Металлы жизни

MgSO4
+2NaOH=Mg(OH)2
¯+Na2
SO4
(выпадает желтоватый осадок Mg(OH)2
).

MgCl2
+Na2
CO3
=MgCO3
¯+2NaCl (выпадает белый осадок MgCO3
).

MgCO3
+2HCl=MgCl2
+CO2
+H2

MgCl2
+2AgNO3
=2AgCl¯+Mg(NO3
)2

Ca(OH)2
+CO2
=CaCO3
+H2
O.

MgCl2
+NaOH=Mg(OH)2
+2NaCl

Кальций
– один из пяти (O, C, H, N, Ca) наиболее распространенных элементов в организме человека. Содержание его в организме составляет около 1700г на 70кг массы.Ионы Ca2+
участвуют в структурообразовании (Ca составляет основу костной ткани), сокращении мышц, функционировании нервной системы. От содержания ионов Ca2+
зависит проницаемость клеточных мембран. Кальций нужен для роста костей и зубов, образования молока у кормящих женщин, регулирования нормального ритма сокращений сердца, а также осуществления процесса свёртывания крови. Свёртывание крови можно ускорить, вводя в организм избыточное количество солей кальция, например при кровотечении. Ежедневная доза кальция, необходимая организму, составляет примерно 1г. При понижении содержания Ca в крови он начинает вымываться кровью из костной ткани, что в свою очередь приводит к размягчению и искривлению костного скелета. Недостаток Ca в плазме крови может вызвать судороги мышц и даже конвульсии (сильные судороги всех мышц). Образование камней в желчных и мочевыводящих путях, склеротические изменения кровеносных сосудов также связаны с отложением в организме солей Ca в результате нарушения нормальной жизнедеятельности организма.

Из соединений Ca и Mg имеют большое значение следующие:

Гидроксид
Ca
(гашёная известь) Ca(OH)2
используется в санитарной практике для дезинфекций. Кроме того, в форме известковой воды (насыщенный водный раствор Ca(OH)2
) применяется наружно и внутрь в качестве противовоспалительного, вяжущего и дезинфицирующего средства.

Сульфат магния
(горькая соль) MgSO4
·7H2
O применяется внутрь как слабительное. Сульфат Mg применяют также при лечении столбняка, хори и других судорожных состояний. При гипертонии его вводят в вену, а как желчегонное – в двенадцатиперстную кишку.

Хлорид кальция
CaCl2
применяют как успокаивающее средство при лечении неврозов, при бронхиальной астме, туберкулёзе.

Жжёный гипс
2CaSO4
·H2
O получается путём прокаливания природного гипса CaSO4
·2H2
O при 150-180 0
С. При замешивании с водой он быстро твердеет, превращается опять в кристаллический гипс CaSO4
·2H2
O. На этом свойстве основано применение его в медицине для гипсовых повязок при переломах костей.

Карбонат кальция
CaCO3
практически нерастворим в воде. Применяется внутрь не только как кальциевый препарат, но и средство, адсорбирующее и нейтрализующее кислоты. Особо чистый препарат идёт также для изготовления зубного порошка.

D-
ЭЛЕМЕНТЫ.

Ионы d-элементов (Zn,Mn,Fe,Cu,Co,Mo,Ni) имеют незаполненные d-электронные слои. Это обуславливает различные степени окисления d-элементов, их способность участвовать в различных окислительно-восстановительных превращениях, возможность образовывать комплексные соединения.

По сравнению с рассмотренными выше s-элементами, d-элементы содержатся в организме в значительно меньших количествах. Однако их роль в течении физиологических и патологических процессов в организме человека огромна.

ЦИНК.

Цинк входит в состав большого числа ферментов и гормона инсулина. В последние годы Zn особенно “повезло” в смысле обнаружения его новых физиологических функций. Доказано, что он необходим для поддержания нормальной концентрации витамина А в плазме. Дефицит Zn вызывает замедление роста животных, нарушение кожного и волосяного покрова. Высказано предположение, что постоянный недостаток цинка в рационе приводит к появлению низкорослых людей.

