KIỂM NGHIỆM DƯỢC PHẨM - PHẦN 2 docx

Chơng kiểm nghiệm thuốc phơng pháp hóa học Mục tiêu học tập Trình bày đợc cách định tính xác định giới hạn tạp chất thuốc Giải thích đợc kỹ thuật định lợng acid, base loại muối môi trờng khan Trình bày đợc cách sử dụng thuốc thử Karl Fischer để xác định hàm lợng nớc mẫu phân tích rắn, dung môi hữu Viết đợc phơng trình phản ứng định lợng số chất hữu (polyol, amino alcol) thuốc thử periodat Phân tích đợc ứng dụng cặp ion kiểm nghiệm thuốc 2.1 Các phản ứng định tính 2.1.1 Acetat ã Phản ứng với acid (mạnh acid acetic) gi¶i phãng acid acetic cã mïi chua: CH3COO− + H+ = CH3COOH ã Với dung dịch FeCl3 loÃng cho phức màu đỏ [Fe3(OH)2(CH3COO)6]+ Khi pha loÃng đun sôi cho kết tủa màu đỏ: [Fe3(OH)2(CH3COO)6]+ + 4H2O = 3Fe(OH)2CH3COOđỏ + 3CH3COOH + H+ ã Với H2SO4 đặc C2H5OH tạo este etyl acetat có mùi thơm: H SO dỈc CH COOH + OHC H ⎯⎯2⎯ ⎯ ⎯ → CH COOC H + H O ⎯ 2.1.2 Amoni (muèi) • Bị phân huỷ đun nóng với dung dịch NaOH, gi¶i phãng khÝ NH3: + NH4 + - OH = NH3 + H2O NhËn biÕt NH3 b»ng c¸c dÊu hiƯu: Mùi khai, làm xanh giấy quì đỏ tẩm ớt, làm hång giÊy tÈm phenolphtalein 37 • Thc thư Nessler (dung dịch kiềm muối Kaliiodomercurat K2[HgI4] phản ứng với NH3 cho tủa màu đỏ (lợng nhỏ cho dung dịch mµu vµng): + - + OH NH4 [ NH3 + 2K HgI4 ] = NH3 + H2O Hg + 3KOH = O NH2 I ®á + 7KI + 2H2O Hg 2.1.3 Arseniat ã Phản ứng với acid hypophosphorơ dung dịch hypophosphit (thuốc thử Bugo hay Tile): tạo kết tủa As nguyên tố có màu nâu: 4AsO − + 5H PO + 6H + 4As nâu + 5H3PO4 + 3H2O ã Phản ứng với AgNO3: tạo kết tủa nâu đỏ Ag3AsO4, tủa không tan CH3COOH, tan HNO3, dung dịch amoniac ã Phản ứng với hỗn hợp magnesi (MgCl2 + NH4OH + NH4Cl ): Cho kÕt tđa tinh thĨ tr¾ng magnesi amonarseniat : AsO43− + Mg2+ + NH4+ = MgNH4AsO4 ↓ tr¾ng 2.1.4 Arsenit ã Phản ứng Tile: 4AsO33 + 3H3PO2 + 12H+ = 4As nâu + 3H3PO4 + 6H2O ã Phản ứng với AgNO3: tạo kết tủa trắng vàng Ag3AsO3, tủa tan HNO3 , dung dịch amoniac ã Phản ứng khử hydro sinh (do Zn môi trờng acid tạo ra) : hợp chất Arsen (cả AsO33 AsO43 ) thành AsH3 d¹ng khÝ: AsO33− + 3Zn + 9H+ = AsH3↑ + 3Zn2+ + 3H2O Cã thÓ nhËn AsH3 b»ng: − Cho t¸c dơng víi AgNO3: AsH3 + 6AgNO3 38 3HNO3 + AsAg3.3AgNO3 (màu vàng) Sản phẩm màu vàng dễ bị thuỷ phân tạo Ag đen: AsAg3.3AsNO3 + H2O H3AsO3 + 3HNO3 + 6Ag đen Cho tác dụng với HgCl2: tạo thành hợp chất có màu từ vàng sang đỏ nâu: AsH2(HgCl); AsH(HgCl)2; As(HgCl)3; As2Hg3 ã Phản ứng với CuSO4: cho tủa đồng hydroarsenit màu xanh lục: H3AsO3 + CuSO4 = CuHAsO3 ↓ xanh lôc + H2SO4 Nếu thêm NaOH đun nóng có kết tủa màu đỏ Cu2O: 2CuHAsO3 + 6NaOH = Na3AsO4 + Cu2O đỏ + 4H2O + NaAsO3 (Phản ứng dùng để phân biệt AsO43-và AsO33- ) 2.1.5 Bạc (muối) ã Phản ứng với HCl cho tủa trắng AgCl, tủa không tan HNO3 nhng tan dung dịch amoniac: Ag+ + Cl− AgCl ↓ tr¾ng Ag(NH3)2+ + Cl− AgCl + 2NH3 ã Phản ứng với formol môi trờng kiềm bị khử thành Ag có màu đen (phản ứng tráng gơng): Ag+ + NH4OH Ag2O HCHO Ag(NH3)2+ + Ag + HCOOH 2.1.6 Barbiturat ã Khi đun nóng với kiềm đặc, vòng ureid bị mở giải phóng sản phẩm khác nhau: R1 NH CO C O C NH CO R2 NH2 O C NH2 NaOH + H2O to + H2O NH2 O C COONa + NH2 NH3 + R1 C R2 COONa CO2 • Tạo phản ứng phức có màu với ion kim loại nh Cu2+, Co2+ 39 2.1.7 Bari (muối) ã Phản ứng đốt cho màu lửa xanh lục vàng ã Phản ứng với H2SO4 cho kết tủa BaSO4 màu trắng, không tan acid vô 2.1.8 Bismuth (muối) ã Phản ứng thuỷ phân: 3+ Bi ã + Cl- + BiOCl trắng + H+ H2O Tác dụng với dung dịch kiềm: cho tủa Bi(OH)3 màu trắng, đun nóng với nớc ngả màu vàng: 3+ Bi + OH- = Bi(OH)3 trắng (BiO)OH vàng + H2O ã Phản ứng với S2-: cho tủa nâu đen Bi2S3 ã Phản ứng với thioure: môi trờng acid cho màu vàng da cam hay vàng xanh (nhiều cho kÕt tđa): [Bi (H2N − CS − NH2)3 ](NO3)2: vµng da cam [Bi (H2N − CS − NH2)3 ]Cl3: vµng xanh 2.1.9 Borat ã Hỗn hợp muối borat với ethanol (hoặc methanol) H2SO4 đặc tạo ester trietyl borat, đem đốt cháy cho lửa màu lôc: + Na2B4O7 H2O + H Na+ + H3BO3 + H2O OC2H5 + H3BO3 + C2H5OH H B OC2H5 + H2O OC2H5 • 40 Trong môi trơng acid, borat chuyển thành acid boric, acid boric phản ứng với giấy nghệ (hoặc cồn nghệ) cho