Главная | Обратная связь | Поможем написать вашу работу!
 МегаЛекции

Лекарственные препараты галогенов




 

Acidum hydrochloricum (HCl) - кислота хлористоводородная (соляная), Бесцветная прозрачная летучая жидкость со своеобразным запахом, (r=1,122-1,124 г/см3); w (HCl) = 24,8-25,2% об. Для медицинских целей применяют разведенную кислоту.

Acidum hydrochloridum dilutum - кислота хлористоводородная разведенная (кислота соляная разведенная). Бесцветная прозрачная жидкость кислой реакции (r=1,038-1,039 г/см3; w (HCl) = 8,2-8,4% об.) Назначают внутрь 2-4 раза в день во время еды по 10-15 капель (на 1/4-1/2 стакана воды) при недостаточной кислотности желудочного сока.

Sodium chloride, Natrii chloridum (NaCl) - натрия хлорид - белые кубические кристаллы или порошок без запаха, соленого вкуса. Натрия хлорид - основная составная часть солевых и коллоидно-солевых растворов, применяемых в качестве плазмозамещающих жидкостей. В зависимости от концентрации натрия хлорида различают изотонический (физиологический) - 0,9%-ный и гипертонический растворы (3,5% и 10%-ные). Изотонический раствор натрия хлорида применяют внутривенно и подкожно. Гипертонический раствор применяют наружно в виде компрессов и примочек при лечении гнойных ран. Гипертонический раствор оказывает противомикробное действие. В вену вводят гипертонический раствор (10-20 мл 10%-ного раствора) при легочных, желудочных, кишечных кровотечениях и для усиления диуреза (осмотический диурез).

Potassium Сhloride, Kalii chloridum (KCl) - калия хлорид - бесцветные кристаллы или белый кристаллический порошок без запаха, соленого вкуса Калия хлорид является антиаритмическим средством и источником ионов К+ (при гипокалиемии). Он также входит в состав плазмозамещающих жидкостей. Калия хлорид оказывает умеренное диуретическое действие. При гипокалиемии, аритмии, интоксикации наперстянкой назначают внутрь (после еды) по 1 г 4-5-7 раз в день (т.к. быстро выводится из организма). Нельзя принимать калия хлорид больным с нарушением выделительной функции почек. Ионы калия влияют на сократительную способность миокарда.

Sodium Bromide, Natrii bromidum (NaBr) - натрия бромид - белый кристаллический порошок без запаха, соленого вкуса. Гигроскопичен. Применяют в качестве седативного (успокаивающего) средства внутривенно. Также как и калия бромид, его выпускают в виде ампулироваиных 5,10 и 20%-ных растворов по 10 мл.

Potassium Bromide, Kalii bromibum (KBr) - калия бромид - бесцветные или белые кристаллы или мелкокристаллический порошок без запаха, соленого вкуса. Также как и натрия бромид, его применяют как средство успокаивающее центральную нервную систему при неврастении и повышенной возбудимости; KBr усиливает процессы торможения в коре головного мозга. В вену KBr не вводят из-за возможного угнетающего действия ионов калия (К+) на проводимость и возбудимость сердечной мышцы. Форма выпуска - порошок и таблетки по 0,5 г.

Sodium Iodide, Natrii iodidum (NaI) - натрия йодид – белый кристаллический порошок без запаха, соленого вкуса, гигроскопичен.

Potassium Iodide, Kalii iodidum (KI) - калия йодид - бесцветные или белые кристаллы или мелкокристаллический порошок без запаха, солено-горького вкуса. Гигроскопичен. Натрия и калия йодиды применяют как препараты йода при гипертиреозе, эндемическом зобе, воспалительных заболеваниях дыхательных путей, глазных заболеваниях (катаракта и др.), бронхиальной астме. Эти препараты назначают внутрь в растворах и микстурах по 0,3-1 г на прием 3-4 раза в день после еды. Растворы калия иодида в вену не вводят из-за угнетающего действия ионов калия на сердце.

Solutio iodi spirituоsa 5% - раствор йода спиртовый 5% - прозрачная жидкость красно-бурого цвета с характерным запахов. Йод в медицинской практике применяют в качестве антисептичес­кого средства. Спиртовый 5%-ный раствор йода используют для обработки ран, подготовки операционного поля. В воде йод плохо растворяется, чтобы повысить растворимость добавляют калия йодид, который с йодом образует растворимые в воде комплексные соли (полииодиды).

