Сіль містить комплексний катіон

 

Першим називають аніон соли (сульфат, фосфат, хлорид і ін.). Потім називають вхідні у внутрішню сферу ліганди-аніони із закінченням на «о» (ОН^- - гидроксо, С1^- - хлоро, NO₂ ^- нітро і т.д.) Після цього називають ліганди, що є нейтральними полярними молекулами (NН₃ називають «аммін», Н₂О - «аква») Якщо однакових лігандов у внутрішній сфері комплексу більше одного, то їх кількість указують грецькими числівниками (2 - ді, 3 - три, 4 - тетра,5 - пента,6 - гекса і т.д.)

Останніми називають центральні іон-комплексоутворювач, причому метали називають в українській транскрипції.

Якщо центральний атом має змінну валентність, то її указують римською цифрою в дужках після назви комплексоутворювача. Наприклад:

I

[Аg(NН₃)₂]С1 - хлорид діаммінсрібла (III)

II

[Сu(NН₃)₄]SО₄ — сульфат тетрааммінміді (II)

III

[Со(NН₃)₄Cl₂]С1 — хлорид дихлоротетрааммінкобальта (Ш).

 

 

Сіль містить комплексний аніон

 

Спочатку називають ліганди-аніони, потім молекулярні ліганди із закінченням «о», указуючи кількість їх грецькими числівниками. Потім називають комплексо-утворювач, використовуючи латинську назву елементу із додаванням суфікса «ат». Валентність центрального іона (якщо це необхідно) наголошується римськими цифрами в дужках після назви елементу. Останнім називають катіон, що знаходиться в зовнішній сфері (українська назва елементу в родовому відмінку). Число катіонів в назві солі не указується.

Наприклад:

 

К₄[Fе(СN)₆] - гексаціаноферрат (II) калія;

 

К₃[Fе(СN)₆] — гексаціаноферрат (III) калія;

 

К₂[НgI₄] — тетрайодомеркуріат (II) калія.

 

L Біонеоганічна хімія

Лекція № 7. Біогенні s - елементи, їхня біологічна

Роль та застосування в медицині.

7.1 s- Елементи (Na, К, Са, Мg).

7.2 Будова атомів s-елементів та хімічні властивості.

7.3 Біологічна роль s -елементів та медичне застосування сполук

s- елементів.

7.4 Біологічна роль інших s-елементів та медичне застосування їхніх

сполук.

 

Самостійна робота: Лікарські засоби, що вміщують елементи-

Органогени.

7.1 s- Елементи (Na, К, Са, Мg).

До сімейства s-елементів належать елементи ІА групи (Lі, Nа, К, Rb, Сs, Fr) і елементи ІІА групи (Ве, Мg, Са, Sr, Ва, Rа) періодичної системи, а також Гідроген (Н) і Гелій (Не). Загальним для s-елементів є те, що в їхніх атомах електронами забудовується s-підрівень зовнішнього енергетичного рівня. Елементи ІА групи на зовнішньому рівні мають по одному s - електрону, а на передостанньому - по восьми, крім Літію, у якого їх два. В еле­ментів IIА групи на зовнішньому рівні утримується по два s-електрони, на передостанньому - по вісім, крім Берилію (два електрони).

Характерною властивістю елементів ІА й ІІА груп є те, що їхні атоми легко віддають валентні s-електрони, виявляючи при цьому властивості відновників. Дана властивість у групах у напрямку зверху вниз підсилю­ється (у зв'язку зі збільшенням радіусів атомів і зменшенням потенціалу іонізації). Всі елементи цих груп - метали із сильно вираженими віднов­ними властивостями.

Гідроген займає особливе положення в періодичній системі Д.І. Мен­делєєва. Не дивлячись на ряд його властивостей, які схожі з властивостями лужних металів (схожий характер спектру, утворення іона Н⁺, відновна здатність, реакції взаємного витіснення металів і Гідрогену), в нього є ряд властивостей, відмінних від металів. Так, іон Н⁺ набагато менший за ді­аметром, ніж іони лужних металів; потенціал іонізації у нього майже втричі більший, відновна активність проявляється тільки при високих темпе­ратурах тощо. З іншого боку, можна відмітити властивості, які об'єднують Гідроген з галогенами (утворення гідрид-іона Н^-, подібно з іонами га­логенів F^-, Сl^-, Вr^-, I^-, газоподібний стан, двоатомність молекули і т.д.). Зрозуміло, що неможливо не враховувати і відмінність Гідрогену від га­логенів, як р-елементів. Однак аналогія у властивостях Гідрогену і гало­генів більш значна, ніж Гідрогеном і лужними металами. Тому Гідроген правильніше вважати аналогом Флуору і розташовувати його в періодичній системі елементів над ним, а над Літієм поміщати його лише в дужках і вивчати тут тільки тому, що він є s-елементом.

