Биологическая роль р-элементов VA-группы. Применение их соединений в медицине (азот, фосфор)

Азот по содержанию в организме человека (3,1%) от–носится к макроэлементам. Если учитывать только мас–су сухого вещества организма (без воды), то в клетках содержание азота составляет 8—10%. Этот элемент – составная часть аминокислот, белков, витаминов, гормо–нов. Азот образует полярные связи с атомами водорода и углерода в биомолекулах. Во многих бионеорганиче–ских комплексах (металлоферментах) атомы азота по донорно-акцепторному механизму связывают неорга–ническую и органическую части молекулы.

Вместе с кислородом и углеродом азот образует жиз–ненно важные соединения – аминокислоты, содержа–щие одновременно аминогруппу с основными свойст–вами и карбоксильную группу (—СООН) с кислотными свойствами. Аминогруппа выполняет очень важную функцию и в молекулах нуклеиновых кислот. Огромно физиологическое значение азотсодержащих биолиган-дов – порфиринов, например гемоглобина.

В биосфере происходит круговорот азота. Азотный цикл имеет жизненно важное значение для сельского хозяйства.

Необходимо отметить еще одно важное в биологиче–ском плане свойство азота – его растворимость в воде почти такая же, как у кислорода. Присутствие избытка азота в крови может быть причиной развития кессон–ной болезни. При быстром подъеме водолазов проис–ходит резкое падение давления, соответственно пада–ет растворимость азота в крови (закон Генри), и пузырьки элементного азота, выходящие из крови, закупоривают мелкие сосуды, что может привести к параличу и смерти.

По содержанию в организме человека (0,95%) фосфор относится к макроэлементам. Фосфор – элемент-органоген и играет исключительно важную роль в обме–не веществ. В форме фосфата фосфор представ–ляет собой необходимый компонент внутриклеточной АТФ. Он входит в состав белков (0,5—0,6%), нуклеиновых кислот, нуклеотидов и других биологически активных соединений. Фосфор является основой скелета живот–ных и человека (кальций ортофосфат, гидроксилапа-тит), зубов (гидроксилапатит, фторапатит).

Многие реакции биосинтеза осуществляются благода–ря переносу фосфатных групп от высокоэнергетического акцептора к низкоэнергетическому. Фосфатная буфер–ная система является одной из основных буферных сис-тем крови. Живые организмы не могут обходиться без фосфора. Значение фосфора состоит и в том, что сахара и жирные кислоты не могут быть использованы клетками в качестве источников энергии без предвари–тельного фосфорилирования.

Обмен фосфора в организме тесно связан с обменом кальция. Это подтверждается уменьшением количества неорганического фосфора при увеличении содержания кальция в крови (антагонизм).

Суточная потребность человека в фосфоре составляет 1,3 г. Фосфор настолько распространен в пищевых про–дуктах, что случаи его явной недостаточности (фосфат–ный голод) практически неизвестны. Однако далеко не весь фосфор, содержащийся в пищевых продуктах, мо–жет всасываться, поскольку его всасывание зависит от многих факторов: рН, соотношения между содержанием кальция и фосфора в пище, наличия в пище жирных кис–лот, но в первую очередь – от содержания витамина D.

Целый ряд соединений фосфора используют в качест–ве лекарственных препаратов.

Следует отметить, что фосфорорганические соедине–ния, содержащие связь С—Р, являются сильными нер–вно-паралитическими ядами, входят в состав боевых отравляющих веществ

Реакции фосфат-иона

Фосфат-ион Р0₄~ является анионом ортофосфорной кислоты Н₃Р0₄, которая представляет собой кислоту средней силы.

1. Хлорид бария ВаС1₂ выделяет из нейтральных растворов белый аморфный осадок гидрофосфата бария:

Na₂HP0₄ + ВаС1₂ = BaHPOJ -f- 2NaCl, HPOf- -f Ba²+ = BaHP0₄j.

Осадок легко растворим в минеральных кислотах (кроме серной) и в уксусной кислоте.

Если проводить реакцию в слабощелочной среде или с раствором соли Na₃P0₄, выделяется осадок Ва₃(Р0₄)₂:

ЗВа²+ + 2POf- = Ва₃(Р0₄)₂1.

Выполнение реакции. К 4 каплям раствора гидрофосфата натрия добавляют 4 капли раствора хлорида бария. Проверяют растворимость осадка в разбавленных соляной и азотной кислотах.

