02 ЛС Н, О, Mn, S, N

Лекция 2
Тема: Неорганические
лекарственные средства
Оксигена, Гидрогена, Мангана,
Сульфура и Нитрогена
Доц. Яворская Л.П.
План
1.
Неорганические
лекарственные
средства
Оксигена и Гидрогена: кислород, вода очищенная, вода
для иньекций, пероксид водорода, гидроперит, магния
пероксид.
2. Лекарственное средство Мангана – калия
перманганат.
3. Неорганические лекарственные препараты
Сульфура: сера осажденная, натрия тиосульфат, натрия
сульфат. Жидкость по прописи Демьяновича.
4.
Неорганические
препараты
Нитрогена:
нитрогена(І) оксид, раствор аммиака и нашатырный спирт,
натрия нитрит.
Кислород
Oxygenum*
О2
* C греч. ”оксис” – кислый, или тот, что образует кислоты.
Впервые кислород был получен аптекарем Шееле в 1770 г.
В 1774 г Пристли, независимо от Шееле, также получил
кислород путем разложения меркурий(II) оксида при
нагревании.
Получение
1. Перегонка сжиженного воздуха. В настоящее время
кислород получают с воздуха путем его сжижения. Воздух
2H + O
содержит 21% кислорода О2 и 79% азота N2. При перегонке
сжиженного воздуха сначала перегоняется азот (–195,8 С), а
потом – кислород (–183 С).
2
2
2. Электролиз воды. Электролиз воды проводят с
добавлением небольшого количества щелочи (для увеличения
электропроводности).
Катод: 2Н2О + 2е 2ОН– + Н2
Анод: 2Н2О – 4е  4Н+ + О2
3. Лабораторные методы (для получения небольшого
количества кислорода):
а) Термическое разложение бертолетовой соли:
2KClO3 →2KCl + 3O2
б) Термическое разложение меркурий(II) оксида:
2HgO → 2Hg + O2
в) Взаимодействие пероксидов с углекислым газом:
2Na2O2 + 2CO2  2Na2CO3 + O2
Свойства
Описание. Кислород – бесцветный газ без запаха и вкуса,
тяжелее воздуха (D = 32/29 = 1,1). В жидком и твердом состоянии
окрашен в бледно-синий цвет.
Растворимость. Малорастворим в воде: при 20 С в 1 л
воды растворяется всего 31,1 мл кислорода, а при 100 С – только
17,0 мл. Значительно лучше кислород растворяется в спирте: 1
обьем кислорода растворяется в 3,6 обьемах спирта.
Идентификация
1. Тлеющая лучина загоряется в атмосфере кислорода. Это
обьясняется тем, что одним из характерных свойств кислорода
является его способность соединяться с многими веществами с
выделением тепла и света.
2. Окрашивание в бурый цвет смеси нитроген(II) оксида и
кислорода:
2NO + O2 = 2NO2
(отличие от нитроген(I) оксида).
Количественное определение
Количественное определение кислорода (ГФ ІХ) проводят
обьемным методом в аппарате Гемпеля, растворяя пробу газа в
растворе медно–аммиачного комплекса. Метод основан на реакции
окисления меди (диаметр медной проволоки 0,8 мм):
2Cu + O2 = 2CuO
При прибавлении раствора аммиака NH4OH и аммоний хлорида
NH4Cl образуется аммиакат купрума:
CuO + 2NH4OH + 2NH4Cl = [Cu(NH3)4]Cl2 + 3H2O
Имеются соответствующие бюретки, которые показывают
процентное содержание кислорода по обьему в пробе газа, которого
должно быть не менее 98,5%.
Хранение.
В аптечных учреждениях кислород хранят в стальных
цельнотянутых баллонах емкостью 27–50 л синего цвета под давлением
(100–150 атм), в холодных подвалах. Резьбу редуктора и кран
смазывают только тальком. При работе с кислородными баллонами
руки обязательно должны быть сухими. Отпускается кислород из аптек в
прорезиненных подушках с воронкообразным мундштуком для
вдыхания.
Применение
Применяют при болезнях, сопровождающихся гипоксией
(кислородной недостаточностью). В частности, при отравлениях
СО, HCN, Cl2, фосгеном COCl2 и др. газами используют смесь с
воздухом, содержащую 40–60% кислорода.
При аскаридозе вводят кислород через зонд в желудок, а при
трихоцефалезе – катетером в прямую кишку. Используют
кислородный коктейль (кислородная пена) для лечения глаукомы,
а также для улучшения обменных процессов.
Широко пользуются кислородом для так называемой
гипербарической оксигенации – применении кислорода под
повышенным давлением (1,2– 2 атм.) в хирургии (операции в
специальных барокамерах), интенсивной терапии тяжелых
заболеваний, в реаниматологии При этом значительно улучшается
насыщение тканей кислородом, защищается головной мозг от
гипоксии.
Карбоген – газовая смесь, содержащая 95 % О2 и 5–7% СО2,
применяемая в анестезиологии для возбуждения дыхания
Вода. Анализ воды
Agua
H2 O
Физико-химические свойства воды. Вода – уникальная жидкость для
развития живой материи, имеющая ряд специфических и аномальных
свойств. К аномальным свойствам воды относятся такие:
большая теплота парообразования (539 кал/г);
большая теплота плавления (80 кал/г);
максимум плотности при 4 С;
большое поверхностное натяжение (7210–3 Пас);
большое внутреннее давление;
большая диэлектрическая постоянная ( = 81).
Чистая вода – очень слабый амфолит: НОН  Н+ + ОН–, степень
диссоциации равна 1,810–9 и поэтому очень мала электропроводность  =
3,810–8 См см–1.
В природной воде всегда присутствуют соли, газы, гумусовые вещества,
органические водорастворимые соединения типа белков, спиртов, сахаров и
др.
В питьевой воде содержание нерастворимых веществ не превышает 1 г/л.
Качественная питьевая вода является субстанцией для получения
высокоочищенной воды, которую используют у производстве иньекционных
растворов, биопрепаратов, ветеринарных препаратов, а также в электронной
промышленности.
Типы загрязнений и способы очистки воды
1. Нерастворимые в воде примеси с размером частиц r  10–6 м,
образующие в воде взвеси. Способы очистки от таких
примесей: отстаивание, микропроцеживание, фильтрование.
2. Коллоидные примеси (гидрофильные и гидрофобные) с
размером
частиц
r
=
10–7–10–8
м,
образующие
тонкодисперсные образования, золи, а также вирусы,
патогенные бактерии и др. Их устраняют предварительной
обработкой воды окислителями: хлором (хлорирование воды),
озоном (озонирование). При этом гибнут микроорганизмы,
разрушаются гидрофильные коллоиды, проявляющие защитное
действие по отношению к гидрофобным коллоидным примесям
3. Растворимые в воде газы и органические соединения,
образующие гомогенную систему (r = 10–8–10–9 м). Эти
примеси могут быть как биологического происхождения, так и
появляться в воде за счет стоков промышленных предприятий.