До ІА групи періодичної системи елементів Д.І.Менделєєва відно­сяться Літій Li, Натрій Nа, Калій К, Рубідій Rb, Цезій Csі Францій Fг. Елементи ІА групи називають лужними металами. Атоми цих елементів мають по одному валентному електрону на s-підрівні зовнішнього енер­гетичного рівня (s¹). На передостанньому енергетичному рівні у атома літію міститься два, у атомів інших лужних металів - по вісім електронів.

За винятком Гідрогену, всі інші елементи ІА групи подібні по власти­востях, що пояснюється однаковою будовою не тільки зовнішнього, але й передостаннього електронних шарів атомів лужних металів, крім Літію. У напрямку Lі →Na→К→Rb → Сs→ Fr збільшуються атомні радіуси і зменшується потенціал іонізації, у зв'язку з чим спостерігаються роз­ходження у властивостях цих елементів. Так, зі зростанням порядкового номера атоми елементів легше віддають валентні електрони і їхні металічні властивості підсилюються. Атоми лужних металів легко втрачають свій єдиний валентний електрон, утворюючи позитивно заряджені іони, їх сту­пінь окиснення у всіх сполуках дорівнює +1. В межах кожного періоду в періодичній системі це найбільш активні метали і найсильніші відновники.

До IIА групи періодичної системи елементів Д.I.Менделєєва входять Берилій Ве, Магній Мg, Кальцій Са, Стронцій Sr, Барій Ва і Радій Rа. На s-підрівні зовнішнього енергетичного рівня атоми елементів цієї групи мають по два валентних електрони (s²), на передостанньому рівні у Бериллію знаходяться два електрони, в інших елементів - по вісім.

У нормальному стані в атомів ІІА групи немає неспарених електронів, однак при переході атома у збуджений стан один із зовнішніх s-електронів переміщається на p-підрівень і з'являється два неспарених електрони, що визначає характерну для цих елементів ступінь окиснення +2 у їхніх сполуках.

Елементи, що входять до складу цієї групи: Кальцій, Стронцій і Барій, здавна одержали назву лужноземельних металів. Така назва пов'язана з тим, що гідроксиди цих елементів мають лужні властивості, а їхні оксиди по тугоплавкості подібні з оксидами Алюмінію і важких металів, які колись мали загальну назву земелі.

Атоми елементів IIА групи можуть віддавати два зовнішніх електро­ни, утворюючи позитивно заряджені іони. У зв'язку із збільшенням атом­них радіусів і зменшенням потенціалу іонізації в напрямку зверху вниз відновна активність цих елементів зростає в тому ж напрямку. По актив­ності ці елементи поступаються тільки лужним металам.

 

7.2 Будова атомів s-елементів та хімічні властивості.

 

При нормальних умовах на повітрі металічні літій, калій і натрій покриваються оксидними плівками, а рубідій і цезій самозаймаються. При згоранні лужні метали утворюють пероксиди (Nа₂О₂, КО₂, RbО₂, СsО₂), крім літію, який утворює оксид (Lі₂О):

2Nа + О₂ = Nа₂О₂.

Не менш енергійно ніж з киснем лужні метали реагують з галогенами та сульфуром:

2К + S = К₂S;

2Nа + С1₂ = 2NаС1.

З воднем реакція проходить при пропусканні сухого водню над нагрітим металом з утворенням гідридів:

2Ме + Н₂ = 2Ме⁺Н^-.

Гідриди легко розкладаються водою і кислотами з виділенням водню і утворенням гідроксидів:

Ме⁺Н^- + Н₂О = МеОН + Н₂↑.

З водою дуже енергійно взаємодіють і самі лужні метали, а також їх оксиди:

2Ме + 2Н₂О = 2МеОН + Н₂↑;

Ме₂О + Н₂О = 2МеОН.

