Производство  ->  Металлургия  | Автор: | Добавлено: 2015-03-23

Обнаружение ионов «металлов жизни» в водных раствора

Человек состоит из более, чем 100 триллионов клеток. В состав клеток живых организмов, в том числе и человека, входят органические и неорганические вещества. В этих веществах обнаруживаются, по мнению некоторых ученых, почти все элементы Периодической системы. По мере того, как разрабатывались всё более точные методы аналитического определения химических элементов, учёные всё больше убеждались в справедливости этого мнения. Около 30 элементов считаются биогенными, или крайне необходимыми для жизнедеятельности организма. Среди них – металлы и неметаллы, макроэлементы ( массовая доля в организме которых больше 10 -2 %, или больше 7 г) и микроэлементы ( массовая доля в организме которых меньше 10 -2 %, или меньше 7 г). К макроэлементам относятся все органогены, хлор и 4 «металла жизни»: Сa, K, Na, Mg. Совокупная массовая доля макроэлементов в организме человека составляет примерно 99,5%, причем более 96% приходится на 4 элемента(C, O, H, N). Наиболее важные из биогенных элементов называют «элементами жизни». К ним относятся такие неметаллические элементы, как C,H,O,N,P,S (их-6) и металлические – «металлы жизни» - Ca, K, Na,Mg, Fe, Zn,Cu, Mn, Mo, Co (их – 10). В последнее время к ним относят еще и некоторые другие металлы, например, олово Sn, литий Li, хром Сr и некоторые др.

Бионеорганическая химия возникла как новая научная область на грани химии, биологии и медицины. К важнейшим ее задачам можно отнести выяснение роли металлов в возникновении и развитии различных процессов в здоровом и больном организме, создание новых эффективных препаратов на основе металлоорганических соединений и активное участие в борьбе за сохранение здоровья людей и продления человеческой жизни.

Доказано, что организм человека особенно чутко реагирует на изменение концентрации в нем « элементов жизни» и, в особенности, металлических микроэлементов. Доказано, что многие серьезные заболевания и патологии в организме связаны с нарушением баланса оптимальных концентраций биологически важных соединений в нем, недостатком или избытком тех или иных элементов в организме.

Считаю, что каждый человек должен заботиться о своем здоровье, многое знать о химии своего организма; знать к каким патологиям может привести нарушение баланса химических элементов в организме. Выбранная мною тема « Металлы жизни» актуальна для всех нас: в настоящее время в нашей стране остро встали проблемы численности населения и продолжительности жизни. Здоровый образ жизни, правильное питание, уровень развития медицины, общая грамотность населения, социальные условия – вот те главные слагаемые, которые всегда, во все времена будут определяющими в здоровье и жизни человека. Что значит грамотно относиться к своему организму? Это, прежде всего, знать, что может спровоцировать те или иные заболевания. Может ли сам человек, хотя бы отчасти, быть «кузнецом своего здоровья»? Думаю, что да. Чем больше мы знаем, тем меньше не допускаем того, что может повредить нашему здоровью.

Проблема биогенных элементов – одна из проблем, достойных внимания. Какие опасности таит в себе химия «металлов жизни»? Можно ли и нужно ли контролировать содержание «металлов жизни» в нашем организме? Как можно подправить «расшалившийся организм»? Какие продукты, порою, – «наши спасители»?

Работая над проектом « Металлы жизни», я решил: 1/ упорядочить свои знания по химии «металлов жизни»; 2/ уточнить биологические функции этих элементов в организме человека; 3/ выяснить какие патологии или заболевания могут возникать при недостатке или избытке этих элементов в организме; 4/ собрать информацию о пищевых источниках металлических биогенных элементов; 5/ провести химический эксперимент по обнаружению ионов I – IV аналитических групп в водных растворах (для « катионов жизни»); провести исследования мочи и молочной сыворотки на содержание в них некоторых биогенных металлических элементов; 6/ систематизировать полученные знания о «металлах жизни»; 7/ сделать для себя соответствующие выводы по химии «металлов жизни»; 8/ подготовить презентацию в Power Point.

К s-элементам относятся элементы I-а и II-а подгрупп «Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева».

Значение s-элементов для организма огромно. Они участвуют в создании буферных систем организма, обеспечении необходимого осмотического давления, возникновении мембранных потенциалов, в передаче нервных импульсов (Na,K), структурообразования (Mg,Ca).

3. 1 Кальций и магний

Кальций (лат. Calcium)-Ca - химический элемент с порядковым номером 20. Расположен во II-а подгруппе «Периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева». Относится к числу щелочноземельных металлов. Является s-элементом. Валентные электроны - 4s2.

Соединения кальция встречаются в природе повсеместно, поэтому человечество знакомо с ними с древнейших времен. Издавна в строительном деле находила применение известь, которую долгое время считали простым веществом, «землей». Однако в 1808г. английский ученый Г. Дэви сумел получить из извести новый металл. Для этого Дэви подверг электролизу смесь слегка увлажненной гашеной извести с окисью ртути и выделил из образующейся на ртутном катоде амальгамы новый металл, который он назвал кальцием.

Кальций - один из наиболее распространенных на Земле элементов. На его долю приходится 3,38% массы земной коры (5-е место по распространенности после кислорода, кремния, алюминия и железа). Из-за высокой химической активности кальций в свободном виде в природе не встречается. Большая часть кальция содержится в составе силикатов и алюмосиликатов различных горных пород, осадочных пород соединения кальция представлены мелом и известняками, состоящими в основном из минерала кальцита CaCO3. Кристаллическая форма кальцита - мрамор встречается в природе гораздо реже.

Минералы кальция: известняк СaCO3, ангидрит CaSO4 и гипс CaSO4·2H2O, флюорит CaF2, апатиты Ca5(PO4)3(F,Cl,OH), доломит MgCO3· СaCO3. Присутствием солей кальция и магния в природной воде определяется ее жесткость. Значительное количество кальция входит в состав живых организмов. Так, гидроксилапатит Ca5(PO4)3(OH), или, в другой записи, 3Ca3(PO4)2 · Са(OH)2 - основа костной ткани позвоночных, в том числе и человека; из карбоната кальция CaCO3 состоят раковины и панцири многих беспозвоночных, яичная скорлупа и др.

Физические и химические свойства кальция

Металл кальций существует в двух аллотропных модификациях. Температура плавления кальция 839°C, температура кипения 1484°C, плотность 1,55 г/см3.

Химическая активность кальция высока, но ниже, чем всех других щелочноземельных металлов. Он легко взаимодействует с кислородом, углекислым газом и влагой воздуха, из-за чего поверхность металлического кальция обычно тускло-серая, поэтому в лаборатории кальций обычно хранят, как и другие щелочноземельные металлы, в плотно закрытой банке под слоем керосина.

