Биологическая роль iib группы.

Цинк – важнейший микроэлемент. Ионы цинка входят в состав 40 ферментов, находящихся в организме человека, например: карбоангидраза (биопластер) содержится в эритроцитах. Ее функция – утилизация углекислого газа.

Карбоксипептидаза (КОП) участвует в реакциях гидролиза пептидных связей в поджелудочной железе; в переваривании белков.

Ионы цинка входят в состав инсулина, участвуют в углеводном обмене. Из пищевых продуктов цинк содержат молоко, яйца, мясо, печень.

Ртуть в жидком состоянии не представляет угрозы здоровью человека, но ее пары оказывают сильное токсическое действие. Попадая в организм через легкие, пары ртути взаимодействуют с белками, нарушая их функции. Кадмий также очень токсичен.

В медицине используются 0,25% раствор сульфата цинка – глазные капли, оксид ртути – мазь, используемая при кожных заболеваниях.

№ 66. Общая характеристика р-элементов. Строение электронной структуры для р-элементов. Характер изменения свойств р-элементов по периодам и подгруппам. Наиболее характерные степени окисления. Правило ”четности”. Органогенные р-элементы. Макроэлементы.

Р-элементы находятся в каждом периоде, за исключением 1 и 7. У р-элементов валентными являются s- и p-электроны (ns², np^a, где a = 1 - 6), число их равно номеру группы. В периодах слева направо атомный радиус уменьшается, энергия ионизации возрастает. Это приводит к нарастанию окислительных свойств р-элементов. В главных подгруппах сверху вниз с ростом атомного радиуса энергия ионизации уменьшается, возрастают восстановительные свойства.

Р-элементы проявляют в основном положительную степень окисления, чаще равную номеру группы. В характере значений степеней окисления р-элементов проявляется «правило чётности» - элементы нечётных групп проявляют нечётные степени окисления, а элементы чётных групп проявляют чётные степени окисления.

Для р-элементов начиная с IVА группы появляются отрицательные степени окисления, они определяются как разность 8 – № группы = низшая степень окисления. Элементы в низшей (отрицательной) степени окисления могут быть только восстановителями. Элементы в высшей (положительной) степени окисления будут только окислителями, элементы в промежуточной степени окисления могут быть и окислителями и восстановителями.

При переходе вниз по группе устойчивость максимальной положительной степени окисления у р-элементов уменьшается, а возрастает устойчивость низших степеней окисления. Например: для IVА группы электронная формула имеет вид ns²np², 4 валентных электрона наиболее устойчивые положительные степени окисления: С⁺⁴, Si⁺⁴, Ge^{+4 +2}, Sn^{+2 +4}, Pb⁺². Элементы в низших степенях окисления в основном ядовиты.

N, C, O, P, S – органогенные элементы.

F, Br, J – микроэлементы.

Cl – макроэлемент.

№ 67. Свойства р-элементов IIIА группы. Изменение активности элементов в подгруппе. Степени окисления. Бор и борные кислоты. Особенности борной кислоты. Амфотерный характер алюминия, его оксида и гидроксида. Биологическая роль Al⁺³. Соединения алюминия, применяемые в медицине.

Степень окисления в возбужденном состоянии: B⁺³ (бор) проявляет кислотные свойства, Al⁺³ – амфотерные, Ga⁺³ (галлий) и In⁺³ (индий) – преобладают основные свойства, Tl⁺¹ – проявляет основные свойства. Таким образом, в группе сверху вниз усиливаются металлические свойства. Валентные электроны – ns²np¹, характерна sp²-гибридизация (кроме таллия), форма возбужденного иона плоский треугольник.

• Соединения бора:

4В + 3О₂ =2В₂О₃ – оксид бора.

В₂О₃ + Н₂О = 2НВО₂ – метаборная кислота.

В₂О₃ + 3Н₂О = 2Н₃ВО₃

4Н₃ВО₃ + 2NaOH = Na₂B₄O₇ + 7Н₂О

Бор – микроэлемент, биологическое значение которого в организме точно не установлено. Избыток бора вреден, так как вызывает неукротимый понос, связанный с развитием энтерита. Н₃ВО₃ - ортоборная кислота – белый кристаллический порошок, плохо растворимый в холодной воде (растворяется при температуре воды более 60⁰С). Используется в медицине, как антисептическое средство в виде 1 ÷ 2% растворов борной кислоты, в качестве глазных капель, растворов для промывания слизистых, детской присыпки. При нейтрализации её щелочью получают буру.

