Елемент другого періоду підгрупи 5. Загальна характеристика елементів головної підгрупи V групи. К. Гульдбергом та П. Вааге
Подібність елементів:
Однакова структура зовнішнього електронного шару атомів ns 2 np 3;
Р-елементи;
Вища с. о. дорівнює +5;
Нижча с. о. дорівнює -3 (для Sb та Bi малохарактерна).
Для елементів головної підгрупи V групи іноді використовується групова назва "пніктогени", введена за аналогією з терміном "галогени" і "халькогени" і утворена від символів елементів фосфору Р і азоту N.
Валентні стани атомів
Для атомів Р, As, Sb, Bi можливі 2 валентні стани:
Основне ns 2 np 3
Збуджене ns 1 np 3 nd 1
Відмінність азоту від інших елементів підгрупи
1. У зв'язку з відсутністю в атомі азоту d-орбіталей на зовнішньому електронному шарі число ковалентних зв'язків, що утворюються атомом азоту за обмінним механізмом, не може бути більше 3-х.
2. Наявність неподіленої електронної пари на 2s-підрівні атома азоту обумовлює можливість утворення ковалентного зв'язку за донорно-акцепторним механізмом. Таким чином, найвища валентність N дорівнює IV.
3. У сполуках з киснем азот виявляє ступеня окиснення +1, +2, +3, +4, +5.
Вертикальна зміна властивостей елементів і речовин, що ними утворюються
На відміну від галогенів і халькогенів, у головній підгрупі V групи спостерігається більш різка зміна властивостей елементів та утворених ними простих речовин у міру збільшення заряду ядра та радіусу атомів:
Вертикальна зміна властивостей елементів та утворених ними простих речовин |
|||||
неметали |
метал з деякими ознаками неметалевості |
||||
Оксиди та гідроксиди |
Азот та його кисневі сполуки розглядаються окремо, з цілого ряду відмінностей. |
||||
Е 2 O 3 та відповідні гідроксиди |
Р 2 O 3 (Р 4 O 6) кислотний оксид |
As 2 O 3 кислотний оксид з ознаками амфотерності |
Sb 2 O 3 амфотерний оксид |
Bi 2 O 3 основний оксид |
|
Е 2 O 5 та відповідні гідроксиди |
Р 2 O 5 (Р 4 O 10) кислотний оксид |
As 2 O 5 кислотний оксид |
Sb 2 O 5 кислотний оксид |
Bi 2 O 5 амфотерний неміцний |
|
HPO 3 (H 3 PO 4) |
|||||
слабкі кислоти |
|||||
Кислотні властивості слабшають |
|||||
Основні властивості посилюються |
|||||
Сполуки з воднем ЕН 3
Елементи головної підгрупи V групи утворюють леткі сполуки з воднем, що є отруйними газами з характерними запахами. Є сильними відновниками. На відміну від водневих сполук неметалів VII та VI груп, у водних розчинах не утворюють іонів Н+, тобто не виявляють кислотних властивостей.
Контрольні роботи:
ВАРІАНТ 1
Частина 1
А1.Елемент третього періоду головної підгрупи ІІІ групи ПСХЕ - це:
А2.Позначення ізотопу, в ядрі якого міститься 8 протонів та 10 нейтронів:
А3. Атом хімічного елемента, електронна оболонка якого містить 17 електронів:
А4.Два електронних шари (енергетичні рівні) має атом:
А5.Пара хімічних елементів, що мають на зовнішньому електронному рівні по 5 електронів:
А6.
А.У періоді металеві властивості атомів елементів із збільшенням порядкового номерапосилюються.
Б.У період металеві властивості атомів елементів зі збільшенням порядкового номера слабшають.
Частина 2
В 1.
Частинка: | Розподіл електронів: |
1) 2е, 8е, 8е, 2е |
|
2) 2е, 8е, 2е |
|
4) 2е, 8е, 3е |
|
5) 2е, 8е, 18е, 4е |
|
В 2. Сполуками з іонним зв'язком є:
У 3.Відносна молекулярна маса хлориду барію BaCl2 дорівнює __________.
Частина 3
З 1.Дайте характеристику елемента з Z = 11 (Додаток 3, пункти I (1-5), II (1-4)). Запишіть схему його будови Na+.
Дорогий восьмикласник!
На виконання контрольної роботивідводиться 40 хвилин. Робота складається з 3 частин та включає 10 завдань.
Частина 1 включає 6 завдань базового рівня (А1-А6). До кожного завдання дається 4 варіанти відповіді, з яких лише один правильний. За виконання кожного завдання – 1 бал.
Частина 2 складається з трьох завдань підвищеного рівня (В1-В3), на які треба дати коротку відповідь у вигляді числа або послідовності цифр. За виконання кожного завдання – 2 бали.
Частина 3 містить найбільш складне об'ємне завдання С1, яке вимагає повної відповіді. За виконання завдання ти можеш отримати 3 бали.
Бали, одержані за виконані завдання, підсумовуються. Максимально ти можеш набрати 15 балів. Бажаю успіху!
Система оцінювання роботи:
ВАРІАНТ 2
Частина 1
А1.Елемент другого періоду головної підгрупи ІІІ групи ПСХЕ - це:
А2.Позначення ізотопу, в ядрі якого міститься 26 протонів та 30 нейтронів:
А3. Атом хімічного елемента, ядро якого містить 14 протонів - це:
А4.Три електронних шари (енергетичного рівня) має атом:
А5.Пара хімічних елементів, що мають на зовнішньому електронному рівні по 3 електрони:
А6.Чи вірні такі висловлювання?
А.У головній підгрупі неметалеві властивості атомів елементів із збільшенням порядкового номера посилюються.
Б.У головній підгрупі неметалеві властивості атомів елементів із збільшенням порядкового номера слабшають.
Частина 2
В 1.Встановіть відповідність між часткою та розподілом електронів за енергетичними рівнями:
Частинка: | Розподіл електронів: |
1) 2е, 8е, 7е |
|
2) 2е, 8е, 2е |
|
4) 2е, 8е, 8е |
|
6) 2е, 8е, 8е, 1е |
В 2. З'єднаннями з ковалентним полярним зв'язком є:
У 3.Відносна молекулярна маса оксиду алюмінію Al2O3 дорівнює _______.
Частина 3
З 1. Дайте характеристику елемента з Z = 16 (Додаток 3, пункти I (1-5), II (1-4)). Запишіть схему будови його іона S2-.
Відповіді.
