Метали життя

Тип работы:
Реферат
Предмет:
Химия


Узнать стоимость

Детальная информация о работе

Выдержка из работы

Екзаменаційний реферат по хімії по темі

Метали життя

Підготував

Учень 11Е класу

Білоусов Олег

Перевірила

Петрухіна Т.В.

Вступ

На грані хімії, біології і медицини виникла нова наукова область — біонеорганічна хімія. Біонеорганічна хімія розглядає роль металів у виникненні і розвитку різних процесів у здоровому і хворому організмі, створює нові ефективні препарати на основі металоорганічних з'єднань, активно бере участь у боротьбі за збереження здоров’я людей і продовження людського життя.

Особливо чуйно організм реагує на зміну концентрації мікроелементів, тобто елементів, що є присутнім в організмі в кількості менше одного грама на 70 кг маси людського тіла. До таких елементів відносяться мідь, цинк, марганець, кобальт, залізо, нікель, молібден.

Доведено, що зі зміною концентрації цинку зв’язаний плин ракових захворювань, кобальту і марганцю — захворювання серцевого м’яза, нікелю — процесів згортання крові. Визначення концентрації цих елементів у крові дозволяє іноді знайти ранні стадії різних захворювань. Так, зміна концентрації цинку в сироватці крові зв’язано з протіканням захворювання печінки і селезінки, а концентрацій кобальту і хрому — деяких серцево-судинних захворювань.

На думку фахівців, сучасне людство, особливо у великих містах, живе на грані схованої недостачі багатьох елементів. У стресових ситуаціях схована недостача може стати явної і привести до появи важких захворювань. Так, наприклад, сховане плин раку може продовжуватися від 5 до 40 років, що, можливо, обумовлено поступовою зміною концентрації мікроелементів унаслідок старіння організму. З іншого боку, існують припущення про те, що цілеспрямована зміна концентрації різних елементів в організмі може бути використане для продовження життя людини.

В даний час відомо більш ста хімічних елементів, однак тільки невелике число з них входить до складу живого на планеті Земля. На таблиці1 представлена періодична система Д.И. Менделєєва, у якій відзначені основні елементи, що грають особливо важливу роль у фізіологічних і патологічних процесах в організмі людини. Червоним кольором позначені 16 «елементів життя «: 10 металів (Na, K, Mg, Ca, Zn, Cu, Co, Mn, Fe, Mo) і 6 неметалів (H, O, N, C, P, S), що складають основу біологічно важливих молекул і макромолекул. Синім кольором показані елементи, що знаходяться в невеликих кількостях у живих організмах і рослинах (B, Cr, F, Cl, Br, I).

В організмі людини вже давно і точно визначився баланс оптимальних концентрацій біологічно важливих з'єднань між їхнім надходженням і виведенням у результаті життєдіяльності.

Виходячи із сучасної квантомеханічної інтерпретації періодичної системи, класифікація елементів проводиться в відповідності з їхньою електронною конфігурацією. Вона заснована на ступені заповнення різних електонних орбіталей (s, p, d, f) електронами. Відповідно до цього елементи підрозділяють на s-, p-, d-, f- елементи.

В організмі людини присутні в основному іони легких металів Na+, K+, Mg2+, Cu2+, що відносяться до s-елементів, і іони Mn2+, Fe2+, Co3+, Cu2+, Zn2+ стосовні до d-елементів. І тільки міститься в організмі важкий d-елемент молібден (Мо) — порушує загальну біогеохімічну установку — побудова біологічних структур тільки з легких елементів. Усі ці метали зустрічаються в нашому організмі у виді твердих чи з'єднань у виді їхніх водяних розчинів.

Дослідження фізіологічної ролі металів, а також їхнього значення в діагностиці, профілактиці і лікуванні хвороб є одним з нових напрямків у медичній науці. Найбільше показово при цьому вивчення складу металів у крові людини (табл. 2). Процеси перетворення (метаболічні процеси) протікають тут найбільше інтенсивно. Середня тривалість життя більшості елементів крові складає не більш декількох чи годин доби.

Концентрації елементів у таблиці 2 приведені до загального обсягу крові 5−6л, ph 7. 35−7. 42. Концентрації в мікромолях відзначені зірочкою.

