Zgodovina farmacijeZdravilstvo je zmes medicine in farmacije, termin uporabljamo do

obdobja okoli 13. stoletja. Njegove začetke datiramo v čas 2000 let

p.n.št.. Sumerci so bili prvo ljudstvo, ki je odkrilo pisavo- klinopis.

Na teh starodavnih ploščicah lahko najdemo ohranjene zapise

zdravljena nekaterih bolezni. Ninisina je bila njihova boginja

zdravilstva, istoimensko mesto pa prestolnica Sumerije pred

vzponom Babilona.

Stari Babilonci so zapisali prvi znani zakonik- Hamurabijev zakonik

(narejen iz črnega biorita), kjer se prvič pojavijo načela, po katerih

je potrebno nekoga zdraviti in stroge kazni za slabe zdravnike (kot

recimo sekanje rok in prstov, prebadanje očesa...).

Stran 1 od 83

KEMIJSKE IN FIZIKALNE LASTNOSTI VODE

V naravi ni čiste vode. Še najbolj čista je deževnica, naravna destilirana voda, ki vsebuje raztopljene

različne pline (CO2, O2, N2). Površinske vode vsebujejo 0,01 – 0,2 masna odstotka raztopljenih snovi

(Mg(HCO3)2, Ca(HCO3)2 in SO42-). Mineralne vode (aqua mineralis) se nahajajo v notranjosti Zemlje in

imajo še več soli. Morska voda vsebuje do 3, 5 % soli, od tega je 3 % NaCl, ostale soli so še MgCl2,

CaSO4, MgBr2. Če so v vodi raztopljene soli pravimo, da je voda trda (milo se v njej manj peni). V trdi

vodi je največ Mg(HCO3)2 in Ca(HCO3)2, vsebuje še kalcijev sulfat (VI) in nekatere druge soli. Taki

trdoti, ki je s segrevanjem ne moremo odstraniti pravimo stalna trdota (permanent hardness of water).

MgCO3 + H2O + CO2 Mg(HCO3)2 CaCO3 + H2O + CO2 Ca(HCO3)2

Pri segrevanju izhaja prebitni ogljikov dioksid, njegova koncentracija v ravnotežju se manjša in zato

nastajata magnezijev in kalcijev karbonat. Mg(HCO3)2 in Ca(HCO3)2 trdoto imenujemo prehodna trdota

vode (transitient hardness of water), ker jo lahko s segrevanjem zmanjšamo. Trdoto vode kvantitativno

podajamo s trdotnimi stopinjami (v mg CaO/mL). V industriji se voda uporablja za proizvodnjo pare ali

kot hladilna voda. Trda voda je neprimena za proizvodnjo pare, ker se izločata kalcijev in magnezijev

karbonat, ki zmanjšata toplotno prevodnost in povzročata pregrevanje. Najceneje lahko odstranimo

raztopljene soli z dodatkom kalcijevega hidroksida (apna) in natrijevega karbonata (sode):

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 2 CaCO3 + 2 H2O

CaSO4 + Na2CO3 CaCO3 + Na2SO4

Vodo lahko očistimo z ionskimi izmenjevalci. To so organski polimeri z vezanimi funkcionalnimi

skupinami. Kationski izmenjevalci vežejo katione in v vodo oddajo vodikove ione (nastanejo H3O+),

anionski izmenjevalci vežejo anione ter v vodo oddajo hidroksidne ione. V industriji pogosto

kombiniramo oba postopka (vodo najprej omehčamo, nato jo spustimo skozi izmenjevalca). Ker trda

voda povečuje porabo mila in drugih emulgatorjev, pralnim praškom dodajajo polifosfate, ki oborijo

magnezijeve in kalcijeve ione.

V laboratorijh vodo destiliramo (uparevamo in kondenziramo paro). Če so zahteve po čisti vodi večje je

vodo treba večkrat destilirati v napravah iz kremena ali žlahtnih kovin (navadno steklo se delno topi v

vodi) ter v odsotnosti plinov, ki bi se lahko raztopili v vodi.

Kot merilo za čistočo vode uporabljamo prevodnost vode. Popolnoma čista voda ima pri 18°C 4 . 10-8 Ω-

1cm-1. Voda, ki jo ponavadi uporabljamo v laboratorijih vsebuje sledove CO2 in ima prevodnost 1 . 10-6 Ω-

1cm-1 (običajna destilirana voda ima desetkrat večjo prevodnost). Stalno trdoto vode določa tudi

Stran 2 od 83

topnostni produk (v vodi bo zmeraj prisotnih nekaj Ca2+ in CO32-).

Voda ima izjemno visoko vrelišče in izparilno entalpijo. Ima veliko specifično toploto (toplota ki segreje

1 kg snovi za 1 K): 4,18 kJ/ kg K. Led ima približno 9% manjšo gostoto od tekoče vode pri 0°C. Gostota

tekoče vode pri 0°C je 0,992 g/ mL; z naraščanjem temperature narašča tudi gostota in doseže maksimum

pri 4,5°C 1,00 g/ mL; pri nadaljnem zvišanju gostota pada (pri 20°C 0,9978 g/ mL). Visoko vrelišče,

visoko izparilno toploto in veliko specifično toploto je mogoče pojasniti s predpostavko, da se molekule

vode povezujejo v večje agregate – polimerne tvorbe (H2O)X. Molska masa vodne pare tik nad vreliščem

je 18,3; molska masa ki ustreza formuli H2O je 18,016. Delež asociranih molekul v tekočini narašča z

zniževanjem temperature (vendar celo v plinastem stanju obstaja majhen delež asociranih molekul).

Vodikovo vez razlagamo z elektrostatskim modelom vodikove vezi: vodikov atom je vezan na zelo

elektronegativni atom X, ki močno privlači vezni elektronski par. Zato je v okolici jedra vodikovega

atoma v povprečju primanjkljaj elektronov (premajhna elektronska gostota). Pozitivno električno polje ob

vodikovem atomu se zato kompenzira z neveznim elektronskim parom sosednjega atoma Y. Zaradi

medsebojnega povezovanja molekul vode z vodikovimi vezmi je potrebno več toplote za gibanje večjih

asociatov (večja specifična toplota); zaradi istega razloga sta vrelišče in izparilna toplota anomalno visoki

(pri izparevanju je treba dodajati toplota za prekinitev vodikovih vezi).

V kristalu ledu so molekule vode trodimenzionalno povezane s pomočjo vodikovih vezi. Na vsak

kisikov atom so v tetraedričnem rasporedu vezani štirje vodikovi atomi; dva kovalentno, dva z vodikovo

vezjo. Pravilna je razporeditev le kisikovih atomov; vodikovi atomi so razporejeni med kisikove

naključno, vendar tako, da je medsebojna razporeditev kisikovih atomov logična. Vodikove vezi v ledu so

precej močne. Osnovna značilnost strukture ledu je, da vsebuje precejšnja praznine (posledično majhna

gostota). Pri taljenju se gostota poveča, ker molekule vode, ki se odtrgajo od trdne struktur zapolnijo

praznine. Pri 4,5 °C je trdna struktura še precej ohranjena, v praznini pa je največji možni delež molekul

vode in manjših polimernih skupin. V mnogih kristalohidratih so molekule vode povezane z vodikovo

vezjo.

VODA V FARMACIJI

Voda je osnovno zdravilo in osnovno hranivo. Pitna voda je osnovni pogoj za zdravje posameznika in

celotne družbe. Biti mora brez patogenih snovi in brez mikroorganizmov (obstaja zakonsko določena

dovoljena meja, katera ne sme biti presežena). Brez pitne vode tudi zdravilo ne pomaga, voda je osnovno

zdravilo.

Morska voda (aqua marina) v medicini nima velikega pomena, je pa pomembna za pridobivanje soli

Stran 3 od 83

(NaCl, MgCl2) in jodov. Na Bližnjem vzhodu je tudi vir pitne vode. Ni farmacevtsko uporabna.

Površinske vode (reke, aqua fluviatilis) so vir pitne vode po očiščevanju. Glavni vir pitne vode je

podtalnica.

Pitna voda (aqua potabile), tudi studenčna ali iz vodnjaka (aqua fontis). Če je voda kontaminirana z

virusi ali bakterijami (npr. virus kolere) lahko pride do hidrične infekcije. Hidrične infekcije se zelo

težko zdravijo, zlasti če so virusnega izvora. Znane so okužbe s hepatitisom (predvsem tipov A in E, pa

tudi B in C). Pitna voda je osnovna surovina za pridobivanje vode v farmacevtske namene in čiste vode.

Kriteriji za dobro pitno vodo: (odsotnost anorganskih in organskih snovi)

* odsotnost patogenih mikroorganizmov: virusi in bakterije (povzročajo hidrične infekcije – hepatitis, tifus, salmonela, kolera...)pri katerih infekcije prizadanejo prebavila – diareja; dovoljeno je do 10 nepatogenih mikroorganizmov /mL (optimum od 1-5)* brez toksičnih spojin: anorganske spojine težko topnih kovin. Metali prehodnih skupin oz. elementov s sulfidnimi ioni dajejo težke kovine, ki poškodujejo celice (Hg, Zn, Mn, Fe, Co, Ni, V, Cr, Pb, Cd galvanizacija).* brez anionov; nitratov (NO3

-), nitritov (NO2-), sulfatov (SO4

2-), sulfitov (SO32-), cianidnih ionov

(CN-), amonijevih soli (NH4Cl), fosfatov (PO43-).

* brez halogenov; Cl, Br, I; v vodo pridejo iz industrijskih postopkov kot odpadni produkti* brez radioaktivnih elementov; stroncij (Černobil) vgradi se v kost namesto Ca2+* brez ogljikovodikov; viri: nafta (aromatski in alifatski, ki se razporedijo v tenko plast na vodi) in njeni derivati* brez fenolov; veliko jih je v rastlinah, predvsem pa se uporabljajo v tehniki* brez neprijetnega vonja, okusa in barve (tudi po segrevanju)

Ker je voda univerzalno topilo jo težko dobimo samo, brez primesi. V njej se topijo soli I in VII skupine

PSE, soli elementov 1. in 2. skupine z ogljikovo kislino- karbonati (Ca2+ in Mg2+ so povsod kjer imamo

vodo v kontaktu z dolomitom). Dolomit se pri nižjih temperaturah lažje raztaplja, saj se topnost plinov v

vodi poveča in s tem tudi koncentracija plina (v tem primeru CO2).

Postopki čiščenja:

*segrevanje:

Odstranimo hidrogenkarbonatne ione, pri čemer nastajajo karbonati (trdni). S segrevanjem dosežemo,

da izhaja prebitni CO2. Ker je CaCO3 pogost vzrok za poškodbe naprav, se uporabljajo tudi drugi

postopki.

CaCO3 + H2O + CO2 Ca(HCO3)2

*dodatek apna (Ca(OH)2, Clarkov proces):

Gašenega apna ne smemo dodati preveč, sicer pride do stalne trdote vode.

Stran 4 od 83

Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2 2 CaCO3 + 2 H2O

*dodatek NaOH ali Na2CO3:

Postopek ne prispeva k stalni trdoti vode in je zaradi tega učinkovitejši! To metodo so včasih uporabljali v

gospodinjstvih z uporabo pralne sode (Na2CO3 * 10 H2O), ki je delovala kot mehčalec in kot nadomestilo

za fosfate v detergentih.

Ca(HCO2)2 + Na2CO3 CaCO3 + 2NaHCO3

2NaOH + Ca(HCO3)2 Ca(OH)2 + 2NaHCO3

*dodatek amonijaka:

Ca(HCO3)2 + 2 NH3 CaCO3 + (NH4)2CO3

*polifosfatna kelacija:

Industrija detergentov uporablja fosfatne in metafosfatne polimere. OH- ion odstrani kalcijev

hidrogenkarbonat tako, da nastane gašeno apno, ki reagira z kalcijevim hidrogen karbonatom. (NaPO3)n se

veže z divalentnim kationom zato ta postane nereaktiven.

*kelacija z zeolitom:

Zeolit je natrijev aluminijev silikat (Na2H6Al2Si2O11), krajše ga lahko zapišemo kot Na2Zeol. Postopek

omogoča mehčanje stalne in prehodne trdote. Proces poteka na osnovi ionsko-izmenjevalne reakcije. Ko

trdo vodo spustimo skozi kolono se kationi, ki povzročajo trdoto zamenjajo s kationi, ki trdote ne

povzročajo. Ko se kolona nasiti izmenjava preneha. Očistimo jo tako, da skozi njo spustimo NaCl.

Na2Zeol + Ca(HCO3)2 CaZeol + 2NaHCO3

CaZeol + 2NaCl Na2Zeol + CaCl2

*deionizirana in demineralizirana voda:

Razvoj komercialne (smolnate) ionske izmenjave je omogočoil odstranitev tako kationov kot anionov.

Odstranjevanje poteka v dveh korakih. Najprej odstranimo katione, in sicer tako, da vodo spustimo skozi

kationski (hidrogenski) izmenjevalec, ki odda H+ ion in sprejeme katione pri čemer nastane kislina.

2H-Resin + Ca(HCO3)2 Ca(Resin)2 + 2 H2CO3 (H2O + 2 CO2)

Pri naslednjem koraku vodo spustimo skozi anionski izmenjevalec, ki odstrani vse anione (NH2 skupina

nevtralizira kislino).

Resin NH2 + HCl Resin – NH3+ + Cl-

Proces gre skozi štiri izmenjevalne vrste, ker se popolnoma ionizirani kationi (Na+ in K+) odstranijo prvi,

tako kot popolnoma ionizirani anioni kislin. Nepopolno ionizirana ogljikova kislina se ne odstrani

popolnoma pri enem samem izmenjavanju, ker se šibke kisline odstranijo šele po odstranitvi močnih.

Stran 5 od 83

Voda, ki jo pridobimo s tem postopkom lahko tekmuje z destilirano vodo v čistoči, pridobivanje pa je

bistveno cenejše! Ionski izmenjvalec odstrani le ionske nečistoče! V medicini in farmaciji

demineralizirana voda ni primerna, ker ne odstrani bakterij, virusov, pirogenov... Tudi pri destilirani vodi

ne moremo biti prepričani, da ne vsebuje mikroorganizmov. Dokazano je, da se v destilirani vodi lahko

razvije Psudomonas aeruginosa, ki je glavni povzročitelj bolnišničnih okužb. Če hočemo, da je voda

sterilna, jo moramo večkrat destilirati.

Dodatno prečiščena voda (aqua purificata):

* Po farmakopeji se destilirana voda pripravlja z destilacijo, pri čemer uporabljamo ionske

izmenjevalce, ali z drugimi priznanimi metodami. Testiranje na čistost obsega tudi testiranje

acidnosti in alkalnosti, oksidirajoče snovi, ter kloridne, nitratne, sulfatne, amonijeve, kalcijeve in

magnezijeve ione, težke kovine in ostanke uparjanja. Za raziskovalne namene in za pripravo

reagentnih raztopin se uporablja voda, ki je bila destilirana v steklenih ali kremenovih napravah.

Za pripravo raztopin za injiciranje ali infuzije ter za kapljice za oči se sme uporabljati le voda za

injiciranje, ki se pripravlja z destitacijo higiensko neoporečne vode. Klorirano vodo se obdela

tako (npr. z natrijevim tiosulfatom ali s prekuhavanjem), da klor ne more preiti v destilat. Vodo

za injiciranje moramo porabrti takoj po destilaciji ali pa jo za nadaljnjo uporabo ustekleničimo v

nepredušne posode, ali pa z njo napolnimo ampule in jih steriliziramo. Dodajanje konzervansov

ni dovoljeno. Posebna obdelava vode za injiciranje je nujna zato, ker morajo biti raztopine za

injiciranje in infuzijo brez pirogenov, vkolikor je posamezna doza večja od 5 ml. Odsotnost

pirogenov moramo dokazovati s pogostim naključnim testiranjem.Za tekočine za vlivanje v

trebušno prebavni trakt, v sečnico in mehur ter v obnosne votline ni potrebno,da so brez

priogenov.

* Ionski izmenjevalci (*K. Dorfner, ionski izmenjevalci, lastnosti in uporaba, 3. izdaja, Waiter de

Gruyter uCo., Bertin, 1970): Kot ionski izmenjevalci se največkrat uporabljajo sintetični

organski polielektrolrti s fiksnimi skupinami za ioniziranje in izmenljivim kationom (kationski

izmenjevalec) ali izmenljivim anionom (anionski izmenjevalci). Če zaporedoma pošiljamo vodo

z elektroliti preko kationskega in anionskega izmenjevalca (dvosmerni postopek) ali preko

mešanice obeh izmenjevalcev (mešani postopek), dobimo »demineralizirano vodo«, katere

čistost oziroma vsebnost ionov lahko določimo s pomočjo dokazovanja prevodnosti (*E.

Alhauser, Osnove in praksa popolne razsolitve vode v laboraoriju, Kem. Labor. 27, 124 (1976).

Spezifična upornost dobre vode iz vodovoda je blizu 3500 Q-cm, destilirane vode pri najmanj

Stran 6 od 83

1000 000 Q*cm, teoretični optimum pa je pri 28 000 000 ohm*cm.

* Pirogene snovi: Kot »pirogene« (*pyr (gr.) = ogenj) snovi veljajo tiste, ki po injiciranju v telesu povzročijo vročico. Govorimo o produktih, ki nastanejo ob presnovi oz. razgrajevanju bakterij, v kemijskem smislu pa o lipopolisaharidih ali beljakovinah. Dokazovanje po farmakopeji poteka na zajcih, ki jim z električnim merilnim inštrumentom pred in po injiciranju testiranega zdravila v ušesno veno merimo rektalno telesno temperaturo. Za dokazovanje bakterijskih toksinov je v farmakopeji predvidena uporaba snovi Limulus- 4moebocyten- Lysates (= LAL, Pyrogel®), ki se pridobiva iz krvi raka ostvarja (Lymulus polyphemus) (Limulus ali LAL-test).Pirogene snovi se v obogateni obliki uporabljajo kot pomožni ukrepi posebnih zdravilnih metod pri vročinskem zdravljenju, npr. pri infekcijskih boleznih.

Voda za injekcije (aqua ad iniectabilia):

* Dobimo jo s termičnim postopkom: uporabimo pitno ali z destilacijo prečiščeno vodo in jo segrevamo na 120°C pri zvišanem tlaku (avtoklav – dobro zaprta posoda). Pri tem postopku propadejo vsi mikroorganizmi in njihove spore. Takšna voda, pa kljub vsemu še vedno lahko vsebuje toksične primesi. V vodi ne sme biti mikrobov, njihovih izločkov (toksinov) in njihovih razgradnih produktov. Zelo pomembno je primerno shranjevanje vode! Če je v posodi prisoten kakšen mikroorganizem, lahko pride do kontaminacije že očiščene vode. Običajno jo shranjujemo pod 20°C ali pa segrevamo pri 80°C (kar je pogostoje). Shranjujemo jo v posodah, ki imajo čim bolj gladko površino in so predhodno sterilizirane na 120°C. Potrebno jo je tudi ohladiti zaradi termolabilnih učinkovin (občutljivih na temperaturo), podobno velja za sanitarno vodo. Kvaliteta farmacevtske vode se preverja tako, da se injecira kuncem, nakar jim v laboratoriju merijo temperaturo. Če se le ta poviša, voda ni primerna za injeciranje oz. paranteralno uporabo!

* Mikroorganizmi se redko pojavljajo kot samostojni delci, ponavadi so prilepljeni na prah ali kapljice tekočin (aerosolne okužbe). Radi se nabirajo na ostrih robovih posod, pritrijo se lahko tudi v večih plasteh (biofilm, na zobni protezi, katetru za v žilo, ...). Če mikrobom okolje nudi vsaj minimalne pogoje za življenje, preživijo ali pa se preobrazijo v obstojnejšo obliko – v spore (sporogene bakterije). Take bakterije lahko zmanjšajo svojo velikost in prilagodijo metabolizem na minimum (oligotrofi). Tudi v vodi, ki je brez mikroorganizmov so lahko prisotni presnovni produkti le teh – to so toksini. Mikrobi izločijo svoje protoglikane, mukopolisaharide in lipopolisaharide ter se na njih vežejo. Minimalna vrednost obstoja le teh lahko izzove imunski odziv in zvišanje telesne temperature. Lipopolisaharidi in mukopolisaharidi so snovi, ki povzročijo nastajenje protiteles.

PERIODNI SISTEM ELEMENTOV

1. SKUPINA – ALKALIJSKE KOVINE

Alkalijske kovine so: litij, natrij, kalij, rubidij, cezij, francij. Vse kovine pri reakciji z vodo tvorijo alkalne raztopine.Hraniti jih moramo v olju, zaradi njihove reaktivnosti! Reakcija z vodo je po skupini navzdol je vedno burnejša. So močni reducenti, imejo en e- na zunanji lupini, ki ga

Stran 7 od 83

pri reakcijah z lahkoto oddajo.

Človeško telo je sestavljeno iz 60% vode, 19% beljakovin, 16% maščob in lipidov. Ostane 5% anorganskih snovi, od tega je 0,2-0,5% (150-350g) NaCl in 0,3% (200g) KCl.

LITIJ:

Uporabljamo ga za zdravljenje nekaterih depresij in manij saj zmanjšuje pogostost in intenzivitet maničnih napadov (jemljemo ga peroralno). Delovanje razlagajo z vezavo litija na določene receptorje, kamor naj bi se drugače vezali Na+, Mg2+ ali K+ ioni. Druga hipoteza pravi, da litij interigira s prenašalci v organizmu tako da nastane inozitol trifosfat.

Njegovo delovanje so odkrili med zdravljenjem bolezni putika pri kateri pride do okvare presnove purinov. Nastaja sečna kislina, ki tvori s kovinami težko topne soli. Na – urat (slabo topen) se odlaga v sklepe, predvsem prste na nogah. Znanstveniki pridejo na idejo, da bi to snov raztopili. Ker so litijeve soli dobro topne, pridejo na idejo, da bi zamenjali Na – urat z Li – uratom, kar se izkaže za neuspešno, zamenjava je bila prepočasna. Toda hkrati odkrijejo, da so ozdraveli bolniki, ki so trpeli za depresijami.

Radij atoma in iona zelo podoben- povzroča nekatere posebnosti v obnašanju, tvori lahko tudi Li3N (zelo redka reakcija!), LiH, ki je najman stabilen hidrid 1. skupine PS, pomemben pri sintezi (LiAlH4) kot reducent, litijev klorid topen v etanolu (dokazovanje v analizi)...

LITHII BROMIDUM - LITHIUM BROMIDE – LITIJEV BROMID – LiBr

Deluje kot antidepresiv, vendar se zaradi toksičnih lastnosti ne uporablja več (vezava na receptorje). Podobne učinke opazimo tudi pri drugih litijevih soleh. Litijev bromid in klorid zelo dobro vežeta vodo.

LITHII CARBONAS – LITHIUM CARBONATE – LITIJEV KARBONAT – Li2CO3

Je dober antidepresiv (tudi litijev citrat, litijev orotat), ki ga pridobivamo iz silikatov. Pri tem nastanejo beli monoklinični kristali, ki so stabilni na zraku in ne razpadajo ter ne vežejo vode iz zraka (ni kristalohidratov). Karbonat je edina dobro topna litijeva sol (1 g soli/180 g vode). Dokaz prisotnosti je karminsko rdeč plamen. Li+ + H2SO4 > Li2SO4 + karbonat > Li2CO3

NATRIJ:

Reakcije z vodo dajejo lužnate (alkalne) raztopine, medtem ko dajejo kationi I. skupine z anioni VII. skupine nevtralne raztopine. Peroralni vnos ne predstavlja večje spremembe za organizem. Stalnost notranjega okolja (homeostaza) mora biti konstantna. Ker je koncentracija Na+ ionov v organizmu relativno visoka, bi bil potreben zelo velik vnos za spremembo notranjega miljeja. Lahko rečemo, da je vnos Na+ ionov indiferenten– ne vpliva na delovanje organizma.

Pomanjkanje natrijevega iona imenujemo hiponatriemija in nastopi takrat, ko se količina Na+ iona zmanjša pod 135 mmol/ L. S tem je povezano tudi pomanjkanje Cl- iona. Hipernatriemija pa nastopi ko se koncentracija Na+ iona poveča nad 150 mmol/ L.

Stran 8 od 83

Na+ ioni so farmakodinamično inertni, zato jih uporabljamo za pripravo soli zdravilne učinkovine. Antibiotik penicilin (ki je v obliki proste kisline zelo slabo topen) se uporablja kot injekcijska raztopina z Na+ kationi: Na-benzilpenicilitat.

NATRII CHLORIDUM – SODIUM CHLORIDE – NATRIJEV KLORID – NaCl

Zdravilna učinkovina, ki ne bo nikoli izgubila svojega pomena, saj sta njena elektrolita tista, ki vzdržujeta osmotski tlak v in izve celice! Na+ ioni so najpomembnejše sestavine, ki omogočajo konstantnost notranjega tlaka. Koncentracija zunaj celice (ekstracelularno) je 140 mmol Na+/ L. Zato mora biti raztopina, ki jo vbrizgamo, izoozmotična (izotopična, 0,9 % fiziološka raztopina), t.j. koncentracija elektrolitom mora biti identična tisti v krvnem serumu. Če ni tako, pride do razredčitve oz. zgostitve krvnega seruma. Kot posledica take napake lahko krvne celice počijo (hemoliza krvi) ali izgubijo vso vodo. NaCl predstavlja 90 % anorganskih snovi v krvnem serumu.

Je zdravilo pri izgubi vode in elektrolitov (porušenem osmoznem tlaku). Tako stanje lahko nastopi ob diareji, kjer telo zaradi izdatnega odvajanja vode izgublja velike količine ionov (Na+, Cl-, K+) in vode. Do diareje pride zaradi infekcije (griža, kolera, tifus, ...), kjer mikrobi s svojimi eksotoksini povzroča večjo prepustnost črevesne sluznice. Zaradi prevelike dehidracije lahko človek umre (kolera). Tudi ob bruhanju nastopi zvečana izguba natrijevih in kloridnih ionov. Fiziološka raztopina je primerna pri izpiranju telesnih votlin (pri zastrupitvah uporabljamo fiziološko raztopino in ne vodo). Ko pride do zastrupitev z I- ali Br- ioni, lahko uporabimo Cl- ion, ki izpodrine Br- in I- ion in zveča njihovo koncentracijo v urinu, kjer se nato izloči iz telesa! Tudi pri zastrupitvah z nekaterimi solmi lahko z ionsko izmenjavo tokson pretvorimo v netopno sol, ki tako postane neškodljiva (primer: srebrov nitrat).

Na+ in Cl- iona se v prebavilih dobro absorbirata. Vsakodnevna prehrana mora vsebovati okoli 5,0 g NaCl, največ je dobimo iz kuhinjske soli (morska ali kamena). Kuhinska sol vsebuje tudi primesi (MgCl, KCl, NaI) zaradi katerih je kuhinjska sol higroskopična, medtem ko sam NaCl ni. Prisotnega je lahko tudi do 0,5 % natrijevega nitrata. Rastliska hrana vsebuje malo natrija. To pomeni, da je Na+ tipičen za hrano živalskega izvora (še posebno za ribe). V mesu sesalca zaužijemo Na+ in Cl- ione v enakem razmerju kot je v našem telesu. To žal ni dovolj, zato potrebujemo tudi druge vire NaCl.

Po peroralnem vnosu se izloča skozi ledvice: 5 – 10 g NaCl/ 180 L primarnega urina oziroma 1,5 L sekundarnega urina. Odrasel človek izloči okoli 10 – 15 g NaCl na dan. Manjši delež se ga izloča tudi preko kože s potenjem (oddaja toploto in skupaj z nekaterimi lipidi vlaži kožo). Zato pri vseh aktivnostih, kjer se izločanje NaCl poveča, obstaja nevarnosti dehidracije. Telo z izgubo soli ne more več zadrževati vode.

Vsak Na+ in K+ ion je obdan s 6 molekulami vode (je hidratiziran), kar pomeni da transportira vodo po telesu. Če porušimo homeostazo je moten promet z vodo, kar lahko pripelje do nevarne dehidracije. Pri dehidraciji ne pomaga le dodajanje vode, temveč le 0,9 % raztopine NaCl! Če dodajamo večje količine NaCl (samo enkrat) se krvni tlak ne zviša (v ledvicah se izloča več urina - diureza). Do motenj tlaka pride, če jemljemo večje količine soli dalj časa.

Sol kristalizira v kubičnem skladu, ima visoko tališče (801 °C) in vrelišče (1413 °C). Vodne raztopine reagirajo nevtralno. Topljivost v vodi praktično ni odvisna od temperature in je okoli 36 g NaCl/ 100 g vode. Drugačna je topljivost v organskih topilih, v metanolu se raztopi le 1,5 g

Stran 9 od 83

NaCl/ 100 g topila. Za NaCl je značilno skepanje kristalov (še posebno pri staranju). Skepanje lahko preprečimo z dodajanjem SiO2, Ca-silikatov ali K4Fe(CN)6.antihiperkalcimijakot izotoničen remedium vechiculum

NATRII HYDROXIDUM – SODIUM HYDROXIDE – NATRIJEV HIDROKSID – NaOH

Opisan je v vseh farmakopeah, čeprav se skoraj nikoli se ne uporablja kot zdravilo. Zelo pomemben je kot

pomožna snov (reagent, reagens), t.j. pri izdelavi farmacevtskih izdelkov in predvsem za nevtralizacijo.

Je tipična baza, ki zveča koncentracijo OH- ionov v neki spojini. Tako delovanje imenujemo lužnato

oziroma bazično. Natrijev hidroksid je zelo korozivna (jedka) snov v vseh oblikah (raztopina, talina,

čvrsto stanje) in je snov nevarnostnega razreda 5! Raztopina s koncentracijo 0,01% (0,0025mol/1L vode)

ima pH 11,4 kar je še vedno precej visoko. Če je pH nižji sklepamo, da je raztopina prišla v stik s CO2 iz

zraka. Po evropski farmakopeji znaša najvišja dovoljena koncentracija CO32- ionov (v obliki raztopljene

Na2CO3) 2%.