2. Магнезиальная смесь (водный раствор аммиака,
хлорида аммония и хлорида магния) выделяет даже из
разбавленных растворов белый кристаллический осадок
магний-аммоний-фосфата:

Na₂HP0₄ + MgCl₂ + NH₄OH - MgNH₄P0₄| + 2NaCl + H₂0, HPOJ- + Mg²+ + NH₄OH= MgNH₄P0₄J + H₂0.

Осадок легко растворим даже в очень слабых кислотах. Эта реакция характерна для РО?" и применяется для обнаружения фосфатов в моче.

Выполнение реакции. В пробирку помещают 2 капли раствора гидрофосфата натрия Na₂HP0₄, добавляют 2 капли раствора хлорида аммония NH₄C1, 2 капли раствора аммиака и затем 2 капли раствора хлорида магния MgCl₂. Проверяют растворение полученного осадка в разбавленных соляной и азотной кислотах.

3. Нитрат серебра AgN0₃ дает с фосфат-ионом желтый осадок серебра, легко растворимый в азотной кислоте и в растворе аммиака. Полное осаждение возможно
только в нейтральной или слабощелочной среде:

Na₃P0₄ + 3AgN0₃ = Ag₃P0₄| + 3NaN0₃, POi- + 3Ag+ = Ag₃P0₄|.

Выполнение реакции. К 4 каплям раствора фосфата натрия Na₃P0₄ прибавляют 4 капли раствора нитрата серебра. Раствор с осадком делят на две части. Наблюдают растворение осадка в азотной кислоте и в аммиаке.

4. Молибдат аммония (NH₄)₂Mo0₄, прибавленный в
большом избытке, осаждает из азотнокислого раствора
желтый кристаллический осадок фосфоромолибдат-ам-
мония: v.

Na₂HP0₄ + 12(NH₄)₂Mo0₄ + 23HN0₃ = = (NH₄)₃H₄[P(Mo₂0₇)_e] \ + 21NH₄N0₃ + 2NaN0₃ + 10H₂O.

Осадок легко растворим в щелочах и аммиаке. Кроме того, осадок растворяется в избытке фосфата щелочного металла, поэтому реактив необходимо брать в большом избытке. Ионы SOI", как и другие восстановители, мешают этой реакции. Реакция очень чувствительна и характерна для иона РОГ; применяется для обнаружения фосфатов в моче.

Выполнение реакции. В пробирку помещают 5 капель раствора молибдата аммония (NH₄)₂Mo0₄ и 1 каплю концентрированной азотной кислоты, немного подогревают раствор и добавляют 1 каплю раствора гидрофосфата натрия. Дают пробирке с раствором немного постоять и наблюдают выпадение осадка.

 

39 Элементы группы VIA

Общая характеристика VIA группы (халькогены)

Название халькогены (термин происходит от греческих слов «chalkos»-медь и «genos»- рожденный), то есть «рождающие медные руды», обусловлено тем, что в природе они встречаются чаще всего в форме соединений меди (сульфидов, оксидов, селенидов и т.д.).
Общая электронная конфигурация внешнего энергетического уровня — ns²np⁴.
С возрастанием порядкового номера элементов увеличиваются радиусы атомов, уменьшается электроотрицательность, окислительная способность, ослабевают неметаллические свойства (увеличиваются металлические свойства).
Основные степени окисления: -2, +4, +6. С учетом степеней окисления р-элементов VIA группы водородные соединения их отвечают общей формуле H₂R (H₂O, H₂S, H₂Se, H₂Тe), a кислородные – RO₂ (H₂RO₃) и RO₃ (H₂RO₄).

 

 

Кислоро́д — элемент 16-й группы (по устаревшей классификации — главной подгруппы VI группы), второго периодапериодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 8. Обозначается символом O (лат. Oxygenium). Кислород — химически активный неметалл, является самым лёгким элементом из группы халькогенов.

 

Биологическая роль кислорода

Большинство живых существ (аэробы) дышат кислородом воздуха. Широко используется кислород в медицине. При сердечно-сосудистых заболеваниях, для улучшения обменных процессов, в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода ¹⁵O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.

Озо́н (от др.-греч. ὄζω — пахну) — состоящая из трёхатомных молекул O₃ аллотропнаямодификация кислорода. При нормальных условиях — голубой газ. При сжижении превращается в жидкость цвета индиго. В твёрдом виде представляет собой тёмно-синие, практически чёрные кристаллы.