màu nâu đỏ, sau tẩm ớt dung dịch kiềm loÃng (amoniac natrihydroxyd) màu nâu chuyển thành màu lam hay lục (do tạo phức cucumin nghệ với acid boric) 2.1.10 Bromid ã Phản ứng với AgNO3: cho tủa vàng nhạt AgBr, tủa khó tan dung dịch amoniac 10M ã Phản ứng oxy hoá Br- thành Br2 bằng: PbO2 + CH3COOH KMnO4 + H2SO4 Nhận biết Br2 cách chiết vào cloroform có màu vàng đỏ nâu: 2Br + PbO2 + 4H+ = Br2 + Pb2+ + 2H2O 10Br− + 2MnO4− + 16H+ = 5Br2 + 2Mn2+ + 8H2O 2.1.11 Calci (muối) ã Phản ứng với amoni oxalat: môi trờng trung tính CH3COOH loÃng cho kết tủa màu trắng, kết tủa dễ tan acid vô : 2+ Ca ã + (NH4)2C2O4 = CaC2O4 + trắng + NH4 Phản ứng với Kali ferocyanid: môi trờng NH4Cl cho tủa màu trắng: 2+ Ca + + K4 [(Fe(CN))6] + NH4 = Ca(NH4)2[Fe(CN)6] tr¾ng + 4K + 2.1.12 Chì (muối) ã Phản ứng với dung dịch KI: cho kết tủa màu vàng, tan KI thõa: 2+ Pb PbI 2I + - 2I + PbI vµng = - = 2- PbI4 Tđa PbI2 tan n−íc nãng, ®Ĩ ngi kÕt tđa trë lại ã Phản ứng với dung dịch K2CrO4 cho tủa mµu vµng, tđa dƠ tan HCl vµ NaOH: Pb2+ + K2CrO4 = PbCrO4↓ vµng + 2K+ 2.1.13 Citrat (C6H5O73−) ã Cho tủa với Ca++ đun nóng Tủa dễ tan dung dịch CH3COOH6M 41 ã Phản ứng tạo thành acid acetondicarboxylic: đun nóng với H2SO4 đặc (hay dung dịch KMnO4), acid citric bị oxi hoá thành acid acetondicarbonic CO(CH2COOH)2 Acid tạo tủa với muối Hg2+ 2.1.14 Clorat ã Không kết tủa với dung dịch AgNO3 ã Đun nóng với dung dịch HCl, H2SO4 loÃng bị phân huỷ thành Cl2 bay ra: 3HClO3 = HClO4 + Cl2↑ + 2O2↑ + H2O T¸c dơng víi NaNO2: khư thµnh Cl−: ClO3− + 3NO2− = Cl− + 3NO3 2.1.15 Clorid ã Phản ứng với AgNO3 : cho kết tủa AgCl màu trắng, tủa tan dung dịch amoniac kết tủa trở lại HNO3 AgCl + 2NH3 = Ag(NH3)2 Cl + HNO3 AgCl ã Phản ứng với KMnO4 môi trờng acid: màu KMnO4: 2MnO4− + 10Cl− + 17H+ 2Mn2+ + 5Cl2 ↑ + 8H2O Nhận biết Cl2 có mùi đặc biệt lµm xanh giÊy tÈm hå tinh bét cã KI: Cl2 + 2I− 2Cl− + I2 (I2 lµm xanh hå tinh bột) 2.1.16 Đồng (muối) ã Phản ứng với K4[Fe(CN)6] Cho tủa màu đỏ nâu không tan acid acetic: Cu2+ + K4[Fe(CN)6] = CuK2[Fe(CN)6] đỏ nâu + 2K+ ã Phản ứng với dung dịch amoniac: cho tủa muối base màu xanh Cu2(OH)22+, muèi nµy tan amoniac d− thµnh phøc mµu xanh Cu(NH3)42+ 2CuSO4 + 2NH4OH = (NH4)2SO4 + Cu2(OH)2SO4↓ Cu2(OH)2SO4↓ + (NH4)2SO4 + 6NH3 = Cu(NH3)42+ + 2SO42− + 2H2O 2.1.17 Ethanol ã Tác dụng với acid acetic (môi trờng H2SO4) tạo ethyl acetat có mùi thơm: 42 C2H5OH + CH3COOH ã C2H5COOCH3 + H2O Tác dụng với dung dịch I2 môi trờng kiềm tạo tủa màu vàng iodoform (CHI3) có mùi đặc biệt: CH3CH2OH + 4I2 + 6NaOH = CHI3↓ + 5NaI + HCOONa + 5H2O 2.1.18 Iodid ã Phản ứng với AgNO3 cho tủa màu vàng AgI, tủa không tan amoniac ã Ph¶n øng víi Fe3+: 2I− + 2Fe3+ = I2 + 2Fe2+ I2 giải phóng chiết vào lớp cloroform có màu tím đỏ 2.1.19 Kali (muối ) ã Phản ứng màu lửa: muối Kali đốt cho lửa màu tím (vạch quang phổ có = 768 nm 404 nm ) ã Phản ứng với natri hexanitrocobantat : Cho kết tủa màu vàng (trong môi trờng CH3COOH lo·ng): K+ + Na3[Co(NO2)6] = K2Na[Co(NO2)6] vµng + Na+ 2.1.20 KÏm ( mi ) T¸c dơng víi dung dịch NaOH cho tủa trắng Zn(OH)2, tủa tan kiềm d thành muối Zincat, thêm Na2S cho kÕt tđa tr¾ng ZnS: Zn2+ + 2OH− = Zn(OH)2 ↓ tr¾ng Zn(OH)2 ↓ + 2OH = ZnO22− + 2H2O ZnO22− + Na2S + 2H2O = ZnS ↓ tr¾ng + 2NaOH + 2H2O− 2.1.21 Magnesi (mi) Ph¶n øng víi dinatrihydrophosphat môi trờng (NH4Cl + NH4OH) cho kết tủa màu trắng Magnesi amoniphosphat, soi kính hiển vi có hình d−¬ng xØ: 2+ Mg 2- + HPO4 + + NH4 + OH + H2O = MgNH4PO4.6H2O tr¾ng 43 2.1.22 Natri (muối) ã Phản ứng màu lửa: Muối Natri đốt cho lửa màu vàng (vạch quang phổ có = 589 nm) ã Phản ứng với Kalidihydro antimonat: cho kết tủa màu trắng (trong môi trờng trung tính acid nhẹ) + Na ã + KH2SbO4 = NaH2SbO4 trắng + K + Phản ứng với kẽm uranyl acetat : cho kÕt tđa mµu vµng natri kÏm uranyl acetat (trong m«i tr−êng CH3COOH lo·ng) : + (UO2)(CH3COO)2 H2O + Zn(CH3COO)2 + CH3COOH + Na + H + NaZn(UO2)3(CH3COO)9.6 H2O vµng = (Cã thĨ dïng mi magnesi cịng đợc) 2.1.23 Nhôm (muối) Với thuốc thử đỏ alizarin S tạo hợp chất nội phức có màu đỏ 2.1.24 Nitrat ã Phản ứng với FeSO4 + H2SO4 đặc: tạo NO, Fe2+ d kết hợp