Частина 1
Варіант 1 | ||||||
Варіант 2 |
Частина 2
Варіант 1 | |||
Варіант 2 |
Частина 3
План характеристики | Варіант 1 | Варіант 2 | |
I. Положення елемента у періодичній системі: | |||
1. порядковий номер, назва | |||
|
(великий, малий) | |||
4. група, підгрупа | 1, головна | 6, головна | |
5. відносна атомна маса | |||
ІІ. Будова атома елемента | |||
1. заряд ядра атома | |||
2. формула складу атома (кількість р; n; е -) | Na (11p; 12n;) 11 е- | S (16p; 16n;) 16 е- | |
|
будови атома | |||
4. формула електронної конфігурації | 1s2 2s2 2p6 3s23p4 | ||
5. число е - на останньому рівні, метал або неметал | 6, неметал | ||
ІІІ. Порівняння металевих та неметалічних властивостей із сусідами: | |||
1. за періодом | |||
2. по групі (метал з неметалом не порівнювати) | |||
Схема будови і вона |
Контрольна робота №2
Азот (лат. Nitrogenium - народжує селітри), хімічний елементдругого періоду 5 групи, головної підгрупи періодичної системи, Атомний номер 7, атомна маса 14,0067. У вільному вигляді – газ без кольору, запаху та смаку, погано розчинний у воді. Складається з двоатомних молекул N2, що мають високу міцність. Належить до неметалів. Природний азот складається з нуклідів 14N (вміст у суміші 99,635% за масою) та 15N. Конфігурація зовнішнього електричного шару 2s2 2p3. Радіус нейтрального атома азоту 0,074 нм, радіус іонів: N3 - 0,132; N3+ - 0,030 та N5+ - 0,027 нм. Енергії послідовної іонізації нейтрального атома азоту дорівнюють, відповідно, 14,53; 29,60; 47,45; 77,47 та 97,89 еВ. За шкалою Полінг електронегативність азоту 3,05. Тип кристалічних ґрат – молекулярна.
Хімічно азот досить інертний і за кімнатної температури реагує лише з металом літієм з утворенням твердого нітриду літію Li3N. 6Li+N2 2Li3N. У сполуках виявляє різні ступеніокиснення (від -3 до +5). З воднем утворює аміак NH3, N2+3H2 та 2NH3. Непрямим шляхом (не з простих речовин) отримують гідразин N2H4 та азотистоводневу кислоту HN3. Солі цієї кислоти – азиди. Відомо кілька оксидів азоту. З галогенами азот безпосередньо не реагує, непрямими шляхами отримані NF3, NCl3, NBr3 і NI3, а також кілька оксигалогенідів (з'єднань, до складу яких, крім азоту, входять атоми і галогену, і кисню, наприклад, NOF3).
Галогеніди азоту нестійкі та легко розкладаються при нагріванні (деякі – при зберіганні) на прості речовини. Так NI3 випадає в осад при зливанні водних розчинів аміаку та йодної настойки. Вже при легкому струсі сухий NI3 вибухає: 2NI3 N2+3I2. Азот не реагує із сіркою, вуглецем, фосфором, кремнієм та деякими іншими неметалами. При нагріванні азот реагує з магнієм та лужноземельними металами, при цьому виникають солеподібні нітриди. загальної формули M3N2, які розкладаються водою з утворенням відповідних гідроксидів та аміаку, наприклад: Ca3N2+6H2O 3Ca(OH)2+2NH3
Аналогічно поводяться і нітриди лужних металів. Взаємодія азоту з перехідними металами призводить до утворення твердих нітридів металоподібних різного складу. Наприклад, при взаємодії заліза та азоту утворюються нітриди заліза складу Fe2N та Fe4N. При нагріванні азоту з ацетиленом С2Н2 може бути отриманий цианистий водень НСN. Зі складних неорганічних сполуказоту найбільше значення мають азотна кислота HNO3, її солі нітрати, а також азотиста кислота HNO2 та її солі нітрити. N2+O2 2NO 3Ca+N2 Ca3N2 2NO+O2 2NO2 4NO2+O2+2H2O 4HNO3
У природі вільний (молекулярний) азот входить до складу атмосферного повітря(у повітрі 78,09% за обсягом та 75,6 за масою азоту), а у зв'язаному вигляді – до складу двох селітр: натрієвої NaNO3(чілійська селітра) та калієвої KNO3(індійська селітра) – та ряду інших сполук. За поширеністю в земній корі азот займає 17-е місце, на його частку припадає 0,0019% земної кориза масою. Незважаючи на свою назву, азот присутній у всіх живих організмах (1-3% на суху масу), будучи найважливішим біогенним елементом. Він входить до складу молекул білків, нуклеїнових кислот, коферментів, гемоглобіну, хлорофілу та багатьох інших біологічно активних речовин Деякі, звані азотфиксирующие, мікроорганізми здатні засвоювати молекулярний азот повітря, переводячи їх у сполуки, доступні використання інших організмами.
У промисловості азот одержують із повітря. Для цього повітря спочатку охолоджують, стискають, а рідке повітря піддають перегонці (дистиляції). Температура кипіння азоту трохи нижча (-195,8), ніж іншого компонента повітря - кисню (-182,9), тому при обережному нагріванні рідкого повітря азот випаровується першим. Споживачам газоподібний азот постачають у стислому вигляді (150 атм. або 15 МПа) у чорних балонах, що мають жовтий напис «азот». Зберігають рідкий азот у судинах Дьюара. У лабораторії чистий («хімічний») азот отримують, додаючи при нагріванні насичений розчин хлориду амонію NH4Cl до твердого нітриту натрію NaNO2: NaNO2+NH4Cl NaCl+N2+2H2O. Можна також нагрівати твердий нітрит амонію: NH4NO2 N2+2H2O
У промисловості газ азот використовують головним чином отримання аміаку. Як хімічно інертний газ азот застосовують для забезпечення інертного середовища в різних хімічних та металургійних процесах при перекачуванні горючих рідин. Рідкий азот широко використовують як холодоагент, його застосовують у медицині, особливо у косметології. Важливе значенняу підтримці родючості ґрунтів мають азотні мінеральні добрива.
