КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ ОБНАРУЖЕНИЯ КАТИОНОВ.

TЕMA: ТЕХНИКА БЕЗОПАСНОСТИ РАБОТА С НОРМАТИВНОЙ ДОКУМЕНТАЦИЕЙ, УЧЕБНИКАМИ, ПРАКТИКУМАМИ, УЧЕБНЫМИ ПОСОБИЯМИ КАФЕДРЫ, СПРАВОЧНИКАМИ. ПОРЯДОК ОФОРМЛЕНИЯ РАБОТ. ОБЩИЕ МЕТОДЫ ОПРЕДЕЛЕНИЯ КАЧЕСТВА ЛЕКАРСТВЕННЫХ СРЕДСТВ НЕОРГАНИЧЕСКОГО ПРОИСХОЖДЕНИЯ: ИСПЫТАНИЕ НА ПОДЛИННОСТЬ.

Вопросы для самоконтроля

1. Основные правила техники безопасности при работе в химической лаборатории.

2. Основные приемы оказания первой медицинской помощи при химических, термических ожогах, поражениях электротоком, порезах, ингаляционных воздействиях токсикантов.

3. Фармацевтическая химия как наука, фармацевтическая терминология: лекарственное средство, лекарственная форма, лекарственный препарат.

4. Структура Государственной фармакопеи X и XI изданий, их значение для оценки качества лекарственных средств.

5. Нормативная документация (НД), фармакопейные статьи предприятий (ФСП), регламентирующие качество лекарственных средств.

6. Опишите пробы и реакции идентификации катионов калия, натрия, аммония, магния, кальция, железа, цинка, свинца, висмута, ртути, серебра, меди (реактивы, условия, эффекты реакций). Напишите соответствующие уравнения химических реакций.

7. Опишите реакции идентификации анионов: хлоридов, бромидов, иодидов, сульфатов, фосфатов, нитритов, нитратов, боратов, карбонатов и гидрокарбонатов (реактивы, условия, эффекты реакций). Напишите соответствующие уравнения химических реакций.

Рекомендуемая литература

1. Государственная фармакопея СССР, X изд.М.Медицина, 1968. - 1079с.

2. Государственная фармакопея XI изд. Вып. 1. - M.:Медицина. 1987. - 336с.

3. Беликов В.Г. Фармацевтическая химия. Т. 1. Общая фармацевтическая химия. М.: Высшая школа. 1993. - С.5-6, 36-40, 129-135, 170-177.

4. Руководство к лабораторным занятиям по фармацевтической химии (под ред. П.Л. Сенова). - М.: Медицина. 1973. - С. 90-106, 351-352.

5. Лабораторные работы по фармацевтической химии / Под ред. В.Г. Беликова. М.: Высшая школа. 1989 - С. 5-13.

6. Конспект лекции.

БЛОК ИНФОРМАЦИИ

Среди лекарственных веществ встречаются соединения, водные растворы которых являются электролитами (кислоты, основания, соли). Основными свойствами электролитов (в отличие от неэлектролитов) является их способность вступать в реакции двойного обмена с другими электролитами. Такие реакции протекают быстро, и части молекул, которыми обмениваются при этих реакциях электролиты, реагируют независимо одна от другой. В реакцию как бы вступают части молекул, которые образуют продукт реакции с определённой частью молекулы реагента. Например, при прибавлении к раствору бариевой соли (хлорида, нитрата, ацетата) раствора любой сернокислой соли образуется один и тот же продукт – сульфат бария:

Ba(NO₃)₂ + Na₂SO₄ ® BaSO₄ + 2NaNO₃ ¯

BaCl₂ + Na₂SO₄ ® BaSO₄ + 2NaCl

Ba(CH₃COO)₂ + Na₂SO₄ ® BaSO₄ + 2CH₃COONa

Эти реакции объясняются тем, что молекулы химических соединений, растворы которых способны проводить электрический ток, во время растворения вещества распадаются на ионы (электролитическая диссоциация).

Большая часть кислот, оснований и солей являются ионогенными, и реакции электролитов представляют реакции ионогенного типа.

Анализ минеральных веществ основывается на реакциях отдельных ионов. В результате этих реакций возможны следующие случаи:

1. Образование недиссоциированного соединения в виде осадка:

Са²⁺ + С₂О₄ ® СаС₂О₄

2. Образование малодиссоциированного соединения с появлением характерного окрашивания:

Fe³⁺ + 3(SCN)^- ® Fe(SCN)₃

3. Выделение недиссоциированного газообразного вещества, распознаваемого по характерным признакам (цвет, запах):

SO₃^2- + 2H⁺ ® H₂O + SO₂

4. Образование малодиссоциированного комплексного соединения:

Ag⁺ + 2(CN)^- ® [Ag(CN)₂]^-

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ ОБНАРУЖЕНИЯ КАТИОНОВ.