Solutio iodi spirituosa 1 et 2% - готовят растворением йода в 96%-ном этиловом спирте без добавления калия йодида. Раствор йода в медицинской практике применяют как антисепти­ческое средство. Спиртовый раствор йода используют для обработки ран.

 

Вопросы и задачи для самоподготовки:

 

1. От каких слов происходит название "галогены"?

2. Сравните физические и химические свойства галогенов и покажите зависимость свойств галогенов от строения их атомов. Почему фтор не обладает переменной валентностью?

3. Каковы способы получения галогенов в промышленности и лаборатории?

4. Назовите свойства галогеноводородов и способы их получения.

5. Как изменяется сила кислот в ряду галогеноводородных кислот: НF - НС1 - НВr - НI и восстановительная активность галогенид ионов?

6. Что образуется при растворении галогенов в воде?

7. Какие степени окисления проявляют галогены в соединениях? Приведите примеры, характеризующие свойства хлора как окислителя.

8. Напишите уравнения реакций получения всех оксидов хлора.

9. Как изменяется активность галогенов в реакциях с водородом?

10. Определите массу бромной воды необходимой для окисления 30,4 г сульфата железа (II) в кислом растворе (H2SO4),если в 100 г воды при 20 оС растворяется 3,6 г брома. Ответ: 460 г.

11. Какие процессы будут протекать при взаимодействии хлора с горячим раствором гидроксида калия? Напишите уравнения реакций.

12. Определите молярную концентрацию хлора в холодной воде, если после её разложения на свету, на нейтрализацию 100 мл раствора потребовалось 50 мл 0.4 М раствора гидроксида натрия. Ответ: 0,1 моль/л.

13. Напишите уравнения реакций получения оксокислот галогенов и укажите их устойчивость, силу и окислительные свойства.

14. Используя правило "подобное растворяется в подобном", перечис­лите растворители, в которых будут растворяться бром и йод.

15. Какую массу иода и спирта надо взять, для приготовления раствора йода массой 200 г с массовой долей йода 10%?

16. Среди нескольких солей галогенов имеется йодид калия. Как его можно обнаружить?

17. Могут ли галогены реагировать друг с другом? Приведите примеры. Укажите степени окисления и назовите эти соединения.

18. Почему бромоводород и иодоводород нельзя получить способами, применяемыми для получения хлороводорода?

19. Допишите правую часть уравнений реакций. Расставьте коэффициенты методом полуреакций:

 

1. I2 + Cl2 + H2O ® HIO3 + …

2. Cl2 + Ca(OH)2 ® Ca(ClO)2 + …

3. PbO2 + KI + H2SO4 ® PbSO4¯ + …

4. Cl2 + H2SO3 + H2O ® HCl + …

5. FeCl3 + H2S ® FeCl2 + S¯ + …

 

20. Чем отличается химизм взаимодействия тиосульфата натрия с хлором от взаимодействия тиосульфата натрия с йодом?

21. К водному раствору сульфата меди (II) добавили водный раствор йодида калия. Как разделить смесь двух продуктов этой реакции, выпавших в осадок?

22. Какое общее свойство проявляют кислородсодержащие соединения хлора в следующих реакциях:

 

1. HClO4 + SO2 + H2O ® HCl + H2SO4

2. HClO3 + FeCl2 + HCl ® FeCl3 + H2O

3. HClO3 + HCl ® H2O + Cl2

 

Составьте для этих реакций ионно- электронные уравнения.

 

23. На чем основано белящее и дезинфицирующее действие хлорной извести СаОСl2? Дайте пояснения с помощью уравнения реакции.

24. Напишите уравнения реакций для следующих превращений:

 

HCl ® Cl2 ®HClO ® HClO3 ® KClO3

 

СОДЕРЖАНИЕ

 

Часть I. s-Элементы

 

Краткая характеристика s-элементов

 

Соединения s- элементов I группы

 

Соединения s- элементов II группы

 

Биологическая роль ионов s- элементов I группы

 

Биологическая роль s- элементов II группы

 

Фармпрепараты

 

Вопросы и задачи для самоподготовки

 

Часть II. d-Элементы

 

d – Элементы VI группы

 

Хром

 

Молибден

 

Вопросы и задачи для самоподготовки

 

d – Элементы VII группы

 

Марганец

 

Вопросы и задачи для самоподготовки

 

d – Элементы VIII группы

 

Семейство железа.

