P-Элементы. Общая характеристика р-элементов Потенциал ионизации I, В
Большинство известных на Земле соединений – это соединения р-элементов, пять из них (C, N, P, O, S) являются органогенными, то есть входят в состав любой клетки. Р-элементы находятся в главных подгруппах с III по VIII группы. Валентные электроны находятся на внешнем р-подуровне, общая электронная формула внешнего уровня отвечает составу ns 2 np a , где а = 1 - 6. Р-элементы проявляют положительную степень окисления, равную номеру группы. В характере промежуточных степеней окисления проявляется «правило четности» - элементы нечетных групп проявляют нечетные степени окисления, а элементы четных групп – четные. Отрицательные степени окисления проявляются у элементов, начиная с 4 А подгруппы.
В периодах слева направо атомные радиусы р-элементов уменьшаются, величина энергии ионизации возрастает, что приводит к нарастанию неметаллических и окислительных свойств р-элементов. В подгруппах в направлении сверху вниз возрастают металлические свойства и устойчивость низших степеней окисления.
Селен, фтор, бром и йод являются микроэлементами и находятся в организме в виде ионов со степенью окисления – 2 для селена и -1 для галогенидов. Ион Cl - является макроэлементом. Р-элементы в низшей положительной степени окисления проявляют токсическое действие, в то время как в высшей являются микроэлементами.
В пособии представлена краткая характеристика биологического действия важнейших Р-элементов.
Азот – основной компонент воздуха: его объемная доля составляет 78,2%. Простейшими соединениями азота являются аммиак и соли аммония, образующиеся в результате катаболизма, а также при разложении растений и животных организмов. Ионы аммония не могут проникать через клеточные мембраны, молекулы же аммиака легко преодолевают мембранные барьеры и быстро воздействуют на головной мозг, что и использовалось ранее в медицинской практике при обмороках. Аммиак - токсичный газ, способный поражать при вдыхании слизистые дыхательных путей, вызывать одышку и воспаление легких.
Оксид азота (II) NO может образовываться в атмосфере под действием грозовых разрядов по уравнению:
N 2 + O 2 ¾® 2NO
В конце 1980-х годов было установлено, что NO синтезируется эндотелиальными клетками с помощью фермента NO-синтазы из аминокислоты аргинина. Время жизни NO не превышает секунды, но нормальное функционирование кровеносных сосудов без его участия невозможно. Это соединение обеспечивает расслабление гладких мышц сосудов, регулирует работу сердца, иммунной системы, участвует в передаче нервных импульсов, сексуальном возбуждении. Предполагают, что NO играет важную роль в обучении и запоминании. В 1988 году за открытие свойств NO была присуждена Нобелевская премия (Фурчготт, Игнарро, Мурад).
Оксид азота (IV) NO 2 – сильный окислитель. Он образуется из оксида азота (ΙΙ) по уравнению 2NO + O 2 ¾® 2NO 2 .
Оксид азота NO 2 , выделяющийся в больших количествах при сгорании топлива на электростанциях, может являться причиной кислотных дождей. Кислотные дожди приводят к уменьшению рН озёр и гибели рыбы, влияют на структуру почв, что является причиной гибели сельскохозяйственных культур и деревьев.
При вдыхании оксидов азота в легких образуется азотная и азотистая кислоты, вызывающие раздражение, изъязвления легких, а при длительном вдыхании - опухоли. Реакции взаимодействия оксидов азота с водой приведены ниже
2NO 2 + H 2 O → HNO 3 + HNO 2
N 2 O 3 + H 2 O → 2HNO 2
N 2 O 4 + H 2 O → HNO 3 + HNO 2
N 2 O 5 + H 2 O → 2HNO 3
Нитриты (NO 2 -), использующиеся в качестве консервантов мясопродуктов,образуют азотистую кислоту HO-N=O, котораянитрозирует аминогруппы белков с образованиемнитрозоаминов по реакции:
R 2 N-H + HO-N=O ® R 2 N-N=O + H 2 O.
Нитрозоамины придают мясным и колбасным изделиям розово-красный цвет. В высоких концентрациях нитрозоамины проявляют токсическое действие, могут стать причиной рака мочевого пузыря. Нитриты могут окислять катион Fe +2 (гемоглобин) до катиона Fe +3 (метгемоглобин):
HbFe 2+ + NO 2 - ® HbFe +3 + NO
В этом - одна из причин токсического действия нитритов.
Нитраты (NO 3 -), присутствующие в продуктах питания, попадая в организм, легко восстанавливаются до токсичных нитритов. Высокое содержание нитратов в воде может приводить к раку желудка (при пониженной кислотности), служить причиной детской смертности.В медицине соединения азота применяют в качестве наркотических (закись азота), мочегонных (хлорид аммония), антиангиальных (нитроглицерин), противоопухолиевых (эмбихин), радиозащитных (меркамин) средств. Метиламин, диметиламин, диэтиламин и др. алифатические амины используются в синтезе лекарственных препаратов..
Фосфор является органогеном, общая массовая доля этого макроэлемента в организме человека составляет 0.95%. Фосфор содержится в костной ткани, почках, мышцах, печени, крови, молоке, волосах, ногтях и зубах. Фосфаты в живых организмах служат структурными компонентами скелета. Остаток фосфорной кислоты входит в структуру фосфолипидов клеточных мембран, нуклеиновых кислот, сложных углеводов. Полифосфаты (три- и дифосфаты) участвуют в аккумуляции энергии в виде макроэргических связей (например, АТФ, креатинфосфат). В организме человека присутствует около 30 г АТФ, Энергия гидролиза АТФ является главной энергетической валютой, обеспечивающей круговорот энергии в клетке.
Фосфолипиды, формируют бислойную структуру биологических мембран. Фосфор в виде фосфолипидов преимущественно концентрируется в головном мозге (12%), в печени (5%), молоке (2-3%) и сыворотке крови (0.6%). Однако, основное количество фосфора – 600 г – содержится в косной ткани, что составляет 85% от массы всего фосфора, находящегося в организме человека. В твердых тканях зубов, фосфор находится в виде гидроксил-, хлор-, фторапатитов общей формулы Ca 5 (PO 4) 3 X, где Х = ОН, Cl, F соответственно. Основным минеральным компонентом костной ткани является гидроксифосфат кальция Ca 5 (PO 4) 3 OH, называемый гидроксиапатитом. Обмен фосфора в организме тесно связан с обменом кальция, но эта связь антагонична. При увеличении содержания кальция в крови наблюдается уменьшение содержания фосфатов, прежде всего неорганических.
Фосфор поступает в организм с пищевыми продуктами – молоком, мясом, рыбой, хлебом, овощами, яйцами и др. Суточная потребность в фосфоре 0,8-1,2 г, избыток фосфатов способствует потерям марганца и кальция, что приводит к остеопорозу.
В медицине множество соединений фосфора используется в виде лекарственных препаратов для лечения заболеваний сердца, печени, желудка. Фосфаты цинка используются в качестве пломбировочных материалов в стоматологии.
Кислород относится к органогенам. В организме взрослого человека массой 70 кг содержится примерно 43 кг кислорода. Вместе с водородом кислород образует молекулу воды, содержание которой в организме взрослого человека в среднем составляет около 55 – 65 %.
Кислород входит в состав белков, нуклеиновых кислот и других жизненно необходимых компонентов организма. Кислород необходим для дыхания. Экзотермическая реакция окисления биомолекул (жиров, белков, углеводов, аминокислот) служит источником энергии для организма. С участием кислорода (О 2) осуществляются фагоцитарные (защитные) функции организма, а также процессы дыхания. Основное количество кислорода поступает в организм через легкие, проникает в кровь и при участии гемоглобина доставляется во все органы и ткани. Кислород поступает в организм через легкие, проникает в кровь, связывается с гемоглобином и образует легко диссоциирующее соединение – оксигемоглобин, а затем из крови поступает во все органы и ткани. Практически весь кислород метаболизируется до углекислого газа и воды и выводится из организма через легкие и почки.
