-ного розчину краплинним шляхом 2 рази в день.
Ртуті хлорид ДФУ, доповн. 1
Hydrargyri dichloridum
Меркурію дихлорид
HgCl2
MERCURIC CHLORIDE
Hydrargyrum dichloratum М. м. = 271,50 г/моль
Hydrargyrum bichloratum 99,5 – 100,5% HgCl2
Ртуті дихлорид
Сулема
Одержання
1. Розчинення металевої ртуті в сульфатній кислоті і нагрівання в присутності великої кількості нітратної кислоти
Hg + 2H2SO4 = HgSO4 + SO2 + 2H2O
Розчин випарюють досуха, а залишок змішують з натрій хлоридом, невеликою кількістю манган(IV) оксиду (каталізатор) і нагрівають. При цьому меркурій хлорид сублімує HgCl2, а натрій сульфат Na2SO4 залишається у вигляді сухої солі:
HgSO4 + 2NaCl = HgCl2 + Na2SO4
2. Нагрівання до 335–340 °С суміші парів ртуті і газоподібного хлору:
Hg + Cl2 = HgCl2
Для очищення одержаної сулеми HgCl2 від каломелі Hg2Cl2 її сублімують, а потім кристалізують зі спирту або води, у яких каломель Hg2Cl2 не розчиняється.
3. Розчинення меркурій оксиду в хлоридній кислоті:
HgО + 2HCl = HgCl2 + H2O
Властивості
Опис. ДФУ, доповн. 1. Кристалічний порошок білого кольору або білі чи безбарвні кристали, або важка кристалічна маса.
ДФ Х. Білий важкий порошок або білі (у вигляді променів) кристали, які плавляться при температурі 265 °С і сублімують при прожарюванні до температури 295 °С.
Розчинність. ДФУ, доповн. 1. Розчинний у воді Р, ефірі Р і гліцерині Р, легко розчинний у 96 % спирті Р.
ДФ Х та ін. л-ра. Розчинний у воді (18,5 ч.), легко розчинний у киплячій воді і спирті (4 ч.), розчинний в ефірі (17 ч.).
У підр. Г. Мелентьєвої відзначається, що сулема в розчині не гідролізує, а проф. М. Туркевич (с. 79) вважає, що водні розчини сулеми мають кислу реакцію на лакмус внаслідок утворення комплексної кислоти Н[HO×HgCl2]. При додаванні хлоридів NaCl, KCl, NH4Cl кисла реакція зникає, тому що утворюються більш стабільні комплексні солі HgCl2×NaCl, HgCl2×KCl (підр. Г. Мелентьєвої, с. 126). В підр. М. Туркевича цей процес представлений такими рівняннями:
HgCl2 + 2NaCl ® Na2[HgCl4]
Н[HO×HgCl2] + 2NaCl ® Na2[HgCl4] + H2O
При тривалому нагріванні розчин сулеми мутніє внаслідок утворення основної солі HgOHCl. При тривалому зберіганні на світлі утворюється білий осад каломелі Hg2Cl2:
4HgCl2 + 2Н2О ® 2Hg2Cl2¯ + 4HCl + O2
З білками і алкалоїдами сулема утворює нерозчинні сполуки.
Ідентифікація
Розчин субстанції у воді, вільної від СО2, дає реакції на йони Меркурію Hg2+.
1. Реакції на катіони Меркурію Hg2+.
а) ДФУ. Реакція з очищеною мідною фольгою
Декілька крапель розчину, що містить йони Hg2+, поміщають на ретельно очищену поверхню мідної фольги; утворюється темно-сіра пляма (Hg), яка при натиранні стає блискучою. Фольгу висушують і нагрівають у пробірці; пляма зникає.