với NO tạo thành sắt (II) nitrososulfat có màu nâu: FeSO4 + NO-3 + H2SO4 + H+ = Fe2(SO4)3 + H2O + 2[FeNO]SO4 ã Phản ứng với nitrobenzen: môi trờng H2SO4 đặc tạo mdinitrobenzen, hợp chất phản ứng với aceton môi trờng kiềm tạo thành phức có màu tím (Phản ứng Janovsky): NO2 + NO3- NO2 H2SO4 ® NO2 H NO2 + CH3COCH3 NaOH CH2COCH3 NO2 + Na NO2 44 NO2 2.1.25 Oxalat • Phản ứng với CaCl2 cho kết tủa trắng CaC2O4, tủa không tan acid vô cơ, không tan acid acetic loÃng ã Làm màu dung dịch KMnO4 m«i tr−êng acid : 2MnO4 − + 5C2O4 2− + 8H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 4H2O 2.1.26 Peroxyd ã Phản ứng với K2Cr2O7 môi trờng acid: Cr2O72− + 4H2O2 + 2H+ = 2H2Cr2O6 + 3H2O (acid pecromic) Acid pecromic có màu xanh đợc chiết ether (acid dễ bị phân huỷ môi trờng nớc) ã Phản ứng với KI giải phóng I2 có màu ®á: H2O2 + 2I− + 2H+ = I2 + 2H2O 2.1.27 Phosphat ã Phản ứng với (NH4)2MoO4 môi trờng HNO3: cho tủa màu vàng (lợng cho dung dịch mµu vµng) amoniphosphomolipdat (NH4)3[PMo12O40]: H3PO4 + 12(NH4)2MoO4 + 21HNO3 [NH4]3P[Mo12O40] + 21NH4NO3 + 12H2O ã Phản ứng với AgNO3: cho kết tủa bạc phosphat màu vàng, tủa dễ tan acid vô dung dịch amoniac: PO + + 3Ag+ = AgPO4 vµng 2.1.28 Salicylat (C6H4OHCOO−) ã ã Phản ứng với dung dịch FeCl3 loÃng cho phức màu đỏ tím Fe(OH)2C7H5O3 Phản ứng với HCl loÃng cho tủa acid salicylic C6H4OHCOOH (có độ nung chảy 156oC - 161oC) 2.1.29 Sắt (II) Phản ứng với dung dịch kalifericyanid tạo thành tủa có màu xanh lam (nồng độ nhỏ cho dung dịch keo màu xanh lơ) 45 Không tan dung dÞch HCl 2M: 3Fe 2+ + 2K3[Fe(CN)6] = Fe3[Fe(CN)6]2 xanh + 6K+ 2.1.30 Sắt (III) Phản ứng với KCNS tạo phức màu đỏ Fe(CNS)x (3x)+; (x từ 1-6) Phức chiết đợc ether, alcol (hoặc màu thêm Hg2+) ã Fe 3+ + x(CNS) = Fe(CNS)x (3−x)+ (®á) Fe(CNS)4 − + Hg 2+ = Hg(CNS)4 + Fe3+ ã Phản ứng với kaliferocyanid tạo thành tủa xanh lam không tan dung dịch HCl 2M : 4Fe3+ + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3 ↓ xanh + 12K+ 2.1.31 Silicat ã Hợp chất Silic đun với H2SO4 đặc NaF (hay CaF2) chén bạch kim hay chì tạo tetraflorid silic SiF4 dạng (hoặc hexaflorosilicat SiF6), dễ bị thuỷ phân tạo tủa acid metasilisic H2SiO3 (hoặc acid octosilisic H4SiO4) ã Phản ứng với amonimolipdat môi trờng HNO3 cho tđa mµu vµng : H2SiO3 + 12(NH4)2MoO + 20HNO = (NH4)3[SiMo12O40] + 20 NH4NO3 + 11H2O (amonisilicomolipdat) 2.1.32 Stibi (muối) Cho phản ứng với natrisulfid (Na2S) tạo thành tủa Sb2S3 Sb2S5 có màu vàng cam Các tủa tan dung dịch sulfid d polysulfìd kiềm hay amoni cho muối SbS5 SbS4 Ghi chú: Thờng hoà tan dạng muối Stibi dung dịch natrikalitartrat, Stibi dới dạng muối nội phøc tartrat kÐp K vµ Sb dƠ tan: KOOCCHOH - CHOH-COOSbO Sau cho phản ứng tạo Sb2S3 Sb2S5 2.1.33 Sulfat Cho phản ứng kết tủa với dung dịch BaCl2 (tạo tủa BaSO4) màu trắng, tủa không phản ứng với I2, SnCl2 ) 46 Thang liên quan ®Õn h»ng sè tù ®iƯn ly KS cđa dung m«i H2S+ + S− HS + HS H2S+ lµ ion lionium, S- lµ anionlyat, pH biĨu kiÕn lµ pH = - lg a H S+ a H S + aS − = K S VÝ dô: CH3COOH CH3COOH2+ + CH3COO- KS = [CH3COOH2+ ] [CH3COO-] 2C2H5OH C2H5OH2+ + C2H5O- KS = [C2H5OH2+ ] [C2H5O-] §é dµi cđa thang pH biĨu kiÕn t thc vµo h»ng số tự điện ly dung môi Ví dụ: Methanol: pKS== 17 − Ethanol: pKS = 20 − Acid acetic: pKS = 6,35 2.3.3 Xác định điểm tơng đơng Định lợng môi trờng khan thờng đợc thực cách chuẩn độ Để phát điểm tơng đơng thờng dùng phơng pháp: ã Chỉ thị màu pH: Theo dõi đổi màu thị Thờng dùng tím tinh thể, tím metyl Ngoài dùng loại thị màu hỗn hợp ã Chỉ thị đo thế: điện cực so sánh điện cực calomel bạc clorid, điện cực thị thờng điện cực thuỷ tinh (nếu có thể, dùng dung dịch bầu thuỷ tinh có dung môi với môi trờng chuẩn độ) Để có kết tin cậy chuẩn độ môi trờng khan cần lu ý: Khi xác định điểm tơng đơng theo dõi thay đổi điện thế, pH, Cần trung hoà dung môi trớc chuẩn độ, Cần xử lý điện cực thị phù hợp 53 2.3.4 øng dơng kiĨm nghiƯm thc Chn ®é môi trờng khan đợc áp dụng khi: Chất phân tích không hoà tan nớc Trong kiểm nghiệm thuốc, thờng gặp acid base có khối lợng phân tư lín Ýt tan n−íc − Søc acid, base yếu nớc nên khó phát điểm