В ряду стандартных потенциалов кальций расположен слева от водорода. Кальций активно реагирует с водой:

Ca + 2Н2О = Ca(ОН)2 + Н2

С активными неметаллами (кислородом, хлором, бромом) кальций реагирует при обычных условиях:

2Са + О2 = 2СаО

Са + Br2 = CaBr2

При нагревании на воздухе или в кислороде кальций воспламеняется. С менее активными неметаллами (водородом, бором, углеродом, кремнием, азотом, фосфором и другими) кальций вступает во взаимодействие при нагревании:

Са + Н2= СаН2 (гидрид кальция)

Ca + 6B = CaB6 (борид кальция)

3Ca + N2= Ca3N2 (нитрид кальция)

Са + 2С = СаС2 (карбид кальция)

3Са + 2Р = Са3Р2 (фосфид кальция) известны также фосфиды кальция составов - СаР и СаР5

2Ca + Si = Ca2Si ( силицид кальция)

Известны также силициды кальция составов CaSi, Ca3Si4 и СаSi2.

Протекание указанных выше реакций, как правило, сопровождается выделением большого количества теплоты.

Соединения кальция

Во всех соединениях степень окисления кальция +2.

Большинство из соединений кальция с неметаллами легко разлагается водой, например:

СаН2 + 2Н2О = Са(ОН)2 + 2Н2

Ca3N2 + 3Н2О = 3Са(ОН)2 + 2NН3

Оксид кальция — типично основной. В лаборатории и технике его получают термическим разложением карбонатов:

CaCO3 = CaO + CO2

Технический оксид кальция СаО называется негашеной известью.

Он реагирует с водой с образованием Ca(ОН)2 и выделением большого количества теплоты:

CaО + Н2О = Ca(ОН)2.

Полученный таким способом Ca(ОН)2 обычно называют гашеной известью или известковым молоком из-за того, что растворимость гидроксида кальция в воде невелика (0,02 моль/л при 20°C) и при внесении его в воду образуется белая суспензия.

При взаимодействии с кислотными оксидами CaO образует соли, например:

CaО + СО2 = СаСО3 СаО + SO3 = CaSO4.

Ион Ca2+ бесцветен. При внесении в пламя растворимых солей кальция пламя окрашивается в кирпично-красный цвет.

Такие соли кальция, как хлорид CaCl2, бромид CaBr2, иодид CaI2 и нитрат Ca(NO3)2, хорошо растворимы в воде. Нерастворимы в воде фторид CaF2, карбонат CaCO3, сульфат CaSO4, средний ортофосфат Ca3(PO4)2, оксалат СаС2О4 и некоторые другие.

Важное значение имеет то обстоятельство, что, в отличие от среднего карбоната кальция СаСО3, кислый карбонат кальция (гидрокарбонат) Са(НСО3)2 в воде растворим. В природе это приводит к следующим процессам. Когда холодная дождевая или речная вода, насыщенная углекислым газом, проникает под землю и попадает на известняки, то наблюдается их растворение:

СаСО3 + СО2 + Н2О = Са 2+ + 2НСО3 ¯

В тех же местах, где вода, насыщенная гидрокарбонатом кальция, выходит на поверхность земли и нагревается солнечными лучами, протекает обратная реакция:

Са 2+ + 2НСО3 ¯ = СаСО3 + СО2 + Н2О.

Так в природе происходит перенос больших масс веществ. В результате под землей могут образоваться огромные провалы, а в пещерах образуются красивые каменные «сосульки» - сталактиты и сталагмиты.

Наличие в воде растворенного гидрокарбоната кальция во многом определяет временную жесткость воды. Временной ее называют потому, что при кипячении воды гидрокарбонат разлагается, и в осадок выпадает СаСО3. Это явление приводит, например, к тому, что в чайнике со временем образуется накипь.

Кальций в организме

Кальций - биогенный элемент, постоянно присутствующий в тканях растений и животных. Важный компонент минерального обмена животных и человека и минерального питания растений, кальций выполняет в организме разнообразные функции. В составе апатита, а также сульфата и карбоната кальций образует минеральный компонент костной ткани.

Кальций - один из пяти (O, C, H, N, Ca) наиболее распространенных элементов в организме человека. Содержание его в организме составляет около 1700г на 70кг массы. Ионы Ca2+ участвуют в сокращении мышц, функционировании нервной системы. От содержания ионов Ca2+ зависит проницаемость клеточных мембран. Кальций нужен для роста костей и зубов, образования молока у кормящих женщин, регулирования нормального ритма сокращений сердца, а также осуществления процесса свёртывания крови. Свёртывание крови можно ускорить, вводя в организм избыточное количество солей кальция, например при кровотечении. Ежедневная доза кальция, необходимая организму, составляет пример- но 1г. Регулируют обмен кальция в организме витамин D. При понижении содержания кальция в крови он начинает вымываться кровью из костной ткани, что в свою очередь приводит к размягчению и искривлению костного скелета. Недостаток кальция в плазме крови может вызвать судороги мышц и даже конвульсии. Образование камней в желчных и мочевыводящих путях, склеротические изменения кровеносных сосудов также связаны с отложением в организме солей кальция в результате нарушения нормальной жизнедеятельности организма. Недостаток или избыток кальция приводит к различным заболеваниям — рахиту, кальцинозу и др. Поэтому пища человека должна в нужных количествах содержать соединения кальция. Содержание кальция высоко в молочных продуктах (таких, как творог, сыр, молоко), в некоторых овощах и других продуктах питания. Препараты кальция широко используются в медицине.

Из соединений кальция в медицине имеют большое значение следующие:

• Гидроксид кальция Ca(OH)2 используется в санитарной практике для дезинфекций. Кроме того, в форме известковой воды (насыщенный водный раствор Ca(OH)2) применяется наружно и внутрь в качестве противовоспалительного, вяжущего и дезинфицирующего средства

• Хлорид кальция CaCl2 применяют как успокаивающее средство при лечении неврозов, при бронхиальной астме, туберкулёзе

• Жжёный гипс 2CaSO4 · H2O получается путём прокаливания природного гипса CaSO4 · 2H2O при 150-180 0С. При замешивании с водой он быстро твердеет, превращается опять в кристаллический гипс CaSO4 · 2H2O. На этом свойстве основано применение его в медицине для гипсовых повязок при переломах костей.

• Карбонат кальция CaCO3 практически нерастворим в воде. Применяется внутрь не только как кальциевый препарат, но и средство, адсорбирующее и нейтрализующее кислоты. Особо чистый препарат идёт также для изготовления зубного порошка.

Магний, как и кальций находится во II-а подгруппе периодической системы Д. И. Менделеева и также относится к s-элементам. По своим характеристикам они близки, несмотря на то, что их ионы в большей степени отличаются друг от друга, чем ионы натрия и калия. Так, ион магния по сравнению с ионом кальция проявляет большую тенденцию к образованию ковалентных донорно-акцепторных связей с различными электродонорными атомами(N,O), входящими в состав биологических макромолекул (белки, нуклеиновые кислоты). Это обуславливает большие структурообразующие свойства магния по сравнению с кальцием.