 

Биологические свойства

Высокая окисляющая способность озона и образование во многих реакциях с его участием свободных радикалов кислорода определяют его высокую токсичность. Воздействие озона на организм может приводить к преждевременной смерти[12].

Наиболее опасное воздействие высоких концентраций озона в воздухе:

· на органы дыхания прямым раздражением Воздействие озона на организм может приводить к преждевременной смерти[12];

· на холестерин в крови человека с образованием нерастворимых форм, приводящим к атеросклерозу;

· на органы размножения у самцов всех видов животных, в том числе и человека (вдыхание этого газа убивает мужские половые клетки и препятствует их образованию). При долгом нахождении в среде с повышенной концентрацией этот газ может стать причиной мужского бесплодия.

Озон в Российской Федерации отнесён к первому, самому высокому классу опасности вредных веществ. Нормативы по озону:

3) максимальная разовая предельно допустимая концентрация (ПДК м.р.) в атмосферном воздухе населённых мест 0,16 мг/м³[13];

4) среднесуточная предельно допустимая концентрация (ПДК с.с.) в атмосферном воздухе населённых мест 0,03 мг/м³[13];

5) предельно допустимая концентрация (ПДК) в воздухе рабочей зоны 0,1 мг/м³.

При этом, порог человеческого обоняния приближённо равен 0,01 мг/м³.[14]

Озон эффективно убивает плесень и бактерии.

 

Применение озона

Основная статья:

Применение озона обусловлено его свойствами:

· сильного окисляющего реагента:

· для стерилизации изделий медицинского назначения

· при получении многих веществ в лабораторной и промышленной практике

· для отбеливания бумаги

· для очистки масел

· сильного дезинфицирующего средства:

· для очистки воды и воздуха от микроорганизмов (озонирование)

· для дезинфекции помещений и одежды

· для озонирования растворов, применяемых в медицине (как для внутривенного, так и для контактного применения).

Одним из существенных достоинств озонирования, по сравнению с хлорированием, является отсутствие[14] токсинов в обработанной воде, тогда как при хлорировании возможно образование существенного количества хлорорганических соединений, многие из которых токсичны, например,диоксина и лучшая, по сравнению с кислородом, растворимость в воде.

По заявлениям озонотерапевтов, здоровье человека значительно улучшается при лечении озоном (наружно, перорально, внутривенно иэкстракорпорально), однако ни одно объективное клиническое исследование не подтвердило сколько-нибудь выраженный терапевтический эффект. Более того, при использовании озона в качестве лекарственного средства (особенно при непосредственном воздействии на кровьпациента) доказанный риск его мутагенного, канцерогенного и токсического воздействия перевешивает любые теоретически возможные положительные эффекты, поэтому практически во всех развитых странах озонотерапия не признаётся лекарственным методом, а её применение в частных клиниках возможно исключительно с информированного согласия пациента[15].

 

Биологическая роль серы

Биологическая роль серы исключительно велика.

Сера является постоянной составной частью растений и содержится в них в виде различных неорганических и органических соединений. Многие растения образуют содержащие серу гликозиды и другие органические соединения серы (напр., аминокислоты - цистеин, цистин, метионин). Известны также бактерии, обладающие способностью вырабатывать серу. Некоторые микроорганизмы, в качестве продуктов жизнедеятельности, образуют специфические соединения серы (так, например, грибки синтезируют серосодержащий антибиотик пенициллин).

В организмах животных и человека сера выполняет незаменимые функции: обеспечивает пространственную организацию молекул белков, необходимую для их функционирования, защищает клетки, ткани и пути биохимического синтеза от окисления, а весь организм - от токсического действия чужеродных веществ.

В организме человека сера непременная составная часть клеток, ферментов, гормонов, в частности инсулина, вырабатываемого поджелудочной железой, и серосодержащих аминокислот. Много серы содержится в нервной и соединительной тканях, а также в костях.

Сера входит в состав серосодержащих аминокислот - цистеина, цистина, незаменимой аминокислоты метионина, биологически активных веществ (гистамина, биотина, липоевой кислоты и др.). В активные центры молекул ряда ферментов входят SH - группы, участвующие во многих ферментативных реакциях, в том числе в создании и стабилизации нативной трехмерной структуры белков, а в некоторых случаях - непосредственно как каталитические центры ферментов.

Сера обеспечивает в клетке такой тонкий и сложный процесс, как передача энергии: переносит электроны, принимая на свободную орбиталь один из неспаренных электронов кислорода. Этим объясняется высокая потребность организма в данном элементе.