Для их устранения используют аэрацию, окисление, адсорбцию.
4. Примеси веществ–электролитов, диссоциирующих
на ионы (главным образом, солей неорганических кислот)
(r = 10–10 м), устраняют путем переведения в
нерастворимые или малодиссоциирующие соединения.
Качество полученной очищенной воды проверяют по
ряду
показателей:
удельной
электропроводностью,
содержанием органических и изотопных веществ,
пирогенностью, величиной рН, цитотоксичностью.
Фармакопейные требования до качества воды
Вместо
фармакопейных
статтей
“Вода
дистиллированная” (ГФ Х, с. 73) и “Вода для иньекций”
(ГФ Х, с. 74) разработаны ФС 42-2619-89 “Вода
очищенная” и ФС 42-2620-89 “Вода для иньекций
Вода очищенная
Agua purificata
H 2O
Название “Вода очищенная” – более точное, так как
регламентируемые
физико-химические и другие
показатели качества воды обусловлены медицинскими и
фармацевтическими требованиями, а не способом ее
получения. Воду очищенную для медицинских целей
получают не только методом дистилляции, но и методом
обратного
осмоса,
химического
ионообменного
обезсоливания,
ультрафильтрации,
устранения
микробных и пирогенных веществ.
Описание. Вода ощищенная представляет собой
бесцветную прозрачную жидкость без запаха и вкуса.
Согласно требованиям ФС 42-2619-89 на воду
очищенную проводят следующие испытыния.
1. Определяют pH, которое должно быть от 5,0 до 7,0. К 100 мл
воды прибавляют 0,3 мл насыщенного раствора KCl и мзмеряют
рН потенциометрическим методом. Значение рН находят по
потенциометру, измерив экспериментально ЭДС гальванического
элемента, составленного с индикаторного стеклянного электрода и
стандартного хлорсеребрянного.
2. Сухой остаток. 100 мл воды выпаривавют на водяном
нагреватеде досуха и сушат при температуре 100–105 С до
постоянной массы. Остаток не должен превышать 0,001%.
3. Восстанавливающие вещества (недопустимая примесь). 100
мл воды доводят до кипения, после охлаждения добавляют 1 мл
0,01 М раствора калий перманганата KMnO4 и 2 мл разбавленной
кислоты сульфатной H2SO4 и кипятят 10 мин. Розовая окраска
должна сохраняться.
4. Карбон(IV) оксид (недопустимая примесь). При смешивании
воды с одинаковым обьемом известковой воды (раствора Са(ОН)2)
в наполненном доверху и плотно закрытом сосуде не должно
наблюдаться помутнекние в течение 1 часа:
CO2 + Ca(OH)2 = CaCO3 + H2O
5. Нитраты и нитриты (недопустимая примесь). До 1 мл воды
осторожно прибавляют 1 мл свежеприготовленного раствора
дифениламина; не должно появляться синего окрашивания:
2
NH
H 2SO4
NH
NH
NO2, H2SO4
NH
+
NH
HSO4
H
6. Аммиак (допустимая примесь). При взаимодействии 10 мл
воды с 0,2 мл реактива Несслера (щелочной раствор калий
тетрайодомеркурата
[K2HgI4])
образовавшееся
желтое
окрашивание не должно быть более интенсивным, чем
окрашивание эталона, содержащего 10 мл 0,0002% (0,002
мг/мл) раствора NH3):
NH4+ +HgI42- + 2OH– = [I2Hg2NH2]I + 5I– + 2H2O
В воде очищенной допускается примесь NH3 в 10 раз больше,
чем у воде дистиллированной.
7. Хлориды (допустимая примесь). При взаимодействии с
раствором аргентум нитрата AgNO3 в присутствии
нитратной кислоты HNO3 образовавшияся опалесценция не
должна быть интенсивнее опалесценции эталонного раствора:
Cl– + Ag+
HNO
3


AgCl
8. Сульфаты (допустимая примесь). При взаимодействии воды
с раствором барий хлорида BaCl2 в присутствии хлоридной
кислоты
HCl
опалесценция
не
должна
превышать
опалесценцию эталонного раствора:
SO42– + Ba2+
HCl


BaSO4
9. Кальций (допустимая примесь). Опалесценция,
образовавшияся при взаимодействии с раствором аммоний
оксалата (NH4)2C2O4 в присутствии раствора аммиака NH3,
не должна быть интенсивнее опалесценции эталонного
раствора:
Ca2+ + C2O42– = CaC2O4
10. Тяжелые металлы (допустимая примесь). При
взаимодействии с натрий сульфидом Na2S в присутствии
кислоты уксусной CH3COOH и дальнейшем сравнении с
эталоном допускается только слабая опалесценция за счет
серы, которая выделяется из натрий сульфида.
Микробная чистота (по аналогии с Фармакопеей США ХХІ
изд.). Вода очищенная должна соответсьвовать микробной
чистоте воды питьевой, т.е содержать не больше 100
микроорганизмов в 1 мл.
Кроме того, в приметке до ФС 42-2619-89 введено такой пункт:
“для
приготовления
стерильных
неиньекционных
лекекарственных средств, изготовляемых в асептических
условиях, воду необходимо стерилизовать”.
Условия хранения (при этом использованы рекомендации
Фармакопеи Японии): “воду сохраняют в закрытых сосудах из
материалов, которые не изменяют свойств воды и защищают ее
от сторонних частиц и микробного загрязнения”.
Применение
Вода очищенная – это вода для приготовления лекарственных
средств, кроме тех, которые должны быть стерильными и
апирогенными, если нет других указаний и разрешений
компетентного уполномоченного органа.
Вода для иньекций
Agua pro injectionibus
Agua ad iniectabilia
Воду для иньекций получают из воды очищенной путем
дистилляции. Во время производства и дальнейшего хранения
должным
образом
контролируют
общее
число
жизнеспособных аэробных микроорганизмов (не более 10
жизнеспособных аэробных микроорганизмов в 100 мл воды)
методом мембранной фильтрации.
При испытании на чистоту воды для иньекций проводят
все вышеуказанные испытания воды очищенной, а также
испытания на бактериальные эндотоксины (менее 0,25
МО/мл).
Хранение
Воду для иньекций хранят и используют в условиях,
которые позволяют предохранить рост микроорганизмов и
попадание каких-либо загрязнений.
Применение
Вода для иньекций – вода, которая используется как
растворитель при приготовлении лекарственных средств для
парентерального применения (вода для иньекций ”in bulk”)
либо для растворения или для разбавления субстанций или
лекарственных средств для парентерального применения
перед использованием (вода для иньекций стерильная).