 

Кобальт, никель.

 

Вопросы и задачи для самоподготовки

 

d – Элементы I группы

 

Медь.

 

Серебро.

 

Вопросы и задачи для самоподготовки

 

d – Элементы II группы

 

Цинк

 

Кадмий

 

Ртуть

 

Вопросы и задачи для самоподготовки

 

Часть III. p-Элементы

 

р – Элементы III группы

 

Бор

 

Алюминий

 

Вопросы и задачи для самоподготовки

 

р – Элементы IV группы

 

Углерод

 

Кремний

 

Олово

 

Свинец

 

Вопросы и задачи для самоподготовки

 

р – Элементы V группы

 

Азот

 

Фосфор

 

Подгруппа мышьяка

 

Вопросы и задачи для самоподготовки

 

p – Элементы VI группы

 

Кислород

 

Сера

 

Вопросы и задачи для самоподготовки

 

p – Элементы VII группы

 

Общая характеристика галогенов

 

Галогены в природе

 

Получение галогенов

 

Физические свойства

 

Химические свойства галогенов

 

Галогеноводороды

 

Применение галогенов и их соединений.

 

Биологическая роль галогенов

 

Фармпрепараты галогенов

 

Вопросы и задачи для самоподготовки

 

 

 

ЛИТЕРАТУРА:

 

1. Общая химия. Биофизическая химия. Химия биогенных элементов: учебник для вузов / под ред. Ю.А. Ершова. – 3-е изд., испр. и доп. - М.: Высш. шк., 2002. – 560с.

2. Ахметов, Н.С. Общая и неорганическая химия: учебник / Н.С. Ахметов. - 4-е изд., испр. – М.: Высш. шк., 2001. – 743с.

3. Глинка, Н.Л. Общая химия: учебное пособие / Н.Л. Глинка; под ред. А.И. Ермакова. – 29-е изд., испр. – М.: Интеграл – Пресс, 2002. – 728 с.

4. Слесарев, В.И. Химия. Основы химии живого: учебник для вузов / В.И.Слесарев. – 2-е изд., испр. и доп. - СПб: Химиздат, 2001. – 768 с.

5. Практикум по неорганической химии: учеб. пособие для вузов по спец. «Фармация» / под ред. Н.А.Остапкевича. – М.: Высш. шк., 1987. – 239 с.

6. Беликов, В.Г. Фармацевтическая химия: учеб. для вузов. В 2-х ч. Ч.1. Общая фармацевтическая химия. Ч.2. Специальная фармацевтическая химия / В.Г. Беликов. – 3-е изд., перераб. и доп. – Пятигорск: ПятГФА, 2003. -720с.

7. Харитонов, Ю.Я. Аналитическая химия (аналитика). В 2-х кн. Кн.1. Общие теоетические основы. Качественный анализ: учеб. для вузов / Ю.Я. Харитонов. - М.: Высш. шк., 2001. - 615с.

8. Хьюз, Мартин. Неорганическая химия биологических процессов: пер. с англ. / Хьюз, Мартин; под ред. М.Е. Вольпина. - М.: Мир, 1983. – 414с.

9. Ершов, Ю.А. Механизмы токсического действия неорганических соединений / Ю.А.Ершов, Т.В.Плетенева. - М.: Медицина, 1989. – 271с.

10. Березов, Т.Т. Биологическая химия: учеб. для вузов. - 3-е изд., испр. и доп. / Т.Т. Березов, Б.Ф. Коровкин. - М.: Медицина, 2004. - 704с.

11. Харкевич, Д.А. Фармакология: учеб. для вузов. - 6-е изд., испр. и доп. / Д.А. Харкевич. - М.: ГЭОТАР Медицина, 2000.- 664с.

12. Машковский, М.Д. Лекарственные средства: пособие для врачей / М.Д. Машковский. - 15-е изд., перераб., испр. и доп. - М.: Новая волна, 2005. - 1216с.

