1. На главную
  2. Электронные версии
  3. Журнал неорганической химии
  4. T. 68, № 1, 2023

Журнал неорганической химии, 2023, T. 68, № 1, стр. 87-95

Комплексообразование железа(III) c барбитуровой и 2-тиобарбитуровой кислотами в водном растворе

А. П. Лакеев a, b, *, Н. М. Коротченко a, И. А. Курзина a

a Национальный исследовательский Томский государственный университет
634050 Томск, пр-т Ленина, 36, Россия

b Томский национальный исследовательский медицинский центр РАН, Научно-исследовательский институт фармакологии и регенеративной медицины им. Е.Д. Гольдберга
634028 Томск, пр-т Ленина, 3, Россия

* E-mail: lakeevs@mail.ru

Поступила в редакцию 18.07.2022
После доработки 25.08.2022
Принята к публикации 31.08.2022

Полный текст (PDF)

Аннотация

Методами спектрофотометрии и pH-метрии в диапазоне pH 1.3–3.3 (I = 0.1 (NaCl), t = 20°C) изучено комплексообразование в системах, содержащих хлорид железа(III) и барбитуровую (H2BA) или 2-тиобарбитуровую (H2TBA) кислоту. Установлено наличие комплексных частиц состава 1 : 1 как с моно-, так и с депротонированной формой лиганда, определены их константы устойчивости (в лог. ед.): 1[FeHBA]2+ (3.49 ± 0.15), [FeHTBA]2+ (2.69 ± 0.07), [FeBA]+ (12.22 ± 0.13) и [FeTBA]+ (11.05 ± 0.08). Показано, что более высокая термодинамическая устойчивость барбитуратных комплексов по сравнению с 2-тиобарбитуратными обусловлена бóльшей основностью барбитурат-аниона. На основании полученных величин констант устойчивости предложено использовать ортофосфат-, фторид- и этилендиаминтетраацетат-ионы для устранения мешающего влияния железа(III) при определении малонового диальдегида тиобарбитуратным методом. В практическом применении наиболее удобна ортофосфорная кислота, позволяющая как замаскировать железо(III), так и создать сильнокислую среду, необходимую для образования окрашенного аддукта “малоновый диальдегид–H2TBA”.

Ключевые слова: барбитуровая кислота, тиобарбитуровая кислота, ионы железа(III), комплексообразование, константы устойчивости

ВВЕДЕНИЕ

Железо – жизненно необходимый микроэлемент, регулирующий процессы дыхания, роста клеток, обмена веществ, синтеза и репарации ДНК [1–3]. В частности, железо(III) в виде гема входит в состав цитохрома P450, изоферменты которого участвуют как в первой фазе метаболизма большого числа экзо- и эндогенных соединений, так и в биосинтезе стероидных гормонов, холестерина, желчных кислот, простаноидов [4]. Очевидно, что железо(III) выступает в роли активного центра связывания различных биолигандов, содержащих в своей структуре донорные атомы азота, кислорода и серы. Типичными представителями последних являются барбитуровые кислоты, принадлежащие к классу лигандов экзогенного происхождения.

Барбитуровая (C4H4N2O3, H2BA) и 2-тиобарбитуровая (C4H4N2O2S, H2TBA) кислоты – родоначальники обширной группы лекарственных препаратов, обладающих анестезирующим, антисклеротическим, противосудорожным и седативным действием [5, 6]. Отдельные представители класса демонстрируют антибактериальную, противогрибковую, противовоспалительную, противовирусную и противораковую активность [5–10]. В аналитической практике H2BA и H2TBA широко применяются при колориметрическом определении цианидов (реакция Кенига) [11] и малонового диальдегида (МДА) [12] соответственно. В водных растворах кислóты (R = O для H2BA и R = = S для H2TBA) существуют преимущественно в кетонной (слева) и енольной (справа) формах [7]:

Наличие электронодонорных атомов азота, кислорода и серы в составе имидной >N–H, карбонильной >C=O и тионной >C=S групп определяет способность H2BA и H2TBA выступать в роли моно- или бидентатных лигандов. Кислотные свойства обусловлены атомами водорода гидроксильной –OH (с учетом возможной енолизации группы >C=O) и имидной групп (обе формы, положения 1 и 6).

В литературе имеются сведения о составе и свойствах соединений железа(III) с H2BA [13, 14] и H2TBA [7, 15]. За счет образования интенсивно окрашенных комплексов растворимые соли железа(III) находят применение как при количественной оценке содержания указанных барбитуровых кислот (pH 2–4) [13, 16], так и при определении подлинности их производных в фармацевтической химии [17]. Морелли [18] предложил использовать H2TBA в качестве аналитического реагента на ионы Cu2+ и Fe3+ при их совместном определении без предварительного разделения. Методом молярных отношений при различных значениях pH установлен стехиометрический состав 1 : 2 доминирующих в системе FeCl3–H2TBA комплексов (λмакс = 375 нм). Тем не менее в настоящее время процессы комплексообразования между рассматриваемыми компонентами в водном растворе практически не изучены, особенно это касается количественной характеристики равновесий (табл. 1).

Таблица 1.  

