Етилхлорид (Aethylii chloridum) 3 страница

[Ag(NH)₂]CI + 2HNO₃↓ → AgCI ↓ + 2NH₄NO₃

У відповідності з ФС, вміст хлоридів не повинен перевищувати 0,02%.

Кількісно йод визначають титруванням розчину лікарської речовини (в присутності калію йодиду для кращого розчинення йоду) стандартним розчином натрію тіосульфату:

I₂+ 2Na₂S₂O₃ → 2NaI + Na₂S₂O₃

Як індикатор використовують крохмаль, тому титрування ведуть до знебарвлення розчину.

Спиртові розчини йоду. 10% спиртовий розчин йоду готують розчиненням йоду кристалічного в 95% спирті . Препарат нестійкий, тому що йод реагує зі спиртом:

C₂H₅OH + I₂ → CH₃─CHO + 2HI

Ступінь зміни препарату визначають шляхом встановлення в ньому вмісту йодоводневої кислоти титруванням її стандартним розчином натрію гідроксиду після знебарвлення йоду натрію тіосульфату .

Готують препарат на короткий час – до 1 місяця. 5% і 2% розчини йоду більш стійкі при зберіганні, тому що їх готують на розведеному (до 46%) спирті з додаванням калію йодиду. При кількісному аналізі таких препаратів визначають вміст як йоду так і калію йодиду. Спочатку препарат титрують 0,1 М розчином натрію тіосульфату для визначення йоду. Далі суму йодидів відтитровують стандартним розчином аргентуму нітрату (індикатор – натрію еозинат):

NaI + AgNO ₃ → AgI↓ + NaNO₃

KI + AgNO₃ → AgI↓ + KNO₃

Різниця між об’ємами розчину аргентуму нітрату і натрію тіосульфату включають в розрахунок вмісту калію йодиду:

(V_AgNO3 ∙ K ─ V_Na2S2O3 ∙ R ) ∙ T ∙100

X(%) = ───────────────────────

де Х - вміст калію йодиду,%

V - об’єми стандартних розчинів аргентуму нітрату і натрію тіосульфату, які пішли на титрування, мл;

К - поправочні коефіцієнти титрантів;

Т – титр за визначуваною речовиною (титриметричний фактор перерахунку);

а – об’єм розчину, взятого для аналізу.

Кислота хлороводнева.Лікарськими засобами є розчини хлороводню: кислота хлороводнева (вміст хлороводню 24,8-25,2%) і кислота хлороводнева розведена (8,2-8,4%).

Обидва препарати – безбарвні рідини. Кислота хлороводнева – летка рідина, тому її зберігають в склянках з притертими пробками. Відносится до сильних кислот, тому кількісне визначення вмісту хлороводню можна провести методом алкаліметрії.

Хлорид – іон в препараті визначають реакцією з аргентуму нітратом або при взаємодії з окислювачами. Хлорид-іон проявляє слабкі відновні властивості і окислюється до молекулярного хлору при дії сильних окислювачів- таких, як калію перманганат, марганцю (IV)оксид, калію дихромат:

4НСІ + МпО₂ → МпСІ₂+ СІ₂ + 2Н₂О

Хлор , який виділяється, можна виявити реакцією з калію йодидом:

СІ₂ + 2КІ → І₂ + 2КСІ

За допомогою цієї ж реакції визначають недопустиму домішку хлору в кислоті хлороводневій.

Специфічну недопустиму домішку в препараті – сульфітну кислоту виявляють реакцією з молекулярним йодом. Обезбарвлення розчину йоду вказує на присутність домішки:

Н₂SO₃ + I₂ → H₂SO₄ + 2HI

Фармакопейною методикою кількісного визначення кислоти хлороводневої є алкаліметрія.

Кислоту хлороводневу використовують в медицині у вигляді мікстури (разом з пепсином) при недостатній кислотності шлункового соку. Нерідко її призначають разом з препаратами феруму, тому що вона сприяє його засвоєнню.

Натрію і калію хлориди.Вони відносяться до сильних електролітів, водні розчини мають нейтральну реакцію. Хімічні властивості даних лікарських речовин зумовлені наявністю відповідних іонів. Так катіони натрію і калію забарвлюють полум”я відповідно в жовтий і фіолетовий колір.

