Материал к экзамену по химии. Основные понятия термодинамики
 Скачать 1.97 Mb.
|
|
Химия биогенных элементов s-блока. Химические элементы, в атомах которых заполняются электронами, s-подуровень внешнего уровня, называют s-элементами. атомы s-элементов – типичные активные металлы. Катионы IIА группы имеют меньший радиус и больший заряд и обладают, следовательно, более высоким поляризующим действием, образуют более ковалентные и менее растворимые соединения. Атомы стремятся принять конфигурацию предшествующего инертного газа. При этом элементы IA и IIA групп образуют соответственно ионы М+ и М2+. Химия таких элементов является в основном ионной химией, за исключением лития и бериллия, которые обладают более сильным поляризующим действием. Данные элементы находятся в главных подгруппах первой и второй групп. S-элементы первой группы включают водород и щелочные металлы, а второй группы – бериллий, магний и щелочноземельные металлы. К s-элементам также относится инертный газ гелий. Электронные структуры атомов и катионов. Литий Li [He] 2s1 Бериллий Be [He] 2s2 Натрий Na [Ne]3s1 Магний Mg [Ne]3s2 Калий K [Ar] 4s1 Кальций Ca [Ar] 4s2 Рубидий Rb [Kr] 5s1 Стронций Sr [Kr] 5s2 Цезий Cs [Xe] 6s1 Барий Ba [Xe] 6s2 Франций Fr [Rn] 7s1 Радий Ra [Rn] 7s2 У катионов конфигурация инертных газов Общая характеристика элементов 2А группы s -Элементы второй группы включают: бериллий (Ве), магний (Мg) и щелочноземельные металлы – кальций (Са), стронций (Sr), барий (Ва) и радий (Rа). Бериллий и магний существенно отличаются от остальных элементов данной группы. Бериллий является амфотерным металлом. Магний образует слабое основание, а щелочноземельные металлы – сильные основания. Данные металлы имеют на внешнем уровне по два электрона и сравнительно легко их отдают, превращаясь в двухзарядные катионы. Они имеют большую, чем щелочные металлы, твёрдость и довольно высокие температуры плавления. Данные металлы обладают высокой химической активностью. Их активность можно определить по положению в электрохимическом ряду. Следует обратить внимание на то, что литий по положению в электрохимическом ряду самый активный металл (φ0 = –3,045 В), хотя по положению в периодической таблице он, в сравнении с остальными щелочными металлами, является самым слабым восстановителем. Биологическая роль кальция, магния. Биологическая роль кальция: 1) Функционирует как составная часть опорных тканей или мембран. Обеспечивает целостность мембран (влияет на проницаемость), т. к. способствует плотной упаковке мембранных белков. Ионы кальция уплотняют клеточные оболочки, уменьшают их проницаемость - в противоположность ионам натрия и калия, увеличивающих проницаемость. 2) участвует в проведении нервного импульса 3) участвует в инициации мышечного сокращения: Образование комплекса актин+миозин (сокращение) возможно только в присутствии ионов кальция внутри миоцита. В мышечных клетках на мембране саркоплазматического ретикулума (СПР) находится "кальциевый насос (канал)", через который регулируется вход и выход кальция в СПР и тем самым концентрация его внутри клетки. Работа "кальциевого насоса" регулируется концентрацией двух внутриклеточных нуклеотидов, действующих антогонистически: 4) Является одним из факторов гемокоагуляции. 5) Кальций ограничено участвует в поддержании осмотического равновесия. 6) Вместе с инсулином активирует проникновение глюкозы в клетки. 7)Ионы кальция участвуют в процессах кроветворения. 8) Кальций препятствует накоплению в организме стронция-90 и свинца, так как является их антагонистом. Названных элементов достаточно в окружающей среде, чтобы при отсутствии кальция занять его место в кристаллической решетке той же костной или зубной ткани. В таблице Менделеева эти металлы стоят рядом, следовательно, имеют схожие с кальцием параметры. Но в живом организме они не могут выполнять его биологические обязанности. 