экзамен по общей химии

Одной из естественных наук, изучающих окружающий нас материальный мир во всем многообразии его форм и превращений, является химия.

ХИМИЯ – наука о составе, строении, свойствах, превращениях веществ и явлениях, их сопровождающих.

Все в природе представляет собой различные виды движущейся материи. Движение – форма существования материи. Превращения веществ и сопровождающие их явления – сущность химической формы движения материи, которая определяется взаимодействием электронных оболочек атомов и молекул.

Отсюда тесная связь химии со многими естественными науками – геологией, биологией, физикой и другими. На границе между химией и геологией возникла геохимия, изучающая распространенность и миграцию химических элементов на Земле. На стыке химии, биологии и геологии возникла биогеохимия, изучающая геохимические процессы с участием живых организмов. На границе биологии, неорганической и биологической появилась новая наука – бионеорганическая химия, задачей которой является изучение химических процессов, протекающих в клетках живых организмов при участии соединений биогенных элементов. Тесная связь биохимии и органической химии привела к возникновению биоорганической химии, а физики, химии, биологии – к созданию биофизической химии, которая описывает закономерности и механизмы протекания биологических процессов на основе фундаментальных законов физической химии.

Исключительно велико значение химии в биологии и медицине. В организме реализуется около миллиона процессов. Каждый из них представляет собой совокупность различных химических превращений. В любой клетке человеческого организма могут протекать тысячи химических реакций. В конечном счете разнообразные биологические функции живых организмов определяются теми или иными химическими реакциями.

Например, энергетические потребности обеспечиваются главным образом реакцией биоокисления глюкозы, лежащей в основе клеточного дыхания. В свою очередь дыхание внешнее дыхание высших животных, обеспечивающее доставку кислорода к клеткам, определяется реакцией белка – гемоглобина с кислородом воздуха. Непрочный комплекс – оксигемоглобин является переносчиком кислорода. Недостаток гемоглобина будет вести к кислородному голоданию и тяжелому заболеванию – анемии. Чтобы вылечить больного анемией, необходимо стимулировать синтез гемоглобина в организме.

Понимание химических процессов, лежащих в основе болезни, помогает направленному поиску способов ее лечения. Поэтому лучшие врачи всегда уделяли внимание химическим вопросам медицины.

Строение атома

Атом — наименьшая частица химического элемента, состоящая их элементарных частиц, движение которых подчиняется законам квантовой механики.

Атомная орбиталь (АО) — область существования электрона (решение уравнения Шрёдингера). Каждая атомная орбиталь и её энергия определяется тремя квантовыми числами. Тип атомной орбитали определяется орбитальным квантовым числом l.

Квантовые числа — безразмерные параметры, характеризующие состояние электрона в атоме

Квантовые числа:

n – главное квантовое число, показывает на каком уровне находится электрон

l – орбитальное, показывает на каком подуровне находится электрон

Ml – магнитное, показывает на каком орбитали находится электрон

Ms – спиновое, показывает вращение электрона вокруг собственной оси

Принцип Паули: в атоме нет одинаковых электронов, каждый из них в атоме отличается значением хотя бы одного квантового числа => в атомной орбитали могут находиться только 2 электрона

Правило Хунда. Минимумом энергии обладает конфигурация с максимальным сумм. спином.

Правило Ключевского. Заполнение ЭО происходит в порядке возрастания n+l. В случае равенства n+l сначала заполняется ЭО с меньшим значением n.

Правило Гунда: Суммарное спиновое число на подуровне должно быть максимальным

Правило наименьшей энергии:

1s<2s<2p<3s<3p<4s<3d<4p<5s<4d<5p<6s<5d

у лантаноидов 4f=5d<7s<6d=5f<6d

Нормальным состоянием атома называют структуру, соответствующую квантовым химическим законам формирования АО.

Возбуждённым состоянием атома называют структуру, в которой застраивающиеся электроны переходят на подуровни с более высокой энергией.

Электроотрицательность: способность ядер притягивать электронов

Энергия ионизации J [эВ]: — энергия, которую нужно приложить к атому, чтобы оторвать элетрон

В группе J уменьшается

В периоде J увеличивается

Энергия сродства к электронам F [эВ] – та энергия, которая выделяется или поглощается когда атом принимает элетрон

В группе J увеличивается

В периоде J уменьшается

Химическая связь

В любом случае во всех преобразованиях атомы стремятся иметь nS2nP6 – конфигурацию. Причина образования: сумма энергий отдельных атомов больше суммы энергий молекул. Условие образования: конечная энергия меньше исходной (принцип минимума энергии). Возникает благодаря взаимодействию электрических полей, образуемых электронами и ядрами атомов. Образование химической связи сопровождается перестройкой внешних электронных оболочек. В процессе возникновения химической связи главную роль играют электроны застраивающихся подуровней (валентные электроны). Основные типы химической связи: Ковалентная. За счёт обобщ. электронной пары (AB; A—B). Полярная и неполярная. Ионная. Предельный случай ковалентной. ЭО > 2,2. Образуется два завершённых внеш. уровня. Донорно-акцепторная. Разновидность ковалентной. Обобществление электронной пары. Водородная. Межмолекулярная. Полярная. Условие: на одной линии, соединяющей атомы. Металлическая. В узлах решётки — атомы/ионы, между ними — электронный газ. Основные характеристики химической связи: Энергия связи. Доля энергии расщепления молекулы на свободные газообразные атомы, приходящаяся на одну связь. Длина. Равновесное расстояние между атомами в молекуле. E 1/l. l ДБ < 0,5 нм. Полярность ( — дипольный момент). Связь полярная, если  != 0.

Поляризуемость (). Способность приобретать  (способность оболочки смещаться отн. ядра). Связь свойств твёрдых веществ с типом химической связи. Твёрдое вещество: кристаллическая решётка.

Молекулярная решётка: в узлах — полярные/неполярные молекулы, связанные слабыми силами притяжения. Невысокая температура плавления и хрупкость. Атомная решётка: в узлах — атомы, связанные общими электронными парами. Очень высокая твёрдость и очень высокая температура плавления. Ионная решётка: в узлах — ионы. Силы электростатического взаимодействия невелики. Высокая хрупкость и твёрдость. Невысокая температура плавления. В твёрдом состоянии не проводят ток. В жидком проводят ток. Металлическая решётка: в узлах — нейтральные атомы. Проводники. Теплопроводны. Межмолекулярные взаимодействия. Силы Ван-дер-Ваальса. Небольшая энергия.

