ІІІ аналитическая группа анионов. Примеси в лекарственных средствах. Окислительно-восстановительные равновесия.

Окислительно-восстановительные (ОВ) реакции и их применение в аналитической химии

- степень окисления

- окисление

- восстановление

Ox + ne Û Red

Окисл. Восстан.

форма форма

Ox и Red взаимосвязаны и это есть окислительно-восстановительная пара (редоксипара).

Fe³⁺+1eÛFe²⁺

Cu²⁺+2eÛCu⁰

Ox Red

Уравнение Ox + ne Û Red изображает окислительно-восстановительный переход или окислительно-восстановительную полуреакцию.

Переход может быть обратимым или необратимым.

2JO₃^-+12H₃O⁺+10e=J₂⁰¯+18H₂O

Ag₂O+H₂O+2e=2Ag⁰¯+2OH^-

[HgCl₄]^2-+2e=Hg⁰¯+4Cl^-.

Таким образом, редоксипара, то есть совокупность окисленной формы с соответствующей восстановленной формой, владеют определенными редоксспособностями. Они обусловлены способностью окисленной формы присоединить электроны и восстановленной формы их отдавать. Для количественной оценки редоксспособностей обратимых редоксипар используют электродные потенциалы.

В любой ОВ реакции принимают участие не менее двух редокспар – не меньше одного окислителя и одного восстановителя. Продукты реакции являются новыми окислителем и восстановителем (более слабым, чем первоначальные):

Ox₁+Red₂ÛRed₁+Ox₂

2Fe³⁺+Sn²⁺Û2Fe²⁺+Sn⁴⁺.

Наблюдается аналогия с кислотно-основными реакциями:

Кислота 1+основание 2Ûоснование 1+кислота 2.

Это есть электронная теория ОВ реакций. Возможность протекания ОВ рекций определяется химической активностью редоксипар, которые принимают участие в ней. Химическую активность редоксипары характеризуют величиной стандартного (нормального) окислительно-восстановительного потенциала Е⁰.

Стандартный (нормальный) окислительно-восстановительный потенциал пар, которые являются растворимыми формами, - это разница потенциалов, которая возникает между стандартным водородным и неактивным (платиновым) электродом, погруженным в раствор, который содержит окисленную и восстановленную формы одной редокс-пары (при 25 °С и активности компонентов пары, равных 1 моль/дм³).

Например, для определения потенциала пары Sn⁴⁺/Sn²⁺ собирают гальванический элемент:

(-) Pt (H₂) / H₂SO₄ // Sn⁴⁺/Sn²⁺/ Pt (+); E⁰_Sn4+/Sn2+=+0.15 B.

То есть потенциал измеряют в электрохимической ячейке типа гальванического элемента, которая состоит из стандартного и индикаторного электрода, на котором проходит электрохимическая реакция восстановления или окисления компонента редокс-пары. Измерение потенциала индикаторного (чаще Pt) электрода проводят относительно стандартного (нормального) водородного электрода. Он представляет собой платиновый электрод, погруженный в 1 н раствор H₂SO₄ (или 1,25 М НСl). Через раствор пропускают водород под давлением 101,3 кПа при комнатной температуре. На электроде проходит реакция:

2Н⁺+2еÛН₂

и возникает потенциал окислительно-восстановительной пары 2Н⁺/Н₂, который условно принято за нуль. По отношению к этому электроду измеряют потенциал других окислительно-восстановительных пар. Фактически в электрохимической ячейке измеряют разницу потенциалов между индикаторным и стандартным водородным электродами. ОВ пара может состоять из форм, которые находятся в одном агрегатном состоянии, например жидком - Fe³⁺/Fe²⁺, и в разных, например жидком и твердом – Zn²⁺/Zn⁰.в зависимости от этого определение стандартного ОВ потенциала разных пар несколько отличается из-за разной техники его измерения.

Стандартный (нормальный) ОВ потенциал Е⁰ пар, которые содержат электронейтральный металл, - это разница потенциалов, которые возникают между металлом, погруженным в раствор своей соли (с активностью иона металла 1 моль/л) и стандарным водородным электродом при 25 °С.

Для определения потенциала пары Е⁰(Zn²⁺/Zn⁰) составляют гальваничный элемент:

(-) Zn / ZnSO₄ // H₂SO₄ / (Н₂) Pt (+)

А(-): Zn⁰®Zn²⁺ + 2е;

К(+): 2Н⁺ + 2е®Н₂⁰.

Если электроны переходят от водородного электрода к металлическому, то потенциал берется с положительным знаком; если ж – к водородному, то потенциал пары условно принимают за отрицательную величину.

По значению и при сравнении Е⁰ редокспары можно определить принципиальную возможность прохождения ОВ реакции. Например, сравнение значений Е⁰ при взаимодействии пар Fe²⁺/Fe (Е⁰=-0,44 B) и Cu²⁺/Cu (Е⁰=+0,34 В) показывает, что окислителем везде будет форма Cu²⁺, восстановителем – Fe, так как потенциал второй системы больше потенциала первой системы:

Cu²⁺ + Fe ® Fe²⁺ + Cu.

Направление прохождения реакции зависит от значения электродвижущей силы (ЭДС):

ЭДС=Е⁰(окислителя) - Е⁰(восстановителя).

Если ЭДС > 0, то проходит прямая реакция. Если ЭДС < 0, то – обратная реакция.

В случае Fe и Cu²⁺: ЭДС=+0,34-(-0,44)=+0,78 В. Чем больше ЭДС, тем энергичнее проходит взаимодействие.

Стандартные ОВ потенциалы определяют при активности равной 1 моль/л. При других значения активности потенциалы необходимо рассчитывать по уравнению Нернста-Перерса:

ln®lg, t=25 °С, то

При а_Ох=а_Red Е=Е⁰.

В том случае, если одна из форм находится в твердой или газообразной фазах, то в уравнение Нернста подставляют только значения активности формы, которая находится в жидкой фазе:

Е(Fe²⁺/Fe⁰)

E(Cl₂/2Cl^-)

Если при переходе одной формы в другую принимают участие ионы или молекулы воды, то их тоже вводят в состав окисленной или восстановленной форм. Составляют электронно-ионное уравнение окисления или восстановления:

MnO₄^- + 8H⁺ + 5e = Mn²⁺ + 4H₂O.

SnO₃^2- + H₂O + 2e =SnO₂^2- + 2OH^-.

Применение:

1. Для перевода ионов и соединений элементов с низшими степенями окисления в высшие и наоборот:

а) Fe²⁺ в Fe³⁺,

б) Аs^V в As^III.

2. Для открытия ионов, которые дают характерные реакции с окислителем или восстановителем:

H⁺ As^III Ag⁺

Мn²⁺ MnO₄^- As^-3H₃ As⁺³

H₂O MnO₂ As^V

3. Для отделения ионов, которые окисляются или восстанавливаются с образованием малорастворимых соединений.

H₂O₂

Мn²⁺ MnO₂¯.

ОН^-

4. В количественном определении.

Константа равновесия окислительно-восстановительных реакций.