Оксид азоту (1) N2O закис азоту, «звеселяючий газ» Фізичні властивості: Газ, безбарвний, запах солодкуватий, приємний присмак, розчинний у воді, t пл. = -91 C, t кип. = -88,5 С, анестезуючий засіб, важче за повітрянегорючий, не підтримує горіння. Отримання NH4NO3 NO2 + 2H2O Хімічні властивості: 1) Розкладається при 700 З виділенням кисню: 2N2O 2N2 + O2 Тому він підтримує горіння і є окислювачем
2) C воднем: N2O + H2 N2 + H2O 3) Несолеобразующий Оксид азоту (2) NO окис азоту Фізичні властивості: Газ, безбарвний, погано розчинний у воді, tпл. = -164 С, tкіп. = -152 С Отримання: 1 )Каталітичне окислення аміаку (промисловий спосіб) 4NH3 + 5O2 4NO + 6H2O 2) 3Cu + 8HNO3(розб.) 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 3)Під час грози N2 + O2 2NO
Хімічні властивості: 1) Легко окислюється киснем і галогенами 2NO + O2 2NO2 2NO + Cl2 2NOCl (хлористий нітрозил) 2) Окислювач 2NO + 2SO2 2SO3 + N2 3) Несолеобразующий Оксид азоту (3) N2O3 азотний при низьких температурах), термічно нестійкий, tпл. = -102 С, tкіп. = 3,5 С. Вище tкіп. Розкладається на NO і NO2, N2O3 відповідає азотистої кислоти (HNO2), яка існує тільки в розбавлених водних розчинах.
Отримання: NO2 + NO N2O3 Хімічні властивості: Всі властивості кислотних оксидів N2O3 + 2NaOH 2NaNO2(нітрит натрію) + H2O Оксид азоту (4) NO2 двоокис азоту, діоксид азоту Фізичні властивості: Бурий, отруйний газ, дратівливий, різкий запах, повітря, сильний окислювач, отруйний, tпл. = -11,2 С, tкіп. = 21 С
Хімічні властивості: 1)Кислотний оксид з водою 2NO2 + H2O HNO3 + HNO2 4NO2 + 2H2O + O2 4HNO3 з лугами 2NO2 + 2NaOH NaNO2 + NaNO3 + H2O 2) Окислювач NO2 + SO2 SO3 + NO 2 безбарвна рідина) Оксид азоту (5) N2O5 азотний ангідрид
Фізичні властивості: Біле кристалічне вибухова речовина, сильний окислювач, летка, нестійка речовина. Отримання: 1) 2NO2 + O3 N2O5 + O2 2) 2HNO3 + P2O5 2HPO3 + N2O5 Хімічні властивості: 1) Кислотний оксид N2O5 + H2O 2HNO3 2) Сильний окислювач 3) Легко розкладається (при нагріванні - N2O2:
До головної підгрупи V групи періодичної системи належать азот, фосфор, миш'як, сурма та вісмут.
Ці елементи, маючи п'ять електронів у зовнішньому шарі атома, характеризуються загалом як неметали. Проте здатність до приєднання електронів виражена вони значно слабкіше, ніж у відповідних елементів VI і VII груп. Завдяки наявності п'яти зовнішніх електронів, вища позитивна окисленість елементів цієї підгрупи дорівнює -5, а негативна - 3. Внаслідок відносно меншої електронегативності зв'язок елементів з воднем менш полярна, ніж зв'язок з воднем елементів VI і VII груп. Тому водневі сполуки цих елементів не відщеплюють у водному розчині іони водню H, таким чином, не мають кислотних властивостей.
Фізичні та хімічні властивості елементів підгрупи азоту змінюються зі збільшенням порядкового номера в тій же послідовності, яка спостерігалася в раніше розглянутих групах, але так як неметалеві властивості виражені у слабкіше, ніж у кисню і тим більше фтору, то ослаблення цих властивостей при переході до наступних елементів тягне за собою появу та наростання металевих властивостей. Останні помітні вже у миш'яку, сурма приблизно однаково має ті й інші властивості, а вісмуту металеві властивості переважають над неметалевими.
ОПИС ЕЛЕМЕНТІВ.
АЗОТ(Від грецьк. ázōos - млявий, лат. Nitrogenium), N, хімічний елемент V групи періодичної системи Менделєєва, атомний номер 7, атомна маса 14,0067; безбарвний газ, що не має запаху та смаку.
Історична довідка. З'єднання азоту – селітра, азотна кислота, аміак – були відомі задовго до отримання азоту у вільному стані. У 1772 Д. Резерфорд, спалюючи фосфор та ін речовини в скляному дзвоні, показав, що газ, що ним залишається "задушливим повітрям", не підтримує дихання і горіння. У 1787 А. Лавуазьє встановив, що "життєвий" і "задушливий" гази, що входять до складу повітря, це прості речовини, і запропонував назву "азот". У 1784 р. Кавендіш показав, що азот входить до складу селітри; звідси і походить латинська назва азот (від пізньолатинське nitrum – селітра та грецьке gennao – народжую, виробляю), запропоноване в 1790 р. Ж. А. Шапталем. На початку 19 в. були з'ясовані хімічна інертність азоту у вільному стані та виняткова роль його у сполуках з ін. елементами як зв'язаний азот. З того часу "зв'язування" азоту повітря стало однією з найважливіших технічних проблем хімії.
Поширеність у природі. Азот - один із найпоширеніших елементів на Землі, причому основна його маса (близько 41015 т) зосереджена у вільному стані в атмосфері. У повітрі вільний азот (як молекул N2) становить 78,09% за обсягом (чи 75,6% за масою), крім незначних домішок його як аміаку і оксидів. Середній вміст азоту в літосфері 1,9 10-3% за масою.
Природні сполуки азоту. - хлористий амоній NH4Cl і різні нітрати (див. Селітри.) Великі скупчення селітри характерні сухого пустельного клімату (Чилі, Середня Азія). Довгий час селітри були головним постачальником азоту для промисловості (зараз основне значення для зв'язування азоту має промисловий синтез аміаку з азоту повітря та водню). Невеликі кількості зв'язаного азоту знаходяться в кам'яному вугіллі(1-2,5%) та нафти (0,02-1,5%), а також у водах річок, морів та океанів. Азот накопичується в ґрунтах (0,1%) та в живих організмах (0,3%).
Хоча назва "азот" означає "який не підтримує життя", насправді це - необхідний для життєдіяльності елемент. У білку тварин та людини міститься 16 – 17% азоту. В організмах м'ясоїдних тварин білок утворюється рахунок споживаних білкових речовин, що у організмах травоїдних тварин і рослинах. Рослини синтезують білок, засвоюючи азотисті речовини, що містяться в грунті, головним чином неорганічні. Значні кількості азоту надходять у ґрунт завдяки азотфіксуючим мікроорганізмам, здатним переводити вільний азот повітря в сполуки азоту.
У природі здійснюється кругообіг азоту, головну роль у якому відіграють мікроорганізми - нітрофіцірующие, денітрофіцірующіе, азотфіксуючі та ін. Проте в результаті вилучення з ґрунту рослинами величезної кількості зв'язаного азоту (особливо при інтенсивному землеробстві) ґрунту виявляються збідненими азотом. Дефіцит азоту уражає землеробства багатьох країн, спостерігається дефіцит азоту й у тваринництві ( " білкове голодування " ). На ґрунтах, бідних на доступний азот, рослини погано розвиваються. Азотні добрива та білкове підживлення тварин - найважливіший засібпідйому сільського господарства. Господарська діяльність людини порушує кругообіг азоту. Так, спалювання палива збагачує атмосферу азотом, а заводи, що виробляють добрива, пов'язують азот повітря. Транспортування добрив та продуктів сільського господарства перерозподіляє азот на поверхні землі.