Вода для иньекций стерильная – это вода для иньекций ”in
bulk”, которая расфасована в подходящие контейнеры,
укопорена и стерилизована нагреванием в условиях, которые
гарантируют, что полученный продукт выдерживает
испытания на бактериальные эндотоксины.
Раствор гидроген пероксида
Раствор перекиси водорода
Solutio Hydrogenii peroxydi diluta
H2O2
Hydrogeniun peroxydatum
Состав:
пергидроль 10 г;
ацетанилид (антифебрин) 0,05 г (консервант, может быть
кислота бензойная, натрия бензоат);
воды до 100 мл.
Свойства
Описание. Это прозрачная бесцветная жидкость, слабокислой реакции (Ка
= 1,3910–12, Н2О2 – более слабая кислота, чем карбонатная), без запаха или со
слабым запахом. На свету, при нагревании, контакте с окислителями или
восстановителями, щелочами, тяжелыми металлами и даже при обычных условиях
гидроген пероксид разлагается с образованием кислорода О2:
2H2O2  2H2O + O2 + 188,55 кДж (реакция диспропоционирования)
Может произойти взрыв! Поэтому используют стабилизаторы – ацетанилид
(антифебрин), мочевину, фосфатную кислоту Н3РО4.
Идентификация
1. Реакция с калий дихроматом K2Cr2O7 в кислой
среде в присутствии эфира с образованием
надхромовых кислот; эфирный слой окрашивается в
синий цвет:
K2Cr2O7 + H2SO4 = K2SO4 + H2Cr2O7
В случае небольшой концентрации H2O2
(разведенный раствор) образуется надхромовая кислота
состава H2Cr2O8:
H2Cr2O7 + H2O2 = H2Cr2O8 + H2O
O
H
O
Cr
O
O
Cr
O
O
O
O
O
H
+
H2O2
OH2
+
H
O
Cr
O
O
O
Cr
O
O
H
2. Идентификация стабилизатора ацетанилида (ГФ Х)
Ацетанилид Н3ССОNНС6Н5 содержит в молекуле
ацетилированную ароматическую аминогруппу. Чтобы ее
освободить, проводят кислотный гидролиз нагреванием сухого
остатка с хлоридной кислотой:
NHCOCH3
+
NH2
OH2
O
HCl
t
* HCL
+
CH3C
OH
Затем проводят реакцию идентификации ароматической
аминогруппы: для этого используют диазотирование при
взаимодействии с натрий нитритом в среде хлоридной
кислоты с последующей конденсацией полученной соли
диазония со щелочным раствором -нафтола с образованием
азокрасителя красного цвета.
+
NH2
N
+ NaNo2 +
+
N
N
2 HCl
Cl
N
+
NaCl + 2 OH2
HO
OH
Cl +
+ NaOH
N
N
+
NaCl
+ OH2
Количественное определение
1.
Перманганатометрия,
прямое
титрование
(безиндикаторный
метод).
Определенный
обьем
исследуемого раствора гидроген пероксида Н2О2 разводят
водой в мерной колбе до определенного обьема, подкисляют
раствором сульфатной кислоты H2SO4 и титруют
стандартным раствором калий перманганата KMnO4 до
слабого розового окрашивания (за счет лишней капли
титранта в точке эквивалентности):
5H2O2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 +
8H2O
–
+
MnO4 + 8H + 5 e  Mn2+ + 4H2O | 5 | 2
H2O2 – 2e  O2o + 2H+
|2|5
5H2O2 + 2MnO4– + 6H+  2Mn2+ + 5O2 + 8H2O
Еm=М.м./2
Формула расчета содержания гидроген пероксида в % в
препарате:
С% 
VT  K п  TKMnO 4 / Н 2 О 2  100%  V м ерн.кол бы
V( р  раН 2 О 2 )  Vал икв оты
2. Йодометрия, непрямое титрование (по заместителю). К
раствору препарата H2O2 прибавляют избыток раствора калий
йодида KI, подкисляют сульфатной кислотой H2SO4 и
выделившийся йод I2 титруют из бюретки раствором натрий
тиосульфата Na2S2O3 в присутствии крахмала (до
исчезновения синего окрашивания):
H2O2 + 2KI + H2SO4 = I2 + K2SO4 + 2H2O
2I– – 2е  I20
|1
H2O2 + 2H+ + 2е  2H2O| 1
H2O2 + 2I– + 2H+  I2 + 2H2O
I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6
I2 + 2е  2I–
2S2O32– – 2е  S4O62–
Еm(H2O2) =М.м./2
Еm(Na2S2O3) = М.м.
3. Для количественного определения гидроген пероксида
можно использовать и другие методы без индикатора Ce+4
(бесцв.) → Сe+2 (желт.):
а) цериметрию в комбинации с потенциометрией (титрант
Ce+4(SO4)2, среда – HCl);
б) газометрические методы, основанные на измерении
обьема кислорода, выделяющегося при разложении
препарата;
в) колориметрию;
г) рефрактометрию
3. Содержание стабилизатора Na-бензоата определяют
методом прямой ацидиметрии с помощью хлоридной кислоты
HCl в присутствии эфира (эфир извлекает нерастворимую в воде
бензойную кислоту) с использованием индикатора – смеси
метилового оранжевого и метиленового синего; в точке
эксивалентности водный слой окрашивается в сиреневый цвет.
С6Н5СООNa + HCl = C6H5COOH + NaCl
Хранение. В банках с притертыми стекляными
пробками, в прохладном, защищенном от света месте.
Список сильнодействующих веществ.
Применение. Антисептическое, дезифицирующее,
кровоостанавливающее средство. Если в рецепте не
указана концентрация, отпускают 3% раствор Н2О2.
Применяют для полосканий и промываний при
заболеваниях слизистых оболочек (стоматит, ангина),
гинекологических
заболеваниях.
Проявляет
кровоостанавливающее действие. Применяют как
депигментирующее средство в косметологии.
Пергидроль
Perhydrolum
Solutio Hydrogenii peroxydi concentrata
Пергидроль содержит 27,5–31,0% гидроген пероксида.
Свойства. Это бесцветная прозрачная жидкость, без
запаха или со слабым своеобразным запахом, слабокислой
реакции.
Доброкачественность: определяют примеси тяжелых
металлов, Арсена (метод Б), кислотность, сухой остаток
после выпаривания и высушивания.
Количественное определение. Перманганатометрия,
прямое титрование (см. Н2О2).
Гидроперит
Hydroperitum
H2NCONH2H2O2
Препарат представляет собой смесь эквимолярных
количеств мочевины H2NCONH2 и гидроген пероксида Н2О2
с прибавлением 0,08% раствора лимонной кислоты как
консерванта. Содержит 33–35% Н2О2.