Na₂B₄O₇ – тетраборат натрия – бура – сильный антисептик, так как при взаимодействии с водой дает ортоборную кислоту.

• Алюминий – макроэлемент, проявляющий степень окисления +3, оксид и гидроксид его амфотерны.

2Al + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂

2Al + 6NaOH + 6Н₂О = 2Na₃[Al(OH)₆] + 3H₂

Al₂O₃ + 6HCl = 2AlCl₃ + 3H₂O

Al₂O₃ + 2NaOH_тв = 2NaAlO₂ + H₂O

Аl⁺³ входит в состав ферментов. Его фармакологическое действие основано на взаимодействии с белками, с образованием гелеобразных внутрикомплексных соединений, приводящих к гибели микробных клеток и снижению воспаления.

Al(CH₃COO)₃ – ацетат алюминия, 8% жидкость Бурова оказывает вяжущее и противовоспалительное действие.

KАl(SO₄)₂ · 12H₂O – алюминиевые квасцы применяют наружно для промывания ран, примочек.

Белая глина – каолин (Al₂O₃, SiO₂) применяют в качестве присыпок, мазей, паст. Обладает обволакивающим и адсорбирующим свойствами.

№68. Свойства р-элементов IVА группы. Электронные формулы и степени окисления. Биологическая роль углерода и кремния. Германий, олово – микроэлементы. Токсическое действие на организм свинца и его соединений.

Валентные электроны ns²np², ст.ок. +2, в возбужденном состоянии ns¹np³, ст. ок. +4.

С увеличением порядкового номера. Радиус увеличивается, уменьшается энергия ионизации и ЭО, неметаллические свойства ослабевают.

Био. роль: большая концентрация СО₂ вызывает сильный ацидоз - снижение рН крови, бурную одышку и паралич дыхательного центра. В качестве антацидных средств при повышенной кислотности желудочного сока; Si⁺² влияет на формирование соединительной ткани, межклеточного матрикса, входит в состав кожи, волос. Силикоз- поражении легких при попадание в них соединения кремния.

Германий усиливает процессы кроветворения в костном мозге. Олово фторида как средство против кариеса зубов свинца основано на превращении гидросилапатита в Sn₂PO₄(OH) или Sn₃(PO₄)F₃ .

Химизм токсического действия весьма сложен. Ионы свинца являются сильными комплексообразователями. Они образуют прочные комплексы с биолигандами. Ионы свинца способны взаимодействовать и блокировать сульфгидрильные группы SH белков, в молекулах ферментов, участвующих в синтезе порфиринов, регулирующих синтез гемма и других биомолекул. Применение как наружное вяжущие антисептическое средства.

№69. Свойства р-элементов VА группы. Азот, свойства соединений азота в отрицательных степенях окисления: нитриды, гидразин, гидроксиламин, кислородные соединения и соответствующие им кислоты, соли. Токсическое действие нитратов, нитритов, оксидов азота. Фосфор, кислородные соединения, соответствующие им кислоты. Состав и биологическая роль АТФ и АДФ. Кислородные соединения мышьяка, кислоты, и соли мышьяка. Биологическая роль As⁺⁵. Токсическое действие As⁺⁵. Реакция Марша.

Валентная оболочка ns²np³.

Устойчивость высших координационных чисел растет, неметаллические свойства ослабевают в ряду.

Для азота координационное число 4 (sp³), фофора- 4 (sp³) и 5 (sp³d) и 6 (sp³d²).

• Фосфор. Возможные степени окисления: +5, +3, -3.

Фосфор существует в нескольких аллотропных модификациях. Наиболее распространенные: красный и белый (токсичен) фосфор.

Фосфор – органогенный макроэлемент. В организме находится в виде фосфат ионов, входящих в состав АТФ и АДФ нуклеиновых кислот, белков, фосфолипидов. Фосфат кальция находится в костях и зубах.

Обмен фосфора в организме связан с обменом кальция, так как они являются антагонистами.

Соединения фосфора.

РН₃ – фосфин, сильный яд.

Р₂О₃ – фосфористый ангидрид.

Р₂О₅ – фосфорный ангидрид.

Р₂О₃ + 3Н₂О = 2Н₃РО₃ – ортофосфористая кислота, соли – фосфиты.

Р₂О₃ + Н₂О = 2НРО₂ – метафосфористая кислота.

Р₂О₅ + 3Н₂О = 2Н₃РО₄ – ортофосфорная кислота, соли – фосфаты.