Результаты определения констант устойчивости комплексных частиц железа(II, III) с анионами барбитуровой и 2-тиобарбитуровой кислот в водном растворе методами спектрофотометрии и pH-метрии

Равновесие lg K Метод определения Условия Литература
Fe3+ + HBAˉ ⇆ [FeHBA]2+* 3.89 ± 0.11
3.56 ± 0.15 		pH-метрия
Б–Х** 		t = 25°C, I = 0.1 (фон – NaCl), pH 1.5–2.0 [13]
3.29 ± 0.08
3.71 ± 0.19
3.65 ± 0.11
3.30 ± 0.20 		Изомолярная серия
Б–Х
D–pH
pH-метрия 		t = 20°C, I = 0.1 (фон – NaCl), pH 1.3–3.0 Наст. работа
Fe3+ + BA2ˉ ⇆ [FeBA]+   12.13 ± 0.23
12.30 ± 0.03 		Б–Х
pH-метрия 		t = 20°C, I = 0.1 (фон – NaCl), pH 2.6–3.3
Fe3+ + HTBAˉ ⇆ [FeHTBA]2+* 2.45 ± 0.07
2.92 ± 0.07 		D–pH
pH-метрия 		t = 20°C, I = 0.1 (фон – NaCl), pH 1.6–3.1
Fe3+ + TBA2ˉ ⇆ [FeTBA]+ 10.83 ± 0.12
 11.27 ± 0.03 		Изомолярная серия
pH-метрия 		t = 20°C, I = 0.1 (фон – NaCl), pH 2.5–3.1
Fe2+ + TBA2ˉ ⇆ [FeTBA]0
[FeTBA]0 + TBA2ˉ ⇆ ⇆ [Fe(TBA)2]2ˉ 		6.56 ± 0.10 4.72 ± 0.10 pH-метрия t = 18°C, I = 0.1 (фон – NaClO4) [19]

*  Равновесие образования кислого комплекса [27, 28]. ** Метод Бенеши–Хильдебранда.

В 1964 году Уиллс [20] заметил, что спектрофотометрическое определение МДА тиобарбитуратным методом в присутствии железа(III) приводит к ошибочным результатам в связи со значительным увеличением поглощения (λ = 535 нм). Он предположил, что причина заключается в образовании 2-тиобарбитуратных комплексов железа(III). Позже Чжоу с коллегой [21] показали, что описанное ранее интерферирующее влияние ионов Fe3+ действительно обусловлено формированием комплексных частиц между железом(III) и H2TBA, обладающих выраженным поглощением при 532 нм или флуоресценцией при 553 нм (характерные максимумы для аддукта МДА–H2TBA). Авторы приводят вероятный стехиометрический состав комплекса как 1 : 3 (наблюдалось выпадение осадка). Таким образом, присутствие железа, учитывая его биогенный характер, может приводить к ложноположительным результатам биохимических испытаний при количественной оценке МДА, являющегося маркером окислительного стресса, тиобарбитуратным методом. Согласно описанным спектрофотометрическим методикам [12, 22–24], определение МДА в виде аддукта с H2TBA проводят в cильнокислой среде, используя ортофосфорную и ледяную уксусную кислоты, а также ее хлорзамещенные производные.

Цель настоящей работы – изучение комплексообразования в системе железо(III)–барбитуровая (2-тиобарбитуровая) кислота, включающее определение состава и термодинамической устойчивости комплексных частиц в водном растворе в кислой среде.

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Реактивы и оборудование. В качестве исходных реактивов использовали барбитуровую (Реахим, Россия) и 2-тиобарбитуровую (Диаэм, Россия) кислоты марки “ч. д. а.”, гексагидрат хлорида железа(III) “х. ч.” (Реахим, Россия), гидроксид натрия “ч. д. а.” (Химреактив, Россия), хлорид натрия “х. ч.” (база № 1 Химреактивов, Россия), дигидроортофосфат калия “х. ч.” (база № 1 Химреактивов, Россия), дигидрат фторида калия “ч. д. а.” (Реахим, Россия), ортофосфорную “х. ч.” (Химпром, Россия) и соляную “ос. ч.” (Сигма Тек, Россия) кислоты, дигидрат сульфосалициловой кислоты “х. ч.” (база № 1 Химреактивов, Россия), трилон Б (стандарт-титр, Реахим, Россия). В рабочих растворах поддерживали постоянную ионную силу I = 0.1 (NaCl) и температуру t = 20°C. Концентрацию лигандов H2L предварительно уточняли pH-метрическим титрованием раствором щелочи, железа(III) – прямым комплексонометрическим титрованием раствором трилона Б с применением сульфосалициловой кислоты в качестве индикатора по известной методике [25]. Для предотвращения процесса гидролиза раствор хлорида железа(III) предварительно подкисляли соляной кислотой. При проведении экспериментов использовали сверхчистую воду (тип I), полученную c применением специализированной системы очистки воды Millipore Direct-Q 5 UV (Merck, США).

Спектрофотометрические измерения в УФ- и видимой областях спектра осуществляли на спектрофотометре Cary-50 (Varian, США) в кварцевых кюветах (l = 10 мм, раствор сравнения – вода). Измерение pH проводили с использованием pH-метра-673 (Аналитприбор, Грузия) в концентрационной шкале, для чего стеклянный электрод предварительно калибровали по растворам (H, Na)Cl с различной концентрацией HCl (I = 0.1). pH-метрическое титрование при определении констант протонирования анионов лиганда и констант устойчивости комплексных частиц осуществляли раствором предварительно стандартизированной бескарбонатной щелочи (I = 0.1) при непрерывном перемешивании и пропускании через титруемый раствор очищенного азота.