9) Кальций ощелачивает внутреннюю среду организма. 10) Ca – основной минеральный компонент костной ткани Ca5(PO4)3OH (гидроксиапатит) и Ca5(PO4)3F (фторапатит) Биологическая роль магния: 1) является кофактором многих ферментов, в т.ч. кокарбоксилазы и коэнзима А (принимают участие в высвобождении энергии из пищи) играет значительную роль при передаче нервных импульсов и необходим для ритмичной работы сердца 2) активно участвует в обмене белка и нуклеиновых кислот 3) регулирует митохондриальную выработку и перенос энергии 4) регулирует передачу сигнала в нервной и мышечной ткани 5) способствует расслаблению гладкомышечных волокон 6) снижает артериальное давление 7) угнетает агрегацию тромбоцитов 8) ускоряет пассаж содержимого кишечника Важнейшие соединения. Кальция: Фосфат кальция Ca3(PO4)2 - ("фосфорит"), нерастворим, под действием сильных кислот переходит в более растворимые гидро- и дигидрофосфаты кальция. Исходное сырье для получения фосфора, фосфорной кислоты, фосфорных удобрений. Фосфаты кальция входят также в состав апатитов, природных соединений с примерной формулой Са5[PO4]3Y, где Y = F, Cl, или ОН, соответственно фтор-, хлор-, или гидроксиапатит. Наряду с фосфоритом апатиты входят в состав костного скелета многих живых организмов, в т.ч. и человека. Хлорид кальция CaCl2 - бесцв. крист. в-во хорошо р-римое в воде. Образует кристаллогидрат CaCl2*6H2O. Безводный ("плавленый") хлорид кальция - хороший осушитель. CaCl2 применяется для лечения неврозов, как противоаллергический, противоотёчный, противовоспалительный препарат. CaOCl2 – дезинфицирующее средство CaSO4*2H2O – используется в гипсовых повязках Ca – основной минеральный компонент костной ткани Ca5(PO4)3OH (гидроксиапатит) и Ca5(PO4)3F (фторапатит) Магния Английская соль (MgSO4*7H2O) используется как слабительное и желчегонное средство. При инъекциях она вызывает состояние, близкое к наркотическому, и используется для борьбы с судорогами, для лечения гипертонии, психического возбуждения; в сочетании с другими препаратами – для обезболивания при родах. Водные растворы тиосульфата магния используются для лечения ожогов и других заболеваний кожи. Белая магнезия (MgCO3) входит в состав зубных порошков и присыпок; кроме того, она уменьшает кислотность желудочного сока. Жженая магнезия (MgO) тоже нейтрализует желудочный сок. Кроме того, она применяется внутрь при кислотных отравлениях. BaSO4 используется в рентгеноскопии Химическое сходство и биологический антагонизм магний-кальций Магний и кальций являются антагонистами. Ионы кальция подавляют активность многих ферментов, активизируемых ионами магния. Антагонизм ионов кальция и магния проявляется еще и в том, что ион кальция является внеклеточным ионом. При длительном поступлении в организм избыточных количеств солей магния наблюдается усиленное выделение кальция из костной ткани. Аналитические реакции на катионы магния, кальция, бария. Магний. 1) MgCl2 + Na2HPO4 + NH4OH  MgNH4PO4↓ + 2NaCl + H2O (белый, растворяется в кислотах)Кальций 1) Реакция с оксалатом аммония. Катионы Ca2+ образуют с оксалатом аммония (NH4)2C2O4 белый кристаллический осадок оксалата кальция CaC2O4:  Барий 1) Ba2+ + K2SO4 = BaSO4↓+ 2K+ (белый осадок, не растворимый в кислотах) 2) BaCl2 + K2CrO4 = BaCrO4↓ + 2KCl (жёлтый осадок, растворяется в соляной кислоте, не растворяется в уксусной) Билет 34. Химия биогенных элементов d-блока. Электронные структуры атомов и катионов меди и серебра. Общая характеристика d-элементов 1Б группы. Важнейшие соединения, содержащие атомы меди и серебра. Образование комплексных соединений (гидроксокомплексы, амминокомплексы) Аналитические реакции на катионы Cu2+, Ag+. Химия биогенных элементов d-блока. К d-блоку относятся 32 элемента периодической системы. Они входят в 