Водородная связь. Между водородом и сильно отрицательным элементом. Донорно-акцепторное взаимодействие. Приводит к образованию комплексных соединений. Степень окисления — условный заряд атома, вычисленный исходя из предположения, что вещество состоит только из ионов. Теория химической связи — теория, объясняющая механизм возникновения химической связи, позволяющая рассчитать распределение электронной плотности в молекуле и энергию связи. Метод валентных связей. В основу положен расчёт для энергии системы при сближении двух атомов с неспаренными электронами. Валентность — количество неспаренных электронов в основном/возбуждённом состоянии, а также количеству атомных орбиталей (свободных или с неподелённой электронной парой), способных образовывать ковалентную связь по донорно-акцепторному механизму. Гибридизация — образуются орбитали одинаковой формы и энергии. Метод молекулярных орбиталей (МО). При образовании молекулы из атомных орбиталей возникают МО, осуществляющие химическую связь. МО являются многоцентровыми. Электроны притягиваются сразу несколькими ядрами. МО — линейная комбинация АО. Кратность связи = ( связывающих электронов — разрыхляющих электронов)/2. Сигма, пи, дельта связи.

Комплексные соединения

Комплексные соединения образуются в избытке электролита за счёт донорно-акцепторного взаимодействия. Условие образования комплекса: 1) избыток электролита, 2) возможность образовывать донорно-акцепторные связи между взаимодействующими молекулами, 3) наличие свободных орбиталей. Комплексообразование — процесс образования за счёт донорно-акцепторного взаимодействия устойчивого соединения, называемого комплексом. Типичные комплексообразователи и лиганды. Типичные комплексообразователи: d- и f-металлы: Cu, Fe2+, Fe3+, Co, Ni, Pf, Au, Ag, Eu, Ce, Th, U. Типичные лиганды: молекулы с неподелённой электронной парой: анионы, любые галогены: F, OH ,CO32-, CN , NO32-, …. Координационное число — число лиганд в комплексе. Часто бывает 4, 6, 8, 2. Вообще 2, …, 12. Дентатность — число донорных атомов лиганд, непосредственно связанных с комплексообразователем. Строение комплексного соединения. K2[Cd(CN)4]. Внутренняя сфера — Cd(CN)4. Называется комплексом. Комплексообразователь — Cd2+. Лиганды — CN. Заряд: -2. Заряд комплекса равен суммарному заряду внешней сферы с противоположным знаком. Взаимосвязь строения комплексов и гибридизации орбиталей комплексообразователей. Гибридные орбитали возникают в результате влияния лигандов на комплексообразователь и стремления к максимальному выигрышу энергии. Между КЧ КО, типом гибридизации и геометрией существует связь:Энергетический ряд лигандов:I < Cl < F < OH < C2O4 = H2O < NH3 < SO3 < NO2. [Co(H2O)6]2+: Co2+ [ ] Тип гибридизации: sp3d2 — октаэдрический. [Co(CN)6]4–: Co2+ [ ] Тип гибридизации: sp3d2 — октаэдрический. Комплексные соединения, имеющие в своём составе внутреннюю и внешнюю сферы, диссоциируют в водных растворах практически полностью, т. е. являются сильными электролитами. Причём диссоциация комплексных ионов идёт ступенчато (как диссоциация слабых электролитов). Для каждой ступени константа равновесия называется константой нестойкости. Общая константа нестойкости равна произведению ступенчатых констант нестойкости — характеристика прочности комплекса. Чем меньше Кн, тем прочнее комплекс. Разрушение комплексных соединений. Если ПК ионов комплексообразователя и осадителя больше, чем ПР осадка, то комплекс разрушается и выпадет осадок. Приближённая оценка: сравнение констант нестойкости комплекса и ПР предполагаемого осадка. Если КН << ПР, то разрушение не произойдёт. Классификация комплексных соединений: Содержащие молекулярные монодентатные лиганды: амино- и аквакомплексы. Бидентатные: [Th(C2O4)4]4- Внутрикомплексные: диглиценат меди Двойные соли не являются комплексами: KAl(SO4)2, NH4Fe(SO4)2. Соединения, сложные по своему составу, строение которых может быть объяснено с точки зрения двойных связей.

Теория электролитической диссоциации Аррениуса:

1) электролиты в растворах состоят частично из диссоциированных молекул, количество которых растет при разбавлении раствора;

2) в бесконечно разбавленных растворах молекулы существуют только в виде ионов.

3) Количественной характеристикой является константа и степень диссоциации

Недостатки:

1) Не указывает причин диссоциации

2) Не учитывает межионное взаимодействие

Причины диссоциации: Взаимодействие электролита с диполями воды.

У теории электролитической диссоциации в ученом мире были очень серьезные противники. Так, Д. И. Менделеев резко критиковал не только саму идею Аррениуса о диссоциации, но и чисто «физический» подход к пониманию природы растворов, не учитывающий химических взаимодействий между растворенным веществом и растворителем.    Впоследствии выяснилось, что и Аррениус, и Менделеев были каждый по-своему правы, и их взгляды, дополняя друг друга, составили основу новой — протонной — теории кислот и оснований.

Конст дисс-ии Kд в-ва AB = [A+][B-]/[AB]

СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ: электролиты со степенью диссоциации <3% (H2S, H2CO3, HCN, H2O, NH4OH, орг кислоты)

Закон разбавления Оставальда – справедлив только для слабых электролитов.

Kд слабых = ca*a/(1-a)

a – степень диссоциации

c – молярная концентрация электролита

У достаточно слабых электролитов в неслишком разбавленных растворах степень диссоциации а очень мала, а величина (1-а) близка к единице. Поэтому для них ca*a=K или a=квадрат корень из K/c

Константа диссоциации слабых электролитов — величина постоянная, что подтверждает правильность представлений о наличии равновесия между недиссоциированными молекулами и ионами.

Константой диссоциации характеризуют силу кислот или оснований. Чем больше величина константы, тем более электролит диссоциирован в растворе.

СИЛЬНЫЕ ЭЛЕТРОЛИТЫ

Теория Дебая и Хюккеля: Сильные электролиты, в противоположность слабым полностью ионизированы в водных растворах.

В концентрированных растворах сильных электролитов присутствует большое количество ионов, которые оказывают мешающее влияние друг на друга. Электропроводность таких растворов оказывается меньше чем ожидается. Это связано с тем, что ионы мешают движению друг друга. Каждый отрицательный ион окружён ионной атмосферой из положительных ионов, а положительный – из отрицательных.