2 NaOH + CO2 + H2O Na2CO3

Pojav takih nezaželjenik reakcij imenujemo kemijska inkompatibilnost (nezdružljivost). Ravnanje z

NaOH je torej težavno, opravljati ga je treba pod inertno dušikovo atmosfero. Tudi pri shranjevanju

moramo biti posebno pozorni, uporablja se lahko le posoda iz polimernih snovi (polietilena in

polipropena). V steklenih posodah je ne moremo shranjevati, ker se lahko del silikata iz stekla raztopi. V

raztopini se začno nabirati silikati, kar se vidi na mestu kontakta, kjer steklo postane motno. Obstaja tudi

problem zamaška. Na stični ploskvi med zamaškom in steklenico lahko poteče reakcija s CO2 in nastaja

Na2CO3. Le ta povzroči, da se zamašek ne da odpreti. Problem nastane pri uporabi stekletnih zamaškov,

zato raje uporabljamo elastične (npr. iz kavčuka).

2NaOH + SiO2 -> Na2SiO3 + H2O

Pridobiva se z elektrolizo NaCl (ločeni katodni prostori) z diafragmami oziroma z amalganskim

postopkom, kjer se izloča Hg (amalgan natrija v Hg). Čvrsto stanje uparevamo in nato NaOH čistimo še s

taljenjem. Talino NaOH oblikujemo v palčice (in bacillis) ali v oblike ploščic (in rotulis). Ko hočemo

talino uporabiti jo raztopimo v vodi, pri čemer pride do adsorbcije vode na posamezne molekule NaOH.

Tudi v stiku z zračno vlago se rotula hitro navlaži. Pride do pojava delikvescenca, kjer se od

kristalohidrata najprej odcepi molekula vode, nato pa se preostanek kristalohidrata raztopi v odcepljeni

vodi.

Natrijev hidroksid ima tališče pri 318 °C, vrelišče pa pri 1390 °C. Obstaja več kristalohidratov, znani so

1, 2, 3, 4, 5 in 7 hidrati. NaOH se topi v glicerolu, tako 1-2 % raztopino uporabljamo za odstranjevanje

Stran 10 od 83

otrdele kože.

Je močan tokson (venenum) brez specifičnega mesta delovanja (strukturno nespecifičen strup). Izredno

visok pH vodnih raztopin je za tkiva, ki potrebujejo pH okrog 7, nenormalno okolje. Posledica so različne

fizikalno-kemijske spremembe tkiv:

Koža je sestavljena iz lipidov (amidna vez), proteinov (estrska vez) in ogljihovih hidratov (glikozidna

vez). Najprej se odvije hidroliza lipidov, tako da nastane v vodi topljiv glicerol in 3 mol soli natrijeve

maščobe. Celična membrana se tako raztopi, pride do destrukcije. Ko se lipidi razgradijo ima NaOH prost

dostop do beljakovin. Le te so sestavljene iz aminokislin, ki so med seboj polimerizirane s peptidno

vezjo. Beljakovine se pričnejo v NaOH raztapljati, saj se na -OH, -SH skupinah ionizirajo natrijevi ioni.

Sledi uničenje vodikovih vezi in peptidnih vezi, poteče hidroliza z vodo. Beljakovina izgubi svojo

strukturo. Raztopi se keratin (ki nastaja v keratocitih) kar povzroči zelo boleče poškodbe. Snovi ki

raztapljajo keratin so keratolitiki.

Če pride NaOH do želodca ga HCl nevtralizira. Žal pride že med samim zaužitjem do zelo hudih poškodb

ustne sluznice. Občutimo hude bolečine, ker se tkivo dobesedno raztaplja. Zaradi bolečin lahko človek

pade celo v šok. Oteklost požiralnika lahko povzroči smrt. Možno je tudi predrtje (perforacija) želodca,

t.j. nastanek ulkusa.

Smrtna (letalna) količina je 20 mL 15% (ali 10 mL 25%) raztopine, pri čemer je potrebno upoštevati, da

raztopine močnejše od 1% že veljajo za hude korozive (iritanti)! Tudi trden NaOH je zelo nevaren. Do

poškodb lahko pride pri postopkih drobljenja, zlasti če prileti v oko. Ker izredno hitro prodira skozi oko

in poškoduje zrklo moramo vedno nositi varnostna očala!! Pri peroralnih zastrupitvah se ne sme

povzročiti bruhanja ampak je potrebna takojšnja zdravniška pomoč. Tudi vdihovanje hlapov NaOH je

nevarno, saj povzroča pljučni edem. Če pridemo v stik z razpršino ali prahom najprej odstranimo obleke,

se obrišemo s papirjem, nato pa spiramo s hladno vodo 30 minut. Šele nato uporabimi 1% raztopino

ocetne kisline, drugače bi toplota, nastala pri nevtralizaciji, še dodatno poškodovala kožo!!

NATRII CARBONAS – SODIUM CARBONATE – NATROJEV KARBONAT – Na2CO3

Spojina je znana že zelo dolgo časa, še iz časov starega Egipta. V naravi je prisotna v nekaterih slanih

jezerih (natronska jezera), pojavlja se tudi kot mineral. Je sol močne baze z šibko kislino. Posledično so

soli zelo bazične (pH nad 11), delovanje je podobno NaOH. Dandanes ga dobivamo po Solveyevem

postopku (75 % svetovne proizvodnje). Nasičeni raztopini NaCl dovajamo nasičena NH3 in CO2:

NaCl + NH3 + CO2 + H2O NaHCO3 + NH4Cl

NaHCO3 Na2CO3 + CO2 + H2O

Stran 11 od 83

Znane so tri oblike: decahydricus, monohydricus in anhydricus. Dekahidrat kristalizira pri temperaturi

nad 39°C. Spojina je stabilna pri temperaturi pod 32°C, in tvori lepe bleščeče monokline kristale. Pri 34

°C izgubi nekaj molekul lastne vode (tako trošenje imenujemo eflorescenca), tako da nastane

heptahidrat (Na2CO3.7H2O). Le-ta se takoj nato raztopi v lastni vodi (delikvescenca). Če ga segrejemo na

okoli 45°C odda skoraj vse kristalne vode, tako da dobimo monohidrat. Pridobivamo ga lahko tudi iz

brezvodne oblike in vode. Raztopimo in mešamo v mešalcu, ter tako dobimo kristaliničen monohidrat. Če

ga segrevamo (nad 50°C, običajno okoli 100°C) dobimo brezvodno obliko. Brezvodnega lahko dobimo

tudi s segrevanjem NaHCO3 na 170-180°C (kalciniranje). Dobimo 99% čisto snov z nekaj primesmi. Ker

je vrsta kristalohidrata odvisna od temperatue je shranjevanje točno določeno – pod 25 °C!

Kristalohidrati se razlikujejo po topnosti in tudi vizuleno (barva, oblika). Hidrati z več vezane vode so

običajno večji, brezbarvni ali prozorni. Brezvodne soli so običajno zelo drobni kristalčki.

prozorno- vidimo svetlobo (steklo)

prosojno- prepušča manj kot 80% svetlobe

Na2CO3 je uporaben za mehčanje kože (poroženelega sloja, ki se rad lupi, emolietna snov). Kopeli imajo

koncentracijo z okoli 250 g soli na kad vode, cca. 150 L. Za lokalno mehčanje otrdele kože se uporablja

0,5 % raztopina (karatolitik). Brezvodni je dobro topen v vodi in je tipična higroskopna snov. Z

sušenjem ugotavljamo in odstranjujemo nečistoče (kontaminantov), to so večinoma njegovi hidrati.

Steklo absorbira znatne količine vode. Silikatna trdna talina veže nase vodo, ki je med seboj povezana z

vodikovimi vezmi.

NATRII HIDROGENCARBONAS – SODIUM HYDROGENCARBONATE – NATRIJEV HIDROGENKARBONAT - NaHCO3

Spojina je predpisana v vseh farmakopejah. V pogovorni angleščini se učinkovini reče sodium

bicarbonate, lahko tudi baking soda (jedilna soda). Je sol nestabilne ogljikove kisline H2CO3. Kislina

obstaja v vodni raztopini in je zelo šibka; prevladuje HCO3- oblika (CO3

2- ion bi obstajal, če bi bil kakšen

kation). Za farmacevstke namene se ta spojina načeloma ne uporablja.

Pridobiva se tako, da v raztopino natrijevega karbonata uvajamo ogljikov dioksid in tako dobimo natrijev

hidrogenkarbonat. Ker se pogosto uporablja kot infuzijska raztopina ga čistimo z mikrobnim filtriranjem

(pri nizki temperaturi) ali s segrevanjem v posodi s prebitnim ogljikovim dioksidom (stereliziramo). Po

Solveyevem postopku se ga ne sme pridobivati, saj po prvi stopnji vsebuje preveč nečistoč. Če takega

kalciniramo in ponovno uvajamo v CO2 in vodo (3. stopnja Solveyevega postopka) pa postane dovolj čist

za farmacevtsko uporabo.

1. stopnja: Na2CO3 + CO2 + H2O NaHCO3 (nečist)

2. stopnja: 2NaHCO3---(180°C) Na2CO3 + H2O(kalciniranje)

Stran 12 od 83

3. stopnja: Na2CO3 + CO2 + H2O NaHCO3 (zelo čist)

Kristalizira v obliki monokliničnih ploščatih kristalov. Raztopljena v vodi izgublja CO2, tako da počasi

nastaja Na2CO3. Pri višji temperaturi je izhajanje plina še hitrejše (termična neobstojnost). Na površini

kristala se prevleče s plastjo vode (jo adsorbira) in tu poteka proces razpadanja kristalov. Nastajajo

kristale sestave Na2CO3.NaHCO3

.2H2O (natrijev seskvikarbonat) ki niso stabilni. Na videz sicer ne

opazimo sprememb, pojavi se le povečanje pH. Z vodo običajno reagira šibko bazično, s pH med 7 in 8,5

(0,1M pH 8,3). Nizek pH omogoča uporabo spojine kot zdravilne učinkovine.

Ion HCO3- je del pomembnega pufrskega sistema v organizmu. Manipulirati ga je mogoče s ferkvenco

vdihovanja CO2. Pri acidozi pomaga dodajanje NaHCO3, ker zviša pH organizma (običajna koncentracija

HCO3- je 25 mmol/ L, kar daje pH 6,7). Pri peroralnem uživanju (10g/dan) najprej poteče nevtralizacija

s HCl v želodcu, preostanek se absorbira. Plin CO2 zapusti organizem, Na+ ioni pa ostanejo v telesu, kjer

zvečajo pH urina. Paziti je potrebno, da ne dodamo preveč soli, pH v želodcu bi se preveč povečal,

bazičnost pa bi privedla do sproščanja (pre)velikih količin plina CO2. Če acidoze ni, Na+ ioni povečajo

pH plazme in tako pride do alkaloze. Acidoza lahko nastopi tudi zaradi sladkorne bolezni ali prevelike

telesne aktivnosti. Pri hiperacidnosti pride do poškodb predvsem ledvic in jeter.

Alkaliranje urina ima poseben pomen. Če je urin alkalen se šibke kisline zlahka raztopijo v urinu

(salicilna kislina> salicilni ion) in enostavno izločajo. V alkalnem urinu se tudi ne izločajo bazične snovi.

Zato urin naalkalimo in pospešimo izločanje kislih (toksičnih) snovi. Višji pH povzroča daljše

zadrževanje zdravilne učinkovine v telesu. Če uporabimo bazično učinkovino v kombinaciji z NaHCO3 se

bo v telesu zadrževala dalj časa, če pa uporabimo kislo, se bo hitreje izločila.

Nekdaj je bil dosti v uporabi pri zdravljenju prekomerne produkcije želodčne kisline. Snovi, ki delno

nevtralizirajo v želodcu prisotno HCl se imenujejo antacidi. Mednje spada tudi NaHCO3, vendar se

uporaba opušča zaradi neudodnega sproščanja ogljikovega dioksida (napihuje želodec, meteorizem,

gastritis). Poleg tega imamo na voljo veliko bolj učinkovite spojine.

V izotonični koncentrirani 1,26 % raztopini je spojina primerna za peroralno in paranteralno uporabo.

Topikalno jih lahko uporabljamo kot kapljice za oči s koncentracijo okoli 3%, čistila za čiščenje leč imajo

koncentracijo okoli 1%. Nekatere raztopine so primerne za izpiranje telesnih votlin ali kopanje (balueum).

Prašek je uporaben kot posip (pulvis) pri zdravljenju kožnih vnetij, predvsem srbečice. Zaradi disociacije

v vodi je primeren za nadomeščanje elektrolitov. V farmacevtski tehniki ga uporabljajo pri izdelovanju

šumečih tabletk (efervescentne tablete). Uporablja se ga tudi v obliki svečk za v rektum. Reakcija vzdraži

rektalno sluznico zato se feces lažje izloča (laksans)

Stran 13 od 83

NaHCO3 + NaH2PO4 Na2PO4 + CO2 + H2O

NATRII SULFAS – SODIUM SULFITE – NATRIJEV SULFAT – NaSO4

Spojina je v uporabi že zelo dolgo, znan je kot mineral tenardit. Tvori lahko veliko število dvosoli npr.

z magnezijevim sulfatom. Je stranski produkt pri pridobivanju kuhinjske soli in natrijevega tetraborata.

Reakcijo med NaCl in H2SO4 je odkril Glauber, njemu na čast je spojina dobila tudi ime (glauberjeva sol,

glauber salz). Izraz se posplošeno uporablja za soli, ki jih smatramo kot osmotska odvajala.

H2SO4 + 2NaCl Na2SO4 + 2HCl

Za pridobivanje zelo čistega natrijevega sulfata uporabljamo njegovo topljivost v vodi. Je občutljiva

snov, ki iz vodnih raztopin kristalizira samo, če je temperatura nižja od 32°C (topnost je najvišja tik pod

33°C). Zmanjšanje topnosti lahko dosežemo tudi z dodajanjem metanola. Nastanejo brezbarvni

monoklinični dekahidratni kristali z velikim parnim tlakom. Zato se voda na zraku troši (eflorescira). Če

kristalohidrat segrevamo, hitro opazimo topljenje v lastni vodi (delikviscenca). Hitro se utekočini tudi, če

ga poskušamo streti. Pri temperaturi raztopine nad 32°C opazimo na dnu posode izločanje brezvodnega

sulfata. Topljivost brezvodnega NaSO4 zmanjšamo, če dodajamo NaCl ali sulfatne ione. Natrijev sulfat se

v vodi topi eksotermno, zaradi vzpostavitve vodikove vezi.

Sulfatni ioni se iz prebavil praktično ne absorbirajo, zato tam ostane tudi Na+ ion, ki se hidratizira s 6

molekulami vode in tako zadržuje vodo. Ko zvečamo koncentracijo molekul (ionov) v lumnu črevesja,

začne potekati osmoza. Črevesna membrana težko prepušča ione, zato gre voda iz krvne plazme v

črevesje. NaSO4 je tako salinični (osmozni) laksans saj sproži kontrakcije črevesja in s tem njegovo

praznenje. Od koncentracije je odvisno, koliko časa je potrebno za začetek izločanja. Najboljša je uporaba

izotonične raztopine, učinkovati začne po približno 2 urah. Hipertonične in hipotonične raztopine delujejo

z zakasnitvijo, saj mora prvo priti do izenačitve koncentracij (potrebno okoli 8-10 ur). Na podoben način

delujejo tudi razni polivalentni alkoholi, laktoza in celuloza. Nekatere kupljene minearlne vode vsebujejo

take soli in jih zato priporočajo kot blaga odvajala (pri nas Donat®, na Češkem Karlovaška sol®). Za

dosego odvajalnega učinka potrebujejo drasli ljudje od 20-30 g NaSO4.10 H2O, otroci pa največ 20g.

Potrebujemo ga pred operativnim posegom na črevesju, pred rentgenskim slikanjem in pri nekaterih

zastrupitvah.

Laksante se lahko zlorablja za zmanjševanje telesne mase. Zmanjšana je absorbcija iz G-I trakta, poveča

se količina vode, ki se izloča. Na račun izgubljene vode se manjša tudi masa telesa. Brezvodni NaSO4 je

učinkovito sredstvo za sušenje (postavljen na zamašek preprečuje vstop vlage v posodo). Uporablja se kot

antioksidant, varovalno sredstvo pri konzerviranju živil. Kemijska nestabilnost zdravila nas sili v to, da

Stran 14 od 83

iščemo bolj stabilne spojine (decahydricus je nestabilen).

KALIJ:

Večina kalijevih ionov v organizmu se nahaja intercelularno. Koncentracija v celici je 160 mmol/ L,

zunaj celice pa 5 mmol/ L. Kalijevih ionov je v telesu manj kot natrijevih (so 50x bolj toksični), razmerje

Na+:Ca2+:K+ v krvni plazmi znaša 25:1:1. Celice živalskih organizmov skrbijo da je koncentracijski

gradient konstanten. Zato Na+ ione črpajo iz celice v medceličnino in obratno, K+ ione v celico iz

medceličnine. To poteka preko Na-K črpalke z aktivnim transportom pri katerem se porablja energija

ATP. Na koncentracijo kalija v telesu pomembno vplivajo ledvice, saj nadzorujejo njegovo resorbcijo iz

urina.

Hipokalciemija nastopi, ko organizmu primankuje K+ ionov. Do tega pogosto pride ko se namerno ali

nenamerno daljši čas povzroča diareja pri kateri pride do izgube elektrolitov. Tudi bruhanje in sredstva za

povečano izločanje urina (diuretiki) lahko privedejo do takega stanja. Zmanjša se pri alkalozi in citozi.

Pomanjkanje kalija čutimo kot mravljince in oslabelost mišic. Rešujemo jo z dodajanjem K+ ionov.

Hiperkalemija je zvišanje koncentracije K+ ionov. Nevarne zastrupitve lahko nastopijo, če se peroralno

zaužijejo večje količine dobro topne kalijeve soli. Sol KCl je v dozi 15-20 g peroralno nevarna za odrasle,

za otroke že manj kot 10 g. Takrat se koncentracija iz običajnih 20 mg/100 g plazme poveča na 30 mg/

100g. Hipernatriemijo zdravimo z hitrim dodajanjem (infuzijo) Ca2+ ionov, ki povečajo hitrost utripanja

srca. Običajno je to Ca-glukonat.

K+ ioni so mediatorji bolečine, delujejo lahko direktno na živčne končiče ali pa sproščajo druge

mediatorje bolečin. Sodelujejo pri vzdraženosti mišičnih vlaken, zlasti v srčni mišici in skeletni

muskulaturi. Normalna koncentracija K+ je potrebna v žičnih in mišičnih celicah za normalno prevajanje

informacij. Pri hipernatriemiji se zmanjša prevajanje dražljajev v srčni mišici. Koncentracija 15mg/100g

plazme povzroči pospešeno bitje srca (tahikardija), ko naraste na 40mg/100g plazme nastopi zelo

počasen utrip srčne mišice (bradikardija), ker K+ izpodrine Ca2+. Če se koncentracija poveča na 60 mg/

100 g plazme lahko pride do zastoja srca.

K+ ione zaužijemo pretežno z rastlinsko hrano. Priporočen dnevni vnos je 2-6 g, organizem ga potrebuje

1-2g, to je okoli 30 mmol na dan. Nekatera rastlinska hrana vsebuje še posebaj veliko kalijevega iona.

Absorbcija je hitra. Večina se izloči z urinom (90 %), nekaj tudi z znojenjem.

Stran 15 od 83

KALII CHLORIDUM – POTASSIUM CHLORIDE – KALIJEV KLORID - KCl

Pogosto ga dobivamo paralelno z NaCl pri čiščenju morske vode. Dobimo ga lahko iz različnih

mineralov, tak je karnalit KCl.MgCl2.H2O ali silvit KCl. Zelo pomembna je kristalizacija snovi, ki

vsebujejo K+ in Na+ ione.

Sol kristalizira v kubične kristale in je stabilna. Tališče je pri 772 °C, vrelišče pri okoli 1500 °C. Je dobro

topna sol v vodi, v topli bolje kot v hladni. Na splošno velja, da so kalijeve soli bolj topne kot natrijeve.

Analitični problemi so podobni kot pri NaCl. Za dokazovanje lahko uporabimo reagent kobaltinitrit, ki

daje z Na+ ioni dobro topljivo sol, s kalijevimi pa težko (le 90 mg/ 100 g vode). Z uporabo cinkovega

uranilacetat smo prenehali (natrijeve sol je netopna, kalijeva pa dobro topna).

Farmakodinamični učinki so bolj očitni kot pri natrijevih ionih ker delujejo intracelularno (je diferenten).

Odmerjanje mora biti temu primerno, potrebni so majhni odmerki. Običajno se jemle 3-4 dnevno po 40

mmol na dan (pro die), peroralno po obroku (post cibum, pomembno da se sol razredči s hrano). Skupaj

torej okoli 120mmol na dan. Ima zelo neprijeten okus, ki ga lahko prekrijemo s paradižnikovim sokom

ali tabletami. Lahko se vzame v obliki kapsul, tako da ioni pridejo do dvanajstnika. Sol KCl iritira

sluznico prebavnega trakta, povzroča lahko ulkusne razjede, bruhanje in bolečine! Zato pri pripravi

zdravilnih učinkovin ne smemo zamenjati Na in K soli!

Uporablja se pretežno v sklopu intravenskih raztopin, t.j. v raztopinah za nadomeščanje elektrolitov.

Predpisana hitrost infundiranja infuzijske raztopine je podobna kot peroralno – 40 mmol/ L in dnevno ne

več kot 120 mmol soli skupaj. V raztopinah za injekcije se razlikuje po volumnu (do 50 mL za injekcijo).

Infuzija se običajno vstavi v kakšno večjo veno. Kalii et natrii chloridi infundibile je intravenska

raztopina 3g KCL in 6g NaCl, dopolnjena z 1000g vode. Tako dobimo 0,9% izotonično raztopino za

nadomeščanje elektrolitov.

KALII HYDROXIDUM – POTASSIUM HYDROXIDE – KALIJEV HIDROKSID - KOH

Je zelo znana baza. Pridobivamo jo na podoben način kot NaOH. Pri elektroliznih postopkih, kjer se Cl-

ion nato odstrani še z različnimi postopki. Spada v 5. skupino korozivnih snovi (korozivna, jedka snov;

oznaka C za corozivum)

Sol KOH je trdna snov s tališčem pri 360 °C in vreliščem pri 1320 °C. Dobimo ga v obliki paličic ali

ploščic (in bacillis, in rotulis). Talina običajno vsebuje še nekaj vode, dovoljeno je največ do 15 %.Dobro

topen je v vodi (1g/0,9g vode) in v etanolu (1g/3g etanola). Ker je kemijsko inkompatibilen z CO2 in H2O

Stran 16 od 83

moramo biti pazljivi pri shranjevanju (podobna pravila kot pri NaOH). Tvori lahko monohidrat, vsebnost

soli v kristalohidratu je 75 %.

Uporabljamo ga za razredčene raztopine. Kožo draži že 1% koncentrirana raztopina (oznaka Xi). Je

pomemben reagent. Ker je higroskopen (sicer manj od NaOH) se ga uporablja kot sušilno sredstvo,

absorbcijo kislih in bazičnih plinov, tudi sušenje bazičnih organskih snovi (pididin).

KALLI HYDROGENCARBONAS – POTASSIUM HYDROGENCARBONATE – KALIJEV

HIDROGENKARBONAT – KHCO3

Poznamo ga kot mineral kalcinit. Pripravlja se z uvajanjem CO2 v nasičeno raztopino kalijevega

karbonata.

Kristali so brezbarvni, relativno obstojni in niso higroskopni (omogočeno natančno tehtanje, priprava

titrimetrov). Imajo šibko alkalni okus. Pri segrevanju na 120 °C (kalciniranje) razpade na K2CO3, CO2 in

H2O. Za razliko od natrijevega hidrogenkarbonata tehnično razpade šele pri 300 °C. Vodna raztopina ima

pH 8,2. Če vodne raztopine segrevamo ali jih stresamo začne naraščati pH, ker izhaja ogljikov dioksid.

Posledično ga ni mogoče stelizirati s segrevanjem.

Uporaben je v analitiki, kot antacid in za alkaliranje urina. V primerjavi z natrijevim hidrogenkarbonatom

moramo biti bolj pazljivi, saj je K+ toksičen. Zato ga ne uporabljamo za peroralno zdravljenje (ne sme

biti v eferescentnih oblikah)!

KALII CARBONAS – POTASSIUM CARBONATE – KALIJEV KARBONAT – K2CO3

Pridobivamo ga podobno kot natrijev karbonat, po Solveyevem postopku in kalciniranju

hidrogenkarbonata. Uporablja se predvsem v industriji in v laboratorijih kot sušilno sredstvo. Raztopina

pepelike je močno odvajalno sredstvo, s podobnim učinkom kot aktivno oglje. Nekoč so jo pridobivali s

sežiganjem lesa. Pepel so shranjvali v glinenih posodah, iz te je nakapal kalijev karbonat, ki so ga nato

sušili. Po ponovnem filtrirali so dobili skoraj bel K2CO3. Ljudje so bili dolgo časa prepričani v zdravilno

moč takega rastlinskega pepela.

RAZLIKE V UPORABI K IN Na SOLI

K+ soli so dražje, sej je K redkejši element v naravi kot Na! Natrijev permanganat (NaMnO4) je cenejši

od kalijevega, vendar natrijevega praktično ne moremo uporabljati, saj se v kontaktu z zrakom raztopi.

Stran 17 od 83

Molska masa NaOH je 40 g/mol, masa KOH pa 56 g/ mol. To pomeni, da je za nevtralizacijo pri KOH

potrebna večja nevtralizacijska ekvivalenca (kar je slabo). NaOH je precej bolj ekonomičen od KOH (1

×).

K+ soli so bolj topljive v polarnih raztopinah (NaOH potrebuje enkrat več etanola kot KOH za

raztapljanje). KCl ima topnost 1g/ 250 g etanola, medtem ko je NaCl v etanolu praktično netopljiv. Na+

soli bolj vežejo vlago (hitrejše kvarjenje)! Na soli maščobnih kislin se uporabljajo kot mila (natrijev

stearat – trdna snov, drsljiva), K+ soli maščobnih kislin so plastične snovi.

2. SKUPINA – ZEMELJSKO-ALKALIJSKE KOVINE

KALCIJ:

Je zelo pogost element v telesu, saj ga najdemo vgrajenega kot osnovni gradnik endoskeleta (kosti, zobje)

in tudi eksoskeleta (korale, školjke). Njegovo remodelizacijo v kostnini uravnavata kalcitonin (vgrajuje)

in parathormon (raztaplja). Vezan je kot apatit (3Ca3(PO4)2Ca(OH)2) in fluoroapatit (3Ca3(PO4)2CaF2).

Fluoroapatit je močnejši, žal pa ga je v telesu mnogo manj kot apatita (uporaba zobnih past poveča

koncentracijo fluoroapatita). Za razliko od magnezija je kalcij ekstracelulkarni kation! Razlika med

koncentracijama mora biti konstantna ter znaša znotraj celice 10-7 M, v medceličnini pa 10-3 M.

Uravnavanje poteka s pomočjo ˝ionske kalcijeve črpalke˝, kjer se porablja energija ATP in kalcijevega

kanalčka, ki je odvisen od koncentracije natrija. Pomankanje kalcija je hipokalcemija in nastopi kadar

primankuje joda, zmanjšano je delovanje ščitnice. Ščitnica poveča reabsoirbcijo iz ledvic, izločanje iz

kosti in absorbcijo iz prebavil! Hiperkalcemija nastopi kadar je kalcija preveč, običajno k temu

pripomore povečana količina vitamina D, ki poveča absorbcijo iz prebavil.

Pomemben je pri transportu dražljajev v živčevju in skeletni muskulaturi. Pri tem električni potencial

potuje po živčnem vlaknu (razlika v koncentraciji K+ in Ca2+) do mešička (pora), kjer so neurotransmiterji

(v tem primeru acetoholin). Le-ta napolni mionevralno sinapso, kalcijevi ioni se vežejo z triponinom

(inhibitor mišične kontrakcije), katerega delovanje je zato preprečeno in vlakno se skrči. Acetilholi se

veže na prijemališče na mišičnem vlaknu in povzroči razgradnjo ATP, pri tem se sprosti kemična

energija, ki povzroči krčenje mišičnega vlakna! Pomemben je tudi pri strjevanju krvi (koagulaciji krvi).

Če ga kompleksiramo z citratnim anionom preprečimo strjevanje.

Digitalis je rastlina, katere naprstki vsebujejo glikozide (zelo močni strupi). Glikozid omogoči

kratkotrajen vdor Ca2+ ionov v srčno mišico (hiperkalcemija). Ker koncentracija naraste nad 10-5 M se

sproži ukaz za kontrakcijo, srce se skrči in skrčeno tudi ostane zato nastopi smrt.

Stran 18 od 83

V celici so ioni spravljeni v posebnih prostorih v ER (endoplazmatski ratikulum). Prehajanje v ER je

preko aktivnega transporta. Ko ioni potujejo po celici so vezani na poseben protein, imenovan

kalmodulin. Zdravilne učinkovine ponavadi delujejo na transport Ca2+ ionov skozi membrano.

S hrano zadostimo dnevnim potrebam (okoli 1g, 300mg gre v kri, 600mg ga ostane v fecesu), veliko ga je

v mlečnih izdelkih, vendar je treba povdariti, da je absorbcija iz prebavil slaba (nastanek kloridov

zaradi želodčne kisline, fosfatov, karbonatov...). Absorbcijo poveča vitamin D (če ga je premalo v telesu

nastopi rahitis), zelo močno pa jo zmanjša fitinska kislina (prisotna v rastlinski hrani). Izloča se preko

urina (primarni ima okoli 9g/L ionov, sekundarni le še 150mg/L). Do 30-ega leta še lahko poskrbimo za

skelet, v starosti pa začne mlečna maščoba vplivati še na odlaganje holesterola v krvi. Pomankanje v

puberteti se pri dekletih kaže kot osteoporoza v menopavzi. Kalij se najpogosteje uporablja kot calcii

gluconas (glukonska kislina, ki nastane z oksidacijo glukoze) in calcii lactas (anion mlečne kisline).

