Биогенная роль элементов II-А группы. Применение в сельском хозяйстве

Кальций – микроэлемент.

Кальцию принадлежит исключительно важная биогенная роль. Он необходим организмам для скелетообразования, костной ткани, зубов, сердечной и нервной деятельности.

Кальций играет большую роль в процессах фотосинтеза, образования белков, различных органических кислот. В животных организмах его присутствие необходимо для свертывания крови, осаждения казеина (сложного белка) при действии сычужного фермента. Избыток ионов кальция подавляет возбудимость мышечной ткани и нервных волокон, повышает тонус сердечной мышцы, действие нервной системы.

Ион Са²⁺ - антагонист иона Mg²⁺, Ca²⁺ в отличие от Mg²⁺ является внеклеточным катионом. При поступлении избытка солей Mg наблюдается усиленное выделение кальция из костной ткани.

Основная масса Са находится в костной и зубной тканях. Са, вводимый с пищей только на 50% всасывается в кишечнике. Кальций не используется внутри клетки, он выступает в качестве строительного материала в организме, в костях, зубах. Скелет – основное хранилище кальция в организме.
Ионы кальция участвуют в обмене веществ, они поддерживают в норме свертываемость крови.

Магний – необходимая часть молекулы хлорофилла растений, без которого не могут происходить процессы фотосинтеза и развитие растительного мира.

Магниевое микроудобрение – доломит MgCO₃×CaCO₃.

В растениях магний участвует также в превращениях фосфорных соединений, в образовании жиров, в синтезе и распаде углеводов. При недостатке магния в почвах у растений возникают заболевания – хлороз (разрушение хлорофилла, обесцвечивание хлоропласта), у животных мышечные судороги, наблюдается остановка роста конечностей.

MgSO4- успокаивающее, желчегонное средство

MgO- для очищения кишечника

MgCO3- слабительное

Аналитические реакции:

MgCl2+Na2HPO4+NH4OH=MgNH4PO4(осадок)+2NaCl+H2O

Ca⁺+C2O2^2-=CaC2O4(осадок)

Ba²⁺+ CrO4^2-=BaCrO4(осадок)

 

34. К d-элементам относятся 32 элемента периодической системы IV- VII

больших периодов. В III В - группе у атомов появляется первый электрон на d-

орбитали, в последующих В-группах d-подуровень заполняется до 10

электронов.

В периодах с возрастанием заряда ядра увеличение радиуса атомов

происходит довольно медленно. Особенности химических свойств d-элементов

позволяют рассматривать их как единую группу. К этим особенностям

относятся следующие:

1. Все d-элементы отличаются от s-элементов меньшей

восстановительной способностью и большей химической инертностью.

2. Для большинства d-элементов характерно проявление двух и больше

степеней окисления, почти одинаковых по термодинамической стойкости в

обычных условиях, т.е. характерно большое разнообразие окислительно-

восстановительных реакций.

3. Соединения многих d-элементов в высших степенях окисления

проявляют кислотные, а в низших - слабоосновные свойства.

4. Наиболее характерной особенностью d-металлов является способность

образовывать разнообразные комплексные соединения, многие из которых

устойчивы в водных растворах.

С увеличением порядкового номера элемента устойчивость его высшей

степени окисления в периоде уменьшается, а в группе возрастает. Снижение

устойчивости высшей степени окисления в периоде обусловлено эффектом d-6

сжатия.

В побочных подгруппах сверху вниз уменьшаются металлические и

восстановительные свойства элементов.

Амфотерные свойства характерны для

соединений в промежуточных степенях окисления.

 

Ag 4d¹⁰ 5s¹

Cu 3d¹⁰ 4s¹

Карбонат меди(II) имеет зелёную окраску, что является причиной позеленения элементов зданий, памятников и изделий из меди и медных сплавов при взаимодействии оксидной плёнки суглекислым газом воздуха в присутствии воды. Сульфат меди(II) при гидратации даёт синие кристаллы медного купороса CuSO₄∙5H₂O, используется как фунгицид.

Оксид меди (II) используются для получения оксида иттрия бария меди (YBa₂Cu₃O_7-δ), который является основой для получения сверхпроводников.

CuSO4-антисептик,рвотное действие

Cu(NO3)2-содержится в глазных каплях

В сочетании с железом- лечение анемии

AgBr- Применяют для изготовления фотопленок и в качестве катализатора в органическом синтезе.

AgNO₃- Применяют для изготовления зеркал, для производства светочувствительных эмульсий, красителей для хлопчатобумажных тканей, в качестве катализатора, а также в медицине(для обработки слизистых оболочек)

Ag₂O- Применяют в медицине как антисептическое средство.