Свойства. Кристаллический порошок белого цвета, легко
растворим в воде, растворим в спирте.
Идентификация
1. Реакция на Н2О2. Образование надхромовых кислот при
взаимодействис с калий дихроматом K2Cr2O7 в
сульфатнокислой среде
H2SO4 в присутствии эфира;
наблюдается появление синего окрашивания эфирного слоя
(химизм см. гидроген пероксид Н2О2).
2. Биуретовая реакция на наличие мочевины: при
медленном нагревании до температуры 150–160 С мочевина
разлагается с выделением аммиака NH3 и образованием
биурета H2NCONHCONH2:
O
C
H2N
t
NH2
HN
C
O
+
NH3
изоциановая кислота
HN
C
O
+
H2N
C
t
NH2
H2N
O
C
NH
C
O
O
биурет
таутомерия:
NH2
C
O
NH
C
O
NH2
O
C
NH2
NH
C
OH
NH
имидная форма биурета
NH2
При взаимодействии биурета (в имидной форме) с ионами
Купрума(ІІ) в щелочных растворах наблюдается характерное
фиолетовое окрашивание, обусловленное образованием
хелатного комплекса:
2 O
C
NH2
NH
C
NH
OH
+Cu
OH
O
C
NH
C
OH
Cu
NH2
N
2
фиолетовое окрашивание
Количественное определение. Йодометрия, непрямое
титрование (по заместителю) – см. гидроген пероксид.
Хранение. В плотно укопоренных контейнерах, в сухом,
защищенном от света месте, при температуре не выше 20 С .
Применение. Антисептическое средство (вместо гидроген
пероксида).
Выпускают таблетки гидроперита по 0,15 г, которые должны
содержать не менее 0,48 г Н2О2. Одна таблетка соответствует 15
мл (1 стол. ложке) 3%-ного раствора Н2О2. Действие препарата
базируется на выделении Н2О2 при растворении гидроперита в
воде. При растворении одной таблетки в 200 мл воды получают
0,25% раствор гидроген пероксида. Используют для полоскания
ротовой полости и горла при стоматитах и ангинах.
Магния пероксид
Magnesii peroxydum
MgO2  MgO
Magnesium peroxydatum
Magnium peroxydatum
Препарат содержит не менее 25% магний пероксида
MgO2 и 75% магний оксида MgO.
Получение
1. Взаимодействие магний хлорида со щелочью и
гидроген пероксидом при температуре 7–8 С:
MgCl2 + 2KOH = 2KCl + MgO + H2O
MgO + H2O2 = MgO2 + H2O
2. Электролиз 20%-ного раствора магний хлорида MgCl2;
при этом на катоде образуется MgO2.
Свойства
Описание. Магния пероксид представляет собой белый
кристаллический порошок без запаха.
Растворимость. Практически нерастворим в воде,
растворим в минеральных кислотах и кипящей ацетатной
кислоте СН3СООН с выделением H2O2:
MgO2 + 2HCl = MgCl2 + H2O2
Идентификация
1. Реакция на Н2О2 (после растворения в минеральной
кислоте).
Образование
надхромовых
кислот
при
взаимодействис
с
калий
дихроматом
K2Cr2O7
в
сульфатнокислой среде H2SO4 в присутствии эфира;
наблюдается появление синего окрашивания эфирного слоя
(химизм см. гидроген пероксид Н2О2).
MgO2 + H2SO4 = MgSO4 + H2O2
H2O2 + H2Cr2O7 = H2Cr2O8 + H2O
2. Реакции на катионы
минеральной кислоте):
Mg2+ (после
растворения
в
MgO2 + H2SO4 = MgSO4 + H2O2
MgSO4 + Na2HPO4 + NH4OH
+ H2O
NH Cl
4

MgNH4PO4 + Na2SO4
Количественное определение
Перманганатометрия, прямое титрование (после
растворения в минеральной кислоте):
MgO2 + 2HCl = MgCl2 + H2O2
Далее – см. гидроген пероксид; Еm=М.м./2.
2. Йодометрия, непрямое титрование (по заместителю);
методику – см. гидроген пероксид:
MgO2 + 2KI + H2SO4 = I2 + K2SO4 + MgSO4 +
2H2O
MgO2 + 4H+ + 2е  Mg2+ + 2H2O| 1
2I– – 2е  I20
|1
MgO2 + 2I– + 4H+  Mg2+ + I2 + 2H2O
I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6
I2 + 2е  2I–
2S2O32– – 2е  S4O62–
Еm(MgO2) = М.м./2
Еm(Na2S2O3) = М.м.
Хранение. В плотно укопоренных контейнерах, защищающих от действия влаги и
углекислого газа.
Применение. Антисептическое и адсорбционное средство.
Магния пероксид применяют орально по 0,25–0,5 г 3–4 раза в день в качестве
антисептического средства при кишечно-желудочных заболеваниях (диспепсия,
брожжение в желудке, понос).
Калия перманганат
Kalii permanganas
KMnO4
Kalium hypermanganicum
Не менее 99,0%
В природе Манган встречается в виде минерала
пиролюзита MnO2.
Получение
1. Сплавление пиролюзита со щелочью в присутствии
окислителей. При продувании гарячего воздуха образуется
манганат K2MnO4 (зеленого цвета), который под действием
сильного окислителя окисляется до пермангагата KMnO4
согласно схемам:
t
2K2MnO4 + 2H2O
а) 2MnO2 + 4KOH + O2 
MnO2 + 4OH– – 2е  MnO42– + 2H2O
O2 + 4H+ + 4е  2H2O
2MnO2 + 4OH– + O2  2MnO42– + 2H2O
б) 2K2MnO4 + Cl2 = 2KMnO4 + 2KCl
MnO42– – 1е  MnO4–
Cl2 + 2е  2Cl–
2MnO42– + Cl2  2MnO4– + 2Cl–
Свойства
Описание. Темнофиолетовые или красно-фиолетовые кристаллы
или мелкий кристаллический порошок с металлическим блеском. При
растирании с некоторыми органическими веществами и различными
восстановителями (сера, активированный уголь) может произойти
взрыв. При нагревании до температуры 240 С разлагается
(внутримолекулярная ОВР):
2KMnO4  К2MnO4 + MnO2 + 5O2
Растворимость. Растворим в воде, легко растворим в кипящей
воде, этаноле и ацетоне.