4-7-й большие периоды. У атомов IIIБ-группы появляется первый электрон на d-орбитали. В последующих Б-группах происходит заполнение d-подуровня до 10 элекронов. Строение внешних электронных оболочек описывается формулой (n-1)dansb, где a=1-10, b=1-2 Особенностью элементов этих периодов является непропорционально медленное возрастание атомного радиуса с возрастанием числа электронов. Сходство химических свойств проявляется в характерной особенности d-элементов образовывать комплексные соединения с разнообразными лигандами. Важным свойством этих элементов является переменная валентность и разнообразие степеней окисления. Электронные структуры атомов и катионов меди и серебра. Распределение электронов по энергетическим уровням (слоям) в атомах всех известных химических элементов приведено в периодической системе элементов. Последовательность заполнения электронами энергетических уровней и подуровней происходит от меньших значений суммы к большим в порядке. Нетрудно заметить, что эта последовательность совпадает с последовательностью заполнения атомных орбиталей. Но имеются частные особенности электронной структуры атомов. Например, при переходе от атома никеля к атому меди число 3d-электронов увеличивается не на один, а сразу на два за счет «проскока» одного из -электронов на подуровень. Аналогичный «проскок» электрона с внешнего s- на -подуровень предыдущего слоя происходит и в атоме аналоге меди — серебре. Это явление связано с повышенной энергетической устойчивостью электронных структур, отвечающих полностью занятым энергетическим подуровням. Переход электрона в атоме меди с подуровня на подуровень (и аналогичные переходы в атоме серебра) приводит к образованию целиком заполненного -подуровня и поэтому оказывается энергетически выгодным. Cu 1s 22s 22p 63s 23p64s 13d10 Cu+ 1s 22s 22p 63s 23p64s 03d10 Cu2+ 1s 22s 22p 63s 23p64s 03d9 Ag 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s14d10 Ag+ 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d104p65s04d10 Общая характеристика d-элементов 1Б группы В IБ-группе (группе меди) находятся переходные металлы Сu, Аg, Аu, которые имеют сходное распределение электронов, определяемое феноменом «проскока» или «провала» электронов. Электронная конфигурация меди - 3d1O4s 1 , серебра - 4d1O5s 1 , золота - 5d1O6s1 . В образовании связей участвуют как электроны s-подуровня так и d-подуровня. Типичные степени окисления меди +1 и +2, серебра - +1 (реже +2 и +3), золота + 3 (реже +1) Важнейшие соединения, содержащие атомы меди и серебра. Сульфат меди CuSO4*5H2O (антисептик, глазные капли, 5% раствор при ожогах) АgNO3 (прижигание, стерилизация ран). Оксид серебра (I) Ag2O (антисептик) Образование комплексных соединений (гидроксокомплексы, амминокомплексы). Комплексные соединения меди. Характерное свойство двухзарядных ионов меди — их способность соединяться с молекулами аммиака с образованием комплексных ионов. Если к раствору сульфата меди приливать раствор аммиака, то выпадает голубой осадок основной соли, который легко растворяется в избытке аммиака, окрашивая жидкость в интенсивный синий цвет. При испарении воды ионы [Cu(NH3)4]2+ связываются с ионами SO42· и из раствора выделяются темно-синие кристаллы, состав которых выражается формулой [Cu(NH3)4]SO4 · Н2О. Таким образом, при взаимодействии сульфата меди(II) с аммиаком происходит реакция СuSO4 + 4NН3 = [Cu(NH3)4] SO4 или в ионной форме: Cu2++ 4NH3 = [Cu(NH3)4]2+ Подобно сульфату меди(II) реагируют с аммиаком и другие соли двухвалентной меди. Во всех этих случаях получаются темно-синие растворы, содержащие комплексные ионы [Сu(NНЗ)4]2+. Гидроксид меди(II) тоже растворяется в аммиаке с образованием темно-синего раствора, содержащего ионы[Cu(NH3)4]2+: Cu(OH)2+ 4NНЗ = [Cu(NH3)4]2+ + 2OH- Гидроксид меди(II) растворяется также в очень концентрированных