Analisi dei medicinali I

Analisi dei medicinali

Analisi qualitativa e quantitativa

L'analisi qualitativa stabilisce la natura dei costituenti della miscela, precede l’analisi quantitativa che stabilisce la quantità in % dei costituenti stessi. Una reazione si dice selettiva quando dà un medesimo risultato per il minor numero di specie chimiche possibile.

Definizioni e operazioni chimiche

Soluzione: miscela omogenea di due o più sostanze.

Fase: porzione definita del sistema le cui proprietà intensive non variano da punto a punto o variano con continuità. Un sistema costituito da una sola fase è detto omogeneo.

Dissoluzione: portare in soluzione con solventi, acqua o acidi, il materiale da utilizzare.

Diluizione: viene diminuita la concentrazione della soluzione in esame.

Precipitazione: operazione analitica che porta a formazione di una fase solida in seno a una soluzione.

• Precipitati cristallini: particelle distinte a forma regolare.
• Microcristallini: particelle piccole presenti solo al microscopio.
• Fioccosi: fiocchi di forma e dimensioni irregolari che si depositano lentamente.
• Amorfi: formano una massa vischiosa come gelatina.
• Granulari: piccole masse o granuli di forma irregolare ben distinguibili che si depositano rapidamente.

Il precipitato si può dividere dalla soluzione mediante: filtri di carta, crogioli filtranti e centrifugazione (per la forza centrifuga il precipitato è spinto sul fondo della provetta dove si deposita e il liquido limpido può essere decantato).

Analisi per via secca

Saggio al coccio

- Sostanza inorganica: non subisce nessuna alterazione, sublima o si scioglie senza alterarsi, si altera e cambia colore e sviluppa fumi senza carbonizzare e sviluppare CO₂ (Lascia residuo e non diventa nera).

- Sostanza metallorganica: decompone con o senza fusione, annerisce e rimane un residuo bianco o giallastro o colorato (parte inorganica).

- Sostanza organica: fonde carbonizza senza lasciare residuo. Sublima con o senza fusione senza lasciare residuo.

Saggio alla fiamma

È un principio spettroscopico dovuto al fenomeno di assorbimento. Si mette a contatto il sale con HCl che è sul filo e si ottiene un cloruro, con il calore subisce poi una scissione omolitica che porta ad un eccitazione degli elettroni esterni e questi passano dallo stato fondamentale allo stato eccitato, non stabile, quindi ritornano sullo stato fondamentale. L’energia usata viene emessa come lunghezza d’onda che se ricade nel campo del visibile, in base alla frequenza dà una data colorazione.

Con il solfato di bario, BaSO₄, devo avere la trasformazione da solfato a solfuro con la fiamma riducente, una volta trasformato passo il filo sulla fiamma ossidante e si ha lo stesso processo precedente.

Saggio di perle al borace

Sfruttando particolari proprietà che hanno particolari sali come il borace, di trasformarsi per fusione in masse vetrose limpide e incolori, le quali rifuse in presenza di alcuni ossidi metallici danno vetri di diverso colore. Le varie colorazioni avvengono grazie al fatto che l’anidride borica, B₂O₃, che si forma a seguito della decomposizione termica del borace, reagisce con gli ossidi metallici producendo dei metaborati dei rispettivi cationi con colorazioni diverse.

- (Na₂B₄O₇*10H₂O -°C-> 2NaBO₂ + B₂O₃, CoO + B₂O₃ Co(BO₂)2 (azzurro))

Termocromismo

Cambiamento reversibile del colore, è una transizione ordine-disordine, cioè un passaggio da una fase solida ordinata ad un’altra fase solida a struttura disordinata tramite un cambiamento della geometria di coordinazione del metallo.

Elementi del I gruppo

Sono buoni conduttori di elettricità e calore, raggiungono la stabilità cedendo l’elettrone, hanno n ox 1. Si ossidano facilmente, configurazione elettronica s¹. Vediamo il litio, sodio e potassio. Sono elementi riducenti.