Пероксиди лужних металів реагують з оксидом Карбону (IV) з виділенням кисню. Цю реакцію використовують для збагачення киснем повітря замкнених приміщень:

2Na₂O ₂ + 2СО₂ = 2Nа₂СО₃ + О₂ ↑.

З азотом, карбоном та силіцієм безпосередньо реагує тільки літій, утворюючи відповідно LiзN (нітрит Літію), Li₂С₂ (карбід Літію), Lі₆Sі₂ (силіцид Літію).

Майже всі солі лужних металів є розчинними.

Перші два члени IIa групи багато в чому відрізняються від інших чотирьох. Берилій за своїми властивостями наближається до Алюмінію, а Магній проявляє подібність до елементів побічної підгрупи, особливо до Цинку.

За хімічною активністю елементи IIА групи поступаються лужним металам, але як і лужні метали вони легко окислюються на повітрі та витісняють Гідроген з води:

2Ме + О₂ = 2МеО; Ме + 2Н₂О = Ме(ОН)₂ + Н₂↑.

Берилій і Магній взаємодіють з водою дуже повільно, так як гідро­оксиди, що утворюються, малорозчинні у воді.

При згоранні лужноземельних металів завжди утворюються оксиди, оскільки пероксиди металів IIА групи нестійкі. Оксиди утворюються також при розкладі карбонатів при високих температурах:

МеСОз = МеО + СО₂↑.

Елементи IIА групи безпосередньо взаємодіють з воднем, галогенами, сульфуром, азотом, фосфором, карбоном, утворюючи відповідно гідриди, галогеніди, сульфіди, нітриди, фосфіди, карбіди. На повітрі вкриваються захисною плівкою, яка складається із оксидів та частково нітридів і карбонатів:

Ме + Н₂ = МеН₂;

Ме+ На1₂ = МеНа1₂;

Ме+ S = Ме8;

ЗМе + N₂ = Ме₃N₂;

ЗМе + 2Р = Ме₃Р₂;

Ме + 2С = МеС₂.

Лужноземельні метали, їх оксиди та гідроксиди реагують з кислотами, оксиди та гідроксиди лужноземельних металів проявляють основні власти­вості:

Ме + 2НС1=МеС1₂ + Н₂↑;

МеО + 2НС1 = МеС1₂ + Н₂О.

Берилій виявляє амфотерні властивості, реагує з кислотами, як всі лужноземельні метали, та лугами:

Ве + 2КаОН + 2Н₂О = Ка₂[Ве(ОН)₄] + Н₂↑

Тетрагідроксоберилат Натрію

Гідроксиди Барію та Кальцію є досить сильними основами, що за силою наближаються до гідроксидів лужних металів.

 

7.3 Біологічна роль s -елементів та медичне застосування сполук

s- елементів.

Натрій міститься в плазмі крові, лімфі, травних соках і є основним позаклітинним іоном. Загальний вміст Натрію в організмі людини стано­вить 0,25 % мас. Добова потреба організму людини в Натрію 4-7 г. Нат­рій відіграє в організмі людини значну біологічну роль. Іон Натрію Nа⁺ бере участь у забезпеченні осмотического тиску в клітинах, він також підтримує кислотно-лужну рівновагу (рН) в організмі. Іони Натрію і Калію беруть участь у передачі нервових імпульсів крізь мембрани нервових клітин і підтримують нормальну збудливість м'язових клітин. При зміні вмісту іонів Натрію в організмі (а також іонів Хлору), відбуваються пору­шення функцій нервової, серцево-судинної систем, гладких і кістякових м'язів. Натрій впливає на роботу ферментів і бере участь у регуляції водного обміну. Крім того, Натрій має різко виражену здатність підси­лювати набухання білків (зв'язування води білками). При зменшенні вмісту Натрію в позаклітинній рідині кількість міцно зв'язаної білками води також знижується і збільшується кількість вільної води, що виводиться з орга­нізму. На здатності іонів Натрію підсилювати набухання білків заснований метод боротьби з набряками, який полягає в обмеженні надходження солей Натрію в організм.

Багато сполук Натрію знаходять широке застосування в медицині. Хлорид Натрію NаСІ у вигляді ізотонічного (0,9 %) розчину призначається довенно, підшкірне, ректальне при отруєннях, токсичній диспепсії, холері, блювоті, гострих кровотечах, шоці; зовнішньо - для промивання ран, слизових оболонок ока, носа. Гіпертонічний розчин цієї солі призначається довенно при легеневих, шлункових,- кишкових та інших внутрішніх крово­течах, його застосовують для промивання шлунка при отруєнні нітратом Аргентуму.

