Реферат химия и биологическая роль элементов via группы студент 104 группы лечебного факультета Исламов Г. Ф
 Скачать 50.66 Kb.
|
|
5. Политионовые кислоты, пероксосерные кислоты и их соли. При замещении мостикового кислорода в дисерной кислоте на один или цепочку атомов серы возникают ди- , три- и другие политионовые кислоты H2SnO6, где 2 n. Благодаря возникновению связи S-S степень окисления атомов серы в дитионовой кислоте HO3S-SO3H считается пониженной до +5. Кислота в свободном виде не выделена, однако обменным взаимодействием Ba2S2O6 + H2SO4 BaSO4 + H2S2O6 получены ее достаточно концентрированные растворы. Соли, дитионаты, синтезируют окислением водных растворов SO2 суспензиями порошков оксидов марганца или железа (MnO2, Fe2O3): MnO2 + 2 SO2 MnS2O6 .При n і 3 степень окисления серы в политионовых кислотах H2SnO6 уменьшается ниже +4 и т.д.). Сложные политионаты, содержащие до 23 атомов серы, получены из тиосульфатов с помощью SCl2 или S2Cl2, например, K2S2O3+ +S2Cl2 K2SnO6 + 2KCl (3 n 22). Сера благодаря способности к катенации и разнообразию степеней окисления образует множество оксокислот различной устойчивости. Из этой диаграммы следует, что Н2S термодинамически может восстанавливать все оксокислоты до свободной серы. Кроме того, поскольку вольтэквиваленты оксокислот промежуточных степеней окисления лежат выше линии, соединяющей вольтэквиваленты и S, то указанные оксокислоты могут диспропорционировать на серную кислоту и серу. Окислителями средней силы их можно окислять до H2SO4, а сильными восстановителями (Zn+H+, Al+OH-) - восстановить до сероводорода или его солей. В соответствии с диаграммой окислительных состояний дитионаты сильными окислителями (KMnO4, K2Cr2O7) окисляются до сульфатов: , а сильными восстановителями (например, амальгама натрия, Na/Hg) восстанавливаются до сульфитов и дитионитов : . Пероксосерные кислоты. Это кислородные кислоты серы, характеризующиеся наличием пероксогруппы -О-О-. Известны три П. к.: пероксомоносерная H2SO5, пероксодисерная H2S2O8 и пероксотрисерная H2S3O11. Наиболее изучены H2SO5 (наз. также кислота Кар о) и H2S2O8(наз. также надсерная кислот а) и их соли - пероксосулъфаты. В свободном виде H2SО5 и H2S2О8- бесцветные кристаллы, плавящиеся соответственно при 45 оС и 65 ОС. Их водные растворы получают электролизом растворов серной кислоты. H2SO5- сильный окислитель, применяемый в органич. синтезе. H2S2O8 и её соли - также окислители; служат исходными продуктами при получении Н2О2. 6.Свойства селена и теллура и их соединений: селеноводород, теллуроводород, оксиды, кислородосодержащие кислоты. 6.1 Химические свойства селена. На воздухе Селен устойчив; кислород, вода, соляная и разбавленная серная кислоты на него не действуют, хорошо растворим в концентрированной азотной кислоте и царской водке, в щелочах растворяется с окислением. Селен в соединениях имеет степени окисления -2, + 2, + 4, +6. Энергия ионизации Se0 → Se1+ → Se2+ → Se3+соответственно 0,75; 21,5; 32 эв. С кислородом Селен образует ряд оксидов: SeO, Se2O3, SeO2, SeO3. Два последних являются ангидридами селенистой H2SeO3 и селеновой H2SeО4 кислот (соли -селениты и селенаты). Наиболее устойчив SeO2. С галогенами Селен дает соединения SeF6, SeF4, SeCl4, SeBr4, Se2Cl2 и другие. Сера и теллур образуют непрерывный ряд твердых растворов с Селеном. С азотом Селен дает Se4N4, с углеродом -CSe2. Известны соединения с фосфором Р2Sе3, Р4Sе3, P2Se5. Водород взаимодействует с Селеном при t>=200 °С, образуя H2Se; раствор H2Se в воде называется селеноводородной кислотой. При взаимодействии с металлами Селен образует селениды. Получены многочисленные комплексные соединения Селена. Все соединения Селена ядовиты Химические свойства селеноводорода схожи со свойствами сероводорода, хотя H2Se обладает большей кислотностью (pKa = 3,89 при 25 °C), чем H2S (pKa = 11,0 при 25 °C). Учитывая высокую кислотность, селеноводород растворим в воде. При горении селеноводорода в воздухе или кислороде образуется оксид селена и вода. 6.2 Химические свойства теллура. Конфигурация внешней электронной оболочки атома Те 5s25p4. В соединениях проявляет степени окисления -2; +4; + 6, реже +2. Теллур - химический аналог серы и селена с более резко выраженными металлическими свойствами. С кислородом Теллур образует оксид (II) ТеО, оксид (IV) ТеО2 и оксид (VI) ТеО3. ТеО