Молекулярный кислород (О 2) обычно не вступает в прямые неферментативные химические реакции с органическими соединениями. Реакция с участием О 2 в живой клетке чаще всего происходит в активном центре ферментов оксидаз или оксигеназ. В ходе этих реакций образуются промежуточные продукты восстановления О 2 , которые в реакционном центре ферментов подвергаются превращениям до углекислого газа и воды. С участием ряда ферментов (ксантиноксидазы), гемоглобина в организме генерируются промежуточные продукты восстановления кислорода, так называемые активные формы кислорода (АФК), обладающие высокой реакционной способностью.
К ним относят супероксидные анион-радикалы (О 2), пероксид водорода (Н 2 О 2), гидроксильные радикалы (ОН), а также молекулы кислорода в синглентном состоянии (О 2 * ). (Основное состояние молекул кислорода – триплетное, для которого характерно нахождение двух неспаренных электронов с одинаковым спином на различных π * орбиталях). Образование АФК протекает по схеме:
1. одноэлектронное восстановление О 2 , приводит к образованию супероксидного анион-радикала (О 2 ), который является родоначальником других АФК:
О 2 + е → О 2
Указанная реакция протекает, в частности, при окислении гемоглобина, при этом к кислороду переносится электрон, освободившийся в реакции
Fe 2+ - e → Fe 3+
2. супероксид анион-радикал, вступает в реакцию дисмутации, регулируемую ферментом супероксиддисмутазой (СОД), в результате образуется пероксид водорода (Н 2 О 2):
О 2 + О 2 + 2 Н + → Н 2 О 2 + О 2
3. Образование гидроксильного радикала (ОН ) происходит при взаимодействии пероксида водорода с супероксидным анион-радикалом или ионами металлов переменной валентности:
Н 2 О 2 + О 2 → НО + ОН ─ + О 2
Н 2 О 2 + Fe +2 → НО + ОН ─ + Fe +3 (реакция Фентона)
Реакция Фентона отражает токсическое действие пероксида водорода на гемоглобин, поскольку происходит окисление катиона Fe +2 до катиона Fe +3 , усугубляемое образованием гидроксильного радикала;
4. Синглентный кислород (О 2 *) образуется при возбуждении молекулы кислорода в триплетном состоянии под действием кванта света (hυ). В результате происходит электронная перестройка молекулы, при которой электроны с противоположно направленными спинами располагаются на одной или на разных π * орбиталях:
Также возможно образование О 2 * по реакции между суперокид-анион радикалом и гидроксильным радикалом:
О 2 + НО → О 2 * + ОН ─
АФК играют важную роль в жизнедеятельности организма. Например, супероксид аниона-радикал участвует в активации фагоцитирующих клеток (нейтрофилов, макрофагов, моноцитов, эозинофилов), необходимых для уничтожения инородных микроорганизмов, опухолевых клеток. АФК участвуют в процессах апоптоза (самопроизвольной гибели клеток, органов или организма в целом).
Процессы образования АФК в норме протекают в организме и регулируются ферментами антиоксидантной защиты (супероксиддисмутазой, каталазой, глутатионпероксидазой, глутатионтрансферазой).
каталаза
2 H 2 O 2 Н 2 О + О 2
супероксиддисмутаза
О 2 · _ + О 2 · _ + 2Н + H 2 O 2 + О 2
глутатионпеоксидаза
R-SH + H 2 O 2 2 Н 2 О + R-S-S-R
R-S-S-R + 2Н + +2е 2 R-SH
Избыточное количество АФК ведет к развитию ряда патологических состояний, в основе которых лежат окислительные превращения липидов биологических мембран, повреждения структуры нуклеиновых кислот, белков и их надмолекулярных комплексов. Эти превращения, условно в общем виде представляются схемой:
RH + OH ∙ → R ∙ + H 2 O
R ∙ + O 2 → RO 2 ∙
RH + RO 2 ∙ → ROOH + R ∙
Усиление свободнорадикальных процессов окисления приводит к нарушению целостности биологических мембран и гибели клеток, вызывает изменения в структуре белков, снижение активности ферментов, является причиной мутаций.
В медицине для лечения гипоксических состояний, сердечно-сосудистых заболеваний, отравлений цианидами и угарным газом применяют молекулярный кислород. Дозированное воздействие кислорода осуществляют при повышенном давлении (гипербарическая оксигенация), в результате чего улучшается гемодинамика и кислородное обеспечение тканей. При сердечно-сосудистых заболеваниях для улучшения обменных процессов используют кислородную пену (кислородный коктейль). Подкожное введение кислорода (озона) показано при трофических язвах, гангрене. Озонирование питьевой воды используется для ее очистки и обеззараживания.
Углерод - важнейший органоген. Общее содержание углерода около 21 % (15 кг на 70 кг общей массы тела). Углерод составляет 2/3 массы мышц и 1/3 массы костной ткани. Физиологическая роль углерода определяется тем, что этот элемент входит в состав всех органических соединений и принимает участие во всех биохимических процессах в организме. Окисление биомолекул под действием кислорода приводит к образованию воды и углекислого газа (СО 2), который является стимулятором дыхательного центра, играет важную роль в регуляции дыхания и кровообращения.
В свободном виде углерод не токсичен, но многие его соединения обладают значительной токсичностью: СО (угарный газ), четыреххлористый углерод ССI 4 , сероуглерод CS 2 , соли цианистой кислоты HCN, бензол С 6 Н 6, фосген СОСI 2 , и ряд других. Углекислый газ в концентрации свыше 10% вызывает ацидоз (снижение рН крови), одышку и паралич дыхательного центра. В фармации и медицине широко используются различные соединения углерода – производные угольной кислоты и карбоновых кислот, полимеры и др. Карболен (активированный уголь) применяется для адсорбции газов и выведения из организма различных токсинов, графит в виде мазей используется для лечения кожных заболеваний. В медико – биологических исследованиях используются продукты, меченные 14 С.
Сера относится к макроэлементам, органогенам. Сера участвует в образовании соединений в степени окисления –2. В виде сульгидрильных - SH - групп или дисульфидных связей - S - S- сера входит в состав белков, аминокислот (цистеин, цистин, метионин), гормонов (инсулин), ферментов (кофермент А), витаминов (В 1), керотина (волосы, кости, нервная ткань). Третичная структура белка содержит дисульфидные мостики между цистииновыми остатками аминокислот. Обратимый переход тиоловых групп в дисульфидные связи защищает организм от радиационных поражений и действия сильных окислителей:
R 1 - S- S-R 2 R 1 - SH + R 2 - SH
R-S – H R-S – H S-R 1
Pb 2+ → Pb 2+
R 1 -S - H R 1 -S H- S-R
В результате фермент теряет активность и нарушается протекание биохимических реакций. В процессе метаболизма соединений серы образуется эндогенная серная кислота, которая участвует в обезвреживании ядовитых соединений (фенола, индола), вырабатываемых в кишечнике микроорганизмами. Серная кислота связывает многие ксенобиотики в относительно безвредные вещества (коньюгаты), выводимые с мочой.
Токсичными соединениями серы являются H 2 S сероводород, SО 2 сернистый газ. H 2 S сероводород содержится в сернистых минеральных водах, которые в виде ванн используются для лечения ряда заболеваний. Это бесцветный газ с неприятным запахом. Образуется при гниении растительных и животных остатков под действием микроорганизмов.