13. Государственная фармакопея СССР. –10-е изд. - М.: Медицина, 1968. - 1080с.

14. Государственная фармакопея СССР: Общие методы анализа. Лекарственное растительное сырье / МЗ СССР. – 11-е изд., доп. - М.: Медицина, 1990. - Вып. 2. - 400с.

 

Химия элементов: учебно-методическое пособие для студентов

 

Компанцев Владислав Алексеевич

Гокжаева Лариса Петровна

Щербак Светлана Николаевна

 

.

 

 

Подписано в печать “__” _______ 20__ г. Формат 60x84 1/16 Бумага книжно-журнальная. Печать ротапринтная. Усл. печ. Л._____

 

Уч. изд. л. 7,35

 

Тираж _____ Заказ_______

 

 

 

Химия

Элементов

 

Учебно-методическое

Пособие для студентов

 

 

Пятигорск


 

       
 

 

 
 

 

Химия

Элементов

 

Учебно-методическое

Пособие для студентов

 

Пятигорск

 

Химия

Элементов

 

Учебно-методическое

Пособие для студентов

 

 

Пятигорск

 

УДК: 546 (07)

ББК 24.1(07)

К 63

Рецензенты: доктор химических наук, профессор кафедры общей

химии СПбГМА им. И.И. Мечникова В.И. Слесарев;

доктор фармацевтических наук, профессор кафедры общей

химии ММА им. И.М. Сеченова В.Ю. Решетняк

 

В.А. Компанцева

 

К63 Химия элементов: учебно-методическое пособие для студентов В.А. Компанцев, Л.П. Гокжаева, С.Н. Щербак. -Пятигорск: ПятигорскаяГФА, 2007. – 170с.

 

 

Учебно-методическое пособие подготовлено на кафедре неорганической химии Пятигорской государственной фармацевтической академии в соответствии с примерной программой по дисциплине «Химия: общая и неорганическая». (М.:Минобразования РФ и Минздрава РФ, 2002). Рекомендовано для использования в учебном процессе на кафедре неорганической химии проблемной учебно-методической комиссией по химическим дисциплинам Всероссийского учебно-научно-методического Центра по непрерывному медицинскому и фармацевтическому образованию Минздрава России (М., 05.03.2003) и разрешено Департаментом образовательных медицинских учреждений и кадровой политики Минздрава России к изданию внутри ВУЗа (20.03.2003).

 

 

УДК: 546 (07)

ББК 24.1(07)

 

 

Ó Компьютерный дизайн и верстка: Биляч Я.И.

 

Ó Пятигорская государственная фармацевтическая академия РОСЗДРАВА

 

ПРЕДИСЛОВИЕ

 

Учебно-методическое пособие "Химия элементов" предназначено для самостоятельной аудиторной и внеаудиторной работы студентов. В нем изложены разделы неорганической химии, которые соответствуют лекционному курсу и рабочей программе, разработанной и апробированной на кафедре неорганической химии Пятигорской государственной фармацевтической академии. Особое внимание уделяется изложению материала по химии биогенных элементов, их биологической роли, лечебному и токсическому действию неорганических соединений на организм человека; применению неорганических веществ в качестве лекарственных препаратов, вспомогательных средств в фармацевтической технологии, в фарманализе и других отраслях медицины и фармации. Пособие имеет профессиональную направленность.

 

ВВЕДЕНИЕ

 

Химия элементов - это химическая дисциплина, которая изучает строение и свойства элементов и их неорганических соединений. В предлагаемом пособии рассматриваются свойства наиболее значимых для фармации элементов периодической системы и их соединений.

В основу изложения материала положен принцип классификации элементов по семействам s, р, d и f. При этом принята последовательность заполнения валентными электронами подуровней: s-элементы, d-элементы, p-элементы.

В пособии большое внимание уделено применению в медицине и фармации неорганических соединений в качестве лекарственных препаратов в медицине, в качестве реактивов и вспомогательных веществ, токсическому действию и биологической роли химических элементов. Описаны химические основы лечебного и токсического действия.

Пособие состоит из 3-х глав: глава I - s-элементы, глава II - d-элементы, глава III - p-элементы.