Азот - четвертий за поширеністю елемент Сонячна система(після водню, гелію та кисню).
Ізотопи, атом, молекули. Природний азот складається з двох стабільних ізотопів: 14N (99,635%) та 15N (0,365%). Ізотоп 15N застосовують у хімічних та біохімічних дослідженнях як мічений атом. Зі штучних радіоактивних ізотопів азоту найбільший період напіврозпаду має 13N (T1/2 - 10,08 хв), інші дуже короткоживучі. У верхніх шарах атмосфери, під дією нейтронів космічного випромінювання, 14N перетворюється на радіоактивний ізотоп вуглецю 14C. Цей процес використовують і ядерних реакціях для отримання 14C. Зовнішня електрона оболонка атома азоту. складається з 5 електронів (однієї неподіленої пари та трьох неспарених - конфігурація 2s22p3). Найчастіше азот. у сполуках З-ковалентен за рахунок неспарених електронів (як в аміаку NH3). Наявність неподіленої пари електронів може призводити до утворення ще одного ковалентного зв'язку, і азот стає 4-ковалентним (як іоні амонію NH4+). Ступені окислення азоту змінюються від +5 (N205) до -3 (NH3). У звичайних умовах у вільному стані азот утворює молекулу N2, де атоми N пов'язані трьома. ковалентними зв'язками. Молекула азоту дуже стійка: енергія дисоціації її на атоми становить 942,9 кДж/моль (225,2 ккал/моль), тому навіть за t близько 3300°C ступінь дисоціації азот. становить лише близько 0,1%.
Фізичні та хімічні властивості. Азот трохи легший за повітря; щільність 1,2506 кг/м3 (при 0°C і 101325 н/м2 або 760 мм рт. ст.), tпл -209,86°C, tкіп -195,8?C. А. зріджується: його критична температура досить низька (-147,1 ° C), а критичний тиск високо 3,39 Мн/м2 (34,6 кгс/см2); щільність рідкого азоту 808 кг (м3. У воді азот менш розчинний, ніж кисень: при 0°C в 1 м3 Н2О розчиняється 23,3 г азоту. Краще, ніж у воді, азот розчинний у деяких вуглеводнях.
Тільки з такими активними металами як літій, кальцій, магній, азот взаємодіє при нагріванні до порівняно невисоких температур. З більшістю інших елементів азот реагує при високій температурі та у присутності каталізаторів. Добре вивчені сполуки азоту з киснем N2O, NO, N2O3, NO2 та N2O5. З них при безпосередній взаємодії елементів (4000оC) утворюється окис NO, який при охолодженні легко окислюється далі до двоокису NO2. У повітрі оксиди азоту утворюються при атмосферних розрядах. Їх можна отримати також дією на суміш азоту з киснем іонізуючих випромінювань. При розчиненні у воді азотистого N2О3 та азотного N2О5 ангідридів відповідно виходять азотиста кислота HNO2 та азотна кислота HNO3, що утворюють солі - нітрити та нітрати. З воднем азот з'єднується лише за високої температури та у присутності каталізаторів, у своїй утворюється аміак NH3. Крім аміаку, відомі й інші численні сполуки азоту з воднем, наприклад гідразин H2N-NH2, діімід HN-NH, азотистоводнева кислота HN3(H-N-NºN), октазон N8H14 та ін; більшість сполук азоту з воднем виділено лише органічних похідних. З галогенами азот безпосередньо не взаємодіє, тому всі галогеніди азот одержують тільки непрямим шляхом, наприклад фтористий азот NF3 при взаємодії фтору з аміаком. Як правило, галогеніди азоту – малостійкі сполуки (за винятком NF3); більш стійкі оксигалогеніди азоту - NOF, NOCI, NOBr, N02F та NO2CI. Із сіркою також не відбувається безпосередньої сполуки азоту; азотиста сірка N4S4 виходить внаслідок реакції рідкої сірки з аміаком. При взаємодії розпеченого коксу з азотом утворюється ціан (CN).; Нагріванням азоту з ацетиленом C2H2 до 1500оC може бути одержаний ціаністий водень HCN. Взаємодія азоту з металами за високих температур призводить до утворення нітридів (наприклад, Mg3N2).
Тема: ДРУГА ГРУПА ПЕРІОДИЧНОЇ СИСТЕМИ
1 Характеристика. Атоми елементів 2 групи періодичної системи в зовнішньому електронному шарі мають 2 електрони, віддалені на значну відстань від ядра. Тому ці 2 електрони, порівняно легко відщеплюються від атомів, які перетворюються при цьому на позитивні двозарядні іони.
Відмінність у структурі другого зовнішнього шару в ряді елементів другої групи обумовлює існування двох підгруп: головної, що включає лужноземельні метали (берилій, магній, кальцій, стронцій, барій, радій) і побічно підгрупи, що включає елементи: цинк, кадмій і ртуть.
Всі елементи, що входять до головної підгрупи, крім берилію і радію, мають яскраво виражені «металеві» властивості.
Чим більша атомна маса, тим більше електропозитивний метал. Так, барій є таким самим сильним відновником, як і лужні метали. З водою оксиди лужноземельних металів утворюють гідроксиди, розчинність яких збільшується від гідроксиду берилію до гідроксиду барію. У тій послідовності зростає і основний характер цих сполук.
Елементи побічної підгрупи (Zn, Cd, Hg), як і елементи головної підгрупи, виявляють ступінь окисленості, рівну +2, але з-поміж них є й відмінність, обумовлене різними розмірами радіусів їх атомів та іонізаційними потенціалами.
Металеві властивості елементів побічної підгрупи слабшають від цинку до ртуті. Їх гідроксиди нерозчинні у воді і мають слабоосновні властивості.
Для медицини цікавлять елементи Mg, Са, Ва, Zn і Hg. Всі ці елементи входять до складу структури найважливіших лікарських засобів.
Найбільш токсичним з елементів II групи є барій у своїх розчинних сполуках, які застосовуються лише як реактиви та отрути для комах та гризунів. У медицині знаходить застосування, головним чином, барію сульфат, практично нерозчинна в жодному розчиннику сіль.
2. З'ЄДНАННЯ МАГНІЮ
Магній широко поширений у природі. Не зустрічається у вільному вигляді, а лише у вигляді сполук-карбонатів, утворюючи мінерали доломіт MgC0 3 *CaCO 3 і магнезит MgC0 3. Магній входить до складу силікатів-тальку 3MgO*4Si0 2 * H 2 0 та ін.
