Роль та застосування в медицині.

8.1 Органогени. Будова атомів р -елементів та хімічні властивості.

8.2 Властивості та біологічна роль органогенних елементів.

8.3 Інші біологічно важливі р-елементи (Селен. Іод, Бром, Флуор,

Бор, Силіцій, Алюміній. Станум, Плюмбум, Арсен).

 

Самостійна робота: Біологічна роль карбону та його неорганічних

Сполук.

8.1 Органогени. Будова атомів р -елементів та хімічні

властивості.

 

До сімейства p-елементів входять елементи, в атомах яких заповню­ється р-підрівень зовнішнього енергетичного рівня. Це елементи

ІІІА (В - бор, Аl- алюміній, Gа- галій, Іn- індій, Тl- талій),

ІVА (С- карбон, Sі- силіцій, Gе- германій, Sn- станум, Рb- плюмбум),

VА (N- нітроген, Р- фосфор, Аs- арсен, Sb- стибій, Ві- бісмут),

VІА (О- оксиген, S- сульфур, Sе- селен, Тe- телур, Ро- полоній),

VІІА (F- флуор, Сl- хлор, Вr- бром, І- іод, Аt- астат)

і VIIIА (Не- гелій, Nе- неон, Аr- аргон, Кr- криптон, Хе- ксенон, Rn- радон) груп.

У VIIIА групі буде розглянутий s-елемент гелій (Не). Для р-елементів характерне заповнення електронами p-підрівня зовнішнього енергетичного рівня. Атоми цих елементів на зовнішньому рівні мають від трьох до восьми валентних електронів (два s- електронa і від одного до шести р-електронів). Слід зазначити, що тільки частина елементів р-сімейства є металами. Так, вже в ІІІА групі з'являються розходження у властивостях елементів. Атоми елементів цієї групи на зовнішньому енергетичному рівні мають по три електрони і повинні виявляти металічні властивості. Металічні властивості даних елементів зростають в порядку зростання їх атомних радіусів В → Аl → Gа → In → Tl, тобто бор прийнято відносити до неметалів, а алюміній і всі наступні - до металів. Радіус атома Алюмінію (0,143 нм) майже в півтора раза більший, ніж у Бору (0,089 нм). Крім того, в результаті великої кількості електронів у атома Алюмінію з'являється сильний ефект екранування. Це приводить до ослаблення зв'язку зовнішніх електронів з ядром і до зменшення потенціалу іонізації атома. Тому металічні власти­вості Алюмінію проявляють-ся значно сильніше, ніж Бору. Така особливість має місце в кожній групі - від ІІІА до VIIА. Кожна з цих груп починається типовими неметалами, а закінчується металами.

Р-елементи, розташовані у верхньому правому куту таблиці Д.І. Менделєєва, утворюють аніони. Вони мають змінний ступінь окислення і здібні до утворення різних кислот, причому, сила кислот зростає із збільшенням ступеня окислення елементів. Більшість р-елементів утворюють кисневі кислоти (Н₂SО₄, Н₃ВO₃ і ін.), тільки елементи VI і VII груп можуть утворювати безкисневі кислоти (Н₂S, НF, НС1, НВг і ін.).

По окислювально-відновних властивостях аніони ділять на аніони-окислювачі, в яких елемент має вищий ступінь окислення (NO^3-), аніони відновники з нижчим ступенем окислення (С1^-, Вг^-, S^2-) та нейтральні аніони, що не проявляють окислювально-відновних властивостей (CО₃^2-, РО₄^3-, SО₄^2-).

Сірчана кислота в концентрірованном вигляді може проявляти властивості окислюва-ча. Окислювально-відновні властивості деяких аніонів (NО^2-, SО₃^2-) залежать від умов проведення реакцій і можуть змінюватися.

З р-елементів - катіонів найбільше значення мають катіони Аl, Sn,Pb, Аs, Sb, Вi.