SО 2 - сернистый газ, имеет удушливый запах. Ядовит. Действует как раздражитель слизистой оболочки дыхательных путей. Примерно одна треть оксида серы (IV) поступает в атмосферу за счёт микробиологического окисления органических веществ, его источником являются действующие вулканы. Около 70% SO 2 образуется в результате сжигания нефтепродуктов и сернистых руд. Под действием солнечного света и катализаторов (V 2 O 5) оксид серы SО 2 превращается в SO 3:
2SO 2 + O 2 → 2SO 3
Hастворяясь в атмосферной влаге SO 3 образует серную кислоту, которая образует кислотные дожди, приводящие к гибели лесов, закислению почвы.
SO 3 (г) + Н 2 О (ж) → Н 2 SO 4 (водн)
Тиосульфат натрия Na 2 S 2 O 3 применяют в медицинской практике как противотоксическое, противовоспалительное средство при отравлениях соединениями ртути, свинца, солями синильной кислоты. Тиосульфат натрия и осажденная сера применяются при лечении чесотки.
Сульфаты многих металлов применяют в качестве лекарственных средств: Na 2 SO 4 ´10H 2 O – как слабительноe, MgSO 4 ´7H 2 O – как слабительное и желчегонное средство, CuSO 4 ´5H 2 O и ZnSO 4 ´7H 2 O как антисептические, вяжущие, рвотные средства. ВаSO 4 используют в качестве контрастного вещества при рентгенологическом исследовании пищевода и желудка. Сера осажденная используется при лечении чесотки.
В организм сера поступает с пищей. Наиболее богаты соединениями серы яйца, мясо, творог, гречневая крупа, отруби, хлеб грубого помола.
Хлор в организме человека содержится в количестве 100 г (0,15%) преимущественно в виде хлорид-иона. Хлорид-ион имеет оптимальный радиус для проникновения через мембрану клеток. Именно этим объясняется его совместное участие с ионами натрия и калия в создании определенного осмотического давления и регуляции водно-солевого обмена. Суточная потребность в хлориде натрия составляет 1 г NaCl необходим для выработки хлороводородной (соляной кислоты) в желудке, играющей важную роль в процессе пищеварения, уничтожающей различные болезнетворные бактерии (холеры, тифа).
Жизненно необходимые хлорид - ионы не обладают токсическим действием, в то время как элементный хлор - высокотоксичный газ.
В последние годы установлено образование в организме ряда активных форм галогенов (АФГ) – галоген-содержащих соединений, обладающих повышенной реакционной способностью и образующихся в живом организме или поступающих в него в результате контакта человека с окружающей средой.
Активные формы галогенов (АФГ) – это галоген-содержащие соединения, обладающие повышенной реакционной способностью и образующиеся в живом организме или поступающие в него в результате контакта человека с окружающей средой. Различают экзогенные (привнесенные) и эндогенные (образующиеся в организме) АФГ. К экзогенным источникам активных форм галогенов относят пестициды, фармпрепараты, анестетики, сточные воды, выхлопные газы автомобилей и самолетов, промышленные яды. Активные формы галогенов образуются в организме с участием ферментов пероксидаз, в частности миелопероксидазы, а также Н 2 О 2 -редуктазы преимущественно в нейтрофилах. Из хлорид и бромид-ионов образуются хлорноватистая НОCl и бромноватистая НОВr кислоты (первичные АФГ), которые могут стать источниками образования активного хлора и брома, а также продуктов галогенирования важнейших биомолекул: аминокислот, липидов, нуклеиновых кислот, холестерина (вторичные АФГ) (см. схему).
Cl 2 + H 2 O → H + + Сlˉ + HOCl
Активные формы галогенов в небольших количествах необходимы для уничтожения и обезвреживании микроорганизмов, при их избыточном уровне они могут служить источниками активных свободных радикалов, оказывающих повреждающее действие на структуры организма.
В случаях, когда появление или образование АФГ превосходит способность организма удалять или нейтрализовывать эти соединения могут развиваться многочисленные патологии, включая атеросклероз, инфаркты, инсульты, васкулиты, болезнь Альцгеймера, респираторная, почечная дисфункция, ревматоидный артрит, сепсис и др.
Селен является микроэлементом, в основном концентрируется в печени и почках. Концентрация селена в крови составляет 0,001 - 0,004 ммоль/л.
В живых организмах несомненна связь селена с серой. При больших дозах селен в первую очередь накапливается в ногтях и волосах, основу которых составляют серосодержащие аминокислоты. Очевидно, селен как аналог серы замещает ее в различных соединениях:
R- S- S- R ¾® R- Se-Se- R
Установлено, что недостаток селена ведет к уменьшению концентрации фермента глутатионпероксидазы, что, в свою очередь, приводит к окислению липидов и серосодержащих аминокислот.
Проведенные в последние годы исследования показали, что селен в комплексе с какой-либо кислотой входит в состав активных центров нескольких ферментов: формиатдегидрогеназы, глутатионредуктазы и глутатионпероксидазы, глутатионтрансферазы. В частности, в активном центре глутатионпероксидазы содержится остаток необычной аминокислоты селеноцистеина: НOОC-CH(NH 2)-CH 2 -Se-H. Этот фермент вместе с белком глутатионом защищает клетки от разрушающего действия органических пероксидов ROOH и водородпероксида H 2 O 2 . Возможно, что водородселенидная группа - SeH селеноцистеина обладает какими-то преимуществами по сравнению с водородсульфидной группой -SH в механизме действия этого и других селенсодержащих ферментов.
Хорошо известна способность селена предохранять организм от отравления солями ртути Hg и кадмия Cd. Оказалось, что селен способствует связыванию солей этих токсичных металлов с активными центрами других ферментов, на которые их токсическое действие не влияет.
Показано, что селен стимулирует образование антитьел и тем самым повышает защиту организма к инфекционным и простудным заболеваниям. Участвует в выработке эритроцитов, способствует поддержанию сексуальной активности. В мужском организме практически 50% селена сосредоточено в семенных канальцах яичек, селен теряется с эякулятом. Поэтому потребность мужчин в селене выше, чем для женщин. Активность селена повышается в присутствии витамина Е. Установлен факт взаимосвязи между 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 CH 3 -Se-CH 3 , имеющего чесночный запах. Установлен механизм этой реакции. При взаимодействии селенистой кислоты H 2 SeO 3 с глутатионом образуются соединения, содержащие группу -S-Se-S-
H 2 SeO 3 + 4GSH ¾® GSSeSG + GSSG + 3H 2 O
восстановленный окисленный
глутатион глутатион
Под действием ферментов соединения, содержащие группу
S-Se-S-, восстанавливаются до диводородселенида H 2 Se, который метилируется с образованием токсичного диметилселена.
В рационе питания большинства индустриально развитых стран отмечается дефицит микроэлемента. Потребность взрослого человека составляет 150-200 мкг/сутки. Содержится в мясе, печени, почках, морских рыбах, дрожжах, хлебе, топинамбуре. Однако зачастую требуются дополнительные источники селена, которыми являются витаминно-минеральные комплекы и другие биологически активные добавки к пище.
В медицине широко применяются соединения селена (селенит натрия, селен-метионин, селен-цистеин и др.) для лечения и профилактики многих заболеваний, поскольку селен является природным антиоксидантом. В дерматологии и косметологии используют селеносодержащие шампуни, крема, мыла и гели. Изотоп 15 Se в составе селената и селенита натрия используется в медицинских исследованиях.