HgCl2 + Cu = CuCl2 + Hg¯
б) ДФУ. Взаємодія з розчином натрій гідроксиду розведеним
До розчину солі Hg2+ додають розчин натрій гідроксиду розведеного NaOH до сильно лужної реакції; утворюється густий осад жовтого кольору (HgО):
HgCl2 + 2NaOH = HgО¯ + 2NaCl + H2O
в) ДФУ, N. Реакція з розчином калій йодиду
До досліджуваного розчину додають краплями розчин калій йодиду KI; утворюється червоний осад (HgІ2), розчинний у надлишку реактиву з утворенням комплексної солі калій тетрайодомеркурату K2[HgІ4]:
HgCl2 + 2KI = HgІ2¯ + 2KCl
HgІ2 + 2KI = K2[Hg4]
г) ДФ Х. Реакція з розчином натрій сульфіду
До розчину солі Hg2+ додають розчин натрій сульфіду Na2S; утворюється коричнево-чорний осад HgS, нерозчинний у нітратній кислоті, але розчинний у “царській воді”, суміші гідроген пероксиду і хлоридної кислоти та ін.
HgCl2 + Na2S = HgS¯ + 2NaCl
2. Реакції на хлорид-йони Cl– (див. кальцію хлорид).
а) ДФУ. Реакція з розчином аргентум нітрату в cередовищі нітратної кислоти; утворюється білий сирнистий осад, нерозчинний в нітратній кислоті, але легко розчинний у розведеному розчині амоніаку (допускається наявність декількох великих часток, що розчиняються повільно)
HgCl2 + 2AgNO3 2AgCl¯ + Hg(NO3)2
AgCl + 2NH4OH = [Ag(NH3)2]Cl + 2H2O
При додаванні HNO3 знову випадає осад аргентум хлориду AgCl:
[Ag(NH3)2]Cl + 2HNO3 = AgCl↓ + 2NH4NO3
б) ДФУ. Дія калій дихромату К2Cr2O7 у присутності кислоти сульфатної H2SO4; вигляділяється газ хлор Cl2, який забарвлює індикаторний папір, змочений дифенікарбазидом, у фіолетово-червоний колір.
3HgCl2 + K2Cr2O7 + 7H2SO4 = 3Cl2 + Cr2(SO4)3 + 3HgSO4 + К2SO4 + 7H2O
Cr2O72– + 14H+ + 6е ® 2Cr3+ + 7Н2О
2Cl– – 2е ® Cl2
Cr2O72– + 6Cl– + 14H+ ® 2Cr3+ + 3Cl2 + 7Н2О
Випробування на чистоту
1. Розчин S субстанції у воді, вільної від СО2, має бути безбарвним і за ступнем мутності не має перевищувати еталон ІІ.
2. Кислотність або лужність. До розчину S додають розчин метилового червоного Р; з’являється червоне забарвлення. До одержаного розчину додають натрію хлорид Р; з’являється жовте забарвлення, яке переходить у червоне при додаванні не більше 0,5 мл 0,01 М розчину кислоти хлоридної.
3. Меркурій(І) хлорид. Розчин субстанції в ефірі Р не повинен мутніти.
4. Втрата у масі при висушуванні. При висушуванні субстанції у вакуумі протягом 24 год втрата в масі не має перевищувати 1,0 %.
ГФ Х. Доброякісність сулеми визначається тим, що вона має повністю, без залишку, сублімуватися при нагріванні; розчинятися у воді і спирті; має мати білий колір.
Кількісне визначення
1. ДФУ, доповн. 1. Комплексонометрія, зворотне титрування
0,50 г субстанції розчиняють у 100 мл води Р, додають 20,0 мл (надлишок) 0,1 М розчину натрій едетату і 5 мл буферного розчину рН 10,9 Р, витримують протягом 15 хв, додають 0,1 г індикаторної суміші протравного чорного 11 Р и титрують 0,1 М розчином цинк сульфату до пурпурного фарбування. До отриманого розчину додають 3 м калій йодиду Р, витримують протягом 2 хв, додають 1,0 м індикаторної суміші протравного чорного 11 Р и титрують 0,1 М розчином цинк сульфату.
1 мл 0,1 М розчину цинк сульфату, витраченого на друге титрування, відповідає 27,15 мг HgCl2.