Таблиця 1. Зміст металів у компонентах крові здорової людини

Компоненти крові

Зміст елементів в мМ

s-елементи

d-елементи

Na

K

Mg

Ca

Mn*

Fe

Co*

Cu*

Zn*

Загальна кров

85. 2

44. 5

1. 57

-

2. 18

8. 59

0. 71

14. 8

138

Кров’яні тільця

20. 9

94. 9

2. 72

-

1. 46

18. 6

-

11. 9

-

Плазма (92%води)

141

4. 11

1. 13

-

0. 73

-

-

18. 3

47. 2

Сиворотка

140

5. 06

0. 87

2. 42

-

23. 3

-

18. 1

226

1. S-ЕЛЕМЕНТИ

метал організм людина

До s-елементів відносяться елементи I і II груп періодичної системи.

Значення s-елементів для організму величезно. Вони беруть участь у створенні буферних систем організму, забезпечення необхідного астматичного тиску, виникненні мембранних потенціалів, у передачі нервових імпульсів (Na, k), структуроутворення (Mg, Ca).

НАТРІЙ, КАЛІЙ

Іони натрію і калію розподілені по всьому організмі людини, причому перші входять переважно до складу міжклітинних рідин, другі головним чином знаходяться усередині кліток. Підраховано, що в людському організмі міститься 250 м калію і 70 м натрію. Від концентрації обох іонів залежить чутливість (провідність) нервів і скорочувальна здатність м’язів. Шок при важких опіках обумовлений втратою іонів калію з кліток. Введення іонів калію сприяє розслабленню серцевого м’яза між скороченнями серця. Хлорид натрію служить джерелом для утворення соляної кислоти в шлунку. Гідрокарбонат натрію — буферна сіль — підтримує кислотнощелочну рівновагу в рідких середовищах організму і служить переносником вуглецю. Лікування деяких психічних захворювань засновано на заміні іонів K+ і Na+ на іони Li+.

Із солей натрію і калію найбільше значення для медицини мають наступні з'єднання:

Хлорид натрію (поварена сіль) NaCl. Розчин хлориду натрію (0. 85−0.9%) — фізіологічний розчин — застосовується для внутрішньовенних уливань при великих крововтратах. Крім того, хлорид натрію вживається для інгаляцій, ванн, душів, а також при лікуванні катаральних станів деяких слизуватих оболонок.

Гідрокарбонат натрію (харчова сода) NaHCO3 — білий кристалічний порошок. Застосовується при підвищеній кислотності шлункового соку, виразкової хвороби шлунка і дванадцятиперстної кішки, печії, подагрі, діабеті, катарах верхніх дихальних шляхів. Зовнішньо вживається як слабкий луг при опіках, для полоскань, промивань і інгаляцій при нежиті, конюктивитах, стоматитах, ларингітах і т.д.

МАГНІЙ І КАЛЬЦІЙ

Магній і кальцій знаходяться в II групі періодичної системи Д.И. Менделєєва і також відносяться до s-елементів. По своїх характеристиках їхні іони в більшому ступені відрізняються друг від друга, чим іони натрію і калію. Так, іон магнію в порівнянні з іоном кальцію виявляє велику тенденцію до утворення ковалентних донорно — акцепторних зв’язків з різними електродонорними атомами (N, O), що входять до складу біологічних макромолекул (білки). Це обумовлює великі структуроутворюючі властивості магнію в порівнянні з кальцієм.

Іони Mg2+ утворять у клітках комплекси з нуклеинивими кислотами, приймають участь у передачі нервового імпульсу, скороченні м’язів, метаболізмі вуглеводів. Магній можна назвати центральним елементом енергетичних процесів, зв’язаних з окисним фосфорилюванням. Надлишок магнію відіграє роль депрессора нервового порушення, недолік — викликає тетамію (судороги).

Активність більшості ферментів переносу (гирансфероз) залежить від магнію. Магній — один з основних активаторів ферментативних процесів. Зокрема, він активує ферменти синтезу і розпаду аденозинтрифосфорної і гуамінтрифосфорної кислоти, бере участь у процесах переносу фосфатних груп. Магній входить до складу хлорофілу; субодиниці рибосом (клітинних органоїдів, на яких відбувається синтез білка) зв’язані іонами Mg2+. Склад магнію в організмі близько 42р. підвищена кількість його в оргнізмі може викликати наркотичний стан.