Каждая глава посвящена подробному описанию элементов по группам. В начале дана общая характеристика, нахождение в природе, получение, физические и химические свойства элементов, далее рассмартиваются их основные химические соединения (оксиды, гидроксиды, соли и др.) их свойства, биологическая роль, токсичность, применение в медицине и фармации. Каждый раздел содержит вопросы и задачи для самоподготовки.

 

 

Глава I

 

S-Элементы

 

Элементы, у которых очередной электрон поступает в s-подуровень внешнего энергетического уровня, образуют s-семейство элементов. Электронная конфигурация их внешнего слоя выражается формулой …ns1¸2. К s-семейству относятся элементы главных подгрупп I и II группы ПС, а также водород, не имеющий определенного места в ПС и гелий. Внешним валентным электронам атомов этих элементов предшествует благородногазовая или гелиевая конфигурация, обладающая мощным экранирующим действием, поэтому все s-элементы, кроме водорода и гелия, являются металлами с высокой химической активностью. Они легко отдают валентные электроны, образуя ионы благородногазовой …

(n-1)s2(n-1)p6 или 1s2 гелиевой конфигурации. Ионы обладают очень слабым поляризующим действием, поэтому многие из них практически не образуют солей нерастворимых в воде, почти не подвергаются гидролизу. В ионах невозможны электронные переходы, вследствие чего в растворах они бесцветны, окрашены только соединения с цветными анионами
(MnO4-, Cr2O72-, CrO42- и др.).

 

S-Элементы I и II группы.

 

s-Элементы I группы - литий (Li), натрий (Na), калий (К), рубидий (Rb), цезий (Cs), франции (Fr) -радиоактивный элемент. Они имеют групповое название - щелочные металлы, так как при взаимодействии с водой образуют щелочи (MeOH).

s-Элементы II группы - бериллий (Be), магний (Mg), кальций (Ca), стронций (Sr), барий (Ba), радий (Ra) -радиоактивный элемент. Четыре последних элемента: Ca, Sr, Ba, Ra называют щелочно-земельными металлами. Название связано со свойст­вами их оксидов - "земель" по старинной терминологии образовывать с водой щелочи Me(OH)2.

s-Металлы I группы на s-орбитали внешнего энергетического уровня содержат один электрон (ns1), а s-металлы II группы - два (ns2).

В соединениях с другими элементами щелочные металлы всегда одновалентны, их степень окисления равна +1.

Атомы s-элементов II группы имеют во внешнем электронном слое два спаренных s-электрона ns2. При возбуждении атомов один s-электрон переходит на р-подуровень

ns2 ¾® ns1np1

 

 

поэтому эти металлы двухвалентны, и степень окисления их равна +2.

Для s-элементов характерны типичные физические свойства металлов: металлический блеск, пластичность, электро- и теплопроводимость и др.

Увеличение заряда ядер s-элементов II группы по сравнению с таковыми для щелочных металлов приводит к большим энергиям иониза­ции и меньшим радиусам. Поэтому металлические свойства у этих элементов выражены слабее, чем у щелочных металлов. Несмотря на указанное отличие, s-элементы I и II групп имеют много общих свойств. Все они характеризуются высокой химической активностью и в свободном состоянии являются энергичными восстановителями.

Малые значения первых потенциалов ионизации (особенно у ще­лочных металлов), большие радиусы атомов (щелочные металлы начи­нают все периоды, кроме первого) - все это определяет их активность, которая по мере увеличения заряда ядра возрастает.

Валентные электроны легко удаляются из атомов s-элементов с образованием одно- и двухзарядных ионов: Me+ и Me2+ с устойчивыми благородногазовыми конфигурациями внешних уровней.

Соли s-элементов I группы, за исключением некоторых солей лития, хорошо растворяются в воде.

Вследствие незначительного поляризующего действия (устойчи­вая электронная структура, большие размеры, малый заряд иона), для s-металлов I группы (особенно для K+, Rb+, Cs+, Fr+) комплексообразование с неорганическими лигандами не характерно.

Химические свойства s-металлов связаны в основном с их высо­кой восстановительной способностью. При окислении на воздухе они образуют различные кислородные соединения: Li - оксид Li2O; натрий - пероксид Na2O2; калий, рубидий и цезий - гипероксиды KO2, RbO2, CsO2, s-металлы II группы - оксиды с общей формулой MeO. Оксиды металлов (кроме BeO) - типичные основные оксиды, а гидроксиды MeOH и Me(OH)2 (кроме Be(OH)2 и Mg(OH)2) - щелочи, хорошо растворяются в воде.