Солі натрію утворюють жовтий кристалічний осад (нерозчинний в кислоті оцтовій) з цинку уранілацетатом:

Na⁺+Zn²⁺+[(UO₂)₃(CH₃COO)₈]^2-+CH₃COOH+6H₂O→

→NaZn[(UO₂)₃(CH₃COO)₉]∙6H₂О+ Н⁺

Гексагідроксостибіат-іон в нейтральному середовищі утворює з іонами натрію білий кристалічний осад натрію гексагідроксостибату:

Na⁺ + [ Sb(OH)₆ ]^‾ → Na[Sb(OH)₆ ↓

Солі калію з розчином гексанітритокобальтату(ІІІ) натрію утворюють жовтий кристалічний осад гексанітритокобальтату (Ш) натрію і калію:

К⁺+ Na₃[Co(NO₂)₆] → NaK₂[Co(NO₂)₆]↓ + Na⁺

Осад не розчиняється в оцтовій кислоті, але розчиняється в мінеральних кислотах. В сильнокислому середовищі утворюється нестійка гексанітритокобальтова кислота Н₃[Со(NO₂)₆], яка розкладається в момент утворення. В лужному середовищі утворюється бурий осад Со(ОН)₃.

Іони амонію заважають реакції, вони дають з реактивом осад, а тому для видалення солей амонію препарат попередньо прокалюють.

З розчином кислоти винної солі калію утворюють осад калію гідротартрату білий, який не розчиняється в кислоті оцтовій, але розчиняється в мінеральних кислотах і лугах:

НО─ СН─ СООН НО─ СН─СООК

К⁺+ │ ─→ │ ↓ + Н⁺

НО─ СН─ СООН НО─ СН─СООН

Хлорид-іон в даних лікарських засобах визначають взаємодією з розчином аргентуму нітрату: СІ‾ + Ag⁺ → AgCI↓

Утворюється білий сирнистий осад. Реакцію проводять в середовищі кислоти нітратної, в якій не розчиняються галогеніди аргентуму.

Особливість аргентуму хлориду (на відміну від броміду і йодиду) заключається в його здатності легко розчинятись в розчинах аміаку, амонію карбонату і натрію тіосульфату:

AgCI + NH₃→ [Ag(NH₃)₂] CI

AgCI + (NH₄)₂CO₃ → [Ag(NH₃)₂]CI + CO₂↑ + H₂O

AgCI + 2Na₂S₂O₃ → Na₃[Ag(S₂O₃)₂] + NaCI

Кількісне визначення натрію хлориду і калію хлориду проводять методом Мора. Титрування ведуть в нейтральному середовищі стандартним розчином аргентуму нітрату в присутності індикатора калію хромату. Аргентуму хлорид значно менш розчинний, ніж аргентуму хромат, тому хлорид іони осаджуються першими:

NaCI + AgNO₃ → AgCI + NaNO₃

Після повного осадження хлорид –іонів, випадає червоно-оранжевий осад аргентуму хромату:

2AgNO₃ + K₂CrO₄ → Ag₂CrO₄↓ + 2KNO₃

Реакція середовища повинна бути нейтральною або слабко-лужною (рН 7,0-10,0). У кислому середовищі хромат –іон переходить в дихромат –аніон і чутливість індикатора різко знижується.

Якщо визначення хлоридів методом Мора неможливе (наприклад, при аналізі лікарських сумішей, які мають кислу реакцію середовища або якщо є речовини , які реагують, як і хлориди, з іонами аргентуму), застосовують метод зворотнього титрування Фольгарда. При цьому хлориди осаджують надлишком титрованого розчину аргентуму нітрату і відтитровують залишок аргентуму нітрату стандартним розчином амонію ціанату:

AgNO₃+ NaCI → AgCI↓ + NaNO₃

AgNO_{3(залишок)} + NH₄SCN → AgSCN↓ + NH₄NO₃

Як індикатор використовують розчини солей тривалентного феруму, наприклад, амонію феруму (Ш) сульфату (галуни ферумоамонійні – NH₄Fe(SO₄)₂∙ 12H₂O), які з надлишковою краплиною амонію тіоціанату утворюють комплексні солі червоного кольору:

Fe³⁺ + nSCN‾ → [Fe(SCN)_n]^{3 – n}

Натрію і калію броміди -білі кристалічні порошки, добре розчинні у воді, реакція середовища водних розчинів нейтральна. Натрію бромід гігіроскопічний. Ступінь його зволоження регламентується шляхом визначення втрати маси при висушуванні.