Зовнішньо NaС1 застосовується у вигляді компресів і примочок при лікуванні гнійних ран. Хлорид Натрію використовується також для роз­чинення різних лікарських препаратів, крім того, він входить до складу кровозаміщуючої рідини Петрова.

Сульфат Натрію (глауберова сіль Nа₂SО₄) призначається як проносне, а також при отруєннях ліками, отрутами (наприклад, розчинними солями Барію і Плюмбуму, з якими Na₂SО₄ утворює нерозчинні сполуки ВаSО₄ і РbSО₄), харчовими продуктами. Проносна дія цієї солі пояснюється тим, Що сульфат Натрію, змінюючи осмотичний тиск у кишечнику, сповільнює всмоктування води з нього. Це приводить до збільшення вмісту води в кишечнику, рефлекторному посиленню перистальтики й випорожненню кишечника. Крім того, сульфат Натрію діє як жовчогінне, сечогінне, а при застосуванні з малою кількістю рідини - як препарат протинабрякової дії.

Гідрокарбонат Натрію (NаНСО₃) нейтралізує хлоридну кислоту шлун­кового соку, підвищує лужні резерви крові і знімає явища ацидозу. Яквнутрішнє призначається при гастритах з підвищеною кислотністю, вираз­ковій хворобі шлунка і дванадцятипалої кишки. Зовнішньо - для проми­вання і полоскання слизових оболонок очей, зіва, ротової порожнини, а також для інгаляцій, нейтралізації кислот, що потрапили на слизові оболонки і шкірні покриви. Гідроксид Натрію у вигляді 10 %-ного водного розчину входить до складу силаміна, застосовуваного в ортопедичній практиці для відливки вогнетривких моделей при виготовленні суцільнолитих протезів з кобальтохромового сплаву. Гідроксид Натрію (або Калію) є складовою частиною мольдина, що використовується в зубопротезній справі для штампування коронок.

Радіоактивний нуклід Натрію ²⁴Nа знайшов широке застосування в клініці й експерименті. Наприклад, за допомогою міченого Натрію вив­чається швидкість кровотоку. Крім того, він застосовується для лікування деяких форм лейкемії.

Калій входить до складу практично всіх органів: печінка, нирки, серце, мозок, м'язи, кров і т.д. Загальний вміст Калію в організмі становить 0,22 % мас. Калій є основним внутрішньоклітинним іоном. Внутрішньо­клітинна концентрація іонів К⁺ значно вища, ніж іонів Na⁺. Це зв'язано з тим, що мембрани клітин проникні для іонів К⁺. Навпаки, у плазмі крові концентрація іонів Nа⁺ перевищує вміст у ній іонів К⁺. Цим пояс­нюється виникнення мембранного потенціалу клітин. В організмі постійно існує певне співвідношення іонів Калію і Натрію. Завдяки цьому співвід­ношенню підтримується нормальний ритм м'язової роботи (наприклад, м'яза серця). Іони Калію разом з іонами Натрію утворюють систему, що забезпечує ізотонічність клітин і навколишнього середовища, а також нормальний плин біоелектричних явищ, зв'язаних із процесами нервової і м'язової збудливості і провідності. Підвищення вмісту Калію в організмі супроводжується зниженням збудливості і провідності, великі дози його пригнічують автоматизм і скорочувальну функцію міокарда. Іони Калію беруть участь у синтезі білків, обміні вуглеводів, входять до складу деяких ферментів і впливають на їхню активність.

Солі Калію швидко всмоктуються при введенні і швидко виводяться з організму нирками. Вони не можуть бути замінені в організмі людини ніякими іншими солями. Хлорид Калію використовують у медицині при

м'язовій дистрофії, порушенні серцевого ритму, для відновлення рівня калію в організмі, при сильній блювоті, важких інтоксикаціях, а також після оперативних втручань. Бромід та йодид Калію застосовуються як лікарські засоби, що регулюють діяльність нервової системи і м'язових

клітин.