Свежеосажденный гидроксид меди (II) Cu(OH)₂ растворяется и в концентрированных растворах щелочей, но его кислотный характер выражен слабо:

Cu(OH)₂+2NaOH=Na₂[Cu(OH)₄]

Гидроксид меди (II) Cu(ОН)₂ легко растворяется в водных растворах аммиака, образуя раствор ярко-синего цвета. Этот раствор нередко применяют в органической химии для разного рода качественных реакций, а также иногда для обработки целлюлозы:

Cu(OH)₂+4NH₃=[Cu(NH₃)₄](OH)₂

Для ионов меди (II) Cu²⁺ характерно образование комплексных соединений, например K₂[Cu(CN)₄] — тетрацианокупрат (II) калия:

CuСl₂+4KCN«K₂[Cu(CN)₄]+2KCl

 

Характерной особенностью солей серебра, как и других элементов побочных подгрупп I группы, является способность образовывать комплексные соединения с аммиаком, цианидами щелочных металлов и тиосульфатом натрия:

AgCl+2NH₃+H₂O=[Ag(NH₃)₂]OH+НСl

AgBr+2KCN=K[Ag(CN)₂]+KBr

2Na₂S₂O₃+AgCl=Na₃[Ag(S₂O₃)₂]+NaCl

Все соли серебра легко восстанавливаются до металла. Нитрат серебра и его растворы, попав на кожу, оставляют на ней черные пятна мелкораздробленного серебра; отсюда старинное название AgNO₃— ляпис.

Аналитические реакции:

Ag⁺+CrO4^2-=Ag2CrO4 (кирпично-кр)

Cu²⁺+ K2[Fe(CN)6]=Cu2[Fe(CN)6] (кирп-кр)

 

35. Элементы d–блока – это элементы, у которых происходит достройка d–подуровня предвнешнего уровня. Они образуют В – группы. Электронное строение валентного уровня d–элементов: (n-1)d^1-10, ns^1-2. Они расположены между s– и р–элементами, поэтому получили название «переходные элементы».

Свойства простых веществ d-элементов определяется в первую очередь структурой внешнего слоя, и лишь в меньшей степени зависят от строения предшествующих электронных слоев. Невысокие значения энергии ионизации этих атомов указывают на сравнительно слабую связь внешних электронов с ядром. Это определяет их общие физические и химические свойства, исходя из которых следует отнести простые вещества d-элементов к типичным металлам. Для V, Cr, Mn, Fe, Co энергия ионизации составляет соответственно от 6,74 до 7,87 эв. Именно поэтому переходные элементы в образуемых ими соединениях проявляют только положительную степень окисления и проявляют свойства металлов. Большая часть d-элементов – это тугоплавкие металлы. По химической активности d-элементы весьма разнообразны. Такие как Sc, Mn, Zn наиболее химически активны (как щелочноземельные). По мере увеличения заряда ядра d-элементов слева направо возрастает энергия ионизации, необходимая для отрыва электрона. В пределах одного семейства (декады) устойчивая максимальная степень окисления элементов сначала возрастает, благодаря увеличению числа d-электронов, способных участвовать в образовании химических связей, а затем убывает (вследствие усиления взаимодействия d-электронов с ядром по мере увеличения его заряда). Так максимальная степень окисления Sc, Ti, V, Сr, Mn совпадает с номером группы, в которой они находятся, у последнего не совпадает, для Fe равна 6, для Со, Ni, Сu -3, а для Zn -2 и соответственно меняется устойчивость соединений, отвечающих определенной степени окисления. В степени окисления +2 оксиды TiO и VО – сильные восстановители, неустойчивы, а СuО и ZnO не проявляют восстановительных свойств и устойчивы. Водородных соединений не образуют.

Как изменяются свойства элементов в различных семействах сверху вниз? Размеры атомов сверху вниз от d-элементов 4 периода к d-элементам 5 периода возрастают, энергия ионизации уменьшается и металлические свойства увеличиваются. Когда переходим от 5 к 6 периоду, то размер атомов остается практически без изменений, свойства атомов также близки, например, Zn и Hf по свойствам очень близки и их трудно разделить. То же можно сказать о Мо и W, Те и Re. Элементы 6 периода идут после семейства лантаноидов, за счет этого дополнительное возрастание заряда ядра атома, а это приводит к оттягиванию электронов, более плотной их упаковке – происходит лантаноидное сжатие.

 

Оксид хрома (II) применяется в качестве адсорбента для очистки углеводородов от кислорода.