Для ідентифікації застосовують реакції на катіони і аніони, тому що броміди натрію і калію ( як і хлориди) є сильними електролітами.

Броміди з розчином аргентуму нітрату утворюють жовтуватий осад:

Ag⁺ + Br^‾→ AgBr↓

Аргентуму бромід, на відміну від аргентуму хлориду, не розчиняється в розчині амонію карбонату і важко розчиняється в надлишку концентрованого розчину аміаку:

AgBr↓ + 2NH₃ → [Ag(NH₃)₂]Br

Аргентуму бромід розчиняється(як хлориди і йодиди) в розчині натрію тіосульфату.

Броміди окиснюються до вільного галогена легше чим хлориди, тому їх ідентифікують за реакцією виділення брому в результаті окисно-відновної реакції з хлораміном в кислому середовищі. Бром, який виділяється в результаті реакції, вилучають хлороформом, в якому він розчиняється краще,

ніж у воді, забарвлюючи його в жовто-бурий колір:

Специфічними домішками в калій і натрій бромідах можуть бути іони йодидів, барію, кальцію, броматів. Йодиди визначають з допомогою слабкого окислювача, яким є феруму(Ш) хлорид, який не окиснює броміди:

2Fe³⁺+2I^‾→Fe²⁺+I₂

Йод, який виділився виявляють в присутності крохмалю за синім забарвленням.

Іони барію, кальцію і бромат-іон ідентифікують одним реактивом – концентрованою сульфатною кислотою. При додаванні реактиву (Н₂SO₄) до досліджуваного розчину у відповідності з вимогами ДФ, не повинно з’являтися помутніння або забарвлення (солі барію і кальцію утворюють нерозчинні сульфати, а бромати в присутності бромідів в кислому середовищі виділяють бром, який забарвлює розчин в жовтий колір):

BrO₃^‾ + 5Br‾ + 6H+ → 3Br₂ + 3H₂O

Кількісне визначення калію і натрію бромідів (як і калію і натрію хлоридів) за ДФ проводять методом прямого титрування (методом Мора).

Натрію хлорид є основною складовою частиною сольових і колоїдно-сольових розчинів, які використовуються як плазмозамінники. Натрію хлорид міститься в крові і тканинних рідинах організму. Концентрація його в крові 0,5 %. Основна роль натрію хлориду – забезпечувати сталість осмотичного тиску. При дефіциті натрію хлориду в організмі він вводиться внутрішньовенно або підшкірно у вигляді 0,9% розчину, який називається ізотонічним розчином. Введення його вирівнює і нормалізує осмотичний тиск крові. Крім фармакопейних препаратів, існують гіпертонічні розчини натрію хлориду :3%,5% і 10%. Їх застосовують зовнішньо для компресів при лікуванні гнійних ран. Завдяки осмотичному впливу ці розчини сприяють очищенню рани від гною.

Іон калію є основним внутрішньоклітинним іоном, в той час як натрій-іон – головним позаклітинним іоном. Взаємодія цих двох іонів відіграє важливу роль у підтриманні ізотонічності клітин.

Основним показником до застосування калію хлориду є порушення серцевого ритму, особливо в зв’язку з інтоксиікацією серцевими глікозидами, що зв’язано зі збідненням клітин міокарду на іони калію. Калію хлорид застосовується також у випадку гіпокаліємії (зниження концентрації іонів калію в крові), яка виникає при тривалому застосуванні діуретиків.

Броміди калію і натрію застосовують як заспокійливі засоби. Заспокійлива дія препаратів брому грунтується на їх здатності посилювати процеси гальмування в корі головного мозку. Броміди можуть відновлювати рівновагу між процесами збудження і гальмування, особливо при підвищеній збудливості нервової системи. Тому броміди використовуються при неврастенії, підвищеній подразливості.