Магній

Магній та його сполуки знаходяться в органах і тканинах людини головним чином у внутрішньоклітинній рідині. Топографія Магнію в орга­нізмі людини наступна: дентин і емаль зубів, кістки скелету, підшлункова залоза, скелетні м'язи, нирки, мозок, печінка і серце. Загальний вміст Маг­нію в організмі людини становить 0,04 % мас. Добова потреба в Магнію дорослої людини - близько 10 мг на 1 кг маси тіла. У біологічних рідинах і тканинах організму Магній знаходиться як у вільному стані, так і в зв'я­заному з білками. Особливо багато Магнію в рослинах. Він входить у склад молекули хлорофілу С₅₅Н₇₂О₅N₄Мg (до 2 %), причому іони Мg²⁺ висту­пають в якості комплексоутворювача.

Магній виконує важливу біологічну роль в організмі людини. Іони магнію Мg²⁺ в залежності від концентрації блокують або забезпечують нервово-м'язову передачу, пригнічують центр дихання, а також судинно-руховий центр, завдяки чому понижують артеріальний тиск. Магній вхо­дить до складу багатьох ферментних систем і є їхнім незамінним компо­нентом і активатором, у тому числі й специфічних ферментів для Магнію (карбоксипептидаза, аденозинтрифосфатаза, холинестераза й ін.). З білками деяких ферментів (енолаза, фосфорилаза і т.д.) Магній утворює комплексні сполуки. Іони Мg²⁺ гальмують виділення ацетилхоліну, сприяють виді­ленню холестерину з організму, стимулюють перистальтику кишечника і жовчовиділення, впливають на вуглеводно-фосфорний обмін і синтез білка. Іони Мg²⁺ є антагоністами іонів Кальцію.

Сполуки Магнію знаходять широке застосування в медицині. Сульфат Магнію (МgSО₄) застосовується при судомах різного походження, гіпер­тонічній хворобі, захворюваннях жовчного міхура і жовчних шляхів, для знеболювання пологів, призначення всередину дає проносний, жовчогінний і сечогінний ефекти. Глина біла (силікат амонію з домішкою силікатів Кальцію і Магнію) має обволікаючі, адсорбуючі (висушуючі) властивості. Застосовується зовнішньо у виді присипок, мазей, паст у дерматології, все­редину - при інтоксикаціях. Використовується як основа при виготовленні пігулок; входить до складу паст, що застосовуються у стоматологічній практиці.

Силікат Магнію (тальк) ЗМgО ^. 4SіО₂ ^. Н₂О як адсорбуюче (висушуюче) застосовується зовнішньо для присипок, входить до складу основ для приготування пігулок і таблеток. Тіосульфат Магнію МgS₂О₃ признача­ється усередину при гіпертонічній хворобі, атеросклерозі, хронічній коро­нарній недостатності, захворюваннях стравоходу і жовчних шляхів. Від­різняється від сульфату Магнію тим, що майже не дає проносного ефекту. Трисилікат Магнію Мg₂Sі₃О₈ ^. Н₂О застосовується при гастритах з підвище­ною кислотністю шлунка, виразковій хворобі шлунка і дванадцятипалої кишки як адсорбуючий, обволікаючий і протикислотний (антацидний) засіб. Трисилікат Магнію не токсичний і добре переноситься хворими. Оксид Магнію (палена магнезія) призначається при виразковій хворобі шлунка і дванадцятипалої кишки, гастритах з підвищеною кислотністю шлунка, отруєннях кислотами. Має антацидні властивості, діє як легке проносне, не викликає явища алкалозу. Оксид Магнію входить до складу цинк-фосфатних цементів, що застосовуються в стоматологічній практиці в якості постійних пломбуючих матеріалів. Протимікробна і в'яжуча дія пероксиду Магнію застосовується при бродінні в шлунку і кишках, диспепсії, метеоризмі, проносах. Карбонат Магнію основний (біла магне­зія) ЗМgСОз ^. Мg(ОН)₂ ^. ЗН₂О має антацидну і слабку проносну дію. Призна­чають при виразковій хворобі шлунка і дванадцятипалої кишки, гастритах з підвищеною кислотністю шлунка і т.д. Біла магнезія входить до складу зубних порошків. Сполуки Магнію широко застосовуються для електро­форезу при лікуванні гіпертонічної хвороби.