CALCII CHLORIDUM – CALCIUM CHLORIDE – KALCIJEV KLORID – CaCl2. [2 H2O]

Pridobivajo ga pri regeneraciji nastalega NH4Cl s Ca(OH)2 pri Solveyevem postopku. Že samo ime calcii

chloridum po europski farmakopei pomeni dihidrat (torej dihydras ne pišemo!). Poznamo še mono, tetra

in heksa hidrat, zadnji je prav tako v farmakopei. Najbolj higroskopen je šesthidrat, ki pri 30 °C izgubi 2

molekuli vode, nato pa se v izločeni vodi raztopi (delikvescenca). Dihidrat je stabilen tudi nad 40°C

(lahko ga tehtamo pri sobni temperaturi). Brezvodini kalcijev hidrat lahko dobimo le v atmosferi

plinastega vodika, ob segrevanju- če tega ni razpade suhi CaCl2 na CaO in HCl!

Ca(OH)2 + 2NH4Cl CaCl2 + NH3 + 2H2O

Uporabljamo ga kot nadomestilo elektrolitov pri hipokalcemiji in za terapijo hiperkaliemije. Zelo

pomemben je pri zdravljenju zastrupitev z magnezijem! Vedno se daje intravensko (paranteralno), v

majhnih koncentracijah, saj draži tkivo (lahko povzroči nekrozo). Peroralno draži (iritira) želodčno

sluznico. Brezvodni CaCl2 se uporablja kot učinkovito sušilno sredstvo.

CALCII SULFAS HEMIHIDRICUS – CALCIUM SULPHATE – KALCIJEV SULFAT – CaSO4 . ½ H2O

V naravi se nahaja v obliki dihidrata. Hemihidrat se pripravlja s segrevanjem na 130-160 °C. Če ga

segrejemo na višjo temperaturo (npr. 200 °C) dobimo povsem brezvodni kalcijev sulfat, ki zelo počasi

veže vodo. Hemihidrat zelo hitro veže vodo, zato je pomemben v številnih fizikalnih in kemijskih

procesih. Dihidrat kristalizira v igličaste kristale v trodimenzionalno mrežo, kjer je vmes ujeta voda.

Dekstrin upočasnjuje kristalizacijo, medtem ko jo kalijev sulfat posešuje.

Stran 19 od 83

Hemihidrat se že dolgo uporablja za pripravo mavca (zlomi kosti). Ko hemihidrat navlažimo nastane

dihidrat, ki kristalizira v 3-6 minutah. Dihidrat se uporablja kot pomožna snov granulatov, ki jih je

mogoče direktno tabletirati, brez dodajanja snovi za vezavo. Prispeva k stalni trdoti vode.

CALCII HYDROXIDUM – CALCIUM HYDROXIDE – KALCIJEV HIDROKSID – Ca(OH)2

Nastane pri reakciji CaO z vodo (eksotermna reakcija, gašenje žganega apna). MgO in CaO v majhni

meri ionizirata v hidrokside (manjša disociacija snovi ne pomeni, da je pH majhen)

Je relativno močna bazična snov, ki poškoduje tkivo pri stalnem stiku. Dobimo ga v obliki suhega

praška, ki je v farmaciji največkrat uporabljen ali kot gel. Prašek je v vodi malo topljiv (v hladni je bolj

– 1g/ L H2O) medtem ko je topljivost v glicerolu nekoliko večja. Dodatek oglikohidratov (glukaza,

saharoza, polioli...) mu povečajo topnost zaradi tvorbe koordinacijskih spojin.

Uporablja se v raztopinah kot topikalni adstringent in kot keratolitik (sredstvo za mehčanje kože).

Včasih so pripravljali farmacevtsko obliko iz lanenega olja in kalcijevega hidroksida pri čemer so

nastajale kalcijeve soli mlečne kisline, ki so delovale kot emulgator. Zaradi bazične reakcije z vodo je

naravni dezinfektor. Inkompatibilen z CO2 in H2O.

CALCII CARBONAS – CALCIUM CARBONATE – KALCIJEV KARBONAT – CaCO3

Uporablja se peroralno predvsem kot antacidno sredstvo! Zaradi reakcije z želodčno kislino napihuje

(meteorismus), potrebno je pravilno odmerjenje! Nastali CO2 se še raztaplja v plazmi in zniža pH. Ca-

karbonat je uporaben tudi kot polnilo za tablete.

Večina je v obliki krede (lupinice nekdanjih koral), ki po geotermični preobrazbi kristalizira kar povzroči

nastanek marmorja (čist CaCO3, prav tako kot kreda). V naravi je prisoten v obliki kalcita in aragonita.

Danes pridobivamo CaCO3 sintezno: iz slabo-topnega Ca(OH)2 v katerega se uvaja CO2, ali po

Solveyevem postopku iz CaCl2, tako da nevtraliziramo z amonijakom. Pri temperaturi pod 30°C dobimo

mineralno rešetko kalcita, nad 30°C pa kristalno rešetko aragonita.

V vodi je slabo topen, pomaga nakisanje z CO2 pri čemer dobimo topne hidrogenkarbonatne ione

(inkompatibilnost). Težko topne Ca-soli zmanjšujejo delovanje in izločanje želodca (ostipacija),

posledično zavirajo tudi izločanje fecesa.. Želodčna kislina nastaja v parietalni celici v želodcu.

Pridobivanje CaO poteka z kalciniranjem (segrevanjem) CaCO3.

Stran 20 od 83

CALCII STEARAS – CALCIUM STEARATE – KALCIJEV STEARAT – Ca(CH3(CH2)16COO)2

Pridobiva se iz stearinske kisline (višja maščobna kislina, C16), nastane dvovalentni kation vezan z dvema

ioniziranima karboksilnima skupinama. Nastala sol je težko topljiva in v vodi ne ionizira (izrazito

hidrofobna snov) zato kalcijev stearat plava na vodi in voda ga ne more omočiti. Prevladujejo značilne

dolge alifatske verige. Povsem čistega kalcijevega stearata ni; odstotek maščob varira.

Uporablja se v tehniki tabletiranja. Zaradi lisastih kristalov omogoča drsenje (spada med drsljivce) in preprečuje, da bi se tableta prilepila v pečat za tablete. Mg, Al in Zn stearat imajo podobne lastnosti.

CALCII LACTAS – KALCIJEV LAKTAT

Najpogosteje uporabljena oblika je pentahidrat, obstajajo tudi trihidrat in monohidrat. Pridobiva se iz

raztopljene mlečne kisline (acidum lacticum), ki jo nevtraliziramo z Ca(OH)2. Varnost uporabe

brezvodnega kalcijevega laktata je mnogo večja (ker se v vodo lahko naselijo mikroorganizmi) je pa

dražji od hidratnih oblik.

V primerjavi z kalcijevim kloridom je pH raztopine med 6 in 7 (podobno pH krvnega seruma), zato

njegovo injeciranje ni boleče.

CALCII GLUCONAS – KALCIJEV GLUKONAT

Pridobivamo z nevtralizacijo Ca spojine (hidroksid, karbonat…) z glukonsko kislino. Le to dobijo z elektrokemično oksidacijo glukoze (aldehid v karboksid) ali oksidirajo z oksidanti. Običajno je zraven vezana še ena molekula vode, ki pa se odcepi pri 130°C. Je dobro topen v vodi, topljivost pa mu še dodatno povečata K-saharat ali jabolčna kislina

Uporabljamo ga za nadomeščanje Ca2+ ionov v telesu (peroralno in paranteralno), povečani porabi Ca2+ ionov (nosečnost), starostni razgradniji (osteoporoza), pomankanju vitamina D... Je pomemben antidot pri spojinah, ki z Ca tvorijo težko topne soli. Poleg tega je tudi prijetnega okusa.

MAGNEZIJ:

Njegova toksičnost je odvisna od načina vnosa, paranteralno je lahko nevarno (Mg soli). Antidot so Ca

soli!

V organizmu je 21-28 g Mg2+ ionov (20 mmol, takoj za K+ ioni), od tega je ½ shranjenega v skeletnem

apatitu. V celici je koncentracija okoli 20-26 mmol/L medtem ko ga je v medceličnini veliko manj, med

Stran 21 od 83

1-2 mmol/L in je pretežno vezan na proteine. Razmerje Mg in Ca ionov v plazmi je 3: 10, v eritrocitih pa

2:1.

Magnezijev ion je pomemben pri transportu energije, saj je sproščanje energije iz ATP odvisno od

koncentracije Mg ionov (Mg katalitira fosforilizacijo). Je protagonist (protiigralec) Ca2+ ionom, saj

zavira sproščanje acetilholina na motorični plošči in s tem prenos živčnih dražljajev (pomembno

predvsem za srčno mišico). Prevelika koncentracija Mg2+ ionov se hitro pozna na mišičevju, zato se ga

lahko uporablja tudi pri narkozi. Koncentracije pri 10mg/100mL plazme povzročajo blago narkozo, pri

okoli 15mg/100mL izgubo refleksov, nad 20mg/100mL pa že povzročijo smrt zaradi paralize dihalnih

mišic (trebušne prepone). Če pa ga je premalo nastopijo krči.

Potreba po magneziju je 0,2 – 0,5 g na dan, absorbira se počasi, vendar ga dovolj zaužijemo že s hrano

(v mesu in žitaricah je več Mg kot Ca ionov), zato njegovega pomanjkanja skorajda ni. Telo je z

magnezijem precej važno, izgube so enake vnosu. Do težav pride pri vegeterjancih, prebavnih motnjah,

umetno povzročenih diarejah (hujšanje je navidezno – izgublja se le vode), bruhanju, pospešenem

izločanju urina (pri poškodbi ledvic; alkoholizem, diabetis), zlorabi diuretikov... Mg2+ predstavlja

rezervoar za upad Ca2+. Oba sta shranjena v apatitni zgradbi kosti iz katerih se od upadu sproščata.. Mg

soli se uporabljajo tudi kot osmotska odvajala. Ioni se ne absorbirajo, ampak ostanejo v prebavnem

traktu. Nanje se koordinira voda in naredi blato bolj tekoče ter poveča njegov volumen.

MAGNESII SULFAS – MAGNESIUM SULPHATE – MAGNEZIJEV SULFID – MgSO4

V naravi nastopa kot mineral kiselit ali raztopljen v morski vodi. Poznamo dve obliki- brezvodno in

heptahidrat. Pridobiva se iz Mg(OH)2, ki se ga nevtralizira s H2SO4. Možna je vsebnost še drugih

hidratov, stabilna sta še 12 in 6 hidrtata.

Pri sobni temperaturi v vodni raztopini kristalizira brezbarvni heptahidrat MgSO4.7H2O v obliki rubidne

prizme (mineral epsomit, epsomska sol) in je grenkega okusa. Na vlažnem zraku je stabilen, na suhem pa

eflorescira (izgublja vodo, zunanja površina se prevleče z belo oblogo). Če ga segrevamo na 150 °C

izgubi 6 molekul vode, tako da ponavadi dobimo monohidrat z monoklinično obliko kristala. Brezvodni

magnezijev sulfat dobimo s segrevanjem na 200 °C (ta se uporablja kot sušilno sredstvo, prav tako kot

monohidrat).

Uporablja se predvsem kot osmolaksant (10-20g v 3,3% raztopini, vsaj 0,5L vode da je primeren

učinek). Sulfatni ion se iz prebavil ne absorbira, zato zaužita količina magnezijevega sulfata ostane stalna.

Ker je milje v prebavni cevi hipertoničen glede na milje v kapilarah okoli prebavne cevi začne voda vdira

Stran 22 od 83

iz kapilar v prebavno cev. Prav tako se ga uporablja pri krčih in hipomagneziji.

Magnezijeve soli so inkompatibilne (nezdružljive) s številnimi zdravilnimi učinkovinami, recimo

tetraciklini (antibiotiki), kinolini in K-solmi, zato je treba pri uporabi paziti. Peroralno lahko velika

količina magnezijevega sulfata povzroči bruhanje, če do tega ne pride nastopi diareja z močnimi krči.

MAGNESII CHLORIDUM – MAGNESIUM CHLORIDE – MAGNEZIVEV KLORID – MgCl2 .

6H2O

Je zelo razširjena snov v naravi (poleg kamene soli). Pridobiva se iz karnalita (dvojna sol magnezijevega

in kalijevega klorid) tako da z filtra poberejo Mg2+ ione. Za farmacevtske namene ponovno čistijo Mg2+

ione in tako nastane heksahidrat. Nekaj ga pridobivajo tudi iz morske soli.

Obstajajo 2, 4, 6, 8 in 12 hidrati, po evropski farmakopeji se uporablja monokličen šesthidrat s tališčem

pri 712 °C in vreliščem pri 1412 °C. Če šesthidrat segrevamo na 100 °C dobimo tetrahidrat, pri

nadaljnem večanju temperature MgCl2 reagira s svojo kristalno vodo in tako dobimo Mg(OH)Cl. Eksistira

tudi brezvodni magnezijev klorid (heksagonalni sklad), ki ga pridobivajo po tehničnem postopku (suh,

brezvodni HCl segrevamo z MgCl2) in ga uporabljamo v farmaciji.

Inkompatibilen je s celo vrsto organskih spojin, saj namesto kristalne vode veže molekule etanola

(etanolat), eter, amine...

Ker je dobro topljiv se uporablja ko želimo dodati Mg2+ paranteralno. Poleg tega je uporaben pri

hipomagneziji (peroralno in paranteralno) ter pri hemodializi.

MAGNESIUM OXIDUM – MAGNESUIM OXIDE – MAGNEZIJEV OKSID - MgO

Obstajata dve obliki- težka (ponderosum) in lahka (leve). Obe imata isto zgradbo, a različno velikost

delcev! Prodobivamo ju s kalciniranjem (termično razgradnjo) MgCO3 (lahki MgO iz lahkega, težki

MgO iz težkega) lahko tudi iz Mg(OH)2. Farmacevtske oblike pridobivajo iz ustreznih bazičnih

karbonatov in je skoraj 100% čist (dovoljeno do 4% CaO).

Osipni volumen oxidum leve pri 15g je 100mL, najboljše oblike do 150 mL, medtem ko ima

ponderosum nasipni volumen 15g okoli 30mL. Je inkompatibilen na zraku, saj veže zračni CO2 in vodo

ter prehaja v magnezijev hidrogenkarbonat. V vodi je se raztopi predvsem CaO in nekaj MgO, raztopina

je alkalna s pH okoli 10.

Stran 23 od 83

MgO je mogoče uporabiti peroralno (prednost ima leve) kot antacid, na področju zdravil za zdravljenje

kožnih bolezni, za posipe (pulvis) in paste (v pasti za zobe). Trdi MgO veže vodo in maščobe ter s tem

osuši kožo. V industriji se uporablja kot pomožna snov, saj lahko ˝prenaša˝ kake spojine!

MAGNESIUM SUBCARBONAS – MAGNESIUM CARBONATE – MAGNEZIJEV CARBONAT – MgCO3

Poznamo dve obliki- leve in ponderosum. Obe pridobivamo iz magnezijevega hidroksida

(hidromagnesid) ob dovajanju CO2. Je težko topen, raztopina ima pH blizu 8,. Če začnemo dovajati CO2

narašča kislost in suspenzija se začne topiti.

Levis oblika (3 MgCO3 . Mg(OH)2 . 3 H2O) nastaja pri 60°C in je voluminozen (prašek je zelo lahek),

brezbarven in brez okusa. Osipni volumen je po farmakopeji točno določen in znaša za 15g spojine 90

mL prostornine. Med delci praška je veliko zračnih delcev. Ponderosum (4 MgCO3 . Mg(OH)2 . 5 H2O)

nastaja pri 90°C. Kristali so tu večji in manjše je število zračnih žepkov. Osipni volumen 15g mora

zavzeti prostornino 30 mL.

Obe obliki se uporabljata kot blagi antacid (okoli 1g peroralno, Mg se veže na pepsin) in za pripravo

levis oz. ponderosum oblike MgO (temperature okoli 900°C). Levis obliko lahko uporabljamo tudi kot

laksant.

MAGNESII HYDROXIDUM- MAGNESIUM HIDROXIDE- MAGNEZIJEV HIDROKSID-

Mg(OH)2

V naravi prisoten kot mineral brucit. Pridobiva se iz topljivih Mg-soli ob dodatku CaO. Ker je težje topljiv (12mg/L vode) izpade v obliki drobnih kristalov (priročno pri ločevanju MgO in CaO zmesi). Farmacevtsko obliko pridobivajo s cepljenjem suspenzij. Drobne kristale potem pustijo, da se združijo v večje nepotrebne primesi pa sperejo. Vodna suspenzija deluje alkalno. Je inkompatibilen z zrakom. Pri temperaturi nad 400°C prehaja v MgO.

Bel voluminiziran prašek se uporablja kot antacidno sredstvo (boljši od karbonata). Uporablja se 0,5-1g vedno po obroku! V primeru jemanja kakih drugih zdravil je treba počakati še najmanj dve uri po zaužitju Mg antacida. Za zdravljenje gastritisa (vnetje želodčne sluznice), pri zgagi (dvigovanje želodčne kisline v požiralnik), ulkusu dvanajsternika (čir)... Priporoča se količina, ki nevtralizia 50mmol HCl. Želodčno sluznico ščiti tudi na mehanični način. Deluje blago laksativno.

MAGNESII STEARAS – MAGNESIUM STEARATE – MAGNEZIJEV STEARAT

Magnezijeva sol stearinske kisline, uporablja se podobno kot kalcijev stearat. Zelo čisto obliko lahko

pridobivamo le iz ustreznega amonijevega stearata z ionsko izmenjavo. Običajno imamo zmes okoli 50%

Stran 24 od 83

Mg stearata, 40% Mg palmitata in nekaj % Mg soli oleinske kisline. Med posameznimi ioniziranimi

karboksilnimi skupinami je magnezijev ion; ta razporeditev omogoča, da je tvorba H-vezi z vodo manjša.

Je netopna (hidrofobna) spojina v vodi, prav tako kot ostali elementi II. skupine, ki tvorijo stearate. Za I.

skupino to ne velja, saj nastane koloidna raztopina. Voda ne omoči kristala, ki je premazan z Mg

stearatom.

Mg stearat uporabljamo kadar hočemo preprečiti zlepljenje delcev v procesni farmaciji (tabletiranje, lepa

sijoča površina), v posipih (pulvis), pudrih... Ker zelo zmanjša trenje se uporablja pri vneti koži.

STRONCIJ:

Strontinum se zelo slaba absorbira iz prebavnega trakta (ko pa se absorbira, je to zaradi podobnosti s

kalcijem!), paranteralno pa se hitro izloča z urinom, je izredno malo toksičen.

S farmacevtskega stališča je interesanten samo zaradi nevarnega radioaktivnega izotopa Sr90 z

razpolovno dobo 26 let, stabilen vir beta sevanja, nastaja pa ob jedrskih eksplozijah (uran, plutonij)

Predstavlja nevarnost za organizem z endoskeletom, ker se veže namesto Ca2+ v strukturo

hidroksiapatita, iz katerega se nato zelo težko izloči (Ca2+ ioni so zamenjani tako z eno kot dvovalentnimi

ioni)

Sedaj ga veliko uporabljamo v katodnih ceveh za TV in pirotehniki (rdeča barva), optiki (boljši lomni

količnik od diamantov), zobni pasti... Ranelic acid in stroncij tvorita spojino, ki povečuje kostno maso

(kost se raztaplja, stroncij pa jo nato obnavlja)

BARIJ:

Eden najbolj toksičnih elementov, prav tako spojine, ki so topne v vodi (0,02g Ba2+

peroralno povzroča težave, 1g pa že smrt). Nastopi kontrakcija in vzburjenje muskulature

(spasmus- krči, drugo ime pri barijevih krčih so- tetanični krči). Toksično delovanje se odraža tako,

da se poveča sproščanje acetilholina med sinapsami, posledica tega pa je spasum, kar prepreči dihanje

in tako nastopi smrt. Znaki zastrupitve so slabost, diareja, bruhanje in ohromitev, pri večjih dozah

povzročijo zastoj srca. Zavest pri zastrupitvi ni prizadeta, smrt nastopi po približno 3 urah.

Antidot je uporaba Mg-soli ali K-soli, Na2SO4 (obori se barijev sulfat), Papaverin (spazmalitik,

nahaja v maku), ter nato pranje želodca + paranteralno aplicirati KCl zaradi hipokaliemije! Pro

Stran 25 od 83

oralni zastrupitvi se inhalira Na2SO4.

Topne: acetat, klorid in hidroksid netopne: karbonat in oksid, vendar zreagira z želodčno kislino in tvorita topni Ba-klorid.

Delovanje zelo povezano z K ioni: Ba2+ direktno ali posredno zmanjšuje pasivno difuzijo K+ ionov iz celice (ter Na ionov v celico) in pospešuje prehod K+ inonov v celico (ter Na iz celice), posledica tega je hipertenzija (povečan krvni pritisk) in hipokeliemija.

Akutni primeri lahko povzročijo hemolizo, kronični pa privedejo do odpovedi ledvic

Ime po Baritu- Težcu (zaradi velike mase), veliko ga je v rastlinah (brazilski oreščki 1mg/10g), uporablja pa se v motornih svečkah, pirotehniki, deratizaciji (barijev karbonat, klorid- živali absorbirajo do 70% ionov), elementaren ni prisoten v naravi, reagira z H2O in O2, pri mlajših ljudeh absorbcija do 5x hitrejša,

BARII SULFAS - BARIUM SULPHATE – BARIJEV SULFAT – BaSO4

Barijev sulfat je edina barijeva spojina, ki ni tokisčna, ker je topnostni produkt zelo majhen! V alkalnih

raztopinah netopen, v H2SO4 pa tvori komplekse. Paziti moramo, da pripravki ne vsebujejo sulfitov ali

sulfidov.

Izloča se s fecesom, malo z urinom, skoraj nič pa skozi kožo (respiratorno).

Pridobivamo ga z izmenjavo ionov iz raztopine Ba soli z žveplovo kislino. Majhni kristali niso dovoljeni,

ker imajo majhni delci veliko površino, kar jim omogoča večjo topljivost maksimalna dovoljena

topljivost je 0,285 mg/ 100 mL, pod optičnim mikroskopom pa morajo imeti premer 1-2 mikrometra

Uporablja se kot kontrastno sredstvo pri rentgenskem slikanju, saj lepo absorbira beta žarke (300g

peroralno za slikanje želodca). V farmaciji se barijev sulfat uporablja za pripravo suspenzije v kateri se

barijev sulfat suspendira oziroma stabilizira s pomočjo sluzi (npr. Na-alginat)- ne sme se sedimentirati,

ker se uporablja za slikanje telesnih votlin. Njegova uporaba se danes zmanjšuje, saj je rentgenske

preiskave nadomestil ultrazvok

Izredno bele barve zato se uporablja za beljenje, nahaja predvsem v kosteh (90%) in živčnem sistemu. V

očesu je koncentracija 3x večja kot v okoliških tkivih.

RADIJ:

Kot večina radioaktivnih elementov je zaradi sevanja toksičen tudi radij (letalna doza10-100mg). Pride do nevarnih poškodb DNA, nukleinske kisline in ledvic. Antidot: aplikacija citronske

Stran 26 od 83

kisline, EDTA... kjer se tvorijo kompleksi in se tako hitreje izloča.

Poznamo:-alfa sevanje (helijeva jedra), kjer so delci dokaj veliki in imajo veliko sposobnost poškodovanja tkiva. Absorbirajo se po nekaj nanometrih in potujejo z desetino svetlobne hitrosti.-beta sevanje ( pozitroni in elektroni) nastajata iz nevtrona in protona po enačbah:

in . Delci se absorbirajo do dolžine 10 cm, in se že zelo približa svetlobni hitrosti (90%).-gama delci predstavljajo EM valovanje majhne frekvence, svetlobne hitrosti in zelo velike energije, ter se nikoli ne absorbira.

uporaba: -v diagnostiki: scintigrafija- aplikacija raztopine in nadaljne iskanje nahajanja elementa v telesu-terapiji nekaterih obolenj (predvsem umetno pridobljeni), to so večinoma maligna obolenja, kjer se raka obseva ali aplicira radioaktivno snov. Ker ga je v naravi zelo malo se praktično ne uporablja več. Vedno uporabljamo radioaktiven eement kratkega razpolovnega časa (jod131, fosfor) to je nekaj ur ali največ par dni!

Sevaje je prvi odkril Becqerele. Opazil je, da obstaja značilno sevanje za uran (košček urana zavil v fotofilm, ta se je spremenil). Radij jeodkrila Marie Curie (iz 20t rude pridobila 1g radija in polonija), uvede tudi pojem radioaktivnost.

3. SKUPINA PERIODNEGA SISTEMA

BOR:

Boron nima pomembne vloge v človeškem organizmu, kot mikroelement je pomemben za rastlinske

organizme. Je nekovina in izstopa po lastnostih. Borani so spojine bora in vodika (B2H6, boraks

Na2B4O7), ortoborati pa soli B-soli. Uporabljali so ga v terapevtske namene vendar sedaj uporabo

opuščajo, ker je toksičen (1-2 grama).

Včasih uporabljali za izsuševanje pri mumificiranju in merjenju gostote zlata, dodatek steklu izboljša

lastnosti, peroksoborati so sestavni deli pralnih praškov.

ACIDUM BORICUM – BORIC ACID – BOROVA KISLINA – H3BO3

Pridobivanje poteka z uporabo kernita (Na2B4O7 . 4H2O) ali boraksa (Na2B4O7 . 10 H2O,sredstvo za

umivanje in titrirna snov za standarnizacijo kislin, S. Ameriška slana jezera), ki ju nakisajo ali s

kristalizacijo iz vodnih raztopin, ki vsebujejo proteine. Običajno imamo brezbarvne luskaste kamne s

tališčem pri 170 °C (pri 70 °C prehaja v BO2). Če segrevamo odprto raztopino bo izhlapela tudi borova

kislina (zato mora biti sistem zaprt). Kadar ga poskušamo izolirati se pojavi vmesna stopnja (H2B4O7), ki

ni obstojna saj prehaja v borov trioksid.

Stran 27 od 83

Je šibka kislina, pH je 5 (velja samo, če jo imamo v čisti vodi), ki pri sobni temperaturi ni stabilna (do

5% raztopine, z vodo tvori [B(OH)4]- komplekse) in je hlapljiva ob segrevanjem. Hranimo jo v tesno

zaprtih vsebnikih. Slabo topna je v vodi (0,056g/ml vode), v alkoholu pa že bolje (1 del/ 16 delov

etanola). V prisotnosti 4ih delov glicerola tvori estre in sprošča H3O+ (trimetilni ester borove kisline ima

vrelišče pri 120 °C)

Danes se borova kislina ne uporablja veliko (mazila delujejo protimikrobno samo toliko kot se zniža pH,

dejansko protimikrobno delovanje je ničelno). Če se uporablja kot kapljice za oči ne sme mešati z

večvalentnimi alkoholi (tak je Collyrium®, vsebuje benzalkonijev klorid). Uporabna za pomirjanje

vzdraženih oči in odstranitev tujkov, žračnih onesnaževalcev ali klorirane vode. 2% raztopina je približno

izotonična s solzami, vendar ne preprečuje hemolize eritrocitov.

Je uporaben nosilec za alkaloidalna zdravila. Pufrska kapaciteta borove kisline je nizka, zato kmalu po

vnosu borove kisline v oko pH naraste na pH obočesne tekočine in sprosti delovanje alkoida. Pufer je

sestavljen iz borove kisline in Na-borat dekahidrata, dodajo mu še NaCl za boljšo izotoničnost. Včasih so

ga uporabljali v posipih (pulvis) za kožo pri dojenčkih. Ker deluje diuretično (voda izztopa iz celic) so ga

včasih uporabljali za hujšanje (sredstvo za ˝odstranjevanje maščob˝).

Smrtni odmerek za dojenčka je 2 g, peroralno pri otrocih okoli 5 g in 20 g za drasle, zato je danes

prepovedan. Akumulacija je hitra saj se ne izloča iz telesa, posledice pa so zastrupitve, izpuščaji,

bruhanje, zmedenost, nezavest in smrt.

ALUMINIJ:

V farmaciji so pomembne v vodi topljive soli aluminija! Elementarni aluminij je lahko dostopna,

inertna kovina (prevleče se z Al2O3), še bolj inertna je v kislem okolju; v alkalnem pa ne, ker nastajajo

aluminati! Je najpogostejša kovina v zemeljski skorji (7%). Je esencialen element za rastline, kljub temu

pa ga najdemo le v sledovih. Za ljudi in živali je toksičen ob vstopu v krvni obtok. Pri peroralnem

uživanju antacidov nastajajo Al3+ ioni, ampak se ne absorbirajo. Nevarno je kadar vstopi skozi sluznico ali

kožo. Poškoduje ledvica in centralni živčni sistem (povezava z alzheimerjevo boleznijo).

Pomemben antacid. Razširjena je uporaba alu folije, ki je uporabna tudi v farmaciji, ker pritisne omot

(blister, ang.). Z njo prekrivajo rane, tako da na primerno tkanino naparijo aluminij. Ker se gaza na rano

ne prime močno so na ta način narejeni obliži. Elementarni aluminij se uporablja tudi za posip pri

nekaterih kožnih boleznih. Pri tem ne govorimo o zdravilni učinkovini, ampak o medicinskem

pripomočku (medicinal aids). Uporabljajo ga za zapiranje plastenk in steklenic.

Stran 28 od 83

DELOVANJE ALUMINIJEVIH SOLI

Adstringentno delovanje pri organskih in anorganskih spojinah. Al3+ ioni reagirajo s proteini, saj se

vežejo na njihovo površino (amidna-, tio- (ostein), karboksilna skupina ter mukopolisaharidi sluznice). Še

posebno močno se vežejo s SH tioskupino. Mukopolisaharidi ščitijo steno želodca pred kislino. V

normalnem stanju sluznice so hidratizirani (tvorijo H vezi). Če prekinemo vezi med vodo in proteinom

je protein blokiran (denaturiziran). Vezanje sluznice (zmanjša se aktivna površina) je adstringentno

delovanje. Adstringent je dobro znan za strojenje kože.

Hemostiptično delovanje je kri ustavljajoče delovanje (zožajo se kapilare). Uporaben pri klasičnem britju

in lažjih urezninah.

Protimikrobno delovanje ni bakteriocidno, ampak bakteristatično. Mikrobov metabolizem je ustavljen

na minimum, vendar preživijo in se z odstranitvijo ponovno razmnožujejo. Mikrocianidno delovanje

ubija mikrobe.

Deodorantno delovanje, pri katerem je zaradi zožanja lojnic zavrto izločanje. Deodorantov se nikoli ne

sme uporabljati pri vneti koži, ker se preko kože absorbira v kri!

Antirespirantna sredstva so učinkovita pri prekomernem znojenju.