Litio

I sali di litio sono facilmente solubili in acqua. È usato come psicofarmaco, interviene nella pompa Na⁺/K⁺, a dosi massicce può provocare disfunzione della tiroide o obesità, è teratogeno (in gravidanza può portare a malformazioni del feto). Un’intossicazione può portare a forme di epilessia e coma. È necessario sospendere il trattamento a base di sali di litio in caso di intossicazione poiché non esiste uno specifico antidoto. Il carbonato di litio Li₂CO₃ si presenta come una polvere bianca, poco solubile in acqua fredda(mettere a b.m.) e insolubile in alcool.

Via secca: alla fiamma dà una colorazione rosso carminio, se in presenza di sali di sodio viene mascherato dal giallo del sodio (usare vetrino blu che assorbe tutte le sue radiazioni).

Via umida:

• Precipitazione come fosfato: 3Li⁺ + HPO₄^2- + OH^- → Li₃PO₄ + H₂O. Si favorisce la reazione con aggiunta di etanolo perché sali poco solubili.
• Precipitazione come carbonato: 2Li⁺ + CO₃^2- → Li₂CO₃. Anche qui si favorisce la reazione con etanolo.

Sodio

È essenziale per l’organismo umano perché regola la pressione arteriosa, la pressione osmotica e interviene nella pompa sodio/potassio. Si dice iponatriemia la diminuzione della concentrazione di sodio nel sangue, l’aumento invece è detto ipernatriemia, entrambe caratterizzate da un’alterazione della pressione sanguigna o della diuresi. Un avvelenamento da sodio per via endovena può provocare l’arresto del cuore in sistole. I sali di sodio sono solubili in acqua per questo molti medicinali sono trasformati in sali di sodio. NaCl (reintegratore), Na₂SO₄ (alcalinizzante in preparazioni farmaceutiche), NaHCO₃ (antiacido per via orale), Na₂HPO₄ (reintegratore e alcalinizzante dell’urina).

Via secca: alla fiamma dà un colore giallo intenso persistente visibile attraverso il vetrino blu di cobalto, come conferma “mano cadaverica”, al coccio rimane inalterato.

Via umida: usare soluzioni molto concentrate.

• Precipitazione con esaidrossiantimoniato di potassio in ambiente basico per potassa e non per soda perché contiene sodio: Na⁺ + [Sb(OH)₆]^- → Na[Sb(OH)₆], con sfregamento, perché poco solubile, si ottiene un precipitato bianco; in ambiente acido si decompone il reattivo e si forma l’acido antimonico [Sb(OH)₆]^- + H⁺ → H[Sb(OH)₆] + H⁺ → H₃SbO₄ + 2H₂O.

Potassio

È importante per la funzione cardiaca, per la diarrea infantile, per la funzione renale, e per la regolazione del sistema nervoso volontario. Per via orale non provoca danni, al contrario per via endovena provoca effetti di tossicità fino alla morte. Un eccesso di potassio provoca un’iperkalemia, che provoca aritmia e fibrillazione cardiaca fino all’arresto cardiaco in diastole. Come antidoto si usano i sali di sodio che ripristinano il rapporto fisiologico tra i due ioni. Una diminuzione di ioni potassio porta ad una ipokalemia, che provoca astenia, anoressia, miocardite fino all’arresto cardiaco in sistole. KCl (reintegratore), KAl(SO₄)₂ (astringente, emostatico).

Via secca: alla fiamma dà un colore violetto.

Via umida:

• Precipitazione con acido tartarico COOH-(CHOH)₂-COO^- a pH~4-5 per acido acetico. A pH > 7 si forma il tartrato neutro di K, sale di Seignette idrosolubile; invece a pH 1-2 si riprotona l’acido tartarico. COOH-(CHOH)₂-COO^- + K⁺ → COOH-(CHOH)₂-COO^-K⁺ (tartrato monoacido di potassio, bianco).
• Precipitazione con nitrito di sodio NaNO₂, solfato di cobalto CoSO₄ in ambiente acido per acido acetico, a pH basico ottengo la sua decomposizione. È una redox. 3K⁺ + Co²⁺ + 7NO₂^- + 2H⁺ → K₃[Co(NO₂)₆] + H₂O + NO. (Co passa da +2 a +3, N passa da +3 a +2).

Ione ammonio NH₄⁺

È un acidificante diuretico, ha azione espettorante, è un analettico, in concentrazioni elevate ha azione irritante.