Гідроксиди цих елементів амфотерни (окрім Вi(ОН)₃). Р-елементи (окрім А1) утворюють катіони з різними ступенями окислення (від +2 до +5). Їх солі з сильними кислотами добре растворіми у воді (окрім сульфату і хлориду свинцю), володіють високою здібністю до реакції гідролізу по катіону. Катіони р-елементів схильні до утворення комплексних сполук унаслідок наявності вільних р-орбіталей. Комплексні сполуки вони утворюють як з неорганічними (хлорід-, бромід-, йодід-іони), так і з органічними лігандамі (алюмінон, дітізон).

У вищих ступенях окислення вони вступають в комплексообразованіє з негативно зарядженими іонами кисню, сірі, галогенідів, утворюючи комплексні аніони типа АsO₄^3- [SbСl₆]. На утворенні комплексів засновані реакції виявлення А1³⁺, Вi³⁺, Рb²⁺ і інших іонів.

Через амфотерності гідроксиди р-елементів переходять в аніони кислот в лужному середовищі, в кислому ж середовищі вони існують у вигляді катіонів.

Як ті, що володіють змінною валентністю р-елементи легко вступають в реакції окислення-відновлення.

З біологічної точки зору для цієї групи елементів характерно те, що з тридцяти р-елементів п'ять (С, О, N, Р, S) відносяться до органогенів, що відіграють, як відомо, дуже важливу роль у живих організмах.

 

8.2 Властивості та біологічна роль органогенних елементів.

 

До VА групи елементів періодичної системи Д.І.Менделєєва належать Нітроген N, Фосфор Р, Арсен Аs, Стибій Sb та Бісмут Ві. Атоми елементів VА групи мають п'ять валентних електронів: два електрони знаходяться на s-підрівні і три на p-підрівні зовнішнього енергетичного рівня (s²p³). У сполуках з Гідрогеном і металами найбільш характерний ступінь окиснення для них -3. В оксигенвмісних сполуках усі елементи виявляють позитивні ступені окиснення.

Від Нітрогену до Вісмуту слабшають неметалічні властивості. Нітро­ген та Фосфор типові неметали, Арсен та Стибій - амфотерні, а у Бісмута переважають металічні властивості і його розглядають як метал.

Методи добування

Азот (двоатомна молекула Нітрогену) у промисловості добувають розділенням зрідженого повітря, а у лабораторії розкладом нітриту амонію:

NH₄NO₂ = N₂↑ + 2Н₂О.

Фосфор добувають відновленням фосфориту карбоном у присутності піску в електропечах:

Са₃(РО₄)₂ + 5С + 3SіО₂ = ЗСаSiO₃ + 5СО↑ + 2Р.

Арсен, Стибій та Вісмут добувають відновленням карбоном їх оксидів:

Аs₂О₃ + ЗС = 2Аs + ЗСО↑.

Фізичні властивості

Азот (N₂) - безбарвний газ без кольору та запаху. Фосфор утворює три алотропні видозміни: білий фосфор (складається з молекул Р₄) при дії світла полімеризується з утворенням червоного фосфору; червоний фосфор (полімерної будови) при нагріванні і атмосферному тиску переходить у білий фосфор. При нагріванні і підвищеному тиску червоний фосфор перетворюється на чорний (полімер просторової будови). Арсен існує у вигляді двох алотропних видозмін: сірий твердий "кристалічний" та "аморфний". Стибій - сірий крихкий метал. Вісмут - легкоплавкий метал.

 

 

Нітроген

У природі основна частина нітрогену знаходиться у вільному стані (N ₂). З неорганічних сполук є тільки натрієва селітра (нітрат натрію NaNO₃) на узбережжі Тихого Океану в Чилі. У складі складних органічних сполук (білків, нуклеїнових кислот і ін.) нітроген присутній у всіх організмах.

Одним з найважливіших сполук азоту є аміак - NH₃. Він відрізняється великою реакційною активністю.

 

NH₃ + HCl = NH₄Cl - хлорид амонія (нашатир)

 

Медико-біологічне значення нітрогену і його сполук

Нітроген є складовою частиною білків, вітамінів, гормонів. Нітрогенові основи входять до складу ДНК і РНК; біологічно активні речовини, що містять нітроген грають важливу роль в обміні речовин. Неорганічні і органічні нітрати і нітрит застосовуються в медичній практиці (нітрогліцерин, аміднітріт, нітрат натрію та ін.)