Йод относится к числу незаменимых биогенных микроэлементов. В организме человека содержится около 25 мг (4·10 -5 %) йода, большая его половина находится в щитовидной железе в структуре гормонов (трийодтиронина, тироксина). В виде иодид-иона I - находится около 1 % присутствующего в организме йода.
Основным источником йода для организма человека являются морепродукты, а также применяемые в пищевой промышленности йодофоры и йодированная соль. Количество йода во фруктах и овощах зависит от состава почвы, а также от вида обработки продуктов. Щитовидная железа способна концентрировать йод, содержание в ней элемента в 25 выше, чем в плазме крови. Щитовидная железа секретирует гормоны тироксин и трийодтиронин. Имеются данные, что йод влияет на синтез некоторых белков жиров, гормонов.
Пониженная активность щитовидной железы (гипотиреоз) может быть связана с уменьшением ее способности накапливать иодид-ионы, а также с недостатком в пище иода (эндемический зоб). При эндемическом зобе назначают препараты иода: калий иодид KI или натрий иодид NaI в дозах, соответствующих суточной потребности человека в иоде (0,00l г калия иодида). В районах, где отмечается дефицит иода, для профилактики эндемического зоба к поваренной соли добавляют NaI или KI (I,0 - 2,5) г/ кг соли).
При повышенной активности щитовидной железы (гипертиреоз) вследствие избыточного синтеза тиреоидных гормонов наблюдается увеличение скорости метаболических процессов.
NaI и KI используют при воспалительных заболеваниях дыхательных путей. Препараты йода применяют наружно как антисептики (например, йодоформ), в качестве раздражающих и отвлекающих средства при воспалительных заболеваниях кожи и слизистых оболочек. К препаратам, содержащим йод относят: 5% спиртовый раствор йода, микстура противоастматическая, йодиды калия и натрия, кальцийодин, таблетки антиструмина и йодактива.
Фтор является микроэлементом. Соединения фтора концентрируются в костной ткани, ногтях, зубах. В состав зубов входит около 0,01 % фтора, причем большая часть приходится на эмаль, что связано с присутствием в ней труднорастворимого фторапатита Са 3 (PO 4) 3 F. Недостаток фтора в организме приводит к криесу зубов. Минеральную основу зубных тканей - дентина составляют гидроксилапатит Ca 5 (PO 4)з(ОН), хлорапатит Ca 5 (PO 4)зС1 и фторапатит Ca 5 (PO 4) 3 F. Фторид-ион легко замещает гидроксид-ион в гидроксилапатите, образуя защитный эмалевый слой более твердого фторапатита:
Ca 10 (PO 4) 6 (ОН) 2 + F ‾ ¾® Ca 10 (P0 4)F 2 + 2 OH‾
Кроме того, фторид-ионы способствуют осаждению кальция фосфата, ускоряя процесс реминерализации (образования кристаллов):
1O Ca 2+ + 6PO 4 ‾3 + 2F ‾ ¾® 3Ca 3 (PO 4) 2 + CaF 2
Кариес зубов представляет собой процесс растворения гидроксилапатитной компоненты эмали под действием кислот, вырабатываемых бактериями:
Ca 5 (PO 4) 3 ОН + 7H + ¾® 5Ca 2+ + 3H 2 PO 4 - + H 2 O
Имеются предположения, что при незначительном повреждении эмали введение натрия фторида способствует образованию фторапатита, облегчающего реминерализацию начавшегося повреждения. Фторирование воды натрия фторидом (до содержания фторид ионов 1 мг/л) приводит к значительному снижению заболеваемости населения кариесом зубов.
Фторид натрия употребляют в медицинской практике в качестве местно действующего наружного средства. Применение NaF основано на образовании фторапатита:
NaF + Сa 10 (PO 4) 6 (OH) 2 ¾® NaOH + Ca 10 (PO 4) 6 F 2
паста зубная ткань
При этом одновременно происходит подщелачивание среды ротовой полости и нейтрализации кислот, вырабатываемых бактериями.
Соединения фтора поступают в организм с пищей и водой. Много фтора в рисе, говядине, яйцах, молоке, луке, шпинате, яблоках.
Вреден не только недостаток, но и избыток фтора. При содержании фтора в питьевой воде выше предельно допустимой нормы (1,2 мг/л) зубная эмаль становится хрупкой, легко разрушается и появляются другие симптомы хронического отравления фтором - повышение хрупкости костей, костные деформации и общее истощение организма. Возникающее в этом случае заболевание называется флуорозом (фторозом).
Бром - микроэлемент. Масса брома в организме человека составляет около 7 мг (~10 -5 %). Биологическая роль соединений брома недостаточно выяснена. Он локализуется в железах внутренней секреции, в первую очередь в гипофизе, почках, щитовидной железе, межклеточной жидкости. Повышенное содержание бромид анионов способствует выведению почками хлорид анионов. Имеются данные, что соединения брома угнетают функцию щитовидной железы и усиливают активность коры надпочечников. Наиболее чувствительной к введению в организм бромид-ионов является ЦНС. Бромиды накапливаются в различных отделах мозга, усиливая тормозные процессы в нейронах коры, поэтому препараты брома (бромиды калия, натрия, бромкамфора) применяются как успокаивающие средства при повышенной возбудимости, способствуют восстановлению нарушенного равновесия между процессами возбуждения и торможения
По ионному радиусу, электроотрицательности и другим физико-химическим характеристикам бром занимает промежуточное положение между хлором и иодом. Поэтому бромид ионы могут замещать ионы С1 - и I - в организме. Примером такого взаимозамещения является замещение иода бромом при избытке брома в организме в гормонах щитовидной железы, что приводит к гипертиреоидизму.
В связи с различной индивидуальной чувствительностью дозировка препаратов брома меняется в пределах от 0,05 до 2,0 г. В организм бром поступает с зерновыми, орехами и рыбой.
Бор . Давно известно, что микроэлемент бор необходим высшим растениям, однако данные о его биологической роли появились относительно недавно – с 1985 г. Установлено, что бор участвует в углеродно-фосфатном обмене, взаимодействует с рядом биологически активных соединений (углеводами, ферментами, витаминами, гормонами). Установлено, что бор – партнер кремния, кальция, марганца, магния, участвующих в процессах кальцификации, формирования костной ткани и предотвращения остеопороза. В механизме его влияния на кальциевый обмен у женщин в постменопаузе важную роль играет повышение уровня активных эстрогенов. Бор участвует в активации и эстрогенов и витамина D. Под влиянием бора уменьшается выделение кальция с мочой и повышение уровня 17-β-эстрадиола. Препараты бора предотвращают потерю кальция с мочой, что немаловажно при остеопорозе и переломах. Бор вместе с цинком участвует в мобилизации жирных кислот из жировых клеток. Препараты бора ослабляют боль в суставах и улучшают самочувствие. Наиболее эффективны и безопасны органические производные микроэлемента, например, глицеринат бора. Неорганические производные – борная кислота и бура могут оказывать токсическое действие. Буру - кристаллогидрат натрия тетрабората Na 2 B 4 O 7 ·10Н 2 О широко применяют как антисептик. Фармакологическое действие препарата обусловлено гидролизом соли с выделением борной кислоты:
Na 2 B 4 O 7 + 7Н 2 О ¾® 4Н 3 ВО 3 + 2NaOH
Образующиеся щелочь и кислота вызывают свертывание (денатурацию) белков микробных клеток.
В зубопротезировании борную кислоту Н 3 ВО 3 используют в качестве наполнителя формы при отливке зубных протезов. В состав стоматологических паст, применяемых как клей-прослойка для зубных протезов, входит натрий метаборат NaB0 2 в смеси с алюминием гидроксидом А1(ОН) 3 .
