KIỂM NGHIỆM THUỐC BẰNG PHƯƠNG PHÁP HOÁ HỌC

Cách xác định hàm lượng nước trong các mẫu phân tích bằng thuốc thử Karl Fischer.. Khái niệm chuẩn độ trong môi trường khan• Chuẩn độ chất phân tích một acid base bằng một thuốc thử là m

Kiểm nghiệm thuốc bằng các

phương pháp hoá học

Mục tiêu học tập

1 Cách định tính và xác định giới hạn tạp chất trong thuốc

2 Phương pháp định lượng acid, base và các muối trong

môi trường khan

3 Cách xác định hàm lượng nước trong các mẫu phân tích

bằng thuốc thử Karl Fischer

4 Định lượng các chất hữu cơ bằng thuốc thử periodat

5 Ứng dụng của cặp ion trong kiểm nghiệm thuốc

Trình bày được:

Các phản ứng định tính

Khái niệm

Các phản ứng định tính là các phản ứng đặc trưng để nhận biết các nhóm chức hoá học, các gốc, các khung, các ion… trong cấu trúc phân tử chất thử, từ đó xác định được chất thử là chất gì?

1 Định tính acetat

1 CH3COO- + H+ = CH3COOH (mùi chua)

2 CH3COO- + FeCl3 [Fe3(OH)2(CH3COO)6]+ (phức đỏ)

[Fe3(OH)2(CH3COO)6]+

đun sôi 3Fe(OH)2CH3COO↓ (tủa đỏ)

3 CH3COOH + C2H5OH CHH2 SO4 đặc 3COOC2H5 + H2O

2 Định tính amoni

1 NH4+ + OH- = NH3↑ + H2O

2 Thuốc thử Nessler (Kaliiodomercurat/OH-):

NH3 + 2K2[HgI4] + 3KOH = [OHg2NH2]I ↓ + 7KI + 2H2O

(tủa đỏ hoặc vàng)

3 Định tính aseniat

1 4AsO43- + 5H3PO2 + 6H+ = 4As ↓ (nâu) + 5H3PO4 + 3H2O

2 4AsO43- + AgNO3 Ag3AsO4↓ (tủa nâu đỏ)

3 AsO43- + Mg2+ + NH4+ = MgNH4AsO4 ↓ (tủa trắng)

4 Định tính asenit

1 Phản ứng Tile:

4AsO33- + 5H3PO2 + 12H + = 4As ↓ (nâu) + 3H3PO4 + 6H2O

2 4AsO33- + AgNO3 Ag3AsO3↓ (tủa trắng hơi vàng)

tủa tan trong HNO3, dd amoniac

3 AsO33- (AsO43- )+ 3Zn + 9H + = AsH3 ↑ + 3Zn 2+ + 3H2O

AsH3 ↑ + HgCl2 → As2Hg3 (đỏ nâu)

4 H3AsO3 + CuSO4 = CuHAsO3 ↓ (xanh lục) + H2SO4

CuHAsO ↓ + 6NaOH → Na AsO + Cu O ↓ (đỏ) + 4H O + NaAsO

- Tạo phản ứng với các ion kim loại như Cu2+, Co2+ …

- Đun nóng với kiềm đặc, mở vòng ureid tạo các sản phẩm:

7 Định tính bari

- Đốt trên ngọn lửa cho màu ngọn lửa xanh lục hơi vàng

- Phản ứng với acid sulfuric tạo tủa barisulfat màu trắng, không tan trong các acid vô cơ:

Ba2+ + H2SO4 = BaSO4 ↓ + 2H+

8 Định tính bromid

1 Br- + Ag+ AgBr↓ (vàng nhạt)

Tủa khó tan trong dung dịch amoniac 10M

2 Oxy hoá Br- thành Br2 bằng PbO2 /CH3COOH (KMnO4 + H2SO4)

2Br- + PbO2 + 4H+ = Br2 + Pb2+ + 2H2O10Br- + 2MnO4- + 16H+ = 5Br2 + 2Mn2+ + 8H2O

Chiết Br vào cloroform có màu vàng hoặc đỏ nâu

10 Định tính chì (muối)

1 Phản ứng với KI cho tủa vàng, tan trong KI dư

Pb2+ + 2I- = PbI2 ↓PbI2 + 2I- = PbI42-

2 Pb2+ + K2CrO4 = PbCrO4 ↓ (vàng) + 2K+

Tủa tan trong acid clohydric và natrihydroxyd

3 Pb2+ + thioacetamid + H O → PbS ↓ (nâu) + …

11 Định tính clorid

1 Phản ứng với bạc

Ag+ + Cl- = AgCl ↓ AgCl + 2NH3 = Ag(NH3)2+ + Cl-

Ag(NH3)2+ + HNO3 → AgCl ↓

12 Định tính đồng (muối)