Магний – важный биоэлемент, входящий в состав животных и растительных организмов. Зеленый пигмент растений хлорофилл содержит приблизительно 2, 7% магния. Около 30 г магния содержится в организме человека. Ежедневная потребность человека в магнии составляет 0,3 – 0,5 г. Магний содержится в овощах и фруктах: картофеле, изюме, цветной капусте, абрикосах, персиках, кабачках, помидорах, и др.

Ионы Mg2+ образуют в клетках комплексы с нуклеиновыми кислотами, участвуют в передаче нервного импульса, сокращении мышц, метаболизме углеводов. Магний можно назвать центральным элементом энергетических процессов, связанных с окислительным фосфорилированием. Избыток магния играет роль депрессора нервного возбуждения, недостаток – вызывает судороги.

Активность большинства ферментов переноса зависит от магния. Магний – один из основных активаторов ферментативных процессов. В частности, он активирует ферменты синтеза и распада аденозинтрифосфорной и гуаминтрифосфорной кислоты, участвует в процессах переноса фосфатных групп. Магний входит в состав хлорофилла; субъединицы рибосом (клеточных органоидов, на которых происходит синтез белка) связаны ионами Mg2+. Повышенное количество его в организме может вызвать наркотическое состояние. Из соединений магния имеют большое значение следующие:

• Кристаллогидрат сульфата магния MgSO4 · 7H2O(горькая соль) применяется внутрь как слабительное

• Сульфат магния применяют также при лечении столбняка и других судорожных состояний. При гипертонии его вводят в вену, а как желчегонное - в двенад-цатиперстную кишку

3. 2 Калий и натрий

Натрий (лат. Natrium)-Na - с атомным номером 11. Калий (лат. Kalium)-K – с атомным номером 19. Это - химические элементы I-а подгруппы периодической системы. Имеют валентные электроны - 3s1 и -4s1 соответственно. Степени окисления: +1. Их физико - химические характеристики близки.

В организме человека натрий и калий находится только в виде ионов.

Ионы натрия и калия распределены по всему организму человека, причём первые входят преимущественно в состав межклеточных жидкостей, вторые главным образом находятся внутри клеток. Подсчитано, что в человеческом организме содержится 250г калия и 70г натрия. От концентрации обоих ионов зависит чувствительность (проводимость) нервов и сократительная способность мышц. Шок при тяжёлых ожогах обусловлен потерей ионов калия из клеток. Введение ионов калия способствует расслаблению сердечной мышцы между сокращениями сердца. Хлорид натрия служит источником для образования соляной кислоты в желудке. Гидрокарбонат натрия – буферная соль. Она поддерживает кислотно-щелочное равновесие в жидких средах организма и служит переносчиком углерода. Лечение некоторых психических заболеваний основано на замене ионов K+ и Na+ на ионы Li+.

Натрий в природе. Физические и химические свойства натрия

Na - мягкий щелочной металл, серебристо-белого цвета, легко режется ножом, быстро тускнеет на воздухе. Хранят под слоем смеси парафина с трансформаторным маслом, бензина или керосина, в атмосфере аргона или азота, а также в запаянных ампулах. Температура плавления 97,86°C, кипения 883,15°C. Пары натрия состоят из Na и Na2.

Название "натрий" происходит от арабского натрун (по-гречески - nitron). Первоначальное название относилось к природной соде.

Натрий (а точнее, его соединения) использовался с давних времён. Например, соду, встречающуюся в природе в водах натронных озёр в Египте, древние египтяне использовали для бальзамирования, отбеливания холста, при варке пищи, изготовлении красок и глазурей. Плиний Старший пишет, что в дельте Нила соду выделяли из речной воды. Она поступала в продажу в виде крупных кусков, из-за примеси угля окрашенных в серый или даже чёрный цвет.

Хлорид натрия является одним из самых распространенных соединений натрия в природе. Вода морей и океанов содержит в своем составе до 3% хлорида натрия. На Земле имеются огромные залежи каменной соли. Этот элемент входит в состав всех организмов растительного и животного мира. В природе, в силу своей большой химической активности, встречается только в виде химических соединений.

Na - сильный восстановитель:

TiCl4 + 4Na = 4NaCl + Ti

Na - химически очень активный. При комнатной температуре взаимодействует с O2 воздуха, парами воды и CO2 с образованием рыхлой корки. При сгорании Na в кислороде образуются пероксид Na2О2 и оксид Na2O:

4Na + O2 = 2Na2O и 2Na + O2 = Na2O2

При нагревании на воздухе Na сгорает желтым пламенем, в желтый цвет окрашивают пламя и многие соли натрия.

Энергично реагирует c F2, Cl2, S.

При нагревании до 200°C Na реагирует с H2 с образованием гидрида NaH:

2Na + H2 = 2NaH

Натрий бурно реагирует с водой и разбавленными кислотами:

2Na + 2H2O = 2NaOH + H2

Кислородсодержащие кислоты, взаимодействуя с Na, восстанавливаются:

2Na + 2Н2SO4 = SO2 + Na2SO4 + 2H2O

Оксид натрия Na2O проявляет ярко выраженные основные свойства, легко реагирует с водой с образованием сильного основания - гидроксида натрия NaОН:

Na2O + H2O = 2NaOH

Пероксид натрия Na2O2 реагирует с водой с выделением кислорода:

2Na2O2 + 2H2O = 4NaOH + O2

Гидроксид натрия NaОН - очень сильное основание, хорошо растворимое в воде (в 100 г воды при 20 °C растворяется 108 г NaOH), является щелочью.

Гидроксид натрия взаимодействует с кислотными и амфотерными оксидами:

CO2 + 2NaOH = Na2CO3 + H2O,

Al2O3 + 2NaOH +3H2O = 2Na[Al(OH)4] (в растворе),

Al2O3 + 2NaOH = 2NaAlO2 + H2O (при сплавлении)

Попадание твердого NaOH или капель его раствора на кожу вызывает тяжелые ожоги. Водные растворы NaOH при хранении разрушают стекло, расплавы - фарфор.

Карбонат натрия Na2CO3 получают насыщением водного раствора NaCl аммиаком NH3 и оксидом углерода(IV)CO2. Растворимость образующегося гидрокарбоната натрия NaHCO3 менее 10 г в 100 г воды при 20°C, основная часть NaHCO3 выпадает в осадок:

2NaCl + 2NH3 + 2CO2 + 2H2O = 2NaHCO3 + 2NH4Cl

Биологическая роль натрия

Натрий - электролит, играющий ключевую роль в регулировании жидкостного обмена. Натрий в виде катиона Na+ участвует в поддержании гомеостаза (ионное равновесие, осмотическое давление в жидкостях организма). Натрий играет весьма важную роль в регуляции осмотического давления и водного обмена, при нарушении которых отмечаются следующие признаки: жажда, сухость слизистых оболочек, отечность кожи. Натрий оказывает значительное влияние и на белковый обмен. Обмен натрия находится под контролем щитовидной железы. При гипофункции щитовидной железы происходит задержка натрия в тканях. При гиперфункции количество натрия в коже уменьшается, а выделение его из организма усиливается.