Хімізм процесів, що відбуваються, можна представити за допомогою таких рівнянь:
1) HgCl2 + Na2H2-ЕДТА ® Na2Hg-ЕДТА + 2HCl (зв’язують буферним розчином рН 10,9)
надлишок
2) Na2H2-ЕДТА + ZnSO4 ® Na2Zn-ЕДТА + H2SO4 (зв’язують буферним розчином рН 10,9)
не прореаг. титрант
H2Ind + ZnSO4 ® ZnInd + H2SO4 (зв’язують буферним розчином рН 10,9)
зайва крапля пурпурне забарвл.
3) Na2Hg-ЕДТА + 4KI ® Na2K2-ЕДТА + K2[HgІ4]
Константа стійкості комплексу K2[HgІ4] значно більша за константу стійкості комплексу Na2Hg-ЕДТА. Тому комплекс Na2Hg-ЕДТА руйнується і всі катіони Меркурію, що містяться в досліджуваній субстанції HgCl2, зв’язуються надлишком KI у комплекс K2[Hg4].
4) Na2K2-ЕДТА + ZnSO4 ® Na2Zn-ЕДТА + К2SO4
H2Ind + ZnSO4 ® ZnInd + H2SO4 (зв’язують буферним розчином рН 10,9)
зайва крапля пурпурне забарвл.
Em(HgCl2) = М. м.
HgCl2 ® Na2Hg-ЕДТА ® Na2K2-ЕДТА ® ZnSO4
1 моль 1 моль 1 моль 1 моль
2. Йодометрія, зворотне титрування
Метод грунтується на попередньому відновленні препарату розчином формальдегіду HCHO у лужному середовищі KOH до вільної ртуті Hg:
HgCl2 + HCHO + 3KOH = Hg¯ + HCOOK + 2KCl + 2H2O
Одержану ртуть окиснюють надлишком розчину йоду I2 у присутності калій йодиду KI до комплексної солі калій тетрайодомеркурату K2[Hg4]:
2KI + Hg + I2 = K2[HgІ4]
Не прореагований йод I2 титрують стандартним розчином натрій тіосульфату Na2S2O3 у присутності крохмалю (до зникнення синього забарвлення):
I2 + 2Na2S2O3 = 2Na + Na2S4O6
I2 + 2е ® 2I–
2S2O32– – 2е ® S4O62–
Em(HgCl2) = М. м./2 k(Na2S2O3) = 1
3. Аргентометрія за методом Фольгарда
До водного розчину сулеми HgCl2 додають відповідну кількість цинкового пилу Zn і нагрівають:
HgCl2 + Zn = Hg¯ + ZnCl2
Після охолодження розчин фільтрують. Цинк хлорид ZnCl2, що міститься у фільтраті, у кількості, еквівалентній до HgCl2, визначають аргентометрично за методом Фольгарда. З цією метою додають надлишок стандартного розчину аргентум нітрату AgNO3 :
ZnCl2 + 2AgNO3 = 2AgCl¯ + Zn(NO3)2
надлишок
Не прореагировавший AgNO3 титрують стандартним розчином амоній тіоціанату NH4SCN у присутності індикатора ферум(ІІІ) амоній сульфату (ферум-амонійного галуну) FeNH4(SO4)2 до появи рожевого забарвлення, зумовленого утворенням Fe(SCN)3:
AgNO3 + NH4SCN = AgSCN¯ + NH4NO3
не прореаг.
3NH4SCN + FeNH4(SO4)2 = Fe(SCN)3 + 2(NH4)2SO4
зайва крапля
Em(HgCl2) = М. м./2
4. Алкаліметрія, зворотне титрування (метод розроблений у Румунії)
Розчин сулеми осаджують за допомогою калій йодиду KI, а потім розчиняють у надлишку реактиву до K2[HgІ4]:
2HgCl2 + 4KI = 4KCl + 2K2[HgІ4]
При дії цинку Zn утворюється еквівалентна кількість цинк йодиду ZnІ2, на який діють при нагріванні надлишком натрій гідроксиду NaOH до одержання осаду цинк гідроксиду Zn(OH)2:
K2[HgІ4] + Zn = ZnІ2 + Hg¯ + 2KI
ZnІ2 + 2NaOH = Zn(OH)2¯ + 2NaІ
Не прореагований NaOH титрують стандартним розчином хлоридної кислоти HCl у присутності метилового оранжевого до появи рожевого забарвлення:
NaOH + HCl = NaCl + H2O
Em(HgCl2) = М. м./2
Зберігання. У захищеному від світла місці.