Марганець належить до дуже розповсюджених елементів, складаючи 0,03% від загального числа атомів земної кори. Серед важких металів (атомна вага більше 40), до яких відносяться всі елементи перехідних рядів, марганець займає по поширеності в земній корі третє місце слідом за залізом і титаном. Невеликі кількості марганцю містять багато гірських порід. Разом з тим, зустрічаються і скупчення його кисневих з'єднань, головним чином у виді мінералу піролюзиту — Mn2. Велике значення мають також мінерали гаусманит — Mn3O4 і брауніт — Mn2O3.

Одержання. Чистий марганець може бути отриманий електролізом розчинів його солей. Однак, оскільки 90% усього видобутку марганцю споживається при виготовленні різних сплавів на основі заліза, з руд звичайно виплавляють прямо його високопроцентний сплав із залізом — феромарганець (60−90% - Mn і 40−10% - Fe). Виплавку феромарганцю із суміші марганцових і залізних руд ведуть в електричних печах, причому марганець відновлюється вуглецем по реакції:

Mn2 + 2C + 301 кдж = 2З + Mn

Невелика кількість металевого марганцю в лабораторії легко приготувати алюмотермічним методом:

3Mn3O4 + 8Al = 9Mn + 4Al2O3; H0 = -2519 кдж

Марганець — проста речовина і його властивості. Марганець — сріблисто-білий твердий тендітний метал. Відомі чотири кристалічні модифікації марганцю, кожна з яких термодинамічна стійка у визначеному інтервалі температур. Нижче 7070 С стійкий -марганець, що має складну структуру — у його елементарний осередок входять 58 атомів. Складність структури марганцю при температурах нижче 7070 С обумовлює його крихкість.

Деякі фізичні константи марганцю приведені нижче:

Щільність, г/см37,44

Т. Пл., 0С 1245

Т. стосів., 0С~2080

S0298, Дж/градмоль32,0

Hвозг. 298, кдж/моль. 280

E0298 Mn2+ + 2e = Mn, У-1,78

У ряді напруг марганець розташовується до водню. Він досить активно взаємодіє з розведеної HCl і H2SO4. Відповідно до стійких ступенів окислювання взаємодія марганцю з розведеними кислотами приводить до утворення катіонного аквокомплекса [Mn (OH2)6]2+:

Mn + 2OH3- + 4H2O = [Mn (OH2)6]2+ + H2

Унаслідок досить високої активності, марганець легко окисляється, особливо в порошкоподібному стані, при нагріванні киснем, сіркою, галогенами. Компактний метал на повітрі стійкий, тому що покривається оксидною плівкою (Mn2O3), що, у свою чергу, перешкоджає подальшому окислюванню металу. Ще більш стійка плівка утвориться при дії на марганець холодної азотної кислоти.

Для Mn2+ менш характерно комплексообразування, чим для інших d-элементів. Це зв’язано з електронною конфігурацією d5 іона Mn2+. У високоспиновом комплексі електрони заповнюють по одному всі d-орбіталі. У результаті, на орбіталях містяться d-електрони як з високої, так і з низькою енергією; сумарний виграш енергії, обумовлений дією полючи лигандів, дорівнює нулю.

З'єднання Mn (II)

Більшість солей Mn (II) добре розчинні у воді. Мало розчинні Mn, Mn, Mn2, Mn (OH)2, MnCO3 і Mn3(PO4)2. При розчиненні у воді солі Mn (II) диссоциюють, утворити аквокомплекси [MS (OH2)6]2+, що додають розчинам рожеве фарбування. Такого ж кольору кристаллогідрати Mn (II), наприклад Mn (NO3)2 6H2O, Mn (Cl4)2 6H2O.