Сера участвует в фиксации и транспорте метильных групп. Она является также частью различных коэнзимов, включая коэнзим А.

Очень важна детоксикационная роль серы.

 

Применение соединений серы

Для медицинских целей люди издавна использовали дезинфицирующие свойства серы, которую применяли при лечении кожных болезней, а также бактерицидное действие сернистого газа, образующегося при горении серы.

При приеме внутрь элементарная сера действует как слабительное. Порошок очищенной серы используют в качестве противоглистного средства при энтеробиозе. Соединения серы в виде сульфаниламидных препаратов (бисептол, сульфацил-натрия,сульгин и др.) обладают противомикробной активностью.

Сера и ее неорганические соединения применяются при хронических артропатиях, при заболеваниях сердечной мышцы (кардиосклероз), при многих хронических кожных и гинекологических заболеваниях, при профессиональных отравлениях тяжелыми металлами (ртуть, свинец) - Тиосульфат натрия.

Очищенную и осажденную серу применяют наружно в мазях и присыпках при кожных заболеваниях (себорея, сикоз); при лечении себореи волосистой части головы используют селена дисульфид. Тиосульфат натрия также применяется как наружное средство при лечении больных чесоткой и некоторыми грибковыми заболеваниями кожи.

Сера входит в состав многих других лекарственных фармпрепаратов седативного, нейролептического, противоопухолевого действия (тиопентал, тиопроперазин, тиоридазин и др.).

 

Аналитические реакции сульфат-иона SO₄^2-

 

1.Реакция с катионами бария (фармакопейная).

Ва²⁺ + SO₄^2- —> BaSO₄ (белый мелкокристаллический)

Выпадает белый осадок сульфата бария.

2.Реакция с катионами свинца.

РЬ^2т + SO₄²- -> PbSO₄J. (белый кристаллический)

 

Аналитические реакции тиоиианат - иона (роданид - иона) SCN^-

SCN^- - ион - анион сильной роданистоводородной кислоты HSCN. Тиоцианат - ион в водных растворах бесцветен, не гидролизуется, обладает окислительно - восстановительными свойствами, с солями различных металлов образует устойчивые тиоцианатные комплексы, например, [Co(NCS)₄]^2-, [Fe (NCS)]^3- и т.д.

Тиоцианаты щелочных и большинства других металлов хорошо растворяются в воде, за исключением тиоцианатов меди (II) Cu(SCN)₂, меди (I) CuSCN, серебра (I) AgSCN, ртути (II) Hg(SCN)₂, свинца (II) Pb(SCN)₂, таллия (I) T1SCN, которые мало растворимы в воде.

1. Реакция с нитратом серебра.

SCN- + Ag⁺ = AgSCN (белый творожистый)

Проба на растворимость. Осадок AgSCN нерастворим в минеральных кислотах и в растворе карбоната аммония. Растворяется в водном аммиаке, в растворах тиосульфата натрия, цианида калия, при избытке тиоцианат - ионов с образованием соответствующих растворимых комплексов серебра:

AgSCN + 2 NH₃ — [Ag(NH₃)₂]⁺ + SCN^-

AgSCN +nS₂O₃²-= [Ag(S₂O₃)_n]^1-2n + SCN^- (n= 2 и 3)

AgSCN +2 CN- = [Ag(CN)₂]- + SCN'

AgSCN + (n-1) SCN- -> [Ag(SCN)_n]'-ⁿ (n=3 и 4)

2.Реакция с солями кобальта (II).

4 NCS' + Со²⁺ <-> [Co(NCS)₄]²-

тетратиоцианатокобальтат (II) - ион (синий)

 

3.Реакция с солями железа (III).

Тиоцианат- ионы образуют с катионами железа (III)в кислой (для подавления гидролиза железа (III)) среде тиоцианатные комплексы железа (III) красного цвета состава [FefNCS)_n(H₂O)₆._n]³--, где п=1,2.,.,6.

4.Реакция с иодат - ионами. -

В кислой среде тиоцианат - ионы окисляются иодат - ионами с выделением свободного йода:

5SCN- + 6 Юз' + Н⁺ + 2 Н₂О -> 5 SO₄²' + 5 HCN + ЗЬ

Методика. Фильтровальную бумагу смачивают свежеприготовленным раствором крахмала и высушивают. Получают крахмдльную бумагу. На нее наносят кашпо разбавленного раствора НС1, каплю раствора KNCS и каплю раствора иодата калия, КЮз. Бумага окрашивается в синий цвет вследствие образования синего молекулярного комплекса крахмала с йодом, выделяющимся в процессе реакции.