Глубина прохождения ОВ реакции определяется константой равновесия:

аОх₁ + bRed₂ = aRed₁ + bОх₂.

аОх₁ + ne = aRed₁.

bRed₂ + ne = bОх₂.

При равновесии Е₁=Е₂

½½

К_{равнов.}

Поэтому

К_{равнов.}=.

n-общее число электронов, которые принимают участие в реакции. Реакции, которые проходят полностью, должны иметь константу больше 10⁸ (при условии связывания 99,99 % исходных веществ).

То есть, .

DЕ⁰ ³ + 0,4 В (n=1)

DЕ⁰ ³ + 0,2 В (n=2)

Влияние разных факторов на величину электродного потенциала.

1) влияние ионной силы раствора.

Изменение ионной силы раствора вызывают изменения коэффициентов активности ионов. Заряд иона окисленной формы обычно отличается от заряда восстановленной формы, поэтому их активности изменяются по-разному. Если при этом отношение активностей в формуле Нернста увеличивается, то редокспотенциал увеличивается и наоборот.

Влияние ионной силы раствора удобно учитывать путем применения реальных потенциалов.

.

Е^{0, р} – реальный стандартный потенциал, который включает выражение, содержащее отношение коэффициентов активности. Это отношение постоянное при постоянной ионной силе раствора. Поэтому при m=const последующий расчеты можна вести:

Для приблизительных расчетов часто применяют формулу:

, то есть вместо реального стандартного потенциала берут нормальный стандартный ОВ потенциал.

2) влияние концентрации компонентов редокспары.

Из уравнения Нернста видно, что Е=f(C_Ox, C_Red). Увеличение C_Ox и уменьшение C_Red приводит к увеличению потенциала и наоборот. Если окисленной формы в 100 раз больше концентрации восстановленной формы, то потенциал превышает реальный стандартный потенциал на В.

Так, изменение соотношения концентраций вызывает относительно небольшое изменение потенциала. Поэтому можно сказать, что главную роль в значении потенциала играет реальный стандартный потенциал, то есть химическая природа компонентов редокспары.

3) влияние рН раствора.

В большинстве случаев в водных растворах в редокспереходах принимают участие ионы гидроксония или гидроксид-ионы. При этом ионы гидроксония принимают участие в процессах восстановления окисленной формы:

Ox + аН⁺ + ne = Red + n/2 Н₂О,

а гидроксид-ионы – в процессах окиснення восстановленной форме:

Ox + а/2 Н₂О + ne = Red + аОН^-.

В обоих случаях при учете влияния рН раствора удобно пользоваться реальными стандартными потенциалами:

где

Чем ниже рН раствора, тем выше реальный стандартный потенциал, то есть тем более сильным окислителем является окисленная форма. Значение потенциала пары в этих условиях зависит от соотношения концентраций обеих форм редокспары:

Если в редокспереходе принимают участие гидроксид-ионы, то имеем:

К_Н2О=[H⁺][OH^-], [OH^-]=К_Н2О/[H⁺], 1/[OH^-]=[H⁺]/К_Н2О.

4) влияние реакции осаждения.

Конкурентная реакция осаждения может сильно повлиять на величину потенциала вследствии резкого уменьшения концентрации одного из компонентов пары. Влияние конкурентных реакций осаждения учитывают с помощью ПР осадков.

Ox + ne = Red.

Ox + осадитель = Ох*осад.¯

ПР^р=[Ox][осад.], [Ox]=ПР^р/[осад.]

5) влияние комплексообразования.

Это влияние очень существенно. Например, в случае титрования ионов Fe²⁺ бихроматом добавлением Н₃РО₄ позволяет связыватьокисленную форму Fe³⁺ в комплекс, вследствии чего очень увеличивается величина скачка титрования.

Колличественные характеристики влияния будут рассматриваться при изучении реакций комплексообразования.

Анионы III аналитической группы (NO₃^–, NO₂^–, CH₃COO^–, Mn₄^–) широко используются как в количественном анализе, так и для установления качественного состава исследуемых объектов (нитратная кислота, Калий или Натрий нитрит, ледяная ацетатная кислота, Калий перманганат). Нитрит-ионы и перманганат-ионы являются частью лекарственных веществ NаNO₂, КMnО₄.

Анионы органических кислот входят в состав многочисленных лекарственных средств, как в форме активно действующей, так и в форме наполнителей. Реакции тождественности лекарственных средств требуют проведения характерных реакций на отдельные функциональные группы (в случае веществ-неэлектролитов) и отдельные ионы (в том числе анионы). Для выполнения таких реакций необходимо знать специфические условия их обнаружения в смесях: кислотность среды, наличие органических растворителей, способы выделения.

При синтезе лекарственных субстанций применяются разнообразные способы очистки получаемого продукта от исходных веществ, продуктов параллельно протекающих реакций, и т.п.. Тем не менее какой бы совершенной и многократной не была очистка, субстанции могут и в дальнейшем содержать примеси, поэтому обязательным является проведения испытаний на чистоту и допустимые границы примесей.

Государственная Фармакопея Украины приводит описание испытаний на предельное содержание значительно большего количества общих примесей, чем предыдущие Фармакопеи Х и ХІ изданий. Согласно ГФУ испытания проводятся на такие ионы и вещества: NH₄⁺ (методы А, В, С, D); As^III,V (методы А, В); Ca²⁺, Cl^-, F^-, Mg²⁺ и щелочно-земельные металлы (по одном методу); тяжелые металлы (методы А, В, С, D, Е, F); Fe²⁺, Fe³⁺, Pb²⁺, K⁺, SO₄^2-, PO₄^3- (по одном методу); сульфатная зола (методы А, В); Ni²⁺, Al³⁺, вещества, которые легко обугливаются, общая зола, Zn²⁺ (по одному методу); формальдегид (методы А, В), а также ряд органических веществ в эфирных маслах. Обязательным испытанием в субстанциях является определение остаточных количеств органических растворителей. В общем этот тест является общим, общим для всех субстанций, а иногда - и для лекарственных средств, изготовленных в инъекционной форме из упомянутых субстанций.

Кроме определения общих примесей при изучении субстанций лекарственных веществ в курсе фармацевтической химии будут изучаться специфические примеси, которые попадают в субстанцию, как параллельный продукт реакции синтеза или отдельных стадий синтеза или как не вступившые в реакцию исходные вещества или как продукты гидролиза, окисления-восстановления, разложения субстанции.

При определении большинства общих примесей применяется колориметря. Согласно ГФУ выбраны специфические реагенты, которые с определяемой примесью дают аналитический сигнал: изменение цвета или образование тонкого осадка, который изменяет окраску раствора. Сравнивается интенсивность окраски исследуемого раствора и раствора эталона, который содержит предельно допустимое количество определяемой примеси и все реагенты, а также прошел одну и ту же обработку, что и исследуемый раствор. Если субстанция доброкачественная, то интенсивность окраски исследуемого раствора не должна превышать интенсивность окраски раствора эталона.