Via secca: saggio al coccio: NH₄Cl sublima; NH₄NO₃ → N₂O + 2H₂O; (NH₄)₂CO₃ → 2NH₃ + CO₂ + H₂O. NH₄Cl (mucolitico, espettorante, disinfettante delle vie urinarie), (NH₄)₂CO₃/(NH₄)₂HCO₃ (espettorante, mucolitico, stimolanti respiratori e cardiaci), NH₃ (stimolante respiratorio e cardiaco).

Via umida:

• Reazione redox a pH 4-5 con NaNO₂ e CoSO₄: 3NH₄⁺ + Co²⁺ + 7NO₂^- + 2H⁺ → (NH₄)₃[Co(NO₂)₆] + H₂O + NO precipita l’esaidrossicobaltato di ammonio giallo cristallino.
• Reazione con acido tartarico in ambiente acido per acido acetico: COOH-(CHOH)₂-COO^- + NH₄⁺ → COOH-(CHOH)₂-COO^-NH₄⁺ tartrato monoacido di ammonio, bianco.
• Se tratto un sale di ammonio con una base forte, ad esempio NH₄NO₃ + NaOH → NaNO₃ + NH₃ + H₂O, posso identificare l’ammoniaca NH₃ con l’odore caratteristico, con la reazione alla tocca (cartina al tornasole, carta imbevuta di reattivo di Nessler: HgI₂ + 2I^- → [HgI₄]^2- + 2K⁺ → K₂[HgI₄] ), quindi NH₃ + 2 K₂[HgI₄] + KOH → ossidimercurioammonio di colore marroncino.

Acido borico H₃BO₃

In natura si trova allo stato solido, di colore bianco, poco solubile in acqua fredda ma solubile in acqua calda. È usato come antisettico e astringente ed ha pH=4-5.

Via secca:

• Coccio: fonde formando una massa vetrosa, 3H₃BO₃ → HBO₂ + B₂O₃ + 4H₂O.
• Alla fiamma: colorazione verde.

Via umida:

• Reazione di esterificazione tra acido borico e alcool etilico CH₃OH, attivato da un acido minerale H₂SO₄. Successivamente si incendiano i vapori e per la formazione del borato di etile si ha una colorazione verde per la presenza del boro: H₃BO₃ + 3CH₃OH → (CH₃O)₃B + 3H₂O, (CH₃O)₃B + O₂ → B₂O₃ + H₂O + CO₂.
• Con il bario: 2BO₃^3- + 3Ba²⁺ → Ba₃(BO₃)₂ a pH=3-6.
• Con glicerina: 2 CH₂OH-CHOH-CH₂OH + H₃BO₃ → CH₂OH-CHOH-CH₂OH

Borace Na₂B₄O₇*10H₂O (tetraborato di sodio)

Antisettico batteriostatico solubile in acqua. L'intossicazione porta a nausea, vomito, spasmi fino a collasso cardiaco. Lo possiamo ottenere per disidratazione dell’acido borico.

Via secca:

• Coccio: fonde/rigonfia formando poi una massa vetrosa. Na₂B₄O₇*10H₂O → B₂O₃ + 2NaBO₂, Na₂B₄O₇ + B₂O₃ (si forma la massa vetrosa grazie alla presenza di anidride borica e meta borato di sodio).
• Filo alla fiamma: verde usando H₂SO₄.

Via umida:

• Esterificazione: Na₂B₄O₇ + 7H₂O → 2NaOH + 4H₃BO₃, anche qui si incendiano i vapori.

Carbonati e bicarbonati

CO₃^2-/HCO₃^- sono solubili in acqua quelli dei metalli alcalini, mentre i loro bicarbonati sono poco solubili; i carbonati dei metalli alcalino-terrosi invece sono poco solubili e sono invece solubili i loro bicarbonati. Sono usati come antiacidi gastrici, sistemi tampone nell’organismo umano.

Reazioni comuni

Via secca:

• Coccio: alcuni rimangono inalterati, altri invece rimangono inalterati all’occhio umano ma in realtà subiscono decomposizione, come il carbonato di calcio in cui si libera l’ossido di calcio: CaCO₃ → CaO + CO₂.