Суточная потребность в боре ориентировочно составляет 2-7 мг. Источниками бора являются фрукты, овощи, орехи, вина.
Употребление пищевых продуктов с большим содержанием бора нарушает в организме обмен углеводов и белков, что приводит к возникновению эндемических кишечных заболеваний - энтеритов.
Алюминий является иммунототоксичным микроэлементом. В организм человека содержится 10 -5 % алюминия и ежесуточно поступает от 5 до 50 мг. Источником поступления алюминия является пища и питьевая вода. С возрастом содержание этого элемента в легких и головном мозге увеличивается. Алюминий участвует в образовании фосфатных и белковых комплексов, процессах регенерации костной, соединительной и эпителиальной ткани, оказывает тормозящее или активирующее действие (в зависимости от концентрации) на пищеварительные ферменты, влияет на функцию околощитовидных желез.
В медицине используются адсорбирующие, обволакивающие, антацидные, защитные и обезболивающие свойства препаратов, содержащих алюминий. Силикат алюминия (белая глина, каолин) и жженые квасцы KAI(SO 4) 3 ·7H 2 O применяют наружно в виде присыпок, мазей и паст при лечении кожных заболеваний. AI(OH) 3 используют как антацидное средство при язвенной болезни желудка и двенадцатиперстной кишки, гастритах и отравлениях. AI(OH) 3 вместе с MgO входит в состав препарата «Альмагель»применяемого в качестве обволакивающего и антацидного средства при заболеваниях желудка. Фосфат алюминия обладает противоязвенным, адсорбирующим действием, снижает кислотность желудочного сока.
Мышьяк - иммунотоксичный микроэлемент, содержится в организме человека в количестве (10 -6 %) . Мышьяк накапливается в костях и волосах и в течение нескольких лет не выводится из них полностью. Эта особенность используется в судебной экспертизе для выяснения вопроса, имело ли место отравление соединениями мышьяка.
В организм человека соединения мышьяка поступают с питьевой и минеральной водой, виноградными винами и соками, морепродуктами, медицинскими препаратами, пестицидами и гербицидами. Мышьяк может поступать в организм в повышенных количествах с атмосферным воздухом, т.к. концентрация его в воздухе повышается при сжигании угля в котельных и ТЭЦ, около медеплавильных комбинатов. В питьевой воде в некоторых регионах мира (Индия, Бангладеш, Тайвань, Мексика), содержание мышьяка повышено (1мг/л), что является причиной массовых хронических отравлений мышьяком и вызывает так называемую болезнь «черной стопы». Соединения мышьяка (V) и в особенности мышьяка (III) очень токсичны. Механизм токсического действия объясняется способностью мышьяка блокировать сульфгидрильные SH - группы ферментов, белков, аминокислот (цистеин, глутатион, липоевая кислота).
Кроме того, мышьяк может замещать йод, селен и фосфор, нарушая биохимические процессы метаболизма в организме, As является антиметаболитом этих элементов. Смертельная доза для человека составляет приблизительно 0,1-0,3 г мышьяка.
p -элементами являются:
- в 1-м периоде - нет p -элементов
- во 2-м периоде - -
- в 3-м периоде - -
- в 4-м периоде - -
- в 5-м периоде - -
- в 6-м периоде - -
К P-элементам относятся непереходные металлы и большинство неметаллов . P-элементы имеют различные свойства, как физические, так и механические. P-неметаллы - это высокореакционные, как правило, вещества, имеющию сильную электроотрицательность, P-металлы - умеренно активные металлы, причём их активность повышается к низу ПСХЭ .
См. также
- -элементы
- -элементы
- -элементы
- -элементы
Wikimedia Foundation . 2010 .
Смотреть что такое "P-элементы (химические)" в других словарях:
- (a. chemical elements; н. chemische Elemente; ф. elements chimiques; и. elementos quimicos) составные части простых и сложных тел, представляющие собой совокупность атомов c одинаковым зарядом атомных ядер и одинаковым числом электронов в … Геологическая энциклопедия
Элементы химические - элементы Периодической таблицы элементов Менделеева, в которой каждый элемент это вся совокупность атомов с одинаковым зарядом атомных ядер и одинаковым числом электронов в атомной оболочке. В настоящее время число известных элементов 118 … Начала современного естествознания
Простейшая форма материи, которая может быть идентифицирована химическими методами. Это составные части простых и сложных веществ, представляющие собой совокупность атомов с одинаковым зарядом ядра. Заряд ядра атома определяется числом протонов в … Энциклопедия Кольера
Периодическая система химических элементов Д. И. Менделеева H … Википедия
Каждый Э. х. это совокупность Атомов с одинаковым зарядом атомных ядер и одинаковым числом электронов в атомной оболочке. Ядро атомное состоит из протонов, число которых равно атомному номеру (См. Атомный номер) элемента, и нейтронов,… … Большая советская энциклопедия
Совокупности атомов с определенным зарядом ядра Z. Д. И. Менделеев определял Э. х. так: материальные части простых или сложных тел, к рые придают им известную совокупность физ. и хим. св в. Взаимосвязи Э. х. отражает периодическая система… … Химическая энциклопедия
Элементы химические - составные части всего многообразия простых и сложных веществ. Каждый химический элемент это совокупность атомов с одинаковым зарядом атомных ядер и одинаковым числом электронов в атомной оболочке. Атомное ядро состоит из… … Энциклопедический словарь по металлургии
Громадное разнообразие явлений и веществ природы, при её изучении, мысль человеческая всегда стремилась упростить при помощи допущения если не полного единства основных Э. (Демокрит, Эпикур), то, по крайней мере, при помощи небольшого числа Э.,… … Энциклопедический словарь Ф.А. Брокгауза и И.А. Ефрона
- (аббр. ХИТ) устройства, в которых энергия протекающих в них химических реакций непосредственно превращается в электрическую энергию. Содержание 1 История создания 2 Принцип действия … Википедия
Книги
- Химические элементы , Вайткене Любовь Дмитриевна. Fe, Au, Cu Феррум, аурум, купрум Ты еще не знаешь, что означают эти слова, но очень хотел бы узнать? Тогда эта книга твой верный помощник в освоении такой непростой науки, как химия. Прочитав…
Uut
Uup
Uus
Uuo
В p-блок входят последние шесть элементов 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 .
См. также
Напишите отзыв о статье "P-элементы"
Литература
- Дикерсон Р., Грей Г., Хейт Дж . Основные законы химии: В 2-х томах. Пер. с англ. - М.: Мир, 1982. 652 с., ил. - Т. 1. - С. 452–456.
|
||||||||||||||||||||||||||||||||||||||
Отрывок, характеризующий P-элементы
Он имел в высшей степени ту недостававшую Пьеру практическую цепкость, которая без размахов и усилий с его стороны давала движение делу.Одно именье его в триста душ крестьян было перечислено в вольные хлебопашцы (это был один из первых примеров в России), в других барщина заменена оброком. В Богучарово была выписана на его счет ученая бабка для помощи родильницам, и священник за жалованье обучал детей крестьянских и дворовых грамоте.
Одну половину времени князь Андрей проводил в Лысых Горах с отцом и сыном, который был еще у нянек; другую половину времени в богучаровской обители, как называл отец его деревню. Несмотря на выказанное им Пьеру равнодушие ко всем внешним событиям мира, он усердно следил за ними, получал много книг, и к удивлению своему замечал, когда к нему или к отцу его приезжали люди свежие из Петербурга, из самого водоворота жизни, что эти люди, в знании всего совершающегося во внешней и внутренней политике, далеко отстали от него, сидящего безвыездно в деревне.