1 Cu2+ + K4 [Fe(CN)6] → (CuK2[Fe(CN)6] ↓)

Tủa đỏ nâu không tan trong acid acetic

2 2CuSO4 + 2NH4OH = (NH4)2SO4 + Cu2(OH)2SO4 ↓ (xanh)

Cu2(OH)2SO4 + (NH4)2SO4 + 6NH3 → Cu(NH3)42+ (phức xanh)

3 Cu2+ + barbiturat → phức xanh

13 Định tính ethanol

1 Tác dụng với acid acetic trong môi trường acid sulfuric tạo

ra ethyl acetat có mùi thơm

15 Định tính kali (muối)

1 Muối kali đốt cho ngọn lửa màu tím

2 Phản ứng với natri hexanitrocobantat/mt acid acetic

2K+ + Na3[Co(NO2)6] = K2Na[Co(NO2)6] ↓ vàng + Na+

16 Định tính kẽm (muối)

Tác dụng với NaOH

Zn2+ + 2OH- = Zn(OH)2 ↓ trắng

tủa tan trong kiềm dư tạo muối zincat

Zn(OH)2 + 2OH- = ZnO22- + 2H2O

muối zincat phản ứng Na2S

ZnO + Na S + 2H O = ZnS ↓ trắng + 2NaOH + 2H O

17 Định tính magnesi (muối)

Phản ứng với Na2HPO4 / (NH4Cl + NH4OH) tạo tủa magnesi amoni phosphat, soi kính hiển vi có hình lá dương xỉ

Mg2+ + HPO42- + NH4+ + OH- + 5H2O = MgNH4PO4.6H2O ↓ trắng

18 Định tính natri (muối)

1 Muối natri đốt cho ngọn lửa màu vàng

2 Phản ứng kalidihydro antimonat /mt trung tính (acid nhẹ)

Na+ + KH2SbO4 = NaH2SbO4 ↓ trắng + K+

3 Phản ứng kẽm uranyl acetat /mt acid acetic loãng (TT Streng) cho tủa natri kẽm uranyl acetat:

3(UO2)(CH3COO)2 2H2O + Zn(CH3COO)2 + CH3COOH + Na+ =

H+ + NaZn(UO ) (CH COO) 6H O ↓ (vàng)

19 Định tính nitrat

1 Phản ứng với FeSO 4 + H 2 SO 4 đặc tạo NO

Khi Fe 2+ dư, phản ứng với NO tạo sắt II nitrososulfat

8FeSO 4 + 2NO 3- + 3H 2 SO 4 + 2H + = 3Fe 2 (SO 4 ) 3 + 4H 2 O +

2[FeNO]SO4 nâu

2 Phản ứng với nitrobenzen/ H2SO4 đặc tạo m-dinitrobenzen, phản

ứng tiếp với aceton/ OH - tạo phức màu tím (phản ứng Janovsky)

21 Định tính peroxyd

1 Phản ứng K2Cr2O7 / mt acid tạo acid pecromic có màu

xanh được chiết bằng ether

Cr2O72- + 4H2O2 + 2H+ = 2H2Cr2O6 + 3H2O

2 Phản ứng với KI giải phóng I2 có màu đỏ

H2O2 + 2I- + 2H+ = I2 + 2H2O

22 Định tính phosphat (muối)

1 Phản ứng với AgNO3

PO43- + 3Ag+ = Ag3PO4↓ vàng

2 Phản ứng với (NH4)MoO4/HNO3

H3PO4 +12(NH4)2MoO4 + 21HNO3 = (NH4)3 [PMo12O40]↓ vàng

23 Định tính salicylat (C6H4OHCOO-)

1 C6H4OHCOO- + FeCl3 → Fe(OH)2C7H5O3 đỏ tím

2 C6H4OHCOO- + HCl → C6H4OHCOOH ↓ trắng

24 Định tính Fe2+, Fe3+

1 3Fe2+ + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2 ↓ (xanh) + 6K+

2 4Fe3+ + 3K4 [Fe(CN)6] = Fe4 [Fe(CN)6]3 ↓ (xanh) + 12K+

25 Định tính sulfat (SO42-) và sulfit (S2-)