В организме человека натрий выполняет "внеклеточные" функции:

• Поддержание осмотического давления и рН среды

• Формирование потенциала действия путем обмена с ионами калия

• Транспорт углекислого газа

• Гидратация белков

• Солюбилизация органических кислот

Внутри клеток натрий необходим для поддержания нейромышечной возбудимости и работы Na+- K+ - насоса, обеспечивающих регуляцию клеточного обмена различных метабо-литов. От натрия зависит транспорт аминокислот, сахаров, различных неорганических и органических анионов через мембраны клеток.

Натрий также участвует в образовании желудочного сока, регулирует выделение почками многих продуктов обмена веществ, активирует ряд ферментов слюнных желез и поджелудочной железы, а также более чем на 30% обеспечивает щелочные резервы плазмы крови.  

Метаболизм натрия

Ионы натрия быстро и полностью всасываются на всех участках желудочно-кишечного тракта и в местах парентеральных инъекций. Они проникают также через кожу и легочный эпителий.

Натрий распределяется по всему организму: крови, мышцам, костям, внутренним органам и коже. Около 40% натрия находится в костной ткани, в основном, во внеклеточной жидкости. Обмен натрия регулируется в основном альдостероном.

Потребности организма

В организме взрослого человека содержится около 100 г натрия. Для восполнения естественной убыли натрия из организма человек ежедневно должен потреблять с пищей 6-8 г поваренной соли.

Основное количество натрия - около 80% - организм получает при поглощении продуктов с добавлением поваренной соли.

Потребность в натрии существенно возрастает при сильном потоотделении в жарком климате или при больших физических нагрузках. Вместе с тем установлена прямая зависимость между избыточным потреблением натрия и гипертонией. С наличием натрия в организме связывают также способность тканей удерживать воду. В связи с этим избыточное потребление поваренной соли перегружает почки; при этом страдает и сердце. Вот почему при заболеваниях почек и сердца рекомендуется резко ограничить потребление соли NaCl.

Пищевые источники натрия

Содержание природного натрия в пище относительно невелико - 15-80 мг. Однако в этих количествах натрий находится практически во всех пищевых продуктах.

  Токсичность

Натрий нетоксичен. Минимальная летальная доза составляет для натрия 8,2 г/кг веса при пероральном введении. Для большинства здоровых людей совершенно безвредно 4-5 г натрия в день. Другими словами, помимо 0,8 г естественного натрия можно потреблять еще 3,2 г натрия, т. е. 8 г поваренной соли. В том числе около 2,4 г натрия организм человека получает с хлебом и 1-3 г натрия поступает с соленой пищей.

Пониженное содержание натрия в организме

При выключении хлористого натрия из пищи его выделение из организма прекращается на 9-й день.

Недостаток хлористого натрия вызывает тяжелые расстройства, проявляющиеся исхуданием, слабостью, кожными сыпями, выпадением волос, поносами, судорогами. У рабочих горячих цехов при усиленном выделении хлористого натрия потовыми железами наблюдаются кишечные колики, судорожные сокращения скелетных мышц и расстройства кровообращения.

Основные причины дефицита натрия:

• Недостаточное поступление

• Болезни гипофиза, надпочечников

• Болезни почек

• Черепно-мозговые травмы

• Длительное применение мочегонных препаратов, кортикостероидов, препаратов лития

• Избыток в организме калия, кальция

• Длительный контакт с морской водой

• Нарушение регуляции обмена натрия

Пониженное содержание натрия обычно встречается при нейроэндокринных нарушениях, хронических заболеваниях почек и кишечника или как следствие черепно-мозговых травм.

Повышенное содержание натрия в организме

Отравления соединениями натрия встречаются не часто и обычно носят случайный характер. Как правило, токсичность солей натрия определяется токсичностью их анионов, таких как арсенит, хромат, фторид.

Токсичность поваренной соли для человека, установленная по минимальной летальной дозе, составляет 8,2 г/кг веса при пероральном введении. Механизм токсического действия хлорида натрия в местах введения обусловлен в первую очередь высоким осмотическим давлением. В результате имеет место интенсивное поступление воды из окружающих тканей, приводящее к их обезвоживанию и нарушению функций клеток. Избыточное поступление ионов Na+ вызывает перегрузку соответствующих систем гомеостаза и нарушение метаболических процессов. В эпителии желудочно-кишечного тракта и почечных канальцев развивается воспаление, нередко приводящее к некрозу ткани.

Постоянный избыток натрия и калия в пище сопровождается некоторым повышением уровня инсулина в крови. Отмечаются и другие гормональные сдвиги. Введение большого количества хлористого натрия вызывает распад белка и сильное исхудание. При парентеральном введении изотонического раствора может повыситься температура тела, что чаще всего наблюдается у детей.

Основные причины избытка натрия:

• Нарушение регуляции обмена натрия

• Избыточное поступление натрия извне

• Недостаточное содержание воды в организме

Люди с избытком натрия обычно легко возбудимы, впечатлительны, гиперактивны, у них появляются жажда и потливость, увеличивается частота мочеиспусканий.

Применение некоторых соединений натрия в медицине

Из солей натрия наибольшее значение для медицины имеют следующие соединения:

• Хлорид натрия (поваренная соль) - NaCl. Раствор хлорида натрия (0. 85-0. 9 %)- физиологический раствор, который применяется для внутривенных вливаний при больших кровопотерях. Кроме того, хлорид натрия употребляется для ингаляций, ванн, душей, а также при лечении катаральных состояний некоторых слизистых оболочек

• Гидрокарбонат натрия (пищевая сода) NaHCO3 – белый кристаллический порошок. Применяется при повышенной кислотности желудочного сока, язвенной болезни желудка и двенадцатиперстной кишки, изжоге, подагре, диабете, катарах верхних дыхательных путей. Наружно употребляется как слабая щёлочь при ожогах, для полосканий, промываний и ингаляций при насморке, конъюнктивитах, стоматитах, ларингитах и т. д.

Биологическая роль калия

Ионы калия, так же, как и ионы натрия, распределены по всему организму. Но в отличие от ионов натрия, ионы калия являются внутриклеточными ионами (98%). Во внеклеточной жидкости – всего 2%. В организме взрослого человека содержится около 250 г ионов калия.

В сутки человеку необходимо 2-3 г ионов калия, которые поступают в организм с пищей Калия больше содержится в овощах и фруктах: картофеле, салате, капусте, помидорах, моркови; абрикосах, персиках, ананасах, апельсинах и др.

Ионы калия выполняют важную роль в физиологических процессах – сокращении мышц, работе сердца, проведении нервных импульсов (вместе с ионами натрия); влияют на деятельность ЦНС, на углеводный обмен; являются активаторами внутриклеточных ферментов; совместно с ионами Na+ и H+ регулируют кислотно – основное равновесие в организме. Ионы калия оказывают влияние на поддержание в норме осмотического давления в клетке. Усвоение белка сопровождается потреблением калия. В здоровом организме существует определенное соотношение ионов калия и натрия, благодаря чему поддерживается нормальный ритм мышц. Особенно это соотношение важно для нормальной работы сердца. Ионы Na+ и K+ обеспечивают нормальное течение биоэлектрических явлений, связанных с процессами нервной и мышечной возбудимости и проводимости.