Выбор констант протонирования лигандов. В расчетах использовали величины констант протонирования одно- (HL–) и двухзарядного (L2–) анионов исследуемых лигандов, характеризующие следующие равновесия:

(1)
$\begin{gathered} {\text{H}}{{{\text{L}}}^{--}} + {\text{ }}{{{\text{H}}}^{ + }}~\xrightarrow{{{{\varkappa }_{2}}}}{{{\text{H}}}_{{\text{2}}}}{\text{L}}, \\ {\text{lg}}\,{{\varkappa }_{2}} = {\text{ }}3.69{\text{ }}\left( {{{{\text{H}}}_{{\text{2}}}}{\text{BA}}} \right),{\text{ }}2.30{\text{ }}\left( {{{{\text{H}}}_{{\text{2}}}}{\text{TBA}}} \right),~ \\ \end{gathered} $
(2)
$\begin{gathered} {{{\text{L}}}^{2}}^{--} + {\text{ }}{{{\text{H}}}^{ + }}~\xrightarrow{{{{B}_{1}}}}{\text{H}}{{{\text{L}}}^{--}},{\text{ }} \\ {\text{lg}}\,{{B}_{1}} = 11.90\left( {{{{\text{H}}}_{{\text{2}}}}{\text{BA}}} \right),\,\,10.55\left( {{{{\text{H}}}_{{\text{2}}}}{\text{TBA}}} \right), \\ \end{gathered} $
(3)
$\begin{gathered} {{{\text{L}}}^{2}}^{--} + 2{{{\text{H}}}^{ + }}~\xrightarrow{{{{B}_{2}}}}{{{\text{H}}}_{{\text{2}}}}{\text{L,}} \\ {\text{lg}}\,{{B}_{2}} = {\text{ }}15.59\left( {{{{\text{H}}}_{{\text{2}}}}{\text{BA}}} \right),\,\,\,12.85\left( {{{{\text{H}}}_{{\text{2}}}}{\text{TBA}}} \right),~~~~~~~~~~~ \\ \end{gathered} $
где ϰ2 – ступенчатая константа протонирования, а B1 и B2 – общие константы протонирования иона L2–.

Ступенчатые константы протонирования ϰ2 (в лог. ед.) лигандов определены предварительно методом pH-метрии (I = 0.1, t = 20°C): 3.69 ± 0.02 (H2BA), 2.30 ± 0.01 (H2TBA). Общие константы протонирования по первой ступени B1 (в лог. ед.) взяты из работ [19, 26]: 11.90 ± 0.04 для H2BA (I = = 0.1 (KNO3), t = 25°C) и 10.55 ± 0.10 для H2TBA (I = 0.1 (NaClO4), t = 18°C). Общие константы протонирования по второй ступени B2 получены из соотношения: lg B2 = lg B1 + lg ϰ2. Разность температур не учитывалась, поскольку была незначительной (согласно [19], повышение температуры на 13°C приводило к изменению величины lg B1 лишь на 0.11 ед.).

Определение состава и устойчивости комплексных частиц. Состав и устойчивость комплексных частиц, образующихся в исследуемых системах при заданных условиях, определяли по данным спектрофотометрических (методы изомолярных серий, Бенеши–Хильдебранда, D–pH [27, 28]) и pH-метрических измерений в диапазоне pH 1.3–3.3. Эффективную длину волны, при которой наблюдаемое поглощение максимально для комплекса и минимально для свободных металла и лиганда (DL = 0), приняли равной 440 или 540 нм для системы FeCl3–H2BA и 490 или 540 нм для FeCl3–H2TBA. Перед измерениями поглощения смеси выдерживали в течение 1 мин до установления практически постоянного значения Di.

Обработка результатов измерений и расчетов. Расчет констант протонирования (“Кислота 1”) и констант устойчивости комплексных частиц по данным спектрофотометрии (“D–pH”) и pH-метрии (“Бьеррум 1”), построение диаграмм выхода равновесных частиц исследуемых лигандов (“Выход кислоты”) в зависимости от pH водного раствора, а также статистическую обработку полученных результатов (“Дельта”) проводили с применением программ, указанных в скобках [28]. При расчетах общих констант устойчивости комплексных частиц учитывали возможные процессы протонирования аниона лиганда (равновесия (1)–(3)) и гидролиза катиона металла по первой ступени (lg Kh1 = –2.84 [28]). В случае серии D–pH также принимали во внимание комплексообразование ионов Fe3+ с анионами фонового электролита (Cl–). Для каждой исследуемой системы проводили не менее двух параллельных экспериментов.

Маскирование железа(III) в присутствии 2-тиобарбитурат-аниона. При оценке возможности маскирования железа(III) в присутствии 2-тиобарбитурат-аниона использовали ряд известных маскирующих агентов: ортофосфат-, фторид- и этилендиаминтетраацетат-анионы. В качестве образцов сравнения выступали водные растворы 1.68 × 10–3 М FeCl3 (раствор 1, pH 1.35) и FeCl3–H2TBA (1 : 1, раствор 2, СFe = CL = 1.68 × 10–3 М, pH 1.36). Далее к полученной смеси добавляли стехиометрическое количество водного раствора трилона Б (раствор 3, pH 1.53), а также на кончике шпателя вносили твердые KF (раствор 4, pH 1.89) и KH2PO4 (раствор 5, pH 1.77). Затем растворы перемешивали, оставляли на 10 мин и фиксировали их окраску (рис. 1). Во всех случаях поддерживали постоянную ионную силу I = 0.1 добавлением смеси (H, Na)Cl и температуру t = 20°C. Вместо KH2PO4 в раствор 5 также вносили 10 мкл концентрированной H3PO4 (Vобщ = 6 мл). Все исследуемые растворы были стабильны как минимум в течение суток.