Натрію і калію йодиди - безбарвні або білі кристалічні речовини; гігроскопічні,є енергійними відновниками. Вступають в реакцію з киснем повітря, внаслідок чого порошки даних лікарських засобів жовтіють при неправильному зберіганні.Світло, домішки важких металів, кисень повітря ініціюють процеси окиснення йодидів.Йодиди можуть містити специфічні домішки – іони барію, йодату, тіосульфату. ДФ регламентує вміст цих домішок.

Іони барію визначають за реакцією з кислотою сірчаною(протягом 15 хвилин розчин повинен залишатися прозорим).

Для визначення йодатів разом з H₂SO₄ додають крохмаль; при наявності домішки виникає синє забарвлення:

IO₃^‾+ 5I‾ → 3I₂ + 3H₂O

Поява синього забарвлення після додавання 1 краплини 0,1 М розчину йоду в присутності крохмалю вказує на відсутність тіосульфату.

Загальний спосіб кількісного визначення йодидів за ДФ – пряма аргентометрія з застосуванням адсорбційного індикатора натрію еозинату (метод Фаянса). Суть методу заключається в тому, що адсорбційний індикатор не змінює свого забарвлення (жовто-червоного) до настання точки еквівалентності. В точці еквівалентності індикатор адсорбується на осаді AgI, і колір його стає червоно-фіолетовим. До точки еквівалентності на осаді AgI адсорбувався невідтитрований йодид-іон. При цьому поверхня заряджається негативно, що перешкоджає адсорбції на ньому індикатора у вигляді аніону.

Після того, як йодид відтитрований повністю, на поверхні осаду адсорбуються іони аргентуму, позитивний заряд яких сприяє адсорбції індикатора і колір змінюється. В результаті сполука, яка знаходиться в осаді, набуває складу: AgI∙Ag⁺∙Ind.

Крім аргентометрії, для кількісного визначення йодидів можна застосовувати перманганатометрію і інші окисно-відновні методи.

Йодиди застосовуються як носії йоду при гіпертиреозі, ендемічному зобі. Якщо їжа або вода не містить достатньої кількості йоду, як це буває в деяких гірських місцевостях, у місцевого населення з’являється захворювання .

Натрію фторид. Безбарвні кристали або білий кристалічний порошок, розчинний у воді. Є сіллю середньої за силою кислоти фтороводневої, піддається гідролізу.

Тотожність визначають аналітичними реакціями на фторид-іон: взаємодією з іонами лужно-земельних металів . З солями кальцію і барію фториди дають білий осад:

Са²⁺ + 2F^‾→ CaF₂↓

Під дією фторидів тіоціанатні комплекси заліза (Ш) червоного кольору руйнуються і переходять в безбарні сполуки.

6F^‾+ [Fe(SCN)_n(H₂O)_6-n]^3-n → [FeF₆]^3‾ + nSCN^‾+ ( 6-n )H₂O

Реакція з комплексною сполукою цирконію (ІV) і алізарину. Цирконій алізариновий комплекс червоного кольору руйнується фторидами. При цьому виділяється вільний алізарин жовтого кольору. Білий осад цирконію фториду, який виділяється при цьому може розчинятись в надлишку фторидів з утворенням безбарвного аніону [ZrF₆]^2-

Кількісне визначення проводять осадженням іонів фтору надлишком насиченого розчину РвСІ₂ та зважуванням осаду РвFCI::

NaF + PbCI₂ = PbFCI + NaCI

Застосовують у 2%-них розчинах або у вигляді пасти (нафестизин), що містить 75 частин препарату і 25 частин гліцерину, для профілактики захворювань зубів. Розчини, що містять 0,25г препарату і 10000 г води, вживають як антисептик. Зберігають як отруту за списком А.