ALUMINII ACETAS, TARTRAS, LACTAS

Drugo ime za Al-acetat je Borowa raztopina. Pripravljajo jo s segrevanjem Al2(SO4)3 v vodni raztopini ter dodatkom CaCO4. Nastane Al(OH)3, ko preneha izhajati CO2 mu dodamo še ocetno kislino. Glede na množino kisline nato nastajata acetat (Al(CH3COO)3) ali bazični acetat (Al(CH3COO)2(OH)). Uporaben je topikalno kot obkladek pri oteklinah. Raztopina naj vsebuje med 1,3% in 1,45% Al3+ ionov ter 5,3% do 6,3% acetatnega iona.Al2(SO4)3 + 3CaCO3 + H2O 2Al(OH)3 + 3CO2 + 3CaSO4

Al(OH)3 + 3CH3COOH Al(CH3COO)3 + 3H2OAl(OH)3 + 2CH3COOH Al(CH3COO)2(OH) + 2H2O

Tartrate dobivajo z reakcijo z vinsko kislino (acidum tartaricum). Sol ki pri tem nastane se lahko veže na dveh mestih (vinska kislina je dober kelat).

Z mlečno kislino (acidum lacticum) nastajajo laktati. Uporaba je podobna kot pri Al-sulfatu (ustna votlina, manjše krvavitve, obkladki...).

Stran 29 od 83

ALUMINII OXIDUM HYDRICUM – ALUMINIUM OXIDE – ALUMINIJEV HIDRATIZIRANI OKSID

Ne gre za Al2O3, ampak za hidratizirani Al(OH)3. Pridobiva se tako, da Al(OH)3 dodajamo NaHCO3 ali

NH4+, kjer med nevtralizacijo nastaja sol v obliki gela. Čvrsto obliko dobimo tako, da sol čistimo z vodo,

potem pa ga sušimo pri čim nižji temperaturi. V kislem mediju dobimo iz gela raztopino po enačbi:

Al(OH)3 + 3H+ Al3+ + 3 H2O

V bazičnem mediju nastajajo kompleksi po enačbi (ta kombinacija je inkompatibilna):

Al(OH)3 + OH- [Al(OH)4]-

ki med segrevanjem pri nizki temperaturi tvori:

2 [Al(OH)4]- [Al(OH)3 – O – Al(OH)3]2- polialuminate.

Hidratizirani aluminijev hidroksid ni kemijsko enotna snov. Pri sobni temperaturi vsebuje cca 17 % vode.

Kadar je atmosfera nasičena z vodo se material dodatno adsorbira. Če pa je temperatura nad 30 °C se

adsorbirana voda sprošča (eflorescira)

Pri hidratiziranem se pojavlja pojem staranja materiala. Gre za agregacijo manjših delcev v večje, ki

zmanjšajo možnost (aktivna povržina) za nevtralizacijo HCl v želodcu. Zato se priporoča suspenzije ali

sveže pripravljena sol.

ALUMINII OXIDUM- ALUMINIUM OXIDE- ALUMINIJEV OKSID- Al2O3

Pripravljamo z dehidracijo iz hidratiziranega Al-oksida. Vse hidratne vode odda pri temperaturi nad

450°C. Ker vodo tudi veže se uporablja kot sušilno sredstvo. Topi se v kislih raztopinah.

Pomemben je v kromatografiji. Spojine ločujejo, čistijo, izolirajo... na podlagi razlik njihovih fizikalno-

kemičnih lastnosti (polarnost, molekulska masa, tvorba kompleksov, velikost delcev, vsebnost vode....

skratka katerikoli zunanji dejavnik). Al2O3 se pojavlja kot nosilec snovi, saj ima veliko površino in s tem

večjo sposobnost adsorbcije (vezave na površino). Glede na moč adsorbcije se spojina porazdeli med

topilom (mobilno fazo) in adsorbentom (stacionarna faza). Najmočnejšo sposobnost adsorbcije ima

brezvodni Al-oksid.

ALUMINII SULFAS – ALUMINIUM SULPHATE – ALUMINIJEV SULFAT – Al2(SO4)3

Enovita snov, ki se pridobiva iz hidratizitranega Al(OH)3 v koncentrirani H2SO4.Nastaja aluminijev

sulfat, ki hidratizira z različno vsebnostjo vode. Pri sobni temperaturi kristalizira v Al2(SO4)3 . 18 H2O, ki

zelo hitro izgublja vodo (eflorescira), in se hitro prekrije z belkastjo snovjo. Je dobro topen v vodi (1g/1g

Stran 30 od 83

vode). Brezvodni se dobi s segrevanjem na 300 °C. Pri segrevanju nad 600 °C razpade na Al2O3 in SO3,

zato je potrebna določena previdnost. Hidroliza je rahlo kisla, zlasti če se raztopina segreva.

2Al(OH)3 + 3H2SO4 Al2(SO4)3 + xH2O Al2(SO4)3xH2O

Uporabljamo ga kot adstrigens (ker je dokaj koroziven se uporablja za odstranjevanje otrdele kože in

bradavic) in topikalno kot lokalni antirespirant. Raztopine pri oralnem zdravljenju, izdelujejo tudi paste

za zobe. Iz vode z njim odstranjujejo NH4+ ione med postopkom priprave pitne vode.

ALUMINII KALII SULFAS – ALUMINIUM POTASSIUM SULPHATE – ALUMINIJEV KALIJEV SULFAT - Al2(SO4)3 . K2SO4 . 24 H2O

Toksične so količine nad 2g, posebno ogroženi so otroci. V prebavilih se ne absorbira, povzroča pa hude

bolečine zaradi kislih reakcij, ki poškodujejo sluznico in požiralnik. Vedno se uporabljajo razredčene

raztopine!

Po evropski farmakopei ga imenujemo alumen. Spada med dvojne soli, katerim rečemo galuni (galuni

vsebujejo trovalentni metal). Med seboj se razlikujejo po tem, da lahko vsebujejo tudi enovalentne

katione- MIMIII(SO4)2. V naravi je prisoten anulit. Za farmacevtske namene uporabljamo ionsko

izmenjavo med vročima koncentracijama raztopini Al2(SO4)3 in K2SO4, ki ju nato ohlajamo da kristalizira

galun. Na ta način se ga tudi očistiti (značilno za galune).

Kristalizirajo v obliki prozornih, brezbarvnih oktaedrov, ki jih v vsakdanjem življenju uporabljamo v

obliki paličic (in bacillis). Kristalohidrat je stabilen do 90 °C, nad to temperaturo pa se raztopi v lastni

kristalni vodi (delikvescenca). Z nadaljnim segrevanjem nad 200 do 300 °C je mogoče dobiti žgano

obliko, sicer nastanejo oksidi. Topljivost raste se z naraščanjem temperature, topljiv je tudi v glicerolu.

Uporablja se kot respiratorno sredstvo, posip (pulvis), topikalno na koži kot adstringent in hemostiptik,

oralno zdravljenje ustne votline, koncentrirana raztopina pa zaradi jedkosti pri odstranjevanju bradavic.

ALUMINII CHLORIDUM HEXAHYDRICUM – ALUMINIUM CHLORIDE – AUMINIJEV KLORID – [Al(H2O)6]Cl3

Je agresivna spojina, ki rada reagira z zračno vlago (higroskopna) in je v vodi dobro topljiva, topi se tudi

v alkoholih. Je koordinacijska spojina obdana s šestimi molekulami vode. Vodna raztopina je kisla in

lahko na koži povzroči poškodbo, nato pa penetrira skozi poškodovano kožo. Kisel medij poškoduje tudi

tekstil. Talina ne prevaja električnega toka zaradi ionskih vezi med posameznimi molekulami

(tetraedrična oblika).

Stran 31 od 83

V farmaciji se skoraj ne uporablja več, saj imamo dosti primernejših spojin, je pa zelo uporaben v

kemični industriji in kot katalizator. Uporaba se v kozmetiki zaradi deodorantnih in antirespiratornih

lastnosti. Ortodonti ga uporabljajo pri poškodbah v ustni votlini za preprečevanje infekcij (paradontoza,

grangr). Je bolj primeren kot AlK sulfat (alumen), ker je reakcija manj kisla in manj iritantna.

TALIJ:

Zelo strupene spojine, že 1g peroralno zaužite spojine pomeni gotovo smrt! V primeru manjših količin

pa nastopijo simptomi motenj centralnega živčnega sistema (nespečnost) in zastrupitve kože. Značilen je

pojav izpadanja las zaradi inhibicije lasnih mešičkov! Najbolj so obstojne spojine z oksidacijskim

številom +1.

Toksično delovanje je posledica dveh mehanizmov delovanja. Tl+ ioni vstopajo v podobne procese kot

K+ ioni, poleg tega pa je njihovo delovanje podobno barijevim spojinam. Vežejo se na merkapto (tiolne)

skupine in inhibirajo proteine. Pri zastrupitvah imamo malo časa. Kronične zastrupitve so značilne za

gradbenike, ki delajo s cementom. Pri akutnih zastrupitvah kot antidot uporabimo berlinsko modro

K[Fe2+Fe3+(CN)6] peroralno ali paranteralno. Tl ioni se vežejo namesto K+ ionov, vez je dovolj močna, da

se kompleks izloči iz organizma.

V farmaciji kot zdravilna učinkovina nima večjega pomena. Včasih so ga uporabljali pri zdravljenju

malarije, sifilisa in depilaciji. Predvsem talijev sulfid se uporablja za odstranjevanje glodalcev

(rodenticid).

4. SKUPINA PERIODNEGA SISTEMA

OGLJIK:

Je tetravalenten, kar omogoča nastanek stereoizomernih spojin. razlog za raznovrstne spojine

polimerizira

CARBO ACTIVALIS (MEDICINALIS) – AKTIVNO OGLJE

Pridobivanje poteka s suho destilacijo oziroma karbonizacijo organskega materiala pri okoli 78°C in

odsotnosti kisika. Oglja je več vrst, tisto ki ga uporabljamo v farmaciji je rastlinskega izvora (carbo

ligni, karbonizirana celuloza, lipov les, luščine orehov) in vsebuje več kot 90 % čistega ogljika. Material,

ki je po naravi luknjičast daje primerno oglje. C atomi so asocirani v plasti in imajo do določene stopnje

asociacijo z -OH in -CO skupinami. Aktivacija se doseže s segrevanjem na 800 °C in protitokom vodne

Stran 32 od 83

pare. Za pospešitev oksidacije se uporablja ZnO, velike površine pa dobijo z dodatkom ZnCl2. Na koncu

aktivno oglje še posušijo. Postopek je zaščiten pod imenom NORIT®! Sposobnost adsorbcije se

preiskuša z metilenskim modrim ali strilmionm (razbarvanje raztopine). C atomi so med seboj povezani

v obroče (diamant in grafit imata drugačno razporeditev C atomov v prostoru, ki je odvisna od

temperature). Aktivno oglje vsebuje tudi nekaj OH in CO skupin zaradi spiranja z vodno paro.

Uporablja se predvsem zaradi sposobnosti adsorbcije plinov in raztopin, zato se imenuje carbo

adsorbens. Adsorbira večje molekule, iz plinaste atmosfere pa veže tudi pline (čiščenje atmosfere v

farmacevtski industriji). Prah AO je zdravilo, ki se izdaja tudi brez recepta in ima navodila za varno

uporabo- uporabljamo ga v obliki redke tekočine oziroma kaše (okoli 50g, ne kot prah!). Izloči se s

fecesom, črne barve. Danes se AO uporablja v zrncih oziroma granulah (granuale) zato, da ne gre prah

aktivnega oglja po poteh, kjer potujejo plini- ne smejo biti kontaminirani, isto je pri tekočinah.

Tudi plinske maske so zavarovane: filter celuloze, filter iz aktivnega oglja, dodatni filtri, ki specifično

reagirajo s plini, ki se ne adsorbirajo na AO, npr. pred CO se zavarujemo tako, da je v maski prisoten

oksidant (Ba-peroksid, AgCl), ki oksidira CO do CO2. AO se uporablja tudi kot filter za zastrupljene

pline in tekočine (npr. krvi), strupi se vežejo na AO. Ta način zdravljenja je dobesedno čiščenje krvi.

Hemoperfusio (izventelesno čisčenje): kri se vzame ven iz vene en roke, jo separira na plazmo (ki se

nato filtrira) in krvne celice, nato ponovno združi in vodi v veno druge roke. Lahko se čisti tudi zrak, ki

ga preko cevi in filtrov dovajajo od zunaj.

Razčistimo nekaj pojmov:

adsorbent – snov, na katero se nekaj adsorbira

adsorbend – snov, ki naj bi se adsorbirala

adsorbat – snov, ki je že adsorbirana

CARBONEI MONOXIDUM – CARBON MONOXIDE – OGLJIKOV MONOKSID – CO

Nastajata pri nepopolnem zgorevanju organske materije (motorji z notranjim izgorevanjem, peči, ki slabo

vlečejo...). Laboratorijske količine se pridobiva z nevtralizacijo mravljične kisline (HCOOH) z H2SO4. V

vodi je 20-50x slabše topen kot CO2, in raztopine niso kisle.

Je zelo toksičen in tipičen krvni strup, ker se okoli 250x močneje veže na hemoglobin kot kisik.

Hemoglobin je transportni sistem za pline. Beljakovinski del je globin + 4 področja, kjer so vgrajene 4

molekule hema (ta je sestavljen iz 4 pirolovih obročev). Na hemoglobin se lahko vežejo O2, CO2, NO,

CO, CN-, ... CO zmanjša sposobnost hema za transport O2 in CO2. Najprej nastopi hipoksija (zmanjšana

Stran 33 od 83

koncentracija kisika), nato še apoksija. Nastopijo težave v vseh tkivih, procesi se upočasnijo ali celo

ustavijo. Zastrupitve nastopijo pri več kot 15% zasedenosti hemoglobina, ko je zasedenega že več kot

50% je smrtno nevarno. Po MAK je največja dovoljena koncentracija v prostoru 50ppm, v ZDA 100ppm.

Kronične zastrupitve lahko nastopijo pri strastnih kadilcih. Znaki zastrupitve so obraz rožnate barve

(barva hema in CO), zmedenost, zmanjšanje koncentracije, resne motnje vida, utrujenost, nezavest, koma

in smrt. Antidot je zamenjavi krvi in hiperbarično zdravljenje. Bolnik dobi zmes karbogena, zaradi

visokega tlaka pa se več O2 veže na hemoglobin v plazmi.

CARBONEI DIOXIDUM – CARBON DIOXIDE – OGLJIKOV DIOKSID – CO2

Plin, ki ga izdihujemo. Iz celice se preko kapilar transportira do pljučnih mešičkov. Tlak CO2 v pljučih se

regulira (niža) z izdihavanjem. Frekvenca dihanja se uravnava pri vratni arteriji, kjer je center za dihanje-

arterija karotis. Njena aktivacija sproži izdih in zmanjšanje koncentracije odvečnega CO2. Torej je

respiratorni analeptik oziroma spodbujevalec dihanja. Carbogen je zmes 95 % O2 in 5% CO2 kot

dodatek, ki poveča koncetracijo CO2 v organizmu in tako avtomatično poveča ferkvenca dihanja

(absorbcija O2 se poveča). Pomemben je njegov vpliv na krčenje gladkih mišic v steni arterij. S tem se

poveča krvni tlak in posledično prekrvavitev tkiv.

Je tudi del najpomembnejšega puferskega sistema v telesu. Razmerje med CO2 in HCO3- določa pH tkiv.

CO2 + H2O [H2CO3] H+ + HCO3-

pH= pK1 + log[HCO3-]/[CO2] [HCO3

-]=24mM, [CO2]=12mM

Reakcijo katalizira encim karbonska anhidraza. pH tkiva mora biti okoli 7,4 okolica tkiva pa je lahko

rahlo drugačna. Odstopanje mora biti vedno manjše od 0,05! Pri zmanjšanju nastopi acidoza, pri zvečanju

ph pa alkaloza. Alkalozo hitro dosežemo že s pospešenim dihanjem. Motnje povezane z dihalnim

sistemom imenujemo respiratorne (vpliv konc. [CO2]), z metabolizmom pa metabolne (vpliv konc.

[HCO3-]). Respiratorne motnje nastopijo pri plitvem, počasnem dihanju, astmi ali bronhitisu.

Koncentracija CO2 naraste, ker se ne more dovolj hitro izmenjavati z okoljem. pH zato počasi pada. Bolj

pogosta je acidoza, ki nastopi pri pospešenem dihanju. Oseba postane omotična, upočasni se dihanje.

Metabolne motnje nastopijo pri hitrem izločanju HCO3- ionov iz telesa, ali pri hitri porabi le-tega

(zastrupitve z etanolom, dehidracija, diareja, bruhanje, sladkorne bolezni...), takrat nastopi acidoza.

Alkaloza je zelo redka. Terapija temelji na uravnavanju koncentracij teh dveh dejavnikov. Najpogosteje

se uporablja NaHCO3, ki zviša koncentracijo HCO3-. Ponavadi ga jemljemo intravensko, peroralno

najprej poteče nevtralizacija z želodčno kislino.

CO2 preprečuje oksidacijo organskih snovi v telesu in okolju (izkorišča se za gašenje). Vendar ga ne

moremo uporabljati vedno, zlasti ne v laboratoriju za požare metalov 1. in 2. skupine. Takrat uporabljamo

inertni plin N2. Ker je težji plin od zraka se zadržuje v kleteh, vodnjakih (nevarno). Znaki zastrupitve so

Stran 34 od 83

omotičnost, bolečine v glavi, utrujenost in zaspanost, nezavest, koma in smrt.

CO2 uporabljamo v zdravilstvu tudi za hlajenje ali zmrzovanje. CO2 je shranjen v jeklenkah; če jo

obrnemo narobe in hitro odpremo ventil tekoča oblika CO2 na dnu izteka iz jeklenke v platneno vrečo (ki

prepušča zrak). Ko pride v stik z zunanjim svetom se prične spreminjati v plin (ekspanzija), zavre in pri

tem jemlje toploto iz okolja. Okolje se ohladi na T ledišča, zaradi česar posledično zmrzne še CO2 in

preide v čvrsto fazo (mrzlo). Superkritični CO2 za ekstrakcijo (iz rastlin) – kot topilo za snovi iz

naravnega materiala (rastlinskega). Na ta način dobimo celo vrsto snovi.

RADIOAKTIVNI IZOTOP C14

Pomemben je za spremljanje biokemijskih procesov. Opazujejo na katera mesta se vgrajuje oglik.

Arheologi in paleontologi z njim določajo starost izkopanin in fosilov. Njegova razpolovna doba je 5800

let. Dokler je organizem še živ sprejema C14 iz okolja. Ko umre se njegovo sprejemanje ustavi. Starost

nato ugotavljajo z razmerjem stabilnega C12 in radioaktivnega C14.

SILICIJ: tudi polimerne spojine – ciklizacija + polimerizacija

v naravi nastopa pretežno v obliki polimernih mineralov

je eden od mikroelementov, ki jih moramo dobiti s hrano, pretežno rastlinskega izvora

igra pomembno vlogo v tkivu, kosteh, zobni sklenini, tudi v encimih

v farmaciji pogosto uporabljamo silikate

silicij je v organizmu pomembna sestavina v mikrokoličinah; 1 g je normalno za 70 kg težkega

človeka

najdemo ga v kostnem tkivu, sodeluje pri odlaganju keratina (morda je krhkost nohtov posledica

pomanjkanja Si)

silicija dobimo dovolj s hrano (v obliki silikatov v nekateri rastlinski hrani)

SILICII DIOXIDUM PRAECIPITATUM – SILICON (IV) OKISIDE – SILICIJEV DIOKSID

pridobivanje:

po mokrem postopku iz vodnega stekla

pomembnejše spojine M2SiO3, M2Si2O5, M – K, Na

topno v vodi

raztopino Na silikata poznamo pod imenom vodno steklo – če ga pustimo na zraku, se pobeli –

sčasoma se kristalizira silicijev dioksid

če se v raztopino alkalijskega silikata uvaja primerna organska spojina, se obarja SiO2

je rengentsko amorfna snov z rentgenskimi žarki ni mogoče ustanoviti kristalne strukture

Stran 35 od 83

pomembna je značilna površina, ki jo sestavljajo zelo majhni delci – od 5-100 nm in se starajo

– aglomerirajo nastanejo delci do 40 nm

oborjeni SiO2 veže tekoče snovi – tako nepolarne tekočine (alkohole, metilirane ogljikovodike,

halogenirane ogljikovodike – CCl4 – ogljikov tetraklorid (tetraklorometan) v obliki praška ali

gela

s tem materialmo tvori praškaste adsorbente ali gele (odvisno koliko tekočine dodamo)

sprejeme do 20 % organskega topila, ne da bi se praškasta kokonsistenca spremenila

ko naprej dodajamo dobimo gel

uporaba:

nanos tekočine

nanos trdnih snovi, raztopljenih v alkoholu

organska snov se adsorbira na veliko površino

prednosti so netoksičnost, disperznost, adsorbnost

H2SiO3 molekule med seboj reagirajo z odcepom vode tvorijo mrežasto strukturo, na katero

se vežejo adsorbanti

SILICIA COLLODIALIS ANHYDRICA

snov, katere sestave ne moremo določiti z rentgenskimi žarki; lebdi na vodi, ki izgleda čista in

bistra

če pa razpršimo svetlobo, se odbija od kolidnih delcev tyndallova razpršitev svetlobe – ni

prava raztopina, ni molekulskih delcev, ampak so agregati

če je vodne faze veliko, imamo sol stanje, če pa je vode manj, dobimo gel stanje

koagulacija prehod iz sol v gel stanje

peptizacija prehod iz gel v sol stanje

SILICII DIOXIDUM ANHYDRICA

nastane kot rentgensko amforna snov (brez primesi) z veliko površino z hidrolizo iz SiCl4

2 H2 + O2 + SiCl4 SiO2 + 4 HCl (T = 1800 °C)

s primernim hlajenjem dobimo različno velikost delcev ti so kroglasti in veliki 5-50 nm –

lahko aglomerirajo in površinsko vežejo vodo

Si in O atomi se izmenjujejo v sredini, na površini so pa povezani

iz površine pa štrlijo še posamezne OH skupine, na katere se vežejo molekule vode z H-vezmi

etri spremenijo lastnosti osnovnega delca in zmanjša se možnost tvorbe H vezi (ali celo ne morejo

nastati)

lastnosti aerosoil-a:

specifična površina AEROSOIL®-a je 50 –600 m2/ g ugotovimo z BET-a postopkom

(začetnice treh avtorjev)

Stran 36 od 83

nasipni volumen je 15 g/ L

je rahlo modrikasto bel prašek, ki malo adstringira

zaradi velike površine se uporablja za preprečevanje hidrolize občutljivih materialov

veže lahko do 40 % prisotne vode, ne da bi izgubil praškasto konsistenco

visokodisperzni SiO2 veže različne tekočine (vodo in alkohole) da nastanejo geli (če dodamo

4-6 % tega materiala tekočini)

če dodamo več vode pa prehaja to gel stanje v sol stanje

uporablja se kot pomožna snov v tabletkah, da pripomore k njihovem hitrejšen razpadanju

(tabletka veže vodo – slina v želodcu) poveča se njen volumen sile, ki držijo skupaj se

zmanjšajo tabletka se razpoči

adsorbirajo maščobno olje; 10 % v olivno olje in dobimo mazilo

problem je prisotnost mikroorganizmov

je skoraj sterilen material, ker se mikroorganizmi ne morejo razvijati v brezvodnem SiO2

rabijo vodo za razvoj

iglice materialov dražijo epitel pljučnih mešičkov in tvori se fibrozno tkivo namesto epitela

(ta je sposoben izmenjave plinov) silokoza (posledica azbesta)

SILIKATI

nekateri silikati so pomembi kot adsorbenti pri izdelavi zdravil

uporabljajo se tudi kot antidoti za preprečitev ali zdravljenje zastrupitev

najpomembnejša silikatna spojina je SMUKEC ALI TALCUM

pridobiva se iz lojevca (najmehkejša kamnina) – talcum (zmleti in sprani lojevec – magnezijev

polisilikat v plastoviti obliki)

silicijeva (V) kislina je vmes razporejena plastovito

imamo tudi silikate, ki so linearno povezani – amfiboli

tu je mineral azbest – kristalizacija v igličasti formi – zdravju škodljivo – se kopičijo v pljučni

epitel – tvori se vezivno tkivo bolezen silikoza in azbestoza

talcum, ki pride v odprto rano povzroči fibrozno granulacijo (tvorenje zrnatega tkiva pri

celjenju ran) – če prodre v globino

ta material je elektrostatično nasičen – posledica je povezovanje molekul z van der Waalsovmi

vezmi ni ionskih

to je razlog, zakaj se lojevec tako lahko lomi v plasteh mogoče ga je zmleti v fin prah

ni vodikovih vezi, zato talcum ne nabreka v vodi (za razliko od glin), tudi ne izmenjuje ionov

tako talcova elektronevtralnost preprečuje hidrolizo z vodo in izmenjavo ionov

4 SiO2 . 3 MgO . H2O ti strukturni elementi niso vedno edini, lahko nastopajo tudi nečistoče

(npr Al3+...) tak talcum je farmacevtsko težaven

Stran 37 od 83

talcum se uporablja tudi v tehniki – tam, kjer moramo zmanjšati trenje med materiali, za

posip (najdemo ga v pudrih)

talcum je velikokrat onečiščen z mikroorganizmi; pride lahko tudi do težav pri ranjeni koži (pri

ranjeni koži se ne uporablja)

vsaka praškasta snov, ki jo vdihnemo je škodljiva, zato moramo pri uporabi osipov zelo

paziti

GLINE

običajno se uporablja belo glino (bolus alba – staro ime, novo je kaolinum ponderosum – ime po

kamnu)

priprava:

iz mineralov, ki jih na splošno imenujemo kaolini – alumo silikati; najpomembnejši je kalijev

aluminijev silikat : 2 K [AlSi3O8] + 7 H2O

hidratizirajo ga s prebitkom vode

dobimo 2 KOH + 4 H2SiO3 (spiramo alkalije iz spojine) + Al2(OH)4 . Si2O5

pridobivanje iz kaolinita

gre za koloidizacije zmanjševanje delcev

belo glino dobimo s hidrolizo kaolinita

Al2(OH)4 . Si2O5 tvori z vodo H vezi v vodi nabrekne

v vodi je netopljiv

izmenjuje Al3+ ione

adsorbcija vode na belo glino je njena značilnost

uporaba:

uporablja se predvsem zunanje; za pripravo oblog, ki zmanjšajo bolečino (topo poškodbo –

brez predrtja kože) – s hidratizirano glino

iz glinene obloge zaradi telesne temperature izhlapeva voda – tako to hladi predel, kjer je

bolečina

peroralno se bela glina uporablja zaradi adsorbcije toksičnih snovi (veže strup)

uporaba tudi pri blagi diareji veže vodo fecus manj tekoč

daje se 2-6 g na 4 ure, kot suspenzija

sicer je uporaba bele gline zastarel postopek, posebej je potrebno paziti pri sočasni uporabi

drugih zdravil ker le te veže v črevesju in je tako zmanjšan učinek zdravil

bela glina dobro prikriva uporaba v kozmetiki (pomožne snovi – vechiculum) z vodo se

lahko odstrani

v farmacevtski tehnologiji uporabljamo belo glino tudi v obliki suspenzij za nanašanje

zdravilnih učinkovin na kožo

dobro veže maščobne kisline – uporablja se za mastno kožo

Stran 38 od 83

nahajališče: grški otoki, Malta

že v antiki so jih oblikovali v ploščice (danes v tablete) – terra sigilata

BENTONITUM (SILIKAT) pridobiva se iz glinavcev iz montmorilonita

iz njega se na enak način kot pri beli glini pridobiva bentonitum (vsebuej magnezijeve ione)

z vodo izrazito nabreknejo

imajo ionsko-izmenjevalne sposobosti

glede na zunanji ion 1. skupine so lahko K+, Na+, ... [metal]

formula: MeX[Al(2 . x)Mgx(OH)2Si4O10]

to je aluminijev magnezijev silikat

v vodi je netopen

izmenjava predvsem zunanje ione (K+...)

če se nakisa, se dobi belo prst – namesto kationa 1. skupine je H+ veže zelo veliko vode

material volumensko naraste

uporabljamo ga tudi peroralno 7 % bentonita v vodi tekoča kaša, ki se uporablja pri

zastrupitvah s pesticidi (veže nastale proste radikale)

zunanja uporaba kor basis vehiculum – za posipe je najbolj sterilno dobro veže vodo

kožo suši za pripravo suspenzij že hidratiziran material

možnost priprave v dermatologiji suspenzije

tudi emulzije (129 g/ 100 g vode) – plastična masa, ki deluje kot mazilo (popolnoma

anorganski material)

SILICIJEV OKSID

v zmesi s kationi 1. in 2. skupine in borom tvori steklo posebna oblika taline, ki ima zelo

visoko tališče iz kremenčevega peska

silikagel:

če je gel, ki nastane pri reakciji topnega silikata z močno kislino in, ki vsebuje razne

polisilicijeve strukture, delno osušimo (120-140 °C), nastane trdna snov s precejšnjo specifično

površino in z veliko poroznostjo

to snov imenujemo silikagel in jo uporabljamo za sušenje plinov

silikagel veže vodo z adsorbcijo ter zlasti s kapilarno kondenzacijo

SILIKONI

pridobivanje iz alkil-halogenidov

2 RCl + Si R2-SiCl2 (pri T > 400 °C, skozi Cu)

odvisno od časa nastanejo dialkilni, monoklinični, trialkilni derivati

Stran 39 od 83

halogenosilicijeve spojine reagirajo z vodo in nastanejo ustrezni alkilsilanoli

te spojine so silicijevi alkoholi: tipična reakcija alkoholov je kondenzacija do etrov

če so OH- skupine v silicijevi kislini deloma substilirane z alkalnimi skupinami, je mogoče

pripraviti posamezne tipe in velikosti polimerov

imenujemo jih silikoni in so tehnično zelo uporabni materiali (olje, maziva, plastične mase)

so obstojni pri visokih in nizkih temperaturah

silikoni se uporabljajo za nadomeščanje ogljikovih polimerov

so tipično hidrofobne snovi; v vodi netopne, tudi v večini organskih topil; še najbolj so topni v

kloroformu

v organizmu so inertni, tako kemično kot farmakodinamično

s silikonom prevlečemo snovi, za katere želimo da so hidrofobne (steklo, ki na površini ni

mastno) sicer stekle veže vodo na površino zato steklo hidrofobiramo – prekrije se s tenko

plastjo polisiloksana

ima konsistenco mazila, olja

uporablja se tudi za zaščito kože; kadar se želi preprečiti izhlapevanje vode iz kože

dimetilpolisiloksan – dimetikon – uporablja se peroralno za zmanjševanje površinske

napetosti v želodčni vsebini

KOSITER:

Včasih je bil pomembna kovina, ki so jo uporabljali v tehniki, zlitninah in zmeseh (recimo za posode) da

jim je podaljšal obstojnost. Danes v te namene uporabljamo nerjaveče jeklo. Zlitinsa bakra in kositra je

bron, ki ima boljše lastnsti kot posamezna kovina.