Кроме занятий по именьям, кроме общих занятий чтением самых разнообразных книг, князь Андрей занимался в это время критическим разбором наших двух последних несчастных кампаний и составлением проекта об изменении наших военных уставов и постановлений.
Весною 1809 года, князь Андрей поехал в рязанские именья своего сына, которого он был опекуном.
Пригреваемый весенним солнцем, он сидел в коляске, поглядывая на первую траву, первые листья березы и первые клубы белых весенних облаков, разбегавшихся по яркой синеве неба. Он ни о чем не думал, а весело и бессмысленно смотрел по сторонам.
Проехали перевоз, на котором он год тому назад говорил с Пьером. Проехали грязную деревню, гумны, зеленя, спуск, с оставшимся снегом у моста, подъём по размытой глине, полосы жнивья и зеленеющего кое где кустарника и въехали в березовый лес по обеим сторонам дороги. В лесу было почти жарко, ветру не слышно было. Береза вся обсеянная зелеными клейкими листьями, не шевелилась и из под прошлогодних листьев, поднимая их, вылезала зеленея первая трава и лиловые цветы. Рассыпанные кое где по березнику мелкие ели своей грубой вечной зеленью неприятно напоминали о зиме. Лошади зафыркали, въехав в лес и виднее запотели.
Лакей Петр что то сказал кучеру, кучер утвердительно ответил. Но видно Петру мало было сочувствования кучера: он повернулся на козлах к барину.
– Ваше сиятельство, лёгко как! – сказал он, почтительно улыбаясь.
– Что!
– Лёгко, ваше сиятельство.
«Что он говорит?» подумал князь Андрей. «Да, об весне верно, подумал он, оглядываясь по сторонам. И то зелено всё уже… как скоро! И береза, и черемуха, и ольха уж начинает… А дуб и не заметно. Да, вот он, дуб».
На краю дороги стоял дуб. Вероятно в десять раз старше берез, составлявших лес, он был в десять раз толще и в два раза выше каждой березы. Это был огромный в два обхвата дуб с обломанными, давно видно, суками и с обломанной корой, заросшей старыми болячками. С огромными своими неуклюжими, несимметрично растопыренными, корявыми руками и пальцами, он старым, сердитым и презрительным уродом стоял между улыбающимися березами. Только он один не хотел подчиняться обаянию весны и не хотел видеть ни весны, ни солнца.
«Весна, и любовь, и счастие!» – как будто говорил этот дуб, – «и как не надоест вам всё один и тот же глупый и бессмысленный обман. Всё одно и то же, и всё обман! Нет ни весны, ни солнца, ни счастия. Вон смотрите, сидят задавленные мертвые ели, всегда одинакие, и вон и я растопырил свои обломанные, ободранные пальцы, где ни выросли они – из спины, из боков; как выросли – так и стою, и не верю вашим надеждам и обманам».
Князь Андрей несколько раз оглянулся на этот дуб, проезжая по лесу, как будто он чего то ждал от него. Цветы и трава были и под дубом, но он всё так же, хмурясь, неподвижно, уродливо и упорно, стоял посреди их.
Элементы в периодической системе Менделеева делятся на s-, p-, d-элементы. Это подразделение осуществляется на основе того, сколько уровней имеет электронная оболочка атома элемента и каким уровнем заканчивается заполнение оболочки электронами.
К s-элементам относят элементы IA-группы – щелочные металлы . Электронная формула валентной оболочки атомов щелочных металлов ns1 . Устойчивая степень окисления равна +1. Элементы IА-группы обладают сходными свойствами из-за сходного строения электронной оболочки. При увеличении радиуса в группе Li-Fr связь валентного электрона с ядром слабеет и уменьшается энергия ионизации. Атомы щелочных элементов легко отдают свой валентный электрон, что характеризуют их как сильные восстановители.
Восстановительные свойства усиливаются с возрастанием порядкового номера.
К p-элементам относятся 30 элементов IIIA-VIIIA-групп периодической системы; p-элементы расположены во втором и третьем малых периодах, а также в четвертом-шестом больших периодах. Элементы IIIА-группы имеют один электрон на p-орбитали. В IVА-VIIIА -группах наблюдается заполнение p-подуровня до 6 электронов. Общая электронная формула p-элементов ns2np6 . В периодах при увеличении заряда ядра атомные радиусы и ионные радиусы p-элементов уменьшаются, энергия ионизации и сродство к электрону возрастают, электроотрицательность увеличивается, окислительная активность соединений и неметаллические свойства элементов усиливаются. В группах радиусы атомов увеличиваются. От 2p-элементов к 6p-элементам энергия ионизации уменьшается. Усиливаются металлические свойства p-элемента в группе с увеличением порядкового номера.
К d-элементам относятся 32 элемента периодической системы IV–VII больших периодов . В IIIБ-группе у атомов появляется первый электрон на d-орбитали, в последующих Б-группах d-подуровень заполняется до 10 электронов. Общая формула внешней электронной оболочки (n-1)dansb, где a=1?10, b=1?2 . С увеличением порядкового N св-ва d-элементов изменяются незначительно. У d-элементов медленно происходит возрастание атомного радиуса, также они имеют переменную валентность, связанную с незавершенностью предвнешнего d-электрон.подуровня. В низших степенях окисления d-элементы обнаруживают металлич. св-ва, при увеличении порядк. N в группах Б они уменьшаются. В растворах d-элементы с высшей степенью окисл.обнаруживают кислотные и окислит.св-ва, при низших степенях окисления – наоборот. Элементы с промежут. степ. окисления проявляют амфотерн.св-ва.
Ковалентная связь.
Хим.связь, осуществляемая общими электрон.парами, возникающих в оболочках связываемых атомов, имеющих антипараллельные спины, называется атомной, или ковалентной связью. Ковалент.связь двухэлектронная и двуцентровая (удерживает ядра). Атом на внешнем энергетическом уровне способен содержать от одного до восьми электронов. Валентные электроны – электроны предвнешнего, внешнего электронных слоев, участвующие в химической связи. Валентность – свойство атомов элемента образовывать химическую связь.
К p-элементам III-A группы относятся бор В алюминий Al и элементы семейства галлия – галлий Ga, индий In, таллий Tl.
С увеличением порядкового номера энергия ионизации атомов уменьшается, а металлические свойства элементов III-A группы, как и в других главных подгруппах заметно усиливаются. Так, оксид бора имеет кислотный характер, оксиды Al, галлия и индия амфотерны, причем их основные свойства постепенно усиливаются, а оксид таллия имеет основной характер.
Бор – неметалл, таллий – типичный элемент металл. Металлические свойства этих элементов выражены слабее, чем соответствующих главных подгрупп (IIA и особенно IA групп). Неметалличность бора отвечает его положению в периодической системе между бериллием и углеродом и по диагонали рядом с кремнием, поэтому у бора проявляются сходства не только с Al, но и с кремнием.
Степени окисления: +3, -3, +1, -1. Для таллия наиболее устойчивы соединения, где степень окисления равна +1. Электронные формулы B, Al, Ga, In, и Tl В – 2 s 22 p 1 Al – 3 s 23 p 1 Ga – 4 s 23 d 104 p 1 In – 5 s 24 d 105 p 1 Tl – 6 s 24 f 145 d 106 p 1
История открытия и получения бора. Название элемента появилось за тысячу лет до его открытия, во времена алхимии так называли буру. Первое сообщение о получении бора было сделано в 1808 г. сразу двумя учеными в двух страна: Гей-Люссаком во Франции и Гемфри Дэви в Англии. Полученные продукты были так непохожи, что казались различными веществами.