Для оценки способности ионов к химическим действиям в растворах сильных электролитов пользуются понятием активность a.

Активностью иона называют эффективную или условную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях.

Между активностью иона а и его действительной концентрацией с существует зависимость:

a = fc

a(H+)=f(H+)*c(H+)

a(CN-)=f(CN-)*c(CN-)

Коэффициент активности f характеризует влияние электростатических сил на способность иона к химическим действиям.

f<1, Ионы влияют друг на друга. Движение ионов в растворе замедлено. (Концентрированные растворы электролитов)

f=1, ионы не мешают действию друг на друга (разбавленные растворы сильных электролитов)

УРАВНЕНИЕ ДЕБАЯ-ГЮККЕЛЯ

lgf=-1/2|z+*z-|*корень(J)

J- ионная сила раствора

J=1/2*Ec1*Z+*Z- Сильные электролиты, в противоположность слабым полностью ионизированы в водных растворах Ec1*Zi*Zi

ИОННАЯ ТЕОРИЯ: Согласно этой теории, к-та — водородсодержащее соед., при электролитич. диссоциации к-рого в воде образуются ионы водорода и анионы, а основание-соед., диссоциирующее с отщеплением ионов гидроксила и катионов.

ЭЛЕКТРОННАЯ ТЕОРИЯ Льюиса: к-та — в-во, к-рое может использовать неподеленную .пару электронов атома др. молекулы для образования устойчивой электронной группировки одного из своих атомов, основание — в-во, обладающее неподеленной парой электронов, к-рая м. б. использована для образования устойчивой электронной группировки др. атома. Часто такой группировкой является октет электронов.

В 1923 году Бренстед и Лаури предложили теорию кислот и оснований, получившую название ПРОТОЛИТИЧЕСКОЙ (или ПРОТОННОЙ). Согласно этой теории к кислотам относят вещества (или ионы), способные отдавать протоны, а к основаниям – вещества (или ионы), способные их присоединять. Поэтому и те и другие получили общее название ПРОТОЛИТОВ.

Поскольку отдача протонов кислотой – процесс обратимый, то получившийся при этом остаток кислоты может снова присоединить протон и, следовательно, будет основанием. Поэтому с каждой кислотой сопряжено основание, в которое она переходит, теряя протон:

Кислота <=> Основание + Н+

Не следует забывать, что в водных растворах все ионы гидратированы, т.е. соединены с электрическим моментом диполя воды.

Вода является слабым электролитом, диссоциируя в незначительной степени:

2Н2О = Н3О+ + ОН-, или Н2О = Н+ + ОН-.

При 25 градусах по Цельсию константа диссоциации воды составляет:

К = ([H+]*[OH-])/[H2O] = 1,8*10 в степени -16.

Так как доля распавшихся на ионы молекул воды мала, можно принять концентрацию недиссоциированных молекул воды равной общей концентрации воды:

[H2O] = 1000/18 = 55,55 моль/л,

тогда

[H+]*[OH-] = K(H2O),

K(H2O) = 1,8*10 в степени -16 * 55,55 = 1*10 в степени -14 (25 градусов по Цельсию).

Для воды и разбавленных водных растворов произведение концентраций ионов Н+ и ОН- является постоянной величиной при постоянной температуре и называется ионным произведением воды. Растворы, в которых концентрация ионов водорода и гидроксид – ионов равны между собой, называют нейтральными.

Таким образом, при стандартных условиях в нейтральных растворах

[H+] = [OH-] = 10 в степени -7 моль/л;

в кислых растворах:

[H+]>[OH-], т.е. [H+]>10 в степени -7 моль/л;

в щелочных растворах наблюдается обратное соотношение:

[H+]<[OH-], т.е. [H+]<10 в степени -7 моль/л.

Вместо равновесных концентраций ионов Н+ и ОН- для характеристики среды удобнее пользоваться десятичными логарифмами равновесных концентраций ионов Н+ и ОН-, взятыми с противоположными знаками. Эти величины называются соответственно водородными и гидроксильными показателями (рН и рОН):

рН = -lg[H+];

рОН = -lg[OH-].

В разбавленных растворах кислот и щелочей выражение ионного произведения воды принимает вид:

рН + рОН = 14.

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ

Буферными называют такие растворы, рН которых сохраняется практически постоянным при разбавлении или добавлении неболь­ших количеств сильной кислоты или сильного основания. Они игра­ют большую роль в жизнедеятельности. К числу исключительных свойств живых организмов относится их способность поддерживать постоянство рН биологических жидкостей, тканей и органов — кис­лотно-основной гомеостаз. Это постоянство обусловлено наличием не­скольких буферных систем, входящих в состав этих тканей. Буфер­ные системы могут быть следующих типов.

КЛАССИФИКАЦИЯ БУФЕРНЫХ СИСТЕМ

1. Слабая кислота и ее соль. Например, ацетатная буферная си­стема, состоящая из уксусной кислоты (СН3СООН) и ацетата натрия (CH3COONa). Область действия — интервал рН 3,8 — 5,8.

2. Слабое основание и его соль. Например, аммиачная буферная система, состоящая из раствора аммиака (NH4OH) и хлорида аммо­ния (NH4C1). Область действия — рН 8,2 — 10,2.

3. Смесь двух кислых солей. Та соль, в которой больше атомов водорода, играет роль кислоты, в которой меньше — роль соли. На­пример, смесь двузамещешюго и одпозамещеипого фосфатов натрия (Nа2НРО4и NаН2РО4).

Область действия — рН 6,2 — 8,2. Такие солевые системы можно отнести к первому типу. Это может быть также смесь кислой и сред­ней соли, например МаНСОз и Na2CO3. Область действия такой кар­бонатной смеси — рН 9,3 — 11,3.

4. Ионы и молекулы амфолитов. К ним относят аминокислот­ные и белковые буферные системы. Они начинают проявлять буферное действие, когда к ним добав­ляют некоторое количество кислоты или щелочи. Тогда часть белка (аминокислоты) переходит из изоэлектрического состояния в форму «белок-кислота» или «белок-основание». При этом образуется смесь двух форм белка: а) слабая «белок-кислота» + соль этой слабой кислоты; б) слабое «белок-основание» + соль этого слабого основа­ния. Данный тип буферных систем может быть отнесен соответственно к буфурным системам 1-го или 2-го типа.

МЕХАНИЗМ БУФЕРНОГО ДЕЙСТВИЯ.