5.Другие реакции тиоцианат - ионов.

С нитратом ртути (II) Hg(NO₃)₂ они образуют белый осадок тиоцианата ртути (II) Hg(SCN)₂, растворимый при избытке SCN- - ионов; с катионами Си-' - растворимые комплексы изумрудно - зеленого цвета или (при избытке катионов Си²⁺)черный осадок тиоцианата меди (II) Cu(SCN)₂, который при нагревании превращается в белый тиоцианат меди (I) СиЗСЫ.Тиоцианат — ионы разлагаются растворами H2SO4,1INO₃ и сильных окислителей, вступают в многочисленные реакции комплексообразоваиия, осаждения и т.д.

 

Химия биогенных элементов p-блока. Общая характеристика элементов VIIA группы. Электронные структуры атомов элементов. Галогены. Галогеноводородные кислоты, галогениды. Биологическая роль соединений фтора, хлора, брома, йода. Аналитические реакции на ионы Сl—, Br—, I—.

К p-блоку относят 30 элементов IIIA-VIIIA- групп периодической системы.

Общая формула строения внешних электронных оболочек атомов элементов р-блока: ns^2np^a, где а=1-6)

В периодах слева направо радиус атомов уменьшается, энергия ионизации сродства к электрону увеличивается, металлические свойства ослабляются.

В группах радиус атомов увеличивается, энергия ионизации сродства к электрону уменьшается, неметаллические свойства ослабляются.

Большинство известных на Земле соединений, это соединения р-элементов, т. К. они образуют многочисленные соединения с собой и с s-, f-, d- элементами.

Элементы фтор F, хлор Cl, бром Br, иод I, астат At, входящие в VII-группу, называются галогенами(«солепорождающие»). На валентных орбиталях атомов галогенов находится по семь электронов – два на s- и пять на р-орбиталях. Электронная формула валентной оболочки ns^2ns^5, где n-номер периода. До завершения оболочки благородных газов недостает одного электрона, поэтому галогены обладают большим сродством к электрону и являются сильными окислителями. Атомы галогенов, присоединяя электрон, образуют однозарядные галогенид-ионы, с электронной структурой соответствующего благородного газа ns^2np^6. Такая склонность к присоединению электронов характеризует галогены как типичные неметаллы.

С повышением заряда ядра в группе от F к At увеличиваются радиусы атомов, уменьшаются энергия ионизации и сродства к электрону, электроотрицательность и стандартный потенциал восстановления элементных веществ.

Элементные галогены -вещества общей формулы Г2, т. е. состоят из двухатомных молекул. Связь Г-Г образуется за счет одной сигма-связывающей молекулярной орбитали, полученной при перекрывании атомных np-орбиталей. Галогены плохо растворяются в воде, но хорошо в органических растворителях: этаноле, бензоле, диэтиловом эфире.

Соединения галогенов с водородом НХ, где X — любой га­логен, называются галогеноводородами. Вследствие высокой электроотрицательности галогенов связующая электронная пара смещена в их сторону, поэтому молекулы этих соединений полярны.

Галогеноводороды — бесцветные газы, с резким запахом, легко растворимы в воде. При 0°С в 1 объеме воды растворяете 500 объемов НС1, 600 объемов HBr и 450 объемов HI. Фтороводород смешивается с водой в любых соотношениях. Высокая раство­римость этих соединений в воде позволяет получать концентрированные растворы. При растворении в воде галогеноводороды диссоциируют по типу кислот. HF относится к слабо диссоциированным соединениям, что объясняется особой прочностью связи в куле. Остальные же растворы галогеноводородов относятся к числу сильных кислот. HF — фтороводородная (плавиковая) кислота НС1 — хлороводородная (соляная) кислота HBr — бромоводородная кислота HI — иодоводородная кислота

Сила кислот в ряду HF — НСl — HBr — HI возрастает, что объясняется уменьшением в том же направлении энергии связи и увеличением межъядерного расстояния. HI — самая сильная кислота из ряда галогеноводородных кислот. Поляризуемость растет вследствие того, что вода поляризуетбольше ту связь, чья длина больше. I Соли галогеноводородных кислот носят соответственно следующие названия: фториды, хлориды, бромиды, иодиды.