Определение предельно допустимого содержания отдельных примесей проводят с помощью физико-химических методов анализа. Примесь Al³⁺ всегда определяют флуоресцентным методом. Примесь Цинка в субстанции ацетилцистеина (АЦЦ) определяют методом атомно-абсорбционной спектрометрии. Примесь оксалатов в субстанции Кальций глюконата для инъекций определяют методом высокоэффективной жидкостной хроматографии (ВЭЖХ). Примесь Ферума - атомно-абсорбционным методом, а примесь Mg²⁺ и щелочных металлов – гравиметрическим методом; примеси Сu²⁺, Fe²⁺, Fe³⁺ в субстанции аскорбиновой кислоты - методом атомно-абсорбционной спектрометрии.

Целью данного занятия является ознакомление с методами проведения реакций испытания на предельно допустимое содержание примесей с помощью качественных реакций, а при изучении физико-химических методов мы выясним суть определения примесей с помощью этих методов.

К третьей группе анионов принадлежат NO₃^-, NO₂^-, CH₃COO^-, MnО₄^-, ClО₃^- и другие ионы. Характерной особенностью этой группы является растворимость соответствующих солей Бария и Аргентума, поэтому группового реагента на третью группу нет.

Анионы NO₃^-, NO₂^-, CH₃COO^-, Cl₃^- бесцветные, ион MnО₄^- малиново-фиолетовой окраски. Главной особенностью MnО₄^- - иона является высокая окислительная активность.

Характерные реакции NO₃^--ионов.

Дифениламин (C₆H₅)₂NH в сильнокислой среде взаимодействует с нитрат-ионами (и другими окислителями в том числе NO₂^--ионами) и образует соединение синего цвета, которое во время дальнейшего окисления переходит в бесцветное соединение.

Выполнение реакции. До 2-3 капель исследуемого раствора прибавляют 4-5 капель раствора дифениламина в концентрированной сульфатной кислоте. Если есть NO₃^–, появляется темно-синяя окраска.

Алюминий, Магний, Цинк в щелочном растворе восстанавливают нитрат-ионы до аммиака:

NO₃^– + 4Zn + 6H₂O + 7OH^– = NH₃ + 4[Zn(OH)₄]^2–

Мешает реакции ион NH₄⁺, а также анионы, которые содержат Нитроген (NO₂^–, SCN^– и прочие).

Выполнение реакции. В тигель до 3-4 капель исследуемого раствора прибавляют 1-2 кусочка металлического Алюминия или Цинка и избыток NaOH. При наличии NO₃^– образуется газообразный аммиак, который окрашивает смоченную фенолфталеиновую бумажку в розовый цвет.

Соли Ферума (II) в присутствии концентрированной сульфатной кислоты с NO₃^--ионами образуют коричневое кольцо [Fe(NO)]SO₄:

3Fe²⁺ + NO₃^- + 4H⁺ = 3Fe³⁺ + NO + 2H₂O;

NO + Fe²⁺ + SO₄^2- = [Fe(NO)]SO₄.

Мешают ионы: I^-, Br^- (дают тоже бурое кольцо, но вследствие образования I₂ и Br₂ соответственно), CrО₄^2-, MnО₄^-, [Fe(CN)₆]^3-, [Fe(CN)₆]^4-, SCN^-, S₂O₃^2-, SO₃^2-; NO₂^—ионы, которые точно такую же реакцию дают даже с разбавленной H₂SO₄ и CH₃COOH).

Выполнение реакции. На часовое стекло помещают каплю исследуемого раствора, в середину капли вносят маленький кристалл FeSO₄ и прибавляют каплю концентрированной H₂SO₄. В присутствии NO₃^--иона вокруг кристалла появляется бурое кольцо вследствие образования комплексного соединения [Fe(NO)]SO₄.

Нитробензол (фармакопейная реакция)

Выполнение реакции. ГФУ требует проведения идентификации NO₃^--иона по такой методике: „Несколько кристалликов твердого исследуемого объекта прибавляют к смеси с 2-5 каплями нитробензола и 4-10 каплями концентрированной сульфатной кислоты; оставляют постоять и через 5 мин. охлаждают на ледяной бане. Продолжая охлаждение, медленно при перемешивании прибавляют 5 мл воды, потом 5 мл ацетона, встряхивают и отстаивают. Если в исследуемом растворе есть нитрат-ионы, верхний слой приобретает темно-фиолетовую окраску”.

Реакция отличия от нитритов (фармакопейная реакция). Нитрат-ионы являются окислителями, поэтому не обесцвечивают раствор Калий перманганата.

Выполнение реакции. До 5-6 капель исследуемого раствора прибавляют 1-2 капли 1 моль/л раствора сульфатной кислоты и 1-2 капли 0,1% раствора Калий перманганата. В случае присутствия в исследуемом растворе нитрат-ионов Калий перманганат не обесцвечивается.

Антипирин с нитрат-ионами в кислой среде образует нитроантипирин ярко-красного цвета.

NO₂^--ионы в аналогичных условиях образуют изумрудно-зеленую окраску.

Выполнение реакции. До 2-3 капель исследуемого раствора прибавляют 2-3 кристаллика антипирина (или 2-3 мл раствора) и осторожно, по каплям, прибавляют 10-15 капель концентрированного раствора H₂SO₄ при стряхивании раствора в пробирке. Если в исследуемом растворе есть NO₃^--ионы возникает ярко-красная окраска.

Характерные реакции NO₂^--ионов.

Минеральные кислоты раскладывают нитриты с образованием бурого газа NO₂:

NO₂^- + H⁺ = HNO₂;

2HNO₂ ® NO₂ + NO + H₂O.

Выполнение реакции. До 2-3 капель исследуемого раствора прибавляют 1-2 капли 2 моль/л раствора HCl. Если присутствуют NO₂^--ионы, выделяется газ с острым запахом свежести.

Калий йодид в кислой среде окисляется до свободного йода:

2NO₂^– + 2I^– + 4H⁺ = I₂ + 2NO + 2H₂O.

Йод, который выделился, окрашивает раствор крахмала в синий цвет.

Выполнение реакции. На фильтровальную бумагу, пропитанную крахмалом, наносят каплю исследуемого раствора, 1-2 капли ацетатной кислоты и каплю Калий йодида. Если есть NO₂^--ионы, образуется синее пятно.

Калий перманганат в кислой среде окисляет нитрит до нитрата:

5NO₂^– + 2MnО₄^– + 6H⁺ = 5NO₃^– + 2Mn²⁺ + 3H₂O.

Выполнение реакции. Каплю раствора Калий перманганата помещают в пробирку, прибавляют 2-3 капли H₂SO₄, нагревают к появления паров и прибавляют каплями исследуемый раствор. Если есть NO₂^--ионы, малиновая окраска MnО₄^--ионов исчезает.

Сульфаниловая кислота и a-нафтиламмин (реактив Грисcа) или 1-амино-2-нафтол в присутствии нитрит-ионов образуют окрашенное в красный цвет соединение азокрасителя.