растворах щелочей, образуя сине-фиолетовые растворы купритов — солей, содержащих комплексный ион [Сu(ОН)4]2– Cu(OH)2 + 2NaOH ↔ Na2[Cu(OH)4] или в ионной форме: Cu(OH)2+2OH– ↔[Cu(ОН)4]2– Из других комплексных анионов меди(II) отметим ионы [CuCl4]2–, образующиеся в концентрированных растворах хлорида меди(II) и обусловливающие их зеленую окраску: CuCl2 + 2Cl– ↔ [CuCl4]2– Комплексные соединения серебра. Подобно меди, серебро обладает склонностью к образованию комплексных соединений. Многие нерастворимые в воде соединения серебра, например, оксид cepe6pa(I) и хлорид серебра, легко растворяются в водном растворе аммиака. Ag2O + 4NH3 + H2O = 2[Ag(NH3)2]OH; AgCl + 2NH3 + H2O = [Ag(NH3)2]OH + HCl. Комплексные цианистые соединения серебра применяются для гальванического серебрения. Цианидный комплекс получается по реакции: AgCl + 2KCN = K[Ag(CN)2] + KCl. Взаимодействие между AgBr и веществом закрепителя — тиосульфатом натрия. При этой реакции получается растворимая комплексная соль: AgBr + 2Nа2S2OЗ = Na3 [Ag(S2O3)2] + NaBr Аналитические реакции на катионы Cu2+, Ag+. Медь. 1. Открытие для катиона меди проводят по реакции с избытком гидроксида аммония до образования комплексного соединения аммиаката меди II ярко-синего цвета. А при малых добавлениях получается осадок голубовато-зеленой основной соли. 2Cu2++SO42-+2NH4OH=Cu2(OH)2SO4+2NH4+ Cu2(OH)2SO4+6NH4OH+2NH4+=2[Cu(NH3)4]2++SO42-+8H2O 2. Реакция открытия катиона меди является также образование красного осадка гексацианоферрата II меди 2Cu2++4K++[Fe(CN)6]4-=Cu2[Fe(CN)6]+4K+ и растворяется в гидроксиде аммония Cu2[Fe(CN)6]+12NH4OH=2[Cu(NH3)4](OH)2+(NH4)4[Fe(CN)6]+8H2O Серебро. 1. Реакцией открытия катиона серебра является образование белого осадка хлорида серебра при действии соляной кислоты или ее солей Ag++Cl-=AgCl 2. Реакцией на катион является образование осадка хромата серебра Ag2CrO4 кирпично-красного цвета при действии на соли серебра K2CrO4 2Ag++CrO42-=Ag2CrO4 Осадок растворяется при добавлении гидроксида аммония до образования комплексного иона и в азотной кислоте Билет 35. Химия биогенных элементов d-блока. Электронные структуры атомов и катионов хрома и марганца. Важнейшие соединения, содержащие атомы хрома и марганца. Биологическая роль. Зависимость окислительно—восстановительных и кислотно—основных свойства соединений хрома и марганца от степени окисления атомов. Аналитические реакции на катионы Mn2+, Cr3+. Химия биогенных элементов d-блока. К d-блоку относятся 32 элемента периодической системы. Они входят в 4-7-й большие периоды. У атомов IIIБ-группы появляется первый электрон на d-орбитали. В последующих Б-группах происходит заполнение d-подуровня до 10 элекронов. Строение внешних электронных оболочек описывается формулой (n-1)dansb, где a=1-10, b=1-2 Особенностью элементов этих периодов является непропорционально медленное возрастание атомного радиуса с возрастанием числа электронов. Сходство химических свойств проявляется в характерной особенности d-элементов образовывать комплексные соединения с разнообразными лигандами. Важным свойством этих элементов является переменная валентность и разнообразие степеней окисления. Электронные структуры атомов и катионов хрома и марганца. Cr 1s 22s 22p 63s2 3p6 4s 13d5 Cr3+ 1s 22s 22p 63s2 3p6 4s0 3d3 Mn 1s 22s 22p 63s 23p6 4s 23d5 Mn2+ 1s 22s 22p 63s2 3p6 4s03d5 Важнейшие соединения, содержащие атомы хрома и марганца. Перманганат калия (VII) KMnO4. Пурпурные орторомбические призматические кристаллы. Устойчив на воздухе. Растворяется в воде, жидком аммиаке, пиридине и метаноле. Разлагается при нагревании выше 200оС. Обладает окислительными свойствами. Получают длительным кипячением K2MnO4 в воде, действием разбавленных кислот, хлора и озона на K2MnO4, электролитическим окислением растворов манганатов. Используется как антисептическое