По хімічних властивостях бінарні з'єднання Mn (II) амфотерні (переважають ознаки основних з'єднань). У реакціях без зміни ступеня окислювання для них найбільш характерний перехід у катіонні комплекси. Так, оксид Mn, як і гидроксид Mn (OH)2, легко взаємодіють з кислотами:

Mn + 2OH3+ + 3H2O = [Mn (OH2)6]2+

З лугами вони реагують тільки при досить сильному і тривалому нагріванні:

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

З гидроксоманганатів (II) виділені у вільному стані K4[Mn (OH)6], Ba2[Mn (OH)6] (червоні кольори) і деякі інші. Усі вони у водяних розчинах цілком руйнуються. По цій же причині ні металевий марганець, ні його оксид і гидроксид у звичайних умовах з лугами не взаємодіють.

Оксид Mn (сіро-зеленого кольору, т. пл. 17 800 C) має перемінний склад (MnO-Mn1,5), має напівпровідникові властивості. Його звичайно одержують, нагріваючи Mn2 в атмосфері чи водню термічно розкладаючи MnCO3.

Оскільки Mn з водою не взаємодіє, Mn (OH)2 (білі кольори) одержують непрямою шляхом — дією лугу на розчин солі Mn (II):

MnSO4 (р) + 2KOH (р) = Mn (OH)2 (т) + K2SO4 (р)

Кислотні ознаки з'єднання Mn (II) виявляють при взаємодії з однотипними похідними лужних металів. Так, нерозчинний у воді Mn (CN)2 (білі кольори) за рахунок комплексоутворення розчиняється в присутності KCN:

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

Аналогічним образом протікають реакції:

4KF + Mn2 = K4[Mn6] (гексафтороманганат (II))

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

Більшість манганатов (II) (крім комплексних ціанідів) у розведених розчинах розпадається.

При дії окислювачів похідні Mn (II) виявляють відбудовні властивості. Так, у лужному середовищі Mn (OH)2 легко окисляється навіть молекулярним киснем повітря, тому осад Mn (OH)2, одержуваний по обмінній реакції, швидко сутеніє:

6Mn (OH)2 + O2 = 2Mn2Mn4 + 6H2O

У сильнощелочному середовищу окислювання супроводжується утворенням оксоманганатов (VI) — похідних комплексу Mn42-:

3MnSO4 + 2KCl3 + 12KOH = 3K2Mn4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O

Сильні окислювачі, такі, як Pb2 (окисляє в кислому середовищі), переводять з'єднання Mn (II) в оксоманганати (VII) — похідні комплексу MnO-4:

2MnSO4 + 5Pb2 + 6HNO3 = 2HMn4 + 3Pb (NO3)2 + 2PbSO4 + 2H2O

Остання реакція використовується в аналітичній практиці як якісна реакція на з'єднання марганцю.

З'єднання марганцю в біологічних системах. Марганець дуже цікавий у біохімічному відношенні. Точні аналізи показують, що він мається в організмах усіх рослин і тварин. Зміст його звичайний не перевищує тисячних часток відсотка, але іноді буває значно вище. Наприклад, у листах буряка міститься до 0,03%, в організмі рудих мурах — до 0,05%, а в деяких бактеріях навіть до декількох відсотків Mn. Досвіди з годівлею мишей показали, що марганець є необхідною складовою частиною їхньої їжі. В організмі людини більше всього марганцю (до 0,0004%) містить серце, печінку і надпочечники. Вплив його на життєдіяльність, очевидно, дуже різноманітно і позначається головним чином на росту, утворенні крові і функції полових залоз.

У надлишкових проти норми кількостях марганцові з'єднання діють як отрути, викликаючи хронічне отруєння. Останнє може бути обумовлено вдиханням утримуючої ці з'єднання пилу. Виявляється воно в різних розладах нервової системи, причому розвивається хвороба дуже повільно.

Марганець належить до числа деяких елементів, здатних існувати у восьми різних станах окислювання. Однак у біологічних системах реалізуються тільки два з цих станів: Mn (II) і Mn (III). У багатьох випадках Mn (II) має координаційне число 6 і октаедричне оточення, але він може також бути п’яти і семикоординаційним (наприклад, у [Mn (OH)2ЭДТА]2-). Часто зустрічається в з'єднань Mn (II) блідо-рожеве фарбування зв’язане з високоспиновим станом іона d5, що володіє особливою стійкістю як конфігурація з наполовину заповненими d_ орбиталями. У неводному оточенні іон Mn (II) здатний також до тетраедричної координації. Координаційна хімія Mn (II) і Mg (II) має відому подібність: обидва катіони віддають перевагу у якості лигандів порівняно слабкі донори, як, наприклад, карбоксильну і фосфатну групи. Mn (II) може заміняти Mg (II) у комплексах із ДНК, причому процеси матричного синтезу продовжують протікати, хоча і дають інші продукти.