Выполнение реакции. К 2-3 каплям нейтрального или подкисленного ацетатной кислотой исследуемого раствора прибавляют 1-2 капли сульфаниловой кислоты и a-нафтиламина или 1-амино-2-нафтола. В присутствии NO₂^--ионов сразу или со временем (если в растворе маленькие количества NO₂^--ионов) появляется характерная красная окраска.

Антипирин (фармакопейная реакция) с нитрит-ионами в кислой среде образует нитрозоантипирин изумрудно-зеленого цвета.

NaNO₂ + HCl → HNO₂ + NaCl

Выполнение реакции. К 2-3 каплям исследуемого раствора прибавляют каплю 1 моль/л раствора H₂SO₄ и 1-2 капли раствора антипирина. В присутствии NO₂^--ионов возникает изумрудно-зеленая окраска.

Удаление NO₂^--ионов достигается осторожным нагреванием растворов с твердым NH₄Cl или (NH₄)₂SO₄:

NH₄⁺ + NO₂^- ® N₂ + 2H₂O.

Наилучшим способом удаления NO₂^--ионов является взаимодействие с карбамидом:

2NO₂^- + 2H⁺ + CO(NH₂)₂ = 3H₂O + CO₂ + 2N₂.

Выполнение реакции. К 4-5 каплям исследуемого раствора прибавляют 0,1 г карбамида и каплями прибавляют 1 моль/л раствор H₂SO₄. Каждую следующую каплю кислоты прибавляют после окончания бурной реакции с предыдущей каплей. После завершения реакции (когда добавленная капля раствора H₂SO₄ не вызывает бурной реакции) в отдельной порции раствора проводят обнаружение NO₂^- - ионов действием KI в присутствии крахмала.

Выявление NO₃^- можно проводить в присутствии NO₂^--ионов только после удаления NO₂^--ионов.

Характерные реакции CH₃COO^--ионов.

Оксалатная кислота (фармакопейная реакция), разбавленная H₂SO₄ выделяют ацетатную кислоту, которую легко распознают за запахом. Концентрированная H₂SO₄ также выделяет ацетатную кислоту из ее солей:

2CH₃COONa + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + 2CH₃COOH.

Выполнение реакции. К 3-4 каплям исследуемого раствора прибавляют 3-4 капли концентрированной H₂SO₄; смесь нагревают 1-2 мин на водяной бане. Если есть CH₃COO^--ионы, смесь будет иметь характерный запах ацетатной кислоты или будет изменяться окраска поднесенной к отверстию пробирки индикаторной бумажки (рН<6).

Ферум (III) хлорид (фармакопейная реакция) с нейтральными растворами ацетатов образует основной Ферум ацетат, который имеет темно-красный цвет и выпадает в осадок при нагревании. Раствор должен быть нейтральным и не содержать анионы, которые осаждают Fe³⁺ ионы (CO₃^2–, SO₃^2–, PO₄^3– и др.).

Fe³⁺ + 3CH₃COO^– + 2H₂O = Fe(ОН)₂CH₃COO¯ + 2CH₃COOH.

Состав осадка в зависимости от соотношения концентраций Fe (III) и ацетатов-ионов может изменяться и соответствовать, например, формулам FeОН(CH₃COO)₂, Fe₃(ОН)₂О₃(CH₃COO), Fe₃О(ОН)(CH₃COO)₆ или Fe₃(ОН)₂(CH₃COO)₇.

Выполнение реакции. К исследуемому раствору прибавляют несколько капель FeCl₃. Раствор окрашивается в темно-красный цвет. Если разводить раствор водой и нагревать, выпадет осадок.

Образование этилацетата и амилацетата (фармакопейная реакция). Ацетат-ионы в присутствии концентрированной сульфатной кислоты и этилового или амилового спирта образуют этилацетат и амилацетат соответственно:

CH₃COO^- + H⁺ = CH₃COOH

CH₃COOH + C₂H₅OH = CH₃COOC₂H₅ + H₂O.

Выполнение реакции. К 3-4 каплям исследуемого раствора прибавляют 2-3 капли концентрированной сульфатной кислоты и 2-3 капли этанолу или амилового спирта и нагревают 1-2 мин. на кипящем водяной бане, после чего выливают содержимое пробирки в стакан с холодной водой. Если в растворе присутствуют ацетат-ионы, то появляется приятный запах этилацетата или амилацетата.

Лантан нитрат (фармакопейная реакция) с ацетат-ионами образует осадок основного ацетата лантана (ІІІ), который имеет подобно крахмалу свойства – с раствором йода синеет:

La³⁺ + 3CH₃COO^- + H₂O = La(OH)(CH₃COO)₂¯ + CH₃COOH

La(OH)(CH₃COO)₂¯ + I₂ = {La(OH)(CH₃COO)₂}× I₂ (адс.)

Выполнение реакции. К 5-6 каплям исследуемого раствора прибавляют 5-6 капель раствора Лантан (ІІІ) нитрата, 2 капли 0,05 моль/л раствора йода и 1-2 капле 3%-го раствора аммиака. Смесь осторожно нагревают до кипения. Если в исследуемом растворе были ацетаты-ионы, то через 2-3 мин. появится синий осадок или появится синяя окраска раствора.

ХАРАКТЕРНЫЕ РЕАКЦИИ АНИОНОВ ОРГАНИЧЕСКИХ КИСЛОТ

Характерные реакции тартрат-ионов.

Ферум (ІІ) сульфат и Гидроген пероксид (фармакопейная реакция). Добавление разбавленного водного раствора FeSO₄ и H₂O₂ к раствору, который содержит тартрат-ионы, приводит к образованию неустойчивого комплекса Ферума желтой окраски. Следующая обработка раствором щелочи приводит к образованию комплекса голубого цвета. Возможен такой механизм реакции:

2Fe²⁺ + Н₂О₂ + 2Н⁺ = 2Fe³⁺ + 2Н₂О;

Fe³⁺ + С₄Н₄О₆^2- = Fe(С₄Н₄О₆)⁺.

Выполнение реакции. К 6-8 каплям исследуемого раствора прибавляют 1 каплю 1%-го раствора FeSO₄, 1 каплю 3%-го раствора H₂O₂. Если появляется неустойчивая желтая окраска, то после ее исчезновения каплями прибавляют 2 моль/л раствор Натрий гидроксида. Если в исследуемом растворе присутствуют тартрат-ионы, появляется голубая или синяя окраска.

Резорцин (фармакопейная реакция). Тартрат-ионы при действии концентрированной сульфатной кислоты превращаются в гликолевый альдегид, который вступает в реакцию конденсации с резорцином в кето-форме, при этом образуется соединение вишнево-красного цвета.

Выполнение реакции. К 2-3 каплям исследуемого раствора прибавляют 10 капель концентрированной сульфатной кислоты, кристаллический резорцин и нагревают на водяной бане. Если в растворе присутствуют тартрат-ионы, появляется вишнево-красная окраска раствора.