Рис. 1.

Визуальное представление растворов, используемых при оценке возможности маскирования железа(III) на фоне H2TBA (CL = CFe = Ссмеси = 1.68 × 10–3 М, Vобщ = 6 мл, I ~ 0.1, t = 20°C): 1 – FeCl3 (pH 1.35), 2 – FeCl3–H2TBA (pH 1.36), 3 – FeCl3–H2TBA + Na2H2Edta (Cдобавки = 1.68 × 10–3 М, pH 1.53), 4 – FeCl3–H2TBA + KF(тв.) (pH 1.89), 5 – FeCl3–H2TBA + KH2PO4(тв.) (pH 1.77).

РЕЗУЛЬТАТЫ И ОБСУЖДЕНИЕ

Состав и устойчивость комплексных частиц. При сливании водных растворов FeCl3 и H2L наблюдалось окрашивание смеси в красно-коричневый цвет, сопровождаемое значительным повышением оптической плотности как в УФ-, так и в видимой (DL = 0) областях спектра (рис. 2а и 2б). Электронные спектры поглощения растворов H2L в УФ-диапазоне (рис. 2а и 2б) содержат выраженные максимумы (табл. 2), обусловленные внутрилигандными переходами π → π* и n → π* в гетероциклических фрагментах рассматриваемых кислот и их функциональных группах [14], а также претерпевающие гипсохромный сдвиг в спектрах поглощения комплексов. Полоса поглощения систем FeCl3–H2BA и FeCl3–H2TBA в видимом диапазоне (рис. 2а и 2б) образует выраженное плечо, исходящее из УФ-области, и может принадлежать комплексу с переносом заряда. Согласно работе [13], в спектрах системы FeCl3–H2BA также присутствовала полоса переноса заряда в области 430–480 нм. Приведенные факты однозначно указывают на протекание процессов комплексообразования в исследуемых системах. Это также косвенно подтверждается тем, что кривые титрования систем FeCl3–H2L расположены значительно ниже кривых титрования самих кислот, поскольку ион Fe3+ способствует вытеснению протона лиганда [13].

Рис. 2.

Электронные спектры поглощения (I ~ 0.1, pH ~ 3.0, t = 20°C) водных растворов FeCl3–H2L (1), H2L (2) и FeCl3 (3) в УФ- (CL = CFe = Ссмеси = 3.0 × 10–5 М) и видимой области (CL = CFe = Ссмеси = 2.5 × 10–2 М), где H2L = H2BA (a) или H2TBA (б).

Таблица 2.

Результаты УФ-спектрофотометрического изучения систем FeCl3–H2L, а также свободных лигандов в водном растворе (CFe = CL = 3.0 × 10–5 М, I = = 0.1, pH ~ 3.0, t = 20°C, l = 10 мм)

Система λмакс, нм Δλ, нм* Dмакс
H2BA 260 – 0.313
FeCl3–H2BA 257 –3 0.617
H2TBA 242
267
276 		–
–
– 		0.176
0.300
0.289
FeCl3–H2TBA 242
263
271 		0
–4
–5 		0.703
1.222
1.164

* Для величин Δλ гипсохромное смещение обозначено знаком минус.

Определению состава и термодинамической устойчивости комплексных частиц железа(III) с анионами H2BA и H2TBA предшествовало изучение кислотно-основных свойств лигандов методом pH-метрии. Полученные значения логарифмов ступенчатых констант протонирования анионов BA2– (3.69 ± 0.02) и TBA2– (2.30 ± 0.01) при I = 0.1 (NaCl) и t = 20°C удовлетворительно совпадают с имеющимися к настоящему времени литературными данными [7, 13, 19, 26].

Изучение систем FeCl3–H2L методами изомолярных серий (рис. 3) и D–pH (соотношение M : L ~ 1 : 1) показало доминирование в них в условиях эксперимента (pH 1.3–2.4, I = 0.1, t = = 20°C) комплексных частиц состава 1 : 1, содержащих протонированную форму лиганда. В то же время по результатам pH-метрии (pH 2.6–3.1) установлено одновременное присутствие как кислых [FeHL]2+, так и средних [FeL]+ комплексов. Таким образом, учитывая выход равновесных частиц H2L в зависимости от pH раствора, образование барбитуратных и 2-тиобарбитуратных комплексов железа(III) в водном растворе можно представить следующими равновесиями:

(4)
${\text{F}}{{{\text{e}}}^{{3 + }}} + {{{\text{H}}}_{{\text{2}}}}{\text{L}}\overset {{{K}_{1}}} \longleftrightarrow \,\,{{[{\text{FeHL}}]}^{{2 + }}} + {{{\text{H}}}^{ + }},$
(5)
${\text{F}}{{{\text{e}}}^{{3 + }}} + {{{\text{H}}}_{{\text{2}}}}{\text{L}}\overset {{{K}_{2}}} \longleftrightarrow \,\,{{[{\text{FeL}}]}^{ + }} + 2{{{\text{H}}}^{ + }},$
(6)
${\text{F}}{{{\text{e}}}^{{3 + }}} + {\text{H}}{{{\text{L}}}^{ - }}\overset {{{K}_{3}}} \longleftrightarrow \,\,{{[{\text{FeL}}]}^{ + }} + {{{\text{H}}}^{ + }},$
(7)
${\text{F}}{{{\text{e}}}^{{3 + }}} + {\text{H}}{{{\text{L}}}^{ - }}\overset {{{\beta }_{{11}}}} \longleftrightarrow \,\,{{[{\text{FeHL}}]}^{{2 + }}},$
(8)
${\text{F}}{{{\text{e}}}^{{3 + }}} + {{{\text{L}}}^{{2 - }}}\overset {{{\beta }_{1}}} \longleftrightarrow \,\,{{[{\text{FeL}}]}^{ + }},$
(9)
${{{\text{[FeL]}}}^{ + }} + {{{\text{H}}}^{ + }}\overset k \longleftrightarrow \,\,{{[{\text{FeHL}}]}^{{2 + }}},$
(10)
${\text{F}}{{{\text{e}}}^{{3 + }}} + {{{\text{H}}}^{ + }} + {{{\text{L}}}^{{2 - }}}\overset R \longleftrightarrow \,\,{{[{\text{FeHL}}]}^{{2 + }}}.$
Рис. 3.

Зависимость оптической плотности D от мольной доли лиганда NL в серии изомолярных растворов системы FeCl3–H2TBA: Di (1), ΔDi (2), DFe,i (3) (i – номер экспериментальной точки, λэф = 540 нм, l  = 10 мм, $C_{{\text{L}}}^{^\circ }$ = $C_{{\text{M}}}^{^\circ }$ = 6.00 × 10–3 М, ΔDmax = 0.144, Vобщ = 6 мл, pH ~ 2.5, I = 0.1, t = 20°C).

По результатам изомолярных серий при использовании областей с мольным соотношением компонентов, близким к 1 : 1, рассчитаны константы устойчивости комплексных частиц [FeHBA]2+ (lgβ11 = 3.29 ± 0.08, pH ~ 1.9) и [FeTBA]+ (lgβ1 = 10.83 ± 0.12, pH ~ 2.5). Методом Бенеши–Хильдебранда как при CFe$ \gg $ CL, так и при CL$ \gg $ CFe в системе FeCl3–H2BA определены константы устойчивости кислого [FeHBA]2+ (lg β11 = 3.71 ± 0.19, pH ~ 2.1) и среднего [FeBA]+ (lg β1 = 12.13 ± 0.23, pH ~ 3.3) комплексов. Кроме того, обработка экспериментальных данных, полученных методом D–pH для системы FeCl3–H2BA (pH 1.3–2.4), привела к следующим результатам: n ~ 1 и lg R = 15.55 ± 0.20, где n – количество протонов в составе комплекса, R – константа равновесия (10). Из равновесий (2), (7) и (10) следует, что lg β11 = lg R – lg B1 = 15.55 – 11.90 = 3.65 (s2 = = 3.02 × 10–3). Для системы FeCl3–H2TBA (pH 1.6–2.4) имеем: n ~ 1 и lg R = 13.00 ± 0.90, откуда lg β11 = 13.00 – 10.55 = 2.45 (s2 = 4.23 × 10–3).

Указанные методы предполагают преобладание в равновесной смеси лишь единственного комплекса. Однако целесообразность подобных допущений (учет лишь комплексных частиц одного сорта) подтверждается данными pH-метрии, позволяющей учесть одновременное присутствие нескольких комплексных частиц различного состава. Так, обработка pH-метрических данных титрования смеси FeCl3–H2BA (pH 2.6–3.0; табл. 3) привела к следующим результатам: lgβ1 = = 12.30 ± 0.03, lgβ11 = lgRопт – lgB1 = 15.20 – 11.90 = = 3.30 (s2 = 1.03 × 10–2). Для системы FeCl3–H2TBA (pH 2.6–3.1) имеем: lgβ1 = 11.27 ± 0.03, lgβ11 = = lgRопт – lgB1 = 13.47 – 10.55 = 2.92 (s2 = 4.23 × 10–3). Рассчитанные разными методами значения констант устойчивости комплексных частиц [FeHL]2+ и [FeL]+ удовлетворительно совпадают как между собой, так и с известными к настоящему времени литературными данными [13] (табл. 1), что указывает на правильность выбранной модели расчета и корректность заложенных в нее процессов.

Таблица 3.  

Исходные данные и результаты расчета константы устойчивости комплекса [FeBA]+ при одновременном присутствии [FeHBA]2+ по данным рН-метрии ($V_{{\text{M}}}^{^\circ }$ = $V_{{\text{L}}}^{^\circ }$ = 5.00 мл, $C_{{\text{L}}}^{^\circ }$ = 1.04 × 10–2 М, $C_{{\text{M}}}^{^\circ }$ = 1.00 × 10–2 М с СНCl = 1.142 × 10–3 М, CNaOH = 1.68 × 10–2 М, lg Kh1 = –2.84, lg B1 = 11.90, lg B2 = 15.59, I = 0.1, t = 20°C)

Vщ, мл pH lg β1 Vщ, мл pH lgβ1 Vщ, мл pH lgβ1
0.20 2.60 12.25 1.10 2.71 12.38 2.00 2.90 12.25
0.40 2.60 12.38 1.20 2.73 12.37 2.10 2.91 12.27
0.50 2.61 12.40 1.40 2.78 12.31 2.20 2.92 12.29
0.60 2.63 12.38 1.50 2.80 12.30 2.40 2.95 12.30
0.80 2.66 12.39 1.60 2.83 12.25 2.50 2.96 12.33
0.90 2.68 12.37 1.80 2.87 12.23 2.60 2.97 12.35
1.00 2.69 12.40 1.90 2.89 12.23 2.80 2.98 12.42

${\text{lg}}{{{{\bar {\beta }}}}_{{\text{1}}}}$ = 12.30 ± 0.03, lg β11 = 3.30 (s2 = 1.03 × 10–2).