tơng đơng Các acid, base đa chức có số điện ly nớc khác biệt Sau giới thiệu loại dung môi, dung dịch chuẩn định lợng acid base 2.3.4.1 Định lợng acid Các chất hữu có tính acid yếu thờng đợc chuẩn độ base môi trờng khan nh−: − C¸c acid carboxylic, − DÉn xuÊt enol, imid, sulfonamid, − DÉn xuÊt thÕ phenol nh− polyclorophenol, polynitrophenol − Hỗn hợp chất có tính acid acid đa chức ã Dung môi Thờng chọn dung môi có tính base để tăng tính acid chất phân tích nh−: pyridin, dimetylformamid (DMFA) Ngoµi tert - butanol th−êng đợc dùng làm dung môi cho chuẩn độ acid carboxylic, dẫn xuất phenol ã Dung dịch chuẩn Thờng dùng dung dịch chuẩn base nh: KOH alcol (th−êng dïng methanol), − Metylat kim lo¹i kiỊm nh− natri, kali, − Tetraalkyl amonium hydroxyd: th−êng dïng tert - Bu4NOH hỗn hợp dung môi benzen - methanol (95:5) Khi dùng dung dịch chuẩn cần lu ý: Dung dịch chuẩn kim loại kiềm gây sai số base cho ®iƯn cùc thủ tinh chn ®é ®o Dung dịch chuẩn R4NOH base mạnh, mạnh dung dịch hydroxyd kiềm nh KOH, chuẩn độ acid yếu Tuy nhiên dung dịch có nhợc điểm: + Độc cã benzen + Pha chÕ mÊt nhiÒu thêi gian, khã bảo quản (dễ phản ứng với CO2 không khí) 54 ã Chất chuẩn Các chất chuẩn acid thờng dùng lµ: − Acid benzoic: C6H5COOH, E = M = 122,12 − Acid succinic (CH2COOH)2, E = M/2 = 59,05 − Acid sulfamic NH2SO3H, E = M = 97,09 − Kalihydrophtalat, E = M = 204,22 ã Phản ứng chuẩn độ Lấy dung môi điển hình pyridin HA + C5H5N C5H5N + HA Để chuẩn độ enol, thiol, ngời ta thờng thêm AgNO3 vào môi trờng RSH + C5H5N + AgNO3 RSAg + C5H5N+HNO3- 2.3.4.2 Định lợng base hữu Các alcaloid base nitơ tổng hợp thờng đợc chuẩn độ acid chuẩn dung môi acid ã Dung môi Để tăng tính base chất phân tích ngời ta dùng dung môi acid nh acid acetic khan Acid acetic khan thờng đợc xử dụng phổ biến độc, rẻ tiền Dạng anhydrid acetic hay dùng định lợng base yếu Hơn bớc nhảy điểm tơng đơng anhydrid acetic thờng lớn acid acetic Tuy nhiên anhydrid acetic có nhợc điểm dễ acetyl hóa amin bậc bậc hai đun nóng (CH3CO)2O + RNH2 CH3CONHR + CH3COOH Trong trờng hợp định lợng amin không dùng dung môi Ngoài acid acetic, acetonitril đợc dùng để định lợng base với dung dịch chuẩn acid percloric 1,4 dioxan ã Dung dịch chuẩn Dung dịch acid percloric acid acetic khan thờng đợc dùng nhiều Dung dịch pha chế từ acid percloric thơng mại 72% (kl/kl) Vì pha chế phải thêm anhydrid acetic để loại nớc để 48 trớc dùng Ngoài acid acetic khan, dùng 1,4 dioxan để pha dung dịch chuẩn acid percloric Dung dịch ổn định, dễ chuyển thành màu nâu trình bảo quản Vì pha sử dụng cần thiết 55 ã Chất chuẩn Thờng dùng kali hydrophtalat ã Phản ứng chuẩn độ Thờng đợc viết thành giai đoạn − Solvat hãa RNH3+CH3COO- RNH2 + CH3COOH − Trung hoµ RNH3+CH3COO- + HClO4 RN+H3Cl-O4 + CH3COOH Nếu chất cần định lợng tan, phải đun nóng Nhng cần thận trọng acetyl hóa chức amin I amin II Đôi ngời ta thêm acid formic vào dung môi acid acetic khan thay cho đun nóng để làm tăng độ tan (do số dung môi tăng lên) 2.3.4.3 Định lợng muối Nhiều dợc chất muối base hữu Chọn phơng pháp định lợng chúng acid acetic tuỳ thuộc vào anion tạo muối với base ã Muối acid yếu acid acetic BH+Y- Y- anion propionat, maleat, benzoat, salicylat, Trong trờng hợp muối BH+Y- đợc chuẩn ®é trùc tiÕp nh− mét base b»ng HClO4: Anion Y- đợc trung hoà HClO4 Vì phản ứng không đặc hiệu ã Muối acid mạnh acid acetic BH+X- X- halogenid, anion sulfat Ngời ta phân hai tr−êng hỵp: − Mi halogenid (th−êng hydroclorid, hydrobromid) Cách đơn giản định lợng X- nh Y- trờng hợp Nhng X base yếu không phản ứng toàn lợng với HClO4 Để giải khó khăn này, ngời ta dùng phơng pháp: + Phơng pháp Pifer - Wollish Thêm vào môi trờng lợng d Hg(II) acetat để giải phóng ion acetat Trong môi trờng acid acetic, base mạnh ®−ỵc chn b»ng HClO4 2BH+X- + Hg(CH3COO)2 2CH3COO-BH+ + HgX2 2CH3COO-BH+ + 2HClO4 2CH3COOH + 2BH+ClO4- định lợng muèi BH+X- th«ng qua anion CH3COO- (thay cho anion X-) tơng tự Y- trờng hợp 56 + Phơng pháp Billon Hoà tan muối ethanol, BH+ dung môi acid tơng đối mạnh, đợc trung hoà NaOH 0,1N Phản ứng định lợng trải qua giai đoạn Đầu tiên thêm lợng