ГФУ требует выполнения этой реакции в другой последовательности. К 5-6 каплям исследуемого раствора прибавляют 3-4 капли 10%-го раствора Калий бромида, потом 2-3 капли 2%-го раствора резорцина и, около 3 мл концентрированной сульфатной кислоты, затем нагревают на водяной бане 5-10 мин. Если в исследуемом растворе присутствуют тартрат-ионы, то раствор окрашивается в темно-синий цвет, который после охлаждения и выливания смеси в воду, изменяется на красный.

Калий хлорид KCl с тартрат-ионами образуют белый кристаллический осадок Калий гидротартрата KHC₄H₄O₆:

C₄H₄O₆^2– + H₂O = HC₄H₄O₆^– + OH^–;

K⁺ + HC₄H₄O₆^– = KHC₄H₄O₆¯.

Выполнение реакции. К 2-3 каплям исследуемого раствора прибавляют 2-3 капли насыщенного раствора Калий хлорида. Если присутствуют тартрат-ионы, выпадает белый кристаллический осадок. Калий гидротартрат может образовывать пресыщенные растворы. Во избежание пресыщения раствора при проведении опыта следует потирать стенки пробирки стеклянной палочкой.

Характерные реакции цитрат-ионов.

Кальций хлорид CaCl₂ (фармакопейная реакция) с цитратами в нейтральной среде при нагревании образует белый осадок Кальций цитрата:

3Ca²⁺ + 2Cit^3– = Ca₃(Cit)₂¯.

Осадок растворяется в кислотах (ГФУ требует НCl):

Ca₃(Cit)₂ + 6H⁺ = 3Ca²⁺ + 2H₃Cit.

Выполнение реакции. К 2-3 каплям исследуемого раствора с нейтральной реакцией среды прибавляют 2-3 капли раствора Кальций хлорида и нагревают на кипящем водяной бане. Если в растворе присутствуют цитрат-ионы, выпадает белый осадок Кальций цитрата.

Уксусный ангидрид (фармакопейная реакция). Цитрат-ион при взаимодействии с уксусным ангидридом образовывает продукт реакции красного цвета.

Выполнение реакции. К 3-4 каплям исследуемого раствора прибавляют 3-4 капли уксусного ангидрида и нагревают; если в растворе присутствуют цитрат-ионы, то через 20-40 с появляется красная окраска.

Реакция окисления цитрат-иона и взаимодействие с Натрий нитропруссидом (фармакопейная реакция).

КMnO₄, H₂SO₄

Н₃С₆Н₅О₇ CH₃-C(О)-CH₃ + 2CO₂ + CO + H₂O;

Выполнение реакции. ГФУ требует выполнения этой реакции в такой последовательности: к 5 мл исследуемого раствора прибавляют 0,5 мл концентрированной сульфатной кислоты и 1 мл 3%-го раствора КMnО₄. Раствор нагревают до обесцвечивания, прибавляют 0,5 мл 10 %-го раствора Натрий нитропруссида, приготовленного на 1 моль/л растворе H₂SO₄, потом 4 г сульфаминовой кислоты. К смеси прибавляют 25%-ий водный раствор аммиака до щелочной реакции, следя, что сульфаминовая кислота полностью растворилась. При добавлении избытка 25%-ого водного раствора аммиака и в присутствии в исследуемом растворе цитратов возникает фиолетовая окраска, которая переходит в фиолетово-синюю.

Характерная реакция бензоат-ионов.

Ферум (ІІІ) хлорид FeCl₃ (фармакопейная реакция) с бензоат-ионами образуют соединение бледно-желтого цвета, которое выпадает в осадок (растворимый в эфире):

6C₆H₅COO^– + 2Fe³⁺ + 10H₂O = (C₆H₅COO)₃Fe×Fe(OH)₃×7H₂O¯ + 3C₆H₅COOH.

Выполнение реакции. К 5-7 каплям исследуемого раствора прибавляют 1-2 капли насыщенного раствора Ферум (ІІІ) хлорида. Если в растворе есть бензоат-ионы, выпадает бледно-желтый осадок.

Концентрированная сульфатная кислота (фармакопейная реакция) вытесняет из растворов бензоатов летучую бензойную кислоту:

С₆Н₅СОО^- + Н⁺ → С₆Н₅СООН,

которую легко обнаружить при нагревании смеси и возгонке кислоты на внутренних стенках пробирки.

Выполнение реакции. Испытуемую пробу вещества помещают в сухую пробирку, прибавляют 5-6 капель концентрированной сульфатной кислоты и осторожно нагревают дно пробирки. Если в пробе присутствуют бензоат-ионы, на внутренних стенках пробирки появляется белый налет.

Хлоридная кислота (фармакопейная реакция) осаждает бензойную кислоту, которую идентифицируют по температуре плавления (120°-124°С):

С₆Н₅СОО^- + Н⁺ → С₆Н₅СООН.

Выполнение реакции. 0,5 г испытуемого образца растворяют в 10 мл воды. К полученному раствору (или сразу к 10 мл исследуемого раствора) прибавляют 0,5 мл концентрированной хлоридной кислоты. Если в растворе или образце были бензоат-ионы, то выпадает белый осадок, который после промывания и высушивания в вакууме, имеет температуру плавления от 120°С до 124°С.

Характерные реакции салицилат-ионов.

Ионы Ферума (ІІІ) Fe³⁺ (фармакопейная реакция) с салицилат-ионами образуют соединения разного состава. Они в зависимости от кислотности среды, окрашивают раствор в фиолетовый (очень кислая), красный (нейтральная) и желтый (щелочная) цвет.

Выполнение реакции. К 3-4 каплям исследуемого раствора прибавляют 2-3 капли раствора Ферум (ІІІ) хлорида. В зависимости от кислотности среды и при наличии салицилатов, появляется фиолетовая, красная или желтая окраска раствора.

Минеральные кислоты (фармакопейная реакция) при действии на салицилат-ионы выделяют практически нерастворимую в воде салициловую кислоту, которая выпадает в виде белых хлопьев. ГФУ требует идентификацию салициловой кислоты по температуре плавления полученного осадка.

Выполнение реакции. К 3-5 каплям исследуемого раствора прибавляют 5-7 капель концентрированной хлоридной кислоты. Если в растворе присутствуют салицилаты, выпадает белый осадок в виде хлопьев. Осадок промывают водой, высушивают в вакууме и определяют его температуру плавления, которая должна быть в пределах от 156°С до 161°С.

Ход анализа смеси ионов PO₄^3–, AsО₄^3–, AsО₃^3–.

1. Отделение PO₄^3– и AsО₄^3– от AsО₃^3–. К 5-8 каплям исследуемого раствора прибавляют 3 капли раствора NH₄Cl и NH₄OH до щелочной реакции (pН»9) и прибавляют 4-5 капель раствора Магний хлорида. Если осадок выпадает не сразу, стенки пробирки потирают стеклянной палочкой.

Осадок 1 Раствор1

MgNH₄PO₄, MgNH₄AsО₄ AsО₃^3–, Mg²⁺, Cl^–

Осадок промывают водой с несколькими каплями NH₄OH.