V farmaciji nima večjega pomena, deluje šibko adstringentno in protibakterijsko. Toksičnost je majhna,

organske kositrove spojine lahko blokirajo encime, ki so povezani z delovanjem ATP. SnCl2 se uporablja

pri določevanju koncentracij arzena in pri okužbah s trakuljo (antihelmintik). Je dober superprevodnik.

SVINEC:

Svinčeve spojine (plumbum, ang. lead) se ne uporabljajo več. Včasih smo uporabljali Pb-acetas, ki

kristalizira v obliki kubičnih kristalov. Ker je podoben kot glukoza in sladkega okusa, moramo paziti na

nepazljivo zamenjavo. Plumbizem (saturnizem) je zastrupitev organizma s svincem. Akutne zastrupitve

povzroča že 3g svinca, kar je nad 5g pa je že smrtno nevarna količina. Do kroničnih zastrupitev pride če

v daljšem časovnem obdobju po malem doziramo Pb v telo (1-2mg/dan). V pitni vodi je zato omejitev 0,3

mg Pb2+/ 1 L vode. V krvni plazmi je koncentracija 0,03 mg Pb2+/ 100 mL plazme, če je več kot 0,05 mg

Pb2+/100 mL plazme že pride do zastrupitev. V kroničnih primerih je potrebno ugotoviti izvir zastrupitve.

Stran 40 od 83

Organske metalne spojine (topljive v maščobah zato prehajajo skozi kožo) so bolj toksične kot

anorganske. Svinec blokira številne encime, tako da se veže na njihove -SH skupine. Ioni se vgrajujejo

tudi v kosti. Včasih so uporabljali osvinčen bencin Pb(CH2CH3)4, njegova uporaba je sedaj omejena, saj

nas ogroža svinčeni prah, ki nastaja pri izgorevanju. Uporablja se tudi v gradbeništvu in barvah za

beljenje (Pb pigmenti, PbSO4). Svinčene cevi vplivajo na sposobnost reprodukcije (spermatogeneza)! Če

ni dovolj Mg in Ca karbonatov se raztopi več Pb hidroksidov ali karbonatov. Maščobne kisline z Pb

imajo lepljivo vezavo, zato so primerne za nanašanje drugih pripravkov in obliže (emplastrum).

Razpoznavni znak zastrupitve je temno-sivo (PbS) obarvan rob dlesni (gingira), razdraženost, motnje

koncentracije, glavoboli. Vpliva na atrofijo (količinsko ali učinkovitostno zmanjšanje tkiva) skeletnega

mišičja in prebavnega trakta. Kot antidot paranteralno impliciramo magnezijeve in kalijeve soli. Ti

zmanjšajo krče in zaprtje (nastanejo kot posledica zastrupitve). Predvsem pa pride do ionske izmenjave,

kjer nastanejo težko topne Pb soli, sledi spiranje želodca. Ko je Pb že v krvnem obtoku se uporablja

EDTA, nastajajo kelati (˝dvozobi˝ kompleksi). BAL (BritishAntiLewisite) je bil med 1. sv. vojno antidot

proti Lewisovem strupu (plin). Pravo ime je dimerkapto glicerol. Lahko tvori komplekse, kelate ali

kovalentne vezi z kovinskimi ioni. Žal pri Pb ni učinkovit, nastane kompleks, ki se v ledvicah ponovno

razgradi.

5. SKUPINA PERIODNEGA SISTEMA

DUŠIK:

V elementarnem stanju se uporablja kot medicinski plin v zmesi s kisikom in ogljikovim dioksidom.

Farmakodinamični učinki dušika so posledica fizikalnih lastnosti. Za razliko od CO2 dušik vpliva na

vratno žilo (arterio karotis) in s tem na dihalni center, ki poveča ferkvenco dihanja. Elementarni dušik

preprečuje dihanje in oksidacijo snovi (izpodriva kisik). Zato je tudi odlična zaščitna atmosfera (inertna)

za spojine občutljive na kisik. Utekočinjen dušik uporabljajo za zamrzovanje tkiva (bradavice).

Uporabljamo ga za razredčitev kisika. Kisik draži sluznico prebavnega trakta in povzroča oksidacijo

tkiva, zato se ga uporablja v kombinaciji z dušikom. Dušik se pri zvečanem tlaku topi v vodi. Topiti se

začne tudi v krvni plazmi, ko telo izpostavimo višjim tlakom (1L plazme, 10°C, 1 bar 23mL N2), dušik

se raztopi v lipidni strukturi živčne celice. Nevarno je za potapljače. Čim globlje gre potapljač, tem več

je raztopljenega dušika (izgublja zavest). Ko se vrača iz globine se dušik zaradi zmanjševanja tlaka

(topnosti) izloča v obliki mehurčkov. Ti zamašijo arterijo (plinska embolija) in možgani ostanejo brez

kisika. Antidot je spuščanje potapljača na večjo globino ali hiperbarično zdravljenje.

Stran 41 od 83

AMMONIA - AMONIAK – NH3

V farmakopei je opisan kot reagent. Je edina vodikova spojina, kjer opazujemo eksotermen proces (H +

N dH = -92 kJ). Vrelišče spojine je pri -33°C. Je snov, ki jo je lahko utekočiniti. Amoniak se topi v

vodi, odvisno od tlaka in temperature. Pri višji temperauri je manj topljiv kot pri nižji, pri višjem tlaku pa

je bolj topljiv kot pri nižjem (pri sobni temperaturi je 520g/1L vode, nasičena 30 % raztopina). Lahko ga

je tudi utekočiniti, rahlo ga ohladimo ali povečamo tlak na okoli 6 barov. Ker je v hladnem bolj topljiv

kot v toplem okolju, moramo biti pazljivi pri skladiščenju. Če pripravimo nasičeno raztopino pri 4°C in

jo nato prenesemo v toplejši prostor nam posodo raznese zaradi izhajanja amonijaka!

Vodne raztopine amonijaka so močno alkalne, veljajo iste lastnosti kot za hidrokside 1. in 2. skupine.

Absorbcija je odvisna od aniona! Če anion ne prehaja tudi kation ne prehaja (npr. SO4-), ob dobri

absorbciji aniona (npr. Cl-) pa se hkrati absorbira tudi kation (NH4+). Farmakopeja navaja 26 % raztopino

kot amoniae solutio concentrata, razredčena 10% raztopina amoniaka je diluta (uporablja se kot

reagent), včasih se je imenovala liquor ammonii caustici, danes ammonii hydroxidum (napačno ime, saj ta

spojina obstaja samo teoretično). Kombinacija soli NH3 z močnimi bazami je nezdružljiva

(inkompatibilna), nastane nedisociiran NH3. Prisotnost dokazujemo z Nesslerjevim reagentom

(tetrajodomerkurat):

NH3 + 2[HgI4]2- + 3OH- => [OHg2NH2]I + 7I- + 2H2O

V farmaciji uporabljamo kot zdravilno učinkovino vodikove raztopine amoniae solutio (NH3 aq). V 30 %

raztopine le 0,3% NH3 reagira in tvori NH4+ (amonijev kation – amonium) in OH-. Koncentracije plina

prek 150ppm že zaznamo z nosom, silijo na kašelj. Antidot je vdihavanje vodne pare. 10-15 mL

koncentrirane raztopine je smrtno nevarno, ker se izloča v prebavilih (iz raztopljenega plina NH3 in

povzroča pljučni edem). Značilne so peroralne zastrupitve (imeti moramo masko z adsorbentom za

bazične snovi). Nevarne so akutne zastrupitve z amonijakom, kronične niso značilne saj amoniak nastaja

kot metabolit pri presnovi amino kislin. Kadar je njegova koncentracija v telesu zadostna, organizem

encimsko katalizira vezavo amonijak z CO2 v sečnino- detoksikacija (v evoluciji se je to zgodilo ob

prehodu na kopno). Amoniak je celični strup, njegove soli se običajno pojavljajo v krvi. Uprabljamo ga

tudi v hladilnih napravah.

2 NH4+ + CO2 + H2O (H2N-C-NH2) = O + 2 H+

AMONII CHLORIDUM – AMMONIUM CHLORIDE – AMONIJEV KLORID – NH4Cl

Pridobiva se ga ob postopku pridobivanja natrijevega hidrogenkarbonata, je stranski produkt pri

Solveyevem postopku. Bel kristaliničen prah ima visok parni tlak, zato ga je mogoče sublimirati. V

Stran 42 od 83

brezvodnih pogojih in pri sobni temperaturi je stabilen. Vodna raztopina reagira kislo.

Lahko ga opredelimo tudi kot produkt metabolizma v telesu. Amonijev ion pomembno prispeva k

obremenitvi organizma, ko je funkcija jeternih celic omejena (tudi v ledvicah). Izloča se z urinom,

deloma tudi z znojem. Pri nastanku sečnine dobimo proste protone (H+), ki nakisajo urin (če je bazičen

lažje pride do infekcij) in organizem. To lastnost uporabljamo, ko želimo znižati pH v organizmu

(peroralno dodajamo amonijev klorid kadar ledvice in jetra normalno delujejo). Mesnata hrana niža pH

urina, rastlinska pa ga dviga.

Ali je neka snov zdravilo ali strup je odvisno od stanja telesa- pri cirozi jeter bolniki umrejo zaradi

nepredelave NH4+, kar povzroči nezavest. Amonijev ion se uporablja peroralno kot ekspektorans-2%

raztopina je sredstvo za izkašljevanje sluzi. Deluje tako, da poveča izločanje sluzi, oteženo je prehajanje

plinov in toksičnih snovi, telo se vzdraži in prisili v kašelj. Je diuretik, da dosežemo željeni učinek

zaužijemo 5-15g soli. Ker telo potrebuje določeno količino vode (da lahko izloči sol) in je koncentracija

soli velika se hitro začne izločanje vode. Sal volative je topljiva sol, ki služi kot respiratni antiseptik

(razkuževalo). Amonial deluje kot respiratni stimulator (draži živce za dihalni center). Jelenova sol,

pridobljena s termolizo roževine se je uporablajla za izdelavo slaščic (rahlanje), lahko tudi za oživljanje

nezavestnega (močan vonj).

SPOJINE DUŠIKA IN KISIKA

Dušikovi oksidi se obravnavajo kot škodljive snovi za okolje in organizem (NO brezbarven, NO2 rdeč,

NO5). NO2 se ne uporablja v farmaciji. Na, K-nitrat se v zdravilstvu ne uporablja. Po redukciji do nitrata

(povzročijo jo bakterije prebavil) nastanejo nitriti, ki povzročijo padec krvnega tlaka (žile se razširijo).

Dražijo sluznico, zaradi tvorbe kislin lahko povzročajo razjede.

NITROGENII OXIDUM – DIDUŠIKOV OKSID – N2O

Smejalni plin. Uporabljamo kot inhalacijsko narkozno sredstvo (kratkotrajna splošna narkoza). Vedno se

uporablja v kombinaciji s kisikom, drugače bi se pacient zadušil. V plazmi je bolj topen od N2, tam

spremeni strukturo membran (tudi živčnih celic), zato pride do evforije. Ko se koncentracija še poveča

nastopijo znaki umiritve refleksov, počasi tudi stanje nezavesti. Doza, ki povzroči stanje nezavesti je

precej nižja od tiste, ki povzroči smrt (zato je boljši od etanola)! Takoj ko ga nehamo dovajati se pacient

zbudi. Lahko ga uporabljamo tudi v kombinaciji z drugimi anestetiki, ki jih apliciramo paranteralno.

analgetik- zmanjša občutek bolečin, zavest je ohranjena (protibolečinsko)

anestetik- lokalna neodzivnost, stanje nezavesti (narkozno)

Stran 43 od 83

Nastaja z odcepitvijo H2O iz amonijevega nitrata, postopek opravljajo v talini natrijevega nitrata. Reakcija

je zelo težko obvladljiva, NH4NO3 je močno razstreljivo, ki razpade v veliko količino plina. Pri nas ta

postopek uporablja LEK in na ta način pridobiva zelo čist oksidul.

NITROGENII MONOOXIDUM – DUŠIKOV OKSID - NO

V naravi nastaja z oksidacijo dušika v višjih plasteh atmosfere in pri višji temperaturi. Taki pogoji so

zagotovljeni od preskoku električne iskre- strele. V organizmu nastane iz aminokisline L-arginin,

naravnega substrata encimov NO-sintetaze. Derivati L-arginina so lahko donatorji NO (zvišajo NO) ali

inhibitorji NO sintetaz (znižajo NO).

Endotelijski relaksirajoči faktor (EDRF- Endotelium Derived Relaxing Factor) oziroma sprostitveni

dejavnik žilnega epitela (intime) imenovan tudi tkivni vazodilator. Znanstveniki so ugotovili, da mora biti

v žilah neka snov, ki povzroča krčenje in sproščanje gladkih mišic v steni žil. Izkazalo se je da je to ta

plin. V endoteliju je NO prisoten le kratek čas, hitro se pretvori do nitratov ali nitrozo spojin. Na

biokemične procese vpliva tako, da pospeši pretvorbo molekul GTP (gvanozintrifosfat) do cGMP

(cikličnigvanozinmonofosfat). Le-ta je začetek za celo vrsto drugih reakcij! Največji je vpliv na stene žil,

kjer se mišice relaksirajo, razširijo in povečana je njihova prepustnost. To sproži padec krvnega tlaka.

Koncentracija v endoteliju stene je 10-12-10-15M. V makrofagih je veliko večja, 10-8-10-9M. Bakteriemija

(sepsa) lahko nastopi ko mikroorganizmi sproščajo večje količine toksične snovi, takrat makrofagi

sprostijo veliko količino NO. Posledica je septični šok.

V farmaciji uporabljamo estre. Uporaba glicerola (npr. nitroglicerin, glicerinis trinitras) je močno

razširjena, saj hitro razširi srčne in vratne žile (infarkt, lajšanje angine pektoris). Vedno se vzame oralno,

kot podjezično tableto (lingvaleta). Nitroglicerin je v tem primeru prodrug (predzdravilo), pravo zdravilo

je sproščeni NO.

ACIDUM NITRICUM - DUŠIKOVA (V) KISLINA – HNO3

Pomembna je kot reagent acidum nitricum. Poznamo več oblik: 100% (aqua fortis) ni obstojna, 95%

fumaus (kadeča) je belo/rdeče obarvana in se uporablja le, ko je to nujno potrebno. Concentratum je

močna 60% brezbarvna mineralna kislina in oksidant. Dilutum je razredčena in se ne uporablja kot

zdravilna učinkovina.

Koncentrirana se uporablja kot reagent in za sintezo v organski kemiji. Nima zdravilnega delovanja,

povzroča hude poškodbe prebavil, ob stiku lahko povzroči požar! Nekoč se je uporabljala kot jedka snov

(koroziv) pri poroženeli koži in nezaželenih izrastkih (bradavicah). Če se z njo poliješ postane koža

Stran 44 od 83

rumeno obarvana še približno 14 dni, dokler se ne obnovijo celice. Z njo se lahko ugotavlja prisotnosti

beljakovin (npr. v urinu). Preveč proteinov je slabo, ker poteče ksantoproteinska reakcija (reakcija med

proteini in HNO3). Fenilamin (Phe), tirozin (Tyr), histidin (His) in triptofan (Trp) imajo vsi aromatski ali

heteroaromatski obroč. Ko poteče nitriranje se na obroč veže NO2 (nitro) skupina in povzroči rumeno

obarvanje.

Soli dušikove (V) kisline so nitrati (NaNO3), dušikove (III) kisline pa nitriti (NaNO2). Nitrati so

toksični, zato se ne uporabljajo več. Nitriti so še 5-10x bolj toksični. Ker se v organizmu pretvarjajo eni v

drugega lahko nastaja tudi NO in povzroči padec krvnega tlaka in širjenje žil. Povzročajo

methemoglobinemijo. Namesto Fe2+ imamo Fe3+ ion, hemoglobin ni zmožen prenašati plinov! To

povzročajo še razne druge spojine, ki imajo na aromatski obroč vezano aminsko skupino. Nitrit za zaščito

kovinskihmaterialov (antioksidant). Nitrat so nekoč uporabljali za soljenje mesa. Tvoril se je

nitrozomioglobin, ki je podaljšal rdečo obarvanost mesa. Problem je nastopil zaradi toksičnosti derivatov.

Najvišja dovoljena koncentracija na koncu je 0,005%. Iz nitrata se lahko sintetizira amilnitril (znan kot

poppers). Lastnost, da širi žile se uporablja v terapiji. Ker povzroča methemoglobinemijo se njegova

uporaba opušča, nadomeščajo ga z estri. Poppers je znana droga, prodaja se v stekleničkah po nekaj

mililitrov. Ob vdihovanju skozi nos pride do klasičnih simptomov methemoglobinemije.

HIDRAZIN (HIDRAT) – NH2NH2 . nH2O

Farmacevtsko spojina ni pomembna. Poznamo številne derivate hidrazina. Brezvodni hidrazin je zelo

nevarna snov – raketno gorivo.

DUŠIKOVODIKOVA KISLINA - AZIDI – N3H

Dušikovodikova kislina je nestabilna, s težkimi kovinami tvori azide. Na-azid (N3Na) uporabljamo kot

konzervans. Vse te spojine so visoko toksične. Delujejo tako, da blokirajo encime katalaze (ščiti pred

peroksidom, katalizira ga v vodo in kisik). Če encima ni, prehaja peroksid v telesu v HO (hidroksidni

radikal), zato nastopi problem zastrupitve s prostimi radikali, ki so izjemno toksični. Tem strupom zato

rečemo katalazni strupi. Delujejo tudi na številne druge encime, veže prosto -SH skupino. Le v njegovi

prisotnosti poteče reakcija z jodom

N2Na + I2 + analit – SH 2I- + N2

HYDROCIANICUM - CIANOVODIK – HCN

Je šibka kislina z nizkim vreliščem (16 °C), ki je pri višjih temperaturah neobstojna. Obstojna je le

brezvodna oblika. Drugače je z metali, s katerimi tvori zelo obstojne soli (predvsem iz 1. skupine) ali

komplekse. Pridobivajo jo iz mravljične kisline. Neionizirane kisline zelo dobro prehajajo iz prebavil v

Stran 45 od 83

kri.

HCOOH

Ob izpostavitvi lahko vpliva na encime dihalne verige. Veže se na citokrom in s Fe3+ ionom tvori zelo

obstojen kompleks [Fe(CN)6]3-. Takšno železo ni več zmožno prenašanja kisika! Smrt nastopi zelo hitro

zaradi zastoja v dihalni verigi. Toksično je že nekaj mg vdihnjenega HCN (okoli 2mg). 100-250 mg soli

KCN je lahko smrtno nevaren odmerek. To je odvisno od stanja želodca- če primanjkuje HCl lahko

preživiš takšen odmerek, ker se ne izloči HCN (dobra absorbcija kisline). Poznamo samo akutne

zasatrupitve, kroničnih ni, ker imamo v telesu detoksikacijski sistem, ki posamezne ione iz okolja izniči.

Encim rodanaza ga prevede v SCN-. Znaki so dušenje, po 2-3 minutah že nastopi smrt zato je

pomembno hitro ukrepanje! Antidot je Na-tiosulfat, KMnO4, vitamin B12. Če je mogoče se lahko dovaja

karbogen.

FOSFOR:

Spojine fosforja (phosphorus, gr. phosphoros) so zelo pomembne. Odkril ga je Brant, ki je segreval

12000 litrov urina vojakov, pridobil pa 1kg fosforja. Danes ga pridobivamo s segrevanjem fosfatov ob

dodatku CO2 in H2. Spada med biogene elemente (fosfor je v vsaki celici – ATP, ADP...), oseba z 70 kg

ima v telesu okoli 700g fosforja. Vez med fosfornimi skupinami je energetsko bogata. Ne nastopa v

molekulski obliki kot element. Obstaja v dveh modifikacijah: beli in rdeči (razlika je v molekulski

zgradbi; rdeči fosfor je manj reaktiven). Beli P je sestavljen iz manjšega števila P atomov (P4) – te

molekule so povezane. Je zelo reaktiven z zračnim kisikom (temelj večine zažigalnih bomb), oksidira se

do P4O10, nato zreagira še z telesno vodo in tvori H3PO4. Pri gorenju se beli fosfor takoj tali in se lepi na

vse (kožo, lase). Zato moramo hitro pod vodo, vendar se ne da pogasiti- hude in dolgotrajne posledice.

Letalna doza je 0,1g peroralno. Rdeči je amorfen, manj reaktiven in manj toksičen.

Letalna doza je 0,1 g belega fosforja peroralno. Kot antidot je v uporabi CuSO4x5H2O (modra galica), ki

tvori težko topen bakrov fosfit Cu3P2. Iz prebavil (želodec in zgornji del duodenduma) se absorbira samo

v obliki H2PO4-. Na2PO4 se ne absorbira ampak po zaužitju deluje kot salinično odvajalo. Voda se

zadržuje v telesu, povečan je volumen fecesa zato je izločanje hitrejše.

PH3 je fosfin (smrdi po česnu); plin

Ca3P2 – kalcijev fosfit (z vodo izloča fosfin)

Ca3P2 + 6 H2O 2 PH3 + 3 Ca(OH)2

Stran 46 od 83

FOSFORJEV (V) OKSID P2O5 (P4O10)

Je bel dim, ki močno iritira sluznico (veže vodo, sušilno sredstvo). Reagira do metafosforjeve kisline

(HPO3), ki je nestabilna, zato takoj prehaja do ortofosforjeve kisline (H3PO4).

P2O5 + H2O 2 HPO3 in P2O5 + 3 H2O 2 H3PO4.

P spojine so nestabilne, običajno se povezujejo v polimere verižnih ali cikličnih oblik.

ACIDUM PHOSPHORICCUM (H3PO4)

V farmakopei opisana kot concentratum (85 %) in dilitum (10 %). Pridobivajo jo iz fosforjevega (V)

oksida. Pridobijo iz Ca3(PO4)2 z redukcijo z ogljikom s prisotnostjo SiO2. Nato se P oksidira do P4O10,

sledi še reakcija z vodo. Kristalizira v brezbarvno snov pri 20 °C. Je triprotonska kislina, z različno

jakostjo disociacije (tvori tudi 3 soli). Zaradi vodikove vezi zadnji proton težko odda – ta stopnja je šibka

kislina). S segrevanjem dobimo pirofosfate.

V organizmu je fosfat hidrogen (ion HPO42-) pomemben zato, ker ne vstopa le v kombinacije soli, ampak

lahko tvori tudi estre. Osnovni mehanizem skladiščenja energije v telesu je nastanek adenozidnih vezi

med tremi molekulami H3PO4. Pomembna je pri transportu Ca2+ ionov v telesu. Oba se deponirata kot

hidroksiapatit ali fluoroapatit v zobnem dentinu in skeletu.

Je pomembna tehniška kislina, ne uporablja se samo v farmaciji. Po delovanju je konzervans

(conservans), uporabna za shranjevanje in stabiliziranje zdravilnih učinkovin! Nizki pH prepreči razvoj

mikroorganizmov. Poleg tega kelira ione (chele – krempelj), t.j. tvori kelate (kompleksne spojine). So

katalizatorji mnogih reakcij in disociacij. Odstranjevanje težkih kelatov pomeni stabilizacijo, saj se

mikroorganizmi ne morejo razvijati brez Fe ionov.

DINATRII PHOSPAS – SODUIM PHOSPHATE – Na2HPO4

Natrijev monohidrogenfosfa ali dibazični natrijev fosfat ali sekundarni natrijev posfat. Vsebuje 12

molekul vode- dodecahydricus. Pridobiva se z nevtralizacijo fosforjeve kisline z Na2CO3. Kristalizacija

poteče pod 30°C. Ob segrevanju izgublja vodo (nad 30 °C), možen je heptahidrat, ker je 12 hidrat težko

shranjevati. Najbolj stabilna spojina je dihydricus, lahko jo je shranjevati.

Fosfor se pridobiva s hrano, dnevno potrebujemo 0,9 g P3- ionov. Deluje kot odvajalno sredstvo

in sredstvo za alkalizacijo urina. Pri hiperkalcemiji z vnašanjem fosfata reguliramo

koncentracijo Ca2+. Skupaj se vežeta v kostno tkivo oz. se izločata iz organizma!

Stran 47 od 83

CALCII HYDROGENOPHOSPHAS DIHYDRICUS – CaHPO4 . 2 H2O

Pridobivanje z izmenjavo elektrolitov (CaCl2 + Na2HPO4). Kristalizira kot monokliničen kristal dihidrat

pod 100 °C. Nad 100 °C kristalizira brezvodna sol. Brezvodno obliko uporabljajo ko KH voda moti

delovanje učinkovine.

Uporablja se za peroralno terapijo ter regulacijo pomanjkanja kalcija (hipokalcemija) in fosfata.

POIMENOVANJE SOLI

NaH2PO4- Na dihidrogenfosfat, monobazični Na-fosfat, primarni Na-fosfat, Na-bifosfat

Na2HPO4- Na monohidrogenfosfat, dibazični Na-fosfat, sekundarni Na-fosfat

Na3PO4- Natrijev fosfat, tribazični Na- fosfat, terciarni Na-fosfat

ARZEN:

V medicini se arsenic ne uporablja. Elementarni As ni toksičen, toksični so njegovi oksidi. Nekatere As

spojine so bojni strupi (Lewisov strup), uporabljal se je že v 1. svetovni vojni. Kot antidot se uporablja

BAL (British AntiLewisit). Kovinski ioni se vežejo na beljakovinski del encima (na proste SH skupine),

zato je funkcija encima preprečena (blokirana). BAL je 1 hidroksi-dimerkatopropanol, učinkuje tako da

sprosti prej blokiran encim (kompleksira kovino). Ta antidot deluje samo pri nekatrih metalih. Z

drugimi je ta komplek nestabilen in se metal lahko raznese po celem telesu!

mercarium capatus vežejo se težke kovine

če na to skupino damo drugo skupinom, ki da stabilnejši sulfid, odstranijo kovino

ARESNI TRIOXIDUM

Ponavadi imamo polimerne spojine (As4O6), le na zelo visoki temperaturi je As2O3. Je strup brez barve,

ki se topi v kislem in bazičnem. V nevtralni vodni raztopini je težko topljiv.

Zastrupitev z arzenom je delovanje na encime. Vidni znak zastrupitve je poškodba kapilar , ki postanejo

bolj prepustne. Pride do iztopa vode kar se vidi kot oteklina. Najprej so prizadete kapilare okoli oči, nato

še pri sluznici. Iztopanje vode v črevesju je znak hude zastrupitve z arzenom in ima simptome infekcij

(kolera...)! Pojavi se z močno diarejo in krči. Ker se v telesu nabira voda (prehaja iz kapilar v

medceličnino), se poveča telesna teža (roborativno zdravljenje, roborans je krepitev organizma, človek

se napihne). Za podobno zdravljenje se danes uporablja izraz tonicum.

Stran 48 od 83

Z arzenovim trioksidom je mogoče s homeopatskimi pripravki pomagati bolnikom z levkemijo-

antilevmetik (je anhidrid arzenove kisline). Danes se redko uporablja, včasih pa je bil kar pomemben.

Organoarzenove spojine (kovalentna vez) so uspešne pri zdravljenju sifilisa, raka.