d HCl ®Ĩ chun hÕt base B (nÕu cã BH X-) sang d¹ng muèi + BH+ + Cl- B + HCl Hỗn hợp BH+X- HCl d đợc trung hoà b»ng NaOH HCl + NaOH NaCl + H2O BH+ X- + NaOH NaX + B + H2O Phát điểm tơng đơng chuẩn độ đo thế: có bớc nhảy ứng với trung hoà HCl d BH+X- mẫu phân tích Nhợc điểm phơng pháp nµy lµ sù chƯnh lƯch søc acid cđa HCl vµ BH+X- phải đủ lớn để có bớc nhảy Mặt khác B base không yếu ethanol Mi sulfat H2SO4 cã thĨ t¹o nhiỊu d¹ng mi víi base hữu đơn chức (stricnin, atropin) đa chức (quinin) + Muối dạng BH+HSO4- anion HSO4- base mạnh định lợng HClO4 acid acetic + Nếu base hữu tạo muối trung tính: dạng (RN)2H2SO4 (RNH+)2SO42- nh strycnin sulfat, atropin sulfat (RNH+)2 SO42- + HClO4 RNH+ClO4- + RNH+HSO4- Víi quinin bisulfat xảy tơng tự R (NH+)2 SO42- + HClO4 (NH+ HSO4-)R (NH+ ClO4-) mol HClO4 øng víi mol muèi sulfat + Muèi kh«ng trung tÝnh nh− quinin sulfat basic R(NH+N)2 SO42- + HClO4 (N+H ClO4-)R(NH+ HSO4 ) + R(NH+ClO4-)2 mol muèi cÇn mol HClO4 để trung hoà Muối tetraalkyl amonium bậc bốn Cation R4N+ cã thĨ liªn kÕt víi hydroxyd, halogenid (X-), phosphat Các anion tham gia vào phản ứng trung hoà nh− mét base 57 + Víi hydroxyd: trung hoµ trùc tiÕp b»ng HClO4 + Víi halogenid: thªm Hg (II) acetat nh phơng pháp Pifer Wollish 2.4 Xác định hàm l−ỵng n−íc b»ng thc thư karl fischer Cã nhiỊu kü thuật xác định hàm lợng nớc chất rắn, dung môi hữu giới thiệu phơng pháp dïng thc thư Karl Fischer dùa vµo tÝnh chÊt oxy hóa iod 2.4.1 Nguyên tắc Thuốc thử gồm có iod, SO2, methanol pyridin Hỗn hợp phản ứng với nớc theo hai phơng trình sau: C5H5N.I2 + C5H5N.SO2 + C5H5N + H2O 2C5H5N.HI + C5H5N.SO3 C5H5N SO3 + CH3OH C5H5N(H)SO4CH3 Hỗn hợp có lợng lớn pyridin nên chất tham gia phản ứng sản phẩm tồn dới dạng phức Phản ứng đầu tiêu thụ phân tử nớc Phản ứng thứ xảy có d CH3OH cần thiết, định thành công chuẩn độ phức SO3 phản ứng với nớc C5H5N SO3 + H2O C5H5N(H)SO4H Đây phản ứng phụ Để loại bỏ phản ứng này, ngời ta dùng methanol d hỗn hợp 2.4.2 Pha chế xác định độ chuẩn ã Pha chế: Cơ chế phản ứng rõ phân tử iod oxy hoá phân tử SO2 tiêu thụ phân tử nớc môi trờng có d pyridin methanol Khi pha thuốc thử ngời ta dùng lợng d SO2 pyridin Vì phản ứng thuốc thử với nớc lợng I2 định Độ chuẩn thuốc thử thờng đến mg H2O/ ml Lợng SO2 d gấp lần, pyridin gấp - lần Độ chuẩn thuốc thử giảm dần trình bảo quản V× vËy th−êng chØ pha chÕ tr−íc - ngày Có trờng hợp pha thành hai dung dịch: Dung dịch A: SO2 pyridin methanol, Dung dịch B: I2 methanol khan Khi dïng trén thÓ tÝch A với thể tích B 58 ã Xác định ®é chn cđa thc thư: cã c¸ch X¸c định hàm lợng nớc dới 1%, ngời ta chọn hóa chất có hàm lợng nớc kết tinh xác định, sấy khô để loại độ ẩm Cho thuốc thử tác dụng với hóa chất tính đơng lợng Muối natri tartrat dihydrat (C4H4Na2 2H2O) hay đợc lựa chọn Xác định hàm lợng nớc 1%, xác định hàm lợng nớc theo dung dịch chuẩn nớc/ methanol 2.4.3 Xác định điểm tơng đơng Hai cách phổ biến xác định điểm tơng đơng phản ứng định lợng: Theo lợng thừa iod nớc đà phản ứng hết Sự đổi màu thừa thuốc thử Chuẩn độ amper víi ®iƯn cùc platin (chn ®é ®Õn ®iĨm dừng) Một số nhà sản xuất cho đời dơng chn ®é tù ®éng dïng thc thư Karl Fischer 2.4.4 ứng dụng Thuốc thử Karl Fischer đợc dùng để xác định hàm lợng nớc nhiều dạng mẫu khác Dựa vào đặc điểm mẫu ngời ta xây dựng qui trình phân tích cho phù hợp Nếu mÉu dƠ tan methanol, ng−êi ta dïng chn ®é trực tiếp nớc chất hữu nh acid, alcol, ester, anhydrid, kể muối ngậm nớc Nếu mÉu Ýt tan thuèc thö, ng−êi ta dïng chuÈn ®é thõa trõ: cho mét l−ỵng thõa thc thư Sau thời gian phản ứng thích hợp, xác định lợng d dung dịch chuẩn nớc methanol Một cải tiến khác chiết hồi lu nớc mẫu methanol khan Xác định lợng nớc chiết xuất đợc chuẩn độ trực tiếp Kỹ thuật thích hợp cho định lợng nớc hấp thụ, nớc kết tinh Cần lu ý số phản ứng hóa học cản trở phơng pháp Karl Fischer tạo thành nớc sau phản ứng: Các hợp chất carbonyl tác dụng với methanol: R − CHO + 2CH3OH − R − CH (OCH3)2 + H2O Oxyd kim loại phản ứng với HI MO + HI MI2 + H2O 59 Ngoài chất oxy hóa khử thờng cản trở phơng pháp Karl Fischer chất oxy hóa phản ứng với iodid