Идентификация
1. Реакция обесцвечивания раствора препарата при
действии гидроген пероксида в кислой среде: испытуемый
раствор
калия перманганата KMnO4 подкисляют
разбавленной сульфатной кислотой H2SO4 и прибавляют
раствор гидроген пероксида H2O2; наблюдается обесцвечивание
раствора (образование ионов Mn2+):
2KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 = 2MnSO4 + K2SO4
+ 5O2 + 8H2O
MnO4– + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O | 5 | 2
H2O2 – 2e  O2o + 2H+
|2|5
2MnO4– + 5H2O2 + 6H+  2Mn2+ + 5O2 + 8H2O
2. Обнаружение иона K+: сначала к раствору препарата
прибавляют раствор этилового спирта 90% и кипятят до
обесцвечивания:
3C2H5OH + 2KMnO4 = 3CH3CНO + 2MnO2 +
2КОН + 2Н2О
MnO4– + 2H2О + 3e  MnО2 + 4ОH–
С2Н6О + 2ОH–– 2е  С2Н4О + 2Н2О
2MnO4– + 3C2H5OH  2MnО2 + 3CH3CНO +
2ОH– + 2Н2О
Осадок MnO2 отфильтровывают, а в фильтрате
проводят испытания на ион Калия.
а) ГФУ: реакция с тартратной (винной) кислотой
Н2С4Н4О6; образуется белый кристалический осадок калий
гидрогентартрата:
Н2С4Н4О6 + К+ → КНС4Н4О6 + Н+
O
C
H
C
O
C
OH
OH
H
+
H
C
OH
K
C
OH
OH
+
+
H
C
O
C
OK
H
+
OH
O
C
OH
Осадок растворяется в минеральных кислотах и в
растворах щелочей.
б) ГФУ: реакция с натрий кобальтинитритом (натрий
гексанитрокобальтатом) Na3[Co(NO2)6] в среде СН3СООН;
образуется желтый кристаллический осадок калий-натрий
гексанитрокобальтата:
2КCl + Na3[Co(NO2)6] → K2Na[Co(NO2)6]↓ + 2NaCl
2К+ + Na+ + [Co(NO2)6]3– → K2Na[Co(NO2)6]↓
в) ГФУ, N: Соли Калия окрашивают бесцветное пламя
в фиолетовый цвет (при рассматривании через синее стекло –
пурпурно-красный):
К+ + h  *К+  К+ + h1
Количественное определение
1. Йодометрия, непрямое титрование (по заместителю) –
методику см. гидроген пероксид:
2КMnO4 + 10KI + 8H2SO4 = 2MnSO4 + 5I2 + 6K2SO4 +
8H2O
MnO4– + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O
2I– – 2е  I20
2MnO4– + 10 I– + 16H+  2Mn2+ + 5I2 + 8H2O
I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6
I2 + 2е  2I–
2S2O32– – 2е  S4O62–
Еm(Na2S2O3) = М.м.
Еm(КMnO4) = М.м./5
2. Титрование подкисленным раствором оксалатной
кислоты (безиндикаторный метод): определенный обьем
раствора КMnO4 титруют стандартным раствором оксалатной
(щавелевой) кислоты Н2С2О4 в среде сульфатной кислоты
H2SO4 до обесцвечивания:
2КMnO4 + 5Н2С2О4 + 3H2SO4 = 2MnSO4
+10СО2 + K2SO4 + 8H2O
MnO4– + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O
С2О42– – 2е  2СО2
2MnO4– + 5С2О42– + 16H+  2Mn2+ + 10СО2 +
8H2O
Еm(КMnO4) = М.м./5
Еm(Н2С2О4) =
М.м./2
Хранение. В банках с оранжевого стекла с пластмассовыми
пробками, в защищенном от света месте.
Применение. Антисептическое средство.
Применяют для промывания ран (0,1–0,5% растворы), для
полоскания горла и ротовой полости (0,01–0,1% растворы);
для смазывания ожогов и язв (2–5% растворы) (кожа
подсушивается и не образуются пузыри); для спринцеваний и
промываний в гинекологической и урологической практике
(0,02–0,1% растворы). При отравлениях алкалоидами,
цианидами и фосфором промывают желудок 0,02–0,1%-ными
растворами препарата.
Антимикробное действие можно обьяснить выделением
атомарного Оксигена при растворении препарата в воде:
KMnO4 + H2O = 2KOH + 2MnO2 + 3O
Сера осажденная
Sulfur praecipitatum
S
Lac suluris
Серное молоко
Серы осажденной должно быть не менее 99%, у
пересчете на сухое вещество.
Нахождение в природе. Природная сера может
существовать в виде нескольких аллотропных модификаций.
В обычных условиях существует ромбическая сера (-сера) в
виде ромбических кристаллов. При медленном нагревании
до 95,6 С и выше переходит в моноклинную модификацию
(-сера) в виде игольчатых кристаллов. Обе модификации
состоят из молекул S8, которые имеют форму колец. При
быстрой конденсации паров серы на поверхности,
охлаждаемой жидким азотом N2, конденсируется пурпурная
сера (серный цвет).
Получение
1. Размол серы очищенной (Sulfur depuratum) у коллоидных
мельницах до получения аморфного порошка лимонно-желтого
цвета.
Серу очищенную получают из серного цвета, который очищают
от примесей сульфидов Арсена, а также от кислот сульфатной
и сульфитной. С этой целью серный цвет обрабатывают
раствором аммиака. При этом примеси кислот и соединений
Арсена переходят в соответствующие растворимые соли
(тиоарсенитов и арсенитов или тиоарсенатов и арсенатов):
As2S3 + 6NH4OH = (NH4)3AsS3 + (NH4)3AsO3 +
H2O
As2S5 + 24NH4OH = 3(NH4)3AsO4 +
5(NH4)3AsS4 + 12H2O
H2SO4 + NH4OH = (NH4)2SO4 + 2H2O
Свойства
Описание. Это высокодисперсный сухой порошок лимонножелтого цвета, без запаха и вкуса.
Растворимость. Сера в воде практически не растворяется.
Растворяется при кипячении в смеси натрий гидроксида NaOH
и 90%-ного спирта, трудно растворима в хлороформе, карбон
тетрахлориде, толуоле, эфире, при нагревании растворяется в
растительных маслах.
Идентификация
1. Горение синим пламенем (с образованием удушливого
газа SO2 из запахом жженной серы):
S + O2  SO2
2. Раствор серы в гарячем в пиридине в присутствии
натрия гидрокарбоната NaHCO3 при кипячении
окрашивается
в
голубой
или
зеленый
цвет.