Препарати елементів VI, V, IV , ІІІ і ІІ груп

1. Препарати гідроген пероксиду

Гідроген пероксид Н₂О₂ – безбарвна рідина з температурою кипіння 152⁰С. На відміну від води, гідроген пероксид проявляє слабкі кислотні властивості:

Н₂О₂ →Н⁺ + НО₂^‾

Солі гідроген пероксиду нестійкі. При дії на них розчинів мінеральних кислот виділяється гідроген пероксид :

ВаО₂ + Н₂SO₄ → BaSO₄ + H₂O₂

Гідроген пероксиду проявляє як окисні, так і відновні властивості і диспропорціонує з утворенням води і кисню:

2Н₂О₂ → 2Н₂О + О₂↑

2О^‾ + 2е‾ = 2О^2-

2О‾ – 2 е‾ = О₂⁰

Процес каталізується світлом, марганцю (1V) оксидом, іонами важких металів, лугами.Кислоти карбонові і їх аміди стабілізують розчини пероксиду водню, Як стабілізатор розчину пероксиду водню використовують бензоат натрію.

Препаратами гідрогену пероксиду є:

1) розчин гідрогену пероксиду концентрований, пергідроль, вміст гідрогену пероксиду 30%;

2) розчин гідрогену пероксиду, вміст гідрогену пероксиду 3%;

3) магнію пероксид, суміш пероксиду і магнію оксиду;

4) гідропірит, комплексна сполука гідрогену пероксиду з сечовиною.

Окисно-відновні властивості гідрогену пероксиду використовують для ідентифікації і кількісного визначення його в препаратах. Так, реакція окиснення гідрогену пероксиду розчином мангану перманганату лежить в основі його кількісного визначення:

2KMnO₄ + 5H₂O₂ + 3H₂SO₄ → 2MnSO₄+ K₂SO₄ + 8H₂O + 5O₂

При взаємодії з відновниками (наприклад калій йодидом) гідроген пероксид веде себе як окислювач:

H₂O₂ + KI + H₂SO₄ → I₂ + 2H₂O + K₂SO₄

Цю реакцію можна використати для ідентифікації і для кількісного визначення гідрогену пероксиду і його препаратів. При кількісному визначенні йод, який виділяється в даній реакції,відтитровують стандартним розчином натрію тіосульфату :

І₂ + 2Na₂S₂O₃ → 2NaI + Na₂S₄O₆

Специфічною реакцією на гідроген пероксид є утворення надхромових кислот при взаємодії його з розчином калію дихромату. Склад надхромових кислот залежить від умов проведення реакції – температури, рН , концентрації пероксиду. Реакція утворення надхромових кислот проводиться у середовищі сульфатної кислоти в присутності ефіру:

K₂Cr₂O₇+ H₂SO₄ → H₂Cr₂O₇ + K₂SO₄

Ефірний шар забарвлюється в синій колір, який через деякий час переходить в зелений внаслідок відновлення хрому (VІ) у хром (ІІІ). В ефірі надхромові кислоти стійкіші, тому забарвлення зберігається довше.

Натрію тіосульфат.Безбарвні прозорі кристали складу Na₂S₂O₃∙5H₂O.

Легко розчинний у воді. В теплому сухому повітрі вивітрюється, у вологому середовищі дещо розпливається.При температурі біля 50^˚С плавиться в кристалізаційній воді.

Натрію тіосульфат є сіллю дуже нестійкої тіосульфатної кислоти. Має сильні відновні властивості і здатність до комплексоутворення, В кислому середовищі розкладається з утворенням вільної сірки і оксиду сульфуру (ІV):

Na ₂S₂O₃+ 2HCI → 2NaCI + SO₂ ↑ +S↓ + H₂O

При взаємодії розчину натрію тіосульфату з водним розчином аргентуму нітрату спочатку утворюється білого кольору нерозчинна сіль – аргентуму тіосульфат:

Na₂S₂O₃ + AgNO₃ → Ag₂S₂O₃↓ + 2NaNO₃

Потім аргентуму тіосульфат розкладається внаслідок внутрішньомолекулярної окисно-відновної реакції до аргентуму сульфіду:

Ag₂S₂O₃ + H₂O → AgS↓ + H₂SO₄

Колір осаду при цьому змінюється послідовно від білого через жовтий і бурий до чорного.