Позже в 1856 году химики А. Девиль и Ф. Велер выяснили, что бор может существовать в двух различных модификациях: кристаллической и аморфной. И та, и другая модификации могут быть получены действием активных металлов на соединения бора: t B 2 O 3 + 2 Al → Al 2 O 3 + 2 Bкристаллический H 3 BO 3 + 3 Na → 3 Na. OH + Bаморфный
Споры о свойствах бора в чистом состоянии не затихали примерно 100 лет после первого его выделения. В 1892 г. французский ученый Анри Муассон, проверяя работы Гей. Люссака, Деви, Велера, установил, что полученные ими вещества содержали лишь 70% бора. Чистый бор был получен в 1908 г. восстановлением хлорида бора в электрической дуге: t 2 BCl 3 + 3 H 2 → 2 B + 6 HCl
В настоящее время Bкристаллический получают аналогично восстановлением галогенидов водородом: t 2 BBr 3 + 3 H 2 → 2 B + 6 HBr
Технический Bаморфный получают Mgтермическим восстановлением борного ангидрида, образующегося при термическом разложении борной кислоты. Методика была предложена А. Муассоном: t 2 H 3 BO 3 → B 2 O 3 + 3 H 2 O t 3 Mg + B 2 O 3 → 3 Mg. O + 2 B
БОР. Содержание в земной коре составляет 3· 10 -4%. В свободном состоянии не встречается. Основные минералы: Na 2 B 4 O 7 · 10 H 2 O – бура H 3 BO 3 –борная кислота Аморфная форма бора – коричневая, кристаллическая – черная. Кристаллическая решетка бора прочна, по твердости уступает только алмазу.
Бор – первый p-элемент в периодической системе элементов. Строение электронной оболочки атома в невозбужденном состоянии: 2 p 2 s 1 s В возбужденном состоянии: 2 p 2 s 1 s
При комнатной температуре бор инертен и непосредственно взаимодействует со фтором, образуя BF 3, где имеет место sp 2 -гибридизация, орбитали расположены под углом 120º. При нагревании (400 -700 ºС) окисляется O 2, S, хлором и даже азотом (свыше 1200 ºС). С водородом бор не взаимодействует.
В кислотах, не являющихся окислителями, бор не растворяется. Он взаимодействует при нагревании с конц. H 2 SO 4, HNO 3, с царской водкой. 2 B + 3 H 2 SO 4 (к) → 2 H 3 BO 3 + 3 SO 2 B + 3 HNO 3 (к) → H 3 BO 3 + 3 NO 2 Bкрист не реагирует с растворами щелочей. Bаморфн взаимодействует с их конц. растворами. 550° 2 B + 3 H 2 O B 2 O 3 + 3 H 2
При нагревании бора с галогенами получаются галогениды: BF 3, BCl 3: газы BBr 3: жидкость BI 3: кристаллическое вещество Галогениды бора активно взаимодействуют с водой: BBr 3 + 3 HOH → H 3 BO 3 + 3 HBr
Вещества, реагирующие необратимо с водой с образованием двух кислот, одна из которых галогеноводородная, называются галогеноангидридами. Таким образом, галогениды бора – это галогеноангидриды борной кислоты. При гидролизе стеклообразного сульфида бора: B 2 S 3 + 6 H 2 O → 2 H 3 BO 3 + 3 H 2 S
При нагревании бор взаимодействует со многими металлами, образуя бориды. Это кристаллические тугоплавкие вещества. Почти все бориды d-элементов характеризуются очень большими твердостью и тугоплавкостью, химической инертностью. Бориды s -элементов (Mg. B 2, Mg 3 B 2) реакционно способны: t 2 B + 3 Mg → Mg 3 B 2
Большинство металлов в зависимости от условий синтеза образуют бориды различного состава. При действии разбавленной HCl на борид Mg получают гидрид бора (бороводород или боран): 6 Mg. B 2 + 12 HCl → H 2 + B 4 H 10 + 6 Mg. Cl 2 + 8 B Mg 3 B 2 + 6 H 2 O → B 2 H 6 + 3 Mg(OH)2
Простейшие водородные соединения бора – BH 3 в обычных условиях не существует. Из выделенных в свободном состоянии гидридов бора состава Bn. Hn+4 и Bn. Hn+6 простейшими являются: B 2 H 6, B 4 H 10 – газы B 6 H 12 – жидкость B 10 H 14 – твердое вещество Имеют отвратительный запах и ядовиты.
H H Бороводороды – соединения с дефицитом электронов. Например: H H в B 2 H 6 общее число валентных электронов B B H H равно 12, т. е. их не хватает для образования восьми обычных двух электронных двухцентровых связей.
В диборане имеют место двухцентровые и трехцентровые связи. Две концевые BH 2 лежат в одной плоскости, а атомы водорода и бора связаны двухцентровыми двухэлектронными связями. Два же центральных атома водорода расположены симметрично над этой плоскостью и под нею и объединены с атомами бора трехцентровой двухэлектронной связью.
Она возникает в результате перекрывания двух sp 2 -гибридных орбиталей бора и 1 s-орбитали атома H, что и обеспечивает прочность молекулы B 2 H 6. Диборан B 2 H 6 – энергичный восстановитель, на воздухе он самовоспламеняется: B 2 H 6 + 3 O 2 → B 2 O 3 + 3 H 2 O
Гидриды бора разлагаются водой, спиртами, щелочами с выделением водорода B 2 H 6 + 6 H 2 O → 2 H 3 BO 3 + 3 H 2 В среде эфира B 2 H 6 взаимодействует с Li. H, образуя анионные комплексы B 2 H 6 + 2 Li. H → 2 Li тетрагидридоборат(III) лития или боронат лития
Борогидриды лития и натрия используют в органических синтезах как сильные восстановители. Чаще используют Na – белое кристаллическое вещество, получают: 4 Na. H + B(OCH 3)3 → Na + 3 CH 3 ONa B(OCH 3)3 – метиловый эфир ортоборной кислоты Na – боронат натрия
Тетрафторобораты очень разнообразны, хорошо растворимы в воде, мало растворимы - K, Rb, Cs. Все эти комплексы соответствуют sp 3 -гибридному состоянию атома бора и имеют форму тетраэдра.
С кислородом бор образует борный ангидрид B 2 O 3 – кристаллическое вещество. В газообразном состоянии молекула B 2 O 3 имеет строение: B 2 O 3 необходимая составная часть O эмалей, глазурей, а также B 95° B термостойкого стекла. Борный ангидрид O O гидроскопичен.
При взаимодействии с водой вначале образуются метаборная кислота, а дальнейшее обводнение приводит к образованию ортоборной кислоты: B 2 O 3 + H 2 O → 2 HBO 2 метаборная кислота B 2 O 3 + 3 H 2 O → 2 H 3 BO 3 ортоборная кислота В разбавленном водном растворе существует только одна кислота H 3 BO 3 – кристаллическое вещество, имеет слоистую структуру, в которой молекулы прочно объединены водородными связями. Плохо растворяется в воде, хорошо - в горячей.
Ортоборная кислота или ортоборат водорода при нагревании теряет воду, переходя в полимерные метабораты водорода HBO 2 и далее в B 2 O 3: 2 H 3 BO 3 2 HBO 2 B 2 O 3 -2 H 2 O -H 2 O В ортоборной кислоте субъединицы B(OH)3 связаны друг с другом водородными связями и образуют бесконечные слои с симметрией, близкой к гексагональной.