Solutio arsenicalis fowleri:

1 g aresni trioxydi

1g kalii hydrogencarbonas

g.s. acidi hydrogenchloridi (guantum satis)

10 g apiriti concentreti

100 g aquae destillate

As4O6 + 8 HCO3- 4 H2AsO3

- + CO2 + CO3-

BIZMUT: uporablja se ga v obliki težko topljivih oksidantnih soli

delovanje je adstrigentno – interakcije z merkatorjevimi spojinami v beljakovinah

protimikrobno

absorbirajo neprijetno dišeče snovi

topikalno-lokalna uporabna na koži – razbarvanje

uporaba tudi peroralno

absorbcija težkotopljivih bizmutovih spojin je zanemarljiva

obstaja možnost zastrupite

ta učinkovina deluje topikalno (ne le na koži), tudi na površini sluznice (se ne absorbirajo)

kemijsko niso povsem definirane spojine – pogosto gre za zmesi

Bi spojine se danses uporabljajo kot sredstvo za zdravljenje ulkusne bolezni

Bi3+ reagirajo z S2-, ki so prisotni v prebavilih ni absorbcije, ampak nastane BiS (črna

oborina, težko topna v vodi)

če je Bi3+ veliko pride do zastrupitve – na zobu je viden temni predel (odložen metalni sulfid –

Bi2S3)

BISMUTHI SUBNITRAS

gre za zmes Bi(OH)2NO3 . BiO(OH)

bizmutov bazični nitrat

pridobiva se ga s segrevanjem Bi(NO3)3 (ta se pridobiva z raztapljanjem bizmuta v dušikovi (V)

kislini)

nato se segreva v vroči vodi

čim višja je temperatura, bolj drobni kristali izpadejo iz raztopine

Stran 49 od 83

je mikrokristalinični, lahek prašek, ki se uporablja peroralno za zdravljenje ulkusne bolezni

(defekt želodčne sluznice ali sluznice dvanajstnika zaradi stresa, nepravilne prehrane – alkoholizem,

draženje črevesne sluznice z nikotinom, infekcija z mikroorganizmi: Helicobacter Pylori preživi v

želodčnem mediju – živi pod mukusom želodčnih celic)

če produkcija mucina ni dovolj velika ga razgradi v alkohol; HCl prodre do želodčne stene,

pride do defekta

prizadane lahko krvno žilo – tak ulkus krvari navznoter

ta bakteria se stalno nahaja v našem želodcu

20 % vseh ulkusov je posledica razmnoževanja tega mikroorganizma (razgrajuje mucus)

konstantno imamo zaradi nje lažjo infekcijo v želodcu

sedaj ulkus zdravimo z dodajanjem Bi spojin in z protimikrobnimi učinkovinami (3 različne)

bizmutov bazični nitrat ima protimikrobno delovanje (ni antibiotik)

inhibira delovanje pepsina (na merkato skupinah)

BISMUTHI SUBCARBONAS – (BiO)CO3 . H2O je kemijsko definirana spojina

pridobiva se ga iz bizmutevega nitrata z uvajanjem zmesi (NH4)2CO3 in Na2CO3 in iz tega se

obarja bizmutov bazični karbonat (monohidrat ali hemihidrat)

velikost delcev je odvisna od temperature (višja kot je, manjši do delci)

delovanje Bi spojin je adstringentno (posledica vezave na tioskupine (SH – merkaptorjeve

skupine) in protimikrobno

te oksidne soli reagirajo z želodčno kislino HCl

v želodcu nastaja iz bizmutove bazične soli bizmutov oksid klorid

od njih ne pričekujemo nevtralizacijskega delovanja

BISUTHI SUBGALLAS

Bi organo spojina

Bi ion je vezan kovalentno na galno skupino spada v razred fenolov

galla je latinsko ime za hrastove šiške – izredno trpka snov, ki je vezana na sladkorje

pridobiva se iz bizmutovega nitrata segreta raztopina v katero dodajamo raztopino galne

kisline oborina bizmutovega bazičnega nitrata

je citronsko rumeno obarvana spojina

uporablja se kot adstrigent v posipih (se ne absorbira)

uporaba tudi za vezavo nedišečih snovi (npr. sulfida)

uporaba:

peroralno pri črevesnih boleznih

pri ulceraciji drobnega črevesja (do 2 g) varna uporaba – je težko topljiva sol

Stran 50 od 83

v današnjem času se Bi bazični galat uporablja pri ljudeh z operacijo na debelem črevesju in

imajo posebej speljane anusno izvodilo (v vrečki) – dodamo to spojino, da veže neprijetno

dišeče snovi

6. SKUPINA PERIODNEGA SISTEMA

ŽVEPLO:

Sulfur (sulphur) spada med biogene elemente. Njegova uporaba je znana že iz prazgodovine in antičnih

civilizacij, v srednjem veku pa je imel velik pomen za alkemiste. Ob segrevanju se je iz elementarne

rumene barve spremenil v črne sulfide. Je dokaj pogost element, najdemo ga v samorodni obliki, veliko

ga je v okolici ognjenikov (Sicilija), tudi ob globokomorskih termalnih vrelcih, kjer je omogočil razvoj

življenja. Na dan ga moramo zaužiti 2-3g.

Elementarno žveplo nastopa v večih modifikacijah: zlasti je prisotno v rombasti α-obliki (sulfur ad

ustum externum), kjer ima obročno (kronsko) strukturo z 8 žveplovimi atomi (ta oblika je malo aktivna).

Kristalizira v obliki krone, ki se talijo ob segrevanju in tako nastajajo večji, odprti obroči. Pridobiva se ga

iz sedimentov in nahajališč ogljikovodikov (nafta, zemeljski plin). Pogosto je prisoten H2S, iz katerega

čisto žveplo pridobivajo z oksidacijo.

Uporabljamo ga kot element ali v spojinah. Topikalno proti glivicam, bakterijskim infekcijam (proti

parazitom) in za izboljšanje prekrvavitve. Delovanje je posledica oksidacije žvepla. Eksterno se uporablja

kot suspenzija v etanolu ali v obliki posipa. Nikoli se ne sme premazati celega otroškega telesa, saj je

lahko zelo toksično! Žveplo so včasih uporabljali peroralno. V debelem črevesju kjer je bakterijska flora

so encimi, ki so S reducirali do H2S. Prišlo je do draženja črevesne sluznice in povečane peristaltike

(laksans, sedaj se ne uporablja več). Ker se majhni delci hitreje reducirajo (večja površina), je bilo včasih

predpisano, da se uporablja sublimirano žveplo (peroralno se sme vzeti samo velike delce).

ACIDUM SULFURICUM – ŽVEPLOVA KISLINA – H2SO4

Pozname različne koncentracije: concentratum je 98% raztopina, ki je gosta kot olje (staro ime vitrol-

eum), dilitum je razredčena 10 % raztopina. Kislina je zelo korozivna in je dehidrans (tvori energetsko

zelo ugodne hidrate z H-vezmi). Proces je izjemno eksotermen, zato kislino vedno dajamo v večjo

količino vode (pravilo: ˝bolj koncentrirana raztopina v manj koncentrirano˝). Če je obratno, voda na

kislini zaradi sproščene toplote izhlapi, lahko pride do brizganja kar je zelo nevarno. Koncentrirana

žveplova kislina je hud strup (tudi 30 % v akumulatorju), peroralno in topikalno povzroči hude opekline,

saj z vodo tvori vodikove vezi, in tako snovem pobere vso vodo (papir, maščoba, oglikovihidrati, proteini

Stran 51 od 83

pooglenijo, ostane samo ogljik). H2SO3 je nemogoče izolirati, ne moremo ga dokazati niti v vodni

raztopini.

Uporablja se tudi kot acidum s. fumas, raztopina SO3 v koncentrirani H2SO4 (kadeča se žveplova

kislina). Oleum je sol SO3 zmešana v H2SO4, uporablja se za pripravo sulfatnih spojin.. SO3 ion je

anhidrat žveplove kisline. Uvajanje SO3 v H2O je danes način pridobivanja žveplove kisline, kjer dobimo

čisto kislino – pridobivanja s kontaktnim postopkom (katalitična oksidacija). Za stabilnost je zelo

pomembna odsotnost metalnih kationov, ki delujejo kot katalizatorji in so toksični. Sulfatni ioni so

farmacevtsko inertni.

V farmaciji uporabljamo bazične soli s sulfatom obstaja možnost nevtralizacije sulfatov in hidrogen

sulfatov- pogosto se uporabljajo estri (in predvsem diestri) žveplovih kislin, recimo z metanolom

(dimetilsulfat). Včasih so jih pripravljali iz etanola (70%) in vode. Ker soli te kisline vsebuje netopne

sulfatne SO42- ione deluje kot osmotsko odvajalno sredstvo.

Soli kisline imajo različna imena:

bisulfat = hidrogensulfit NaHSO3

metabisulfat =dinatrijev pirosulfit Na2S2O5

HYDROGEN SULFIDE - VODIKOV SULFID - H2S

Je produkt pri redukciji žvepla in pogost reagent (ni zdravilna učinkovina). Plin je izjemno toksičen

(primerljiv s cianidi) in ima značilen vonj, ki ga zaznamo v majhnih količinah, vendar se nos hitro

prilagodi in ne moremo določiti koncentracijo v zraku. Pri MAK 10 ppm nas pečejo oči, kašljamo in

opotekajoče hodimo, 400 ppm je že nevarna zastrupitev, nad 800 ppm pa je smrtno nevarno. Pri

intoksikaciji vodikov sulfid reagira z encimi, ki katalizirajo celično dihanje (oksidaze z Fe3+, blokirajo

železov ion, celična zadušitev). Ne katalizirajo okidacijo glukoze, nastopi nagla nezavest in smrt zaradi

nezavesti (ker strup ostaja v atmosferi). Ker so sulfidi večinoma črne in sive barve lahko zastrupitev

prepoznamo po sivem robu na dlesni! Antidot je vdihovanje zmesi O2 in CO2 (5%), nato še razredčene z

N2.

Sulfidi so v kislem okolju nevarni, v vodi so topni 2,5L/1L vode (0,4% raztopina). Včasih so se

uporabljali topikalno (K2S zelen, BaS črn) za odstranjevanje nezaželenih dlak pri depilaciji. S prebitkom

H2S reduciramo disulfidne vezi. Tak material zlahka hidrolizira in se zato zmehča, dlake nato izperemo

(keratin ima disulfidne vezi). Je dober dezinficient (desinficiens), keratocit in konzervans. Keratoplastik

(keratocit) spodbuja celice, ki proizvajajo keratin. Na mestih, kjer so keratinske fibrile povezane z

disulfidnimi vezmi, pride do hidratacije in nabrekanja (rahljanja). Uporabno za zdravljenje aken, garij in

Stran 52 od 83

dermatitisa. Konzervansi (ang. preservative iz sorvare – shraniti) so reducenti- npr. S2- veže kisik hitreje

kot učinkovina v farmacevtski obliki, zato ščiti učinkovino pred oksidom iz farmacevtske oblike; oksidira

se do sulfatnega iona.

NATRII SULFIS ANHYDRICUS IN HEPTAHYDRICUS – Na2SO3

Po enačbi SO2 + NaOH NaHSO3 nastaja natrijev hidrogensulfit, ob presešku baze pa NaHSO3 +

NaOH Na2SO3 . 7 H2O heptahidrat, ki kristalizira pod 33 °C. Pomembno je dobro shranjevanje

zaradi hitre oksidacije (reakcija z zračnim kisikom).

Brezvodni in heptahidrat sta v živilski industriji dovoljena kot antioksidant (E 221). Problem je v tem, da

ljudje postanejo preobčutljivi na to snov. Imunski sistem reagira s protitelesi, ki to snov blokirajo

(fagociti jih fagocitirajo in izločijo iz telesa). Majhne molekule kot je žveplov dioksid se vežejo na

beljakovine (na aminoskupine) in tako je na telesu lastni beljakovini vezan SO2 (npr. albumin). Taka

molekula se imunskim celicam predstavlja kot telesu tuja snov. Sprva ne občutimo sprememb. Ko pa se

vnos hidrogensulfita ponovi, so protitelesa že pripravljena za napad. Najpogosteje pride do izpuščajev na

koži (izloča se histamin). Izločanje je lahko tudi obilno in povzroča težave pri dihanju, v skrajnih

primerih lahko tudi šok.

SULFURIUM DIOXIDUM - SULFUR DIOXIDE – ŽVEPLOV DIOKSID – SO2

Plin ostrega vonja. Na zraku se S vžge pri 250°C, nastaja SO2, ki se pri 20°C in tlaku 4-5 barov utekočini.

Utekočinjen zavre pri -10°C, pri tem porabi veliko toplote, zato so ga včasih uporabljali kot hladilno

sredstvo. Ob vdihu se začuti ostra bolečina (uporabljali kot bojni strup- grški ogenj) saj močno draži

sluznico (nos, tudi oči!), pri večjih koncentracijah pa povzroči pljučni edem (MAK je 2ppm). Bil je prvi

plin, ki so ga uporabili kot transportni plin (prenašal je toploto). Ker je dober konservator so ga nekoč

uporabljali za zaščito vina v sodih in pri shranjevanju hrane (podaljšal obstojnost rdeče barva pri mesu).

Pogosto je povzročal alergične reakcije! V nekaterih zdravilih ga še vedno srečamo, vendar tako ne bo

ostalo dolgo. Je močan reducent, vodne raztopine pa so kisle. Hidrogensulfite uporabljamo za

dokazovanje aldehidov, obori se kristaličen produkt.

DIMETILSULFOKSID – DMSO – (CH3)2S=O

Je zelo dobro topilo! Tekočina ima vrelišče pri 190°C in se meša z vodo v vseh razmerjih. Odkrili so, da

ima rahlo protivnetno in analgetično delovanje (otekline, udarci, revmatizem). Uvrščajo ga v skupino

topil, ki izboljšajo prehodnost zdravilnih učinkovin skozi kožo (se tudi zelo dobro absorbira). Ni

Stran 53 od 83

toksična spojina, samo v redkih primerih zamotni očesno roženico (po končanem jemanju učinek izgine).

V telesu se oksidira do dimetilsulfita ((CH3O)2S=O) in dimetilsulfida ((CH3)2S, hlapi, neprijeten vonj po

kovini in okus). Drugače pa je skoraj netoksična.

Dimetil sulfat je izjemno toksična spojina (kancerogena), uporabna je kot reagent za metiliranje

(metilira SH skupine in nukleotide v DNA- genetsko toksična snov). Pri vstopu v telo se hidrolizira,

nastaneta metanol in kislina. Pri vdihovanju lahko pride do pljučnega edema.

TIOSULFAT - S2O32-

Pri oksidaciji en kisik zamenjamo z žveplom. Najpomembnejši je Na2S2O3 pentahidrikus, ki je v

farmaciji dostikrat uporaben kot antidot pri zastrupitvah s težkimi kovinami (zamenjuje ga dimerkaprol).

Pri nevtralizaciji cianidnih ionov tvori rodanide, ki niso toksični (v telesu jih je vedno nekaj prisotnih),

žal pa je učinkovanje počasno. Lahko ga apliciramo paranteralno, saj ne povzroča poškodb. Uporaben je

v analitiki in tehniki, z jodometrično titracijo lahko določamo vsebnost.

DIALKILDITIOKARBAMAT – R2NCS2-

Soli in estri karbaminske kisline (H2N-COOH) se imenujejo karbamati. Karbaminska kislina ni stabilna,

obstojni so le njeni derivati. Zanimivo je, da nekateri karbamati učinkujejo proti HIV. Če zamenjamo

aktivni skupini z dvema žveplovima atomoma dobimo ditiokarbamate. Zn in Mg soli ditiokarbamatskih

kislin uporabljajo pri izdelavi kavčuka (vulkaniziranje), saj katalizirajo polimerizacijo izoprena v

kavčuk. Učinkujejo tudi fungicidno in eventuelno uporabni proti garjavosti. Antabus

(tetraetiltiuranidisulfid ali disulfiram, najdemo ga v gobi tintnici) uporabljajo pri zdravljenju zlorabe

etanola (alkoholizmu). Etanol se preko dehidrogenaze počasi oksidira v etanal (zelo toksičen, povzroča

vasodilatacijo), nato pa se preko aldehid dehidrogenaze zelo hitro oksidira naprej do etanojske kisline (ki

ni toksična) in razpade na H2O in CO2. Antabus prepreči oksidacijo etanala! Občutek ki sledi je naravnost

grozljiv, saj dobesedno čutiš prihajajočo smrt (ki pa ne nastopi). Strah je tako učinkovit, da se

alkoholiki bojijo spet piti. Drugi znaki so naval krvi v glavo, pospešeno bitje srca, znojenje in slabost.

Učinkovati začne po okoli 2-3 urah, maksimalno učinkovanje pa traja 6-12 ur.

TIOCIANOVA KISLINA – HSCN

Anhydricus se pridobiva iz KHSO4 in KSCN. Pri normalnih pogojih je plin iz zmesi polimerov, ki

tvorijo monomere pri višjih temperaturah. Vodna raztopina je relativno stabilna in močno kisla.

Tiocianati ali rodanidi so pomembne soli, v majhnih količinah jih najdemo v telesu (tudi kri in slina),

koncentracija 0,03-0,06mg/100g plazme. Če naraste koncentracija na 8-12mg/100g pade krvni tlak, nad

Stran 54 od 83

20mg/100g pa nastopijo toksični učinki. Blokado razlagajo s podobnostjo jodidnemu ioni.

SELEN:

Selenium je dokaj podoben žveplu, vendar je mnogo bolj toksična snov. Je v sledovih nujno potreben

element, ki se namesto S vgrajuje v merkaptoaminske kisline (cistein>selenocistin,

metionin>selenometionin...). Primer s cisteinom: ko se v proteinu dva S atoma zelo približata nastane

dicisteidna vez (disulfidna vez). To pa se ne zgodi, če sta S atoma zamenjana s Se atomoma. Takrat je

tvorba otežena zato encim postane neaktiven. Zelo je pomemben zaradi svojega antioksidativnega

delovanja proti radikalom! Glutation peroksidaza za svoje delovanje potrebuje prisotnost Se2- ionov.

Elementarni selen je relativno netoksična snov (do 4-5 g), toksični so selenati (H2SeO4) in selaniti

(H2SeO3). Pri vnašanju večje količine selenovih spojin pride do nastanka dimetilselenida, ki je lahko

izdihljiva snov (vonj po česnu). S hrano se ga pridobiva v dovolj velikih količinah. Dodajanje

selenoaminokislin je včasih priporočljivo za zdravljenje nekaterih rakavih oboljenj (npr. rak na prostati).

Njegovo pomanjkanje dokazano veča možnosti obolenja, poleg tega pa tudi rahlo upočasnjuje staranje.

Zato je na dan potrebno zaužiti 0,025-0,2mg ionov, veliko ga je v hrani in pijači, saj je praktično v vseh

rastlinah. Malo ga je v JV Aziji, centralni Afriki in J Ameriki, zato lahko tam pride do motenj in bolezni.

V organizmu imamo spojine, ki kelirajo težke kovine in s tem preprečijo blokiranje encimov. Takšno

pomembno vlogo pri detoksikaciji imata recimo selenometionin ali glutation. Selen v organizmu

preprečuje nastanek disulfidnih vezi med aminokislinami. Učinek se uporablja za mehčanje struktur, ki

vsebujejo keratin (lomljenje nohtov, izpadanje las). Uporablja se topikalno za odpravljanje prhljaja. Če

vsebuje soli lahko sprejema ali oddaja energijo v obliki signalov.

7. SKUPINA PERIODNEGA SISTEMA

Spojine imajo tipičen anionski karakter v obliki hidridov. Izjemna reaktivnost je posledica pomankanja

samo 1 e- do popolne elektronske konfiguracije. V farmaciji so zelo pomembni elementi, najpomembnejši

je Cl- ion kot Na+ in K+ protiion. Le ta je v organizmu prisoten v obliki disociranega NaCl.

FLUOR:

Fluoride (lat. fluere) je zelo reaktiven plin rumeno-zelene barve. Ker je najbolj elektronegativen med

vsemi elementi, ga v naravi ne najdemo v elementarnem stanju. F2 plin je toksičen, 0,25 g soli NaF je že

toksičnih, pri 5g pa nastopi smrt zaradi srčne in pljučne ohromelosti. F- ion je izjemno nevaren encimski

strup, še zlasti zastruplja fosfataze. Blokada lahko preprečuje alkoholno vrenje (učinek uporabljajo za

Stran 55 od 83

konzerviranje lesa). Znaki zastrupitve so velika žeja, bruhanje, diareja, bolečine v želodcu, obarvanje zob

ter v končni fazi zastoj srca. Kot antidot se uporabljajo Ca2+ ioni (najbolje Ca-glukonat), ki tvorijo

netopen CaF2, ter če je mogoče spiranje želodca. Ker topi steklo (zamenjuje alkalijske katione, SiO2(s) + 6

HF(aq) → H2[SiF6](aq) + 2 H2O(l)), ga hranimo v prirejenih posodah iz umetnih mas (idealen je teflon) ali

steklu prevlečenem s parafinskim plaščem!

V ščitnici in zobeh je 30-50 mg/ 100 g materije (kar je relativno veliko), medtem ko je koncentracija v

krvi manjša- 0,01g oz. 10 mg/ 100 g materije. Velika koncentracija v zobeh je pomembna za odpornost

dentina proti karijesu (posledica razmnožavanja mikroorganizmov – Microtokus). Tudi tvorba

fluoroapatita v kosteh pripomore k večji trdoti (topi se pri pH 4,5 medtem ko se apatit že pri pH 5,5).

Zaradi teh dveh lastnosti je pomemben vnos fluoridnih ionov predvsem v času rasti! V nekaterih državah

ga dodajajo pitni vodi (primer ZDA 1mg/1L vode), zelo pogost je v zobnih pastah

(dinatrijevfluorofosfat, Na2O2POF; danes organske spojine aminov+sol+HF) saj se med oralno

administracijo (poliranje zob) fizično vgrajuje v zobni fluoroapatit! Ob prekomerni uporabi se pojavi

fluoroza, dobimo lise na zobeh in nohti postanejo bolj krhki. Paradontoza je bolezen, ki prizadane zobe.

Poveča se število patogenih organizmov na zobeh, sledi vnetje obzobnega tkiva in majane zob. Pri cca

60-ih letih se začenja izpadanje zob.

Dnevna količina fluoridnih ionov naj bi znašala okoli 2mg. Od tega se ga okoli 25% absorbira v želodcu,

preostali del pa v tankem črevesju. Le majhen delež fluoridnih ionov se izloča s fecesom (med 0,1 in 0,4

mg, odvisno od zaužite količine). Iz plazme se nato porazdeli po organizmu- tkiva, zobje in kosti. Majhen

delež se ga izloča z potenjem, večina pa kar preko urina- preiskava urina lahko nakaže na zastrupitev z F-

ioni.

Henri Moissan je leta 1906 dobil Nobelovo nagrado za kemijo, kot prvi znanstvenik, ki mu je uspelo

izolirati fluor. Pred njim so to poskušali mnogi znanstveniki (tudi Humphry Davy, ki je odkril mnogo

novih elementov), vendar brez uspeha. Šele po 74 letih, odkar so ugotovili obstoj tega elementa, je bil

uspešen Moissan. Sedaj se z preučevanjem fluorida in njegovih spojin ukvarjajo tudi znanstveniki na

Inštitutu Jožefa Štefana v Ljubljani.

HYDROFLUORIC ACID – FLUOROVODIKOVA KISLINA - HF

Posebna je spojina HF (fluorovodik). Njen pomen je izključno laboratorijski (pogost reagnet, po

farmakopeji z njim dokazujemo silikate) saj ga uporabljajo v tehniki. Pridobiva se iz CaF2 + H2SO4 → 2

HF + CaSO4, segrevamo nad 250°C in destiliramo. HF je praktično nedisociran, tudi ion je poseben ker

je zelo majhen. Obstaja kot polimerna molekula, zaradi povezovanja z vodikovo vezjo dolžine 0,25nm.

Monomeri nastajajo pri temperaturi nad 100°C. Iz rastopin kristalizirajo (ob prisotnosti alkalijskih

Stran 56 od 83

elementov) v hidrogenfluoride (NaHF2). V zraku je prisotno (po MAK- maximal arbeitsplatz

koncentration) do največ 3 ppm. Če na metilne skupine vežemo 3 F+ ione, se lastnosti spojin popolnoma

spremenijo. Zamenjava H+ iona z F- ionom skoraj ne spremeni strukture spojine, se pa zelo poveča

odpornost proti metabolizmu (daljša presnova) in poveča lipofilnost molekule.

Ker je dobro topljiva v lipidih zlahka prodira skozi kožo. Pri prodiranju skozi kožo in

vdihovanju ni vidnih poškodb, prave reakcije potekajo v globini kožnega tkiva, kjer kislina

raztaplja skelet. F+ ioni enostavno zamenjujejo Ca2+ ione iz apatita ter tvorijo CaF2. Posledice se

čutijo kot močne bolečine in manjšanje skeletne mase. Iritira tudi dihalne poti in sluznico (zaradi

šibko kislih lastnosti). Zaradi reakcije s Ca2+ ioni ob akutnih zastrupitvah nastopi hipokalcimija

KLOR:

Clorine (lat. Chloros) je zelenkast plin, ki spada med najnevarnejše strupene pline. Znaki zastrupitve so

močno kašlanje in pljučni edem (kri in limfa vdreta v pljuča). Antidot je vdihovanje medicinskega plina

in odstranitev osebe iz prostora. Maksimalna dovoljena koncentracija klora v zraku (po MAK-u) je 0,5

ppm. Toksičnost 10 ppm v zraku v eni do dveh urah povzroči zastrupitev, 50 ppm v eni uri pa je že

˝prehod čez reko Leto˝ (smrtno nevarna zastrupitev, zato se uporablja kot kemično orožje). Pred klorom

se zaščitimo z ustreznimi plinskimi maskami. Cl- ioni so farmakodinamično inertni (zunaj 115mmol/L in

znotraj celice 3mmol/L)- da bi naredili razliko je potrebno vnesti velike količine Cl- ionov v organizem.

Sami ioni niso toksični in so najpomembnejši proti ioni pri aplikaciji organskih baz.

Klor je v jeklenkah lahko dostopen, velikokrat ga rabimo za dezinfekcijo H2O. Klor reagira z vodo (topna

2L klora v 1L vode), tako da nastajajo H3O+, Cl- in HOCl (hipoklorid, ta kislina je stabilna kratek čas in

pod vplivom fotonov reagira tako, da disproporcionira v H3O+, Cl- in O2). Sproščeni kisik (in statu

nascendi) je zelo močen oksidant. Pri kloriranju lahko Cl- reagira z organskimi spojinami v

halogenoogljikovodike, ki so v daljši uporabi tosični. Je tudi močno belilno sredstvo. Cloridni ion 36

(radioaktivni izotop) se uporablja za določanje starosti do 1 milijon let.

HYDROGENII CHLORIDUM – ACIDUM HYDROCHLORICUM - KLOROVODIK – HCl

Je farmakopejska učinkovina. Plin se zelo dobro topi v vodi (pri 20 °C 70 g HCl/ 100 g vode). Vodno

raztopino farmakopeja opisuje kot acidum hydrochloricum (zastarelo se reče solna kislina). Je

mineralna kislina pri kateri razločujemo več koncentracij. Concentratum je običajna 35-39 % vodna

raztopina (odvisno od T), dilutum je 10 %. Vodne raztopine so korozivne! Staklenice s HCl moramo

Stran 57 od 83

shranjevati na hladnem, saj se razpad povečuje s temperaturo.

Uporablja se kot reagent in zdravilna učinkovina. HCl v obliki plina je znatno manj toksičen kot

elementarni klor (približno 10 × manj), dovoljena koncentracija po MAK-u je 5 ppm. Ob izpostavljenosti

poškoduje sluznice podobno kot fluor. Na dihalni sluznici nastopi pljučna pnevmonija, to je vstop vode v

pljuča, nato sledi še okužba z mikroorganizmi. Smrtna doza peroralno je 20 mL. Pomankanje

(hipoklorhidrija) ali prenehanje izdelave HCl (aklorhidrija) se zdravita z dodatki citronske kisline (ali

raznih drugih organskih baz s HCl) k prehrani. Včasih so pred obedom zaužili 20 kapljic 10% HCl- žal je

prihajalo do hudih poškodb zobovja (rešitev je predstavljalo pitje po slamici).

Cl- ioni so stalnica v telesu. Želodčna sluznica dnevno producira od 1000-1500 ml 0,1 M HCl. Kislina

nastane tako, da encim karbonatna hidrataza katalizira reakcijo

tako, da nastaja več H3O+ ionov. Oksonijevi ioni skupaj s Cl- ioni z aktivnim transportom

nato potujejo preko želodčne stene v želodec in tam tvorijo HCl s pH okoli 2. Sluznica je zaščitena z

mucinom (plast mukopolisaharidov). Če ni prekrita z mucinom začne pepsin razžirati beljakovine

želodčne stene. Pride do predrtja, ki ga imenujemo ulkus (čir). Sluz želodčne sluznice zmanjša kislost v

območju želodčne stene na pH okoli 5. Za zdravljenje ulkusa uporabljamo spojine, ki inhibirajo encim

karbonat dehidrataza ali ustavijo aktivni prehod oksonijevih ionov v želodec.

Manjšo količino kisline lahko za laboratorijske potrebe pridobimo in NaCl in H2SO4, ki jo počasi kapamo

na sol.

KLORATI (I, III, V, VII)

Razlikujemo:

hipokloritni (hypochlorites) anion ClO- nastane iz hipokloraste(I) kisline

kloritni (chlorites) anion ClO2- nastane iz kloraste(III) kisline

kloratni (chlorates)anion ClO3- nastane iz klorove(V) kisline

perkloratni (perchlorates)anion ClO4- nastane iz perklorove(VII) kisline

Klorat(V) so poskušali uporabljati kot antiseptik za izpiranje ustne votline, ker so verjeli da se

odcepi atomarni kisik. Žal so ugotovili da se to ne zgodi, ampak da je spojina toksična. 3-5

gramov povzroča zastrupitve, doza nad 10g pa je že lahko smrtna. Začne se tvoriti

methemoglobin, nastopi duševna stiska in smrt.

Stran 58 od 83

Perklorat nastane po disproporcionaciji iz klorata(V) po enačbi .

Perklorat je slabo topen, zato ga je enostavno ločiti od KCl. Ima močno korozivno delovanje, saj

je najmočnejša znana anorganska kislina. Značilno je tudi tierostatično delovanje- upočasnijo

delovanje ščitnice, zato se zmanjša proizvodnja hormonov- toksično!

CALCII HYPOCHLORIDUM – KALCIJEV HIPOKLORID- Ca(OCl)2

V uporabi je klorovo apno (Calcaria Chlorata), zmes Ca(OH)2 in 20% Ca(OCl)2. Je odlično sredstvo za

dezinfekcijo zlasti patogenih mikroorganizmov (sanitarije). Včasih so ga uporabljali tudi za razkuževanje

ran in v primernih koncentracijah za čiščenje prostorov (varikina).

BROM:

Elementarni bromine (gr. Bromos, ˝neprijeten vonj˝) je rdečkasto-rjava težka tekočina z veliko gostoto

(veliki atomi, pri 20°C je gostota 3,1). Med tekočino so prisotne tudi njegove strupene pare rdeče barve,

ki povzročajo zmanjšanje spolnega nagona (včasih so ga uporabljali za zdravljenje psihičnih bolezni, ki

naj bi bile posledica premočnega libida). Brom je bolj agresiven kot klorid, vendar je v vodi manj topljiv.

Bromovica je 3 % vodna raztopina nasičena z bromom. Tako kot klor tudi brom tvori hipoklorite in

hiperklorate (uporaba v analitiki). Z njegovo pomočjo dokazujemo fenole (bela oborina) in alkene

(razbarvanje). Ker je precej drag ga običajno raje reciklirajo kot pa zavržejo.

Bolje je topljiv v lipidih, zato lahko penetrira skozi kožo v centralni živčni sistem (tudi pare, MAK je 0,1

ppm). Situacija je nepopravljiva, vendar se pri lokalnih poškodbah lahko spira z NaS2O4 (natrijev

tiosulfat, ki vsaj delno pomaga) ali zaužitje velike količine vode in kuhinjske soli . Pri poškodbah

dihalnih poti se vdihuje pare etanola. Ker ga uporabljamo kot regent moramo z njim pazljivo ravnati.

Toksična meja je 10g, ki povzroča hude zastrupitve. Znaki so motnje v koncentraciji in pomnenju,

zmedenost, pojavljajo se halogenske akne (srbeče in pogoste), višje doze pa vodijo do paralze dihalnega

centra. Zastrupitve z bromom se kaže kot pomankanje kloridnih inonov.