Реакції з кислотою хлороводневою і аргентуму нітратом ДФ рекомендує для ідентифікації натрію тіосульфату. Якщо до аргентуму нітрату додавати розчин тіосульфату , білий осад, що випадає розчиняється в надлишку реактиву:

Ag₂S₂O₃ + 3Na₂S₂O₃ → 2 Na₃[Ag(S₂O₃)₃]

Натрію тіосульфат взаємодіє також з солями Си²⁺, Fe³⁺, Hg²⁺.Ці реакції (як і взаємодія з аргентуму нітратом) ідуть в 2 етапи: солеутворення і окиснення- відновлення.

Специфічними домішкамив натрію тіосульфаті є сульфіти, сульфати і сульфіди. Сульфіти і сульфати визначаються в одній пробі. При цьому до досліджуваного розчину додають краплинами розчин йоду до жовтуватого забарвлення (сульфіти при цьому окиснюються до сульфатів), а потім додають розчин барію нітрату; рідина повинна залишатися прозорою (помутніння вказує на наявність домішки сульфітів або сульфатів).

Для виявлення сульфідів ДФ використовує здатність останніх як відновників взаємодіяти з натрію нітропрусидом з утворенням комплексної сполуки :

S^2‾ + Na₂[Fe(CN)₅NO] → Na₄[Fe(CN)₅NOS]

Фармакопейний метод кількісного визначення натрію тіосульфату - йодометрія:

І₂ + 2Na₂S₂O₃ → 2NaI + Na₂S₄O₆

Застосування натрію тіосульфату грунтується на його здатності виділяти сірку. Препарат використовується як протиотрута при отруєннях галогенами , ціанідами і синільною кислотою: H⁺

КСN + Na₂S₂O₃ ──→ KCNS + Na₂SO₄

Роданід калію (КСNS), який утворюється , менш отруйний, ніж ціанід калію. Тому при отруєнні синільною кислотою або її солями як перша допомога застосовується натрію тіосульфат. Препарат може використовуватись також при отруєнні сполуками миш’яку, ртуті, свинцю; при цьому утворюються неотруйні сульфіди.

Натрію тіосульфат застосовується також при алергічних захворюваннях, артритах, невралгії, разом з хлоридною кислотою – для лікування корости.

Натрію нітритможе бути природного походження. Він утворюється з аміаку при гнитті органічних сполук. Синтетично одержують як побічний продукт при виробництві азотної кислоти:

2NO₂ + Na₂CO₃ → NaNO₂ + NaNO₃+ CO₂↑

Натрію нітрит – білі прозорі кристали з жовтуватим відтінком. Легко розчиняється у воді, утворюючи розчини з слабколужною реакцією, в спирті розчиняється важко. Гігроскопічний .

При додаванні до розчину NaNO₂ розведеної кислоти сульфатної виділяються червоно-бурі пари оксидів азоту:

NaNO₂ + H₂SO₄ → NaHSO₄ + HNO₂

HNO₂→ H₂O + NO↑ + NO₂↑

Ця реакція приводиться в ДФ для підтвердження тотожності препарату. Нітроген в натрію нітриті (ступінь окиснення +3) може проявляти як окиснювальні, так і відновні властивості. Ця властивість натрію нітриту використовується в реакціях ідентифікації препарату:

2КMnO₄ + 5NaNO₂ + 3H₂SO₄→ K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 5NaNO₃ + 3H₂O

В даній реакції натрій нітрит діє як відновник. В реакції з бромідами і йодида в кислому середовищі натрію нітрит проявляє окисні властивості.

2NaNO₂ + 2NaI + 4CH₃ COOH → 2NO↑ + 4CH₃COONa + I₂ + 2H₂O

Ці реакції можуть бути використані для ідентифікації препарату, хоч вони і не є фармакопейними. ДФ рекомендує для підтвердження тотожності натрію нітриту реакції на виявлення натрій-іону (реакція забарвлення полум’я в жовтий колір) і нітрит-іону: а) з дифеніламіном в кислому середовищі з утворенням органічного барвника яскраво-синього кольору; б) з антипірином в кислому середовищі з утворенням нітрозоантипірину, який має смарагдово-зелене забарвлення.