Согласно последним данным, Zn оказывает значительное влияние на синтез нуклеиновых кислот и активно участвует в хранении и передаче генетической информации, играя роль своеобразного биологического переключателя.

Соединения цинка – весьма важные лечебные препараты. Препараты Zn применяются в медицине как вяжущие и дезинфицирующие средства.

Сульфат цинка
ZnSO4
·7H2
O входит в состав глазных капель как средство при конъюктивитах.

Хлорид цинка
ZnCl2
применяется в пастах как прижигающее средство, в растворах – при язвах, как вяжущее и антисептическое средство.

МАРГАНЕЦ.

Марганец принадлежит к весьма распространённым элементам, составляя 0,03% от общего числа атомов земной коры. Среди тяжёлых металлов (атомный вес больше 40), к которым относятся все элементы переходных рядов, марганец занимает по распространенности в земной коре третье место вслед за железом и титаном. Небольшие количества марганца содержат многие горные породы. Вместе с тем, встречаются и скопления его кислородных соединений, главным образом в виде минерала пиролюзита - MnO2
. Большое значение имеют также минералы гаусманит - Mn3
O4
и браунит - Mn2
O3
.

Получение.

Чистый марганец может быть получен электролизом растворов его солей. Однако, поскольку 90% всей добычи марганца потребляется при изготовлении различных сплавов на основе железа, из руд обычно выплавляют прямо его высокопроцентный сплав с железом - ферромарганец (60-90% - Mn и 40-10% - Fe). Выплавку ферромарганца из смеси марганцовых и железных руд ведут в электрических печах, причём марганец восстанавливается углеродом по реакции:

MnO2
+ 2C + 301 кДж = 2СО + Mn

Небольшое количество металлического марганца в лаборатории легко приготовить алюмотермическим методом:

3Mn3
O4
+ 8Al = 9Mn + 4Al2
O3
; DH0
= -2519 кДж

Марганец - простое вещество и его свойства.

Марганец - серебристо-белый твёрдый хрупкий металл. Известны четыре кристаллические модификации марганца, каждая из которых термодинамически устойчива в определённом интервале температур. Ниже 7070
С устойчив a-марганец, имеющий сложную структуру - в его элементарную ячейку входят 58 атомов. Сложность структуры марганца при температурах ниже 7070
С обусловливает его хрупкость.

Некоторые физические константы марганца приведены ниже:

Плотность, г/см3
....................................................... 7,44

Т. Пл., 0
С ................................................................. 1245

Т.кип., 0
С................................................................ ~2080

S0
298
, Дж
/град
·
моль
........................................................... 32,0

DHвозг.
298, кДж
/моль
...................................................... 280

E0
298
Mn2+
+ 2e = Mn, В........................................... -1,78

В ряду напряжений марганец располагается до водорода. Он довольно активно взаимодействует с разбавленной HCl и H2
SO4
.В соответствии с устойчивыми степенями окисления взаимодействие марганца с разбавленными кислотами приводит к образованию катионного аквокомплекса [Mn(OH2)6]2+:

Mn + 2OH3
-
+ 4H2
O = [Mn(OH2
)6
]2+
+ H2

Вследствие довольно высокой активности, марганец легко окисляется, в особенности в порошкообразном состоянии, при нагревании кислородом, серой, галогенами. Компактный металл на воздухе устойчив, так как покрывается оксидной плёнкой (Mn2
O3
), которая, в свою очередь, препятствует дальнейшему окислению металла. Ещё более устойчивая плёнка образуется при действии на марганец холодной азотной кислоты.

Для Mn2+
менее характерно комплексообразование, чем для других d-элемен-тов. Это связано с электронной конфигурацией d5
иона Mn2+
. В высокоспиновом комплексе электроны заполняют по одному все d-орбитали.В результате, на орбиталях содержатся d-электроны как с высокой, так и с низкой энергией; суммарный выигрыш энергии, обусловленный действием поля лигандов, равен нулю.

Соединения Mn (II)

Большинство солей Mn(II) хорошо растворимы в воде. Мало растворимы MnO, MnS, MnF2
, Mn(OH)2
, MnCO3
и Mn3
(PO4
)2
. При растворении в воде соли Mn(II) диссоциируют, образуя аквокомплексы [Mn(OH2
)6
]2+
, придающие растворам розовую окраску. Такого же цвета кристаллогидраты Mn(II), например Mn(NO3
)2
· 6H2
O, Mn(ClO4
)2
· 6H2
O.