Р₂О₅ + Н₂О = 2НРО₃ – метафосфорная кислота.

Р₂О₅ + 2Н₂О = Н₄Р₂О₇ – пирофосфорная кислота, соли – пирофосфаты.

АТФ – аденозин-5-трифосфат является основным веществом, аккумулирующим энергию в биологических системах. Валентность фосфора в нем равна пяти, степень окисления +5. Очень хорошо реагирует с магнием, образуя внутрикомплексное соединение.

NH₂

│

O O O N N

║ ║ ║ │ │

H O – P – O – P – O – P – O – CH₂ O N N

│ │ │ │ │ аденин

OH OH OH │ │

OH OH

рибоза

аденозин

АТФ + Н₂О = AДФ + НРО₄^2- + Н⁺

АДФ + Н₂О = AМФ + НРО₄^2- + Н⁺

АДФ – аденозин-5-дифосфат, АМФ - аденозин-5-монофосфат.

Азот является элементом, необходимым для существования животных и растений, он входит в состав белков (16—18 % по массе), аминокислот, нуклеиновых кислот, нуклеопротеидов, хлорофилла, гемоглобина и др. В составе живых клеток по числу атомов азота около 2 %, по массовой доле — около 2,5 % (четвёртое место после водорода, углерода и кислорода). В связи с этим значительное количество связанного азота содержится в живых организмах, «мёртвой органике» и дисперсном веществе морей и океанов. Это количество оценивается примерно в 1,9×10¹¹ т. В результате процессов гниения и разложения азотсодержащей органики, при условии благоприятных факторов окружающей среды, могут образоваться природные залежи полезных ископаемых, содержащие азот, например, «чилийская селитра» (нитрат натрия с примесями других соединений), норвежская, индийская селитра

Сам по себе атмосферный азот достаточно инертен, чтобы оказывать непосредственное влияние на организм человека и млекопитающих. Тем не менее, при повышенном давлении он вызывает наркоз, опьянение или удушье (при недостатке кислорода); при быстром снижении давления азот вызывает кессонную болезнь.

Многие соединения азота очень активны и нередко токсичны.

• Соединения азота в степени окисления −3 представлены нитридами, из которых практически наиболее важен аммиак;

• Соединения азота в степени окисления −2 менее характерны, представлены пернитридами, из которых самый важный пернитрид водорода N₂H₄ или гидразин (существует также крайне неустойчивый пернитрид водорода N₂H₂, диимид);

• Соединения азота в степени окисления −1 NH₂OH (гидроксиламин) — неустойчивое основание, применяющееся, наряду с солями гидроксиламмония, в органическом синтезе;

N20 при малых концентрациях вызывает чувство опьянения(веселящий газ). Вдыхание чистого N2O быстро вызывает наркотическое состояние и удушье.

NO2 раздражает дыхательные пути, поражает легкие, что приводит к отекам и сложным расстройствам.

Нитриты являются дезаминирующими агентами, способствуют окислению аминогрупп нукл оснований. Токсическое действие нитритов проявляется и в том что под их воздействием гемоглобин превращается в метгемоглобин, который не способен связывать и переносить кислород, вызывают кислородную недостаточность.

Мышьяк. +3: амфотерный оксид As₂O₃ с преобладанием кислотных свойств, растворяется в воде с образованием гидроксида. Гидроксид – амфотерен, но преобладают кислотные свойства, в водном растворе ведет себя как кислота(оротомышьяковая).

Соединения мышьяка (III и V) очень токсичны. Механизм токсического действия объясняют способностью мышьяка блокировать сульфгидрильные группы -SH ферментов и др. биологически активных соединений. Все соединения ядовиты за счет восстановительных свойств.

Концентрируется в печени, почках, селезенке, легких, костях, волосах. Больше всего содержится в мозговой ткани и в мышцах. В медицинской практике используют NaH₂AsO₄·7H₂O в виде 1% раствора при нервных расстройствах, легких формах малокровия.

Реакция Марша служит для качественного открытия очень малых количеств мышьяка As. Все соединения мышьяка в кислом растворе восстанавливаются металлическим цинком до арсина AsH₃: K₃As0₃+3Zn+9HC1=3ZnCl₂+AsH₃+3H₂0+ЗКС1. Образующийся очень ядовитый бесцветный газ арсин пропускают через нагретую стеклянную трубку. Арсин разлагается на водород и мышьяк, оседающий на холодных частях трубки в виде бурочерного зеркала:2AsH₃=2As+3H₂t. №70. Свойства серы и её соединений. Действие тяжелых металлов на серосодержащие ферменты. Свойства сероводорода, его токсичность. Сернистая, серная и тиосерная кислоты.