средство Марганец хлористый MnCl2 (антисептики, дезинфицирующие средства) Хромовая кислота H2CrO4 (хромирование инструментов) Комохром - сплав хрома, кобальта и молибдена. Используется в медицине, в восстановительной хирургии. Этот сплав безвреден для человеческого организма. Биологическая роль. Марганец: -активирует или входит в состав многих ферментов -является катализатором некоторых реакций в организме человека -участвует в синтезе белка, нуклеиновых кислот, нейромедиаторов -участвует в обмене инсулина, гормонов щитовидной железы -препятствует окислению свободными радикалами, обеспечивая стабильность клеточных мембран -регулирует функционирование мышц, развитие соединительной ткани, хрящей, скелета -повышает утилизацию жиров и углеводов - минеральный обмен, рост костей, половое созревание Хром: - поддерживает нормальный уровень глюкозы в крови - входит в состав фактора толерантности к глюкозе (витаминоподобное соединение) - усиливает действие инсулина, обеспечивает его нормальную активность - регулирует липидный обмен, возможно оказывает положительный эффект при атеросклерозе - обеспечивает структурную целостность нуклеиновых кислот - регулирует работу щитовидной железы (способен замещать йод) - регулирует деятельность сердечной мышцы и кровеносных сосудов - усиливает процессы регенерации - способствует выведению из организма токсичных элементов Зависимость окислительно—восстановительных и кислотно—основных свойства соединений хрома и марганца от степени окисления атомов. Элементы d-блока находящиеся в III, IV, V, VI, VII B группах имеют незавершенный d-электронный слой (предвнешний эн. уровень). Такие электронные оболочки неустойчивы. Этим объясняется переменная валентность и возможность проявлять различные степени окисления d-элементов. Степени окисления элементов d-блока в соединениях всегда только положительные. Соединения с высшей степенью окисления проявляют кислотные и окислительные свойства. Соединения с низшей степенью окисления - основные и восстановительные свойства. Соединения с промежуточной степенью окисления - проявляют амфотерные свойства. CrO основной оксид, Cr2O3 - амфотерный оксид, CrO3 - кислотный оксид. То есть в данном ряду растет кислотность и окислительные свойства. Кислородсодержащие соединения марганца. С кислородом марганец образует ряд оксидов: MnO, Mn2O3, MnO2, MnO3, Mn2O7 и Mn3O4 – смешанный оксид MnO*Mn2O3. В зависимости от степени окисления марганца изменяются свойства и характер оксидов и соответствующих им гидроксидов. С увеличением степени окисления марганца кислотные свойства соединений усиливаются, а основные свойства – уменьшаются. Соединения марганца(II) и марганца(III) проявляют основные свойства, марганца(IV) – амфотерные свойства, марганца(VI) и марганца(VII) – кислотные свойства. В периоде с возрастанием заряда ядра атома уменьшается устойчивость соединений с высшей степенью окисления, возрастают их окислительные свойства. В группах увеличивается устойчивость соединений с высшей степенью окисления, уменьшаются окислительные и возрастают восстановительные свойства элементов. Аналитические реакции на катионы Mn2+, Cr3+. Хром 1. Реакция с едкими щелочами Cr3++3OH- =Cr(OH)3 CrCl3+3NaOH=Cr(OH)3+3NaCl 2. Реакция открытия катиона хрома является окисление пероксидом водорода в щелочной среде. 