Список отруйних і наркотичних речовин (під замком), у темному захищеному від світла місці, у щільно закупореному контейнері.
Розчини сулеми підфарбовують у рожевий колір еозином, на посуд наклеюють відповідні етикетки для попередження про отруйність.
Подрібнення проводять у присутності спирту з метою запобігання від розпилення, що викликає токсичну дію.
Застосування. Дезинфікуючий засіб
Застосовують сулему тільки зовнішньо для дезинфекції білизни, одягу, миття стін і предметів догляду за хворими в розведенні 1:1000, 2:1000 (0,1–0,2 % розчини).
Не допускати попадання на слизові оболонки і шкіру: сулема є сильною отрутою і може всмоктуватися крізь слизову оболонку і шкіру рук, спричинюючи отруєння (працювати треба у гумових рукавичках).
Форми випуску: порошок; таблетки (по 0,5 і 1 г), що складаються з однакових частин HgCl2 і NaCl, таблетки зафарбовані 1 % розчином еозину в рожевий або червоно-рожевий колір, дають опалесцентний розчин такого ж кольору. Таблетки призначені тільки для зовнішнього застосування (для приготування розчинів).
Ртуті оксид жовтий ДФ Х
Hydrargyri oxydum flavum
HgО
Hydrargyrum oxydatum flavum М. м. = 216,59 г/моль
Hydrargyrum praecipitatum flavum Не менше 99,0 %
Ртуть осадова жовта
Хімічна назва: меркурій(ІІ) оксид
Одержання
1. Взаємодія розчинних солей Меркурію(II) (HgCl2 або Hg(NO3)2) c натрій гідроксидом:
HgCl2 + 2NaOH = HgО¯ + 2NaCl + H2O
Для одержання препарату, що не містить сторонніх домішок, концентрований розчин меркурій дихлориду HgCl2 додають до розчину натрій гідроксиду NaOH. Якщо додавати розчин лугу до сулеми, утвориться основна сіль HgOHCl, від якої важко позбутися.
Осад HgО фільтрують, промивають водою і сушать. Усі операції треба проводити в темряві, інакше може утворитися меркурій(І) оксид Hg2O чорного кольору.
2. Прожарювання меркурій(ІІ) нітрату:
Hg(NO3)2 ® 2HgО¯ + 4NO2 + O2
Однак у цьому випадку утворюється крупнодисперсний HgО червоного кольору, який у медицині не застосовується (високодисперсний HgО має жовтий колір).
Властивості
Опис. Жовтий або оранжево-жовтий важкий, дрібнодисперсний, аморфний порошок без запаху.
Розчинність. Не розчиняється у воді, спирті, легко розчиняється в кислотах (HCl, СН3СООН і HNO3) з утворенням відповідних солей Меркурію. Це свідчить про основні властивості HgО:
HgО + 2HCl = HgCl2 + H2O
Ідентифікація
1. Реакції на катіони Меркурію Hg2+ (після розчинення препарату в хлоридній кислоті HCl)(див. меркурій дихлорид):
а) ДФУ. Реакція з очищеною мідною фольгою; утвориться темно-сіра пляма (Hg), що при натиранні стає блискучим.
б) ДФУ. Взаємодія з розчином натрій гидроксида розведеним; утвориться густий осад жовтого кольору (Hg).
в) ДФУ, N. Реакція з розчином калій йодиду; утвориться червоний осад (Hg2), розчинний у надлишку реактиву з утворенням комплексної солі калій тетрайодомеркурата K2[Hg4].
г) ГФ Х. Реакція з розчином натрій сульфіду; утвориться коричнево-чорний осад Hg, нерозчинний у нітратній кислоті.