Кальцій

Кальцій є одним з найважливіших макроелементів і знаходиться в кожній клітині тіла людини, загальний його вміст в організмі 1,4 % мас. Добова потреба організму в Кальції 0,8-0,9 г. В організм Кальцій надходить в основному з харчовими продуктами (молоко, овочі, злаки). Концентрація іонів Кальцію в організмі регулюється гормонами паращитовидних залоз. Всмоктування Кальцію залежить від багатьох причин, зокрема, основним регулятором засвоєння Кальцію є вітамін D. При не­достачі цього вітаміну всмоктування Кальцію зменшується. Кальцій є головним компонентом кісткової тканини і зубів, куди він входить у вигляді солей СаСО₃ і Са₃(РО₄)₂. Вміст Кальцію в кістках знаходиться в тісній залежності від наявності солей фосфатної кислоти. Від кількісного вмісту Кальцію в скелеті залежить його твердість, ріст і мінералізація кістки. Іони Са²⁺ беруть участь у передачі нервових імпульсів, скороченні м'язів, регулюванні роботи серця, у згортанні крові. Оскільки Кальцій знижує збудливість клітин ЦНС, зниження його вмісту в організмі супро­воджується порушенням нервової системи (тетанія). Іони Кальцію спри­яють виділенню ацетилхоліну (антагоніст Магнію). Кальцій входить до складу деяких ферментних систем (наприклад, лецітинази) і впливає на їхню активність. Іони Кальцію впливають на кислотно-лужну рівновагу, функцію ендокринних залоз (особливо паращитовидних), мають протиза­пальну і десенсибілізуючу дії. Іони Кальцію знаходяться в біологічному антагонізмі з іонами Натрію, Калію і Магнію.

Хлорид Кальцію зменшує проникність судин, виявляє протиалергійну і протизапальну дію. Його застосовують при алергічних захворюваннях (кропивниці), променевій хворобі, ревматизмі, кровотечах, переломах кіс­ток, шкірних захворюваннях, а також при отруєннях солями Магнію, Щавлевою кислотою, солями фтористоводневої кислоти, Плюмбумом, Меркурієм, фосгеном. Карбонат Кальцію (осаджена крейда) СаСО₃ має антацидну і адсорбуючу дії. Його призначають всередину при захво­рюваннях харчового каналу, зовнішньо застосовують у вигляді присипок і Для приготування зубних порошків. Сульфат Кальцію (обжарений гіпс) 2СаSО₄ ^. Н₂О застосовується для гіпсових пов'язок при переломах і в зуболікарській практиці, щоб одержати зліпки порожнини рота. Крім того, він входить до складу сілаура (пакувальна маса), що застосовується для виготовлення форм при відливці дрібних золотих зуболікарських виробів: вкладок, зубів, кламерів, дужок і т.д. Гідроксид Кальцію входить до складу цементів, що використовуються в стоматологічній практиці як пломбуючий матеріал, для лікарських прокладок. Оксид Кальцію є складовою частиною силікатного цементу, який також застосовується в стоматології. Розчинні у воді сполуки Кальцію застосовуються в медицині для електрофорезу. За допомогою радіоактивного нукліда Кальцію ⁴⁵Са можна досліджувати швидкість утворення речовини кістки, а також вплив на цей процес віта­міну О і гормонів паращитовидних залоз. Цей метод дає можливість роз­в'язати багато біологічних проблем, наприклад вивчення процесів всмок­тування і розподілу Кальцію в організмі, відкладення його в кістках і виділення з організму в нормі і при патології. Встановлено, наприклад, що в організмі відбувається безперервний обмін іонів Кальцію.

 

7.4 Біологічна роль інших s-елементів та медичне

застосування їхніх сполук.

Літій входить до складу крові, тканин і органів людини і тварин, його відносять до біогенних елементів. Особливо багато Літію в м'язах. Загальний вміст Літію в організмі людини становить 1 ^. 10^-4 % мас. Літій має різнобіч­ний вплив на фізіологічні процеси, що відбуваються в людському організмі.

При попаданні в організм Літій витісняє Натрій і Калій, у зв'язку з чим кількість виведеного із сечею Натрію збільшується, а концентрація Літію в тканинах зростає. Встановлено, що у фазі скорочення міокарда в його клітинах замість іонів Натрію і Калію накопичуються іони Літію. Іони Літію впливають на транспорт іонів Натрію в нейронах і м'язових клітинах. Є дані про вирівнювання солями Літію порушеного обміну речовин в організмі, зокрема водно-електролітного обміну мозку (вплив Літію на ЦНС). Солі Літію мають антистресову дію: вони активно придушують патологічну емоційну лабільність і збудження, агресивність при психічних захворюваннях, а також зменшують емоційні розлади в жінок у предменструальному періоді.