Солі магнію містяться також у грунті, природних водах, особливо морський, і багато мінеральних джерел.
Значення магнію велике. Він входить до складу зеленого рослинного пігменту – хлорофілу, беручи участь у процесі фотосинтезу рослин.
З'єднання магнію відіграють значну роль діяльності ЦНС живих організмів.
За фізіологічною дією магній є антагоністом кальцію. Так, якщо солі магнію викликають наркоз та параліч, то сполуки кальцію знімають це явище. Навпаки, дія, яку надають сполуки кальцію, знімається магнієм.
Фармакопейними препаратами магнію є: магнію окис, магнезія палена, магнію карбонат основний, магнезія-біла, магнію трисиликат, магнію сульфат.
Перші три препарати виявляють антацидну дію, тобто застосовуються при підвищеній кислотності шлункового соку. Вони діють так само, як дуже легкі проносні засоби. Магнію сульфат застосовується як заспокійливий, спазмолітичний та проносний засіб
Магнію сульфат Magnesii sulfas
MgS0 4- 7H 2 0 М. м. 246,50
Магнію сульфат як лікувальний засіб став вперше застосовуватися в Англії-англійськачи гірка сіль.
А) Отримання. Магнію сульфат поширений у природі у вигляді кізериту MgS0 4 *7H 2 0. У великій кількості сульфат магнію знаходиться в морській воді.
Отримують препарат із магнезиту MgC0 3 обробляючи його сірчаною кислотою.
MgCO 3 + H 2 S0 4 ¦> MgS0 4 + C0 2 + H 2 О
Отриманий розчин концентрують упарюванням до кристалізації, при цьому виходить MgS0 4 * 7H 2 0.
Б) властивості. Безбарвні призматичні кристали, що вивітрюються на повітрі, солоно-гіркого смаку, без запаху. Добре розчиняється у воді, практично не розчинний у спирті.
В) Справжність
ГФ – на Mg 2+ , утворення осаду подвійного фосфату амонію та магнію при
взаємодії препарату з двозаміщеним фосфатом натрію в аміачному розчині у присутності хлориду амонію.
MgS0 4 + Na Н P0 4 + NH 4 OH = MgNH 4 P0 4 + Na 2 S0 4 + H 2 0
Білий
Якщо цю реакцію проводити крапельним методом на предметному склі, кристали певної форми, що утворюються, що може служити підтвердженням справжності препарату.
ГФ - З органічним ре-ом 8-оксихіноліном, у присутності аміачного розчину з додаванням хлориду амонію NH 4 C1 утворюється магнію оксихінолят пофарбований в зеленувато-жовтий колір.
ГФ - Сульфат-іон відкривається розчином хлориду барію - випадає білий молочний осад сульфату барію. Нерозчинний у кислотах та лугах.
MgS 0 4 + ВаС1 2 = Mg С1 2 + BaS 0 4
Г) Чистота . Допускаються миш'як трохи більше 0,0002%, хлоридів, важких металів, вологи.
У препараті, що застосовується для ін'єкцій Solutio Magnesii sulfatis 20% aut 25% pro injectionibus проводять випробування на марганець.
ГФ комплексометричний метод титрування. До розчину препарату додають буферний аміачний розчин, індикатор кислотний хром чорний чпеціальний, титрують трилоном Б до переходу червоного кольору в синій. Д.б. 99%-102%
Е) Застосування. Спазмалітик міотропний, проносний.
Застосовується як проносний засіб по 15?30 г на прийом внутрішньо.
При парентеральному застосуванні магнію сульфат має заспокійливу дію на ЦНС.
як спазмолітичний засіб при гіпертонічній хворобі у вигляді 25% розчину (підшкірно);
Для знеболювання пологів по 10 20 мл 25% розчину внутрішньом'язово;
Як протисудомний засіб у тих же дозах, «що і при знеболюванні пологів;
Як жовчогінний засіб 20?25% розчин (всередину).
У разі пригнічення дихання, пов'язаного з передозуванням (курарепідне), застосовують внутрішньовенно 10% розчин кальцію хлориду.
Випуск: у порошку, 10%, 20%, 25% розчин в ампулах, по 2,5, 10 та 20 мл.
Порошок у пакетиках 10,0-50,0. Кормагнезін, 32% магнію-Діаспорал форте
е) Зберігання: сухе прохолодне місце.
3. З'ЄДНАННЯ КАЛЬЦІЯ
Кальцій широко поширений у природі. Завдяки високій хімічній активності знаходиться в природі лише в пов'язаному стані. Він зустрічається у вигляді численних відкладень вапняків, крейди та мармуру - це природні різновиди карбонату кальцію СаСОз. Зустрічаються також гіпс CaS0 4 -2H 2 0 фосфорит Са 3 (Р0 4 ) 2 і силікати.
Всі природні сполуки кальцію, особливо карбонати, є джерелами отримання медичних препаратів кальцію, частіше використовують мармур як найбільш чистий.
Кальцій відіграє у життєдіяльності організму. Він входить до складу зубної тканини, кісток, нервової тканини, м'язів, крові. Іони кальцію посилюють життєдіяльність клітин, сприяють скороченню скелетних м'язів та м'язи серця, необхідні для формування кісткової тканини та процесу згортання крові.
Зі зменшенням концентрації іонів кальцію в крові підвищується збудливість м'язів, що нерідко призводить до судом. Розчини солей кальцію знімають свербіж, викликаний алергічним станом, тому їх відносять до антиалергічних засобів.
Зі сполук кальцію в медицині застосовуються окис кальцію (вапно палена), сульфат кальцію палений (гіпс палений), карбонат кальцію обложений (крейда обложений), хлорид кальцію та солі органічних кислот (гліцерофосфат кальцію, глюконат кальцію та ін). Фармакопейним препаратом є хлорид кальцію.
Кальцію хлорид Calcii chloridum
СаС1 2 -6Н 2 0 М. м. 219,08
А) Отримання. Кальцію хлорид, призначений для медичних цілей, отримують обробкою карбонату кальцію (мармуру) хлороводневої к-ою.
СаСО 3 + 2НС1 = CaCl 2 + C0 2 + Н 2 О
З води викристалізовується чистий хлорид кальцію СаС1 2-6Н2 0.
Б) властивості. Являє собою безбарвні призматичні кристали без запаху, гірко-солоного смаку; дуже легко розчинний у воді, викликаючи при цьому сильне охолодження розчину. Легко розчинний у 95% спирті.