КАЛИЙ

1. Окрашивание пламени. Соли щелочных и щелочноземельных металлов окрашивают пламя горелки. Это объясняется их восстановлением в пламени горелки до нейтральных атомов, малым потенциалом ионизации s¹ – электрона и его способностью легко возбуждаться и переходить на возбуждённые уровни. При обратном переходе электрон испускает квант света.

При внесении солей, содержащих ионы калия в приветное пламя горелки, происходит окрашивание пламени в фиолетовый цвет.

2. К 2 мл раствора KCl прибавляют 1 мл раствора винной кислоты и 1 мл раствора натрия ацетата. При охлаждении и потирании стеклянной палочкой о стенки пробирки выпадает белый кристаллический осадок.

Осадок растворим в кислотах (образование винной кислоты) и в щелочах (образование средних солей). Образование осадка может быть ускорено добавлением спирта или уксусной кислоты.

НАТРИЙ

Окрашивание пламени. Бесцветное пламя горелки окрашивается солями натрия в желтый цвет.

АММОНИЙ

1. Разложение при нагревании. К 3 каплям раствора аммония хлорида прибавляют 4 капли раствора натрия гидроксида и осторожно нагревают. Выделяется аммиак, обнаруживаемый по запаху или по посинению красной лакмусовой бумажки.

NH₄⁺ + NaOH ® NH₃­+ Na⁺ + H₂O

2. К 3 каплям раствора хлорида аммония прибавляют 2 - 3 капли реактива Несслера - появляется осадок красно-бурого цвета или желто-бурое окрашивание.

МАГНИЙ

1. К 1 мл раствора соли магния прибавляют 1 мл раствора аммиака и хлорида аммония и по каплям раствор натрия гидрофосфата. Выпадает белый кристаллический осадок.

Mg²⁺ + PO₄^3– + NH₄⁺ ® NH₄MgPO₄¯

белый

Реакцию проводят в присутствии аммония хлорида во избежание выпадения в щелочной среде осадка Mg(OH)₂. Присутствие NH₄Cl препятствует выпадению такого осадка вследствие связывания OH^- - иона аммоний-ионами. При большом избытке NH₄Cl осаждение магний-аммоний фосфата не наступает, потому что образуются комплексные ионы трихлормагния и тетрахлормагния.

2. К 1 мл раствора соли магния прибавляют по каплям раствор 8-оксихинолина - появляется зеленовато-желтый осадок оксихинолята магния.

КАЛЬЦИЙ

1. К раствору препарата прибавляют 1 мл раствора аммония оксалата. Образуется белый осадок.

Осадок нерастворим в уксусной кислоте (отличие от оксалатов бария и стронция) и растворе аммиака, растворим в растворах сильных кислот (образование щавелевой кислоты). Реакцию лучше проводить в слабокислой среде (рН = 6,0 – 6,5).

ЦИНК

1. К 2 мл раствора соли цинка прибавляют 0,5 мл раствора натрия сульфида образуется осадок белого цвета, нерастворимый в уксусной кислоте и растворимый в разведённой хлороводородной кислоте:

Zn²⁺ + S^2– ® ZnS¯

белый

ZnS + 2HCl ® ZnCl₂ + Н₂S

2. К 2 мл раствора соли цинка прибавляют 0,5 мл кислого раствора калия ферроцианида - образуется белый студенистый осадок, нерастворимый в разведённой соляной кислоте:

Zn²⁺ + K₄[Fe(CN)₆] ® K₂Zn[Fe(CN)₆]¯ + 2K⁺

белый

СВИНЕЦ

1. К 1 мл раствора соли свинца прибавляют -4-5 капель раствора калия иодида, выпадает желтый осадок, растворимый в избытке реактива с образованием бесцветного комплекса. PbI₂ растворим в горячей воде и в уксусной кислоте. При охлаждении раствора выпадает осадок в виде золотых чешуек.

2. К 3 каплям раствора соли свинца прибавляют несколько капель раствора натрия сульфида, образуется черный осадок.

СЕРЕБРО

1. К раствору серебра нитрата прибавляют раствор аммиака (до растворения образующегося осадка), 2 - 3 капли формалина и нагревают. На стенках пробирки образуется налет металлического серебра (реакция «серебряного зеркала»).

2.Ионы серебра образуют осадки с хлоридами, бромидами, иодидами. Образующиеся галогениды различают по растворимости в растворе аммиака. К 1 мл раствора соли серебра прибавляют 2 - 3 капли раствора натрия хлорида или разведенной кислоты хлороводородной - образуется белый творожистый осадок, растворимый в растворе аммиака, с образованием бесцветного комплексного соединения хлорида диамминсеребра:

AgCl + 2NH₃ ® [Ag(NH₃)₂]Cl

Хлорид диамминсеребра взаимодействует с азотной кислотой выделяя осадок AgCl.