2. Выявление AsО₄^3– и PO₄^3–. Осадок 1 растворяют в нескольких каплях 2 моль/л раствора CH₃COOH и в отдельных порциях раствора обнаруживают AsО₄^3– и PO₄^3--ионы:

– ион AsО₄^3– действием раствора KI в кислой среде;

– ион PO₄^3– действием (NH₄)₂MoО₄ в присутствии тартратной (винной) кислоты (в случае наличия в растворе AsО₄^3–) или действием аммоний молибдата в присутствии HNO₃ (при отсутствии в исследуемом растворе арсенат-ионов).

3. Обнаружение AsО₃^3--ионов. Раствор 1, полученный после отделения AsО₄^3– и PO₄^3--ионов подкисляют несколькими каплями 2 моль/л раствора HCl, нагревают и прибавляют Na₂S. Быстрое выпадание желтого осадка As₂S₃, который растворяется в NH₄OH, указывает на присутствие AsО₃^3--ионов.

Ход анализа смеси ионов S^2–, S₂O₃^2–, SO₄^2–, SO₃^2–.

Для обнаружения S^2–, S₂O₃^2– и SO₃^2– при совместном присутствии необходимо использовать систематический ход анализа, так как эти анионы мешают обнаружению друг друга.

1. Выявление и отделение S^2–. К капле щелочного исследуемого раствора прибавляют каплю раствора Натрий нитропруссида. Появление красно-фиолетовой окраски указывает на присутствие S^2--иона. Если S^2– обнаружен, то к 5 каплям исследуемого раствора прибавляют твердый CdCO₃ и перемешивают.

Осадок 1 Раствор 1.

Cd, CdCO₃. S₂O₃^2–, SO₃^2–, SO₄^2– и другие анионы.

2. Обнаружение и отделение S₂O₃^2–. К 2-3 каплям раствора 1 прибавляют 3-4 капли 2 моль/л раствора HCl и нагревают. Образование белой или желтоватой мути (сера) указывает на присутствие S₂O₃^2–.

После того, как точно установлено, что S₂O₃^2– присутствует в растворе, к раствору 1 прибавляют до полного осаждения раствор соли Стронция.

Осадок 2 Раствор 2

SrSO₃, SrSO₄ S₂O₃^2–, анионы, Sr²⁺.

3. Обнаружение SO₃^2– и SO₄^2–. Осадок 2 хорошо промывают водой, отбрасывая промывные воды. К промытому осадку прибавляют 8-10 капель воды, хорошо перемешивают и делят полученную суспензию на две части:

- к одной части прибавляют раствор 2 моль/л HCl до растворения и каплями раствор I₂. Обесцвечивание йода – признак присутствия SO₃^2--иона.

- к второй части раствора прибавляют 3-4 капли раствора соли Бария и избыток 2 моль/л раствора HCl. Если осадок не растворяется в HCl, то присутствуют SO₄^2--ионы.

Ход анализа смеси ионов Cl^–, Br^–, I^–.

Обнаружение галогенид-ионов при их совместном присутствии требует систематического хода анализа, поскольку все эти ионы реагируют с ионами Аргентума с образованием белого, бледно-желтого и желтого осадков галогенидов Аргентума.

1. Обнаружение и отделение ионов Cl^–. К отдельной порции исследуемого раствора прибавляют подкисленный нитратной кислотой раствор Аргентум нитрата.

Осадок 1 Раствор 1

AgCl, AgBr, AgI. Ag⁺, NO₃^–.

К осадку 1 прибавляют 12% раствор аммоний карбоната и хорошо перемешивают.

Осадок 2 Раствор 2

AgBr, AgI [Ag(NH₃)₂]⁺, Cl^–, CO₃^2–, HCO₃^2–, NH₄⁺.

В растворе 2 обнаруживают ионы Cl^– подкислением раствора 2 моль/л HNO₃ до кислой реакции. Если в растворе 2 присутствуют Cl^--ионы, снова выпадает белый творожистый осадок AgCl.

2. Обнаружение Br^– и I^--ионов. К отдельной порции исходного раствора, который подкисляют 1 моль/л раствором сульфатной кислоты, прибавляют хлороформ и каплями хлорную воду. Появление розово-фиолетовой окраски хлороформного слоя свидетельствует о присутствии I^--ионов.

При дальнейшем добавлении хлорной воды, розово-фиолетовая окраска исчезает вследствие окисления I₂ до IO₃^– и возникает желто-оранжевая окраска хлороформного слоя вследствие образования свободного брома. Если это наблюдается, то присутствуют Br^--ионы.

Ход анализа смеси NO₃^–, NO₂^–.

Нитрит-ионы мешают обнаружению NO₃^--ионов, так как в реакциях с восстановителями (FeSO₄, дифениламин) их аналитические эффекты похожи.

1. Обнаружение NO₂^--иона. В отдельной порции раствора выявляют с помощью антипирина нитрит-ион.

Если нитрит-ионы присутствуют, их нужно удалять, если же нет – приступают к выявлению NO₃^--ионов.

2. Удаление NO₂^--ионов. Из отдельной порции исследуемого раствора удаляют NO₂^--ионы действием NH₄Cl, (NH₄)₂CO₃ или карбамида.

Полноту удаления проверяют реакцией с KI в кислой среде.

3. Обнаружение NO₃^--ионов. В растворе, из которого удалили нитрит-ионы, выявляют нитраты реакцией с дифениламином или действием солей Fe (II).

Для определения примесей в препаратах и приблизительной оценки их количества проводится сравнение (колориметрическое или нефелометрическое) с эталонными растворами, которые устанавливают верхнюю границу содержания данной примеси.

Общие требования.

1. Вода и все реактивы должны быть свободными от ионов, на содержание которых проводится испытание.

2. Пробирки, в которых проводят испытание должны быть бесцветными и одинакового диаметра.

3. Навески для приготовления эталонных растворов взвешивают с точностью до 0,001 г.

4. Эталонные растворы низких концентраций готовят непосредственно перед применением.

5. Исследование мутных растворов и растворов, в которых наблюдается опалесценция, проводят в свете, который проходит через раствор на темном фоне; исследование окрашенных растворов проводят при дневном отраженном свете на матово-белом фоне.

6. Добавление реактивов к исследуемому и эталонному растворам должно проводиться одновременно и в одинаковых количествах.

7. Подготовка пробы исследуемого лекарственного средства описана в соответствующей аналитико-нормативной документации (АНД) или соответствующей статье в ГФУ и должна неуклонно выполняться.

8. Соответственно природе исследуемого лекарственного средства и соответственно требований АНД на него используется тот или другой метод испытания (А, В, С или D), если в ГФУ приводится несколько.

Испытания на хлориды

Растворы хлоридов в зависимости от их концентрации образуют с раствором Аргентум нитрата белый творожистый осадок, белую муть или дают опалесценцию, которая не исчезает при добавлении нитратной кислоты и легко исчезает при добавлении раствора аммиака.

Предельная чувствительность реакции - 0,0001 мг (0,1 мкг) хлорид-иона в 1 мл раствора. 0,002 мг (2 мкг) хлорид-иона в 1 мл раствора дают при этой реакции хорошо заметную опалесценцию.