У медицині застосовують рідкий нітроген (кріотерапія) в дерматологічній практиці. Оксид нітрогену (II) в суміші з киснем використовують для наркозу. Нітрит володіє спазмолітичним і коронарнорозширюєчією дією. Проте деякі сполуки нітрогену є отруйними для живих організмів.

Отруйна дія оксидів нітрогену та солей нітрогенової кислоти пов'язана з тим, що гемоглобін переходить в метгемоглобін, що містить тривалентне залізо. А оскільки тривалентне залізо не володіє здатністю переносити кисень легенів до тканин те наступає кисневе голодування тканин. Тому перша допомога полягає у вдиханні чистого кисню (необхідно підвищити парціальний тиск кисню). Забезпечення повного спокою тому хто постраждав і прийому всередину великої кількості молока.

При отруєнні парами аміаку спостерігається поразка слизистої оболонки очей і дихальних шляхів (задишка і далі запалення легенів). Це пояснюється тим, що аміак розчиняється у волозі легенів. Засоби першої допомоги: свіже повітря, рясне промивання очей водою, вдихання водяної пари (з додаванням оцту) або пари розпорошеного фізіологічного розчину. Внутрішньовенно - ізотонічний розчин NаCl.

При шлункових отруєннях аміаком для нейтралізації необхідно пити дуже слабкий розчин оцтової кислоти або лимонний сік, промити шлунок, а потім дати рослинне масло, молоко або яєчний білок.

Фосфор і його сполуки.

Фосфор - це неметал сімейства р-елементів, найближчий аналог нітрогену. Заряд атома рівний +15 (відповідно, порядковий номер в періодичній таблиці - 15). П'ятнадцять електронів розміщуються на трьох енергетичних рівнях; електронна формула атома фосфору -1s²2s²2р⁶3s²3р³.

У своїх сполуках фосфор проявляє валентності, рівні III і V; ступені окислення (найбільш характерні): -3, 0, +3, +5. Відносна електронегативність фосфору значно нижча, ніж у галогенів, оксигену, нітрогену. Тому неметалічні властивості виражені слабкіше і відновна активність переважає над окислювальною.

Фосфін РН₃

Воднева сполука - РН₃, гідрид фосфору, або фосфін (аналог аміаку NН₃). Це безбарвний газ з часниковим запахом, малорозчинний у воді, добре розчинюється в органічних розчинниках. Фосфін - дуже отруйна речовина; він використовувався як одна з перших бойових отруйних речовин.

На відміну від аміаку, при безпосередньому з'єднанні простих речовин фосфору і водню фосфін не утворюється ні за яких умов. Його отримують непрямим шляхом:

дією соляної кислоти на фосфіди металів,
Приклад:

Са₃Р₂ + 6НС1 = 2РН₃↑ + ЗСаС1₂

Фосфін в невеликих кількостях утворюється в природі при гнитті багатих фосфором органічних сполук. Одночасно з фосфіном утворюється ще одне гідрогенова сполука фосфору - діфосфін Р₂Н₄. Пари діфосфіна займаються і підпалюють газоподібний фосфін.

Цим пояснюється поява так званих «блукаючих вогнів» в таких місцях як кладовища, болота.

Медико-біологічне значення фосфору

Фосфор входить до складу всіх живих організмів. У тілі людини фосфору припадає на частку приблизно 1,16 % ваги; з них дві третини містяться в кістковій тканині, а решта частини розподіляється в м'язовій, нервовій і мозковій тканинах.

Фосфор у вигляді фосфат іона виявлений в крові; ефіри фосфорної кислоти містяться у фосфоліпідах; гидроксиапатіт міститься в тканинах кісток і зубів.

Фосфорна кислота входить до складу нуклеїнових кислот ДНК і РНК, що беруть участь в процесах передачі спадковості і функціонування кліток, а також є складовою частиною багатьох коферментів.

Сполука АТФ (аденозинтрифосфат) забезпечує енергією більшість ендоергичних процесів, що протікають в живих організмах.