По химическим свойствам бинарные соединения Mn(II) амфотерны (преобладают признаки основных соединений). В реакциях без изменения степени окисления для них наиболее характерен переход в катионные комплексы. Так, оксид MnO, как и гидроксид Mn(OH)2
, легко взаимодействуют с кислотами:

MnO + 2OH3
+
+ 3H2
O = [Mn(OH2
)6
]2+

Со щелочами они реагируют только при достаточно сильном и длительном нагревании:

Mn(OH)2
+ 4OH-
= [Mn(OH)6
]4-

Из гидроксоманганатов (II) выделены в свободном состоянии K4
[Mn(OH)6
], Ba2
[Mn(OH)6
] (красного цвета) и некоторые другие. Все они в водных растворах полностью разрушаются. По этой же причине ни металлический марганец, ни его оксид и гидроксид в обычных условиях со щелочами не взаимодействуют.

Оксид MnO (серо-зелёного цвета, т.пл. 17800
C) имеет переменный состав (MnO-MnO1,5
), обладает полупроводниковыми свойствами. Его обычно получают, нагревая MnO2
в атмосфере водорода или термически разлагая MnCO3
.

Поскольку MnO с водой не взаимодействует, Mn(OH)2
(белого цвета) получают косвенным путём - действием щелочи на раствор соли Mn (II):

MnSO4
(р) + 2KOH (р) = Mn(OH)2
(т) + K2
SO4
(р)

Кислотные признаки соединения Mn (II) проявляют при взаимодействии с однотипными производными щелочных металлов. Так, нерастворимый в воде Mn(CN)2
(белого цвета) за счёт комплексообразования растворяется в присутствии KCN:

4KCN + Mn(CN)2
= K4
[Mn(CN)6
] (гексацианоманганат (II))

Аналогичным образом протекают реакции:

4KF + MnF2
= K4
[MnF6
] (гексафтороманганат (II))

2KCl + MnCl2
= K2
[MnCl4
] (тетрахлороманганат (II))

Большинство манганатов (II) (кроме комплексных цианидов) в разбавленных растворах распадается.

При действии окислителей производные Mn (II) проявляют восстановительные свойства. Так, в щелочной среде Mn(OH)2
легко окисляется даже молекулярным кислородом воздуха, поэтому осадок Mn(OH)2
, получаемый по обменной реакции, быстро темнеет:

+2 +4

6Mn(OH)2
+ O2
= 2Mn2
MnO4
+ 6H2
O

В сильнощелочной среде окисление сопровождается образованием оксоманганатов (VI) - производных комплекса MnO4
2-
:

+2 +5 +6 -1

3MnSO4
+ 2KClO3
+ 12KOH = 3K2
MnO4 + 2KCl + 3K2
SO4
+ 6H2
O

сплавление

Сильные окислители, такие, как PbO2
(окисляет в кислой среде), переводят соединения Mn (II) в оксоманганаты (VII) - производные комплекса MnO-
4
:

+2 +4 +7 +2 +2

2MnSO4
+ 5PbO2
+ 6HNO3
= 2HMnO4
+ 3Pb(NO3
)2
+ 2PbSO4
+ 2H2
O

Последняя реакция используется в аналитической практике как качественная реакция на соединения марганца.

Соединения марганца в биологических системах

Марганец весьма интересен в биохимическом отношении. Точные анализы показывают, что он имеется в организмах всех растений и животных. Содержание его обычно не превышает тысячных долей процента, но иногда бывает значительно выше. Например, в листьях свёклы содержится до 0,03%, в организме рыжих муравьёв - до 0,05%, а в некоторых бактериях даже до нескольких процентов Mn. Опыты с кормлением мышей показали, что марганец является необходимой составной частью их пищи. В организме человека больше всего марганца (до 0,0004%) содержит сердце, печень и надпочечники. Влияние его на жизнедеятельность, по-видимому, очень разнообразно и сказывается главным образом на росте, образовании крови и функции половых желёз.