Оксид хрома (III) служит пигментом лаков и красок, применяется в качестве абразивного материала.

Дихромат калия используется в качестве окислителя в органическом синтезе, протравы при крашении, компонентов состава для спичек, ингибиторов коррозии металлов и сплавов.

Хромкалиевые квасцы KCr(SO₄)₂ применяют для дубления кож.

Хромит FeCr₂O₄ – главная хромовая руда используется в производстве огнеупоров (магнезитохромовые кирпичи), которые химически пассивны и термостойки.

Из хромата свинца РbСrО₄ изготовляют пигменты.

Все соли хромовых кислот сильно ядовиты.

MnO- Применяют в качестве катализатора реакций органической химии.

MnO₂ -Применяют для изготовления стекол, в качестве адсорбента, в качестве катализатора и деполяризатора.

Перманганат калия – соль марганцевой кислоты HMnO₄, существующей только в растворе с максимальной концентрацией около 20%. Цвет ее растворов подобен цвету раствора KMnO₄. Марганцевая кислота принадлежит к числу наиболее сильных кислот. Реакция образования марганцевой кислоты при действии диоксида свинца или висмутата натрия на соли марганца(II) имеет значение в аналитической химии, так как благодаря возникающей интенсивной розовой окраске, можно открыть даже следы марганца.

Аналитические реакции

Mn²⁺+H2O2+2NaOH= H2MnO3 (темно-бурый)

Cr³⁺+3H2O2+10KOH= 2K2CrO4 (желтый осадок)

 

36 Общая характеристика элементов d-блока

Элементы d–блока – это элементы, у которых происходит достройка d–подуровня предвнешнего уровня. Они образуют В – группы. Электронное строение валентного уровня d–элементов: (n-1)d^1-10, ns^1-2. Они расположены между s– и р–элементами, поэтому получили название «переходные элементы», d-элементы образуют 3 семейства в больших периодах и включают по 10 элементов (4-й период семейство Sc²¹ – Zn³⁰, 5-й период – Y³⁹ - Cd⁴⁸, 6-й период - La⁵⁷ – Hg⁸⁰, 7-й период Ас⁸⁹ – Mt¹⁰⁹).

Особенности d-элементов определяются электронным строением их атомов: во внешнем электронном слое содержится, как правило, не более 2 s-электронов, р-подуровень свободный, происходит заполнение d-подуровня предвнешнего уровня. Свойства простых веществ d-элементов определяется в первую очередь структурой внешнего слоя, и лишь в меньшей степени зависят от строения предшествующих электронных слоев.

Как изменяются свойства элементов в различных семействах сверху вниз? Размеры атомов сверху вниз от d-элементов 4 периода к d-элементам 5 периода возрастают, энергия ионизации уменьшается и металлические свойства увеличиваются. Когда переходим от 5 к 6 периоду, то размер атомов остается практически без изменений, свойства атомов также близки, например, Zn и Hf по свойствам очень близки и их трудно разделить. То же можно сказать о Мо и W, Те и Re. Элементы 6 периода идут после семейства лантаноидов, за счет этого дополнительное возрастание заряда ядра атома, а это приводит к оттягиванию электронов, более плотной их упаковке – происходит лантаноидное сжатие.

 

 

Реакции комплексообразования

В организме d-элементы представлены как микроэлементы, существующие или в виде гидратированных, гидролизованных ионов; но чаще в виде бионеорганических комплексов. Они выступают в качестве сильных комплексообразователей, что обусловлено наличием на d-подуровне предвнешнего уровня валентных электронов. Например, в комплексе [CdCl₄]^2-. Но чаще способность образовывать комплексные соединения обусловлена наличием в их атомах свободных орбиталей (одной s-, трех р- и пяти d-орбиталей), проявляя координационное число равное 6, реже 2, 3, 5 и 8 для образования координационной связи с полидентными лигандами с образованием комплексных соединений хелатного типа (биокастеров, металлопорфириновых комплексов, гетеровалентных и гетероядерных соединений)

Химический знак – Fe (феррум). Порядковый номер – 26, электронная
формула 1s2 2s2 2p6 3d6 4s2.

Валентные электроны у атома железа находятся на последнем электронном слое (4s2) и предпоследнем (3d6). В химических реакциях железо может отдавать эти электроны и проявлять степени окисления +2, +3 и, иногда, +6.
Наиболее важные природные соединения:
Fe2O3 (3H2O – бурый железняк; Fe2O3 – красный железняк; Fe3O4(FeO (Fe2O3) – магнитный железняк;
FeS2 - железный колчедан (пирит).
Соединения железа входят в состав живых организмов.
Физические свойства.
Железо – серебристо серый металл, обладает большой ковкостью, пластичностью и сильными магнитными свойствами. Плотность железа – 7,87 г/см3, температура плавления 1539(С.)