Via umida:

• Sviluppo di CO₂ con HCl: CO₃^2- + 2H⁺ → CO₂ + H₂O; HCO₃^- + H⁺ → CO₂ + H₂O, ora utilizzo il tubo da sviluppo e faccio gorgogliare l’anidride carbonica nell’acqua di barite e si formerà un precipitato bianco, CO₂ + Ba(OH)₂ → BaCO₃ + H₂O, solubile in acido acetico BaCO₃ + 2H⁺ → Ba²⁺ + CO₂ + H₂O.

Reazioni distintive

• pH: carbonati pH > 10, bicarbonati pH = 8 – 10.
• Per aggiunta di un sale di magnesio: carbonato: ottengo un precipitato bianco che è il carbonato di magnesio: CO₃^2- + Mg²⁺ → MgCO₃; bicarbonato: si forma il bicarbonato di magnesio, idroinsolubile, che messo a bagno maria precipita il carbonato di magnesio idrosolubile: 2HCO₃^- + Mg²⁺ → Mg(HCO₃)₂ → MgCO₃ + CO₂ + H₂O.
• Decolorazione della fenolftaleina: (la fenolftaleina è un indicatore cromatico, che ha punto di viraggio intorno a 9, cioè l’istante in cui l’indicatore subisce una variazione di colore). Se la soluzione è a pH 9 si ha la decolorazione di essa e capisco che ho un bicarbonato, se ho pH 10-11 non ho la decolorazione della soluzione e capisco che ho un carbonato.
• Disproporzione dello iodio I₂: 6OH^- + 3I₂ → IO₃^- + 5I^- + 3H₂O, alla soluzione aggiungo metilene cloruro CH₂Cl₂ che per maggiore densità si stratifica sul fondo e una goccia di I₂: carbonati decolorano il cloruro di metilene; bicarbonati si colora di viola.

Magnesio Mg²⁺

È importante per la funzione neuro-muscolare, l'ipomagnesemia porta irritabilità del S.N.C. e modifiche al livello del muscolo scheletrico cardiaco. L'ipermagnesemia porta alla formazione di calcoli renali, ha effetti ipnotici e analgesici, e debolezza muscolare. L’intossicazione può portare ad una paralisi respiratoria e coma. MgCO₃ (antiacido), MgO (antiacido), MgSO₄ (purgante), MgCl₂ (reintegratore), Mg₃(PO₄)₂ (costituente dei denti e delle ossa).

Via secca: non applicabile.

Via umida:

• Tampone ammoniacale con o senza ione ammonio con Na₂HPO₄: - Mg²⁺ + NH₄⁺ + PO₄^3- → MgNH₄PO₄ (fosfato di ammonio e magnesio, bianco), - Mg²⁺ + HPO₄^2- → MgHPO₄ (fosfato acido di magnesio, bianco gelatinoso).
• Precipitazione come carbonato a pH > 7, i reattivi sono Na₂CO₃ e (NH₄)₂CO₃: Mg²⁺ + CO₃^2- → MgCO₃ (carbonato di magnesio, bianco).
• Precipitazione come idrossido a pH > 12: Mg²⁺ + 2OH^- → Mg(OH)₂, bianco, per rendere la reazione selettiva aggiungo qualche goccia di giallo di Tiazolo, che viene assorbito sull’interfase colloidale, e dà una colorazione rossa.

Calcio Ca²⁺

Presente nelle ossa, nei denti e nei liquidi biologici. L'ipocalcemia porta convulsioni, malattie ossee e predisposizione a carie, emorragie e tachicardia. L'ipercalcemia porta calcolosi renale per formazioni di sali poco solubili. CaCl₂ (reintegratore), Ca(OH)₂ e CaCO₃ (antiacido), CaSO₄ (usato nelle ingessature), CaHPO₄ (anticarie), Ca₃(PO₄)₂ (eccipiente).

Via secca:

• Fiamma: arancio-rosso a sprazzi.
• Coccio: inalterato.

Via umida:

• Precipitazione come carbonato a pH > 7 con un eccesso di reattivo (NH₄)CO₃ perché reversibile: Ca²⁺ + CO₃^2- → CaCO₃, bianco.