sản phẩm thuốc thử, chất khử phản ứng với iod thuốc thử 2.5 Định lợng số chất hữu đa chức thuốc thử periodat 2.5.1 Nguyên tắc ã Đây phơng pháp định lợng dựa vào tính chất oxy hóa cặp I7+/ I5+ T theo møc ®é hydrat hãa cđa I2O7 ta cã d¹ng acid: I 2O + H2O 2HIO4 : acid metaperiodic I2O7 + 5H2O 2H5IO6 : acid paraperiodic Trong dung dịch nớc acid ion periodic nằm trạng thái cân bằng, H4IO6 - , IO4 -, H3IO6 2- CỈp oxy hãa khư periodic H5IO6 + H+ + 2e IO3- + 3H2O ThÕ chuÈn kho¶ng 1,6 V Periodat chất oxy hóa mạnh ã Phản ứng oxy hóa periodat với chất hữu đợc dự báo theo nguyên tắc sau: Bẻ gẫy liên kÕt C − C cã mang nhãm chøc ë c¹nh nh−: chøc C = O, - NH2, - OH − Nguyªn tư C cã nhãm chøc − OH bị oxy hóa thành aldehyd ceton Nguyên tử C có nhóm chức ceton đợc chuyển thành acid − COOH − Nguyªn tư C cã nhãm - NH2 chuyển thành aldehyd đồng thời tạo NH3 Ba phản ứng sau minh hoạ nguyên tắc H3C − CO − CO − CH3 + HIO4 + H2O 2H3C − CO − CH(OH) − CH3 + H2O + HIO4 H2C −− CH2 + HIO4 HO • 60 HIO3 + CH3COOH HIO3 + CH3COOH + CH3CHO 2HCHO + NH3 + HIO3 NH2 Trong phản ứng trên, ngời ta thờng định lợng cách cho thừa thuốc thử HIO4 vào mẫu phân tích Sau phản ứng kết thúc cho lợng d As2O3 dung dịch KI Iod giải phóng đợc chuẩn dung dịch Na2S2O3 Song song làm mẫu trắng Đó nguyên tắc phơng pháp Fleury Có trờng hợp ngời ta dùng phơng pháp iod để xác định nồng độ periodat với lợng d KI, không cần dùng As2O3 ã Dung dịch chuẩn Nếu phản ứng oxy hóa thực môi trờng acid nhẹ dùng dung dịch H5IO6 Nếu môi trờng acid mạnh dùng dung dịch NaIO4 Na3H2IO6 (thờng pha dung dịch H2SO4) Định lợng thờng tiến hành theo cách gián tiếp, có hiệu chỉnh với mẫu trắng 2.5.2 ứng dụng ã Ngời ta quan tâm đến ứng dụng chuẩn độ periodat cho định lợng chất khử vô có nhiều thuốc thử oxy hóa dễ thực hiện, không đắt tiền nh Cr2O72-, MnO4-, I2 Ngợc lại ngời ta ý đến phản ứng periodat với chất hữu đa chức tính chất oxy hóa chọn lọc Trớc phản ứng đợc dùng phân tích cấu trúc Hiện nay, tính oxy hóa periodat đợc sử dụng phân tích định lợng ã Có thể dùng thuốc thử periodat để định lợng nhiều chất hữu nh−: − C¸c α diol: etylenglycol, propradiol 1,2 − Polyol : phản ứng tổng quát H2COH (CHOH)n CH2OH + (n+1) HIO4 2HCHO + (n) H−COOH + (n+1)HIO3+ H2O CÇn lu ý : + Số phân tử formadehyd tạo thành số chức alcol bậc + Số phân tử acid formic tạo thành số chức alcol bậc Víi c¸c aldose ta cã thĨ viÕt: CH2OH−(CHOH)n−CHO+(n+1)HIO4 (n+1)HIO3+HCHO + (n+1)HCOOH − C¸c α diamin nh− etylen diamin, α amino - alcol nh− ephedrin − Cã thĨ minh ho¹ ứng dụng phơng pháp periodat thông qua định lợng glycerin Dợc điển Pháp X + Dùng HIO4 có d để oxy hóa hết glycerin + Thêm propylenglycol để loại hết HIO4 d + Dùng dung dịch chuẩn NaOH trung hòa hết acid tạo thành sau phản ứng (HIO3 HCOOH) + Song song làm mẫu trắng Tính kết dựa vào lợng NaOH đà dùng cho mẫu phân tích mẫu thử 2.6 ứng dựng cặp ion kiểm nghiệm thuốc Kỹ thuật tạo cặp ion đợc triển khai phơng pháp chiết lỏng - lỏng với mục tiêu tăng hiệu suất chiết từ dung dịch nớc số ion 61 Sau đó, kỹ thuật đợc ứng dụng nhanh chóng để định lợng nhiều dợc chất mang tính acid base dới dạng phân tích thể tích đo quang Hiên nay, kỹ thuật tạo cặp ion đà xâm nhập vào lĩnh vực sắc ký không để đánh giá chất lợng thuốc mà nghiên cứu dợc động học phân tích hóa sinh Trong phạm vi giáo trình kiểm nghiệm thuốc, trình bày sơ lợc khái niệm cặp ion nguyên tắc ứng dụng 2.6.1 Định nghĩa cặp ion Cặp ion đợc hình thành tơng tác tĩnh điện ion có điện tích trái dấu: ion dơng ion âm Theo thuyết liên hợp Bjerrum (năm 1926) hai ion solvat hóa có điện tích trái dấu chuyển động nhiệt dung dịch tiến lại gần lực hút Couloms Đến khoảng cách ion đợc gọi khoảng cách đặc trng q, chúng tạo thành tiểu phân động học chuyển động tự nh ion Tiểu phân động học cặp ion (ion pairs) Với chất điện ly ®èi xøng (1 -1, – 2, ) cỈp ion tạo thành không mang điện tích Với chất ®iƯn ly kh«ng ®èi xøng (1 - 2, – 3, 3, ) cặp ion có điện tích nhỏ điện tích ion ban đầu Trong hai trờng hợp độ dẫn điện dung dịch giảm xuống Khoảng cách đặc trng q nói đợc xác định tỷ lệ lợng tạo cặp ion lợng