Сера – довольно активный метел. Даже при небольшом нагревании она окисляет многие простые вещества, однако и сама легко окисляется кислородом и галогенами. Характерно образование устойчивых полимерных гомоцепей, имеющих зигзагообразную форму. Вследствие меньшей ЭО способность к образованию водородных связей выражена слабо.

SO₂ является кислотным оксидом. Его получают сжиганием элементной серы в кислороде или обжигом пирита FeS₂. При растворении в воде образуется сернистая кислота Н₂ SO₃; образует соли: средние – сульфиты и кислые – водородсульфиты.

Н₂S₂О₃ – тиосерная кислота – очень неустойчива и разлагается на воду, SO₂ и S. Натрий тиосульфат применяют в медицинской практике как противотоксическое, противовоспалительное и десенсибилизирующее средство. Как противотоксическое средство используют при отравлениях соединениями ртути, свинца, синильной кислотой и ее солями. Применяют натрий тиосульфат и для лечения чесотки. После втирания в кожу раствора Na₂S₂О₃ делают повторные втирания 6% раствора HCl. В результате реакции с HCl натрий тиосульфат распадается на серу и серу диоксид, которые и оказывают губительное действие на чесоточных клещей.

SO₃ – летучая жидкость. При взаимодействие с водой образует серную кислоту. Серная кислота – сильная двухосновная кислота. Образует два типа солей: средние – сульфаты и кислые – водородсульфаты.

Сероводород (диводородсульфид)- бесцветный газ с неприятным запахом. Весьма токсичен, т.к. является ингибитором фермента цитохромоксидазы – переносчика электронов в дыхательной цепи. Он блокирует перенос электронов с цитохромоксидазы на кислород.

Многие серосодержащие ферменты E-SH необратимо отравляются ионами тяжелых металлов, таких, как Cu⁺² или Ag⁺. Эти ионы блокируют тиольные группы с образованием меркаптанов, бионеорганических аналогов сульфидов. В результате фермент теряет активность. Сродство ионов Ag⁺ к тиольным группам настолько велико, что AgNO₃ можно использоваьб для количественного определения - SH –групп методом титрования.

№71. Галогены. Электронные формулы, степени окисления. Водородные соединения галогенов. Кислородные соединения хлора. Хлорная вода. Жавелевая вода. Хлорная известь. Биологическая роль ионов F^-, Cl^-, Br^-, J^-. Применение соединений галогенов в медицине.

Элементы VIIА группы называют галогенами. Существуют в виде молекул Hal₂. Фтор, хлор – газы, неметаллы; бром – жидкость, неметалл; йод – твердое вещество, неметалл; астат – твердое вещество, металл. Электронная формула ns²np⁵. Характерные степени окисления: F^-, Cl и Br^{-, +1, +3, +5, +7}, J^{-, +1, +3, +5}, At^{-, +1, +3}. Фтор не имеет положительных степеней окисления, он самый сильный неметалл. В группе сверху вниз атомный радиус увеличивается, окислительные свойства ослабевают.

Самая сильная кислота – фтороводородная (плавиковая) HF, самая слабая HJ – йодоводородная. Сила кислот увеличивается снизу вверх.

Плавиковая кислота действует на стекло:

Na₂SiO₃ + 2HF = 2NaF + H₂SiO₃

Кислородсодержащие соединения

2F₂ + O₂ = 2F₂^-O⁺², оксид фтора, это единственный случай, когда кислород имеет положительную степень окисления.

2Hal₂ + O₂ = 2Hal₂⁺¹O^-2

Cl₂ + H₂O = HCl + HClO

Cl₂ + 2KOH = KCl + KClO + H₂O – жавелевая вода

2Cl₂ + 2Ca(OH)₂ = CaCl₂ + Ca(ClO)₂ + 2H₂O – хлорная известь

HClO – хлорноватистая кислота (соли – гипохлориты), Cl₂O.

HClO₂ – хлористая кислота (хлориты), Сl₂O₃.

HClO₃ – хлорноватая кислота (хлораты), Сl₂O₅.

HClO₄ – хлорная кислота (перхлораты), Cl₂O₇. Хлорная кислота самая сильная из всех известных, но является более слабым окислителем, чем хлорноватистая.