В избыточных против нормы количествах марганцовые соединения действуют как яды, вызывая хроническое отравление. Последнее может быть обусловлено вдыханием содержащей эти соединения пыли. Проявляется оно в различных расстройствах нервной системы, причём развивается болезнь очень медленно.

Марганец принадлежит к числу немногих элементов, способных существовать в восьми различных состояниях окисления. Однако в биологических системах реализуются только два из этих состояний: Mn (II) и Mn (III). Во многих случаях Mn (II) имеет координационное число 6 и октаэдрическое окружение, но он может также быть пяти- и семикоординационным (например, в [Mn(OH)2
ЭДТА]2-
). Часто встречающаяся у соединений Mn (II) бледно-розовая окраска связана с высокоспиновым состоянием иона d5
, обладающим особой устойчивостью как конфигурация с наполовину заполненными d‑орбиталями. В неводном окружении ион Mn (II) способен также к тетраэдрической координации. Координационная химия Mn (II) и Mg (II) обладает известным сходством: оба катиона предпочитают в качестве лигандов сравнительно слабые доноры, как, например, карбоксильную и фосфатную группы. Mn (II) может заменять Mg (II) в комплексах с ДНК, причем процессы матричного синтеза продолжают протекать, хотя и дают иные продукты.

Незакомплексованный ион Mn (III) неустойчив в водных растворах. Он окисляет воду, так что при этом образуются Mn (II) и кислород. Зато многие комплексы Mn (III) вполне устойчивы (например, [Mn(C2
O4
)3
]3-
- оксалатный комплекс); обычно октаэдрическая координация в них несколько искажена вследствие эффекта Яна - Теллера.

Известно, что фотосинтез в шпинате невозможен в отсутствие Mn (II); вероятно, то же относится и к другим растениям. В организм человека марганец попадает с растительной пищей; он необходим для активации ряда ферментов, например дегидрогеназ изолимонной и яблочной кислот и декарбоксилазы пировиноградной кислоты.

В биологических системах марганец встречается в двух состояниях:Mn2+
и Mn3+
. Марганецвходит в состав ферментов, катализирующих окислительно-восстановительные процессы. Его соединения участвуют в синтезе важного для организма витамина С (аскорбиновая кислота).

Пермарганат калия
KMnO4
используется в медицине в виде 5%-ого
раствора для обработки обожжённых мест и как кровоостанавливающее средство. Более слабые его растворы употребляются для полоскания рта и горла. Дезинфицирующие свойства растворов пермарганата калия обусловлены его высокими свойствами.

Сульфат марганца
MnSO4
был применён для лечения атеросклероза. При этом оказалось, что клинически у больных уменьшались явления атеросклероза сосудов и количество холестерина в крови доходило до нормального.

ЖЕЛЕЗО.

В организме человека железо встречается в виде двух катионов: Fe2+
и Fe3+
. Оно в основном входит в состав гемоглобина, содержащегося в эритроцитах (80% от количества). Таким образом, общее содержание железа определяется главным образом объёмом крови. Кроме того, в организме существует депонированное (запасное) железо в виде высокомолекулярного железосодержащего белка (ферритина), находящегося в клетках печени и селезёнки. Клеточный фонд железа представляет железо клеточных ферментов дыхания, а в мышцах – железо гемоглобина.

Обмен железа между плазмой крови и лимфой происходит при помощи транспортного белка (трансферрина). Одна молекула трансферрина связывает 2 атома железа. Основной путь обмена железа таков: железо плазмы® железо эритроцитов®гемолиз®®железо плазмы.

Обычно среднее содержание железа в организме не превышает 5г. В случае потерь крови потребность в железе превышает его поступление в организм с пищей. При внутривенных инъекциях железо вводится в виде аскорбата, цитрата или коллоидных комплексов с углеводами, т.е. в виде слабо ионизированных соединений.

Из соли железа наибольшую эффективность применения в медицине нашёл сульфат железа
(II) (железный купорос) FeSO11
·7H2
O – кристаллы бледно-зелёного цвета, желтеющие при длительном хранении на воздухе. Он используется при лечении анемии (малокровии), зависящей от дефицита железа в организме, а также при слабости и истощении организма. Для этой же цели употребляются восстановленное железо
Fe и карбонат железа
FeCO3
.