2CrCl3+3H2O2+10KOH=2K2CrO4 +6KCl+8H2O (окраска из сине-зеленого в желтую) Марганец 1. Реакция с едкими щелочами Mn2++2OH- =Mn(OH)2 MnCl2+2NaOH=Mn(OH)2+2NaCl 2. Реакция открытия катиона марганца является окисление пероксидом водорода в щелочной среде. MnCl2+H2O2+2KOH=H2MnO3+2KCl+H2O (из бесцветного в темно-бурый) Билет 36. Химия биогенных элементов d-блока. Электронные структуры атомов и катионов железа. Важнейшие простые и комплексные соединения, содержащие атомы железа. Биологическая роль железа. Аналитические реакции на катионы Fe2+ , Fe3+. Химия биогенных элементов d-блока (было) Электронные структуры атомов и катионов железа. Электронные структуры атомов и катионов железа. Fe 1s 22s 22p 63s 23p64s 23d6 Fe2+ 1s 22s 22p 63s 23p64s0 3d6 Fe3+ 1s 22s 22p 63s 23p64s0 3d5 Важнейшие простые и комплексные соединения, содержащие атомы железа Лактат железа Fe(C3H5O3)2, FeO+цветки календулы - каферид ферамид FeCl3+C6H6N2O FeSO4 – токсичные белые кристаллы, Гидроксид железа (III) Fe(OH)3 (очистка газов от сероводорода, применяется при отравлении мышьяком) Гексацианоферраты(II, III) Желтая кровяная соль (гексацианоферрат (II) калия — K4[Fe(CN)6]) FeCl2 + 6KCN = K4[Fe(CN)6] + 2KC1. При добавлении к раствору солей трехвалентного железа раствора желтой кровяной соли образуется темно-синий осадок, называемый берлинской или пpyccкой лазурью: 4FeCl3 + 3K4[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl. Если на желтую кровяную соль подействовать окислителем (хлором, перманганатом калия), то получается комплексная соль трехвалентного железа гексацианоферрат (III) калия — K3[Fe(CN)6], которая окрашена в красный цвет и называется красной кровяной солью. 2K4[Fe(CN)6] + С12 = 2K3[Fe(CN)6] + 2KC1 При взаимодействии растворов солей двухвалентного железа с красной кровяной солью образуется темно-синий осадок, называемый турнбулевой синью: 3FeCl2 + 4K3[Fe(CN)6] = Fe4[Fe(CN)6]3 + 6KC1 + 6KCN. Важнейшим комплексным соединением с участием железа в организме человека является гемоглобин Биологическая роль железа. -обеспечивает транспорт кислорода (входит в состав гемоглобина) -обеспечивает транспорт электронов в окислительно-восстановительных реакциях организма (входит в состав цитохромов и железосеропротеидов) -участвует в формировании активных центров окислительно-восстановительных ферментов -участие в кроветворении; -стимулирование процесса роста; -улучшение состояния кожи, ногтей, волос. Аналитические реакции на катионы Fe2+ , Fe3+. Реакции катиона Fe2+ 1. Гидроксиды натрия и калия осаждают из солей железа II гидроксид железа II Fe(OH)2-осадок серо-зеленого цвета: Fe2+ + 2OH- = Fe(OH)2 FeCl2+2NaOH=Fe(OH)2+2NaCl 2. Реакцией открытия катионов Fe2+ является образование осадка “турбулевой сини” 3Fe2+ +2[Fe(CN)6]3-=Fe3[Fe(CN)6]2 3FeCl2+2K3[Fe(CN)6]= Fe3[Fe(CN)6]2 + 6KCl Реакции катиона Fe3+ 1. Гидроксиды натрия и калия осаждают из солей железа III гидроксид железа III Fe(OH)3-осадок красно-бурого цвета Fe3+ + 3OH- = Fe(OH)3 FeCl3+3NaOH=Fe(OH)3+3NaCl 2. Реакцией открытия катионов Fe2+ является образование осадка “берлинской лазури” 4Fe3+ +3[Fe(CN)6]4-=Fe4[Fe(CN)6]3 4FeCl3+3K4[Fe(CN)6]= Fe4[Fe(CN)6]3 + 12KCl 3. Реакцией открытия катионов Fe3+ является образование роданида железа кроваво-красного цвета: Fe3++3CNS-=Fe(CNS)3 FeCl3+3KCNS=Fe(CNS)3+3KCl Билет 37. Химия биогенных элементов p-блока. Общая характеристика элементов IVA группы. Электронные структуры атомов элементов. Соединения углерода: оксид и диоксид углерода, их биологическая активность. Угольная кислота и ее соли. Применение в медицине соединений углерода. Аналитические реакции на ионы СО32—, (НСО3—), С2О42—, СH3COO—. Элементы необходимые организму для построения и жизнедеятельности клеток и органов, называют биогенными элементами. Для 30 элементов биогенность установлена. Существует несколько классификаций биогенных элементов: А) По их функциональной роли: 1) органогены, в организме их 97,4% (С, Н, О, N, Р, S), 2) элементы электролитного фона (Na, К, Ca, Mg, Сl). Данные ионы металлов составляют 99% общего содержания металлов в организме; 3) Микроэлементы – это биологически активные атомы центров ферментов, гормонов (переходные металлы). Б) По концентрации элементов в организме биогенные элементы делят: 1) макроэлементы; 2) микроэлементы; 3) ультрамикроэлементы. Биогенные элементы, содержание которых превышает 0,01% от массы тела, относят к макроэлементам. К ним отнесены 12 элементов: органогены, ионы электролитного фона и железо. Они составляют 99,99% живого субстрата. Еще более поразительно, что 99% живых тканей содержат только шесть элементов: С, Н, О, N, Р, Ca. Элементы К, Na, Mg, Fe, Сl, S относят к олигобиогенным элементам. Содержание их колеблется от 0,1 до 1%. Биогенные элементы, суммарное содержание которых составляет величину порядка 0,01%, относят к микроэлементам. Содержание каждого из них 0,001% (10-3 – 10-5%).