H 3 BO 3 и бораты образуют устойчивые комплексы с глицерином, при этом кислотные свойства ее усиливаются: CH 2 2 CH CH 2 OH OH + H 3 BO 3 OH CH 2 H + -2 H 2 O OH CH HO O CH 2 B CH 2 O
Соли борных кислот в своем большинстве полимеры. Так, в кристаллах Na. BO 2 присутствует циклический метаборатный анион, а в Сa(BO 2)2 полиметаборатный анион, образующий бесконечные цепи в виде зигзагов: O O B O O O B
Эти анионы состоят из плоских треугольных структурных единиц BO 3 4 H 3 BO 3 → H 2 B 4 O 7 + 5 H 2 O H 3 BO 3 – слабая кислота. В отличие от обычных кислот ее кислотные свойства обязаны не отщеплению протона, а присоединением OH-ионов. H 3 BO 3 + HOH → - + H+
Качественной реакцией на H 3 BO 3 и соли борных кислот является взаимодействие с H 2 SO 4 (к) и метанолом (этанолом) при нагревании. Образуется борнометиловый эфир, который при поджигании горит очень красивым зеленым пламенем. Na 2 B 4 O 7 + H 2 SO 4 (к) + 5 H 2 O → 4 H 3 BO 3 + Na 2 SO 4 H 3 BO 3 + 3 CH 3 OH → (CH 3 O)3 B + 3 H 2 O
При нейтрализации H 3 BO 3 не образуются ортобораты, содержащие ион BO 33 -, а получаются тетрабораты, метабораты: 4 H 3 BO 3 + 2 Na. OH → Na 2 B 4 O 7 + 7 H 2 O H 3 BO 3 + Na. OH → Na. BO 2 + 2 H 2 O
Невозможность получения ортоборатов объясняется малой диссоциацией H 3 BO 3, приводящей к практически полному гидролизу ее солей: Na 2 B 4 O 7 + 7 H 2 O → 4 H 3 BO 3 + 2 Na. OH Как и B 2 O 3, так и бораты легко образуют стекловидные фазы, что обуславливает их полимерное строение.
Применение в фармации. Кислота борная, натрия тетраборат применяются наружно в качестве антисептических средств. Алюминия гидроксид применяется в качестве адсорбирующего и обволакивающего средства: наружно – для присыпок, внутрь – для лечения язвенной болезни, гастритов, входит в состав препарата “Алмагель”. В фарманализе в методе кислотноосновного титрования применяют тетраборат натрия как установочное вещество.
Основным сырьем для получения алюминия являются бокситы, содержащие до 60% глинозема Al 2 O 3. Перспективным является выделение его из алюминиевой руды нефелина - Na 2 O Al 2 O 3 2 Si. O 2. Встречается минерал криолит – Na 3. Встречается чистый Al 2 O 3 – минерал корунд. Драгоценные камни рубин и сапфир – это кристаллы корунда, окрашенные примесью оксида хрома (рубин) и оксидов титана и железа (сапфир).
На воздухе алюминий покрывается тончайшей пленкой Al 2 O 3, отличающейся большой прочностью. Это объясняет его устойчивость при комнатной температуре к действию кислорода и воды. Конфигурация внешних электронных оболочек - 3 s 23 p 1. 3 d 3 p Al* 3 s c v
Наличие в валентном слое незаполненных p- и d-орбиталей дает возможности для донорноакцепторного взаимодействия. Ион Al 3+ проявляет склонность к комплексообразованию. Как вообще для s- и p-элементов, для Al 3+ характерно образование комплексов с H 2 O, OH-, F-, менее устойчивые с Cl-, Br-, I-.
При комплексообразовании в химическую связь могут вносить вклад свободные d-орбитали. Поэтому существуют комплексы с КЧ=6. Например: 3 - - sp 3 d 2 гибридизация. В водных растворах солей Al содержатся октаэдрические комплексы 3+. С ионами H- и Al 3+ образует тетраэдрический комплекс -.
Металлический алюминий, поверхность которого покрыта защитной пленкой Al 2 O 3 не реагирует с водой, но если ее разрушить, то происходит бурное взаимодействие с водой с образованием Al(OH)3 и H 2: 2 Al + 6 H 2 O → 2 Al(OH)3 + 3 H 2
При нагревании Al энергично взаимодействует с O 2, S, N 2, но не реагирует с H 2. 4 Al + 3 O 2 → 2 Al 2 O 3 С кислотами Al активно взаимодействует с выделением водорода: 2 Al + 6 HCl → 2 Al. Cl 3 + 3 H 2 2 Al + 6 H+ + 12 H 2 O → 23+ + 3 H 2
Однако очень разбавленные и очень концентрированные растворы HNO 3 и H 2 SO 4 на Al практически не действуют – происходит пассивация. В умеренной концентрации растворов этих кислот Al растворяется.
С растворами щелочей алюминий взаимодействует энергично, поскольку они растворяют оксидную защитную пленку: 2 Al + 6 Na. OH + 6 H 2 O → 2 Na 3 + 3 H 2 гексагидроксоалюминат (III) натрия 3 Cu 2+ +2 Al → 3 Cu + 2 Al 3+ Cu – красная губчатая масса
Al не вступает в реакцию с водородом H 2. Гидрид Al (алан) получают косвенным путем, действуя Li. H в эфирном растворе на Al. Cl 3: Al. Cl 3 + 3 Li. H → Al. H 3 + 3 Li. Cl Al. H 3 – белый порошок, имеет полимерное строение, это соединение с дефицитом электронов. Если взять большое количество Li. H, то получается гидридоалюминат или аланат лития: Al. Cl 3 + 4 Li. H → Li + 3 Li. Cl Это устойчивое соединение, сильный восстановитель.
Оксид Al - Al 2 O 3 – очень твердое тугоплавкое соединение, известно его 3 модификации – . Al 2 O 3 – корунд, по твердости он уступает только алмазу. Обладает амфотерными свойствами, но не взаимодействует с водой, кислотами и щелочами.
Гидроксид алюминия - Al(OH)3 Получают: Al 2(SO 4)3 + 6 Na. OH → 2 Al(OH)3 студ. белый осадок + 3 Na 2 SO 4 Al(OH)3 – полимерное соединение, формула условна Al(OH)3 H 2 O. Это типичное амфотерное соединение: t 2 Al(OH)3 → 3 H 2 O + Al 2 O 3 Al(OH)3 + 3 H+ + 3 H 2 O → 3+ Al(OH)3 + 3 OH- → 3 -
В отличие от многих гидроксидов dэлементов Al(OH)3 не растворяется в NH 3 Галиды алюминия (галогениды) получают прямым взаимодействием простых веществ. Это бесцветные кристаллические вещества.
Al. Cl 3 – малорастворимое и тугоплавкое вещество, остальные хорошо растворимы, причем при растворении их в воде выделяется большое количество теплоты. Соли сильно гидролизуются: 2 Al. Cl 3 + 3 Na 2 CO 3 + 6 H 2 O → 2 Al(OH)3 + 6 Na. Cl + 3 H 2 CO 3 Гидролиз необратимый, первой стадией которой является отщепление H+ 3+ 2+ + H+
Далее образуются различные полиядерные комплексы 4+, которые остаются в растворе, поэтому не наблюдается образование осадка гидроксида, хотя протекание гидролиза можно легко заметить по изменению раствора. С фторидами щелочных металлов Al. F 3 образует фтороалюминаты, наиболее устойчивый из них криолит Na 3.
Биологическая роль Алюминий и бор относятся к примесным микроэлементам. Концентрируются в сыворотке крови, легких, мозге, печени, почках. Избыток алюминия тормозит синтез гемоглобина, блокируя активные центры ферментов, участвующих в кроветворении.
Избыток бора вреден для организма, так как он угнетает амилазы, протеиназы, уменьшает активность адреналина, нарушает в организме обмен углеводов и белков, что приводит к кишечным заболеваниям – энтеритам.