От концентрации ионов K+ и Na+ зависит чувствительность нервов и сократительная способность мышц. Избыток, как и недостаток ионов K+, нежелателен для организма.

Избыток ионов K+ может влиять на работу миокарда – угнетать его сократительную функцию. Избыток ионов K+ в клетках коры головного мозга возбуждает ЦНС, вызывая психические расстройства. Ионы Na+ и K+ могут быть замещены ионами Li+, Rb+, Cs+, NH4+, Tl+, что может быть использовано в медицинской практике.

3. 3 Железо

Железо (лат. «Ferrum»)-Fe - химический элемент с атомным номером 26, VIII-б подгруппы, IV периода периодической системы. Относится к d-элементам. Конфигурация валентных электронов - 3d 64s2. Степени окисления: +2, +3, реже +1, +4, +6.

Железо - это блестящий, серебристо-белый, мягкий металл. Растворяется в разбав-ленных кислотах; во влажном воздухе покрывается ржавчиной. Входит в состав сотен минералов, встречается и в виде самородного железа. В чистом виде пластичный переход-ный металл, с давних пор широко применяемый человеком. В промышленности железо широко применяется в виде множества различных сталей и сплавов.

Имеется несколько версий происхождения славянского слова «железо». Одна из версий связывает это слово с санскритским «жальжа», что означает «металл, руда». Другая версия усматривает в слове славянский корень «лез», тот же, что и в слове «лезвие» (так как железо в основном употреблялось на изготовление оружия). Европейские iron (англ. ), происходят от санскритского «исира» - крепкий, сильный. Латинское ferrum происходит от fars — быть твёрдым. Название природного карбоната железа (сидерита) происходит от лат. sidereus — звёздный; действительно, первое железо, попавшее в руки людям, было метеоритного происхождения.

Железо известно с древнейших времён. Древнейшие изделия из железа найденные при археологических раскопках датируются примерно IV тыс. до н. э. и относятся к древнешумерской и древнеегипетской цивилизациям. Изделия из железа того времени это наконечники для стрел и украшения. В них использовалось метеоритное железо, точнее, сплав железа и никеля, из которого состоят метеориты.

Железо издревле использовалось в качестве лекарства. В папирусах Египта ржавчина предписывалась в качестве мази от облысения. В XVII веке стали применять железо для лечения хлороза, который является следствием его дефицита.

Биологическая роль железа

Железо – один из наиболее широко распространенных в природе металлов.

Важная роль железа для организма человека установлена еще в XVIII в. Железо незаменимо в процессах кроветворения и внутриклеточного обмена. Этот элемент входит в состав гемоглобина крови, отвечающего за транспорт кислорода и выполнение окислительных реакций. Железо, являясь составной частью миоглобина и гемоглобина, входит в состав цитохромов и ферментов, принимающих участие в окислительно-восстановительных реакциях.

Из 4 г железа, содержащегося в организме взрослого человека, большая часть (около 2,5 г - примерно 55-60% запасов железа в организме) приходится на гемоглобин, около 0,4 г

(10 до 24%) - активное железо, входящее в состав различных гемопротеидов, участвует в формировании красящего вещества мышц (миоглобина). Остальная часть железа (примерно 21%) находится в депонированном состоянии, то есть откладывается "про запас" в печени и селезенке.

Железо играет важную роль в процессах выделения энергии, в ферментативных реакциях, в обеспечении иммунных функций, в метаболизме холестерина.

Железистые соединения вовлечены в многочисленные окислительно-восстановитель-ные реакции, начинающиеся с восстановления водорода и его объединения в углеводы в процессе фотосинтеза. Аэробный метаболизм зависим от железа из-за его роли в функциональных группах большинства ферментов цикла Кребса, как электронного транспортера в цитохромах и как способ транспорта O 2 и CO 2 в гемоглобине.

Насыщение клеток и тканей железом происходит с помощью белка трансферрина, который способен переносить ионы трехвалентного железа.

Лигандные комплексы железа стабилизируют геном, однако в ионизированном состоянии могут являться индукторами ПОЛ, вызывать повреждение ДНК и провоцировать гибель клетки.

Дефицит, так же как и избыток железа, отрицательно влияют на здоровье человека.

Недостаток железа вызывает развитие железодефицитной анемии, в основе которой лежит причина, связанная с нехваткой ионов железа для синтеза гемоглобина.

Увеличение количества запасов железа может наблюдаться при перемещении железа из эритроцитов в депо. Эти изменения происходят при анемиях, кроме тех, которые являются железодефицитными. Истинное увеличение количества общего железа в организме наблюдается у пациентов с гемохроматозом, трансфузионным гемосидерозом или, редко, после чрезмерного длительного приема препаратов железа.

Потребности в железе организма человека

Нормальные запасы железа в организме составляют 300–1000 мг для взрослых женщин и 500–1500 мг для взрослых мужчин. Большее количество людей имеют запас железа на нижней границе нормы. Доказано, что у многих здоровых женщин фактически отсутствуют какие-либо запасы железа.

Суточная потребность в железе составляет 10 мг у мужчин и 20 мг у женщин. Считается, что оптимальная интенсивность поступления железа составляет 10-20 мг/сутки. Дефицит железа может развиться, если поступление этого элемента в организм будет менее 1 мг/сутки.

Мужчины и неменструирующие женщины при отсутствии патологического кровотечения могут получать железо, в котором они нуждаются, из общепринятого рациона (12–18 мг в день). Однако многие менструирующие женщины и юные девочки, которые из-за беспокойства о своем весе ограничивают рацион, часто имеют низкое потребление железа – менее 10 мг в день.

Потребность в течение беременности часто настолько большая, что она превышает количество железа, которое поступает из диеты. Дополнительная терапия железом для предотвращения его дефицита необходима в течение второй половины беременности и от 2 до 3 месяцев в течение послеродового периода.

Адекватные питание и терапия должна не только исправить дефицит поступления железа, но также восполнить утерянные запасы железа. Безопасное потребление железа при диетическом питании – до 45 мг/сут.

  Пищевые источники железа

Здоровые люди абсорбируют приблизительно 5–10% диетического железа, а в условиях его дефицита – 10–20%.

Всасывание железа из пищи очень изменчиво. Практически из всех продуктов железо усваивается очень плохо (иногда в организм попадают лишь доли процента железа, содержащегося в пище). Из мясных продуктов оно усваивается легче. Самое большое из мяса млекопитающих – говядины, меньше – из мяса домашней птицы или рыбы и меньше всего – из печени, яиц, молока и хлебных злаков. К продуктам, в которых содержится большое количество железа с высокой биодоступностью, т. е. способностью всасываться, относятся коровья печень и почки, яйца, рыба.

В целом железо больше усваивается у детей, чем у взрослых.

