Материалы для студентов→ Курсовая работа /

Анализ лекарственных средств и лекарственных форм, содержащих галогены, кислоту соляную, галогениды щелочных металлов

Скачать файл
Добавил: fafnir
Размер: 138 KB
Добавлен: 30.04.2015
Просмотров: 3145
Закачек: 21
Формат: doc

ГБОУ Первый МГМУ им. И. М. Сеченова

Кафедра фармацевтической и токсикологической химии

Курсовая работа на тему:

Анализ лекарственных средств и лекарственных форм, содержащих  галогены, кислоту соляную, галогениды щелочных металлов. Особенности анализа  кислоты соляной при совместном присутствии с кислотой аскорбиновой.

Работу выполнила:

Студентка 5 курса 1 группы

фармацевтического факультета

Головлёва А.С.

Руководитель от кафедры:

Шевелёва М.А.

Руководитель от аптеки:

Ображей Д.В. 

Сроки прохождения практики:

С 10.02.12-29.03.12

Москва 2012

Открытие галогенов

Галогены буквально означает "солерождающие" (от лат. "галос" – соль и "генус" – рождать). Это название элементы получили за способность взаимодействовать с металлами с образованием типичных солей, например, хлорида натрия.

Фтор.
О его существовании догадывались многие химики конца XVIII – начала XIX века. "Фторос" – разрушение, гибель (греч.). В 1771 г. Карл Шееле получил HF. Сам фтор был открыт в 1886 г. французским химиком А. Муассаном электролизом безводного фтороводорода:

2HF → H2 + F2, -23 °C, эл. ток.

Однако в присутствии комиссии фтор получить не удалось из-за слишком тщательной очистки фтороводорода. Дело в том, что сам фтороводород не электропроводен (связь ковалентно-полярная), электропроводность обеспечивается присутствием KF, который образует с HF комплекс KF + HF → KHF2. Ион HF2- достаточно устойчив, поэтому расплав HF, содержащий KF, содержит ионы K+ и HF2-, которые и обеспечивают электропроводность. Через 20 лет за открытие фтора А. Муассан получил Нобелевскую премию.

Хлор.
Впервые хлор был получен и описан К. Шееле в 1774 г. Получен он был действием концентрированной соляной кислоты на пиролюзит(MnO2·H2O):

MnO2 + 4HCl(конц.) = MnCl2 + 2H2O + Cl2

Однако ни сам Шееле, ни его современники не считали этот газ самостоятельным химическим элементом. После победы кислородной теории А. Лавуазье над теорией флогистона хлор стали считать оксидом еще неоткрытого элемента мурия (А. Лавуазье, К. Бертолле, Г. Дэви). После 3-х лет попыток получить мурий Г. Дэви пришел к выводу, что это – простое вещество (1810 г.), которое назвал хлорином ("хлорос" – желто-зеленый, греч.). В 1811 г. Ж. Л. Гей-Люссак назвал его хлором. Считается, что первооткрыателем хлора был К. Шееле.

Бром.
Впервые был получен Ю. Либихом, но он "проглядел" открытие, приняв бром за смесь хлора и йода. Поэтому открытие принадлежит французу А. Балару (30 ноября 1825 г.).

А. Балар при обработке хлорной водой щелока из золы морских водорослей выделил красно-бурую жидкость с резким, неприятным запахом. Балар предположил, что это вещество хлорид иода и тщетно пытался обнаружить иод. Однако ему не удалось разложить это вещество. Изучив физические и химические свойства нового вещества, Балар пришел к выводу, что обнаружил новое простое вещество, очень пoхожее на хлор и иод по его химическим свойствам, образующее аналогичные соединения, но имеющее различия в физических свойствах и химическом поведении.

А. Балар назвал новое вещество муридом (от латинского слова muria - рассол). 15 ноября 1825 г. исследователь отправил сообщение об открытии в Парижскую Академию наук, которое было заслушано 3 июля 1826 г. Специальная комиссия, в состав которой вошли знаменитые химики Ж. Гей-Люссак, Л. Теннар и Л. Воклен, 14 августа 1826 г. подтвердила открытие Балара. Комиссия, получив новое вещество согласно методам Балара и изучив его свойства, пришла к единодушному выводу, что бром является новым простым веществом. Комиссией было предложено для этого вещества другое название - бром (от греческого слова "бромос" - зловонный, дурно пахнущий). В то время соляная кислота называлась муриевой, а соли ее - муриатами, так что название, предложенное А. Баларом, могло привести к недоразумениям.