Механизм буферного действия можно понять на примере ацетатной буферной системы СН3СОО-/СНзСООН, в .основе действия которой лежит кис­лотно-основное равновесие:

СНзСООН = СНзСОO- + Н+

Главный источник ацетат-ионов сильный электролит CH3COONa:

СНзСООNа= СНзСОО- + Na+

При добавлении сильной кислоты сопряженное основание СНзСОО- связывает добавочные ионы Н+, превращаясь в слабую уксусную кислоту:

СН3СОO- + Н+ =СН3СООН

(кислотно-основное равновесие смещается влево, по Ле Ша-телье).

Уменьшение концентрации анионов СН3СОО- точно уравно­вешивается повышением концентрации молекул СН3СООН. В результате происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты н ее соли, а следовательно, и не­значительно изменяется рН.

При добавлении щелочи протоны уксусной кислоты (резерв­ная кислотность) высвобождаются и нейтрализуют добавочные ионы ОН-, связывая их в молекулы воды:

СНзСООН + ОН- = СНзСОО- + Н2О

(кислотно-основное равновесие смещается вправо, по Ле Ша-телье). В этом случае также происходит небольшое изменение в соотношении концентраций слабой кислоты и ее соли, а следо­вательно, и незначительное изменение рН. Уменьшение концент­рации слабой кислоты СНзСООН точно уравновешивается повышением концентрации анионов СН3СОО-.

БУФЕРНАЯ ЕМКОСТЬ.

Способность буферных растворов сохранять постоянство рН ограничена. Прибавлять кислоту и щелочь, существенно не меняя рН буферного раствора, можно лишь в ограниченных количествах.

БУФЕРНАЯ ЕМКОСТЬ — величина, характеризующая способность буферного раствора проти­водействовать смещению реакции среды при добавлении сильных ки­слот или сильных оснований,

Буферная емкость В измеряется количеством кислоты или щелочи (моль или ммоль эквивалентов), добавление которого к I л буферного раствора изменяет рН на единицу.

Математически буферная емкость определяется следующим образом.

Буферная емкость по кислоте (моль/л):

Вк=n(1/zHA)/|pH-pHо|*V(бр)=(с (1/zHA)*V(HA))/|pH-pHо|*V(бр)

Буферная емкость по щелочи (моль/л):

Вщ= n(1/zВ)/|pH-pHо|*V(бр)= с (1/zВ)V(В)/|pH-pHо|*V(бр)

где V(HA), V(В) — объемы добавленных кислоты НА или щело­чи В соответственно, л; n(1/zHA), n(1/zВ) —количество экви­валентов кислоты или щелочи, моль; с (1/zHA), с (1/zВ)— молярные концентрации соответ­ственно эквивалентов кисло­ты и щелочи; V (бр) — объ­ем буферного раствора, л; рНо, рН — значения рН бу­ферного раствора до и после добавления кислоты или ще­лочи; |рН —рН0|-раз­ность рН по модулю.

Буферная емкость, как следует из ее определения, зависит от ряда факторов.

1. Чем больше количест­ва компонентов кислотно-основной пары основание/сопряженная кислота в рас­творе, тем выше буферная емкость этого раствора (след­ствие закона эквивалентов).

2. Буферная емкость зависит от соотношения концентраций компонентов буферного раствора, а следовательно, и от рН буферного раствора..

ПОНЯТИЕ О КИСЛОТНО — ЩЕЛОЧНОМ РАВНОВЕСИИ КРОВИ

Особенно большое значение буфер­ные системы имеют в поддержании кислотно-основного равно­весия организмов. Внутриклеточные и внеклеточные жидкости всех живых организмов, как правило, характеризуются постоян­ным значением рН, которое поддерживается с помощью различ­ных буферных систем. Значение рН большей части внутриклеточ­ных жидкостей находится в интервале от 6,8 до 7,8. Кислотно-основное равновесие в крови человека обеспечи­вается водородкарбонатной, фосфатной и белковой буферными системами

В организме человека значение рН разных жидкостей поддерживаетгя на определенном уровне с помощью различных биологических буферных систем.

Сохранение постоянства рН жидких сред необходимо для дей­ствия ферментов и гормонов, которые свою биологическую активность проявляют в строго определенном интервале рН. С определенным значением рН связаны осмотическое давление сыворотки крови и тка­невой жидкости, газовый обмен, кислотно-основное равновесие в орга­низме и другие явления. В крови имеются следующие буферные системы.

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ КРОВИ

1. Буферные системы гемоглобина и оксшемоглобипа. Гемогло­бин является одним из дыхательных пигментов. Это сложное белко­вое вещество, способное присоединять и отщеплять кислород. После присоединения кислорода получается оксигемоглобип. Гемоглобин и оксигемоглобин проявляют свойства слабых кислот. Эти кислоты вместе с солями образуют буферные системы, которые обозначают:

HHb/NaHb — гемоглобиповая буферная система; HHbO2/NaHbG2 — оксигемоглобиповая буферная система.

2. Буферная система белков. Как известно, аминокислоты и бел­ки являются амфолитами, т. е. они содержат в своих молекулах как кислотные, так и основные группы:

/ NH2 / NH3

R = R

\ COOH \ СОО-

Молекула белка Буферная система белков

3. Буферная система, состоящая из органических эфиров фос­форной кислоты

4. Бикарбоиатная буферная система:

H2C03 + NaHCO3.

5. Фосфатная буферная система:

NaH2PO4+Na2HPO4.

В плазме крови основную роль играют бикарбопатпая, фосфатная и белковая буферные системы, а в эритроцитах — буферные систе­мы гемоглобина и бикарбоната.

В результате обмена веществ в кровь поступают продукты кислого и основного характера. Особенно много образуется в нем кислых продуктов. Но рН крови не изменяется так как кислоты нейтрализуются буферными основаниями (НСО3 -, НРО42- , НЬ-, НЬО2 и др.), которые создают щелочной ре­зерв крови.

Буферные системы крови препятствуют возрастанию рН при по­ступлении в кровь основных продуктов обмена веществ. В этом слу­чае в реакцию вступают слабые кислоты, входящие в состав буферов крови (Н2СО3, NaH2PO4, ННЬО2, ННЬ и др.)

АЦИДОЗ — смещение кислотно-щелочного равновесия крови в сторону повы­шения концентрации ионов водорода и уменьшения резервной щелочности называется.

АЛКАЛОЗ — смещение его в сторо­ну снижения концентрации ионов водорода и увели­чения резервной щелочности. Ацидоз и алкалоз могут возникать либо в результате непосредственного поступления в орга­низм через пищевой тракт или органы дыхания избыточного количе­ства продуктов с повышенной кислотностью или щелочностью.