Железо плохо абсорбируется из ростков пшеницы, масла бобовых, шпината, чечевицы и зелени свеклы – пищевых продуктов с высоким содержанием фитата. Напротив, хорошая абсорбция железа из моркови, картофеля, корней свеклы, тыквы, брокколи, помидоров, цветной капусты, белокочанной капусты, репы и квашеной капусты – овощей, которые содержат существенные количества яблочной, лимонной или аскорбиновой кислоты.

Наиболее богаты железом также: сушеные белые грибы, персики, абрикосы, зелень петрушки, яблоки, айва, толокно, устрицы, овсяная крупа, какао, горох, листовая зелень, пивные дрожжи, инжир и изюм.

В ряде стран используются обогащенные железом продукты. Обычный метод для обогащения муки железом предполагает введение металлического порошка. Используется металлическое железо потому, что хлеб, содержащий добавленное растворимое железо (сульфат железа), вскоре начинает неприятно пахнуть. Хотя в качестве транспортного средства для железа чаще используется мука пшеницы, с этой целью могут применяться другие продукты. Сахар, соль, соусы и приправы подходят для добавки в них железа.

Медицинские препараты железа примерно на 90 процентов уходят из организма в неизменном виде. Следовательно, их доза в 10 раз превышает суточную потребность. Скажем, нормальный здоровый мужчина за сутки теряет 1 мг железа, а потреблять должен 10-20 мг. Женщинам нужно потреблять больше железа.

3. 4 Цинк

Цинк(лат. zincum)-Zn – химический элемент с атомным номером 30, II-б подгруппы, IV периода периодической системы. Электроны двух наружных слоев - 3d104s2. Степень окисления +2.

Латинское zincum переводится как «белый налет». Происхождение этого слова точно не установлено. Предположительно, оно идет от персидского «ченг», хотя это название относится не к цинку, а вообще к камням. Слово «цинк» встречается в трудах Парацельса и других исследователей 16-17 вв. и восходит, возможно, к древнегерманскому «цинко» — налет, бельмо на глазу. Цинк был известен в Индии и Китае с XVI в. Общеупотребительным название «цинк» стало только в 1920-х гг.

Цинк представляет собой голубовато-белый пластичный металл, хрупкий при литье. На воздухе покрывается поверхностной пленкой; реагирует с кислотами и щелочами, аммиаком и солями аммония, с влажными Cl2 и Br2, при нагревании – с О2.

Биологическая роль цинка

Цинк присутствует во всех органах, тканях, жидкостях и секретах организма. Более 95% всего цинка содержится в клетках. Цинк сосредоточен в основном в коже, волосах и костной ткани. В биологических системах цинк фактически всегда находится в двухвалентном состоянии.

Цинк участвует практически во всех стадиях роста клеток. Особый интерес к цинку связан с открытием его роли в нуклеиновом обмене, процессах транскрипции, стабилизации нуклеиновых кислот, белков и, особенно, компонентов биологических мембран, а также в обмене витамина А. Цинк присутствует во всех 20-ти нуклеотидилтрансферазах, а его открытие в обратных транскриптазах позволило установить тесную взаимосвязь c процесс-сами канцерогенеза. Этот элемент необходим для стабилизации структуры ДНК, РНК, рибосом, играет важную роль в процессе трансляции и незаменим на многих ключевых этапах экспрессии гена.

Цинк обнаружен в составе более 300 ферментов. Уникальность цинка заключается в том, что ни один элемент не входит в состав такого количества ферментов и не выполняет таких разнообразных физиологических функций.

Цинк стабилизирует некоторые гормон-рецепторные комплексы. Цинк входит в состав гормона инсулина, участвующего в углеводном обмене.

Цинк необходим для нормального роста и развития, полового созревания, а в дальнейшем - для поддержания репродуктивной функции, а также для нормального кроветворения и заживления ран. Цинк играет важнейшую роль в процессах регенерации кожи, роста волос и ногтей, секреции сальных желез.

Цинк способствует всасыванию витамина Е и поддержанию нормальной концентрации этого витамина в крови.

Немаловажную роль цинк играет в переработке организмом алкоголя, поэтому недостаток цинка может повышать предрасположенность к алкоголизму (особенно у детей и подростков).

Цинк укрепляет иммунную систему организма и обладает детоксицирующим действием - способствует удалению из организма двуокиси углерода.

Цинк необходим для нормальной реализации функций вкусовых и обонятельных рецепторов.

Дефицит цинка может приводить к серьезным физиологическим нарушениям. При недостаточном содержании цинка в пищевом рационе с детского возраста отмечаются карликовость, задержка полового развития, поражение кожи, снижение обоняния и вкусовые извращения. При хроническом дефиците цинка возникает ряд кожных заболеваний.

После подтверждения в 1961 г. предположения о том, что местный гипогонадизм и карликовость сельского населения Ирана вызывает дефицит цинка, возрос интерес к значимости его дефицита для здравоохранения.

Избыток цинка в растениях возникает в зонах промышленного загрязнения почв, а также при неправильном применении цинксодержащих удобрений. Большинство видов растений обладают высокой толерантностью к его избытку в почвах. Однако при очень высоком содержании этого металла в почвах обычным симптомом цинкового токсикоза является хлороз молодых листьев.

Токсичность цинка для животных и человека невелика, т. к. при избыточном поступлении он не кумулируется, а выводится. Однако в литературе имеются отдельные сообщения о токсическом влиянии этого металла. Повышенные концентрации цинка оказывают токсическое влияние на живые организмы. У человека может развиваться тошнота и рвота, дыхательная недостаточность, фиброз легких. В больших концентрациях цинк является канцерогеном.

  Потребности организма человека в цинке

У взрослых людей общее содержание цинка в теле составляет приблизительно 1,5 г – у женщин и 2,5 - 3 г – у мужчин.

Суточная потребность взрослого человека в цинке колеблется от 15 до 25 мг.

Дефицит цинка может развиваться при недостаточном поступлении этого элемента в организм (1 мг/день и менее).

Цинк незаменим для нормального роста и развития. Поэтому потребность в цинке увеличивается в течение беременности. Она невелика: приблизительно 100 мг на весь период беременности или дополнительное потребление 0,6 мг/сут цинка на протяжении беремен-ности. Материнская заболеваемость, связанная с дефицитом цинка включает длительные роды, атонические кровотечения и преждевременные роды.

  Пищевые источники цинка

В организм цинк попадает с пищей. Пищевые продукты очень отличаются по содержанию в них цинка. В яичном белке, например, содержание цинка составляет 0,02 мг/100 г, в легкоусвояемом мясе 1 мг/100 г, а в устрицах – 75 мг/100 г. Основными продуктами, в которых содержание цинка максимально, являются сыр, мясо птицы, орехи, креветки, зерновые и бобовые.

Также много цинка в мясе гусей, фасоли, горохе, кукурузе, говядине, свинине, курице, рыбе, говяжьей печени, а также в молоке, яблоках, груше, сливе, вишне, картофеле, капусте, свекле и моркови.