Незакомплексований іон Mn (III) хитливий у водяних розчинах. Він окисляє воду, так що при цьому утворяться Mn (II) і кисень. Зате багато комплексів Mn (III) цілком стійкі (наприклад, [Mn (C2O4)3]3- - оксалатний комплекс); звичайно октаедрична координація в них трохи перекручена внаслідок ефекту Яна — Теллера.

Відомо, що фотосинтез у шпинаті неможливий під час відсутності Mn (II); імовірно, те ж відноситься і до інших рослин. В організм людини марганець попадає з рослинною їжею; він необхідний для активації ряду ферментів, наприклад дегидрогеназ ізолюваної і яблучної кислот і декарбоксилази пировиноградної кислоти.

Деякі реакції за участю марганцю:

2Mg+O2=2Mg (магній горить у кисні повітря сліпучим-білим полум’ям).

Mg+2HCl=MgCl2+H2 (виділюваний кисень можна визначити по пухирцях на поверхні металу і по вибуху при підпалюванні).

Mg+H2O=Mg (OH)2+H2 (реакція йде дуже повільно при кип’ятінні).

Mg+2H2O+2NH4Cl=MgCl2+2NH4OH+H2 (при проведенні реакції відчувається характерний запах аміаку). У цій і попередній реакції що утвориться MgCl2 можна визначити за допомогою реакції

MgCl2+2AgNO3=2AgCl+Mg (NO3)2.

Mg+MgCl2+H2O=2MgOHCl (утворення магнезіального цементу). Через якийсь час цемент затвердіває.

Mg+H2O=Mg (OH)2 (реакція йде при нагріванні). Що утвориться Mg (OH)2 у цій і наступній реакції можна визначити по фіолетовому фарбуванню розчину, що додається, фенолфталеіна.

MgSO4+2NaOH=Mg (OH)2+Na2SO4 (випадає жовтуватий осад Mg (OH)2).

MgCl2+Na2CO3=MgCO3+2NaCl (випадає білий осад MgCO3).

MgCO3+2HCl=MgCl2+CO2+H2

MgCl2+2AgNO3=2AgCl+Mg (NO3)2

Ca (OH)2+CO2=CaCO3+H2O.

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

Кальцій — один з п’яти (O, C, H, N, Ca) найбільш розповсюджених елементів в організмі людини. Зміст його в організмі складає близько 1700 м на 70 кг маси. Іони Ca2+ беруть участь у структуроутворенні (Ca складає основу кісткової тканини), скороченні м’язів, функціонуванні нервової системи. Від змісту іонів Ca2+ залежить проникність клітинних мембран. Кальцій потрібний для росту кіст і зубів, утворення молока в жінок, що годують, регулювання нормального ритму скорочень серця, а також здійснення процесу згортання крові. Згортання крові можна прискорити, вводячи в організм надлишкова кількість солей кальцію, наприклад при кровотечі. Щоденна доза кальцію, необхідна організму, складає приблизно 1р. При зниженні змісту Ca у крові він починає вимиватися кров’ю з кісткової тканини, що у свою чергу приведе до розм’якшення і скривлення кісткового кістяка. Недолік Ca у плазмі крові може викликати судороги м’язів і навіть конвульсії (сильні судороги всіх м’язів). Утворення каменів у жовчних і мочевиводящих шляхах, склеротичні зміни кровоносних судин також зв’язані з відкладенням в організмі солей Ca у результаті порушення нормальної життєдіяльності організму.

З з'єднань Ca і Mg мають велике значення наступні:

Гідроксид Ca (гашене вапно) Ca (OH)2 використовується в санітарній практиці для дезінфекцій. Крім того, у формі вапняної води (насичений водяний розчин Ca (OH)2) застосовується зовнішньо й усередину в якості протизапального, в’язкого і дезинфікуючого засобу.