Препарат дуже гігроскопічний та на повітрі розпливається. При температурі 94°С плавиться у своїй воді кристалізаційної. Водні розчини мають нейтральну реакцію. При нагріванні до 200°С втрачає частину своєї кристалізаційної води і перетворюється на дигідрат хлориду кальцію СаС1 2 -2Н 2 0, Гігроскопічність препарату та здатність його розпливатися під впливом вологи роблять склад цієї солі непостійним, що може призвести до неточної дозування при виготовленні ліків із кальцію хлоридом. Враховуючи це, в аптеках готують 50% його розчин (Calcium chloratum solutum 50%) і з цього концентрату готують необхідні ЛЗ.
В) Справжність:
ГФ – реакцією на Са 2+ реакція з оксалатом амонію,
(NH 4 ) 2 C 2 0 4 + СаС 1 2 = CaC 2 0 4 + 2NH 4 Cl
Білий осад
Осад розчинний у мінеральних кислотах і нерозчинний в оцтовій кислоті.
Утворення білого осаду при взаємодії препарату із сірчаною кислотою або сульфатами лужних металів.
CaCl 2 + H 2 S0 4 = CaS0 4 + 2НС1
Білий осад
Осад сульфату кальцію розчиняється у сульфаті амонію з утворенням безбарвного комплексу.
ГФ- солі кальцію фарбують полум'я пальника у цегляно-червоний колір.
ГФ | на хлориди з нітратом срібла
CaCl 2 + Ag N О 3 = Ag Cl + Ca (N О 3 ) 2
Білий сирний осад
Г) Чистота . У препараті не допускаються домішки розчинних солей барію, заліза, алюмінію, фосфатів.
Допускаються сульфати, важкі метали, миш'як, солі магнію за зразками.
Д) Кількісневизначення
ГФ - Визначається комплексометрично з індикатором кислотним хром темно-синім. При титруванні трилоном Б при додаванні аміачного буферного розчинувідбувається перехід кольору розчину з вишнево-червоного в синювато-бузковий (індик ериохром чорний спеціальний Т). Має бути не менше 98,0%.
Фотометричний - аргентометрія (Мора)
Флюорометричний, - рефрактометрія
Ваговий (оксалатний).
Е) Застосування. Антиалергічне
Як кровоспинний засіб при легеневих, шлунково-кишкових, носових та маткових кровотечах;
У хірургічній практиці підвищення згортання крові;
При алергічних захворюваннях (бронхіальна астма, кропив'янка) для зняття сверблячки;
Як протиотрути при отруєнні солями магнію.
Протизапальне, при простудних захворюваннях
Препарат призначається внутрішньо у вигляді 5?10% розчину, внутрішньовенно 10% розчин. Не можна вводити підшкірно та внутрішньом'язово, тому що в цьому випадку можуть виникнути некрози.
Форма випуску: порошок, 10% розчин у ампулах.
е) Зберігання. У невеликих, добре закупорених скляних банках із пробкою, залитою парафіном, у сухому місці.
4. З'ЄДНАННЯ ЦИНКУ
У природі цинк зустрічається у вигляді мінералів: галліт ZnCO 2 та цинкова обманка ZnS. Цинк знайдений у м'язовій, зубній та нервовій тканині організму людини. Застосування сполук цинку в медицині засноване на тому, що цинк, що дає сполуки з білками - альбумінати, розчинні альбумінати діють від слабов'яжучого до припікаючого. Нерозчинні альбумінати зазвичай утворюють плівку на тканинній поверхні і таким чином сприяють загоєнню тканини (підсушує).
З'єднання цинку у великих дозах токсичні, при місцевому застосуванні вони можуть бути використані як в'яжучі та припікаючі засоби. При введенні внутрішньо сполуки цинку викликають блювання.
Фармакопейними препаратами цинку є цинку окис і сульфат цинку.
Цинку сульфат Zinci sulfas
ZnSO4 *7H 2 0 М. м. 287,54
Цинка сульфат застосовувався в медицині з давніх-давен під назвою білого купоросу на відміну від пофарбованих мідного та залізного купоросів.
А) Отримання. З природної руди цинкової обманки ZnS, яку піддають випалу. При цьому сульфід цинку перетворюється на оксид, який обробляється потім розведеною сірчаною кислотою, в результаті утворюється сульфат цинку в розчині. 2 ZnS + ЗО 2 = 2 ZnO + 2 SO 2
ZnO + Ha 2 S 0 4 = ZnS 0 4 + 4 H 2 O
Розчин, що містить сульфат цинку, упарюють до кристалізації солі у вигляді гептагідрату (ZnS0 4 -7H 2 0).
Б) властивості. Безбарвні прозорі кристали або дрібнокристалічний порошок, що має в'яжучий металевий смак, без запаху, легко розчинний у воді, повільно в гліцерині, не розчинний у спирті. На повітрі вивітрюється.
В) Справжність.
ГФ - Сульфат-іон визначається за утворенням білого осаду.
ZnS0 4 + Cl 2 = S0 4 + Zn Cl 2
Білий молочний, не розчинний у кислотах та лугах
ГФ-на Zn 2+ реакція з розчином сульфіду натрію утворюється сульфід цинку ZnS білого кольору (на відміну від інших солей важких металів).
ZnS0 4 +Na 2 S = ZnS 4 + Na 2 S0 4
Білий осад
ДФ - Zn 2+ реакція з розчином фероціаніду калію випадає біло-жовтуватого кольору кристалічний осад подвійної солі, не розчинний у кислотах, але розчинний у лугах. 3 ZnS 0 4 + 2 K 2 [Fe (CN) 6] = K 2 Zn 3 [Fe (CN) 6] 2 + 3 K 2 SO 4
Біло-жовтого
Специфічною реакцією на цинк – реакція утворення зелені Рінмана. ZnS 0 4 капають на фільтрувальний папір і зверху нітрат кобальту, прожарюємо, при цьому виходить характерно зелене фарбування зелень Рінмана: CoZnO 2
З дитизоном іони Zn 2+ у лужному середовищі утворюють червоне фарбування.
Г) Чистота . Чи не д.б. домішок заліза, міді, алюмінію, магнію кальцію та інших важких металів.
Допускається домішка миш'яку
Д) Кількісне визначення
ГФ ¦ комплексометрія. У присутності аміачного буферного розчину та індикатора кислотного чорного хром спеціального (або ериохрому чорного Т). Титрують трилоном Б до переходу кольору розчину з вишнево-червоного в синювато-бузковий.
Е) Застосування зовнішньо як антисептичний і в'яжучий засіб
У очній практиці у вигляді 0,1; 0,25; 0,5 % розчинів. В очних краплях цинку сульфат часто прописується разом із борною кислотою.
У гінекологічній практиці для спринцювання у вигляді 0,1?0,5% розчину.