Хлебные злаки из цельного зерна наиболее богаты цинком. Большее количество его содержится в отрубях и зародышевых частях зерна и почти 80% теряется в процессе размалывания пшеницы. Но продукты из цельных зерен и белки растений, такие как белки сои, содержат цинк в менее доступной форме из-за фитиновой кислоты, содержащейся в пищевых продуктах растительного происхождения. Удаление фитата из пищи может значительно увеличить абсорбцию цинка. Брожение теста уменьшает содержание фитиновой кислоты и значительно улучшает всасывание цинка.

Орехи и бобы – относительно хороший растительный источник цинка. Концентрация цинка в растении увеличивается, если оно вырастает на богатой цинком или обработанной удобрениями почве.

Питьевая вода обычно имеет низкий уровень содержания цинка.

3. 5 Медь

Медь - Cu (cuprum) – химический элемент с атомным номером 29, I-б подгруппы, IV периода периодической системы. Электроны двух наружных слоев - 3d104s1.

Степени окисления: +1 и +2.

Общее содержание меди в земной коре сравнительно невелико (0,01 вес %), однако она чаще, чем другие металлы, встречается в самородном состоянии, причем самородки меди достигают значительной величины. Этим, а также сравнительной лёгкостью обработки меди объясняется то, что она ранее других металлов была использована человеком. В настоящее время медь добывают из руд. Важнейшими минералами, входящими в состав медных pуд, являются: халькозин - Cu2S; халькопиpит - CuFeS2; малахит - (CuOH)2CO3.

Чистая медь – тягучий, вязкий металл светло-pозового цвета, легко пpокатываемый в тонкие листы. Она очень хоpошо пpоводит тепло и электpический ток, уступая в этом отношении только сеpебpу. В сухом воздухе медь почти не изменяется, так как обpазующаяся на её повеpхности тончайшая плёнка оксидов пpидаёт меди более тёмный цвет и также служит хоpошей защитой от дальнейшего окисления. Hо в пpисутствии влаги и диоксида углеpода повеpхность меди покpывается зеленоватым налётом гидpоксокаpбоната меди - (CuOH)2CO3. Пpи нагpевании на воздухе в интеpвале темпеpатуp 200-375oC медь окисляется до чёpного оксида меди(II) CuO. Пpи более высоких темпеpатуpах на её повеpхности обpазуется двухслойная окалина: повеpхностный слой пpедставляет собой оксид меди(II), а внутpенний - кpасный оксид меди(I) - Cu2O.

В химическом отношении медь — малоактивный металл. Однако с галогенами она pеагиpует уже пpи комнатной темпеpатуpе. Hапpимеp, с влажным хлоpом она обpазует хлоpид - CuCl2. Пpи нагpевании медь взаимодействует и с сеpой, обpазуя сульфид - Cu2S.

Hаходясь в pяду напpяжения после водоpода, медь не вытесняет его из кислот. Поэтому соляная и pазбавленая сеpная кислоты на медь не действуют. Однако в пpисутствии кислоpода медь pаствоpяется в этих кислотах с обpазованием соответствующих солей

2Cu + 4HCl + O2 —> 2CuCl2 + 2H2O

Летущие соединения меди окpашивают несветящееся пламя газовой гоpелки в сине-зелёный цвет.

Соединения меди(I) в общем менее устойчивы, чем соединения меди(II), оксид Cu2O3 и его пpоизводные весьма нестойки. В паpе с металлической медью Cu2O пpименяется в купоpосных выпpямителях пеpеменного тока.

Оксид меди(II) - CuO - чёpное вещество, встpечающееся в пpиpоде (напpимеp в виде минеpала тенеpита). Его легко можно получит пpокаливанием гидpоксокаpбоната меди(II) (CuOH)2CO3 или нитpата меди(II) - Cu(NO3)2. Пpи нагpевании с pазличными оpганическими веществами CuO окисляет их, пpевpащая углеpод в диоксид углеpода, а водоpод - в воду и восстанавливаясь пpи этом в металлическую медь. Этой pеакцией пользуются пpи элементаpном анализе оpганических веществ для опpеделения содеpжания в них углеpода и водоpода.

Гидpоксокаpбонат меди(II) - (CuOH)2CO3 - встpечается в пpиpоде в виде минеpала малахита, имеющего кpасивый изумpудно-зелёный цвет. Пpименяется для получения хлоpида меди(II), для пpиготовления синих и зелёных минеpальных кpасок, а также в пиpотехнике.

Сульфат меди(II) - CuSO4 в безводном состоянии пpедставляет собой белый поpошок, котоpый пpи поглощении воды синеет. Поэтому он пpименяется для обнаpужения следов влаги в оpганических жидкостях.

Из солей меди выpабатывают большое количество минеpальных кpасок, pазнообpазных по цвету: зелёных, синих, коpичневых, фиолетовых и чёpных. Все соли меди ядовиты, поэтому медную посуду лудят - покpывают внутpи слоем олова, чтобы пpедотвpатить возможность обpазования медных солей.

Биологическая роль меди

Медь известна со времен древних цивилизаций. С лечебной целью медь использовалась с 400 г до н. э. Еще Гиппократ предписывал ее соединения для лечения легочных и других заболеваний. Использование препаратов меди для лечения болезней достигло своего пика в девятнадцатом веке.

Медь – является одним из важнейших незаменимых элементов, необходимых для живых организмов. В растениях медь активно участвует в процессах фотосинтеза, дыхания, восстановления и фиксации азота.

В организме человека содержится около 0,1г меди, в крови – примерно 0,001 мг/л.

Суточная потребность взрослого человека в меди 2 – 3 мг. Медь концентрируется в печени, крови, головном мозге, меньше ее в костях. Доказано, что в темных волосах человека содержится больше меди, чем в светлых. При дефиците меди появляется седина.

Достаточное количество меди содержится в таких продуктах, как – орехи, яичный желток, кислое молоко, ржаной хлеб, печень и др.

Биологической роли меди для организма человека в наши дни придается большее значение, чем считалось ранее. Медь входит в состав многих витаминов, гормонов, ферментов, дыхательных пигментов, участвует в процессах обмена веществ, в тканевом дыхании и т. д. Медь имеет большое значение для поддержания нормальной структуры костей, хрящей, сухожилий, эластичности стенок кровеносных сосудов, легочных альвеол, кожи. Медь входит в состав миелиновых оболочек нервов. В организме взрослого человека половина от общего количества меди содержится в мышцах и костях и 10% - в печени.

Действие меди на углеводный обмен проявляется посредством ускорения процессов окисления глюкозы, торможения распада гликогена в печени. Медь входит в состав многих важнейших ферментов, таких как цитохромоксидаза, тирозиназа, аскорбиназа и др. Медь присутствует в системе антиоксидантной защиты организма. Этот биоэлемент повышает устойчивость организма к некоторым инфекциям, связывает микробные токсины и усиливает действие антибиотиков. Медь обладает выраженным противовоспалительным свойством, смягчает проявления аутоиммунных заболеваний, способствует усвоению железа.

Суточная потребность в меди для взрослых составляет 1,5 мг. Дефицит меди в организме может развиваться при недостаточном поступлении этого элемента (1 мг/сутки).