При сопоставлении значений β11 и β1 (табл. 1) видно, что комплексные частицы [FeHL]2+ менее устойчивы, чем [FeL]+. Это связано с меньшей дентатностью иона HL– по сравнению с L2–, поскольку в первом случае атом азота имидной группы блокирован протоном и не способен участвовать в координации комплексообразователем. Согласно теории ЖМКО Пирсона и классификации Арланда–Чатта–Дэвиса [29], катион Fe3+, имеющий наполовину заполненный d-подуровень и обладающий близким к сферическому распределению зарядом, является типичной жесткой кислотой (катион класса “А”) и образует наиболее устойчивые комплексы с жесткими основаниями – лигандами, содержащими донорные атомы кислорода и азота. Логично, что анион HL– выступает в качестве монодентатного лиганда, координируясь ионом Fe3+ посредством депротонированного атома кислорода гидроксогруппы (см. ранее кето-енольное равновесие), протон которой вытесняется в первую очередь. Координация аниона L2– осуществляется, вероятно, посредством донорных атомов кислорода и азота.

Найденные значения β11 для [FeHTBA]2+ и [FeHBA]2+, β1 для [FeTBA]+ и [FeBA]+ хорошо коррелируют между собой, а также с величиной β1 2-тиобарбитуратного комплекса железа(II) [FeTBA]0 [19] (табл. 1). Из простых электростатических представлений для катионов со сферическим распределением заряда (или близким к нему) следует, что комплекс тем устойчивее, чем больше заряд и меньше размер ионов, входящих в его состав. Удобным критерием оценки комплексообразующей способности ионов является величина их ионного потенциала φ (φ = zи/rи) [30, 31]: более устойчив тот комплекс, у которого значение φ больше (при одинаковом составе комплексов). Действительно, бόльшая устойчивость 2-тиобарбитуратного комплекса железа(III) [FeTBA]+ по сравнению с таковым для железа(II) [FeTBA]0 (табл. 1) связана с изменением электростатических характеристик катионов при переходе от Fe2+ (d6, rи = 0.92 Å, zи = +2, φ = 2.17) к Fe3+ (d5, rи = 0.79 Å, zи = +3, φ = 3.80). Как следствие, в комплексе [FeTBA]+ реализуется более сильное электростатическое взаимодействие M–L, чем в частице [FeTBA]0. Помимо этого чем выше основность лиганда, тем прочнее образующиеся комплексы: ион Fe3+, как и протон, преимущественно связывается с более оснóвным лигандом. Так, при сравнении устойчивости 2-тиобарбитуратных (lgB1 = 10.55, lgB2 = 12.85, lgϰ2 = 2.30) и барбитуратных (lgB1 = 11.90, lgB2 = 15.59, lgϰ2 = = 3.69) комплексов (табл. 1) видно, что анионы HBA– и BA2– обладают бόльшей основностью, чем HTBA– и TBA2–. В результате барбитуратные комплексы оказываются на порядок более устойчивыми, чем 2-тиобарбитуратные аналоги.

Маскирование железа(III) в присутствии 2-тиобарбитурат-аниона. Известно, что ионы биогенных металлов, присутствующие в биологических жидкостях животных и человека, могут оказывать существенное интерферирующее влияние на результаты различных биохимических исследований. В частности, мешающее влияние ионов Fe3+ при изучении состояния перекисного окисления липидов тиобарбитуратным методом обусловлено их взаимодействием с H2TBA и образованием интенсивно окрашенного продукта [20, 21].

В работе [20] установлено, что добавление различных хелатообразующих агентов (трилон Б, желатин, овальбумин, разбавленная лошадиная сыворотка) к смеси МДА и H2TBA в присутствии железа(III) приводит к заметному уменьшению поглощения раствора. Наблюдаемое явление можно объяснить связыванием железа(III) в более прочный и менее окрашенный по сравнению с 2-тиобарбитуратным комплекс. Так, для [FeEdta]‒ (Edta4– – остаток этилендиаминтетрауксусной кислоты H4Edta) lgβ1 = 25.10 (I = 0.1 (NaClO4), t = 20°C) [32], что значительно больше соответствующего значения для [FeTBA]+ (табл. 1). Белки содержат большое количество N- и O-донорных функциональных групп и способны связывать ион Fe3+ в прочные хелатные комплексы. С другой стороны, добавление цитрата натрия (Na3Cit), глицина (HGly), аланина (HAla), фенилаланина (HPhe) или глутаминовой кислоты (H2Glu) не оказывает влияния на поглощение смеси. По всей видимости, это обусловлено тем, что образующиеся комплексные частицы обладают меньшей или близкой устойчивостью по сравнению с [FeTBA]+. Например, для [FeGly]2+ lgβ1 = = 8.57 (I = 0.5 (NaNO3), t = 25°C) [33], [FeAla]2+ lg β1 = 8.96 (I = 0.5 (NaNO3), t = 25°C) [34], [FeGlu]+ lg β1 = 11.81 (I = 0.5 (NaNO3), t = 25°C) [35], [FeCit]0 lg β1 = 11.21 (I = 0.1 (KNO3), t = 25°C) [36].