Йод.
Открыт в 1811 г. французским химиком-селитроваром Б. Куртуа.
Согласно легенде, на заводе, где вырабатывалась селитра, рабочие как-то погнались за кошкой. Убегая от преследователей, кошка случайно опрокинула сосуд с серной кислотой на остатки солей от выработки селитры, и тогда вдруг из образовавшейся смеси выделились густые фиолетовые пары.

Н24 + 2НI = 2Н2О + SО2 + I2

Куртуа заинтересовался этим явлением и внимательно стал изучать новое вещество. Он нашел, что фиолетовые пары при охлаждении оседают в виде черных с металлическим блеском кристаллов, новое вещество соединяется с водородом, фосфором, металлами, а с аммиаком образует крайне взрывчатое вещество.

О своих наблюдениях и выводах Куртуа сообщил двум своим друзьям из Дижона – Н. Клеману и Ш. Б. Дезорму. Клеман проделал все эксперименты, о которых ему рассказал Куртуа, убедился в полной справедливости его выводов и в январе 1813 г. сделал небольшое сообщение ученым Парижа о загадочном веществе.

Новое вещество привлекло внимание двух знаменитых ученых – французского Ж.Л.Гей-Люссака и английского Г.Дэви, которые независимо друг от друга принялись изучать его свойства. Ученые пришли к выводу, что открытое Куртуа вещество новый элемент. Гей-Люссак назвал его йодом, а Дэви – йодином ("йоэйдэс" – "фиолетовый", древнегреч.). Во всем мире прижилось первое название и лишь в Англии йод называют йодином.

Фармакологическая группа

Галогены и галогенсодержащие соединения– это химические соединения и препараты, которые применяются в качестве антисептических и дезинфекционных средств.

В эту группу входят:

Препаратхлорамин Ботносится к высокоэффективным галогенсодержащим лекарственным средствам, обладающим антисептической и дезинфицирующей активностью.

Хлорамин Б оказываетбактерицидное, вирулицидноеиамебоцидное действие,в основе которого лежит способность хлорамина Б в водной среде превращаться в хлористоводородную кислоту, которая затем распадается в кислой и нейтральной среде с oбpaзованием атомарного хлора и кислорода, а в щелочной среде - до гипохлорного иона (СЮ). Атомарный хлор блокирует активность аминогрупп белков, препятствуя образованию полипептидных цепочек, а кислород и гипохромный ион окисляют и коагулируют белки болезнетворных агентов, что пpивoдит к их гибели.

Препаратхлоргексидин,так же как и хлорамин Б, относится к галогенсодержащим препаратам и является одним из наиболее эффективных антисептических лекарственных средств. Механизм действия хлоргексидина обусловлен наличием в его молекуле высокоактивного, легко отщепляемого хлора. Препарат оказывает быстрое и выраженноебактерицидное действиев отношении большого числа грамположительных и грамотрицательных микроорганизмов, но на вирусы и споры практически не действует.

Применяют хлоргексидин для обработки рук и операционного поля, стерилизации хирургических инструментов, а также профилактики венерических заболеваний (сифилис, гонорея, трихомоноз). Следует учитывать, что при нанесении препарата на слизистую оболочку половых органов возможно появление жжения, аллергических реакций.

Препараты йода

Раствор йода спиртовойи другие йодсодержащие препараты -йодоформ, йодинол, йодовидон- обладают выраженнойбактерицидной(в том числе, итуберкулоцидной), вирулицидной, спороциднойифунгицидной активностью,обусловленной способностью этих лекарственных средств коагулировать белки.

Спиртовой раствор йода применяют для обработки рук, операционного поля, а также для обеззараживания места порезов и ссадин.

Йодинол, йодовидон применяют для лечения ран и ожогов. Помимо этого йодинол широко используют для лечения хронического тонзиллита, гнойного отита и т.д.

