KEMIJSKE LASTNOSTI VODE by h0pjWZj5

VIEWS: 207 PAGES: 82

									                       Zgodovina farmacije
Zdravilstvo 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 82
              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-
1
 cm-1. Voda, ki jo ponavadi uporabljamo v laboratorijih vsebuje sledove CO2 in ima prevodnost 1 . 10-6 Ω-
1
 cm-1 (običajna destilirana voda ima desetkrat večjo prevodnost). Stalno trdoto vode določa tudi
topnostni produk (v vodi bo zmeraj prisotnih nekaj Ca2+ in CO32-).




                                                                                                 Stran 2 od 82
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
(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.



                                                                                                  Stran 3 od 82
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 (SO42-), 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.
Ca(HCO3)2 + Ca(OH)2  2 CaCO3 + 2 H2O




                                                                                                  Stran 4 od 82
*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.
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


                                                                                                 Stran 5 od 82
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
1000 000 Q*cm, teoretični optimum pa je pri 28 000 000 ohm*cm.




                                                                                             Stran 6 od 82
* 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
pri reakcijah z lahkoto oddajo.




                                                                                        Stran 7 od 82
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.

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



                                                                                           Stran 8 od 82
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
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.
antihiperkalcimija



                                                                                             Stran 9 od 82
kot 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
otrdele kože.




                                                                                                 Stran 10 od 82
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


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



                                                                                                  Stran 11 od 82
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 (CO32- 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)
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


                                                                                                 Stran 12 od 82
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)
NaHCO3 + NaH2PO4  Na2PO4 + CO2 + H2O




                                                                                                 Stran 13 od 82
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
iščemo bolj stabilne spojine (decahydricus je nestabilen).




                                                                                                  Stran 14 od 82
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.


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




                                                                                                Stran 15 od 82
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
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,


                                                                                                   Stran 16 od 82
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.
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+


                                                                                                Stran 17 od 82
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.


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


                                                                                                Stran 18 od 82
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.


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.




                                                                                                  Stran 19 od 82
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.


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



                                                                                                 Stran 20 od 82
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
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


                                                                                               Stran 21 od 82
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
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.




                                                                                                   Stran 22 od 82
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.


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!




                                                                                              Stran 23 od 82
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%
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



                                                                                                 Stran 24 od 82
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
oralni zastrupitvi se inhalira Na2SO4.


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




                                                                                                  Stran 25 od 82
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
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:



                                                                                                 Stran 26 od 82
n o  p   e  in p   n 0  e  . 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.


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




                                                                                                 Stran 27 od 82
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.


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


                                                                                                 Stran 28 od 82
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 + 3H2O
Al(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...).


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):



                                                                                              Stran 29 od 82
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
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.




                                                                                                  Stran 30 od 82
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).


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


                                                                                                   Stran 31 od 82
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
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


                                                                                                     Stran 32 od 82
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
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.




                                                                                                  Stran 33 od 82
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
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




                                                                                                  Stran 34 od 82
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
       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)



                                                                                             Stran 35 od 82
       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)
       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




                                                                                             Stran 36 od 82
       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
   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)


                                                                                               Stran 37 od 82
   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
   nahajališče: grški otoki, Malta
   že v antiki so jih oblikovali v ploščice (danes v tablete) – terra sigilata




                                                                                              Stran 38 od 82
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
   halogenosilicijeve spojine reagirajo z vodo in nastanejo ustrezni alkilsilanoli
   te spojine so silicijevi alkoholi: tipična reakcija alkoholov je kondenzacija do etrov



                                                                                              Stran 39 od 82
   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.
Organske metalne spojine (topljive v maščobah zato prehajajo skozi kožo) so bolj toksične kot



                                                                                               Stran 40 od 82
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 82
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 82
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 82
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
rumeno obarvana še približno 14 dni, dokler se ne obnovijo celice. Z njo se lahko ugotavlja prisotnosti



                                                                                                  Stran 44 od 82
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
kri.



                                                                                                 Stran 45 od 82
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 82
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 82
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 82
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 82
   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



                                                                                              Stran 50 od 82
       pri ulceraciji drobnega črevesja (do 2 g)  varna uporaba – je težko topljiva sol
       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,



                                                                                                   Stran 51 od 82
saj z vodo tvori vodikove vezi, in tako snovem pobere vso vodo (papir, maščoba, oglikovihidrati, proteini
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



                                                                                                 Stran 52 od 82
disulfidnimi vezmi, pride do hidratacije in nabrekanja (rahljanja). Uporabno za zdravljenje aken, garij in
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 82
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
20mg/100g pa nastopijo toksični učinki. Blokado razlagajo s podobnostjo jodidnemu ioni.




                                                                                                  Stran 54 od 82
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
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


                                                                                                 Stran 55 od 82
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
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



                                                                                                Stran 56 od 82
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
shranjevati na hladnem, saj se razpad povečuje s temperaturo.




                                                                                                Stran 57 od 82
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 CO2  H 2 O  H 2 CO3  

H 3 O   HCO 3 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.


Perklorat nastane po disproporcionaciji iz klorata(V) po enačbi KClO3  KClO4  KCl  O2 .
Perklorat je slabo topen, zato ga je enostavno ločiti od KCl. Ima močno korozivno delovanje, saj



                                                                                                 Stran 58 od 82
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
bolnikov). Lahko se uporablja kot protiioni K+, tvori se KBr (kalii bromidum)




                                                                                                Stran 59 od 82
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
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


                                                                                                     Stran 60 od 82
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


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


                                                                                                   Stran 61 od 82
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.
deloma pa je absorbcija odvisna tudi od trenutnih potreb. Preostanek (okoli 1mg) se izloči s fecesom,
preko urina se praktično ne izloča.




                                                                                                  Stran 62 od 82
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.


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.


                                                                                                  Stran 63 od 82
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
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


                                                                                                Stran 64 od 82
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 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



                                                                                                 Stran 65 od 82
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)
   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)



                                                                                                 Stran 66 od 82
   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).


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)



                                                                                                 Stran 67 od 82
   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)


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),



                                                                                                Stran 68 od 82
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
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



                                                                                                 Stran 69 od 82
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.


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



                                                                                                 Stran 70 od 82
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
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



                                                                                                Stran 71 od 82
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


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 72 od 82
     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 RINGERI
NaCl – 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



                                                                                              Stran 73 od 82
   koncentracija Na+ ne sme biti prevelika  nevarnost hipernaremije  zmeraj dodamo več glukoze 
    telo jo porabi za pridobivanje energijef
   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




                                                                                               Stran 74 od 82
   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)


                                             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


                                                                                                    Stran 75 od 82
   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
   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


                                                                                                  Stran 76 od 82
   natrii hydrogencarbonas – peroralno; dviguje pH; uporabljamo ga v primeru metabolične acidoze
   nevarnost je pojav alkaloze – uporaba mora biti previdna
   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+




                                                                                                 Stran 77 od 82
   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...)
   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 78 od 82
                                          Spojine
LITIJ
**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 79 od 82
**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 80 od 82
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 81 od 82
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 82 od 82

								
To top