Доброякісність
Препарат повинний мати нейтральну реакцію (не містити домішок лугів), не містити домішки металевої ртуті. Специфічною домішкою є сполуки
Hg22+, що виявляють за допомогою хлоридной кислоти HCl (повинне спостерігатися тільки помутніння):
Hg22+ + 2Cl– ®Hg2Cl2¯
Кількісне визначення
1. ДФ Х. Ацидиметрія, непряме титрування (по заступнику). Навішення препарату суспендируют у воді, додають кристалічний калій йодид KI і знову збовтують до повного розчинення (K2[Hg4]). Потім додають ще води і титрують стандартним розчином хлоридной кислоти HCl у присутності індикатора метилового червоних до виникнення рожевого фарбування:
Hg + 4KI + H2O = K2[Hg4] + 2KOH
KOH + HCl = KCl + H2O
Em(HgО) = М. м./2
2. Тіоціанатометрія
Наважку препарату розчиняють у нітратній кислоті HNO3 і отриману сіль Hg(NO3)2 титрують стандартним розчином амоній тіоціанату NH4SCN у присутності індикатора ферум-амонійного галуну FeNH4(SO4)2 до рожевого забарвлення (Fe(SCN)3):
HgO + 2HNO3 = Hg(NO3)2 + H2O
Hg(NO3)2 + 2NH4SCN = Hg(SCN)2¯ + 2NH4NO3
3NH4SCN + FeNH4(SO4)2 = Fe(SCN)3 + 2(NH4)2SO4
Em(HgО) = М. м./2
Зберігання. Список сильнодіючих речовин. У щільно закупорених банках оранжевого скла, у захищеному від світла місці. На світлі може утворитися Hg2O, що викликає потемніння лікарської субстанції.
Застосування. Антисептичний засіб
Застосовують як антисептичний засіб у вигляді 2 % мазі (Unguentum Hydrargyri oxydi flavi) в очній практиці (при блефаритах, кератитах, конъюктивітах). При шкірних захворюваннях (сикоз, себорея) застосовують у вигляді жовтої ртутної мазі разом з іхтіолом, цинку оксидом або сіркою.
Мазь готують ex tempore. Відпускають у тарі, що охороняє від дії світла.
Неорганічні препарати Феруму
Поширення в природі
Феррум звичайно в природі знаходиться у вигляді залізних руд: магнітний залізняк (магнезит) – Fe3O4; червоний залізняк (гематит ) – Fe2O3; бурий залізняк (лимоніт) Fe2O3×nН2O; залізний шпат (сидерит) – FeСО3; залізний колчедан (пірит) – FeS2; халькопірит – CuFeS2. Основні поклади цих руд в Україні є в Кривому Розі, у Росії – на Уралі, Курська магнітна аномалія та ін.
Ферум – d-елемент VIII групи періодичної системи елементів. У сполуках він виявляє перемінну валентність: ІІ, ІІІ і VI. Сполуки Fe(II) звичайно білого або злегка зеленуватого кольору; вони нестійкі і киснем повітря окиснюються до Fe(III) – сполук червоно-бурого кольору.
Біологічна роль і медичне застосування
Ферум відіграє важливу роль у життєдіяльності живих організмів. Він входить до складу гемоглобіну крові, міоглобіну м’язів, бере участь у процесах газообміну, стимулює функцію кровотворних органів.
Солі Феруму виявляють в’яжучу і припікаючу дію залежно від концентрації. Застосовують препарати Феруму при недокрів’ї, гіпохромних анеміях, при підвищеній потребі Феруму і як кровоспинні засоби.
Як препарати використовують:
1. Залізо відновлене Ferrum reductum (ДФ Х).
2. Феруму(ІІ) сульфат гептагідрат (ДФУ, доповн. 1).
3. Феруму(ІІ) лактат Ferri lactas.
4. Комплексні препарати Феруму (разом з вітамінами).
Заліза сульфат гептагідрат ДФУ, доповн. 1
Ferrosi sulfas heptahydricus
FeSO4×7Н2О
FERROUS SULPHATE HEPTAHYDRATE
Ferri(II) sulfas
Ferrum sulfuricum oxydulatum М. м. = 278,03 г/моль
Заліза(ІІ) сульфат
Залізний купорос 98,0 – 105,0%
Хімічна назва: феррум(ІІ) сульфат гептагідрат
Є ще феруму(ІІ) сульфат висушений Ferri(ІІ) sulfas exsiccatus FeSO4×Н2О, що містить не менше 82,0 % препарату. Його одержують висушуванням FeSO4×7Н2О на водяному нагрівнику до втрати в масі 35 %.