Выполнение реакции. К 15 мл раствора, указанного в отдельной статье, прибавляют 1 мл кислоты азотной разбавленной Р и выливают смесь за один раз в пробирку, которая содержит 1 мл раствора серебра нитрата Р2.

Параллельно при этих же условиях готовят эталон, используя вместо 15 мл испытуемого раствора 10 мл эталонного раствора хлорида (5 ррm Cl^- = 5 мкг Cl^-) и 5 мл воды Р. Пробирки помещают в защищенное от света место.

Через 5 мин пробирки просматривают на черном фоне горизонтально (перпендикулярно к оси пробирок). Опалесценция испытуемого раствора не должна превышать опалесценцию эталона.

Испытания на сульфаты.

Растворы сульфатов в зависимости от их концентрации образуют с растворами солей Бария белый осадок или муть, которые не исчезают от добавления разбавленной (1:2) хлоридной кислоты.

Предельная чувствительность реакции 0,003 мг (3 мкг) сульфат-иона в 1 мл раствора. 0,01 мг (10 мкг) сульфат-иона в 1 мл раствора дает по этой реакции через 10 мин заметную муть.

При приготовлении всех растворов, применяемых в данном испытании, должен использоваться вода дистиллированная Р.

Выполнение реакции. До 1,5 мл эталонного раствора сульфата (10 ррm SO₄^2-) Р1 прибавляют 1 мл раствора 250 г/л бария хлорида Р. Встряхивают и оставляют на 1 мин, потом прибавляют 15 мл испытуемого раствора, приготовленного, как указано в отдельной статье, и 0,5 мл кислоты уксусной Р.

Параллельно за этих же условий готовят эталон, используя вместо испытуемого раствора 15 мл эталонного раствора сульфата (10 ррm SO₄^2-) Р.

Через 5 мин опалесценция испытуемого раствора не должна превышать опалесценцию эталона.

Испытания на соли тяжелых металлов.

При смешивании растворов Плюмбума и растворов солей тяжелых металлов с тиоацетамидом возникает желто-коричневая окраска. ГФУ приводит шесть методов проведения определения предельно допустимого содержания тяжелых металлов. Использование того или другого метода определяется природой исследуемого объекта: растворим или нерастворим в воде или в ограническом растворителе; необходима предыдущая минерализация мокрым или сухим путем; необходимо фильтрование или нет и т.п..

В соответствующей статье на исследуемый объект указывается какой метод следует применять.

Мы рассмотрим самый простой, когда соли тяжелых металлов и исследуемый объект целиком растворимы в воде.

Выполнение реакции. К 12 мл водного раствора, указанного в отдельной статье, прибавляют 2 мл буферного раствора рН 3,5 Р и перемешивают. Полученную смесь прибавляют до 1,2 мл реактива тиоацетамида Р и немедленно перемешивают.

Параллельно при этих же условиях готовят эталон, используя вместо 12 мл испытуемого раствора смеси 10 мл эталонного раствора свинца (1 ррm или 2 ррm Pb²⁺) Р, как указано в отдельной статье, и 2 мл испытуемого раствора.

Готовят холостой раствор, используя смесь 10 мл воды Р и 2 мл испытуемого раствора. Сравнительно с холостым раствором эталон должен иметь светло-коричневую окраску.

Через 2 мин коричневая окраска испытуемого раствора должна быть не интенсивнее за окраску эталона.

Испытание на соли аммония

Растворы солей аммония в зависимости от их концентрации образуют с реактивом Несслера желто-бурый осадок или возникает желтая окраска раствора. ГФУ предлагает четыре метода выполнения испытаний, три из которых базируются на реакции с реактивом Несслера (Калий тетрайодмеркурат (II) в щелочной среде); одна реакция базируется на образовании в щелочной среде NH₃ и использовании его восстановительных свойств в реакции с Аргентум нитратом. Мы приведем методику выполнения испытания для случая отсутствия мешающих ионов (ионы щелочноземельных и тяжелых металлов, ионы Fe²⁺, Fe³⁺).

Предельная чувствительность реакции 0,003 мг (0,3 мкг) иона аммония в 1 мл раствора. 0,002 мг (2 мкг) иона аммония в 1 мл раствора дают при этой реакции желтую окраска.

Выполнение реакции. Количество испытуемого вещества, указанное в отдельной статье, помещают в пробирку, растворяют в 14 мл воды Р, если необходимо, подщелачивают раствором натрия гидроксида разбавленным Р и доводят объем раствора водой Р до 15 мл. Прибавляют 0,3 мл раствора калия тетрайодмеркурата щелочного Р.

Как эталон используют раствор, полученный добавлениям к 10 мл эталонного раствора аммония (1 ррm NH₄⁺) Р, 5 мл воды Р и 0,3 мл раствора калия тетрайодмеркурата щелочного Р. Пробирки закрывают. Через 5 мин. желтая окраска испытуемого раствора должна быть не интенсивнее за окраску эталона.

Испытания на соли Кальция.

Растворы солей Кальция в зависимости от их концентрации образовывают с раствором аммоний оксалата белый мелкокристаллический осадок или белую муть, которая не исчезает при добавлении ацетатной кислоты, но легко растворима в хлоридной или нитратной кислотах.

Предельная чувствительность реакции 0,0035 мг (3,5 мкг) Кальций-иона в 1 мл раствора. 0,03 мг (30 мкг) Кальций-иона в 1 мл раствора дают при этой реакции хорошо заметную муть.

При приготовлении всех растворов, применяемых в данном испытании, должна использоваться вода дистиллированная Р.

Выполнение реакции. К 0,2 мл эталонного раствора кальция спиртового (100 ррm Са²⁺) Р прибавляют 1 мл раствора аммония оксалата Р. Через 1 мин. прибавляют смесь 1 мл кислоты уксусной разбавленной Р и 15 мл раствора, который содержит указанное в отдельной статье количество испытуемого вещества, и встряхивают.

Параллельно при этих же условиях готовят эталон, используя смесь 1 мл кислоты уксусной разбавленной Р, 10 мл эталонного раствора кальция водного (10 ррm Са²⁺) Р и 5 мл воды дистиллированной Р.

Через 15 мин. опалесценция испытуемого раствора не должна превышать опалесценцию эталона.

Испытания на соли Ферума.

Предельное содержание солей Ферума определяют по реакции Ферума (ІІ) и (ІІІ) с тиогликолевой кислотой в щелочной среде. Возникает розовая окраска раствора, которая должна на превышать по интенсивности окраску эталона.

Выполнение реакции. Количество испытуемого вещества, указанное в отдельной статье, растворяют в воде Р, доводят объем раствора водой Р до 10 мл и перемешивают или используют 10 мл раствора указанного в отдельной статье. Прибавляют 2 мл раствора 200 г/л кислоты лимонной Р и 0,1 мл кислоты тиогликолевой Р. Перемешивают, подщелачивают раствором аммиака Р, доводят объем раствора водой Р до 20 мл.