Из вышесказанного следует, что для устранения мешающего влияния железа(III) при определении МДА тиобарбитуратным методом в сильнокислой среде логично использовать трилон Б. Образующийся комплекс [FeEdta]– более устойчив, чем [FeTBA]+, и значительно не поглощает в области 530–540 нм (интервал нахождения характерного максимума для аддукта МДА–H2TBA) [37], что позволяет избежать возможных спектральных помех. Для маскирования ионов Fe3+ в аналитической практике часто применяют фторид- и ортофосфат-ионы. Поскольку устойчивость фторидных комплексов железа(III) (lg β3 = = 12.53; I = 0.1 (KNO3), t = 25°C [38]) больше, чем [FeTBA]+, фторид-ионы также можно рекомендовать для маскировки ионов Fe3+. Кислые ортофосфатные комплексы железа(III), например [FeHPO4]+ (lgβ11 = 8.59; I = 0.15 (NaCl), t = 25°C [39]), обладают меньшей устойчивостью по отношению к [FeTBA]+. В связи с этим ортофосфат-ионы могут быть использованы в качестве маскирующего агента в области доминирования комплекса [FeHTBA]2+ при pH < 2 (рис. 4).

Рис. 4.

Диаграмма выхода 2-тиобарбитуратных комплексных частиц железа(III) в зависимости от pH водного раствора (CL = 0.01 М, lgB1 = 10.55, lgB2 = = 12.85, lgKh1 = –2.84, lgβ11 = 2.69, lgβ1 = 11.05): [Fe3+] (α0), [FeHTBA2+] (α11), [FeTBA+] (α1).

Высказанные выше на основании сопоставления констант устойчивости комплексов железа(III) предположения согласуются с экспериментальными данными. Как видно из рис. 1, раствор 4 с KF и раствор 5 с KH2PO4 оказались бесцветными по сравнению с окрашенным раствором сравнения 2. Добавление 10 мкл концентрированной H3PO4 вместо KH2PO4 также приводит к обесцвечиванию раствора. Таким образом, H3PO4 может быть использована как для создания кислой среды (pH ~ 2–3 [23]), необходимой для протекания реакции взаимодействия МДА и H2TBA, так и для маскирования ионов Fe3+. При добавлении раствора трилона Б (раствор 3) наблюдается возникновение желтой окраски (диапазон длин волн 565–590 нм), которая, как ожидается, не должна оказывать влияния на поглощение аддукта МДА–H2TBA [37].

ЗАКЛЮЧЕНИЕ

Методами спектрофотометрии и pH-метрии в системах FeCl3–H2L–H2O (pH 1.3–3.3, I = 0.1, t = = 20°C), где H2L – барбитуровая или 2-тиобарбитуровая кислота, показано формирование комплексных частиц, установлено соотношение металл : лиганд, а также формы нахождения лиганда в составе образующихся комплексов ([FeHL]2+ и [FeL]+), определены их константы устойчивости. Показано, что при изучении состояния перекисного окисления липидов железо(III) как мешающий эндогенный компонент может быть замаскировано действием трилона Б, KF или KH2PO4, а также добавлением H3PO4.

Список литературы

  1. Gao J., Zhou Q., Wu D. et al. // Clin. Chim. Acta. 2021. V. 513. P. 6. https://doi.org/10.1016/j.cca.2020.12.005

  2. Muckenthaler M.U., Rivella S., Hentze M.W. et al. // Cell. 2017. V. 168. № 3. P. 344. https://doi.org/10.1016/j.cell.2016.12.034

  3. Balla J., Jeney V., Varga Z. et al. // Acta Physiol. Hung. 2007. V. 94. № 1–2. P. 95. https://doi.org/10.1556/APhysiol.94.2007.1-2.9

  4. Пальцев М.А., Кукес В.Г., Фисенко В.П. Молекулярные механизмы взаимодействия лекарственных средств. М.: АстраФармСервис, 2004. 224 с.

  5. Mahmudov K.T., Kopylovich M.N., Maharramov A.M. et al. // Coord. Chem. Rev. 2014. V. 265. P. 1. https://doi.org/10.1016/j.ccr.2014.01.002

  6. Shafiq N., Arshad U., Zarren G. et al. // Curr. Org. Chem. 2020. V. 24. № 2. P. 129. https://doi.org/10.2174/1385272824666200110094457

  7. Головнев Н.Н., Молокеев М.С. 2-Тиобарбитуровая кислота и ее комплексы с металлами: синтез, структура и свойства. Красноярск: Сиб. федер. ун-т. 2014. 245 с.

  8. Lee J.-H., Lee S., Park M.Y. et al. // Virol. J. 2011. V. 8. Article 18. https://doi.org/10.1186/1743-422X-8-18

  9. Balas V.I., Verginadis I.I., Geromichalos G.D. et al. // Eur. J. Med. Chem. 2011. V. 46. № 7. P. 2835. https://doi.org/10.1016/j.ejmech.2011.04.005

  10. Lee S.Y., Slagle-Webb B., Sharma A.K. et al. // Anticancer Res. 2020. V. 40. № 11. P. 6039. https://doi.org/10.21873/anticanres.14625

  11. Suzuki O., Watanabe K. Drugs and poisons in humans. Heidelberg: Springer-Verlag. 2005. 672 p. https://doi.org/10.1007/3-540-27579-7

  12. Zeb A., Ullah F. // J. Anal. Methods Chem. 2016. V. 2016. Art. 1. https://doi.org/10.1155/2016/9412767

  13. Korotchenko N.M., Skorik N.A. // Russ. J. Inorg. Chem. 2000. V. 45. № 12. P. 2099. [Коротченко Н.М., Скорик Н.А. // Журн. неорган. химии. 2000. Т. 45. № 12. С. 2099.]