При шкірних захворюваннях: прищі, вугри, дерматоз.
Рідко призначається як блювотний засіб.
Форми випуску: порошок, очні краплі 0,1; 0,25; 0,5%, краплі цинку сульфат із борною кислотою. Комбіновані: Цинкін, Цинктерал
е) Зберігання. З обережністю у добре закупорених банках. Список Б.
Цинку окис Zinci oxydum
Являє собою білий з жовтуватим відтінком аморфний порошок, що легко поглинає вуглекислоту повітря. Характерною властивістюцинку окису є те, що при прожарюванні, вона набуває жовтого кольору, при охолодженні білий.
Застосовується цинку окис зовнішньо у вигляді присипок, мазей, лінементів як в'яжучий, що підсушує та дезінфікує засіб при шкірних захворюваннях: дерматити, пітниця, пролежні, попрілості, виразки, рани, опіки.
5. З'ЄДНАННЯ РТУТІ
Ртуть є рідкий метал. Поширення ртуті у природі невелике. Вона зустрічається в самородному вигляді, вкраплена в гірські породиале головним чином у вигляді сульфіду ртуті HgS (кіновар) яскраво-червоного кольору.
Фармакопейними препаратами є сполуки ртуті, що мають ступінь окислення, що дорівнює +2: ртуті окис жовтий, ртуті дихлорид, ртуті амідохлорид, ртуті оксиціанід і ртуті ціанід.
Неорганічні препарати ртуті знаходять застосування як антисептичні, діуретичні та проносні засоби.
Антисептична дія сполук ртуті ґрунтується на здатності іона ртуті облягати білки. Діуретична дія деяких солей ртуті пов'язана з
тим, що, виділяючись через нирки, вони дратують нирковий епітелій та сприяють сечовиділенню.
Аналогічно сполуки ртуті, що виділяються через кишечник і подразнюють його, виявляють проносну дію.
Розчинні солі ртуті є дуже отруйними і відносяться до списку А.
Ртуті окис жовтий Hydrargyri oxydum flavum
HgO M. м. 216,59
А) Отримання . Використовують реакції осадження її із розчинних солей ртуті. З цією метою частіше застосовують дихлорид чи нітрат ртуті. Розбавлений розчин лугу повільно вливають концентрований розчин солі ртуті (II).
Hg(NO 3 ) 2 + 2NaOH = 2NaNO 3 + HgO + H2O
Яскраво-жовтий осад
Після відстоювання осаду окису ртуті зливають рідину, осад промивають до відсутності лужної реакції і висушують. Усі операції слід проводити у темряві, інакше може утворитися закис ртуті Hg 2 0 чорного кольору.
Б) властивості. Тяжкий дрібнодисперсний порошок жовтого або оранжево-жовтого кольору. Нерозчинна у воді, але легко розчинна у хлороводневій, азотній та оцтовій кислотах. На світлі поступово темніє.
В) Справжність на Hg2+.
Для цього його обробляють розведеною хлороводневою кислотою, щоб отримати розчинну сіль ртуті (II), в якій і визначається катіон Hg 2+
HgO + 2НС1 = HgCl 2 + Н,0
ГФ – реакція з розчинами лугів, випадає осад жовтого окису ртуті.
HgCl 2 + 2КОН ¦> HgO + 2КС + Н 2 0
Яскраво-жовтий осад
ГФ – реакція з розчином йодиду калію; утворюється яскраво-червоного кольору осад двойодистої ртуті, який розчиняється у надлишку йодиду калію.
HgCl 2 + 2Kl = HgJ 2 + 2KCl HgJ 2 + 2KI > K 2
Яскраво-червоний Безбарвний розчин
Розчин цієї комплексної солі відомий під назвою реактиву Несслера і застосовується як дуже чутливий реактив на NH 4+;
ГФ – реакція з розчином сульфіду натрію; утворюється коричнево-чорний осад, не розчинний у розведеній азотної кислоти.
HgCl 2 + NaS = HgS + 2NaCl
Коричнювато-черий осад
Г) Кількісний зміст
ГФ - нейтралізація опосередковано через взаємодію Космосу з йодидом калію. При дії на ртуті окис жовтим розчином йодиду калію утворюється розчинна комплексна сіль та луг, що відтитрується кислотою по метиловому помаранчевому. HgO + 4 KI + H 2 O > K 2 [ Hgl 4 ] + 2КОН
КОН + НС1 = КС1 + Н 2 0
Роданометричний метод: жовтий окис ртуті розчиняють в азотній кислоті, і отримана сіль титрується роданідом амонію в присутності залізоаміачних квасцовдо червоного фарбування.
Ж) Застосування як ніжний антисептичний засіб для приготування очних мазей 2%.
Е) Зберігати слід з обережністю в добре закупорених банках з темного скла, тому що на світлі може утворитися закис ртуті, що виявляється через потемніння препарату. Список Б.
Тема ПЕРША ГРУПА ПЕРІОДИЧНОЇ СИСТЕМИ
1. Характеристика.Усі елементи, що становлять першу групу періодичної системи, мають на зовнішньому електронному шарі лише I електрон, який вони з легкістю віддають, перетворюючись на однозарядні позитивні іони. Цим пояснюється дуже висока реакційна здатність до електронегативних елементів, наприклад галогенів.
Головна підгрупа включає літій, натрій, калій, рубідій, цезій та францій. Побічну групу складають мідь, срібло та золото.
Елементи головної підгрупи звуться лужних металів, оскільки їх оксиди при взаємодії з водою утворюють сильні луги. Солі лужних металів знаходять застосування у медицині.
Найбільш широко застосовуються в медицині солі натрію та калію, описані вище у препаратах, похідних галогенів.
2. З'єднання меді та срібла
Побічну підгрупу елементів першої групи складають мідь, срібло та золото. У них схильність до комплексоутворення, особливо у міді, а також здатність відновлюватися з'єднання до вільного металу, при цьому легше відновлюється срібло, ніж мідь.
З неорганічних сполук міді у медицині знаходить застосування сульфат міді. При прийомі внутрішньо вона має блювотну дію; як зовнішній засіб застосовується при катарах слизових оболонок і виразках внаслідок в'яжучого, подразнюючого та припікаючої дії.
Срібло відноситься до «шляхетних» металів. У природі воно зустрічається головним чином у вигляді сполук із сіркою (Ag 2 S).
Застосування препаратів срібла в медицині ґрунтується на його бактерицидних властивостях. Доведено, що іони срібла вбивають грам-позитивні та грамнегативні мікроорганізми, а також віруси. Препарати срібла застосовуються в медицині внутрішньо і зовнішньо як в'яжучі антисептичні та припікаючі засоби при лікуванні шкірних, урологічних та очних хвороб.