УРОВНЕНИЕ ГЕНДЕРСОНА — ГАССЕЛЬБАХА.

Для буферных систем 1 типа

рН= рКа + lg (с(соль)/с(кислота))

Для буферных систем 2 типа

рН= рКа + lg (с(основание)/с(соль))

Химическое равновесие в гетерогенных системах

Абсолютно нерастворимых веществ не существует. Пусть имеется раствор малорастворимого соединения, в котором установилось равновесие между ионами этого соединения в растворе и нерастворившимся соединением. Такой раствор называется насыщенным: A(A)B(B) (тв) AAz+ (раствор) + BBz (раствор). Это равновесие характеризуется константой равновесия, называемой произведением растворимости (ПР). Поскольку активность конденсированного вещества равна единице, то из ЗДМ получаем: ПР = Ka = С[Az+](A) * С[Bz](B), где С[Az+](A) — равновесные концентрации ионов в насыщенном растворе малорастворимого соединения A(A)B(B). Эти равновесные концентрации называются растворимостью. Условие образования осадка: ПКэксп > ПР. ПКэксп — произведение экспериментальных концентраций ионов, взятых в соответствующих степенях: ПКэксп = С(A)Az+(эксп) * С(B)Bz-(эксп), где С(A)Az+(эксп) — экспериментальные концентрации ионов. Условие растворения осадка: ПКэксп < ПР. Закон распределения Бертло-Нернста: Kp = D * (ya/y~), где D = Ca~/Ca. К — константа распределения, D — коэффициент распределения (не зависит от концентрации компонентов). Коэффициент активности (): a = C. теоретическая величина / экспериментальная величина.

Гидролиз

Гидролиз — процесс обменного взаимодействия соли с водой, сопровождающийся образованием слабодиссоциирующего электролита. Обратимый процесс. Обязательное условие: наличие хотя бы одного иона слабого электролита в составе соли, слабой кислоты или слабого основания. В результате гидролиза может измениться pH раствора по сравнению с чистой водой. Гидролизу по катиону подвергаются соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой. Пример: NH4Cl + H2O NH4OH + HCl или NH4+ + H2O NH4OH + H+ (pH < 7). Если катион многовалентный, то гидролиз идёт ступенчато: 1 ст) 2ZnSO4 + 2H2O (ZnOH)2SO4 + H2SO4 или Zn2+ + H2O ZnOH+ + H+. 2 ст) (ZnOH)2SO4 + 2H2O 2Zn(OH)2 + H2SO4 или ZnOH+ + H2O Zn(OH)2 + H+. Гидролизу по аниону подвергаются соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой. Пример: KCN + H2O HCN + KOH или CN + H2O HCN + OH (pH > 7). Если анион многоосновной кислоты, то гидролиз идёт ступенчато: 1 ст) Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH или CO32- + H2O HCO3 + OH . 2 ст) NaHCO3 + H2O H2CO3 + NaOH или HCO3 + H2O H2CO3 + OH . Гидролизу по катиону и по аниону подвергаются соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой. Пример: (NH4)2S + H2O NH4HS + NH4OH. NH4HS + H2O H2S + NH4OH.

Часто гидролиз — обратимый равновесный процесс. Степень гидролиза (h): h = C/C0. С — концентрация гидролизованной соли, С0 — исходная концентрация соли в растворе. Пример: Для (PO43- + H2O HPO42- + OH) имеем h = COH / C0. Константа гидролиза (Кг): отношение произведений равновесных концентраций компонентов в степенях стехиометрических коэффициентов. C(OH) * C(H+) = 10-14. Для любых гидролизующихся солей константа гидролиза по первой ступени больше, чем по второй. Закон Оствальда: h = (Kг / C0)Ѕ осуществляет взаимосвязь константы гидролиза и степени гидролиза.

Электрохимические процессы

Окислительно-восстановительные реакции состоят из процессов окисления и восстановления. Окисление/восстановление — отдача/принятие электронов веществом. Окислитель/восстановитель — вещество, отдающее/принимающее электроны в реакции. Степень окисления — число электронов, смещённых от атома данного элемента или к атому данного элемента в соединении. Химический способ осуществления ОВР — непосредственная передача электронов от восстановителя к окислителю. В этом случае G < 0. Электрохимический способ осуществления ОВР. Отличается тем, что полуреакции пространственно разделены, т. е. хаотический перенос электронов преобразуется в направленный процесс переноса электронов от восстановителя через внешнюю цепь к окислителю и, как следствие этого, превращение химической энергии в электрическую. Электрохимические процессы протекают в окислительно-восстановительных (ОВ) системах, где происходят процессы превращения химической энергии в электрическую и наоборот. В основе всех ЭХП лежат процессы переноса заряженных частиц из одной фазы в другую, сопровождающиеся образованием ДЭС и разности потенциалов (электролит/электрод: электродного (ж/тв), контактного (тв/тв) и диффузионного (ж/ж)) на границе раздела фаз. Двойной электрический слой (ДЭС) — тонкий поверхностный слой из пространственно разделённых зарядов противоположных знаков, образующихся на границе раздела фаз. ДЭС образуется в результате: 1) Обмена ионами между металлом и раствором электролита. оложительные ионы из металла отрываются водой и переносятся в раствор. 2) Адсорбция ионов на поверхности электрода. 3) Выход электронов из кристаллической решётки электрода. Основные элементы электрохимической системы: Электроды (металлы, полупроводники) Электролиты с ионной проводимостью (раствор, расплав, твёрдое вещество) Граница раздела фаз (электролит | электрод).

БИОГЕННЫЕ ЭЛЕМЕНТЫ – элементы, необходимые для построения и жизнедеятельности клеток организма.

В составе живого вещества найдено более 70 элементов.

КЛАССИФИКАЦИЯ:

I. По содержанию:

1) МАКРОЭЛЕМЕНТЫ (>10^-2 %):

Органогенные (по сод-ю 97%) – C,H,O,N,P,S;

Другие: K, Na, Ca, Mg, Cl

Органогенные – лёгкие элементы, находящиеся в правом верхнем углу, небольшие r, промежуточные электроотрицательности, что способствует образованию прочных ковалентных связей => образуют РАСТВОРИМЫЕ и ГАЗООБРАЗНЫЕ СОЕДИНЕНИЯ

ОСНОВНАЯ ФУНКЦИЯ: построение тканей, поддержание постоянства Осмотического давления, ионного и кислотно-основного баланса в организме.