SO42- + BaCl2 → BaSO4 ↓ trắng

S2- + HCl → H2S mùi trứng thối

S2- + Pb2+ → PbS ↓ tủa đen

27 Định tính thuỷ ngân (I và II)

1 Phản ứng hỗn hống với đồng tạo vết sáng bóng, đốt

nóng vết bóng mất do Hg bay đi

Hg2+ + Cu = Hg + Cu2+

2 Phản ứng với KI

Hg2+ + 2I- = HgI2 ↓đỏ, khi dư I- tạo HgI4- không màu

Hg22+ + 2I- = Hg2I2 ↓vàng lục, khi dư I- tạo HgI42- + Hg ↓đen

Thử giới hạn tạp chất trong thuốc

Mục đích thử giới hạn tạp chất

1 Kiểm tra độ tinh khiết

2 Xác định phẩm chất

3 Hiệu quả tác dụng

Ảnh hưởng của tạp chất

1 Gây ảnh hưởng đến sức khoẻ: tạp chất arsen, chì, thuỷ ngân…

2 Gây tương kỵ hoá học

3 Xúc tiến quá trình phân huỷ thuốc: vết kim loại, nước (độ ẩm)…

4 Phản ánh mức độ sạch của sản phẩm

Nguyên nhân có tạp chất trong thuốc?

• Nguyên liệu đầu vào chưa đảm bảo độ tinh khiết

• Không thực hiện đúng qui trình sản xuất

• Hệ thống máy móc, dụng cụ sản xuất không sạch

• Bảo quản không tốt

• Ý đồ gian lận của nhà sản xuất

Phương pháp xác định giới hạn

tạp chât (tiếp)

Cách quan sát:

- So sánh độ đục: nhìn từ trên xuống trên nền đen

- So sánh màu: nhìn ngang trên nền trắng

- Riêng giới hạn tạp chì: so sánh màu nâu, nhìn từ trên xuống trên nền trắng

Pha dung dịch mẫu

Pha dung dịch mẫu Cl

Cân M gam NaCl tinh khiết hoà tan trong nước thêm cho đủ 1 lít được dd

A có chứa:

(35,5.M)/(58,5.1000) = 0,00061.M gam Cl - /1ml

- Dung dịch mẫu chuẩn đem thử: lấy chính xác 1,00 ml dung dịch A pha

Pha dung dịch thử

- Pha dung dịch thử tạp Cl- trong paracetamol (tiêu chuẩn

Cl- không được quá 0,01%)

- Dung dịch mẫu Cl- đem thử là 5/triệu hay 0,0005% do đó

hệ số pha loãng của dung dịch thử là 0,01/0,0005 = 20

- Pha dung dịch thử: cân chính xác 1,000g paracetamol hoà tan trong nước đủ 20,00 ml, lọc, lấy 10,00 ml dịch lọc đem thử, so sánh với 10ml dịch mẫu chuẩn Cl- 0,0005%

Chuẩn độ acid - base trong môi trường khan

Khái niệm chuẩn độ trong môi trường khan

• Chuẩn độ chất phân tích một acid (base) bằng một thuốc thử là một base (acid) thích hợp:

Vai trò của dung môi

1 Solvat hoá chất tan

- Dung môi có tính acid nó làm tăng tính base của chất tan B

- Dung môi có tính base, nó làm tăng tính acid của chất tan HA

- Dung môi trơ solvat hoá được thực hiện theo cơ chế: liên

kết hydro, liên kết π, lực Van der Waals

- Solvat hoá là quá trình các phân tử dung môi bao xung

quanh ion của chất tan, kéo các ion này đứt ra khỏi mạng tinh thể, hình thành quá trình hoà tan

Vai trò của dung môi (tiếp)

2 Tác động lên quá trình điện ly của cặp ion

- Lực tương tác giữa hai ion

F = 9.109 |q1.q2|/ (ε r2)

ε là hằng số điện môiKhi lực tương tác giữa hai ion càng lớn (ε càng nhỏ) thì khả năng tách hai ion càng nhỏ và ngược lại

Vai trò của dung môi (tiếp)

2 Tác động lên quá trình điện ly của cặp ion (tiếp)

- Dung môi có hằng số điện môi (ε) lớn như nước, formamid các cặp ion tạo ra do quá trình solvat hoá chất tan đều bị

phân ly thành các ion tự do

- Dung môi có hằng số điện môi bé, các ion chủ yếu tồn tại dưới dạng cặp ion

+ ε > 50 acid và base tồn tại chủ yếu dưới dạng ion tự do.

+ ε < 30 acid và base tồn tại nhiều cặp ion.