  14. Refat M.S., El-Korashy S.A., Ahmed A.S. // Spectrochim. Acta, Part A: Mol. Biomol. Spectrosc. 2008. V. 71. № 3. P. 1084. https://doi.org/10.1016/j.saa.2008.03.001

  15. Zaki Z.M., Mohamed G.G. // Spectrochim. Acta, Part A: Mol. Biomol. Spectrosc. 2000. V. 56A. № 7. P. 1245. https://doi.org/10.1016/S1386-1425(99)00225-5

  16. Lakeev A.P., Korotchenko N.M. // Russ. J. Inorg. Chem. 2020. V. 65. № 8. P. 1232. [Лакеев А.П., Коротченко Н.М. // Журн. неорган. химии. 2020. Т. 65. № 8. С. 1105.] https://doi.org/10.1134/S0036023620080082

  17. Глущенко Н.Н., Плетенева Т.В., Попков В.А. Фармацевтическая химия. М.: Академия, 2004. 384 с.

  18. Morelli B. // Analyst. 1983. V. 108. P. 870. https://doi.org/10.1039/AN9830800870

  19. Singh B.R., Jain R.K., Jain M.K. et al. // Thermochim. Acta. 1984. V. 78. № 1–3. P. 175. https://doi.org/10.1016/0040-6031(84)87144-0

  20. Wills E.D. // Biochim. Biophys. Acta. 1964. V. 84. № 4. P. 475. https://doi.org/10.1016/0926-6542(64)90016-2

  21. Zhou L., Sorenson J.R.J. // J. Inorg. Biochem. 1998. V. 72. № 3–4. P. 217. https://doi.org/10.1016/S0162-0134(98)10083-1

  22. Senthilkumar M., Amaresan N., Sankaranarayanan A. Plant-microbe interactions: Laboratory techniques. N.Y.: Springer Science + Business Media, 2021. 296 p. https://doi.org/10.1007/978-1-0716-1080-0

  23. Weitner T., Inić S., Jablan J. et al. // Croat. Chem. Acta. 2016. V. 89. № 1. P. 133. https://doi.org/10.5562/cca2902

  24. Muñoz A.H.S., Puga M.P., Wrobel K. et al. // Microchim. Acta. 2004. V. 148. № 3–4. P. 285. https://doi.org/10.1007/s00604-004-0276-5

  25. Шварценбах Г., Флашка Г. Комплексонометрическое титрование. М.: Химия, 1970. 360 с.

  26. Türkel N., Aksoy M.S. // Int. J. Anal. Chem. 2014. V. 2014. P. 1. https://doi.org/10.1155/2014/243175

  27. Костромина Н.А., Кумок В.Н., Скорик Н.А. Химия координационных соединений. М.: Высшая школа, 1990. 432 с.

  28. Скорик Н.А., Чернов Е.Б. Расчеты с использованием персональных компьютеров в курсе химии комплексных соединений. Томск: ТГУ, 2009. 92 с. https://vital.lib.tsu.ru/vital/access/manager/Repository/vtls:000398727 (23.08.2022)

  29. Киселев Ю.М., Добрынина Н.А. Химия координационных соединений. М.: Академия, 2007. 352 с.

  30. Костромина Н.А., Кумок В.Н., Скорик Н.А. Химия координационных соединений. М.: Высшая школа, 1990. 432 с.

  31. Кумок В.Н. Закономерности в устойчивости координационных соединений в растворах. Томск: ТГУ, 1977. 230 с.

  32. Sillén L.G., Martell A.E. Stability constants of metal-ion complexes. Pt. 3 (2). L.: Chemical Society, 1964. 865 p.

  33. Djurdjević P. // Transit. Met. Chem. 1990. V. 15. P. 345. https://doi.org/10.1007/BF01177459

  34. Djurdjević P., Jelić R. // Transit. Met. Chem. 1993. V. 18. P. 457. https://doi.org/10.1007/BF00136603

  35. Djurdjević P., Jelić R. // Transit. Met. Chem. 1997. V. 22. P. 284. https://doi.org/10.1023/A:1018476810838

  36. Field T.B., McCourt J.L., McBryde A.E. // Can. J. Chem. 1974. V. 52. № 17. P. 3119. https://doi.org/10.1139/v74-458

  37. Yavuz T., Pelit L. // Turk. J. Chem. 2020. V. 44. № 2. P. 435. https://doi.org/10.3906/kim-1909-10

  38. Yuchi A., Hotta H., Wada H. et al. // Bull. Chem. Soc. Jpn. 1987. V. 60. № 4. P. 1379. https://doi.org/10.1246/bcsj.60.1379

  39. Al-Sogair F., Marafie H.M., Shuaib N.M. et al. // J. Coord. Chem. 2002. V. 55. № 9. P. 1097. https://doi.org/10.1080/0095897021000010053

Дополнительные материалы отсутствуют.

Инструменты

следующая статья выпуска предыдущая статья выпуска содержание выпуска

Журнал неорганической химии

Архивы выпусков Информация о журнале Отправить рукопись в журнал