существует выше 1000 °С в газовой фазе. ТеО2 получается при сгорании Те на воздухе, обладает амфотерными свойствами, трудно растворим в воде, но легко - в кислых и щелочных растворах. ТеО3 неустойчив, может быть получена только при разложении теллуровой кислоты. При нагревании Теллур взаимодействует с водородом с образованием теллуроводорода Н2Те - бесцветного ядовитого газа с резким, неприятным запахом. С галогенами реагирует легко; для него характерны галогениды типа ТеХ2 и ТеХ4 (где X - Cl и Вг); получены также TeF4, TeF6; все они легколетучи, водой гидролизуются. Теллур непосредственно взаимодействует с неметаллами (S, Р), а также с металлами; он реагирует при комнатной температуре с концентрированными азотной и серной кислотами, в последнем случае образуется TeSO3, окисляющаяся при нагревании до TeOSO4. Известны относительно слабые кислоты Те: теллуроводородная (раствор Н2Те в воде), теллуристая Н2ТеО3 и теллуровая Н6ТеО6; их соли (соответственно теллуриды, теллуриты и теллураты) слабо или совсем нерастворимы в воде (за исключением солей щелочных металлов и аммония). Известны некоторые органические производные Теллура, например RTeH, диалкилтеллуриды R2Te - легкокипящие жидкости с неприятным запахом Теллуроводород Н2Те-бесцв. газ с неприятным запахом; в жидком состоянии зеленовато-желтый, кристаллический-лимонно-желтый; теллур кип. — 2°С, теллур пл. — 51 °С; плотн. 5,81 г/л; для газа 35,6 Дж/(моль · К), 99,7 кДж/моль, 222,8 Дж/(моль · К); DHпл 4,2 кДж/моль, 23 кДж/моль; а сухом воздухе при комнатной температуре медленно разлагается, во влажном окисляется до теллур; при нагревании на воздухе горит, давая ТеО2; растворимость в воде 0,1 М, водный раствор-слабая кислота, К1 2·10-3; сильный восстановитель. получают взаимодействием Аl2Те3 с соляной кислотой, а также электролизом раствора H2SO4 с теллуровым катодом при 0°С; применяют для получения теллура высокой чистоты. 7.Качественные реакции на сульфат-ионы и сульфид-ионы. Н2SО4 + ВаСl2=BaSO4 +2HCl 2H+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4 + 2Н+ + 2Сl- Ba2+ + SO42- = BaSO4 Выпадает белый осадок, который не растворяется ни в воде, ни в концентрированной азотной кислоте. В качестве группового реагента на анионы I аналитической группы применяют хлорид бария BaCl2 или нитрат бария Ba(NO3)2. При взаимодействии анионов первой группы с катионом бария в растворе образуются осадки соответствующих бариевых солей: Ba2+ + SO42- = BaSO4↓ белый Ba2+ + SO32- = BaSO3↓ белый Осадки бариевых солей анионов I аналитической группы растворимы в соляной и азотной кислотах, кроме осадка сульфата бария BaSO4. В серной кислоте осадки бариевых солей, кроме BaSO4, растворяются с одновременным образованием сульфата бария: BaSO3 + H2SO4 = BaSO4↓ + H2SO3. Гидрофосфат бария, карбонат бария и метаборат бария растворимы в уксусной кислоте. Осадок тиосульфата бария растворяется в минеральных кислотах и в кипящей воде с выделением осадка серы: BaS2O3 + 2HCl = BaCl2 + H2S2O3 H2S2O3 → H2O + S↓ + SO2↑. 8.Соединения элементов VIA-группы как лекарственные средства. 8.1 Применение кислорода Медицина Кислород используется в: -В оксибарокамерах; -Для заправки оксигенераторов (кислородных масок, подушек и т.д.); -Для создания дыхательных смесей и для дыхания чистым кислородом; -Смеси для наркоза и для выведения из наркоза; -В палатах со специальным микроклиматом; -Изготовление кислородных коктейлей; -При выращивании микроорганизмов на парафинах нефти; -Создание нейтральной среды при проведении лапароскопических (полостных) операций и при лечении ожоговых больных; 8.2 Применение серы. В медицинской практике находят применение серный цвет, очищенная сера и серное молоко. Серный цвет назначается при болезнях кожи, главным образом, против чесотки и в некоторых случаях экземы; очищенная cepa назначается также внутрь несколько раз в день как слабительное средство, в порошках; серное молоко обладает более сильным слабительным действием. С., оставаясь продолжительное время в мелкораздробленном виде на воздухе и во влажном пространстве, окисляется в сернистую кислоту, которая и проявляет антипаразитарное действие на некоторые микроорганизмы. Слабительное действие объясняется также превращением благодаря щелочам кишечного канала в растворимую сернистую щелочь и сероводород. Эти продукты вызывают усиленную