Образовавшийся продукт возможно имеет такое
строение:
O
N
S
O
O
Количественное определение. Обратное кислотно-основное
титрование. Навеску препарата растворяют в определенном
количестве титрованного спиртового раствора калий
гидроксида КОН:
12S + 6KOH = 2К2S5 + K2S2O3 + 3H2O
Спирт испаряют и остаток (полисульфид К2S5 и тиосульфат
K2S2O3) окисляют пергидролем Н2О2 (до сульфатов):
К2S5 + 8KOH + 16H2O2 = 5K2SO4 + 10H2O
K2S2O3 + 2KOH + 4H2O2 = 2K2SO4 + 5H2O
Избыток щелочи КОН оттитровывают хлоридной кислотой
HCl в присутствии метилового оранжевого (до розового
окрашивания):
KOH + HCl = KCl + H2O
Еm(S) = М.м./2
Хранение. У плотно закупоренных контейнерах, в сухом
месте. Список сильнодействующих веществ.
Применение
Сульфур – необходимый микроэлемент, входящий в состав
аминокислот (цистеин, глутатион); снижает содержание сахара
в крови, способствует отложению гликогена. Содержится в
эпидермисе, волосах, мышцах, поджелудочной железе
Натрия тиосульфат
Natrii thiosulfas
Na2S2O3  5H2O
Natrium hyposulfurosum
Natrium thiosulfuricum
Натрия гипосульфит
Антихлор
Химическое название: натрия тиосульфат пентагидрат
O
ONa
O
S
O
ONa
S
SNa
S
ONa
Получение
1. Кипячение серы с раствором натрий сульфита
Na2SO3: смесь кипятят до тех пор, пока при добавлении СаCl2
из раствора больше не будет выпадать осадок CaSO3:
Na2SO3 + S = Na2S2O3
СаCl2 + Na2SO3 = CaSO3 + 2NaCl
Свойства
Описание. Бесцветные прозрачные кристаллы без запаха,
солено-горького вкуса. В сухом воздухе выветривается, во
влажном воздухе слегка расплывается. При 50 С плавится в
кристаллизационной воде; при 100 С обезвоживается.
Растворимость. Очень легко растворяется в воде,
практически не растворяется в спирте.
Идентификация
1. Реакции на ионы Na+ (см. натрия фторид):
а) взаимодействие с калия гидроксостибатом (V); образуется
белый осадок;
б) реакция с метоксифенилуксусной кислоты реактивом;
образуется белый осадок;
в) с раствором цинк-уранил-ацетата; образуется желтый
осадок в виде кристаллов октаэдрической формы;
г) окрашивание бесцветного пламени в желтый цвет.
2. Реакции на тиосульфат-анионы S2O32–.
а) Взаимодействие с раствором аргентум нитрата
AgNO3 сначала образуется белый осадок Ag2S2O3, который
быстро желтеет (S). При стоянии, под влиянием влаги воздуха
осадок чернеет вследствии выделения аргентум сульфида Ag2S:
Na2S2O3 + 2AgNO3 = Ag2S2O3 + 2NaNO3
Ag2S2O3 = Ag2SO3 + S
Ag2SO3 + S + H2O = Ag2S + H2SO4
б) Взаимодействие с хлоридной кислотой HCl; образуется
желтый осадок серы S и выделяется газ SO2, имеющий запах
жженной серы
Na2S2O3 + 2HCl = 2NaCl + S + SO2 + H2O
Количественное
определение.
Йодометрия,
прямое
титрование стандартным раствором йода I2 в присутствии
крахмала до возникновения синего окрашивания:
2Na2S2O3 + I2 = 2NaI + Na2S4O6
2S2O32– – 2е  S4O62–
I2 + 2е  2I–
2S2O32– + I2  S4O62– + 2I–
Еm(Na2S2O3) = М.м
Хранение. В прохладном месте, в хорошо укупоренной
посуде из темного стекла, потому что свет способствует его
разложению. Растворы натрия тиосульфата при стоянии
мутнеют от выделяющейся серы. Этот процесс ускоряется в
присутствии СО2 воздуха. Поэтому посуда с растворами
натрия тиосульфата снабжается хлоркальциевой трубкой,
которая поглощает углекислоту воздуха.
Применение.
Противовоспалительное, десенсибилизирующее,
детоксикующее средство.
Для лечения чесотки используют жидкость по Демьяновичу.
Жидкость Демьяновича состоит из двух растворов: раствор
№1 – 60%-ный раствор Na2S2O3 и раствор № 2 – 1,25%ный раствор HCl.
Натрия сульфат
Natrii sulfas
Na2SO4  10H2O
Natrium sulfuricum
Sal mirabile Glauberi
Глауберова соль
Химическое название: натрий сульфат декагидрат
Структурная формула:
O
ONa
S
O
ONa
* 10 OH2
Нахождение в природе. В природе натрия сульфат встречается
в виде минералов: Na2SO410H2O – мирабилит, Na2SO4 –
тенардит, CаSO4Na2SO4 – глауберит, MgSO4Na2SO44H2O –
астраханит и др.
Впервые Na2SO4 получил в 1658 году химик и аптекарь
Глаубер путем взаимодействия поваренной соли NaCl с
серной кислотой H2SO4
Получение
1. Очистка и перекристаллизация природных минералов.
2. Как побочный продукт при получении хлороводорода
сульфатным методом (аналогично методу Глаубера):
2NaCl + H2SO4 = Na2SO4 + 2HCl
3. Из натрий карбоната Na2CO3 действием сульфатной
кислоты
H2SO4
(для
медицинских
целей,
наименее
загрязненный):
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2+ H2O
Свойства
Описание. Бесцветные прозрачные кристаллы, легко
выветривающиеся на воздухе, горько-соленого вкуса. При
нагревании до 33 С плавится в своей кристаллизационной воде.
При 35 С переходит в гептагидрат Na2SO47H2O. Безводный
Na2SO4 плавится при 884 С.
Растворимость. Хорошо растворим в воде. Водные
растворы имеют нейтральную реакцию (соль, образованная
катионом сильного основания и анионом сильной кислоты,
гидролизу не подвергается и имеет рН = 7). В спирте нерастворим.
Идентификация
1. Реакции на ионы Na+ (см. натрия фторид):
а) взаимодействие с калия гидроксостибатом (V);
образуется белый осадок;
б) реакция с метоксифенилуксусной кислоты реактивом;
образуется белый осадок;
в) с раствором цинк-уранил-ацетата; образуется желтый
осадок в виде кристаллов октаэдрической формы;
г) окрашивание бесцветного пламени в желтый цвет.
2. Реакции на сульфат-анионы SO42–:
а) ГФУ: реакция с раствором барий хлорида ВаCl2 в
среде хлоридной кислоты HCl; образуется белый осадок
ВаSO4:
SO42–.+ Ва2+  ВаSO4
б) ГФУ: к суспензии, полученной в реакции а),
прибавляют раствор йода I2; желтое окрашивание не
исчезает (отличие от сульфитов SO32– и дитионитов S2O32–),
но обесцвечивается при прибавлении каплями раствора
станум(ІІ) хлорида SnCl2 (отличие от йодатов IO3–). Смесь
кипятят; осадок не обесцвечивается (отличие от селенатов и
вольфраматов).