У медичній практиці із сполук Літію застосовують карбонат Літію як з профілактичною, так і лікувальною метою при психічних захворюваннях з частими нападами.

Рубідій, Цезій, Францій. Ці елементи накопичуються в організмі людини головним чином у серцевому м'язі й еритроцитах. Загальний вміст Рубідію і Цезію відповідно становить 10^-5 і 10^-4 % мас. Біологічна роль Рубідію, Цезію і Францію все ще не з'ясована. Встановлено стимулюючий вплив Цезію на активність гормонів коркового шару наднирок і статевих гормонів. Радіоактивні нукліди Рубідію і Цезію (⁸⁷Rb і ¹³⁷Сs) є добрими замінниками Радію для медичного використання їх при лікуванні раку. Завдяки швидкому розпаду їх можна вводити прямо в організм, не побоюючись тривалих шкідливих впливів. Радіоактивність Францію може бути використана при діагностиці онкологічних захворювань, оскільки він здатний вибірково накопичуватись в пухлинах на ранніх стадіях їхнього розвитку.

Токсична дія

Гідроксиди та гідриди лужних металів викликають опіки шкіри та слизових оболонок.

При отруєннях сполуками Літію спостерігається загальна слабкість, сон­ливість, розлад зору, в більш важких випадках - епілептичні напади, судоми.

Натрій, Калій та їх сполуки можуть викликати шкідливу дію на організм лише при значних концентраціях або постійному надходженні в організм. При хронічній дії у надлишкових кількостях повареної солі (NаСІ) у більшості випадків проявляється гіпертонія. Шкідливим для ор­ганізму є дисбаланс вмісту іонів Натрію та Калію.

Сильну токсичну дію проявляє радіоактивний ізотоп Цезію. Отруєн­ня солями Рубідію викликає гіперактивність, агресивність, підвищенну збудливість, швидку втому, а при отруєннях солями Цезію відмічається порушення серцевої діяльності.

 

Берилій

Біологічна роль Берилію вивчена недостатньо. Він постійно знахо­диться в рослинах, а також у тканинах організмів тварин. Якщо для рослин Берилій відносно нешкідливий і його роль остаточно ще не вивчена, то присутність в організмі тварин сполук Берилію часто буває причиною ряду захворювань (берилієвого рахіту, бериліоза й ін.). Так, підвищений вміст Берилію в організмі пригнічує лужну фосфатазу, що веде до утворення розчинного фосфату Берилію. При виведенні з організму Фосфору виникає берилієвий рахіт. Біологічну несумісність Берилію з фізіологічними про­цесами можна пояснити його хімічними властивостями. Берилій відно­ситься до металів, але він більш електронегативний, ніж Літій, що розта­шований поруч, а розміри радіусів атома й іона Берилію значно менші, ніж у Літію. Це приводить до того, що Берилій не утворює у розчинах простих іонів Ве²⁺, утворені ним хімічні зв'язки ковалентні, і, нарешті, фосфати Берилію - добре розчинні солі.

Сполуки Берилію в медицині майже не застосовуються. Сплави на основі Ніколу, у які входить Берилій (2-4 %), мають високу корозій­ну стійкість, міцність і застосовуються для виготовлення хірургічних ін­струментів, голок для підкожних ін'єкцій, литих металевих зубів та ін. Всі сполуки Берилію отруйні!

Стронцій

Стронцій концентрується головним чином у кістках, частково замі­щаючи Кальцій. Зага-льний його вміст 10^-3 % мас. Він відіграє важливу роль в утворенні і міцності зубної емалі, а також бере участь у процесах кісткотворення. При введенні в організм радіоак-тивного Стронцію вдалося встановити, що він накопичується там, де йде інтенсивний остеогенез. При лейкозах вміст Стронцію в плазмі крові зменшується, а в еритроцитах збільшується. Визначення кількості Стронцію в плазмі й еритроцитах використовується для діагностики і прогнозування захворювань лейкозом. Радіоактивне випромінювання нукліда Стронцію ⁹⁰Sr, утвореного при ядер­них вибухах, викликає променеву хворобу, сар-кому кісток і лейкоз крові. Нагромадження нукліда Стронцію ⁹⁰Sr в атмосфері становить велику небез­пеку для людини, особливо для дітей. Радіоактивні нукліди Стронцію ⁸⁹Sr і ⁹⁰Sr застосовуються в променевій терапії при лікуванні кісткових пухлин.