ДЕФИЦИТ:

Ca: Замедление роста скелета, разрежение костной ткани

К: Аритмия сердечных сокращений

Mg: Мышечные судороги, сердечные спазмы, потрея жидкости

2) МИКРОЭЛЕМЕНТЫ (10^-2 — 10^-5 %):

Cu, F, J, Fe, Mn, Mo, Zn, Se, As, Cr, Ni, Si, Sn, V

Присутствуют в виде различных биокомплексов, выполняют функцию биометаллов.

ПРИМЕР: гемоглобин крови – комплекс Fe

Витамин B12 – биокомплекс Co

Mn входит в состав 12 ферментов

ферм Ксантиноксидаза – Mo

Избыток Mo (раст пища)=> подагра-заболевание суставов

ДЕФИЦИТ:

Mo: Замедл-е клеточного роста, склон к кариесу

Сu: Слабость артерий, нарушение деятельности печени, 2-чная анемия

F: (зубн эмаль) => кариес зубов

J: (щитовидная железа) => заб-е эндемический зоб

Fe: анемия, нарушения иммунной системы, усталось и апатия

Mn: Бесплодие, ухудшение роста скелета

Zn: Повреждения кожи, замедл-е роста, пол созрев-я, анемия

Se: слабость сердечной мышцы

Cr: симптомы диабеита

Co: Злокачественная анемия

Ni: Учащение дпрессий, дерматиты

Si: нарушение роста скелета

3) УЛЬТРАМИКРОЭЛЕМЕНТЫ (<10^-5 %)

U, Hg, Ag, Au

II. По необходимости для живых организмов:

НЕЗАМЕНИМЫЕ – входят в состав белков, липидов, нуклеотидов, ферментов, гормонов, витаминов. ДЕФИЦИТ => нарушение жизнедеятельности.

H, O, Ca, N, K, P, Na, S, Mg, Cl, J, Mn, Cu, Co, Fe, Zn, Mo, V

РЕШАЮЩУЮ РОЛЬ в основных процессах жизнедеятельности играют: Fe, Mg, Na, K, Co, Ca, Mg.

ПРИМЕСНЫЕ – входят в состав примесей. Постоянно содержатся в организме, но их биороль не всегда установлена.

Ga, Sb, Cs, Cr, Br, F, B, Be, Li, Si, Sn, Al, Ba, Ge, As, Rb, Pb, Ra, Bi, Cd, Ni, Ag, Th, Hg, V, Se

МИКРОПРИМЕСНЫЕ – обнаруживаются в организме, но их содержание и биороль не установлена

Se, Tl, La, Pr, Sm, W, Re, Tb

В организме наблюдается концентрационный гомеостаз элементов, нарушение которого связано с различными заболеваниями.

Избыток и недостаток большинства элементов связано с различными патологическими состояниями.

Содержание некоторых элементов меняется с возрастом (Cd, Mo – увелич; Cr, V — уменьш)

ЗАКОНОМЕРНОСТИ РАСПРЕДЕЛЕНИЯ:

Органогенные и большинство биогенных элементов являются в основном элементами малых периодов (I-III) таблицы

4.1. КАТИОНЫ s-ЭЛЕМЕНТОВ

К блоку s-элементов относятся 13 элементов, общим для которых является застраивание в их атомах 5-подуровпя внешнего энергетического уровня. Электронная формула внешней оболочки элементов IA группы — ns1, а элементов ПА группы — ns2. При потере 1 или 2 электронов элементы IA и НА групп дают в растворе ионы с зарядами +1 (Na+ , К+) и +2 (Mg2+, Ca2+, Ва2+). Эти ионы в растворе бесцветны. Большинство солей Na+, К+ , NH4+ хорошо растворимы в воде. Катионы Mg2+, Ca2+, Ва2+ образуют ряд труднорастворимых соединений (карбонаты, фосфаты, оксалаты и др.). Многие из солей при растворении подвергаются гидролизу. Минеральные соли катионов 5-элементов, растворенные в воде, играют очень важную роль во всех физико-химических процессах организма, создают определенное осмотическое давление в крови и тканях, участвуют в процессах диффузии, транспорте газов крови, способствуют сохранению коллоидного состояния живой протоплазмы и т. д.

Натрий и калий относятся к жизненно необходимым макроэлементам, а остальные щелочные металлы (литий, рубидий, цезий) — примесным микроэлементам.

Натрий является основным внеклеточным ионом. В организме человека находится в виде растворимых солей — хлорида, фосфата, гидрокарбоната. Натрий распределен по всему организму: в сыворотке крови, спинно-мозговой жидкости, глазной жидкости, почках, коже, костной ткани, легких, мозге и т. д.

Калий является основным внутриклеточным катионом. Он также распространен по всему организму: в печени, почках, сердце, костной ткани, мышцах, крови, мозге.

Биологическая роль лития пока до конца не выяснена. Доказано только, что его ионы конкурируют с ионами натрия при проникновении в клетки. Некоторые соединения лития оказывают положительное влияние на больных маниакальной депрессией.

Бериллий — примесный ультрамикроэлемент. Его биологическая роль также изучена недостаточно. Известно, что соединения бериллия токсичны и вызывают ряд заболеваний (берилловый рахит, бериллиоз и т. д.). Его токсичность объясняется способностью образовывать прочные связи с биолигандами и хорошей растворимостью фосфатов бериллия.

Магний и кальций — макроэлементы. Ион Mg2+ является внутриклеточным катионом, находится в жидкостях и тканях организма

как в виде акваиона, так и в связанном с белками состоянии. Ион Mg2+ вследствие меньшего радиуса иона и большей энергии ионизации образует более прочные связи, чем ион Са2+, поэтому является более активным катализатором ферментативных процессов. Кальций содержится в каждой клетке организма. Основная его масса находится в костной и зубной тканях в виде нерастворимого кристаллического минерала — гидроксиапатита (Са10 (Р04)6(ОН)2). В крови и лимфе кальций находится как в ионизированном, так и неионизированном состоянии — в соединениях с белками, углеводами и др.

Многие соединения катионов i’-элементов используются как лекарственные средства. Так, изотонический раствор NaCl (0,9%) при меняют для инъекций при обезвоживании организма и при интоксикациях, для промывания ран, глаз, слизистой оболочки носа, для растворения различных лекарственных препаратов. Гипертонические растворы NaCl (3, 5, 10 %) применяют наружно в виде компрессов и примочек при лечении гнойных ран. Гидрокарбонат натрия (питьевая сода — NaHC03) назначают при различных заболеваниях, сопровождающихся повышенной кислотностью, например ацидозом (сахарный диабет и т. д.). Сульфат натрия (глауберова соль) (Na2S04 • 10Н2О) применяют в качестве слабительного средства; тетраборат натрия (Na2B407 • 10Н2О) — наружно как антисептическое средство.