Зі сполук срібла найбільше застосування отримав срібла нітрат (AgN03), як добрий в'яжучий і припікаючий засіб. У медицині застосовуються також колоїдні препарати, де срібло пов'язане з білком і лише частково іонізовано. У колоїдних препаратах срібла зберігаються лише дезінфікуючі властивості срібла і пропадає його дія, що припікає.
Всі розчинні сполуки міді та срібла отруйні.
3. Срібла нітрат Argenti nitras
AgN0 3
А) Отримання шляхом розчинення мідносрібного сплаву в азотній кислоті при нагріванні. Щоб очистити отриманий срібло нітрат від домішок, його осаджують хлороводневою кислотою у вигляді срібла хлориду. Останній відновлюють цинком і срібло, звільнене від домішок, знову розчиняють в азотній кислоті.
Отриманий срібла нітрат обробляють невеликою кількістю води, при стоянні викристалізовуються кристали. Виділені кристали відфільтровують, промивають водою і висушують у темряві.
Б) Властивості безбарвні прозорі кристали у вигляді пластинок або циліндричних паличок променисто-кристалічної будови в зламі. Легко розчинний у воді, важко у спирті. На світлі кристали темніють.
В) Справжність
ГФ - Ag+ : з хлороводневою кислотою або її солями випадає білий осад хлориду срібла, не розчинний в азотній кислоті і добре розчинний у розчині аміаку AgNO 3 + HCl = AgCI + HNO 3
Білий
AgCl + 2NH 4 0H = Cl + 2Н 2 Про
ГФ - Ag+ відновлення до вільного срібла (реакція утворення срібного дзеркала). До розчину аміачного оксиду срібла додають розчин формальдегіду і рідину нагрівають. Через деякий час на стінках судини утворюється наліт металевого срібла у вигляді дзеркала.
[ Ag (NH 3 ) 2 ] ВІН + НСОН = 2Ag + НСООН + 4 NH 3 + 2 H 2 O
Чорний осад
Ag+ з хроматом калію, при цьому випадає осад хромату срібла коричнево-червоного кольору. 2AgNO 3 + K 2 Cr0 4 = Ag Cr0 4 + 2KNO 3
Коричнювато-червоний осад
Осад розчинний в азотній кислоті, гідроксиді амонію, важко розчинний в оцтовій кислоті.
ГФ - Нітрат-іон визначається з дифеніламіном в кін. Сірчаної кислоти утворюється синє фарбування
Утворення бурого кільця при взаємодії нітрату срібла з сульфатом заліза концентрованої сірчаної кислоти.
Нітрат-іон не знебарвлює перманганат калію в кислому середовищі, на відміну від нітриту.
Г) Чистота припустимо межу кислотності
Не допустимі солі важких металів (свинцю, міді, вісмуту).
Д) Кількіснезміст - методом осадження за Фольгардом, титрують тіоціанатом (роданідом) амонію
AgNO 3 + NH 4 SCN = AgSCN + NH 4 NO,
Білий осад
3NH 4 SCN + (NH 4 )Fe(S0 4 )= Fe(SCN) 3 + 2(NH 4 ) 2 S0 4
Індикатор залізоамонієвих галун до червоного фарбування. Д.б.менше 99,75%.
Ж) Застосування антисептичне та припікаюче. Останнє зумовлено здатністю срібла нітрату згортати білки, перетворюючи їх на нерозчинні сполуки, що використовується для припікання ран та виразок. З цією метою застосовують срібла нітрат як паличок (Stilus Argenti nitrici).
У невеликих концентраціях має в'яжучу та протизапальну дію. Застосовують зовнішньо при ерозіях, виразках, при гострому кон'юнктивіті, трахомі у вигляді 2?5?10% водних розчинів, а також мазей (1?2%). Всередину призначають у вигляді 0,05-0,06% розчину при виразковій хворобі шлунка, хронічному гастриті. Форма випуску: порошок, палички-ляпіс.
ВРД внутрішньо 0,03 г, ВСД 0,1
Е) Зберігання у добре закупорених банках з темного скла, тому що на світлі може розкладатися, що виявляється через потемніння препарату. Список А.
4. Протаргол Protargolum, Argentum proteinicum, Silver proteinate
А) Отримання зі срібла нітрату та білка (казеїн, желатину, яєчний білок, пептон)
Захищений колоїд: містить срібла оксид (7,8 8,3%) і продукти гідролізу альбуміну.
Б) Властивості Легкий аморфний порошок жовто-коричневого кольору, без запаху, слабогіркого, злегка в'яжучого смаку. Легко розчинний у холодній воді, нерозчинний у спирті.
В) Справжність
ГФ- білок визначають за появою запаху паленого рогу та обвуглювання препарату при нагріванні.
ГФ- залишок від спалювання (він білого кольору) розчиняють у НNO 3 та проводять реакції на Ag+ з хлоридами.
- (Біуретова ре-я)препарат кип'ятять з розб. HCl, випадає осад, його відфільтровують і до прозорого фільтрату додають NаОН і uS Про 4, з'являється фіолетове фарбування (білок).
Г) Чистота не д.б. домішок сполук срібла, продуктів розкладання білка.
Д) Кількісневизначення: після озоління препарату сірчаною кислотою. Метод аргентометрію, варіант Фольгарда. Д.б. 7,8 8,3 %
Ж) Застосування
Антибактеріальний, протизапальний засіб. Застосовують зовнішньо в офтальмології 1-2% розчин (коньюктевіт, бленорея, блефарит), урології 0,1-1% (промивання сечового міхура), оториноларингології (вух, носа), гінекології. Всередину при виразках шлунка та хворобах кишечника.
Форма випуску: порошок та ЛФ в аптеках.
Е) Зберігання : за списком Б. У добре закупорених банках з темного скла
5. Коларгол (Collargolum, Argentum colloidale, Silver colloide)
Колоїдна система з 70-75% вмістом високодисперсного металевого срібла та захисних білків (гідролізати казеїну та желатину).
Зеленувато-чорні або синювато-чорні пластинки з металевим блиском, розчинні у воді з утворенням колоїдного розчину. При обробці водою набухає та утворює лужні, негативно заряджені золі.
Антибактеріальний засіб. Застосовують:
0,2 1 % розчини для промивання гнійних ран;
1 2% розчини для промивання сечового міхура при хронічних циститах та уретритах,
2 5% розчини у вигляді очних крапель для лікування гнійних кон'юнктивітів і бленореї.
При бешихових запаленнях, м'якому шанкрі призначають іноді 15% мазі.
Рідко при септичних станах внутрішньовенне введення.
Зберігання: за списком Б. У добре закупорених банках із темного скла