Параллельно за этих же условий готовят эталон, используя 10 мл эталонного раствора железа (ІІІ) (1 ррm Fe³⁺) Р.

Через 5 мин. розовая окраска испытуемого раствора должны быть не интенсивнее за окраску эталона.

Испытания на соли Цинка.

Растворы солей Цинка в зависимости от концентрации образуют с раствором Калий гексацианоферрата (ІІ) белый осадок или муть, которые не растворимы в разбавленных кислотах.

Предельная чувствительность реакции 0,001мг (1мкг). 0,001 мг Цинк-иона в 1мл раствора дают по этой реакции хорошо заметную муть.

Выполнение реакции. К 10,0 мл раствора испытуемого вещества, приготовленного, как указано в отдельной статье, прибавляют 2,0 мл раствора кислоты хлористоводородной Р1 и 0,2 мл раствора калия ферроцианида Р.

Параллельно готовят эталон, с использованием вместо испытуемого раствора 10 мл эталонного раствора цинк-иона (5 ррm Zn²⁺) Р, который готовят путем разведения водой Р в 1000 раз эталонного раствора цинка (5 мг/мл Zn²⁺) Р.

Через 10 мин. опалесценция испытуемого раствора не должна превышать опалесценцию эталона.

Примечание. В случае появления в испытуемом растворе синей окраски, которая мешает нефелометрическому сравнению, надо заранее отделить железо. Для этого к раствору испытуемого вещества, нагретого до кипения прибавляют раствор аммиака разбавленный Р1 до появления выразительного запаха и смесь фильтруют. Объем фильтрата доводят водой Р до необходимой концентрации и используют для испытания на цинк по описанной выше методике.

Испытания на Арсен (мышьяк).

ГФУ разрешает проводить испытание на предельное содержание примеси Арсена (мышьяка) двумя методами (А и В). Метод А требует применения специального прибора для испытания на Арсен, а суть метода – получение арсина AsН₃, который взаимодействуя с ртутно-бромидной бумагой, окрашивает ее в зависимости от количества Арсена в оранжевый или желтый цвет, а после обработки раствором Калий йодида – в буровато-коричневый. Этот метод может применяться в случае отсутствия в исследуемой пробе Sb, Bi, Hg, Ag, S^2-, SO₃^2- и др. ионов.

Метод В применяют в случае невозможности использования метода А, а также для общего определения Аs, Se, Te. Суть метода - соединения Арсена в хлориднокислой среде при нагревании с реактивом гипофосфита Р восстанавливаются до металлического Арсена и в зависимости от концентрации дают бурый осадок или бурую окраску элементного Арсена. Этим реактивом будут восстанавливаться также соединения Селена и Теллура.

Выполнение реакции. Метод А. Прибор состоит из конической колбы вместительностью 100 мл, закрытой стеклянной притертой пробкой, сквозь которую проходит стеклянная трубка длиной около 200 мм с внутренним диаметром 5 мм.

Нижняя часть трубки вытянута до внутреннего диаметра 1,0 мм; на расстоянии 15 мм от кончика трубки расположено боковое отверстие диаметром от 2 мм до 3 мм. Трубка помещена таким образом, чтобы боковое отверстие находилось минимум на 3 мм ниже нижнего края пробки. Верхний конец трубки должен иметь плоскую притертую поверхность, расположенную под прямым углом к оси трубки. Вторая стеклянная трубка длиной 30 мм с такой же плоской притертой поверхностью помещается сверху первой трубки и плотно прикрепляется к ней двумя пружинами. Нижнюю трубку неплотно заполняют 50-60 мг свинцово-ацетатной ваты Р или помещают небольшой ватный тампон и скрученную трубочкой полоску свинцово-ацетатной бумаги Р массой 50-60 мг.

Рис. Прибор для испытания на арсен (метод А).

Между плоскими поверхностями трубок помещают кусочек ртутно-бромидной бумаги Р такого размера, чтобы закрыть отверстие трубки (15´15 мм).

Указанное количество испытуемого вещества помещают в 25 мл воды Р или указанный объем испытуемого раствора помещают в коническую колбу, доводят объем раствора водой Р до 25 мл. Прибавляют 15 мл кислоты хлористоводородной Р, 0,1 мл раствора олова (ІІ) хлорида Р, 5 мл раствора калия йодида Р, оставляют на 15 мин. и потом прибавляют 5 г цинка активированного Р. Немедленно соединяют две части прибора, колбу помещают на водяную баню, температура которой поддерживается такой, чтобы обеспечить равномерное выделение газа (не больше 40°С).

Параллельно при этих же условия проводят опыт с эталоном, который состоит из 1 мл эталонного раствора арсена (1 ppm As) Р и 24 мл воды Р.

Не менее чем через 2 ч окраска ртутно-бромидной бумаги, полученная в опыте с испытуемым раствором, должна быть не интенсивнее за окраску ртутно-бромидной бумаги, полученной в опыте с эталоном.

Метод В. Количество исследуемого вещества, указанное в отдельной статье, помещают в пробирку, которая содержит 4 мл кислоты хлористоводородной Р, и около 5 мг калий йодида Р, и прибавляют 3 мл реактива гипофосфита Р. Смесь нагревают на водяной бане 15 мин., время от времени встряхивая.

Параллельно за этих же условий готовят эталон, используя вместо испытуемого вещества 0,5 мл эталонного раствора арсена (10 ppm As) Р.

После нагревания на водяной бане окраска испытуемого раствора должны быть не интенсивнее за окраску эталона.

Предельная чувствительность реакции 0,01 мг Арсена в 10 мл реакционной смеси. Если во взятой навеске препарата содержится 0,01 мг Арсена, то при испытании этим способом образуется четкая темно-бурая окраска.

Государственная фармакопея Украины регламентирует определение предельного содержания еще и других примесей: фторидов, Магния и щелочноземельных металлов, фосфатов, Плюмбума, Калия, Никола, а также сульфатной и общей золы. Кроме того, приводятся также случаи применения других методик определения примесей.

ИСТОЧНИКИ ИНФОРМАЦИИ:

Основные: 1. Государственная фармакопея Украины, 2001. - С. 75-93.

2. Харитонов Ю.Я. Аналитическая химия (аналитика). Кн.1. - Г.: Высш. Шк. - 2001. - С. 146-176, 464-500.

3. Пономарев В.Д. Аналитическая химия. Кн. 1. - Г.: Высш. Шк. - 1982. - С. 149-271.

Дополнительные: 1. Крешков А.П. Основы аналитической химии. Т.1 - М.: Химия, 1976. - С. 13-69.

2. Основы аналитической химии / Под ред. Ю.А. Золотова, Кн. 1. - Г.: Высш. Шк. - 2002. - С. 177-191.

3. Шемякин Ф.М., Карпов А.Н., Брусенцов А.Н. Аналитическая химия. - Г.: Высшая школа, 1965. - С.171 - 305.

4. Алексеев В.Н. Курс качественного химического полумикроанализа. - Г.: Химия. - 1972. - С. 372-388, 528-550.