Барій

Концентрується Барій переважно в очах, наприклад у сітківці ока його близько 1,5 %, однак значення його залишається поки нез'ясованим. За­гальний вміст Барію в організмі становить 10^-5 % мас. При лейкозах вміст Барію в плазмі крові й еритроцитах збільшується. Тому кількісне визна­чення Барію може служити діагностичним тестом і прогнозом при ліку­ванні лейкозів.

В медицині знаходить застосування сульфат Барію ВаSО₄. Оскільки він практично не розчинний у воді, а також у розведеній хлоридній кислоті (що міститься в шлунковому соку), а також сильно поглинає рентгенівські і гамма-промені, його застосовують для рентгенівської діагностики захво­рювань травного каналу. Застосування цієї солі для рентгеноскопії потре­бує особливої обережності, тому що наявність домішок інших розчинних у воді або в кислотах солей Барію може призвести до отруєння ними. Тому перед застосуванням сульфат Барію обробляють хлоридною кислотою, а відфільтровану рідину досліджують на вміст іонів Барію. При отруєнні солями Барію внутрішньо дають розчинні солі сульфатної кислоти (Nа₂SО₄, МgSО₄) для утворення важкорозчинного сульфату Барію. Хімічно чистий сульфат Барію застосовується для лікування виразки шлунка і дванадця­типалої кишки. Гідроксид Барію застосовується як каталізатор, входить до складу цементів і паст, що використовуються в стоматологічній практиці.

Всі розчинні сполуки Барію отруйні!

Радій

Радіоактивний нуклід Радію ²²⁶Rа у вигляді металічних голок засто­совувався раніше в онкології, особливо при лікуванні раку матки. Оскільки він дає дуже жорстке гамма-випромінювання, то опроміненню піддавався практично весь організм хворого. Тому в останній час в медицині прак­тично не використовується. Його замінюють більш дешевими нуклідами інших елементів (¹³⁷СS, ⁶⁰Со та ін.), а саме опромінення здійснюють локаль­но, тобто пучком γ-променів, що виходять через невеликий отвір контей­неру, виготовленого з металічного плюмбуму (так званої "кобальтової гармати"), в якому міститься радіонуклід.

Токсична дія

Іон Ве²⁺ проявляє загальнотоксичну, алергічну, канцерогенну, ембріотоксичну і подразнюючу (для розчинних сполук) дію. При вдиханні спосте­рігається берилоз. Ве²⁺ також змінює імунобіологічний стан та активність ферментів, каталізуючих енергетичні процеси (лужна фосфатаза та ін.), що призводить до дисбалансу деяких мікроелементів та зниження альбуміно-глобулінового коефіцієнту. Про ефект свідчить поява низькомолекулярних білків, ушкодження ДНК і РНК, поява комплексних ендо- та екзогенів.

Сполуки Магнію малотоксичні, оскільки повільно всмоктуються та швидко виділяються, але великі кількості негативно впливають на орга­нізм.

Кальцій - важливий біоелемент, тому його токсична дія можлива при потраплянні в організм дуже великих доз, що супроводжується збіль­шенням вмісту Кальцію в крові, кальцинурією, посиленням кальцифікації і послабленням процесів регенерації. Оксид та гідроксид Кальцію прояв­ляють сильну припікальну дію на шкіру та слизові оболонки.

При надлишку Стронцію в організмі уражуються в першу чергу кістки, печінка, кров. Найбільш характерний прояв токсичної дії Стронцію - уровська хвороба, яка проявляється у підвищеній крихкості та деформації кісток. Стронцій проявляє зоогенний ефект, хлорид Стронцію - місцево-анестезуючу дію.

При гострому отруєнні сполуками Барію уражуються міокард, нер­вова система, судини; при хронічному - кістки, кістковий мозок, печінка. Барій не проникає в цитоплазму, а сорбується клітинною мембраною. Барій має холінолітичний ефект, викликає гіпокаліємію; полісульфідні похідні пригнічують клітинне дихання подібно до ціанідів. Барій витісняє з кісток Кальцій, що призводить до остеопорозу. Барій проявляє слабку мутагенну дію.