Радиоактивный изотоп 24Na в качестве метки используют для определения скорости кровотока, а также для лечения некоторых форм лейкемии.

Рубидий и цезий относятся к микроэлементам. Радиоактивные изотопы 137Cs и 87Rb используют в радиотерапии злокачественных опухолей. Франций — это радиоактивный элемент, полученный искусственным путем. Имеются данные, что он способен накапливаться в опухолях па самых ранних стадиях их развития.

Многие соли Са и Mg также находят применение в медицине. MgS04 • 7Н20 — сульфат магния (горькая соль), оказывает успокаивающее действие па центральную нервную систему; Mg(OH)2 • 4MgS03 • Н20 — белая магнезия, обладает антацидным легким слабительным действием; 2MgSiO3 • Mg(HSi03)2 — тальк, используют в качестве адсорбирующего и обволакивающего средства, а также для приготовления лекарств; CaS04 • 1/2 Н20 — жженный гипс, применяют для приготовления гипсовых повязок при пере ломах, а также в качестве слепочного материала при протезировании зубов. СаС03 обладает антацидпым и адсорбирующим действием. Его назначают внутрь при повышенной кислотности желудочного сока.

Поскольку ионы бария и стронция обладают токсическим действием, их соединения практически не применяются в медицине. Исключение составляет BaS04, который используют в качестве контрастного вещества для рентгеновской диагностики заболеваний пищеварительного тракта. Радиоактивные изотопы 89Sr и 90Sr применяют в лучевой терапии при лечении костных опухолей.

ПЕРЕКИСЬ ВОДОРОДА окисляет органические вещества с фермент пероксидазой.

КАТИОНЫ d-ЭЛЕМЕНТОВ

К блоку d-элементов относятся 32 элемента периодической системы. В атомах d-элементов заполняется электронами d-подуровень второго снаружи уровня. В периодической системе d-элементы расположены в больших периодах (4 — 7) и I В — VIII в группах.

Валентные электроны этих элементов находятся как на последнем, так предпоследнем слоях. Высшая валентность их равна номеру группы.

Строение внешних электронных оболочек атомов d-блока описывается общей формулой:

(n — 1) • d^1-10ns^1-2.

Важные свойства d-элементов — переменная валентность и разнообразие степеней окисления, а также способность образовывать комплексные соединения с разнообразными лигандами.

В растворах кислородсодержащие анионы d-элементов с высшей степенью окисления проявляют кислотные и окислительные свойства. Катионные формы низших степеней окисления характеризуются основными и восстановительными свойствами. d-Элементы в промежуточной степени окисления проявляют амфотерные свойства.

В организме человека присутствуют в основном соединения d-элементов в промежуточных степенях окисления, проявляющих мягкие окислительно-восстановительные свойства, что способствует плавному протеканию биохимических реакций. Уменьшение окислительно-восстановительного потенциала создает предпосылки для более тонкой «регулировки» биологических процессов. Функционирование организма становится менее энергоемким, а значит, более экономичным по потреблению пищевых продуктов.

d-Элементы составляют более 1/3 всех микроэлементов организма, в котором они существуют в виде комплексных соединений или гидратированных ионов со временем обмена гидратной оболочки от 10^-1 до 10^-10 с. Свободных ионов металлов в организме не существует: это либо их гидраты, либо продукты гидролиза.

В биохимических реакциях d-элементы проявляют себя в основном как металлы-комплексообразователи. Лигандами при этом выступают биологически активные вещества, как правило, органического характера или анионы неорганических кислот.

Белковые молекулы образуют с d-элементами бионеорганические комплексы-кластеры, точнее, биокластеры. Наиболее известные металлоферменты: карбоангидраза, ксантиноксидаза, цитохромы, рубредоксин и др. Они представляют собой биокластеры, полости которых образуют центры связывания субстратов с ионами металлов.

Почти все изучаемые d-элементы имеют жизненно важное значение, а их соединения находят применение в медицинской практике. В крови человека 14,5 % ее веса приходится на долю гемоглобина — красного пигмента эритроцитов, в центре молекулы которого находится ЖЕЛЕЗО. Основная его функция — участие в кислородном обмене и окислительных процессах. Нарушение обмена железа в организме влечет за собой различные формы малокровия. Препараты железа, применяемые внутрь, стимулируют деятельность кроветворных органов и восполняют недостаток Fe в организме.

МАРГАНЦА в организме человека содержится 12 мг. Этот элемент входит в состав некоторых окислительных ферментов (аргиназа, холинэстераза, фосфоглюкомутаза, пируваткарбоксилаза), активизирует окислительно-восстановительные процессы в клетках и тканях, оказывает существенное влияние на кроветворение и т. д. Наиболее известное соединение марганца, применяемое в медицине, — пермангаиат калия (КМn04). Применяют 0,01 — 5% его водные растворы, так как они обладают кровоостанавливающими и антисептическими свойствами, которые определяются высокой окислительной способностью этого элемента. Из других соединений марганца следует отметить MnS04 и МпС12, которые используют при лечении малокровия.

Как и железо, КОБАЛЬТ также является одним из самых важнейших биогенных элементов. Общая его масса в организме взрослого человека составляет примерно 1,2 мг. В основном он находится в форме цианокобаламина (жирорастворимый витамин В12) и его аналогов. Наиболее важную роль витамин В12 играет в развитии и формировании эритроцитов, его дефицит приводит к тяжелому заболеванию — злокачественной анемии. Изотоп кобальта (60Со) используется для лечения злокачественных опухолей.

МЕДЬ — биогенный элемент, содержится в организме взрослого человека (100 мг). В значительных количествах она находится в мышцах. Медь участвует в процессах кроветворения и ферментативного окисления. Из ее соединений широко применяют сульфат меди (CuS04 • 5Н20) внутрь в растворах как рвотное средство при отравлениях фосфором, наружно в виде 0,25% раствора при воспалении слизистых оболочек и конъюнктивитах. Малые дозы этого препарата могут применяться при малокровии.