Одержання
1. Розчинення відновленого заліза (надлишок) в 25 – 30 % розчині кислоти сульфатної при нагрівіанні до 80 °С:
Fe + H2SO4 = FeSO4 + H2
Залізо беруть у надлишку, тому що незмінене залізо витісняє менш активні (важкі ) метали з їхніх сполук (домішок) і препарат одержують чистішим.
Щоб не утворилися основні солі (внаслідок гідролізу FeSO4), випарювання ведуть у присутності спирту або надлишку сульфатної кислоти H2SO4. Кристали, що виділилися, відфільтровують і сушать при температурі 30 °С, а при 64 °С речовина плавиться у власній кристалізаційній воді.
Властивості
Опис. Кристалічний порошок світло-зеленого кольору або голубувато-зелені кристали. На повітрі звітрюється.
При 100 °С витрачає 6 молекул води (FeSO4×Н2О), а при 250–300 °С стає безводним (FeSO4).
Розчинність. Легко розчинний у воді Р, дуже легко розчинний у киплячій воді Р, практично нерозчинний у 96% спирті Р.
(Феруму(ІІ) сульфат окиснюється у вологому повітрі, набуваючи коричневе забарвлення).
Ідентифікація
А. ДФУ. Реакція з розчином барій хлориду ВаCl2 у середовищі хлоридної кислоти HCl; утворюється білий осад ВаSO4, нерозчинний у мінеральних кислотах і лугах.
SO42– + Ва2+ ® ВаSO4¯
В. ДФУ. До суспензії, отриманої в реакції а), додають розчин йоду I2; жовте забарвлення не зникає (відмінність від сульфітів SO32– і дитіонітів S2O32–), але знебарвлюється при додаванні краплями розчину станум(ІІ) хлориду SnCl2 (відмінність від йодатів IO3–). Суміш кип’ятять; осад не знебарвлюється (відмінність від селенатів і вольфраматів):
SO42– + I2 ¹ (йод не знебарвлюється).
I2 + SnCl2 + 4HCl = 2HI + H2[SnCl6] (йод знебарвлюється)
1. Реакції на йони Феруму Fe2+:
а) ДФУ. Реакція з розчином калій фериціаніду
До випробовуваного розчину додають розчин калій фериціаніду (калій гексаціано(ІІІ)ферату) K3[Fe(CN)6] Р; утворюється синій осад (берлінська блакить KFe[Fe(CN)6] або Fe3[Fe(CN)6]2), нерозчинний при додаванні кислоти хлоридної розведеної Р.
FeSO4 + K3[Fe(CN)6] ® KFe[Fe(CN)6]¯ + K2SO4
або
3FeSO4 + 2K3[Fe(CN)6] ® Fe3[Fe(CN)6]2¯ + K2SO4
синій осад
Осад руйнується лугами:
Fe3[Fe(CN)6]2¯ + 6КОН = Fe(ОН)3 + 2K3[Fe(CN)6]
б) Не фармакопейна реакція. Реакція з розчином амоній сульфіду
При додаванні розчину амоній сульфіду (NH4)2S утворюється чорний осад FeS, розчинний у розведених мінеральних кислотах:
3FeSO4 + (NH4)2S =
чорний осад
в) Не фармакопейна реакція. Взаємодія з розчином лугу або амоніаку
При додаванні розчину натрій гідроксиду NaOH або розчину амоніаку NH4OH утворюється осад світло-зеленого кольору Fe(OH)2, який на повітрі поступово буріє (внаслідок окиснення до Fe(OH)3):
FeSO4 + 2NaOH = Fe(OH)2¯ + Na2SO4
осад світло-зеленого кольору
4Fe(OH)2¯ + O2 + 2H2O = 4Fe(OH)3¯
бурий осад
г) Не фармакопейна реакція. Реакція з диметилгліоксимом (реактивом Чугайова) у середовищі амоніаку; утворюється розчин червоного кольору (утворюється хелатна сполука Fe2+ з диметилгліоксимом):
розчин червоного кольору
д) Не фармакопейна реакція. Реакція з 2,2-дипіридином (о-фенантроліном) у кислому середовищі; утворюється комплекс темно-червоного кольору (фероїн):
темно-червоний
Випробування на чистоту
Допустимими в межах еталонів є домішки хлоридів, Феруму(ІІІ), Мангана(ІІ), Цинку, важких металів, Арсену (N).