BROMOVODIK – HBr

Predvsem se uporablja kot reagent. Laboratorijsko se pridobiva iz spojin P in Br, ki jih topijo v vodi. Je

dobro topna spojina v vodi, 1L vode topi 580 L vodikovegabromida. MAK vrednost znaša 5ppm. Br- ioni

so farmakodinamično aktivni, saj iz živčnih celic izpodrinejo Cl- ione. S tem se spremeni koncentracija

Cl- v živčnih celicah. Posledica je zmanjšana prevodnost živčnih dražljajev, kar nas zavaruje pred

epileptičnim napadom, pomirja in povzroča stanje narkoze (pred 100 leti uporabljali za uspavanje

Stran 59 od 83

bolnikov). Lahko se uporablja kot protiioni K+, tvori se KBr (kalii bromidum)

Kot sedativna snov se uporablja pri epilepsiji, vznemirjanju osrednjega živčevja. Dodajamo 2-4g

bromidov in s tem dosežejo koncentracijo 15 mg/ 100 mL plazme. Nevarnosti nastopijo pri težkih

epileptičnih napadih. Koncentracijo Br- v krvi moramo zvečati do 200 mg/ 100 g plazme, kar je še v

mejah normale (zamenja se četrtina kloridnih ionov). Pri 300-400 mg v plazmi nastopi nevarnost za

dihalni center. Danes se za zdravljenje ne uporablja več, razen v zares skrajnih primerih.

JOD:

Pri sobni temperaturi je iodine trdna snov, ki ima zelo velike molekule. Ker jod praviloma sublimira že

pri sobni temperaturi je atmosfera nad jodom violično obarvana (tako kot brom vsebuje pare v kristalni

mreži). V vodi se ne topi dobro, razen ob dodatki KI (tvori komplekse K[I3]-). Dobro se topi v alkoholu in

topilih, ki so bogata s kisikom, zaradi tvorbe topnih kompleksov s prenosom pi elektronov (raztopina

rumenkasto-rjave barve). Če organsko topilo ne vsebuje kisika je barva violična, pride do mehaničnega

vključevanja I2, ki tvori kletkaste kristale- klatrate (pri dodatku škroba (amilaza+amilopektin) dobimo

vijolično raztopino, jod se vgradi v vijačnico). HI se pridobiva iz joda in rdečega P, 1L vode topi 415 L

HI. Tudi jod je lipofilna snov in prodira skozi kožo in sluznico.

Pomembni viri joda so na območjih, kjer je veliko halog- to so alge, ki vsebujejo veliko joda, njihov

pepel pa služi kot vir pridobivanja joda (rjava haloga – Fucus Visiculosus, mehurjasta rjava alga).

Postopek je odkril francoz, ki je klor raztopljen v ocetni kislini polil po algah, nastali so vijolični kristali.

Večina joda se pridobiva iz vode, predvsem pri črpanju nafte in zemeljskih plinov, kjer so prisotni jodati,

ki jih z natrijevim sulfitom (ali NaHSO3) prevedejo v jod. Jodidi niso stabilni in se naglo oksidirajo do

elementarnega joda, le tega se čisti s sublimacijo. Ker je hitro oksidativen ne smemo uporabljati

kovinskih spatul ampak le plastične! Zaradi hlapov ga skrbno hranimo v dobro zaprtih steklenih posodah

s plastičnim zamaškom.

Vodno-etanolna raztopina elementarnega joda (iodi solution etanolica) se uporablja za zdravljenje.

Topikalno na koži deluje kot protimikrobna učinkovina. Koncentracija 1 : 20 000 zelo hitro ubije

mikroorganizme (baktericidno, fungicidno, virocidno). Sporogene bakterije zahtevajo večjo količino joda

in daljši čas delovanja. Je odlično sredstvo za dezinfekcijo rok. V etanolni raztopini se v daljšem

časovnem obdobju razvije HI, ki je ob uporabi pekoč. Zato je bolj varna uporaba raztopine povidon-jod-a

(polivinil pirolidon – jod). Njeno delovanje je šibkejše kot delovanje etanolne raztopine, topikalno manj

korozivno in ne izsušuje kože. Uporablja se tudi za dezinfekcijo telesnih votlin. 0,1 % raztopina

polivinilpirolidob-joda v 15 minutah ubije večino patogenih organizmov, ki se pojavijo v pitni vodi. Za

razliko od vodno-etanolne raztopine povidon-jod ni nevaren peroralno, saj se jod počasi in konstantno

Stran 60 od 83

sprošča. Jodidi se ponekod še uporabljajo kot ekspektoransi (sredstvo za izkašljevanje, 0,3 g dnevno kot

sirup). Nikoli ne smemo sočasno uporabljati Hg in jodo spojin saj dokazano povzročajo slepoto! Pri

nesrečah z radioaktivnim I2 se dodaja velike količine KI (130mg/teden), da se radioaktivni jod ne nabira v

ščitnici.

Jod je tokson, po MAK je omejitev 2 ppm, peroralno je 2-3 g elementarnega joda oz. 5g KI letalna

količina, vendar so zastrupitve zaradi hitrega izločanja redke. Deluje zelo korozivno v prebavnem traku,

znaki zastrupitve so diareja in bolečine. Zaradi izgube tekočine pride do hemogenega šoka (zgostitev

krvi), če oseba preživi jo čaka dolgoletno kirurško zdravljenje. Pri alergiji na jod so simptomi vročina,

boleči sklepi, zatekanje ustnic in jezika, alergični šok in trdovratne halogenske akne. Antidot je dodatek

raztopine škroba oz. bele moke (škrobna sluz, jod se vključi v njuno sestavo) ali 1% tiosulfat. Pri rjavih

madežih na koži se uporablja natrijev tiosulfat. Pomanjkanje joda lahko privede do resnih motenj

delovanja ščitnice. Pri otrocih pomanjkanje povzroča kretenizem (duševna zaostalost, krči...) medtem ko

je za starejše značilna pritlikavost in miksedem. Najbolj očiten znak je povečana ščitnica oz. golšavost.

Dnevna količina naj bi znašala med 100-200 qg, kar je lahko včasih tudi premalo (celotna količina v

telesu je 25mg). Veliko ga najdemo v morski hrani, malo v kontinentalno pridelani hrani ali rudniški soli,

ki ne vsebuje KI(sedaj ga solem že dodajajo) ali KIO5 (v tropskih krajih, ker je bolj stabilen). V

prebavnem traktu se I2 reducira do jodidov in absorbira v tankem črevesju.. V ščitnici se pod vplivom

peroksidaze pretvori v I2, nastali jod reagira s proteini. Veže se tako, da je poleg –OH skupine vežeta 1 ali

2 joda (nastanek derivatov). Ko se ta dva derivata med seboj povežeta, nastane hormon (aromatska

aminokislina tirozin ima –OH skupino, ko reagira nastane tiroksin z 4 I2 v molekuli). Več ko je takih

hormonov, hitrejši je metabolizem (razgradnja maščob, sladkorjev...) in več energije ima metabolizem.

Posledica majhne količine hormona je tudi nizka stalna temperatura.

PREHODNI ELEMENTI

ŽELEZO:

V naravi je zelo pogost element, drugi med kovinami (5%, pred njim le aluminij). Je najpomembnejši

prehodni element za organizem, saj je sestavni del velikega števila encimov. V vodi topni so halogenidi,

acetati, nitrati, sulfati in soli organskih molekul. Netopni ali manj topni so železovi oksidi. Pomembni sta

predvsem dve okdidacijski stanji železa:

Fe2+ ferrosi, ferrous, fero

Fe3+ ferri, ferric, feri

Stran 61 od 83

Fero spojine so v vodi bolj topne od feri spojin, vendar pa so tudi manj obstojne in se hitro pretvorijo do

feri oblike (pazljivo pri shranjevanju). Ioni, ki nastajajo pri raztapljanju niso v prosti obliki, ampak

koordinativno vezani z molekulami vode (ligandi) v heksaakvaželezove ione. Ti kompleksi se lahko v

vodi združujejo v večje di- in polimere, kjer si dva centralna atoma železa delita eno –OH skupino. Pojav

se lahko uporablje tudi za sedimentiranje raznih koloidnih suspenzij (delci se ujamejo v skupke in

potonejo). Bolj obstojni so feri kompleksi. Fero raztopine so nevtralne, medtem ko feri spojine dajejo

močno kisle raztopine, ki poškodujejo sluznico in prebavni trakt.

Proteini, ki vključujejo železove ione v svoji strukturi lahko prenašajo nekatere pline. Pomembnejši med

njimi so mioglobin (prenosnik kisika na mišična vlakna) in hemoglobin. Veliko ga nejdemo v eritrocitih,

nekaj v obliki citokrom oksidaze in reduktaze. Od vse količine v organizmu se ga večina nahaja v obliki

ionov ali kot sestavni del makromolekul (70% se ga nahaja v hemoglobinu, 20% v depojih in 12 % v

mioglobinu). Mioglobin ima dve hem enoti in malo drugačno strukturo od globina.Prostega je le 10-15%,

drugače bi prišlo do resnih poškodb. Prosti kovinski ioni lahko motijo reakcije ali pa kataliziraj škodljive

reakcije. Fe2+ + H2O2 => Fe3+ + 2OH-. Velike količine prostih radikalov povzročajo poškodbe celic

(mitohondrijev, membran...). Take reakcjie so uporabne le za odstranjevanje mikroorganizmov.

Spojine železa srečujemo v medicini že iz zelo zgodnjih časov. Pri starih Grkih so ob izgubi krvi dodajali

vodo s primešanimi železovimi oksidi. Prva taka je bil ferrum reductum oziroma ferrum pulveratum. Fe

so uporabljali peroralno tudi v elementarnem stanju. V 19. stoletju je bilo znano Cueveunovo(?) železo-

zelo fino uprašeno železo, pridobljeno med redukcijo z vodikom:

Fe2O3 + 3H2 2Fe + 3H2O

Povprečno težka oseba (70kg) ima v telesu 5-10g železa. Količine nad 10g že povzročajo zastrupitve. Ko

je železa premalo nastopi anemija. Zboleli je bled, utrujen in brezvolen. Potrebno ga je dodajati ob hudih

krvavitvah.

TRANSPORT ŽELEZA

Dnevna potreba po železu znaša pri moških 1mg, pri ženskah pa zaradi izgub pri menstruaciji in še

nekaterih drugih razlogov 2mg (mesečna izguba je 20mg). Ker je absorbcija zelo slaba je potrebno

vnesti 10-15mg železa. Veliko železa se nehaja v rastlinski hrani (regrat, radič, špinača, riž) a se iz nje

tudi najtežje absorbira (le 2-10%). Absorbcijo zmanjšuje prisotnost fitinske kisline (2 in 3 valentni ioni

tvorijo netopne soli), prisotnost netopnega železovga sulfata in tvorba železovih oksalatov (Fe+

HOOCCOOH). Iz mesnate hrane je absorbcija dosti boljša (5-30%), saj je vezan v obliki hema, ki se lažje

absorbira. Pri absorbciji pomaga prisotnost vitamina C (askorbinska kislina), ki feri obliko reducira do

fero oblike. Absorbcija poteka z aktivnim transportom, in sicer samo v dvanajstniku pri pH okoli 5.

Stran 62 od 83

deloma pa je absorbcija odvisna tudi od trenutnih potreb. Preostanek (okoli 1mg) se izloči s fecesom,

preko urina se praktično ne izloča.

Za obsorbcijo je pomembno, da je v obliki, ki je v vodi dobro topna. Hem je taka oblika, nekatere Fe

spojine pa ne. Fero spojine so pri pH 5 približno 1015x bolj topne od feri oblike, zato se večinoma

absorbira Fe2+ oblika. Že v črevesnih resicah (ali pa takoj ko jih zapusti) se oksidira do Fe3+ feri oblike. To

oksidacijo povzroča encim ceruloplazmin (vsebuje tudi Cu2+ ione). Istočasno v krvi steče vezava feri

oblike na transportni protein za železo- transferin. Ena molekula transferina hkrati prenaša 2 Fe3+ iona. V

organizmu je velika količina prostega transferina (okoli 70%), tako da se v primeru prevelikih odmerkov

železo še vedno lahko veže na prost transferi in vse je v redu.

Organi, ki potrebujejo večje količine železa (jetra, kostni mozeg, vranica, tam kjer nastajajo krvne celice)

ga lahko tudi skladiščijo in po potrebi sproščajo (depojsko železo). Protein, ki je namenjen skladiščenju

železa je feritin. Njegova notranjost je votla in vsebuje več tisoč železovih ionov v Fe3+ oziroma Fe(OH)3

obliki. Ko organizem potrebuje železo se sprosti iz feritina, takoj nato reducira do fero oblike (pomoč

vitamina C) in veže na hem (nastaja hemoglobin). Ko eritrocit odmre se hem razgradi, železo pa je kljub

temu shranjeno naprej na transferinu.

POMEN ŽELEZA PRI PRENOSU KISIKA IN DRUGIH PLINOV

Topnost kisik v krvni plazmi je zelo majhna, normalno se raztopi 2,3 mL kisika /1 L plazme. Če je

prisoten hemoglobin se raztopi približno 200 mL/1 L plazme, kar je občutno več. Hemoglobin je

sestavljen iz beljakovinskega (globin) in neproteinskega dela (hem). Globin predstavlja skupina štirih

polipeptidnih verig (2 in 2 verigi), ki vsaka obdaja eno enoto hema. Tako so v hemoglobinu tudi 4

molekule hema. Osnovna enota hema je porfirin iz štirih pirolovih obročov (petčlenski obroči z

dušikom). Vmes je koordinativno vezano fero železo. Tvori lahko šest vezi, 4 nastanejo s vezavo na

dišik, ena z aminokislino histamid. Na šesto valenco se veže molekula kisika.

Reakcija z kisikom je reverzibilna, to pomeni da se lahko veže in sprošča. To je odvisno od parcialnega

tlaka kisika. Ko je veliko kisika, se veže, ko pa ga je malo se sprošča. Tam kjer je kisika malo najdemo

molekulo 2,3 difosfatoglicerat, ki se veže na hemoglobin. Oblika hemoglobina se spremeni tako, da se

hem bolj odpre. Posledično se kisik lažje sprošča. Temu pravimo alosterični efekt: neka molekula

povzroči tako spremembo na drugi molekuli, da to omogoča vezavo z neko novo molekulo. Ko se veže

(sprosti) prva molekula se eksponentno vežejo (sprostijo) še ostale tri molekule kisika.

Stran 63 od 83

Hemoglobin je pomemben prenašalec molekule CO2. Ta se ne veže na Fe(II) ione, ampak na proteinsko

skupino. Zato lahko hemoglobin hkrati prenaša CO2 in O2. Izmenjava kisika in ogljikovega dioksida v

eritrocitu poteka v povezavi z encimom karboanhidraza. Ko iz plazme v eritrocit vstopi molekula O2

katalizira sintezo nestabilne H2CO3. Po disproporciaciji iz eritrocita izstopi CO2. Obratno ob vstopu CO2 v

eritrocit hemoglobin pridobi en proton. H+ in HCO3- protona se vežeta na hemoglobin, izstopi pa kisik.

Hemoglobin lahko prenaša tudi NO2 in NO. Cianidni CN- ion in CO se vežeta kot kisik. Ker je njuna

afiniteta do Fe(II) precej večja kot pri kisiku (200x), postane hemoglobin nesposoben prenašati kisik.

Zastrupitev s temi plini so zelo nevarne.

FEROSSI SULFAS HEPTAHYDRICUS – FeSO4x7H2O

Standardna železova spojina. Peroralno ga dodajamo ob pomanjkanju fero železa. Pri te se ga absorbira

okoli 10%. Kompleksirano železo lahko v redki primerih uporabljamo paranteralno. Latalna doza pri

majhnih otrocih znaša 3 g, za odrasle je kritično 10-50 g FeSO4. Znaki zastrupitve so bruhanje,

bolečine v prebavnem traku in znižanje krvnega tlaka. To lahko privede do nezavesti in šoka.

Feri oblika lahko privede do krvavitev v prebavnem traktu. Znaki nastopijo hitro, sledi kratka

normalizacija, nato pa po okoli 20 urah nastopi dosti hujša zastrupitev. Zato se zastrupitev zdravi

kljub popravilu začetnega stanja. Kot antidot se uporablja BAL (v leddvičnih tubulih se

ponovno razgradi- slabo), še boljši je deferoksamin, ki kompleksira železo. Kompleks je topen v

vodi in se nato izloči preko urina iz ledvic.

Sulfat pridobivajo z raztapljanjem železa v vroči koncentrirani H2SO4. Po filtriranju pustijo vodno

raztopino kristalizirati, dobimo ga kot heptahidrat. Monoklinski kristali so svetlo modre barve, tališčem

pri 64°C in topnostjo 1g soli/15 mL vode. Če se na zraku oksidira dobimo rumeno-rjavo feri obarvanje.

Lahko izgubi 2 kristalni vodi in postane pentahidrat. Takrat premeni barvo v belo, kar s pridom

uporabljamo pri ugotavljanju prisotnosti vode (indikator). Pri sušenju na 120°C dobimo monohidrat. Ker

je zadnja voda kompleksno vezana (akvakompleks) moramo spojino segrevati na 400°C da dosežemo še

njen odcep- takrat molekula razpade.

Fe + H2SO4 FeSO4 + H2

FeSO4 + 7H2O FeSO4x7H2O

S sulfati I. skupine in amonijakom tvori dvosoli. Inkompatibilen je z oksidanti, zato mora biti tesno zaprt

in zaščiten pred svetlobo (pod vplivom svetlobe teče oksidacija z zračnim kisikom hitreje). Če najdemo

Stran 64 od 83

zalogo kristalohidrata z zelenkasto barvo, jo moramo zavreči (mešanica fero FeSO4 in feri Fe2(SO4)3 soli).

FERROSI FUMARAS , GLUKONAS– ŽELEZOV FUMARAT, GLUKONAT

Sol fumarne kisline, ki tvori trans (fumarna kislina) in cis (moelinska kislina) strukturo. Prednost Fe-

fumarata in drugih soli pred železovim sulfatom je v tem, da so manj topne v vodi, kar vodi do manjšega

draženja sluznice. Kovine prehodnih elementov namreč dražijo sluznico prebavnega trakta. Absorbcija

organskih soli je večja kot pri anorganskih- 20%.

Je sol glukonske kisline, ene izmed oksidiranih oblik glukoze. Se največkrat uporablja za vnos železa v

organizem. Absorbcija v prebavilih je boljša, med 15 in 35%. Tudi draženje prebavnega trakta je manjše.

Barva je rumena do bledo rjavkasta.

FERII CHLORIDUM – FeCl3

Uporabljal se je zaradi svojega adstrigentnega delovanja (koagulacija tkiva). Učinkovit je pri

zaustavljenju manjših krvavitev in ureznin. Strjena kri je pogosto razpokala, čemir je sledila sekundarna

okužba z mikroorganizmi.

BAKER:

Ime cuprum (ang. copper) je dobil po otoku Cipru, ki je bogat z bakrovo rudo. V živem organizmu je

pomemben kot mikroelement. Razmerje Cu : Fe v telesu je 1 : 50, največ ga je v jetrih 0,75mg/100g.

Potreba po bakru je 2-5 mg/ dan, absorbira se ga približno 30% v obliki kompleksov (ob prisotnosti

aminokislin), ostalo se izloči s fecesom (več kot z železom). Težave lahko nastopijo pri izključnem

uživanju žitaric, zaradi prisotnosti fitinske kisline, ki močno zmanjša obsorbcijo. Poznamo dve

oksidacijski stanji:

Cu+ cuprrus, cuprous, kupro

Cu+2 cuprric, cupric, kupri

Baker je povezan s transportom in vezavo železa, saj je del encima ceruloplazmina, ki pretvarja Fe2+ ione

v Fe3+ tako da se lahko železo veže na transferin. Bolezensko prirejeno pomanjkanje encima (Wilsonova

bolezen) lahko povzroča zastrupitve zaradi kopičenja Cu2+ ionov v telesu, nevarne so tudi anemije zaradi

železa. Lahko je prosto vezan ali pa je vgrajen v večje skupine. V prosti obliki ne sme biti prisoten, saj

obarja proteine (adstringento delovanje) in pospešuje radikalske reakcije. Nekateri encimi z Cu2+ na

aktivnem mestu imajo pomembno vlogo pri oksidativni fosforilizaciji (celično dihanje, encim citokrom

oksidaza). Bakrovi ioni so prisotni pri sintezi kožnega in lasnega pigmenta, brez njega ne bi bilo sinteze

Stran 65 od 83

melanina in melatonina. Pomanjkanje privede do albinizma. Pomemben je v zaščiti pred nastajanjem in

delovanjem radikalov. Skupaj z Zn tvori encim superoksidna bismutaza, ki iz superoksidnega radikala

O2- proizvaja H2O2.

Zastrupitve z bakrom so redke, znaki so bruhanje (0,25-0,5g CuSO4x5H2O- emetično delovanje, emetik).

Včasih se je uporabljal bakrov sulfat pentahidrat (modra galica) za povzročitev bruhanja. Če do tega ne

pride nastopi zastrupitev zaradi obarjanja proteinov (npr. v prebavnem traktu), ker ni več zaščite pred

želodčno kislino pa lahko nastopi ulkus. Cu-oleat (0,02% raztopina, CuprexR) se uporablja za

odstranjevanje mrčesa. V obliki Cu-stearas kot dezinfekcijsko sredstvo. Cu-citras pri peroralnem

vnašanju Cu2+ ionov. Manj draži prebavni trakt. Uporaben topikalno kot adstringent (manjše krvavitve).

Kompleksi z glucinom (H2N-CH2-COOH) tvorijo cis (temno moder) in trans (svetlo modrozelen)

izomere, ki ju ločimo po barvi.

CUPRI SULFAS – BAKROV SULFAT - CuSO4

Je kristalohidrat, vsebnost vezane vode je odvisna od temperature. Pri sobni temperaturi nastane

pentahidrat (modra galica, Cu-vitriol), ki deluje protimikrobno. Štiri vode so vezane na Cu ion, ena pa

z vodikovo vezjo na kisik sulfatnega aniona [Cu(H2O)4]SO4xH2O. Na suhem zraku kristalizira kot

dihidrat, pri 114 °C dobimo monohidrat, pri 250 °C pa izgubi še zadnjo molekulo vode. Je brezbarvna

(ali bela), zelo higroskopna snov uporabna kot sušilno sredstvo (dodajajo silikagelu) in indikator

prisotnosti vode (pomodri).

Cu2+ ioni so pogosti pri sintezah, so tudi v končnih produktih. To je lahko nevarno ob uporabi zdravilnih

učinkovin, ki vsebujejo Cu2+, ker oksidirajo druge produkte (npr. askorbinsko kislino, adrenalin).

Uporaben je pri zaščiti trte, sredstvih ki preprečujejo razraščanje. Topikalno deluje protibakterijsko,

algicistično in fungicistično.

Fehlingov reagent, ki vsebuje različne komplekse Cu2+ z vinsko kislino, služi za dokaz reducirajočih

sladkorjev- obori se opečnato-rdeč Cu2O. Ker ioni ostanejo v raztopini le 1-2 uri se pridobiva sveže pred

uporabo iz CuSO4 raztopine in alkalijske raztopine K/Na-tartrata (NaOH in vinska kislina). Kot

stabilizator se odnese trietanolamin.

Benediktov reagent je bolj obstojen (tudi do 1 leto). Pripravlja se iz raztopine CuSO4, citronske kisline in

Na2CO3. Citronska kislina se bolje odnese pri kompleksiranju ionov, karbonat pa je manj bazičen od

NaOH in tako bolj primeren. Da reakcija poteče je potrebno raztopino segrevati do vrenja.

SREBRO: srebro ima v organizmu podobno delovanje kot baker, vendar ni nujno potreben (obarja

proteine)

Stran 66 od 83

nahaja se v drugačni obliki kot Cu2+ Ag+ (enovalenten)

Ag spojine delujejo antiseptično, baktericidno, fungicidno... tako kot Cu

uporablja se ga v elementarni obliki in v obliki soli

absorbira se ga majhen delež, ker se srebrovi ioni vežejo na SH, COOH skupine

s prostimi Cl- tvori AgCl; oborine tudi z drugimi anioni

vezana sol srebra na sluznico črno obarjanje Ag2S

posode iz srebra ko dodamo vodo se Ag+ raztopi uniči bakterije; v farmaciji se take vode

ne uporablja (interakcije z drugimi spojinami)

Ag vežejo na razne proteine iz katerih se počasi sproščajo Ag+ tako se Ag+ absorbira

ta spojina je TARGESIN® - srebro vezano na albumin

Ag+ delujeo v zelo majhnih koncentracijah govorimo o oligodinamičnem delovanju

srebra

uporablja se tudi pri ulkusu, saj se veže na pepsin

ARGENTI NITRAS

zelo dobro se topi v vodi (1 g/0,5 mL vode); tudi v etanolu (1g/ 1 mL etanola)

uporabljali so ga kot antiseptik (tudi danes); pri gonoreji – infekcija z bakterijami – lahko pride

do slepote (pri otrocih); uporabljali so 1 % raztopino, ki jo nakapajo v oči (cedejeva profilaksa)

v višjih koncentracijah deluje kaustično; zlasti uporaba v trdni obliki (in bacillis) (z trdnim

srebrovim nitratom odstranjujemo zatrdke na koži, bradavice, ...)

danes se uporablja pri opeklinah - preprečuje okužbe – ovojo pomočiš v srebrov nitrat

če na sulfanilno kislino vežemo amid dobimo sulfanilamid

sulfanilamid deluje protibakterijsko, vendar ima stranske učinke

zato se raje pripravlja sulfadiazin, vendar ni topen, zato tvorimo sol

zaradi kisle skupine (SO2NH); najpogosteje tvori Na soli topno v vodi

Na ion lahko zamenjamo tudi s kakšnim drugim ionom, npr. srebrovim

tako spojina ima dobro protimikrobno delovanje, vendar kot taka ni topna v vodi topikalna

uporaba, npr. kot mazilo DERMAZIN®

ZLATO:

Raztopine soli zlata (aurum) so rubinsko rdeče barve. Raztaplja se samo v zlatotopki (aqua regia, HCl :

HNO3 = 3 : 1), kjer nastaja kompleks H[AuCl4]. Spojine zlata se ne absorbirajo (peroralno se ne moremo

zastrupiti – izloči se, ko ga zaužijemo), v G-I se reducira do metalnega zlata. Paranteralno v obliki ionov

deluje toksično, saj poškoduje ledvice, celice kostnega mozga in se nalaga v sklepih, tako da postanejo

zelo deformirani in neuporabni (zelo hude bolečine).

Stran 67 od 83

Aurotioglukoza, uporabna pri revmatoidnem artritisu. Včasih se je pogosto uporabljala vendar lahko

pride do trajnega vnetja kože (rdeče obarvanje – eritrodermija), poškodb ledvic in spremembe krvne slike.

Spojine zlata delujejo protimikrobno in adstringentno.

ŽIVO SREBRO:

pri sobni temperaturi je edina kovina v tekočem stanju (ime mercurim, ker Merkur zelo hitro kroži okoli

Sonca, in Hg je zelo hiter)

razlit Hg se posuje z Zn prahom ZnHg zinkov amalgan (lahko se ga pobere)

Hg kot element ni tako nevaren, nevarni so njegovi hlapi prehajanje skozi alveole in kožo

kronične in akutne zastrupitve

znane so zastrupitve, ko je bila koncentracija Hg v prostoru 0,1 ppm (najvišja dovoljena količina

0,01 ppm)

znaki zastrupitve: dlesni se razkrajajo, zobje izpadajo, pojavi se tresenje rok, kažejo se

motnje v koncentraciji, močan glavobol kronična zastrupitev

pri težkih kovinah se pojavi temni rob na gingivi nastajajo sulfidi

protispojina je BAL

zastrupitev z večjimi količinami peroralno povzroči bruhanje

pojavljuje se v eno- in dvo-valenčni obliki

HYDRAGYRI CHLORIDUM –HgCl2

HgSO4 + 2 NaCl Na2SO4 + HgCl2

HgCl2 sublimira

imenuje se tudi živosrebrov sublimat

uporablja se kot antiseptik – zlasti za roke

deluje korozivno

če ob primerni temperaturi reagira z NaOH izpadejo rumeni kristali HgO

HgCl2 + 2 NaOH HgO + 2 NaCl + H2O

HgO je lahko rumene ali rdeče barve – delci so večji

hydragyri oxydum flavum je rumen, rubrum pa rdeč

rumeni se pogosto uporablja kot antiseptik; zlasti na očesu; biti mora brez Cl- (živosrebrov

klorid je koroziven)

oculentum hydryhyri oxydi flavi mazilo za oči

danes se v glavnem uporabljajo Hg spojine kot konzervansi (pri vakcinah, serumih, kapljicah za

oči)

Stran 68 od 83

DIMETILŽIVOSREBRO

dobor topno v vodi hitra absorbcija potovanje po krvnem obtoku živčni sistem (v

10 s)

zelo nevarno

Hg se nahaj v morskih organizmih

KADMIJ:

Cadmium je eden izmed najbolj toksičnih elementov periodnega sistema. Letalna doza je 50 mg Cd soli,

ki se v prebavilih zelo hitro absorbira. V rastlinski hrani je malo kadmija (izjema glive, šampinjoni),

veliko več ga je v jetrih in ledvicah odraslih živali (zaradi akumulacije). Nekaj kadmija je tudi v

cigaretah, sicer manj kot v hrani, je pa zato njegova absorbcija skozi pljuča veliko večja kot skozi GI

trakt. Cinkove spojine je treba vedno dobro preveriti za prisotnost Cd ionov, saj so ˝naravni

spremljevalci˝ Zn. V telesu se veže na razne proteine, še posebno rad se veže na encime fosfataze in tako

inhibira encim dihalne verige. To je glavni razlok, zakaj se Cd spojine ne uporabljajo. Znaki zastrupitve

so hude bolečine, poškodba hrbtenice, ledvic, poškodba kosti. Japonci pravijo bolezni itai-itai, kar v

dobesednem prevodu pomeni boli-boli. Včasih so uporabljali majhne količine Cd(NO3)2 za stabilizacijo

pene piva. Pogosto je prišlo do zastrupitve pivcev piva. Ker je spojina CdS2 izrazito rumene barve lahko

pri zastrupitvi opazimo tako obarvan rob dlesni (gingiva). Kot protistrup sta uporabna BAL in Ca-soli,

dodajamo lahko tudi vitamin D.