В организме взрослого человека обнаруживается около 1 мг серебра (10^-6 %) и до 10 мг золота (10^-5 %). Антисептические свойства солей СЕРЕБРА известны с древних времен («серебряная» вода). В клинической медицине применяют многочисленные препараты, содержащие серебро в небольших дозах (ляпис, протаргол, колларгол и др.).

Применять ЗОЛОТО в медицине стали еще в Китае для лечения проказы. В настоящее время соединения золота назначают в основном для лечения ревматоидного артрита. Это хризолан (Na3[Au(S203)2]) (от греч. хризосзолото), а также ряд органических производных (миокризин, солганол, тетрасукцин, имидозолото (III)).

Цинк, кадмий, ртуть — микроэлементы, которые также содержатся в организме человека (у взрослого — 1,8 г Zn, 50 мг Cd, 13 мг Hg).

КАДМИЙ и РТУТЬ — токсичные примесные элементы. Около 70 % ртути сосредоточено в жировой и мышечной тканях. Кадмий локализуется на 30 % в почках, затем в печени, легких, поджелудочной железе.

ЦИНК — жизненно необходимый элемент (65 % в мышцах, 20 % — в костях; остальное количество приходится па плазму крови, печень, эритроциты, предстательную железу). Ион цинка входит в состав более 40 металлоферментов, катализирующих гидролиз эфи-ров и белков. Цинк образует бионеорганический комплекс с инсулином — гормоном, регулирующим содержание сахара в крови. Препараты цинка применяются в медицине как вяжущее и дезинфицирующее средство: сульфат цинка (ZnS04) для лечения конъюнктивитов глаз, оксид цинка (ZnO) входит в состав мазей, паст, суспензий, используемых для лечения кожных болезней. Токсичное действие па организм кадмия и ртути, как и других металлов, проявляется в том, что их ионы вступают во взаимодействие с сульфгидрильными SH-группами белков, ферментов и аминокислот:

При этом образуются слабодиссоциирующие и, как правило, нерастворимые соединения, которые вызывают подавление активности ферментов и свертывание белков. SH-группы входят в состав более 100 ферментов, активность которых может быть подавлена из-за блокирования этих групп. Поэтому очевидно, насколько важно знать механизм блокирования и методы лечения при отравлении организма металлами.

Известно, что токсические свойства элементов зависят от той химической формы, в какой они попадают в организм. Наиболее токсичны те из них, которые растворяются в липидах и легко проникают через мембрану в клетку.

Несмотря па ядовитые свойства солей ртути, многие из них используются в медицине. HgCl2 (сулема) применяется для лечения кожных заболеваний и дезинфекции. Для лечения кожных и венерических заболеваний назначают мази, содержащие HgO и HgS. Hg2Cl2 (каломель) плохо растворяется в воде и поэтому малоядовита. Ее используют в ветеринарии как слабительное средство. Цисизомер [Pt(NH3)2Cl2] — дихлородиамминплатина (II) (препарат ЦИС-ДДП) оказывает лечебное действие при раковых заболеваниях. Действие этого комплекса основано на том, что в нем происходит постепенное замещение хлорид-ионов, а далее и групп NH3 xeлатирующими лигандами. Установлено, что ЦИС-ДДП связывается в опухолевой клетке с молекулой ДНК и ингибирует ее синтез (репликацию).

КАТИОНЫ р-ЭЛЕМЕНТОВ

К р-блоку относятся 30 элементов IIIА — VIIIA групп периодической системы. p-Элементами заканчиваются все периоды, кроме первого и последнего. В атомах p-элементов электронами заполняется р-подуровень внешнего энергетического уровня. Строение внешних электронных оболочек атомов элементов р-блока соответствует общей формуле ns^2np^(1-6). Валентные электроны р-элементов находятся па внешнем р-подуровне. Однако на свойства р-элементов влияет также структура предпоследнего энергетического уровня. У элементов II периода предпоследний слой содержит 2 электрона (1s2), у элементов III периода — 8 (2s22p6), у элементов всех остальных периодов — 18 (ns^2p^6d^10). Атомы p-элементов за счет распаривания электронов на свободные орбитали р- или d-подуровней могут переходить в возбужденное состояние. В связи с этим p-элементы часто проявляют переменную степень окисления.

Катионы p-элементов имеют законченные внешние энергетические уровни (As5+, Sb5+, Sn4+) или содержат 2 электрона на nsорбитали (As3+, Bi3+, Sb3+, Sn2+, Pb2+). Изучение р-элементов особенно важно для медиков, так как в этот блок входят пять элементов-органогенов: С, N, Р, О, S. Они составляют основу живых систем.

Так как в данном разделе описываются реакции обнаружения катионов р-элементов, то остановимся лишь на биогенных свойствах и применении в медицине алюминия, олова, свинца, висмута, мышьяка. В организме человека содержатся А1 — 10^-5 %, Sn — 10^-4%, Pb — 10^-6 %, As — 10^-6 %, Sb — 10^-6 %, Bi — 10^-6 %.

АЛЮМИНИЙ концентрируется главным образом в сыворотке крови, легких, печени, костях, почках, ногтях, волосах, входит в структуру нервных оболочек мозга человека. Его избыток в организме тормозит синтез гемоглобина, так как благодаря довольно высокой комплексообразующей способности блокирует активные центры ферментов, участвующих в кроветворении. ОЛОВО относится к микроэлементам. Сведения о его биологической роли противоречивы. В медицинской практике находят применение различные материалы, в частности пломбировочные, содержащие олово. СВИНЕЦ и его соединения, особенно органические, весьма токсичны. Они могут влиять на синтез белка, энергетический баланс клетки и ее генетический аппарат. В медицинской практике нашли применение как наружные вяжущие антисептические средства: ацетат свинца (Рb(СН3СОО)2) (примочки) и оксид свинца РbО (входит в состав свинцового пластыря). МЫШЬЯК, СУРЬМА и ВИСМУТ относятся к микроэлементам. Если мышьяк относят к незаменимым микроэлементам, то для сурьмы и висмута необходимость их живым организмам пока не установлена. Являясь синергистами, As, Sb, Bi блокируют сульфгидрильные группы биолигандов, и в относительно больших дозах токсичны.

В медицинской практике используют NaH2As04 ■ 7Н20 в виде 1% раствора при нервных расстройствах, легких формах малокровия. Оксид висмута Bi203 применяется в фармацевтической промышленности для изготовления многих лекарств от желудочно-кишечных заболеваний и антисептических средств. Соединения сурьмы применяют в медицине для лечения некоторых инфекционных заболеваний, при лечении сонной болезни.





Внимание, только СЕГОДНЯ!