SO42– + I2  (йод не обесцвечивается).
I2 + SnCl2 + 4HCl = 2HI + H2[SnCl6] (йод
обесцвечивается)
Количественное определение
1. Гравиметрия. Препарат обрабатывают раствором барий
хлорида ВаCl2, выпавший осадок BaSO4 отфильтровывают
(осажденная форма), промывают, высушивают, прожаривают в
тигле до постоянной массы (весовая или гравиметрическая форма)
и взвешивают на аналитических весах. По массе BaSO4
рассчитывают содержание Na2SO410H2O в препарате по формуле:
mграв.формы  F  100%
% 
mнавески
2. Метод ионообменной хроматографии
с использованием
катионного обмена . При пропускании определенного обьема
раствора препарата через колонку с катионитом [Кат]H+
происходит катионный обмен:
[Кат]2H+ + Na2SO4 = [Кат]2Na+ + H2SO4
Выделевшиюся
в фильтрате кислоту
H2SO4
оттитровывают щелочью.
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + H2O
Еm(Na2SO4) = М.м/2
Хранение. В хорошо укупоренных контейнерах, в
прохладном месте.
Применение. Слабительное средство.
Применяют как слабительное средство внутрь орально по
15–30 г на прием; как противоядие при отравлении солями
Бария и Плюмбума (образует нерастворимые соли ВаSO4 и
PbSO4).
Нитроген(I) оксид
Nitrogenium oxydulatum
N2O
N
“Веселящий” газ
Структурная формула:
N
O
Oxydum Nitrosum*
Protoxyde d’Azote
Нитроген(I) оксид открыл в 1776NH NO
г Пристли
взаимодействии железа с нитратной кислотой.
Получение
1. Термическое разложение аммоний нитрата:
4
NH4NO3
t


N2O + 2H2O
3
при
Свойства
Описание. Нитроген(I) оксид – безцветный газ, тяжелее
воздуха (D = 44,01/29 = 1,5), из характерным запахом,
сладковатого вкуса. Под давлением превращается в жидкость.
Сам не горит, но поддерживает горение (тлеющая лучина
загоряется, как в чистом кислороде), так как при нагревании
выше 500 С разлагается на азот и кислород:
2N2O
t


2N2 + O2
Растворимость. В незначительной степени растворяется в
воде (1 обьем N2O растворяется в 2 обьемах Н2О при 15–20 С),
легко растворяется в спирте и эфире.
Идентификация
1. Тлеющая лучина, внесенная в нитроген(I) оксид,
вспыхивает ярким пламенем.
2. При смешивании N2O с равным количеством нитроген(II)
оксида не должен появляться бурый дым (NO2) (отличие от
кислорода):
N2O + NO  NO2
Количественное определение
Количественное определение препарата состоит в
измерении неконденсирующихся газов, содержание которых
не должно превышать 5%, путем вымораживания в жидком
азоте в специальном приборе (ГФ Х, с. 467). Содержание N2O
не менее 95%.
Хранение.
В металлических балонах емкостью 10 л,
серого цвета, под давлением 50 атм с написью “Для
медицинского применения”. Поверх вентиля надевается
пластмассовый или металлический колпак с отверстиями
Применение. Средство для ингаляционного наркоза.
Применяют в смеси с кислородом (80 % N2O и 20 % О2), так
как в чистом виде N2O вызывает быстрый наркоз и асфиксию
(удушье). Применяют для газового наркоза в хирургической
практике и для обезболивания родов. Вдыхание N2O
первоначально производит возбуждающее действие на организм,
откуда он получил название “веселящий газ”. Дальнейшее
вдыхание вызывает опьянение, бесчувсвенное состояние. На этом
свойстве основано его применение в медицине в качестве
анестезирующего средства при кратковременных операциях.
Используют для блокирования острых приступов стенокардии,
при инфаркте миокарда. Применяют вместе с миорелаксантами и
другими средствами для газового наркоза.
Преимущество: выводится из организма через 10–15 минут в
неизмененном виде и человек легко отходит от наркоза.
Раствор аммиака 10%
Solutio Аmmonii caustii (9,5–10,5% NH3)
NH3Н2О
NH4OH
Нашатырный спирт
Liguor Ammonii caustici
Ammonium causticum solutum
Аммиак водный концентрированный
Solutio Аmmonii concentrata (25–27% NH3)
Получение
1. Для медицинских целей чистый аммиак получают путем
нагревания аммоний хлорида NH4Cl с кальция
гидроксидом Ca(OH)2:
NH4Cl + Ca(OH)2 = 2NH3 + CaCl2 + 2H2O
Cвойства
Аммиак – бесцветный газ со своеобразным характерным
запахом, хорошо растворимый в воде (1 обьем воды
растворяет 700 обьемов NH3).
Раствор аммиака представляет собой бесцветную
прозрачную жидкость, легко летучую, с резким запахом. С
водой и спиртом смешивается во всех соотношениях. Водный
раствор имеет щелочную реакцию:
NH3 + H2O  NH3H2O  NH4+ + OH–
Раствор аммиака – слабое основание (Кдис = 1,810–5): в
1М растворе при 18 С только 0,4% аммиака находится в виде
диссоциированного аммоний гидроксида NH4OH. При
нагревании выветривается
(NH3) , поэтому слышен
специфический запах аммиака NH3.
Идентификация
1. При внесении в пары аммиака (над открытым стаканом)
стеклянной палочки, смоченой
хлоридной кислотой
наблюдается белый ”дымок” (нашатырь):
NH3 + HCl = NH4Cl
2. ГФУ: на соли аммония: при нагревании препарата со
щелочью выделяется чистый аммиак и красная лакмусовая
бумажка синеет:
NH3 + H2O  NH3H2O  NH4+ + OH–
3. При взаимодействии с раствором сулемы HgCl2
образуется белый осадок меркурий амидохлорида HgNH2Cl:
2NH4OH + HgCl2 
Hg
NH2
 + NH4Cl + 2H2O
Cl
4. При взаимодействии с раствором каломели Hg2Cl2
образуется черный осадок ртути Hg (реакция
диспропорционирования):
2NH4OH + Hg2Cl2 
NH2
Hg
 + Hg + NH4Cl + 2H2O
Cl
5.Реакция с реактивом Несслера (щелочной раствор
калий тетрайодомеркурата K2[HgI4]; образуется желтооранжевый осадок (очень чувстивительная реакция):
+
NH4 + 2[HgI4
]2–
+
2OH–

Hg
H2N
6. Измерение плотности раствора
I
I
Hg
I
 + 5I– + 2H2O
Количественное определение. Обратное кислотноосновное
титрование:
к
определенному
обьему
исследуемого раствора аммиака прибавляют избыток
стандартного раствора сульфатной кислоты H2SO4.