 

БИОЛОГИЧЕСКАЯ РОЛЬ ЖЕЛЕЗА

 

Железо относится к тем микроэлементам, биологические функции которых изучены наиболее полно.

 

Значение железа для организма человека, как и в целом для живой природы, трудно переоценить.

Подтверждением этому может быть не только большая распространенность его в природе, но и важная роль

в сложных метаболических процессах, происходящих в живом организме. Биологическая ценность железа
определяется многогранностью его функций, незаменимостью другими металлами в сложных биохимических

процессах, активным участием в клеточном дыхании, обеспечивающем нормальное функционирование

тканей и организма человека.

 

Железо принадлежит к восьмой группе элементов периодической системы Д. И. Менделеева (атомный номер 26, атомный вес 55,847, плотность 7,86 г/см). Ценным его свойством является способность легко окисляться и восстанавливаться, образовывать сложные соединения со значительно отличающимися биохимическими свойствами, непосредственно участвовать вреакциях электронного транспорта.

Гемоглобин, содержащийся в эритроцитах, выполняет важную для организма газотранспортную функцию - переносит экзогенный кислород и эндогенный углекислый газ. Эритроцит по отношению к гемоглобину играет роль буферной системы, способной регулировать общую величину газотранспортной функции.

 

Миоглобин - дыхательный белок сердечной и скелетной мускулатуры. Он состоит из единственной Полипептидной цепочки, содержащей 153 аминокислоты и соединенный с гемпростетической группой. Основной функцией миоглобина является транспортировка кислорода через клетку и регуляция егосодержания в мышце для осуществления сложных биохимических процессов, лежащих в основе клеточного дыхания. Он содержит 0,34% железа. Миоглобин депонирует кислород во время сокращения мышц, а при их поражении он может попадать в кровь и выделяться с мочой.

 

Железосодержащие ферменты и негеминовое железо клетки находится главным образом в митохондриях.
Наиболее изученными и важными для организма ферментами являются цитохромы, каталаза и пероксидаза.

 

Каталаза, как и цитохромоксидаза, состоит из единственной полипептидной цепочки, соединенной с гем - группой. Она является одним из важнейших ферментов, предохраняющих эритроциты от окислительного гемолиза. Каталаза выполняет двойную функцию в зависимости от концентрации перекиси водорода в клетке. При высокой концентрации перекиси водорода фермент катализирует реакцию ее разложения, а при низкой - и в присутствии донора водорода (метанол

 

Пероксидаза содержится преимущественно в лейкоцитах и слизистой тонкого кишечника у человека. Она также
обладает защитной ролью, предохраняя клетки от их разрушения перекисными соединениями.

Миелопероксидаза – железосодержащий геминовый фермент, находящийся, этанол и др.) становится
преобладающей пероксидазная активность каталазы.

 

аналитические реакции ионов Fe²⁺

Гексацианоферрат(III) калия K₃[Fe(CN)₆] с катионом Fe²⁺ образует синий осадок «турнбулевой сини»:

3FeSO₄ + 2K₃[Fe(CN)₆] → Fe₃[Fe(CN)₆]₂↓+ 3K₂SO₄,

3Fe²⁺ + 2Fe(CN)₆^3– → Fe₃[Fe(CN)₆]₂↓.

Осадок не растворяется в кислотах, но разлагается щелочами с образованием Fe(OH)₂. При избытке реактива осадок приобретает зеленый оттенок. Реакции мешают ионы Fe³⁺, которые при большой концентрации дают с реактивом бурое окрашивание раствора, и ионы Мn²⁺ и Bi³⁺, дающие с реактивом слабоокрашенные осадки, растворимые в кислотах. Выполнение реакций. В пробирку поместить 1–2 капли раствора FeSO₄ и прибавить 1 каплю реактива. Полученный осадок разделить на две части, к первой прибавить 1-2 капли 2 М раствора НС1, ко второй– 1-2 капли 2 М раствора щелочи. Условия проведения реакции – с разбавленными растворами в кислой среде, рН = 3.

1.5.2.> Окисление Fe²⁺ до Fe³⁺. Ион Fe²⁺ представляет собой довольно сильный восстановитель и способен окисляться при действии ряда окислителей, например, H₂O₂, KMnO₄, K₂Cr₂O₇ в кислой среде и др.

2Fe²⁺ + 4OH^– + H₂O₂ → 2Fe(OH)₃↓.