перистальтику, благодаря которой и наблюдается слабительный эффект. После введения С. в желудок наблюдается значительное увеличение серной кислоты в моче. Часть С. выводится в виде фенилсерной кислоты и других парных соединений серной кислоты. Обмен веществ под влиянием С., по-видимому, незначительно повышается, и этим объясняется наблюдаемое в некоторых случаях исхудание после лечения натуральными серными водами. Следует упомянуть еще о некоторых сложных препаратах С. для наружного употребления: 1) раствор С. в льняном и терпентинном маслах, гарлемский бальзам — снаружи для втирания и для перевязок при подагрических страданиях, при паразитарных заболеваниях кожи, при ознобах. 2) Серное мыло — смесь 35 частей мыльного порошка, 5 частей серного цвета и соответствующего количества спирта (парфюмируется бергамотным маслом) — против чесотки. 8.3 Применение селена. В фармакологии применяются препараты селена: Селенит натрия, Селен-актив, Витабаланс 2000, Ультраклиа 20, Фитоселен, Опунции КриО для мужчин, Опунции КриО для женщин, Астрагал и др. Действует в комплексе с витамином Е как антиоксидант, нейтрализуя свободные радикалы и предупреждая развитие хронических сердечно-сосудистых и онкологических заболеваний; стимулирует кроветворение; улучшает функцию нервной системы; входит в состав ферментов, участвующих в детоксикации тяжелых металлов; является основным элементом фермента глутатионпероксидазы. Один из редких и важнейших элементов, необходимых нашему организму. В сочетании с витаминами А, С, Е он предохраняет от возникновения онкологических заболеваний, помогает при артрите, разрушает вредные для организма вещества, увеличивает иммунитет, выносливость организма, благодаря увеличению поступления кислорода сердечной мышцы. Селен нужен для образования белков в нашем организме, он поддерживает нормальную работу печени, щитовидной железы, поджелудочной железы, для спокойствия нервной системы. Является важным для поддержания репродуктивной функции. Замедляет процесс старения организма. Кроме того, препараты селена обладают бактериостатическим, фунгицидным, противоопухолевым, антигистаминным, антидепрессивным действием, нормализуют антитоксическую функцию печени и др. Эти свойства, в конечном итоге, также объясняются антиоксидантными свойствами селена и его способностью стабилизировать клеточные мембраны. Селенсодержащие препараты во много раз активнее своих тиоаналогов. Препараты селена используются для ликвидации селенового дефицита. В то же время, большинство предлагаемых препаратов приготовлено из селенита натрия или при их приготовлении использовалась эта соль, что также не исключает наличие остаточных количеств этого высокотоксического продукта. Имеются селенсодержащие аминокислоты, токсичность которых находится на уровне селенита натрия. Вышесказанное диктует поиск новых менее токсичных препаратов селена с высокой антиоксидантной активностью и положительным влиянием на иммунную систему организма. По современным представлениям процесс образования и нейтрализации свободных радикалов можно отнести к ведущему процессу, принимающему самое непосредственное и активное участие в регуляции обмена веществ в организме здорового человека и животного. Эта же всеобщность свободнорадикальных процессов может рассматриваться как единый, унифицированный патогенетический механизм лежащий и у истоков, и в основе развития огромного количества их процессов в любой клетке, ткани и органе безотносительно причин вызвавших патологию. 9. Медико-биологическое значение элементов VIA-группы. По содержанию в организме человека (62%) кислород относится к макроэлементам. Он незаменим и относит–ся к числу важнейших элементов, составляющих основу живых систем, т. е. является органогеном. Кислород входит в состав огромного числа молекул, начиная от простейших и кончая биополимерами. Велика роль кислоро–да в процессах жизнедеятельности, так как окисление кислородом питательных веществ (углеводов, белков, жиров) служит источником энергии, необходимой для ра–боты органов и тканей живых организмов. Большинство окислительно-восстановительных реакций в организме протекает при участии кислорода и его активных форм. Фагоцитарные (защитные) функции организма также связаны с наличием кислорода, и уменьшение содер–жания кислорода в организме понижает его защитные свойства. В фагоцитах (клетках, способных захватывать и переваривать посторонние тела) кислород 02 восстанавливается до супероксид-иона. В медицинской практике кислород применяют для вдыхания при болезненных состояниях, сопровождающихся кислородной недостаточностью (гипоксией), заболеваниях дыхательных путей, сердечно-сосудистой системы, отравлениях оксидом углерода (II) СО, синильной кис-лотой HCN, а также при заболеваниях с нарушениями функций дыхания. Широко используется в клинической практике гипербарическая оксигенация – применение кислорода под повышенным давлением. Аллотропную модификацию кислорода – озон О3 как очень сильный окислитель используют для дезинфекции помещений, обеззараживания воздуха и очистки питьевой воды. По содержанию в организме человека (0,16%) сера относится к макроэлементам. Как и кисло–род, она жизненно необходима. Суточная потребность взрослого человека в сере – около 4—5 г. Сера входит в состав многих биомолекул – белков, аминокислот (цистина, цистеина, метионина и др.), гормонов (инсулина), витаминов (витамин B1 ). Много серы содержит–ся в каротине волос, костях, нервной ткани. В живых организмах сера, входящая в состав амино–кислот, окисляется. Конечными продуктами этого процесса преимущественно являются сульфаты. Кроме того, образуются тиосульфаты, цементная сера и политионовые кислоты. По содержанию в организме (10−5—10−7%) селен относится к микроэлементам. Некоторые исследователи относят его к жизненно необходимым элементам. Селен поступает с пищей – 55—110 мг в год. Селен в основном концентрируется в печени и почках. Концентрация селена в крови составляет 0,001—0,004 ммоль/л. Несомненна связь селена с серой в живых организмах. При больших дозах селен в первую очередь накапливается в ногтях и волосах, основу которых составляют серосодержащие аминокислоты. Известна и способность селена предохранять организм от отравления ртутью Hg и кадмием Cd. Селен способствует связыванию этих токсичных металлов с другими активными центрами, с теми, на которые их токсическое действие не влияет. Интересен факт взаимосвязи меж–ду высоким содержанием селена в рационе и низкой смертностью от рака. В больших дозах селен токсичен. Распад соединений селена в организме животных приводит к выделению высокотоксичного диметилселена, имеющего чесночный запах. 10. Селен как элемент, способствующий проявлению кариеса. Высокий уровень селена способствует кариесу зубов (есть некоторые свидетельства, полученные при эпидемиологических исследованиях на людях) Практически весь селен, потребляемый человеком, содержится в продуктах питания. Содержание селена в продуктах питания в первую очередь зависит от некоторых факторов: 1) род продуктов питания: в продуктах морского происхождения, почках, мясе, рисе и злаках содержится значительное количество селена - обычно значительно выше 0,2 мг/кг сырой массы, овощи являются довольно бедным источником селена. 2) происхождение продуктов, то есть химический состав почвы содержание в ней селена. 3) приготовление пищи: более очищенные и(или) обработанные продукты содержат меньше селена. Биологическая активность селена зависит от той химической формы, в которой он содержится в пище и в организме. Элементарный селен практически инертен в отношении питания и токсичности, а вот в органических соединениях селен в организме превращается в так называемый фактор3 (биологически активная форма).Концентрация селена в продуктах, необходимая для предупреждения недостаточности селена, зависит от содержания в пище витамина Е. Список литературы 1. Химия. Для школьников ст. классов и поступающих в вузы: Учеб. Пособие / Н. Е. Кузьменкою, В. В. Еремин, В. А. Попков — 4-е изд., стереотип. — М.: Дрофа, 2001. — 544 с.:ил. 2. Книга для чтения по неорганической химии. Кн. для учащихся. В 2 ч. Ч. 1 / сост. В. А. Крицман — 3-е изд. — М.: Просвещение, 1993. — 192 с., 8 л ил.: ил. — ISBN 5-09-002972-5 3. Химия. Учеб. для 9 кл. сред. шк. / Ф. Г. Фельдман, Г. Е. Рудзитис — М.: Просвещение, 1990. — 176 с.: ил. ISBN 5-09-002624-6 4. Химия: Учеб. для 8-9 кл. общеобразоват. Учреждений / Р. Г. Иванова. — 3-е изд., М.: Просвещение, 2001. — 270 с.: ил. — ISBN 5-09-010278-3 5. Путешествие по шестой группе. Элементы VI группы периодической системы Д. И. Менделеева. Пособие для учащихся. / Г. Л. Немчанинова — М., «Просвещение», 1976 — 128 с.: ил. |