2NH4OH + H2SO4 = (NH4)2SO4 + 2H2O
Не прореагировавшую кислоту H2SO4 титруют
стандартным раствором щелочи NaOH в присутствии
метилового оранжевого (до желтого окрашивания):
H2SO4 + 2NaOH = Na2SO4 + 2H2O
Еm(NH4OH) = М.м
Хранение
Хранить 10% раствор аммиака (нашатырный спирт)
следует в прохладном месте в банках с притертыми
стекляными пробками или в бутылях с корковыми пробками,
обернутыми станиолем, так как простая корковая пробка
розьедается парами аммиака, а каучуковые пробки набухают
и жидкость буреет.
Применение. Возбуждает дыхательный центр. Средство
первой помощи.
Аммиак рефлекторно возбуждает дыхательный центр через
рецепторы. Поэтому применяют раствор аммиака в основном
наружно для вдыхания при обмороках. В хирургии по методу
Спасокукоцкого и Кочергина используют для мытья рук раствор
25 мл аммиака на 5 л теплой воды. Для растираний при
невралгиях используют линимент аммиачный.
Внутрь применяется в виде нашатырно-анисовых капель,
которые содержат 1,62–1,77% NH3. Входит в состав грудного
эликсира.
При отравлении аммиаком применяют 1%-ные растворы кислот:
ацетатной, лимонной или тартратной.
Натрия нитрит
Natrii nitris
NaNO2
Natrium nitrosum
Получение
1. Из отходов при производстве нитратной кислоты
HNO3 (из нитрозных газов, содержащих NO2). Эти газы
пропускают через раствор соды Na2CO3:
2NO2 + Na2СO3 = NaNO3 + NaNO2 + СО2
Продукты реакции (натрия нитрат NaNO3 и натрия нитрит
NaNO2) разделяют с помощью фракционной кристаллизации:
NaNO3, который труднее растворяется в воде, кристаллизуется
первым, а потом – NaNO2.
Свойства
Описание. Белые или со слабым желтоватым оттенком
кристаллы. Гигроскопичен. Плавится при температуре 271
С.
Растворимость. Легко растворим в воде, трудно
растворим в спирте. Водные растворы вследствие гидролиза
имеют слабо щелочную реакцию:
NO2– + HOH  HNO2 + OH–
Идентификация
1. Реакции на ионы Na+ (см. натрия фторид):
а) взаимодействие с калия гидроксостибатом (V);
образуется белый осадок;
б) реакция с метоксифенилуксусной кислоты реактивом;
образуется белый осадок;
в) с раствором цинк-уранил-ацетата; образуется желтый
осадок;
г) окрашивание бесцветного пламени в желтый цвет.
2. Реакции на нитрит-анионы NO2–:
а) ГФУ, N. Образование нитрозоантипирина при
взаимодействии препарата с антипирином в кислой среде:
несколько кристаллов антипирина растворяют в фарфорной
чашке в нескольких каплях кислоты хлоридной разбавленной
Р, прибавляют несколько капель раствора, содержащего
нитрит-ионы
NO2–;
появляется
изумрудно-зеленое
окрашивание (отличие от нитратов):
CH3
H
O
N
N
C 6H5
CH3
+
HO
N
O
NaNO2
HCl
O
CH3
N
O
N
N
CH3
+
OH2
+
NaCl
C 6H5
б) Реакция с дифениламином в кислой среде (конц. H2SO4) с
образованием органического красителя ярко-синего цвета:
2
NH
H2SO4
NH
NH
+ NO2
H2SO4
+
N
N
HSO4
H
в) Реакция с кислотами: при добавлении к раствору препарата
разведенной сульфатной кислоты H2SO4 выделяются краснобурые пары нитроген диоксида NO2 (за счет разложения НNO2):
NaNO2 + H2SO4 = Na2SO4 + NO + NO2 + H2O
Количественное
определение.
Перманганатометрия,
обратное титрование с йодометрическим окончанием:
определенный обьем исследуемого препарата NaNO2 вливают в
смесь, состоящую из избытка стандартного раствора калий
перманганата KMnO4 и разбавленной сульфатной кислоты
H2SO4:
5NaNO2 + 2KMnO4 + 3H2SO4 = 5NaNO3 +
2MnSO4 + K2SO4 + 3H2O
MnO4– + 8H+ + 5e  Mn2+ + 4H2O
NO2– + Н2О – 2е  NO3– + 2Н+
2MnO4– + 5NO2– + 6H+  2Mn2+ + 5NO3– +
3H2O
Через 20 минут к реакционной смеси прибавляют
кристаллический калий йодид КI (реагирует с избытком
KMnO4) и выделившийся йод I2 титруют раствором натрий
тиосульфата Na2S2O3 в присутствии крахмала (до
исчезновения синего окрашивания):
2KMnO4 + 10KI + 8H2SO4 = 5I2 + 2MnSO4 + 6K2SO4 +
8H2O
–
+
MnO4 + 8H + 5e  Mn2+ + 4H2O
2I– – 2е  I20
2MnO4– + 10 I– + 16H+  2Mn2+ + 5I2 + 8H2O
I2 + 2Na2S2O3 = 2NaI + Na2S4O6
I2 + 2е  2I–
2S2O32– – 2е  S4O62–
Еm(NaNO2) = М.м./2
Еm(Na2S2O3) = М.м.
Параллельно проводят контрольный опыт (методика
аналогична, только без исследуемого препарата).
Содержание NaNO2 в препарате в % рассчитывают по
формуле:
% 
V
Na 2 S 2O3 , контр.

 VNa2 S2O3 , задача  K п  Т Na2 S2O3 / NaNO2  100%
mнав.
Хранение
Учитывая, что препарат гигроскопичен и легко окисляется
на воздухе, хранят его в темном месте, в хорошо укупоренных
стаканах оранжевого стекла. При нарушении условий хранения
препарат расплывается и желтеет вследствии выделения
нитроген(IV) оксида. Список сильнодействующих веществ.
Применение. Спазмолитическое (коронорасширяющее)
средство.
Применяют внутрь (по 0,1–0,2 г на прием) или подкожно в
виде 1%-ного раствора как коронорасширяющее средство при
стенокардии. При отравлении цианидами вводят интравенозно
10–20 мл 1–2%-ного раствора препарата. Действие NaNO2
состоит в том, что он вызывет образование в крови
метгемоглобина, который связывает ионы CN– и не допускает
блокирования тканевых дыхательных ферментов. Таким
образом, натрия нитрит является антидотом при отравлении
метгемоглобинообразующими веществами.
В.р.д. внутрь – 0,3 г;
В.с.д. внутрь – 1,0 г.
Спасибо за внимание !