Кількісне визначення
1. ДФУ, доповн. 1. Цериметричне титрування
2,5 г натрій гідрокарбонату Р розчиняють у суміші 150 мл води Р и 10 мл кислоти сульфатної Р. Після припинення бурхливого виділення бульбашок до розчину додають 0,500 г субстанції і розчиняють, обережно струшуючи. До одержаного розчину додають 0,1 мл фероїну Р и титрують 0,1 М розчином амоній церій нітрату до зникнення червоного забарвлення.
Індикатор – фероїн (червоного кольору) одержують розчиненням о–фенантроліну в розчині ферум(II) сульфату. У точці еквівалентності Се4+ окиснює Fe2+ у Fe3+, які з о-фенантроліном утворюють комплекс синього кольору. Титрують до появи зеленого забарвлення (синій колір комплексу з жовтим розчином титранта утворює зелене забарвлення):
Em(FeSO4×7Н2О) = М. м.
2. Перманганатометрія, пряме титрування досліджуваного розчину, підкисленого сульфатною кислотою H2SO4, стандартним розчином калій перманганату KMnО4 до блідо-рожевого забарвлення:
10FeSO4 + 2KMnO4 + 8H2SO4 = 5Fe2(SO4)3 + 2MnSO4 + K2SO4 + 8H2O
MnO4– + 8H+ + 5e ® Mn2+ + 4H2O 5 2
2Fe2+ – 2e ® 2Fe3+ 2 5
MnО4– + 5Fe2+ + 8H+ ® Mn2+ + 5Fe3+ + 4H2O
Em(FeSO4×7Н2О) = М. м.
Зберігання. У повітронепроникному контейнері (для попередження окиснення і вивітрювання).
Застосування. Антианемічний засіб, засіб, що стимулює гемопоез
Застосовують препарати Феруму(II) у комплексній терапії гіпохромних (ферумдефіцитних) анемій різного генезу як стимулюючий засіб для кровотворних органів. Антианемічна дія – підвищення вмісту гемоглобіну в еритроцитах.
Чистий FeSO4×7Н2О застосовують рідко. Дози для дорослих: 0,3–0,5 г 3–4 рази в день. Зокрема, у Югославії розроблений препарат “Феро-градумент” – таблетки, у яких феруму(ІІ) сульфат знаходиться у спеціальній полімерній губкоподібній масі, яка забезпечує поступове виділення Феруму протягом кількох годин після прийому таблеток всередину.
Феруму(ІІ) сульфат входить до складу комбінованих полівітамінних таблеток “Глутамевіт”, ”Комплівіт”, ”Оліговіт”, “Фефол-віт”, а також ферумовмісних комплексних препаратів, серед них:
1. Ферокаль (Ferrocalum) – таблетки, покриті оболонкою, до складу яких входить феруму(ІІ) сульфат, кальцію фруктозодифосфат, церебролецитин.
2. Фероплекс (Ferroplex) – драже білого кольору, які містять феруму(II) сульфат і кислоту аскорбінову (Угорщина).
3. Конферон (Conferon) – капсули, що містять феруму(ІІ) сульфат і натрію диоктилсульфосукцинат (Угорщина).
4. Тардиферон (Tardiferon) – депо-препарат феруму(II) сульфату. Для дітей молодшого і грудного віку випускають драже ”Бебе-тардиферон”) (Угорщина).
4. Феро-фолік (Ferro-folik) – таблетки, покриті оболонкою, що містять феруму(ІІ) сульфат, фолієвую кислоту, аскорбінову кислоту.