Ионы всех s-металлов в водных растворах подвергаются гидратации за счет электростатического взаимодейставия с полярными молекулами воды, но, кроме ионов бериллия и магния, протолитами не являются и не изменяют рН водных растворов.

Многие физико-химические свойства Li и, особенно, Be отли­чают их от свойств электронных аналогов по подгруппам. Атомы этих элементов имеют меньшие радиусы и содержат на предвнешнем уровне - два, а не восемь электронов.

Li и Be обнаруживают большее сходство с элементами, нахо­дящимися в ПС по диагонали (диагональное сходство) от этих элементов, чем с s-эле­ментами I и II группы соответственно.

Литий при сгорании на воздухе образует оксид Li2O, как и магний - MgO. В отличие от других щелочных металлов, Li легко соединяется с азотом, образуя нитрид лития Li3N, как и магний - Mg3N2. Такие соли, как LiF, Li2CO3, Li3PO4, также как MgF2, MgCO3, Mg3(PO4)2 - малорастворимы в воде. Гидроксиды LiOH и Mg(OH)2 при нагревании (400-500°С) разлагаются на оксиды и воду, тогда как остальные щелочи образуют ионные расплавы и отличаются термичес­кой устойчивостью.

Химические свойства бериллия напоминают свойства алюминия. Из всех s-элементов II группы только бериллий (его оксид и гидроксид), как и алюминий обладает амфотерными свойствами

Be + 2H3O+ + 2H2O ® [Be(H2O)4]2+ + H2­

Be + 2OH- + 2H2O ® [Be(OH)4]2- + H2­

 

В водном растворе аквакатионы бериллия в меньшей степени, чем магния [Mg(H2O)6]2+, подвергаются протолизу, как и Al[(H2O)6]3+, выполняя функцию кислоты:

 

H+

 

[Be(H2O)4]2+ + H2O «[BeOH(H2O)3]+ + H3O+, рН<7

K1 Oсн.2 Oсн.1 K2

 

Протолиз катионов Ca2+, Sr2+ и Ba2+ практически не происходит.

Из солей малорастворимы карбонаты MgCO3, CaCO3, SrCO3, BaCO3; сульфаты CaSO4, SrSO4, BaSO4; хроматы CaCrO4, SrCrO4, BaCrO4. Кислые соли, например, гидрокарбонаты - хорошо растворяются. Гидрокарбонаты обуславливают временную жесткость воды. Ее можно устранить, осаж­дая малораcтворимые карбонаты кипячением

Ca(HCO3)2 CaCO3¯ + CO2­ + H2O

Mg(HCO3)2 Mg (OH)2 + 2CO2­

 

s-Элементы I и II групп активно взаимодействуют с водородом, образуя гидриды (MeH; MeH2), c азотом - нитриды (Me3N; Me3N2), с галогенами - галогениды (MeHal; MeHal2), с серой - сульфиды (Me2S; MeS), с водой - гидроксиды (MeOH; Me(OH)2). Во всех реакциях они являются восстановителями.

Пероксиды, супероксиды и озониды являются сильными окисли­телями в реакциях в водных растворах и при сплавлении.

Летучие соли щелочных и щелочноземельных металлов окрашивают пламя, что используется для их обнаружения:

 

Li+ - карминово-красный

Na+ - желтый

K+, Rb+, Cs+ - фиолетовый

Ca2+ - кирпично-красный

Sr2+, Ra2+ - карминово-красный

Ba2+ - желто-зеленый

 

Магний не окрашивает пламя горелки, горит ослепительным, ярким пламенем. Ионы Mg2+ образуют с гидрофосфат-ионом в присутствии NH4Cl и NH3 белый кристаллический осадок – фосфат магния-аммония, нерастворимый в воде, но растворимый в уксусной и сильных кислотах:

Mg2+ + HPO42- + NH3 ® MgNH4PO4¯
Поделиться:





Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 megalektsii.ru Все авторские права принадлежат авторам лекционных материалов. Обратная связь с нами...