chuyển động nhiệt trung bình tách riêng ion Giá trị q đợc tính theo phơng trình sau: q= za zk k T e2 Trong đó: za zk điện tích anion cation, e điện tích điện tử k số Boltzmann số điện môi dung dịch, T nhiệt độ tuyệt đối (0K) Khoảng cách q phụ thuộc vào điện tích z ion số : điện tích lớn nhỏ q tăng, cặp ion tạo nhiều Với chất điện ly -1 dung dịch nớc 250C q = 3,6 A0 (1A0 = 10-8 cm) Điều có ý nghĩa dung dịch nớc, chất điện ly 1-1 hoµ tan, vÝ dơ mi KCl, ion K+ Cl- khoảng cách q < 3,6 A0 tạo thành cặp ion Chúng chuyển động tự dung dịch nh ion K+, Cl- phân tử không điện ly Cặp ion trung hoà điện tích lại va chạm làm giảm bớt lớp vỏ hydrat hóa dung dịch nớc nên dễ chuyển sang hoà tan dung môi hữu 62 2.6.2 Các yếu tố ảnh hởng đến tạo thành cặp ion Ngoài yếu tố điện tích z số , tạo thành cặp ion chịu ảnh hởng yếu tố sau: ã Đặc điểm ion Nếu ion lớn sơ nớc, bị hydrat hóa dung dịch nớc dễ bị solvat hóa phân tử dung môi hữu ã pH dung dịch nớc Để tạo cặp ion từ chất mang tính acid, base pH dung dịch phải bảo đảm tồn cation (từ base) anion (từ acid) Ví dụ: Các alcaloid base nitơ tổng hợp mang điện tích dơng céng proton: + R – NH2 + H+ R NH Chúng tạo cặp ion pH acid Với chất có tính acid, chúng tạo anion còng tïy theo pH: R’COO- + H+ R’- COOH + Để tạo cặp ion R N H O OCR' cần có pH thích hợp 2.6.3 ứng dụng Kỹ thuật tạo cặp ion đợc ứng dụng nhiều phân tích thể tích, đo quang sắc ký 2.6.3.1 Phân tích thể tích Thờng dùng cách chuẩn ®é hai pha VÝ dô: chuÈn ®é metoclopramid hydroclorid (MetH+Cl-) b»ng dung dÞch chn natri laurylsulfat (Na+LS-) hƯ dung môi nớc metylen clorid (CH2Cl2) với thị metyl ®á (MIn) Khi anion LS- ph¶n øng víi cation MetH+ (tạo cặp ion MetH+ LS-), anion kết hợp với thị tạo cặp ion MInH+ LS- tan dung môi CH2Cl2 Pha chuyển từ màu vàng (do có phân tử thị MIn hòa tan) sang màu đỏ (màu cặp ion MInH+ LS-) 63 Met H+ClH2 O Cl- + Met H+ MIn + H+ MInH+ CH2Cl2 Met H+LS- LS- + Na+ NaLS MInH+LS- NhiỊu alcaloid vµ base tổng hợp đợc chuẩn độ theo nguyên tắc 2.6.3.2 Chiết đo quang Đây phơng pháp thờng đợc dùng để định lợng đo độ hấp thụ chất có tính acid base ã Chiết base dùng thị màu acid: Các thị đối ion tạo cặp với base mang điện tích dơng (khi cộng hợp proton) pH thích hợp Các chØ thÞ th−êng dïng thuéc nhãm azoic (metyl da cam, tropeolin 00, ), bromophenol, bromothymol, ChiÕt cỈp ion b»ng cloroform đo quang Các alcaloid base tổng hợp đợc định lợng theo nguyên tắc Ví dụ: Alcaloid: morphin, codein, cocain, atropin, quinin, − Base tæng hỵp: novocain, quinolon, − Mi amonium bËc bèn: tetraetyl amonium clorid (Et4NCl), tetrabutyl amonium iodid (Bu4NI), • ChiÕt acid hữu Các acid phân ly thành anion tạo cặp ion với cation thị màu base (lục malachit, tím tinh thể, rodamin dẫn xuất ) Các dẫn xuất phenol acid hữu đợc chiết dới dạng cặp ion ®o quang nh−: − − DÉn xuÊt cña acid benzoic nh−: acid 3,5 dinitrobenzoic, acid nitrobenzoic − DÉn xuÊt cña acid salicylic nh−: acid - nitro salicylic, acid 3,5 dinitrosalicylic − Muèi alkyl sulfat: lauryl sulfat, dodecyl sulfat − 64 DÉn xuÊt phenol: 2,4 dinitrophenol, acid picric Muèi acid hữu mạch thẳng nh: oleat, stearat 2.6.3.3 Sắc ký lỏng hiệu cao (HPLC) Khi xây dựng chơng trình HPLC phân tích dợc chất, thông thờng ngời ta sử dụng kỹ thuật tạo cặp ion Ví dụ, để định lợng chất hữu mang điện tích dơng, ngời ta thờng thêm vào pha động chất tạo anion để tạo cặp nh natri lauryl sulfat, natri heptansulfonat, natri octansulfonat Vấn đề đợc đề cập cụ thể môn học phơng pháp sắc ký chơng trình cao học Tài liệu tham khảo Bộ Y tế (2002) Dợc ®iĨn ViƯt Nam III NXB Y häc, Hµ Néi Hµ Nh− Phó (1971) KiĨm nghiƯm thc NXB Y häc, Hà Nội Phạm Hải Tùng, Phạm Gia Huệ (1987) Hoá học phân tích NXB Y học, Hà Nội Nguyễn Bá Hiệp (1988) Kiểm nghiệm Dợc Phẩm NXB KHKT, Hà Nội Block (1959) Phân tích định tính (phần II phản ứng cation) Bản dịch tiếng Việt NXB Giáo dơc, Hµ Néi British pharmacopeia BP 2001 The United States of Pharmacopeia USP XXIV (2000) Conors K A (1982) A Textbook of Pharmaceutical Analysis, third edition, John Wiley & Sons, Inc, pp - 92 Delvordre - Steinmetz A C., Prognon