CINK:

Zincum je nujno potreben mikroelement, v telesu prisoten le v sledovih. Pojavlja se kot koordinirani

element v več kot 80-ih encimih (alkohol dehidrogenaza, karboksipeptidaza, karbonat dehidrataza...). Ni

nujno, da je cink del aktivnega mesta molekule, v molekuli se lahko nahaja le za to, da daje encimu

določeno strukturo. Zn2+ ion je nujno potreben element v naši prebavi in kot zdravilna učinkovina. Ioni

niso najboljši katalizatorji oksidacij in redukcij v organizmu, niti ne vzpodbujajo nastanka prostih

radikalov. To je posledica razlike dveh elektronov med obema oksidaciskima stanjema (Zn0 in Zn2+).

V organizmu se nahaja med 2-4 grami cinka, dnevni vnos naj bi znašal med 10-15 mg. Dovolj ga dobimo

z normalno prehrano (ostrige, meso, fižol, semena...), absorbira se z aktivnim transportom iz črevesja

(zavirajo žitarice- fitinska kislina), 80% pa se ga izloča z žolčem. Precej cinka se nahaja v ledvicah,

moških spolnih žlezah (v modih, za normalno zorenje semenčec) in trebušni slinavki, kjer nastaja insulin,

ki s cinkom tvori lepe koordinativne kristale- primerne za skladiščenje. Igra pomembno vlogo pri

vzdrževanju imunskega odziva telesa in prenosu dražljajev v nekaterih delih centralnega živčnega

sistema. Pomankanje cinka vodi do zaostalosti v telesnem razvoju in pri moškem do zmanjšanja tvorbe

Stran 69 od 83

semenčec (spermatogeneza). Lahko pride do izpadanja las in diareje, ter poslabšanja zaznavnosti s čutili.

Cink je toksičen predvsem pri vdihovanju njegovih hlapov, drugače so Zn spojine relativno netoksične.

ZINCI CHLORIDUM – ZINC CHLORIDE – CINKOV KLORID – ZnCl2

Eksistira v obliki več kristalohidratov: od od mono do tetra hidrata in tudi vmesni hidrati (1,5xH2O

seskvihidrat). Zinkov klorid je zelo higroskopen material. Ko veže zračno vodo se lahko raztopi

(delikviscenca) zato ga shranjujemo v tesno zaprtih posodah. Za farmacevtske oblike se pridobiva iz

čistega elementa. Zn raztapljajo v vodni raztopini HCl. Lahko se pridobiva tudi iz cinkovih rud (ZnS),

vendar nastopijo problemi s čiščenjem. Je izhodna spojina za marsikatero drugo spojino (naprimer cinkov

karbonat) in odličen katalizator.

Zn + 2HCl(g) → ZnCl2(s) + H2(g)

ZnS(s) + 2 HCl(aq) → ZnCl2(aq) + H2S(l)

ZnCl2(aq) + Na2CO3(aq) → ZnCO3(s) + 2NaCl(aq)

Uporablja se kot adstrigent, zaradi nizkega pH deluje kot kaustik za površinko odstranjevanje kože.

Koncentrirana raztopina cinkovega klorida reagira kot močna kislina pri čemer nastajajo aqua kisline

(npr. [ZnCl2(OH)-]H+). 1% vodna raztopina ima pH 6, medtem ko 60% raztopina pH 1! V slednjem je

prisotna diaquakislina [ZnCl2(OH)-]2H+ , zato se cinkov klorid ne uporablja v kapljicah za oči! V

prebavnem traktu deluje korozivno, letalna doza znaša 5g soli.

ZINCI SULFAS – ZnSO4

Staro ime je cinkov vitriol. V vodi se topi v razmerju 1:1. Najpogostejša je 7 hidratna oblika, obstaja

tudi brezvodna. Če heptahidrat pustimo na zraku (zlasti na suhem), hitro izgubi eno kristalno vodo

(eflorescenca), ni pa higroskopen. Zlahka odstranimo vse kristalno vezane molekule vode, razen zadnje ki

je kompleksno vezana in se odcepi šele pri temperaturi nad 250 °C. Pridobivamo ga iz čistega cinka v

vodni raztopini žveplove (VI) kisline.

Zn + H2SO4 ZnSO4 + H2

V vodni raztopini reagira kislo (pH malo pod 7), zato se uporablja za pripravo kapljic za oči. Uporablja

se kot adstrigens in antiseptik. V obliki raztopin ga uporabljamo predvsem za zdravljenje infekcij

sluznic. Peroralno dodajamo 50-600 mg ob dokazanem pomanjkanju cinka ali za hitrejše celjenje ran po

operacijah. Šibka 0,2% raztopina (lahko tudi gel) se uporablja za izpiranje telesnih votlin (vagina, uretra).

Uporaben je pri infekcijah s Herpesom Virusom Simpleksom, kjer ga kot gel uporabimo na inficirani

polsluznici ust, ter tako omejimo infekcijo.

Stran 70 od 83

ZINCI OXIDUM – CINKOV OKSID – ZnO

Že dolgo znana zdravilna učinkovina. Pridobiva se ga po pirogenem postopku: s segrevanjem se hlapi Zn

oksidirajo s kisikom iz zraka in tvorijo ZnO. Drugi je mokrokemični postopek: pridobiva se iz ZnCO3 kjer

s segrevanjem izženemo CO2 (kalciniranje) in dobimo ZnO. ZnO se v vodi težko topi, bolje se topi v

vročih koncentriranih alkoholih. Je bele barve, če ga segrevamo pa postane citronskorumen. Pojav, ki ga

kažejo nekateri oksidi, ko jih segrevamo imenujemo termokemija. Pri tem izženemo nekaj O tako da

nastane nestehiometrični oksid (Zn(1+X)O).

Farmacevtska kvaliteta je odvisna od velikosti delcev (okoli 0,1-5 μm). ZnO zelo pogosto uporabljamo v

farmaciji, ker dobro prekriva kožo v obliki past in posipov. Skozi kožo in predvsem lasne mešičke ter

znojnice penetrira v telo (odvisno od pH). Ionizira v obliki ustreznih maščobnih kislin na koži. Deluje

kot blagi adstrigens in antiseptik, vendar kože ne poškoduje. Je tipična zdravilna učinkovina pri

zdravljenju kožnih bolezni in vnetjih. Peroralno draži prebavni trakt od 10 g dalje.

ZINCI STEARAS – CINKOV STEARAT

Zelo interesanten material. Pridobivajo ga iz alkalnih raztopin višjih maščobnih kislin, ki reagirajo z

vodno raztopino ZnSO4. Tako se izloči težkotopljiv cinkov stearat. Je močno hidrofobna snov, zato ga

voda niti ne namoči. Uporablja se v tehniki, kjer je potrebno dobro drsenje (izdelki iz kavčuka,

tabletiranje). Lahko nadomesti tudi talcum.

MANGAN:

Najvišja stopnja je Mn7+. Iz rjavega manganovca (MnO2) v alkalnem miljeju reagira z zračnim O2 in tako

dobimo stopnjo Mn6+, sledi še zadnja stopnja z elektrolizno disociacijo pri kateri nastane Mn7+. Je zelo

močan oksidant (odvisno od pH), topljivost v vodi narašča z zvečanjem temperature.

Uporaba v farmciji (pH okoli 7) saj deluje kot deorodant, adstringent in antiseptik (zaradi

oksidativnega delovanja). Za oksidacijo mikroorganizmov lahko uporabljamo zelo različne raztopine –

0,1 g/ 1 L vode je varna uporaba za izpiranje ust. 2-5% raztopina deluje jedko na sluznico. Tudi pri

dermatozah, kjer pripravimo kopel za celo telo (balnoum).

V organizmu ga je okoli 20 mg, dnevno ga vnesemo 2-10 g, pri čemer se ga enaka količina tudi izloči.

Veliko ga je predvsem v neživi naravi (0,08% zemeljske skorje). Dobro se absorbirajo soli, ki so topne v

vodi, preostanek se izloči s fecesom kot sulfid. Je sestavni del raznih encimov (metaloproteinaze-

katalizirajo hidrolizo peptidne vezi, v aktivnem delu nastopa nek kovinski ion), oksidacijsko stanje je

skoraj vedno +2. Pomemben je za normalno rast kostnega in vezivnega tkiva. Kadar ga primankuje se

Stran 71 od 83

metabolizem močno upočasni. Pri resnih zastrupitvah so znaki podobni Parkinsonovi bolezni: tresenje,

trema, oteženo premikanje

KOBALT:

Je nujno potreben element in pomemben gradnik koencima v katerem nastopa vitamin B12. Ima

spodbujajoč učinek na tvorbo krvnega sistema, vendar biokemični mehanizem še ni znan.

Vitamin B12 je potreben pri absorbciji Fe2+ iz prebavil in vgradnje Fe v eritrocite. Sodeluje pri

vseh reakcijah, kjer se z ene molekule na drugo prenaša katerakoli funkcionalna skupina, ki

vsebije en oglikov atom (CHO, COOH, COH, CH3...)!! Večje količine vitamina so v jetrih in

vranici. Pomankanje vitamina je povzročalo slabokrvnost, ki se je večinoma končala s smrtjo.

Kobaltove spojine vzete peroralno so toksične, 0,5g CoCl2 je letalna doza. Brezvodni klorid je

rožnate barve, heksahidrat pa ima modro obarvanost. Nasplošno velja da so Co-spojine bolj

toksične od Fe-spojin. Povzroča vazodilacijo, krvni tlak nevarno pade zato se zmanjša preskrba

možganobv z glukozo. To privede do nezavesti in kasnejše smrti. Paranteralno je smrtnih že

nekaj mg. Pri kroničnih zastrupitvah pride do poškodb srčne mišice kar vodi v smrt.

NIKELJ:

Je esencialen element, v organizmu prisoten le v sledovih. Pomemben je pri aktivaciji različnih

telesnih encimov, popolno delovanje niklja pa žal še ni poznano. Organska spojina

nikljevtetrakarbonil Ni(CO)4 je visoko toksična. Ne le zaradi plina CO, ampak tudi zaradi zelo

kancerogenega nikljevega metalnega prahu. Največkrat se uporablja svetlozelen NiSO4x7H2O,

ki ob izgubi vode postane rumene barve. V modernejših časih je nikelj pomemben katalizator pri

hidrogeniranju.

Okoli 5% belega prebivalstva našega planeta reagira ob kontaktu z metabolnim nikljem. Na koži

se pojavlja alergični kontaktni dermatitis.

KROM:

KROMOV (VI) OKSID – CrO3

Stran 72 od 83

Je zelo močan oksidant, ki lahko vžge organsko materijo, kot sta naprimer eter in etanol. Kristali so rdeče

obarvani. Vodna raztopina se uporablja kot zdravilno sredstvo.

Stran 73 od 83

FIZIOLOŠKA RAZTOPINA – SOL NATRII CHLORIDUM INFUNDIBILE – 0,9 %

154 mmola/ L, kar je enako 308 mosm/ L

za izpiranje se pogosto uporablja 3% raztopina NaCl: 513 mmol/ L, kar je enako 1026 mosm/ L

SOLUTIO RINGERINaCl – 147 mmol/ L = 204 mosm/ L

KCl – 4 mmol/ L = 8 mosm/ L 317 mosm/ L

CaCl2 – 5 mmol/ L = 15 mosm/ L

ta se raztopina uporablja intravensko za uravnavanje koncentracije elektrolitov in vode

DEHIDRACIJA diarea – bolj redek fecus, večja frekvenca defekacije

vzroki: virusi, bakterije (vibrio cholerae)

najpomembnejši virusi, ki povzročijo diarejo so rotavirusi, tudi adenovirusi

zaradi diareje pride do izgube vode in elektrolitov

nujna je hitra vzpostava ravnotežja

samo pitje vode pride v poštev samo pri blagi diareji

pri okužbah z bakterijami se uporabljajo antibiotiki

zastrupitve s hrano zdravimo z aktivnim ogljem

virusne okužbe; uporablja se peroralna rehidracija (ORT) dodatek ionov (Na+, K+...); bolj ? od

infekcijskih raztopin

oral, ang. delovanje v ustih, delovanje skozi usta 2 pomena

peroralna aplikacija – zaužitje skozi usta

oralna aplikacija delovanje v ustih

pri ORT se uporabljajo različne zmesi organskih spojin (NaCl, KCl, Na citrat, NaOH, NaHCO3...)

natrii chloridum 60 mmol

kalii chloridum 20 mmol

natrii citras 15 mol

glucosum anhydricum 100-110 mmol

Na+ ioni so hidratizirani in ob njihovi absorbciji se hkrati absorbira tudi voda

K+ se nadomešča, saj se ga veliko izgublja s fecesem

Na+ ioni se absorbirajo v celico skupaj z aminokislinami ali z glukozo simport; molarno

razmerje je 1:1 (glukoza pospeši absorbcijo Na+ ionov)

pripravki za ORT naj bi bili izotonični; glukoza je izoosmotska snov

koncentracija Na+ ne sme biti prevelika nevarnost hipernaremije zmeraj dodamo več

glukoze telo jo porabi za pridobivanje energijef

Stran 74 od 83

NaHCO3 in Na citrat pospeši absorbcijo glukoze

koncentracija Na+ je v krvi večja kot v celici; Na+ gre iz celice K+ pa v celico aktivni

transport (ATP) – Na+K+ATP-aza – črpalka

druge možnosti: Na+ izhaja iz celice preko proteinov, prav tako glukoza vendar sedaj nista več

povezana – uniport

hipertonične raztopine še pospešujejo izločanje vode slabo še hujša diareja (npr. gazirane

pijače...)

s temi pripravki diareje ne preprečimo – s tem nadomestimo izgubljene ione

dodajamo osmotsko aktivne snovi, npr. magnezijev sulfat voda gre v prebavilo

tudi glukoza tako deluje ni vedno koristna

lahko jo zamenjamo s polisaharidi (vir: pripravki iz riža, škorba – večja molska masa – osmotsko

manj aktivna); škrob postopoma razpade na glukozo

pri virusnih sta obe možnosti učinkoviti

pacienta hranimo s hrano, ki ne povzroča diareje

riž (ali druge sestavine s škrobom)

zelenjava (solata, rabarbara ni priporočljivo) korenje

NELIT® - lekovo zdravilo

www.rehydrate.com

OSMOTSKA ODVAJALA – LAKSATIVI lajšajo izločanje fetusa

niso diueretiki – le ti povzročajo izločanje urina

večina odvajal je organskega izvora

salinska odvajala: hall, sal

najbolj pogosto uporabljamo odvajala imajo za anion sulfat (janpogostejša natrii sulfas in

magnesii sulfas)

sol, ki v glavnem ostane v lumnu črevesa, povzroči izločanje vode v prebavila izločanje

SO42- se ne absorbirajo, prav tako ostanejo Na+ oz Mg2+ v črevesju – voda prehaja v lumen

prebavnega trakta – feces je bolj tekoč, volumen se poveča, poveča se peristaltika in s tem izločanje

uporablja se približno 20 g Mg soli peroralno

če je količina prevelika (cca 50 g) je absorbcija Mg2+ že tako velika, da lahko povzroči paralizo

mišic – nevarnost ob paralizi dihalnih mišic (Mg2+ protiigralec Ca2+)

v nemščini je Na2SO4 – glauberjeva sol

namesto magnesii sulfas se lahko upoablja tudi magnesii citras ali razni fosfati (npr. natrii

(di)hydrogenphosphas) – tudi ta se en oz. oba iona slabo absorbirata

poleg soli se uporablja še organske spojine (kompot iz rabarbare)

Stran 75 od 83

ANTACIDI nevtralizirajo kisel pH v želodcu (delno)

v lumnu želodca je pH od 0,5 do 2,0 – izločanje celic v steni želodca + žolčne kisline iz začetka

tankega črevesja – ta kislost je velikokrat vzrok raznih poškodb

želodčno kislino je možno nevtralizirati z raznimi silikati (v Egiptu so v ta namen jedli zemljo

bogato s silikati)

terra lemnica – Hipokrat

terra siligata

naribali so lupine školjk CaCO3

večina pripravkov je anorganskega izvora:

NaHCO3 natrii hydrogencarbonas

CaCO3 calcii carbonas

Mg(OH)2 magnesii hydroxidum

MgO magnesii oxydum

Al(OH)3 aluminii hydroxidum + AlO

zakaj nevtralizirati HCl: ker nizek pH povzroča poškodbe, pepsin (encim za razgrajevanje

beljakovin) deluje v pH pod 3 – z zvišanjem pH je deaktiviran

v stenaj želodca so celice, ki bi jih HCl in pepsin lahko uničila zato te celice izločajo neko

snov – mukus, ki jih ščiti pred nizkim pH – tam je pH okoli 5

antacidi niso edine spojine za preprečevanje želodčnih težav

ko gre za bakterijske okužbe, se uporablja antibiotike in antacide

vendart pH ne moremo preveč dvigniti, saj bi povzročili še večjo sekrecijo HCl iz želodčnih žlez

zato se pH uravnava na 4-6 [povrhu inaktiviramo pepsin, ki deluje do 3,5 pH]

NaHCO3: NaHCO3 + HCl NaCl + H2O + CO2

na hitro izločen CO2 lahko še poslabša težave ni ga dobro uporabljati, saj se pH hitro dvigne

in lahko pride do hipersekrecije HCl

calcii carbonas je v vodi netopljiv, topi se v kislinah; povzroča hipersekrecijo HCl, poleg tega se

v kri absorbira calcii chloridum

uporaba te spojine kot antacida ni najboljša

magnesii hydroxidum kombinacija Mg in Al

Mg je manj nevaren kot kalcij, saj je nevtralizacija počasnejša

Al3+ problem absorbcije je minimalen

lahko povzroči probleme v CŽ – če pride do tja

načeloma se izloča preko ledvic

uporabljamo ga predvsem kot aluminii hydroxidum oz. v kombinaciji z magnezijem

Al3+ lahko reagira z določenimi skupinami na proteinih, se veže nanj, zato protein postane

netopen v vodi preide v geliarno stanje

Stran 76 od 83

onesposobi beljakovino, npr. pepsin to delovanje je adstringentno

Al3+ lahko prekrije sluznico in jo ščiti

lahko tvori netopne komplekse z žolčnimi kislinami – ščiti želodec

aluminijeve spojine dvignejo pH od 4-5

UČINKOVINE, KI SE UPORABLJAJO ZA ZDRAVLJENJE ACIDOZE IN ALKALOZE

pri homeostazi se vzdržuje koncentracija ionov, pH, tempertura, količina vode

v organizmu so številne bazične in kisle spojine

te v procesu metabolizma ves čas nastajajo

kisline (organske, ogljikov dioksid...), baze nastajajo z metabolizm citratov (OH- skupine)

kislina vodi odda proton, baza vodi odvzame proton tvorba baz in kislin

za uravnavanje pH imamo v telesu pufrni sistem najpomembnejši je CO2/HCO3-

poleg tega imamo še sisteme, ki delujejo preko ledvic in pljuč na CO2/HCO3-

drugi pomembni sistem: H2PO4-/HPO4- koncentracija posameznih ionov je

dvajstekrat manjša kot pri sistemu CO2/HCO3-

pH uravnavajo tudi proteini raztopljeni v plazmi – hemoglobin – oksigirana, reducirana

oblika

kadar je pH = pK je razmerje koncentracij HCO3 in CO2 1 največa aktivnost pri 6,1

v telesu je pH 7,4 za tak pH mora biti koncentracija HCO3- 20 krat večja od

koncentracije CO2

taki pogoji so največkrat prisotni

[HCO3-] = 24 mmol/L [CO2] = 1,2 mmol/L

če dodamo kislino koncentracija HCO3- pade, zato se razgradi nekaj CO2 nastane

HCO3- uravnovešeno

če pride do acidoze/alkaloze je potrebno uporabiti tekočine, ki zmanjšajo oz. zvečajo pH

v telesu

zdravljenje alkaloze

amonii chloridum, šibka kislina, močna baza

iz amonievega iona nastaja sečnina

če je preveč NH4+ se izloča prekomeren urin – kot diuretik

pogosto se z Cl- izločata Na+ in K+

uporablja se ga, ko je potebno nakisati urin

zdravljenje acidoze

natrii hydrogencarbonas – peroralno; dviguje pH; uporabljamo ga v primeru metabolične

acidoze

nevarnost je pojav alkaloze – uporaba mora biti previdna

Stran 77 od 83

velikokrat se ga uporablja v kombinaciji s šibkimi organskimi kislinami – alkaljenje urina

uporaba pri sistematskih acidozah

natrii citras

natrii lactas

nastaja HCO3- - zvišajo pH

so bolj varni za uporabo kot natrii hydrogencarbonas

vrsta alkaloze: zvišanje pH

vzrok:

znižanje CO2 – respiratorne alkaloze

zvišanje HCO3- - metabolične alkaloze

kadar so prisotne težave z CO2

če je preveč je hiperventilacija

če je premalo je hipoventilacija

problemi z HCO3-

povečanje: poveča se njegova sekrecija in zmanjša absorbcija

pomanjšanje: večja količina se absorbira iz ledvičnih kanalov

vrsta acidoze: znižanje pH

vzrok zvišanje CO2 – respiratorna acidoza

znižanje HCO3- - metaolična acidoza

KALCIFIKACIJA

Ca2+ imajo številne pomembne funkcije

sodelujejo pri raznih encimskih aktivacijah

pomembni so pri normalnem delovanju mišic, pri transportu drugih snovi... koncentracija

Ca2+ je natančno regulirana (v celici je 10-7 mol/L), če je povečamo, pride do različnih neugodnih

reakcijah (npr. mišična celica, ki prejem impulz (več Ca2+ kot normalno) – Ca2+ je spravljen v

sarkoplazemskem retikulumu – se sprostijo ven, koncentracija se poveča na 10-5 mol/L)

troponininhibira krčenje mišic

v trenutku, ko pride impulz, se koncentracija Ca2+ poveča, vežejo se na troponin in ga

deaktivirajo; posledica: zbliževanje aktinskih in miozinskih mikrofilamentov kontrakcija mišice

masa Ca2+ v telesu je 1-2 % telesne teže (v povprečju 700-1200 g)

Ca2+ lahko prehaja iz krvnega obtoka v kosti in obratno

dnevno se s krvjoprefiltrira v primarni urin približno 9 g Ca2+

v ledvicah potekareabsorbcija v krvni obtok – približno 98 %

izgubi se približno 150 mg na dan

absorbcija Ca2+ je odvisna od prehrane

če snovi tvorijo s Ca2+ netopne komplekse, je absorbcija manjša (oksalati...)

Stran 78 od 83

aktivna difuzija odvisna predvsem od vitamina D; ta se tvori v koži; lahko se dobi tudi s hrano

vitamina D2 in D3 nujno potrebna za regulacijo Ca2+ v organizmu

pod vplivom svetlobe se sintetizira iz prekalciferola

regulacija

proces kalcifikacije soli

Ca2+ predstavlja 40 % kostnine

poleg njega je še kolagen in drugi proteini + celice (osteoblasti, osteoklasti)

osteoblasti: sodelujejo pri sintezi kosti

osteoklasti: razgrajujejo kost

po 50. letu začne razgradnja kosti prevladovati

v krvni obtok se izločajo Ca2+, PO4-

nasproten proces izvajajo osteoblasti

3 Ca3(PO4)2 . Ca(OH)2 – hidroapatit

. CaF2 fluoroapatit (bolj trden)

osteoporozo zdravimo z:

hormoni – estrogeni

z Ca laktatom, Ca glukonatom, Ca citratom

ribje olje (veliko vitamina D – pospešuje absorbcijo Ca2+)

spojine, ki preprečijo osteoklastom razgradnjo kosti (npr. biofosfonati) – dve fosfatni skupini

povezani z alkilno verigo

Stran 79 od 83

SpojineLITIJ**LITHII CARBONAS – LITHIUM CARBONATE – LITIJEV KARBONAT – Li2CO3

NATRIJ**NATRII CHLORIDUM – SODIUM CHLORIDE – NATRIJEV KLORID - NaCl

**NATRII HYDROXIDUM – SODIUM HYDROXIDE – NATRIJEV HIDROKSID – NaOH

**NATRII CARBONAS – SODIUM CARBONATE – NATROJEV KARBONAT – Na2CO3

(decahidricus, monohidricus in anhidricus)

**NATRII HIDROGENCARBONAS – SODIUM HYDROGENCARBONATE – NATRIJEV

HIDROGENKARBONAT - NaHCO3

** NATRII SULFAS – SODIUM SULFITE – NATRIJEV SULFAT – NaSO4

KALIJ**KALII CHLORIDUM – POTASSIUM CHLORIDE – KALIJEV KLORID – KCl

**KALII HYDROXIDUM – POTASSIUM HYDROXIDE – KALIJEV HIDROKSID – KOH

**KALLI HYDROGENCARBONAS – POTASSIUM HYDROGENCARBONATE – KALIJEV

HIDROGENKARBONAT – KHCO3

**KALII CARBONAS – POTASSIUM CARBONATE – KALIJEV KARBONAT – K2CO3

KALCIJ**CALCII CHLORIDUM – CALCIUM CHLORIDE – KALCIJEV KLORID – CaCl2

**CALCII SULFAS HEMIHIDRICUS – CALCIUM SULPHATE – KALCIJEV SULFAT – CaSO4

. ½ H2O

**CACLII STEARAS – CALCIUM STEARATE – KALCIJEV STEARAT -

Ca(CH3(CH2)16COO)2

**CALCII HYDROXIDUM – CALCIUM HYDROXIDE – KALCIJEV HIDROKSID – Ca(OH)2

**CALCII CARBONAS – CALCIUM CARBONATE – KALCIJEV KARBONAT – CaCO3

**CALCII LACTAS – CALCIUM ? – KALCIJEV LAKTAT

**CALCII SULFAS

MAGNEZIJ**MAGNESII SULFAS – MAGNESIUM SULPFATE – MAGNEZIJEV SULFID – MgSO4

**MAGNESII CHLORIDUM – MAGNESIUM CHLORIDE – MAGNEZIVEV KLORID –

MgCl2.6H2O

**MAGNESIUM OXIDUM LEVE – MAGNESUIM OXIDE – LAHKI MAGNEZIJEV OKSID -

MgO

Stran 80 od 83

**MAGNESIUM SUBCARBONAS LEVE – MAGNESIUM CARBONATE – LAHKI

MAGNEZIJEV CARBONAT – MgCO3

**MAGNESII STEARAS – MAGNESIUM STEARATE – MAGNEZIJEV STEARAT

STRONCIJ

BARIJ**BARII SULFAS - BARIUM SULPHATE – BARIJEV SULFAT – BaSO4

BOR** ACIDUM BORICUM – BORIC ACID – BOROVA KISLINA – H3PO3

ALUMINIJ** ALUMINII HYDROXIDUM – ALUMINIUM HYDROXIDE – ALUMINIJEV HIDROKSID –

Al(OH)3

** ALUMINII SULFAS – ALUMINIUMC SULPHATE – ALUMINIJEV SULFAT – Al2(SO4)3

** ALUMINII KALII SULFAS – ALUMINIUM POTASSIUM SULPHATE – ALUMINIJEV

KALIJEV SULFAT - Al2(SO4)3 . K2SO4 . 24 H2O

** ALUMINII CHLORIDUM – ALUMINIUM CHLORIDE – AUMINIJEV KLORID – AlCl3

TALIJ

OGLJIK** CARBO ACTIVUS – AKTIVNO OGLJE** CARBONEI MONOXIDUM – CARBON MONOXIDE – OGLJIKOV MONOKSID – CO

** CARBONEI DIOXIDUM – CARBON DIOXIDE – OGLJIKOV DIOKSID – CO2

SILICIJ** SILICII DIOXIDUM PRAECIPITATUM – SILICON (IV) OKISIDE – SILICIJEV DIOKSID

** SILICIA COLLODIALIS ANHYDRICA

** SILICII DIOXIDUM ANHYDRICA

** SILIKATI - SILICATES

** GLINE - CLAY

** BENTONITUM (SILIKAT)

** SILIKONI - SILICONES

KOSITER

SVINEC

Stran 81 od 83

DUŠIK** AMONIAK – AMMONIA – NH3

** AMONII CHLORIDUM – AMMONIUM CHLORIDE – AMONIJEV KLORID – NH4Cl

** DINITROGENII OXIDEUM – DINITROGEN OKSIDE – DUŠIKOV SUBOKSID – N2O

** NITROGENII OXIDEUM – NITROGEN MONOKSIDE – DUŠIKO MONOKSID – NO

** DUŠIKOVA (V) KISLINA – HNO3

** HIDROKSIAMIN – NH2OH

** CIANOVODIK HCN

FOSFOR** FOSFORJEV (V) OKSID P2O5 (P4O10)

** ACIDUM PHOSPHORICCUM (H3PO4)

**NATRIJEV DIHIDROGENFOSFAT – Na 2PO4

** DINATRII PHOSPAS – Na2HPO4

** NATRII PHOSPHAS – Na2PO4

** CALCII HYDROGENOPHOSPHAS DIHYDRICUS – CaHPO4 . 2 H2O

** CALCII GLYCEROPHOSPHAS

** BISFOSFONATI

ARZEN** ARESNI TRIOXIDUM

BIZMUT** BISMUTHI SUBNITRAS

** BISMUTHI SUBCARBONAS – (BiO)CO3 . H2O

** BISUTHI SUBGALLAS

ŽVEPLO** ACIDUM SULFURICUM – ŽVEPLOVA KISLINA – H2SO4

** H2S

** NATRII SULFIS ANHYDRICUS

SELEN

FLUOR

KLOR**KLOROVODIK – HCl

Stran 82 od 83

BROM** BROMOVODIK – HBr

JOD

ŽELEZO** FEROSSI SULFAS HEPTAHYDRICUS – FeSO4

** FERROSI FUMARAS – ŽELEZOV FUMARAT

** FERROSI GLUKONAS

** FERII CHLORIDUM – FeCl3

BAKER** CUPRI SULFAS – CuSO4

SREBRO** ARGENTI NITRAS

ZLATO

ŽIVO SREBRO** HYDRAGYRI CHLORIDUM –HgCl2

** DIMETILŽIVOSREBRO

Stran 83 od 83