Кількісний вміст натрію нітриту в препараті визначається йодометричним методом. Натрію нітрит окиснюється перманганатом калію, надлишок якого визначається йодометрично (фармакопейний метод):

5NaNO₂ + 2KMnO₄ + 3H₂SO₄ → 5NaNO₃ + 2MnSO₄ + K₂SO₄ + 3H₂O

2KMnO₄ + 10 KI + 8H₂SO₄ → 5I₂↓ + 6K₂SO₄ + 2MnSO₄ + 8H₂O

I₂ + 2Na₂S₂O₃ → 2NaI + Na₂S₄O₆

Натрію нітрит застосовують як судинорозширювальний засіб при стенокардії, мігрені, внутрішньо і підшкірно. Для ін’єкцій використовують 1% розчин.

Нітрити дуже отруйні, якщо їх застосовувати у великих кількостях. Натрію нітрит застосовують також при отруєнні ціанідами.

З інших сполук нітрогену використовують розчин аміаку у воді (нашатирний спирт), для вдихання хворими у непритомному стані (збуджує дихання). Застосовують амонію хлорид (нашатир), амонію бромід (при розладах центральної нервової системи).

Натрію гідрокарбонат –білий кристалічний порошок без запаху, розчинний у воді, практично нерозчинний в спирті. Стійкий в сухому повітрі, повільно розкладається у вологому.

Натрію гідрокарбонат застосовують як антацидний засіб при підвищеній кислотності шлункового соку.Його також використовують як наповнювач при таблетуванні ЛЗ і як стабілізатор при приготуванні деяких ін’єкційних розчинів (розчин натрію тіосульфату).

Літію карбонат –білий кристалічний порошок, важко розчинний у воді, практично нерозчинний в спирті. Застосовується в психіатрії для попередження судом.

Дані лікарські препарати є солями, утвореними лужними металами і слабкою карбонатною кислотою. Розчинна у воді сіль натрію гідрокарбонату має слабколужну реакцію середовища. Ідентифікація ЛЗ проводиться за катіоном і за аніоном:

1. Реакції на іон Na⁺: забарвлення полум’я, із цинк уранілацетатом та KSb(OH)₆.

2. Реакції на іон Li⁺ проводять після розчинення літію карбонату в кислоті, бо у воді він не розчиняється:

Li₂CO₃ + 2HCI → 2LiCI + CO₂↑+ H₂O

Розчинні солі літію в слабколужному середовищі з гідрофосфатами дають білий осад літію фосфату:

3Li⁺ + HPO₄^2‾+ OH^‾ → Li₃PO₄↓ + H₂O

Солі літію забарвлюють безбарвне полум’я пальника в карміново-червоний колір.

3. Реакції на аніони HCO₃^‾i CO₃^2‾ грунтуються на витісненні сильною мінеральною кислотою карбонатної кислоти з її солей. Кислота карбонатна нестійка і виділяє СО₂ (бульбашки газу). Якщо його пропустити через вапняну воду , то утвориться білий осад.

При кип’ятінні з насиченим розчином магнію сульфату гідрокарбонат –іон дає білий осад. Карбонат –іон дає такий же осад без кип’ятіння:

2NaHCO₃ −−→ Na₂CO₃ + CO₂↑ + H₂O

4Na₂CO₃ + 4MgSO₄ + 4H₂O → 3MgCO₃∙Mg(OH)₂∙3H₂O↓ + 4Na₂SO₄ + CO₂↑

Чистота.У препараті натрію гідрокарбонату визначають наявність менш розчинних домішок за еталоном каламутності №4. Якщо натрію гідрокарбонат використовують для ін’єкцій або для стабілізації ін’єкційних розчинів, його розчин повинен бути прозорим.

Домішки карбонатів визначають прокалюванням. Втрата маси при цьому повинна бути не менше 36,6%. Чим більше домішок карбонатів, тим менша втрата маси при прокалюванні.

Кількісне визначення натрію гідрокарбонату і літію карбонату проводять методом ацидиметрії, титрант – 0,1 М розчин кислоти хлорадної, індикатор – метиловий оранжевий. Визначення натрію гідрокарбонату проводять прямим методом:

NaHCO₃ + HCI → NaCI + H₂O + CO₂