Xác định điểm tương đương

Áp dụng chuẩn độ trong môi trường khan

- Chất phân tích không hoà tan được trong nước

- Các acid, base quá yếu, trong nước khó phát hiện điểm tương đương

- Các acid, base đa chức có các hằng số diện ly trong nước

ít khác biệt nhau

Định lượng acid

Áp dụng định lượng các chất hữu cơ có tính acid yếu:

- Acid carboxylic: RCOOH

- Dẫn xuất thế phenol như polyclorophenol, polynitrophenol

R 2 C

R 1

C OH

- Dẫn xuất enol, imid, sulfonamid:

- Hỗn hợp các chất có tính acid hoặc acid đa chức

Định lượng acid (tiếp)

Dung môi có tính base làm tăng tính acid của chất phân tích:

- Pyridin

Dung dịch chuẩn base:

- KOH trong alcol

- Methylat kim loại kiềm như natri, kali

- Tetraalkyl amonium hydroxyd

H C

N

- Dimethylformamid (DMFA)

- Ter-butanol

Định lượng acid (tiếp)

Chất chuẩn acid:

Phản ứng chuẩn độ:

Acid benzoicAcid succinicAcid sulfamicKalihydrophtalat

Ví dụ: dung môi điển hình là pyridin

HA + C5H5N ↔ C5H5N + HA

Định lượng các base hữu cơ

Áp dụng định lượng các alcaloid và base nitơ tổng hợp

Dung môi có tính acid làm tăng tính base của chất phân tích:

- Acid acetic khan:

- Anhydrid acetic để định lượng base rất yếu

(không dùng định lượng các amin vì dễ bị acetyl hoá)

- Dung môi acetonitril

định lượng các base với dung dịch chuẩn acid percloric trong 1,4 dioxan

Dung dịch chuẩn acid:

- Acid percloric

O C C

Định lượng các base hữu cơ

OH

Định lượng các muối

- Y- là anion propionat, maleat, benzoat, salicylat…

- BH+Y- được chuẩn độ trực tiếp như một base bằng

acid percloric (HClO )

Muối của các acid yếu hơn acid acetic BH+Y

Định lượng các muối (tiếp)

- X- là các halogenid, anion sulfat

- BH+X- được chuẩn độ bằng acid percloric (HClO4)

Muối của các acid mạnh hơn acid acetic BH+X

-Ví dụ: Chuẩn độ muối halogenid

2BH+X- + Hg(CH3COO)2 = 2CH3COO-BH+ + HgX22CH3COO-BH+ + HClO4 = 2CH3COOH + 2BH+ClO4-

Xác định hàm lượng nước bằng thuốc

thử Karl Fischer

Nguyên tắc

Dựa trên phản ứng giữa nước với thuốc thử

Karl-Fischer, một dung dịch của iod, sulfur dioxyd và một base hữu cơ (thường dùng pyridin) trong môi trường alcol khan (thường là methanol khan) Phản ứng xảy ra theo phương trình sau:

H2O + I2 + SO2 + 3R-N = 2R-N.HI + R-NSO3

R-NSO3 + CH3OH = R-NH.OSO2OCH3 (Muối alkylsulfat)

Xác định điểm tương đương

- Cách 1: dựa vào lượng I2 dư khi nước đã phản ứng hết Dung dịch có màu I2

- Cách 2: chuẩn độ amper với 2 điện cực platin (chuẩn độ đến điểm dừng)

Phương pháp định lượng trực tiếp

• Cho khoảng 25 ml methanol khan hoặc dung môi theo chỉ dẫn vào cốc chuẩn độ, chuẩn độ bằng thuốc thử Karl Fischer đến điểm dừng

• Cho nhanh mẫu thử vào bình định lượng, khuấy cho mẫu thử tan hết Chuẩn độ bằng thuốc thử Karl-Fischer đến điểm tương đương, ghi thể tích thuốc thử đã dùng

• Hàm lượng nước trong mẫu thử biểu thị bằng phần trăm (kl/kl) như sau:

X% = V.T.100/m

V: Thể tích (ml) của thuốc thử Karl-Fischer đã dùng

T: Độ chuẩn của thuốc thử Karl-Fischer (mg/ml) m: Lượng mẫu thử (mg)

Phương pháp định lượng gián tiếp

• Dung dịch nước chuẩn: pha 2ml nước tinh khiết trong methanol khan thành 1000 ml

Lấy chính xác 25,0 ml dung dịch này chuẩn độ bằng thuốc thử Karl Fischer vừa mới xác định độ chuẩn

Hàm lượng nước W (mg/ml) của dung dịch nước chuẩn tính theo công thức:

W = V × T/25

V: Thể tích thuốc thử Karl Fischer đã dùng (ml).