Сульфат магнію (гірка сіль) MgSO47H2O застосовується усередину як проносне. Сульфат Mg застосовують також при лікуванні правця, тхори й інші судорожні стани. При гіпертонії його вводять у вену, а як жовчогінне — у дванадцятипалу кишку.

Хлорид кальцію CaCl2 застосовують як заспокійливий засіб при лікуванні неврозів, при бронхіальній астмі, туберкульозі.

Палений гіпс 2CaSO4H2O виходить шляхом прожарювання природного гіпсу CaSO42H2O при 150−180 0С. При змішуванні з водою він швидко твердіє, перетворюється знову в кристалічний гіпс CaSO42H2O. На цій властивості засноване застосування його в медицині для гіпсових пов’язок при переломах кіст.

Карбонат кальцію CaCO3 практично нерозчинимо у воді. Застосовується усередину не тільки як кальцієвий препарат, але і засіб, що адсорбірує і нейтралізує кислоти. Особливо чистий препарат йде також для виготовлення зубного порошку.

2. D-ЕЛЕМЕНТИ

Іони d-елементів (Zn, Mn, Fe, Cu, Co, Mo, Ni) мають незаповнені d-електронні шари. Це обумовлює різні ступені окислювання d-елементів, їхня здатність брати участь у різних окислювально-відновних перетвореннях, можливість утворювати комплексні з'єднання.

У порівнянні з розглянутими вище s-елементами, d-елементи містяться в організмі в значно менших кількостях. Однак їхня роль у плині фізіологічних і патологічних процесів в організмі людини величезна.

ЦИНК

Цинк входить до складу великого числа ферментів і гормону інсуліну. В останні роки Zn особливо «повезло» у змісті виявлення його нових фізіологічних функцій. Доведено, що він необхідний для підтримки нормальної концентрації вітаміну, А в плазмі. Дефіцит Zn викликає уповільнення росту тварин, порушення шкірного і волосяного покриву. Висловлено припущення, що постійний недолік цинку в раціоні приводить до появи низькорослих людей.

Згідно з останніми даними, Zn значно впливає на синтез нуклеінових кислот і активно бере участь у збереженні і передачі генетичної інформації, граючи роль своєрідного біологічного перемикача.

З'єднання цинку — дуже важливі лікувальні препарати. Препарати Zn застосовуються в медицині як в’язкі і дезинфікуючі засоби.

Сульфат цинку ZnSO47H2O входить до складу очних крапель як засіб при конюктивитах.

Хлорид цинку ZnCl2 застосовується в пастах як припікальний засіб, у розчинах — при виразках, як в’язкий і антисептичний засіб.

ЗАЛІЗО

В організмі людини залізо зустрічається у виді двох катіонів: Fe2+ і Fe3+. Воно в основному входить до складу гемоглобіну, що міститься в еритроцитах (80% від кількості). Таким чином, загальний зміст заліза визначається головним чином обсягом крові. Крім того, в організмі існує депоноване (запасне) залізо у виді високомолекулярного залізовмісного білка (ферритина), що знаходиться в клітках печінки і селезінки. Клітинний фонд заліза представляє залізо клітинних ферментів подиху, а в м’язах — залізо гемоглобіну.

Обмін заліза між плазмою крові і лімфою відбувається за допомогою транспортного білка (трансферрина). Одна молекула трансферрина зв’язує 2 атоми заліза. Основний шлях обміну заліза такий: залізо плазми (залізо еритроцитів (гемоліз ((залізо плазми.

Звичайно середній зміст заліза в організмі не перевищує 5р. У випадку втрат крові потреба в залозі перевищує його надходження в організм із їжею. При внутрішньовенних ін'єкціях залізо вводиться у виді аскорбата, чи цитрату колоїдних комплексів з вуглеводами, тобто у виді слабко іонізованих з'єднань.

Із солі заліза найбільшу ефективність застосування в медицині знайшов сульфат заліза (II) (залізний купорос) FeSO117H2O — кристали блідо-зеленого кольору, що жовтіють при тривалому збереженні на повітрі. Він використовується при лікуванні анемії (недокрів'ї), що залежить від дефіциту заліза в організмі, а також при слабості і виснаженні організму. Для цієї ж мети уживаються відновлене залізо Fe і карбонат заліза FeCO3.