Осадок бромида серебра светло-жёлтого цвета малорастворим в аммиаке:

Ag⁺ + Br^– ® AgBr¯

светло-желтый

Жёлтый осадок йодида серебра нерастворим в растворе аммиака:

Ag⁺ + I^– ® AgI¯

желтый

МЕДЬ.

1. Раствор аммиака сначала осаждает из растворов солей меди (II) осадок основных солей меди голубовато-зелёного цвета, который растворим в избытке реактива с образованием тетраамминмедь (II) – иона синего цвета.

К 1 мл раствора сульфата меди прибавляют по каплям раствор аммиака - выпадает синий осадок, который растворяется в избытке реактива с образованием раствора темно-синего цвета.

2CuSO₄ + 2NH₃ + 2H₂O ® Cu(OH)₂SO₄ + (NH₄)₂SO₄

Cu(OH)₂SO₄ + (NH₄)₂SO₄ + 6NH₃ ® 2[Cu(NH₃)₄]²⁺ + 2SO₄^2- + 2H₂O

2. К нескольким каплям раствора меди сульфата прибавляют раствор ферроцианида калия до образования красно-бурого осадка.

ЖЕЛЕЗО (II)

1. К 1 мл раствора железа (П) сульфата прибавляют 1 мл 2М кислоты хлороводородной и 1 мл раствора калия феррицианида; выпадает осадок синего цвета.

Fe²⁺ + K₃[Fe(CN)₆] ® KFe[Fe(CN)₆]¯ + 2K⁺

синий

Соединение КFe³⁺[Fe²⁺(CN)₆] носит тривиальное название турнбулевой сини и по данным рентгеноструктурных исследований идентично берлинской лазури КFe³⁺[Fe²⁺(CN)₆]. Реакция проводится в кислой среде.

ЖЕЛЕЗО (III)

1. К 1 мл раствора хлорида железа (III) прибавляют 2-3 капли 2М кислоты хлороводородной и 2-3 капли раствора калия ферроцианида - образуется темно-синий осадок.

Fe³⁺ + K₄[Fe(CN)₆] ® KFe[Fe(CN)₆]¯ + 3K⁺

синий

2. К 1 мл раствора анализируемого вещества прибавляют 1 мл разведенной кислоты хлороводородной и 4-5 капель раствора аммония тиоцианата - появляется винно-красное окрашивание.

Fe³⁺ + 3SCN^– ® Fe(SCN)₃

КАЧЕСТВЕННЫЕ РЕАКЦИИ ОБНАРУЖЕНИЯ АНИОНОВ.

ХЛОРИДЫ, БРОМИДЫ, ИОДИДЫ.

1. К 2 мл раствора испытуемого вещества прибавляют 0,5 мл разведенной кислоты азотной и 0,5 мл раствора серебра нитрата выпадают творожистые осадки белого (AgCl), слегка желтоватого (AgBr), и жёлтого (Agl) цветов. Все осадки нерастворимы в разведенной азотной кислоте и имеют различную растворимость в растворе аммиака (проверить растворимость!).

2. Окисление до элементарного галогена (для бромидов и йодидов). Бромиды идентифицируют по реакции выделения брома в результате окислительно-восстановительной реакции между бромидом и хлорамином в кислой среде. Выделяющийся в результате реакции молекулярный бром извлекают хлороформом. Хлороформный слой окрашивается при этом в желто-бурый цвет.

Йодиды являются выраженными восстановителями. Поэтому слабые окислители выделяют молекулярный йод из йодидов. Йод окрашивает крахмал в синий цвет; раствор йода в хлороформе окрашен в фиолетовый цвет. Сильные окислители переводят йодиды в бесцветные гипойодиты (IO⁻) или йодаты (IO₃⁻), поэтому выбор окислителя и его концентрация имеет большое значение. ГФ рекомендует использовать для окисления йодидов растворы железа (III) хлорида или натрия нитрита.

В качестве окислителя ГФ предлагает также применять кислоту серную концентрированную, при действии которой на йодиды при нагревании выделяются фиолетовые пары йода.

К 1 мл раствора испытуемого вещества прибавляют 1 мл разведенной кислоты хлороводородной, 0,5 мл раствора хлорамина Б и 1 мл хлороформа. Взбалтывают. Выделившийся бром окрашивает хлороформ в желто-бурый, а иод - в фиолетовый цвет.

2KBr + Cl₂ ® Br₂ + 2KCl

СУЛЬФАТЫ

1. К 1 мл раствора анализируемого вещества прибавляют 0,5 мл раствора бария хлорида: появляется белый кристаллический осадок, нерастворимый в растворах минеральных кислот.