Следует помнить, что все йодсодержащие препаратыпротивопоказаныпри повышенной чувствительности к йоду.

Хлор применяют для обеззараживания питьевой воды, отбелки тканей и бумажной массы. Большие количества его расходуются для получения соляной кислоты, хлорной извести и др. Фтор нашел широкое применение в синтезе полимерных материалов — фторопластов, обладающих высокой химической стойкостью, а также в качестве окислителя ракетного топлива. Некоторые соединения фтора используют в медицине. Бром и иод — сильные окислители, используются при различных синтезах и анализах веществ.
Большие количества брома и иода расходуются на изготовление лекарств.

Источники и способы получения.

Получение галогенов

Физические свойства галогенов
С увеличением заряда ядра от фтора к иоду возрастают температура плавления, кипения (см. табл. 15), электрическая проводимость. Галогены обладают резким запахом и ядовиты. Плохо растворяются в полярных растворителях, хорошо в органических растворителях (спирт, бензол).
Хлор— ядовитый газ желто-зеленого цвета с резким запахом. Тяжелее воздуха в 2,5 раза. Хлор вызывает раздражение дыхательных путей, а вдыхание большого его количества вызывает смерть от удушья. В природном хлоре содержится два изотопа — 3517Сl (75,53%) и 3717Сl (24,47%).
Фтор ядовит чрезвычайно. Бром — тяжелая красно-бурая жидкость. Пары брома ядовиты. При попадании на кожу вызывает сильные ожоги. Иод — черно-фиолетовое твердое вещество При нагревании образуются фиолетовые пары, которые при охлаждении снова превращаются в кристаллы. Происходит возгонка иода, т.е. испарение твердого вещества и образование кристаллов из паров, минуя жидкое состояние.

Химические свойства

Все галогены проявляют высокую окислительную активность, которая уменьшается при переходе от фтора к иоду. Фтор — самый активный из галогенов, реагирует со всеми металлами без исключения, многие из них в атмосфере фтора самовоспламеняются, выделяя большое количество теплоты, например:

2Al + 3F2 = 2AlF3 + 2989 кДж,

2Fe + 3F2 = 2FeF3 + 1974 кДж.

Без нагревания фтор реагирует и со многими неметаллами (H2, S, С, Si, Р) — все реакции при этом сильно экзотермические, например:

Н2 + F2 = 2HF + 547 кДж,

Si + 2F2 = SiF4(г) + 1615 кДж.

При нагревании фтор окисляет все другие галогены по схеме

Hal2 + F2 = 2НalF

где Hal = Cl, Br, I, причем в соединениях HalF степени окисления хлора, брома и иода равны +1.

Наконец, при облучении фтор реагирует даже с инертными (благородными) газами:

Хе + F2 = XeF2 + 152 кДж.

Взаимодействие фтора со сложными веществами также протекает очень энергично. Так, он окисляет воду, при этом реакция носит взрывной характер:

3F2 + ЗН2О = OF2↑ + 4HF + Н2О2.

Свободный хлор также очень реакционноспособен, хотя его активность и меньше, чем у фтора. Он непосредственно реагирует со всеми простыми веществами, за исключением кислорода, азота и благородных газов. Для сравнения приведем уравнения реакций хлора с теми же простыми веществами, что и для фтора:

2Al + 3Cl2 = 2AlCl3(кр) + 1405 кДж,

2Fe + ЗCl2 = 2FeCl3(кр) + 804 кДж,

Si + 2Cl2 = SiCl4(Ж) + 662 кДж,

Н2 + Cl2 = 2HCl(г)+185кДж.

Особый интерес представляет реакция с водородом. Так, при комнатной температуре, без освещения хлор практически не реагирует с водородом, тогда как при нагревании или при освещении (например, на прямом солнечном свету) эта реакция протекает со взрывом по приведенному ниже цепному механизму:

Cl2 +hν → 2Cl,

Cl + Н2 → HCl + Н,

Н + Cl2 → HCl + Cl,

Cl + Н2 → HCl + Н и т. д.

Возбуждение этой реакции происходит под действием фотонов (hν), которые вызывают диссоциацию молекул Cl2 на атомы — при этом возникает цепь последовательных реакций, в каждой из которых появляется частица, инициирующая начало последующей стадии.