При проведении систематического анализа Fe²⁺ следует открыть в предварительных испытаниях, т.к. в процессе разделения групп Fe²⁺ может окислиться до Fe³⁺.

аналитические реакции ионов Fe³⁺

1.5.3. Гексацианоферрат(II) калия K₄[Fe(CN)₆] с катионами Fe³⁺ образует темно-синий осадок «берлинской лазури»:

4Fe³⁺ + 3Fe(CN)₆^4– → Fe₄[Fe(CN)₆]₃↓.

Осадок практически не растворяется в кислотах, но разлагается щелочами с образованием Fe(OH)₃. В избытке реактива осадок заметно растворяется. Выполнение реакции. К 1–2 каплям раствора FeCl₃ прибавить 1 каплю реактива. Полученный осадок разделить на две части. К одной части прибавить 2–3 капли 2 М раствора НС1, к другой –1-2 капли 2 М раствора NaOH, перемешать.

1.5.4. Тиоцианат (роданид) калия KNCS с ионами Fe³⁺ образует комплекс кроваво-красного цвета. В зависимости от концентрации тиоцианата могут образовываться комплексы различного состава:

Fe³⁺ + NCS^– ↔ Fe(NCS)²⁺,

Fe³⁺ + 2NCS^– ↔ Fe(NCS)²⁺,

и т.д. до Fe³⁺ + 6NCS^– ↔ Fe(NCS)₆^3–,

Реакция обратима, поэтому реактив берется в избытке. Определению мешают ионы, образующие с Fe³⁺ устойчивые комплексы, например, фторид-ионы, соли фосфорной, щавелевой и лимонной кислот.

 

37 Общая характеристика элементов р-блока

Элементы у которых происходит достройка р-подуровня внешнего валентного уровня называют р-элементами. Электронное строение валентного уровня ns²p^1-6. Валентными являются электроны s- и р-подуровней.

В периодах слева направо возрастает заряд ядер, влияние которого превалирует над увеличением сил взаимного отталкивания между электронами. Поэтому потенциал ионизации, сродство к электрону, а, следовательно, и акцепторная способность и неметаллические свойства в периодах увеличиваются. Все элементы, лежащие на диагонали Вr – At и выше являются неметаллами и образуют только ковалентные соединения и анионы. Все остальные р-элементы (за исключением индия, талия, полония, висмута которые проявляют металлические свойства) являются амфотерными элементами и образуют как катионы, так и анионы, причем и те, и другие сильно гидролизуется. Большинство р-элементов-неметаллов – биогенные (исключение – благородные газы, теллур и астат). Из р-элементов - металлов – к биогенным относят только алюминий. Различия в свойствах соседних элементов, как внутри; так и по периоду: выражены значительно сильнее, чем у s-элементов. р-Элементы второго периода – азот, кислород, фтор обладают ярко выраженной способностью участвовать в образовании водородных связей. Элементы третьего и последующего периодов эту способность теряют. Их сходство заключается только в строении внешних электронных оболочек и тех валентных состояний, которые возникают за счет неспаренных электронов в невозбужденных атомах. Бор, углерод и особенно азот, сильно отличаются от остальных элементов своих групп (наличие d- и f-подуровней).

Все р-элементы и в особенности р-элементы второго и третьего периодов (С, N, Р, О, S, Si, Cl) образуют многочисленные соединения между собой и с s-, d- и f-элементами. Большинство известных на Земле соединений – это соединения р-элементов. Пять главных (макробиогенных) р-элементов жизни – О, Р, С, N и S – это основной строительный материал, из которого сложены молекулы белков, жиров, углеводов и нуклеиновых кислот. Из низкомолекулярных соединений р-элементов наибольшее значение имеют оксоанионы: СО₃^2-, НСО₃^-, С₂O₄^2-, СНзСОО^-, РО₄^3-, НРO₄^2-, H₂PO₄^-, SO₄^2- и галогенид-ионы. р-Элементы имеют много валентных электронов, обладающих различной энергией. Поэтому в соединениях проявляют различную степень окисления. Например, углерод проявляет различные степени окисления от – 4 до +4. Азот – от -3 до +5, хлор – от -1 до +7.

В процессе реакции р-элемент может отдавать и принимать электроны, выступая соответственно восстановителем или окислителем в зависимости от свойств элемента с которым вступает во взаимодействие. Это порождает широкий ассортимент образуемых ими соединений. Взаимопереход атомов р-элементов различных стпеней окисления, в том числе и за счет метаболических окислительно-восстановительвых процессов (например, окисление спиртовой группы в их альдегидную и далее в карбоксильную и так далее) вызывает богатство их химических превращений.