Phương pháp định lượng gián tiếp (tiếp)

• Lấy một lượng methanol khan theo chỉ dẫn trong chuyên luận, chuẩn độ bằng thuốc thử Karl Fischer đến điểm dừng

• Cho nhanh một lượng mẫu thử vào bình định lượng, thêm một lượng chính xác thuốc thử Karl Fischer vào sao cho thừa khoảng 1 ml

• Đóng nút để yên 1 phút, tránh ánh sáng, thỉnh thoảng khuấy

• Chuẩn độ phần thuốc thử Karl Fischer thừa bằng dung dịch nước chuẩn

ở trên

Phương pháp định lượng gián tiếp (tiếp)

• Hàm lượng nước A (mg/ml) trong chế phẩm:

Định lượng một số chất hữu cơ đa

chức bằng thuốc thử periodat

Nguyên tắc TT periodat phản ứng với các chất

hữu cơ

• Bẻ gãy liên kết C-C có mang hai nhóm chức ở cạnh

nhau như: >C=O, -NH2, -OH

• Nguyên tử C có nhóm chức -OH bị oxy hoá thành

aldehyd (-CHO) hoặc ceton (-CO-)

• Nguyên tử C có nhóm chức ceton bị oxy hoá thành acid

( - COOH)

• Nguyên tử C có nhóm -NH2 sẽ chuyển thành aldehyd và tạo NH3

Ví dụ

• H 3 C-CO-CO-CH3 + HIO4 + H2O → HIO3 + 2CH3COOH

• 2H3C-CO-CH(OH)-CH3 + H2O + HIO4 → HIO3 + CH3COOH + CH3CHO

• HO-CH2-CH2-NH2 + HIO4 → 2HCHO + NH3 + HIO3

Ứng dụng thuốc thử periodat

• Định lượng các chất hữu cơ đa chức:

- Các α diol: etylen glycol (HO-CH2-CH2-OH), propradio 1,2

+ Số phân tử formadehyd bằng số chức alcol bậc 1

+ Số phân tử acid formic bằng số chức alcol bậc 2

Ứng dụng thuốc thử periodat (tiếp)

• Định lượng các chất hữu cơ đa chức (tiếp):

- Các α diamin: etylen diamin (H2N-CH2-CH2-NH2)

- α amino-alcol: ephedrin (C 6 H 5- CH(OH)-CH(CH 3 )-NH-CH 3 )

• Phân tích cấu trúc

Ứng dụng cặp ion trong

kiểm nghiệm thuốc

gần nhau do lực hút Couloms, đến một khoảng cách

nhất định nào đó chúng không thể tiến lại gần nhau thêm được gọi là khoảng cách đặc trưng q, chúng tạo thành một tiểu phân động học chuyển động tự do như các ion Tiểu phân động học đó là cặp ion

Định nghĩa cặp ion (tiếp)

• Khoảng cách đặc trưng q được xác định bởi tỷ lệ giữa năng lượng tạo cặp ion và năng lượng chuyển động nhiệt trung bình tách riêng các ion

• Giá trị q được tính theo công thức:

q = | Za.Zk |

2 ε k T e

2

Za, Zk là điện tích của anion và cation

e là điện tích của điện tử

k là hằng số Boltzmann

ε là hằng số điện môi của dung dịch

Các yếu tố ảnh hưởng đến sự tạo thành cặp ion

1 Điện tích z của các ion

2 Hằng số điện môi của dung dịch

3 Đặc điểm của ion: ion lớn, sơ nước ít bị hydrat hóa

trong dung dịch nước thì lại dễ bị solvat hóa bởi các phân tử dung môi hữu cơ

Các yếu tố ảnh hưởng đến sự tạo thành cặp ion (tiếp)

4 pH của dung dịch nước: các chất có tinh acid hoặc

base, pH của dung dịch đóng vai trò quan trọng để

chúng tồn tại ở dạng cation (từ base) và anion (từ acid)

Ví dụ:

R-NH2 + H + ↔ RN + H 3 (MT pH acid, tồn tại dạng ion)

R-COOH ↔ RCOO - + H + (MT pH thích hợp phân ly

thành cặp ion)

Ứng dụng cặp ion

- Phân tích thể tích

- Chiết đo quang

- Sắc ký lỏng hiệu năng cao