Реакция между Н2 и Cl2 послужила одним из первых объектов исследования цепных фотохимических реакций. Наибольший вклад в развитие представлений о цепных реакциях внёс русский учёный, лауреатНобелевской премии (1956 год)Н. Н. Семёнов.

Хлор вступает в реакцию со многими сложными веществами, например замещения и присоединения с углеводородами:

СН3-СН3 + Cl2 → СН3-СН2Cl + HCl,

СН2=СН2 + Cl2 → СН2Cl — СН2Cl.

Хлор способен при нагревании вытеснять бром или иод из их соединений с водородом или металлами:

Cl2 + 2HBr = 2HCl + Br2,

Cl2 + 2HI = 2HCl + I2,

Cl2 + 2KBr = 2KCl + Br2,

а также обратимо реагирует с водой:

Cl2 + Н2О = HCl + HClO — 25 кДж.

Хлор, растворяясь в воде и частично реагируя с ней, как это показано выше, образует равновесную смесь веществ, называемую хлорной водой.

Заметим также, что хлор в левой части последнего уравнения имеет степень окисления 0. В результате реакции у одних атомов хлора степень окисления стала −1 (в HCl), у других +1 (в хлорноватистой кислоте HOCl). Такая реакция — пример реакции самоокисления-самовосстановления, или диспропорционирования.

Хлор может таким же образом реагировать (диспропорционировать) со щелочами:

Cl2 + 2NaOH = NaCl + NaClO + Н2О (на холоде),

3Cl2 + 6КОН = 5KCl + KClO3 + 3Н2О (при нагревании).

Химическая активность брома меньше, чем у фтора и хлора, но все же достаточно велика в связи с тем, что бром обычно ис­пользуют в жидком состоянии и поэтому его исходные концентрации при прочих равных условиях больше, чем у хлора.

Для примера приведем реакции взаимодействия брома с кремнием и водородом:

Si + 2Br2 = SiBr4(ж) + 433 кДж,

Н2 + Br2 = 2HBr(г) + 73 кДж.

Являясь более «мягким» реагентом, бром находит широкое применение в органической химии.

Отметим, что бром, так же, как и хлор, растворяется в воде, и, частично реагируя с ней, образует так называемую «бромную воду», тогда как иод практически в воде не растворим и не способен её окислять даже при нагревании; по этой причине не существует «иодной воды». Но иод способен растворяться в растворах иодидов с образованием комплексных анионов:

I2 + I → I3

Образующийся раствор называетсяраствором Люголя.

Иод существенно отличается по химической активности от остальных галогенов. Он не реагирует с большинством неметаллов, а с металлами медленно реагирует только при нагревании. Взаимодействие же иода с водородом происходит только при сильном нагревании, реакция является эндотермической и сильно обратимой:

Н2 + I2 = 2HI — 53 кДж.

Таким образом, химическая активность галогенов последовательно уменьшается от фтора к иоду. Каждый галоген в ряду F — At может вытеснять после­дующий из его соединений с водородом или металлами, то есть каждый галоген в виде простого вещества способен окислять галогенид-ион любого из последующих галогенов. Астат реагирует с металлами (например с литием):

2Li + At2 = 2LiAt — астатид лития.

С водородом, образуя астатоводород:

H2 + At2 = 2HAt.

[править]

Йод  Iodum

М. 253,80

Описание.

  • Йод – кристаллическое чёрно-серое вещество с фиолетовым металлическим блеском.
  • При обычной температуре легко летуч
  • При возгонке образует пары фиолетового цвета с резуим запахом.

Растворимость.

Йод плохо растворяется в воде(1:2500), растворим в этаноле(1:10), в хлороформе и эфире.

Легко растворяется в  водном растворе йодидов, образуя растворимый комплексный ион[I3]

I2 + KI = K[I3]

Растворы йода в различных растворителях:

  • В хлороформе и сероуглероде – фиолетовый
  • В спирте и эфире – бурый

Подлинность

Реакция с крахмалом(ЕФ и ГФ)

I2+ крахмал = I2* крахмал, дельтаH<0

Адсорбционный комплекс синего цвета

  • Взаимодействие йода с крахмалом – экзотермический процесс: при нагревании комплекс легко разрушается и синяя окраска исчезает.