Из солей железа (III) наиболее широко применяются гидрид железа FeCl3
·6H2
O. Это соединение бурого цвета, хорошо растворимо в воде.

КОБАЛЬТ.

Катион кобальта Co2+
входит в состав важных белковых молекул, активирует действие ряда ферментов. Комплекс трёхвалентного кобальта Co3+
составляет основу одного из важнейших витаминов В12
. Значительный недостаток этого витамина в организме вызывает злокачественную анемию. Полагают, что дефицит Со в тканях снижает способность организма защищаться от различных инфекций.

Считается, что человеческий организм реагирует на недостаток в нём кобальта в меньшей степени, чем на недостаток других элементов. Однако окончательного ответа на этот вопрос ещё нет, так как нет ещё полных данных о накоплении (депонировании) витамина В12
в тканях организма человека.

МЕДЬ.

Важное биологическое значение имеют катионы Си+
и Си2+
. В таком виде медь входит в важнейшие комплексные соединения с белками (медь-протеиды). Медь-протеиды, подобно гемоглобину, участвуют в переносе кислорода. Число атомов меди в них различное:2- в молекуле цереброкуперина, участвующего в хранении запаса кислорода в мозгу, и 8- в молекуле церулоплазмина, способствующего переносу кислорода в плазме. Медь активирует синтез гемоглобина, участвует в процессах клеточного дыхания, в синтезе белка, образовании костной ткани и пигмента кожных покровов. Ионы меди входят в состав медьсодержащих ферментов.

Наиболее используемым в медицине соединением меди является суль
ф
ат меди
CuSO4
·5H2
O, называемый медным купорсом. Сульфат меди (II) обладает вяжущим и прижигающим действаием. Применяется в виде глазных капель при отравлении белым фосфором. Все соли меди ядовиты, поэтому медную посуду лудят, т.е. покрывают слоем олова, чтобы предотвратить возможность образования медных солей.

МОЛИБДЕН.

В соответствии с конфигурацией и строением незаполненных слоёв молибден может реализовать восемь различных степеней окисления. В биологических системах Мо обнаружен в виде Мо+6
, Мо+8
и реже Мо+3
, Мо+4
. Возможно, это разнообразие форм существования и явилось причиной того, что это самый тяжёлый биометалл используется наряду с лёгкими элементами для построения живых организмов.

Физиологическая и патологическая роль молибдена в настоящее время только изучается.

Мо входит в состав ряда ферментов. На примере молибдена можно проследить связь и взаимовлияние метабиологической активности микроэлементов. Избыток молибдена приводит к уменьшению концентрации меди и кобальта. Непосредственное взаимодействие между Мо и Сu может приводить к образованию в желудочно-кишечнем тракте труднорастворимого соединения CuMoO4
.

НИКЕЛЬ.

Принадлежность никеля к числу биоэлементов организма признаётся не всеми исследователями. Например, Д.Ульямс в своей книге “Десять металлов жизни” не включает никель в число биометаллов. Одннако последние исследования других учёных указывают на наличие и определённую роль никеля в биологических системах. Показано, в частности, что никель участвует в активировании ферментативных реакций гидролиза, реакций с участием карбоксильной группы.

Огромное количество различных химических веществ (лекарства, пищевые добавки, продукты загрязнения окружающей среды, химической обработки растений и т.д.) попадают в организм человека. Действие этих веществ, а также их многочисленных комбинаций не только оказывает влияние отдельный организм в течение всей его жизни, но и передаётся по наследству от поколения к поколению. В связи с этим становится необходимым знание взможных последствий воздействия различного рода химических соединений на здоровье человека.

Литература.

·Москва 1980г. “Химия и медицина”.

·Журнал “Здоровье” год 1998.

·Журнал “Здоровье” год 1996.

·Журнал “Здоровье” год 1999.

·“Химия” авт.Хомченко.

·“Общая и неорганическая химия”. Карапетьянц М.Х., Дракин С.И., 1993г.