Із солей заліза (III) найбільше широко застосовуються гідрид заліза FeCl36H2O. Це з'єднання бурого кольору, добре розчинно у воді.

КОБАЛЬТ

Катіон кобальту Co2+ входить до складу важливих білкових молекул, активує дія ряду ферментів. Комплекс тривалентного кобальту Co3+ складає основу одного з найважливіших вітамінів У12. Значний недолік цього вітаміну в організмі викликає злоякісну анемію. Думають, що дефіцит З у тканинах знижує здатність організму захищатися від різних інфекцій.

Вважається, що людський організм реагує на недолік у ньому кобальту в меншому ступені, чим на недолік інших елементів. Однак остаточної відповіді на це питання ще ні, тому що немає ще повних даних про нагромадження (депонуванні) вітаміну В12 у тканинах організму людини.

МІДЬ

Важливе біологічне значення мають катіони Си+ і Си2+. У такому виді мідь входить у найважливіші комплексні з'єднання з білками (протеїд-міді-протеїди). Протеїд-міді-протеїди, подібно гемоглобіну, беруть участь у переносі кисню. Число атомів міді в них різне: 2- у молекулі цереброкуперина, що бере участь у збереженні запасу кисню в мозку, і 8- у молекулі церулоплазмина, що сприяє переносу кисню в плазмі. Мідь активує синтез гемоглобіну, бере участь у процесах клітинного подиху, у синтезі білка, утворенні кісткової тканини і пігменту шкірних покривів. Іони міді входять до складу медьоутримуючих ферментів.

Найбільш використовуваним у медицині з'єднанням міді є сульфат міді CuSO45H2O, називаний мідним купорсом. Сульфат міді (II) володіє в’язкою і припікальною дією. Застосовується у виді очних крапель при отруєнні білим фосфором. Усієї солі міді отрутні, тому мідний посуд лудять, тобто покривають шаром олова, щоб запобігти можливість утворення мідних солей.

МОЛІБДЕН

Відповідно до конфігурації і будівлі незаповнених шарів молібден може реалізувати вісьмох різних ступенів окислювання. У біологічних системах Мо виявлений у виді Мо+6, Мо+8 і рідше Мо+3, Мо+4. Можливо, ця розмаїтість форм існування і з’явилося причиною того, що це найважчий біометалл використовується поряд з легкими елементами для побудови живих організмів.

Фізіологічна і патологічна роль молібдену в даний час тільки вивчається.

Мо входить до складу ряду ферментів. На прикладі молібдену можна простежити зв’язок і взаємовплив метабіологічної активності мікроелементів. Надлишок молібдену приводить до зменшення концентрації міді і кобальту. Безпосередня взаємодія між Мо і Сu може приводити до утворення в желудочно-кішечному тракті важкорозчинного з'єднання CuMo4.

НІКЕЛЬ

Приналежність нікелю до числа биоелементів організму визнається не всіма дослідниками. Наприклад, Д. Ульямс у своїй книзі «Десять металів життя» не включає нікель у число біометаллів. Але останні дослідження інших учених указують на наявність і визначену роль нікелю в біологічних системах. Показано, зокрема, що нікель бере участь в активуванні ферментативних реакцій гідролізу, реакцій за участю карбоксильної групи.

Величезна кількість різних хімічних речовин (ліки, харчові добавки, продукти забруднення навколишнього середовища, хімічної обробки рослин і т.д.) попадають в організм людини. Дія цих речовин, а також їхніх численних комбінацій не тільки впливає окремий організм протягом усього його життя, але і передається в спадщину від покоління до покоління. У зв’язку з цим стає необхідним знання можливих наслідків впливу різного роду хімічних сполук на здоров’я людини.

Література

1. Москва 1980р. «Хімія і медицина».

2. Журнал «Здоров'я» рік 1998.

3. Журнал «Здоров'я» рік 1996.

4. Журнал «Здоров'я» рік 1999.

5. «Хімія» авт. Хомченко.

6. Загальна і неорганічна хімія". Карапетьянц М. Х., Дракин С. И., 1993р.

ПоказатьСвернуть
Заполнить форму текущей работой