Реферат: Металлы жизни
3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH = 3K2MnO4
+ 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O
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 + 2H2O
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)2ЭДТА]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(C2O4)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.
Некоторые
реакции с участием марганца:
2Mg+O2=2MgO (магний горит в кислороде воздуха ослепительно-белым пламенем).
Mg+2HCl=MgCl2+H2 (выделяемый
кислород можно определить по пузырькам на поверхности металла и по взрыву при
поджигании).
Mg+H2O=Mg(OH)2+H2 (реакция
идет очень медленно при кипячении).
Mg+2H2O+2NH4Cl=MgCl2+2NH4OH+H2 (при
проведении реакции ощущается характерный запах аммиака). В этой и предыдущей
реакции образующийся MgCl2
можно определить с помощью реакции
MgCl2+2AgNO3=2AgCl¯+Mg(NO3)2.
MgO+MgCl2+H2O=2MgOHCl
(образование магнезиального цемента).
Через некоторое время цемент затвердевает.
MgO+H2O=Mg(OH)2
(реакция идет при нагревании).
Образующийся Mg(OH)2 в этой и следующей реакции можно определить по
фиолетовому окрашиванию добавляемого раствора фенолфталеина.
MgSO4+2NaOH=Mg(OH)2¯+Na2SO4 (выпадает желтоватый осадок Mg(OH)2).
MgCl2+Na2CO3=MgCO3¯+2NaCl (выпадает
белый осадок MgCO3).
MgCO3+2HCl=MgCl2+CO2+H2
MgCl2+2AgNO3=2AgCl¯+Mg(NO3)2
Ca(OH)2+CO2=CaCO3+H2O.
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) MgSO4·7H2O 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·H2O получается
путём прокаливания природного гипса CaSO4·2H2O
при 150-180 0С. При
замешивании с водой он быстро твердеет, превращается опять в кристаллический
гипс CaSO4·2H2O. 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 ZnSO4·7H2O 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 - Mn3O4 и браунит - Mn2O3.
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:
3Mn3O4 + 8Al = 9Mn + 4Al2O3;
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., 0С
................................................................. 1245
Т.кип., 0С................................................................ ~2080
S0298,
Дж/град·моль........................................................... 32,0
DHвозг. 298, кДж/моль...................................................... 280
E0298
Mn2+ + 2e = Mn, В........................................... -1,78
В
ряду напряжений марганец располагается до водорода. Он довольно активно
взаимодействует с разбавленной HCl и H2SO4.В соответствии
с устойчивыми степенями окисления взаимодействие марганца с разбавленными
кислотами приводит к образованию катионного аквокомплекса [Mn(OH2)6]2+:
Mn + 2OH3- + 4H2O =
[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 (Mn2O3),
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 · 6H2O,
Mn(ClO4)2 · 6H2O.
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+ + 3H2O =
[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) + K2SO4 (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 = 2Mn2MnO4
+ 6H2O
В
сильнощелочной среде окисление сопровождается образованием оксоманганатов (VI)
- производных комплекса MnO42-:
+2
+5 +6 -1
3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH = 3K2MnO4
+ 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O
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 + 2H2O
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)2ЭДТА]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(C2O4)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+.
Марганец входит 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) FeSO11·7H2O – 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 FeCl3·6H2O.
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 сульфат меди CuSO4·5H2O, 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.
|