P (1992) ProtomÐtrie en milieu aqueux et non aqueux dans “Analyse pratique du mÐdicament” Coordonateur D Pradeau, Editions MÐdicales internationales, Paris, pp 288 - 344 Le Hoang M D, Prognon (1992) Oxydo - reductimÐtrie, dans “Analyse pratique du mÐdicament” Coordonateur D Pradeau, Edition Mediales internationales, Paris, pp 352 - 385 10 Skoog D A, West D M, Holler F J (1988) Fundamentals of Analytical chemistry Sounders College Publishing, pp 233 - 344 11 The Merck Index (1996) 12th edition 12 The United States of Pharmacopeia USP XXIV (2000) 65 câu hỏi tự lợng giá 2.1 Giải thích phản ứng thử định tính của: Các ion: Amoni; Nitrat; Phosphat; Arseniat arsenit; Thuỷ ngân; Sắt (II III) Phân tử: Ethanol 2.2 Giải thích mục đích việc thử giới hạn tạp chất thuốc 2.3 Trình bày phơng pháp xác định giới hạn tạp chất thuốc 2.4 Các cách pha dung dịch mẫu dung dịch thử để xác định giới hạn tạp chất thuốc 2.5 Trong dung dịch nớc, amin base yếu, nhng dung môi acid acetic, base mạnh Tại ? 2.6 Pha dung dịch chuẩn acid percloric cách lấy 17,0 ml acid acid percloric đặc 72% (kl/kl) pha vừa đủ thành 1000 ml dung dÞch acid acetic khan TÝnh sè ml anhydrid acetic cần thiết để phản ứng hết với lợng nớc đà có 17 ml acid percloric đặc đà dùng Biết khối lợng riêng acid percloric 1,60 g/ ml vµ cđa anhydrid acetic lµ 1,02 g/ ml (42,3 ml) 2.7 Viết phơng trình phản ứng giải thích trình định lợng acid barbituric pyridin với có mặt AgNO3 Dung dịch chuẩn KOH/ methanol Nếu chất cần định lợng muối Na barbiturat, trình phản ứng có khác không ? 2.8 Lấy 20 viên phenobarbital có khối lợng 6,025g, nghiền mịn, cân 2,000 g hoà tan DMFA, chuẩn độ dung dịch Lithi metylat 0,1000N hết 8,50ml Tính khối lợng trung bình phenobarbital viên, biết M = 232,2 (29,8 mg/ viên) 2.9 Cân 0,6120 g diphenhydramin hydroclorid (M = 291,8) hoà tan acid acetic băng Thêm 15 ml thuỷ ngân acetat 3,2% chuẩn độ dung dịch chuÈn HClO4 0,1145N hÕt 17,12 ml TÝnh tû lÖ % dợc chất mẫu (93,45%) 2.10 So sánh đánh giá phơng pháp Pifer - Wollish Billon định lợng muối halogenid 2.11 Hòa tan 0,5404g muối vào methanol định mức thành 50,00ml (dung dịch A) Lấy 5,00ml dung dịch A thêm 20,0ml methanol chuẩn độ với thuốc thử Karl Fischer hết 9,00ml Khi xác định nớc methanol đà dùng hết 0,80ml thuốc thư Karl Fischer cho 25,0ml TÝnh ®é chn cđa thc thư Karl Fischer (6,21 mg H2O/ml) 66 2.12 C©n 0,2310 g mẫu phân tích hòa tan vào 10,00 ml methanol (ở tập 2.11) chuẩn độ thuốc thử Karl Fischer hÕt 2,40 ml TÝnh tû lƯ % n−íc mẫu phân tích (5,59%) 2.13 Viết phản ứng xác định nồng độ dung dịch chuẩn H5IO6 theo phơng pháp iod 2.14 Chỉ rõ số mol sản phẩm tạo thành mol chất sau phản øng víi HIO4 ViÕt ph¶n øng ∗ CH2OH(CHOH)4 − CH2OH ∗ CH3 − CH − CHO NH2 ∗ CH3 − CH − CHO ∗ CH3 − CH − CO − CH3 NH2 ∗ C6H5 − CH − CH2 − CH2OH OH OH 2.15 Vẽ sơ đồ giải thích định lợng HIO4 d theo phơng pháp Fleury 2.16 Có khác phân tử trung hòa điện cặp ion (xét cấu tạo tính chất) 2.17 Tại nhiều cặp ion chiết đợc (từ dung dịch nớc) dung môi hữu phân cực? 2.18 Giải thích pH dung dịch yếu tố quan trọng đến hình thành cặp ion? 2.19 Cetyl pyridin clorid base nitơ bậc bốn tạo cặp ion với thị vàng metyl Cặp ion dễ tan cloroform Anh (chị) đề xuất nguyên tắc chiết đo quang để định lợng base 2.20 Một phơng pháp dợc điển đà định lợng cetyl pyridin clorid dới dạng chuẩn độ hai pha dung dịch chuẩn natri lauryl sulfat 0,004M với thị vàng metyl (bài 2.19) HÃy vẽ sơ đồ giải thích chuẩn ®é nµy 67 ... dịch KMnO4 môi trờng acid : 2MnO4 − + 5C2O4 2? ?? + 8H+ = 2Mn2+ + 10CO2 + 4H2O 2. 1 .26 Peroxyd ã Phản ứng với K2Cr2O7 m«i tr−êng acid: Cr2O 72? ?? + 4H2O2 + 2H+ = 2H2Cr2O6 + 3H2O (acid pecromic) Acid pecromic... Na2S cho kết tủa trắng ZnS: Zn2+ + 2OH− = Zn(OH )2 ↓ tr¾ng Zn(OH )2 ↓ + 2OH = ZnO 22? ?? + 2H2O ZnO 22? ?? + Na2S + 2H2O = ZnS trắng + 2NaOH + 2H2O 2. 1 .21 Magnesi (muối) Phản øng víi dinatrihydrophosphat... bóng (vì Hg bay ®i) • Víi KI: 2+ Hg 2+ + 2I- Hg2 + I- = = HgI2 đỏ Hg2I2 vàng lục + I- + I- HgI4 (không màu) 2- HgI4 + Hg đen 47 2. 2 Thử giới hạn tạp chất thuốc 2. 2.1 Mục đích Xác định giới hạn