Фосфати виконують важливу функцію в підтримці рН крові. У медицині застосовують АТФ - Nа, гліцерофосфат кальцію і ін.

Фосфати металів - одні з найбільш безпечних для людини з'єднань. Вони необхідні для живлення, додаються в тонізуючі і лікарські препарати, зубні пасти.

 

Головну підгрупу VI групи утворюють елементи оксиген (О), сульфур (S), селен (Se), теллур (Те) і полоній (Ро), що мають групову назву «халькогени», що в перекладі означає «рудоформувачі».

Будова зовнішнього електронного шару атомів цієї підгрупи ns²np⁴. Однакова структура валентного рівня обумовлює схожість халькогенов: всі вони відносяться до сімейства р-елементів, є неметалами (окрім полонія). Маючи на зовнішньому шарі по 6 електронів, атоми даних елементів приєднують ті, що не дістають до октету 2 електрони, і в сполуках проявляють нижчий ступінь окислення, рівний, - 2.

Сульфур, селен, теллур і полоній утворюють також стійкі сполуки, в яких вони проявляють позитивні ступені окислення.

Оксиген по електронегативності поступається флуору, тому в єдиному з'єднанні Оf2 його ступінь окислення позитивний (+2). У переважній більшості сполук оксисен має постійний ступінь окислення, рівний -2.

Наявність двох неспарених електронів обумовлює типову для всіх халькогенів валентність, рівну II.

У атомів всіх халькогенов (окрім кисню) у збудженому стані може збільшуватися число неспарених електронів за рахунок переходу електронів з nр- і

ns-підрівнів на вільний nd-підрівень. При цьому можливі наступні валентні стани атомів:

B = IV B = VI

Сульфур, селен і теллур в сполуках з оксисеном проявляють ступені окислення +4 і +6. Ці елементи утворюють оксиди типа ЕО₂ і ЕО₃, які мають кислотний характер. Відповідні гідроксиди є кислотами.

Оксиген і його сполуки.

Оксиген - найпоширеніший на Землі елемент. Атоми оксигену складають приблизно половину всієї маси земної кори. У вигляді простої речовини О₂ цей елемент входить до складу атмосферного повітря, де його об'ємний зміст рівний ≈21%. У зв'язаному вигляді він є складовою частиною води, різних мінералів і гірських порід, багатьох органічних речовин.

Елемент оксиген складає 50-85% маси тканин рослин і тварин. У вільному стані кисень існує у вигляді двох алотропних модифікацій: О₂ - оксиген і О₃ -озон.

Оксиген О₂ за звичайних умов - газ без кольору і запаху; Ткип = -183°С; небагато важче за повітря, щільність 1,43. У воді малорозчинний: у 1 л її при н.у. розчиняється =0,07 г О₂. Рідкий оксиген - рухома, злегка голубувата рідина.

Озон О₃ за звичайних умов - газ синього кольору, з різким запахом; Ткип = -112 °С. Розчинність у воді вища, ніж у кисню. Рідкий озон – речовина темно-синього, майже чорного кольору. Вибухонебезпечний у всіх агрегатних станах, оскільки мимоволі розкладається з виділенням великої кількості енергії:

У природі озон існує у верхніх шарах атмосфери, утворюючи дуже тонкий так званий «озоновий шар», який захищає Землю і її мешканців від згубного ультрафіолетового випромінювання Сонця.

Оксиген - одна з самих хімічно активних речовин. Це обумовлено його високою окислювальною здатністю (О₂⁰ + 4ё → 2О^-2).

У оксигені згорають практично всі органічні речовини. Продуктами повного окислення є, головним чином, вуглекислий газ і вода. Наприклад, горіння етилового спирту на повітрі виражається рівнянням:

С₂Н₅ОН + 3О₂ → 2СО₂ ↑+ ЗН₂О

 

Ще сильнішим окислювачем є озон О₃, оскільки він утворює при розкладанні атомарний кисень. Озон може безпосередньо взаємодіяти навіть з галогенами, окисляючи їх до висщих оксидів. Якісно і кількісно озон визначають за допомогою наступної реакції:

 

О₃ + 2КI + H₂O = I₂↓ +2KOH + O₂ ↑