ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?

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), Lі62 (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.

Натрійміститься 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 Nа24) призначається як проносне, а також при отруєннях ліками, отрутами (наприклад, розчинними солями Барію і Плюмбуму, з якими Na24 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.

Калійвходить 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 Мg23О8 . 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 (Nа24, 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.

 

 





Последнее изменение этой страницы: 2016-04-19; Нарушение авторского права страницы

infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 34.200.252.156 (0.02 с.)