ФОСФАТЫ

1. К 1 мл раствора анализируемого вещества прибавляют несколько капель раствора серебра нитрата - образуется желтый осадок, растворимый в разведенной азотной кислоте и растворе аммиака.

3Ag⁺ + PO₄^3– ® Ag₃PO₄¯

2. К 1 мл раствора соли фосфата прибавляют 1 мл раствора аммония хлорида. 1 ил раствора аммиака, 0,5 мл раствора магния сульфата - образуется белый кристаллический осадок.

БОРАТЫ

Несколько кристалликов борной кислоты смешивают с 1-2 мл этанола, прибавляют 1 каплю концентрированной серной кислоты и поджигают - пламя имеет окрашенные в зеленый цвет края.

КАРБОНАТЫ И ГИДРОКАРБОНАТЫ

1. К 0.2 г препарата прибавляют 0,5 мл разведенной минеральной кислоты (хлороводородной или серной) - выделяются пузырьки углекислого газа.

CO₃^2– + 2HCl ® CO₂­ + H₂O + 2Cl^–

HCO₃^– + HCl ® CO₂­ + H₂O + Cl^–

2. К 2 мл раствора анализируемого вещества прибавляют 5 капель насыщенного раствора сульфата магния: карбонаты образуют белый осадок при комнатной температуре, гидрокарбонаты - при кипячении.

ОБРАЗЕЦ ОФОРМЛЕНИЯ ПРОТОКОЛА ЗАНЯТИЯ ПО ОБЩИМ

МЕТОДАМ ОПРЕДЕЛЕНИЯ КАЧЕСТВА ЛЕКАРСТВЕННЫХ

СРЕДСТВ НЕОРГАНИЧЕСКОГО ПРОИСХОЖДЕНИЯ. РЕАКЦИИ

НА ПОДЛИННОСТЬ.

ДАТА................................................................................................................

ТЕМА ЗАНЯТИЯ............................................................................................

ТЕМА 2. ОБЩИЕ МЕТОДЫ ОПРЕДЕЛЕНИЯ КАЧЕСТВА ЛЕКАРСТВЕННЫХ СРЕДСТВ. ОПРЕДЕЛЕНИЕ РАСТВОРИМОСТИ, ТЕМПЕРАТУРЫ ПЛАВЛЕНИЯ И КИПЕНИЯ, КИСЛОТНОСТИ, ЛЕТУЧИХ ВЕЩЕСТВ, ВОДЫ, ЗОЛЫ. ИСПОЛЬЗОВАНИЕ ФИЗИКО-ХИМИЧЕСКИХ КОНСТАНТ В ОЦЕНКЕ ДОБРОКАЧЕСТВЕННОСТИ ЛЕКАРСТВЕННЫХ СРЕДСТВ.

Вопросы для самоконтроля

1. Назовите источники и причины недоброкачественности лекарственных средств.

2. Приведите основные типы реакций, приводящих к изменению лекарственных веществ под воздействием факторов окружающей среды.

3. Опишите природу и характер примесей. Специфические и неспецифические (общие) примеси. Допустимые и недопустимые примеси.

4. Дайте определение показателей «описание» и «растворимость» согласно ГФ XI, их значение для оценки качества лекарственных средств. Условные термины растворимости.

5. Дайте определение понятиям: температура плавления и затвердевания, температура кипения. Опишите способы их определения.

6. Опишите определение кислотности, летучих веществ, золы и воды в лекарственных средствах. Напишите уравнение химической реакции титрования воды по методу К.Фишера.

7. Опишите возможность использования физико-химических констант в оценке доброкачественности лекарственных средств. Дайте определения понятиям: R_f, R_s, удельный и молярный показатели поглощения, показатель преломления, удельное вращение. Напишите формулы для их расчета.

Рекомендуемая литература

1. Государственная фармакопея СССР, X изд.М.Медицина, 1968.-1079с.

2. Государственная фармакопея XI изд. Вып.1.-М.:Медицина,1987.-ЗЗбс.

3. Беликов В.Г.Фармацевтическая химия.Т.1. Общая фармацевтическая химия. М.:Высшая школа, 1993.-С. 165-170, 216-220, 225-229, 232.

4. Руководство к лабораторным занятиям по фармацевтической химии (под ред. П.Л. Сенова). – М.: Медицина, 1978.-С11-28.

5. Лабораторные работы по фармацевтической химии./Под ред. В Г Беликова. М.: Высшая школа, 1989.- С. 14-15, 24-26, 30-32, 34-46.

6. Фармацевтический анализ лекарственных средств/Под ред. В А. Шаповаловой. Харьков ИМП «Рубикон». 1995.-С.21-22. 34, 42-46.

7. Конспект лекции.