2. ЕФ рекомендует определять подлинность ЛС “Йода” по фиолетовым парам, которые образуются при нагревании кристаллов йода.

Чистота

  1. Примесь активированного угля, используемого для адсорбции йода в процессе его получения:

I2 + Nа2S2О3 → 2NаI + Nа2S4О6

Образование прозрачного раствора свидетельствует о чистоте лекарственного средства (отсутствие механических примесей).

2. При получении йода из морских водорослей: опасной примесью может быть йодистый циан ICN, образующийся при неполном сжигании водорослей.

Для обнаружения примеси йодистого циана йод обесцвечивают раствором кислоты сернистой:

J2+H2SO4+H2O=H2SO4+2HJ

ICN+2NaOH=NaCN+NaOI+H2O

6NaCN+Fe2SO4=Na4[Fe(CN)6]+Na2SO4

Определение примеси ICl

  1. – обесцвечивают йод
  2. I2 + Nа2S2О3 → 2NаI + Nа2S4О6

  1. – добавляют избыток раствора нитрата серебра.

добавляют в избыточном количестве раствор аммиака:

  1. – в осадке –AgI, не растворимый в аммиаке:

- в фильтрате – растворимый аммиачный комплекс серебра

После фильтрования к бесцветному фильтрату добавляют избыток кислоты азотной концентрированной. При наличииCl-образуется муть или белый осадок.

Количественное определение

J2+KJ=K[J3]

K[J3]+ 2Nа2S2О3 →KJ+ 2NаI + Nа2S4О6

Индикатор – крахмал

В субстанции должно быть не менее 99,5% и не более 100,5% йода.

Применение

Йод оказывает антисептическое действие.

Кроме природного устойчивого изотопа 127I, полученыискусственные изотопы – 125I(T1/2 = 60.2 сут), 131I(T1/2 = 8.05сут), 136I(Т1/2 = 2.26 час), используемые для диагностики и лечения рака щитовидной железы.

Хранение

Летучесть и окислительно-восстановительные свойства йода определяют условия его хранения – в банках с притертыми пробками (йод разъедает корковые пробки) в холодном защищённом от света месте

Пропись 1

Раствора кислоты хлористоводородной 1% - 200мл

Кислоты аскорбиновой – 1,0

Вначале определяют сумму кислот титрованием 0,1н. Раствора натрия гидроксида. При этом значение величины Z при расчёте молярной массы эквивалента М (1/z) для каждого вещества равно 1:

HCl+NaOH=NaCl+H2O

Количество натрия гидроксида эквивалентно сумме кислот хлористоводородной и аскорбиновой. Далее для определения кислоты аскорбиновой, полученный аскорбинат натрия титруют 0,1н. раствором йода:

При титорвании кислоты аскорбиновой 0,1н. раствором йода значение величины zравно 2, это означает, что на одну и ту же аликвотную долю смеси будет расходоваться 0,1н. Раствора йода в 2 раза больше чем 0,1н. Раствора натрия гидроксида. Поэтому при расчёте количества раствора, пошедшего на титрование кислоты хлористоводородной, из общего объёма раствора гидроксида натрия следует вычесть ½ объёма раствора йода, израсходанного на титрование кислоты аскорбиновой:

формула

Содержание в лекарственных смесях веществ, близких по химическому строению и свойствам(соли галогеноводородных кислот, сульфаниламиды и другие), затруднет их раздельное определение общепринятыми титриметрическими методами.

Список литературы:

  1. Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. М., Высшая школа, 1988,с.253-296.
  2. Спицын В.И., Мартыненко Л.И. Неорганическая химия. Часть I. М.,МГУ, 1991, с.49-78.
  3. Коттон Ф., Уилкинсон Дж. Современная неорганическая химия. М., МИР, 1969, т.2, с.220-238, 719-452.

Турова Н.Я. Справочные таблицы по неорганической химии. М., Химия, 1997, с.6-11.

4.Дж.Хьюи. Неорганическая химия. М., Химия, 1987, с.525-538; 566-569.

5.Фармацевтическая химия, Арзамасцев А.П. 2004 г.