Большинство микроэлементов содержится в основном в тканях печени. Это депо микроэлементов. Некоторые микроэлементы проявляют сродство к определенным тканям ( йод - к щитовидной железе, фтор - к эмали зубов, цинк - к поджелудочной железе, молибден - к почкам и т.д.). Элементы, содержание которых меньше чем 10-5%, относят к ультрамикроэлементам. Данные о количестве и биологической роли многих элементов невыяснены до конца. Некоторые из них постоянно содержатся в организме животных и человека: Ga, Ti, F, Al, As, Cr, Ni, Se, Ge, Sn и другие. Биологическая роль их мало выяснена. Их относят к условно биогенным элементам. Химия биогенных элементов p-блока P-Элементы имеют общую электронную конфигурацию ns 2np 1–6 и образуют подгруппы IIIА, IVА, VА, VIА, VIIА и VIIIА периодической системы. В p-блок входят последние шесть групп главной подгруппы, исключая гелий (который находится в s-блоке). Данный блок содержит все неметаллы (исключая водород и гелий) и полуметаллы, а также некоторые металлы. P-блок содержит в себе элементы, которые имеют различные свойства, как физические, так и механические. P-неметаллы — это, как правило, высокореакционные вещества, имеющие сильную электроотрицательность, p-металлы — умеренно активные металлы, причём их активность повышается к низу таблицы химических элементов. В периодах слева направо происходит уменьшение атомного радиуса, ослабление металлических свойств, увеличение энергии ионизации, сродства к электрону и окислительная активность. В группах сверху вниз происходит увеличение радиуса атома, уменьшение энергии ионизации, cродства к электрону, окислительной активности, ослабление неметаллических свойств. Общая характеристика элементов IVA группы. В IVА-группу периодической системы элементов Д.И.Менделеева составляют углерод, кремний, германий, олово, свинец. Общая электронная формула валентной оболочки атомов элементов IVА-группы: ns2np2. Атомы этих элементов имеют по четыре валентных электрона на s- и p-орбиталях внешнего энергетического уровня. В невозбужденном состоянии не спарены два p-электрона. Следовательно, в соединениях эти элементы могут проявлять степень окисления +2. Но в возбужденном состоянии электроны внешнего энергетического уровня приобретают конфигурацию ns1np3,и все 4 электрона оказываются неспаренными. В соответствии с электронным строением возбужденного состояния элементы IVA- группы могут проявлять в соединениях степень окисления +4. Радиусы атомов элементов IVA- группы закономерно возрастают с увеличением порядкового номера. В этом же направлении закономерно снижается энергия ионизации и электроотрицательность. В соответствии с возрастанием размеров атомов и падением энергии ионизации при переходе от углерода к свинцу неметаллические свойства ослабевают, так как снижается способность присоединять электроны и увеличивается легкость их отдачи. Действительно, первые два элемента группы: углерод т кремний – типичные неметаллы, германий, олово и свинец – амфотерные элементы с ярко выраженными металлическими свойствами у последнего. Усиление металлических признаков в ряду C-Si-Ge-Sn-Pb проявляется и в химических свойствах простых веществ. В обычных условиях элементы C,Si,Ge,Sn устойчивы по отношению к воздуху и воде. Свинец же окисляется на воздухе.  |