Медь необходима для регулирования процессов снабжения клеток кислородом, образования гемоглобина и "созревания" эритроцитов. Она также способствует более полной утилизации организмом белков, углеводов и повышению активности инсулина. Медь не только участвует в процессе усвоения кислорода и многих ферментативных реакциях, но и увеличивает скорость кровообращения при интенсивной физической нагрузке. По этой причине медь - один из наиболее важных микроэлементов для спортсменов.

3. 6 Марганец

Марганец(Manganum)-Mn – элемент VII-б подгруппы периодической системы с атомным номером 25. Название произошло от нем. Manganerz – марганцевая руда и от лат. мagnes – магнит. Открыт Ю. Ганом в 1774 г. (Швеция).

Конфигурация валентных электронов: 3d54s2. Степени окисления от +2 до +7, наиболее характерны: +2, +4, +7.

Марганец это твердый, хрупкий металл серебристо-белого цвета, который окисляется на воздухе и реагирует с водой. Природным источником марганца служат марганцевые руды, минералы манганит, пиролюзит, железомарганцевые конкреции.

Марганец принадлежит к весьма распространённым элементам, составляя 0,03% от общего числа атомов земной коры. Среди тяжёлых металлов (атомный вес больше 40), к которым относятся все элементы переходных рядов, марганец занимает по распространенности в земной коре третье место вслед за железом и титаном. Небольшие количества марганца содержат многие горные породы. Вместе с тем, встречаются и скопления его кислородных соединений, главным образом в виде минерала пиролюзита - MnO2. Большое значение имеют также минералы гаусманит - Mn3O4 и браунит - Mn2O3.

Марганец - простое вещество и его свойства

Марганец - серебристо-белый твёрдый хрупкий металл. Известны четыре кристаллические модификации марганца, каждая из которых термодинамически устойчива в определённом интервале температур. Плотность - 7,44 г/см3,температура плавления 12450С, температура кипения - 20800С

В ряду напряжений марганец располагается до водорода. Он довольно активно взаимодействует с разбавленной HCl и H2SO4.

Вследствие довольно высокой активности, марганец легко окисляется, в особенности в порошкообразном состоянии, при нагревании кислородом, серой, галогенами. Компактный металл на воздухе устойчив, так как покрывается оксидной плёнкой (Mn2O3), которая, в свою очередь, препятствует дальнейшему окислению металла. Ещё более устойчивая плёнка образуется при действии на марганец холодной азотной кислоты.

Соединения Mn (II)

По химическим свойствам бинарные соединения Mn(II) амфотерны (преобладают признаки основных соединений). В реакциях без изменения степени окисления для них наиболее характерен переход в катионные комплексы. Так, оксид MnO, как и гидроксид Mn(OH)2, легко взаимодействуют с кислотами:

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

Со щелочами они реагируют только при достаточно сильном и длительном нагревании:

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

Из гидроксоманганатов (II) выделены в свободном состоянии K4[Mn(OH)6], Ba2[Mn(OH)6] (красного цвета) и некоторые другие. Все они в водных растворах полностью разрушаются. По этой же причине ни металлический марганец, ни его оксид и гидроксид в обычных условиях со щелочами не взаимодействуют.

Оксид марганца - MnO - серо-зелёного цвета, т. пл. 17800 C, имеет переменный состав (MnO-MnO1,5), обладает полупроводниковыми свойствами. Его обычно получают, нагревая MnO2 в атмосфере водорода или термически разлагая MnCO3.

При действии окислителей производные Mn (II) проявляют восстановительные свойства. Так, в щелочной среде Mn(OH)2 легко окисляется даже молекулярным кислородом воздуха, поэтому осадок Mn(OH)2, получаемый по обменной реакции, быстро темнеет:

6Mn(OH)2 + O2 = 2Mn2MnO4 + 6H2O

В сильнощелочной среде окисление сопровождается образованием оксоманганатов (VI) - производных комплекса MnO42-:

+2 +5 +6 -1

3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH = 3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O

Сильные окислители, такие, как PbO2 (окисляет в кислой среде), переводят соединения Mn (II) в оксоманганаты (VII) - производные комплекса MnO-4:

+2 +4 +7 +2 +2

2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3Pb(NO3)2 + 2PbSO4 + 2H2O

Последняя реакция используется в аналитической практике как качественная реакция на соединения марганца.

Биологическая роль марганца

Известные биохимические функции марганца – это активация ферментов и некоторых металлоэнзимов.

Марганец является эссенциальным элементом для человека и животных. Марганец содержится в организмах всех растений и животных, хотя его содержание обычно очень мало, порядка тысячных долей процента.

Марганец оказывает значительное влияние на жизнедеятельность живых организмов. Марганец относится к важнейшим биоэлементам (микроэлементам) и является компонентом множества ферментов, выполняя в организме многочисленные функции. Марганец активно влияет на обмен белков, углеводов и жиров. Важной также считается способность марганца усиливать действие инсулина и поддерживать определенный уровень холестерина в крови. В присутствии марганца организм полнее использует жиры.

Основные биологические функции марганца:

• Марганец препятствует свободно-радикальному окислению, обеспечивает стабиль-ность структуры клеточных мембран.

• Марганец обеспечивает нормальное функционирование мышечной ткани.

• Марганец участвует в обмене гормонов щитовидной железы (тироксин).

• Марганец обеспечивает развитие соединительной ткани, хрящей и костей.

• Марганец повышает интенсивность утилизации жиров.

• Марганец снижает уровень липидов в организме.

• Марганец противодействует жировой дегенерации печени.

• Марганец участвует в регуляции обмена витаминов С, Е, группы В, холина, меди.

• Марганец участвует в обеспечении полноценной репродуктивной функции.

• Марганец необходим для нормального роста и развития организма.

В биологических системах марганец встречается в двух состояниях: Mn2+ и Mn3+. Марганец входит в состав ферментов, катализирующих окислительно-восстановительные процессы. Его соединения участвуют в синтезе важного для организма витамина С (аскорбиновая кислота).

Применение некоторых соединений марганца в медицине

• Перманганат калия KMnO4 используется в медицине в виде 5% раствора для обработки обожжённых мест и как кровоостанавливающее средство. Более слабые его растворы употребляются для полоскания рта и горла. Дезинфицирующие свойства растворов пермарганата калия обусловлены его высокими окислительными и бактерицидными свойствами.

• Сульфат марганца MnSO4 был применён для лечения атеросклероза. При этом оказалось, что клинически у больных уменьшались явления атеросклероза сосудов и количество холестерина в крови доходило до нормального.

Пищевые источники марганца

Много марганца содержится в ржаном хлебе, пшеничных и рисовых отрубях, сое, горохе, картофеле, свекле, помидорах, чернике и в некоторых лекарственных растениях (багульник, вахта трехлистная, лапчатка, эвкалипт). Очень богаты марганцем кофе и чай. Сравнительно богаты этим микроэлементом крупы (в первую очередь овсяная и гречневая). Неочищенные хлебные злаки, орехи, покрытые листвой овощи и чай богаты марганцем, тогда как очищенное зерно, мясо и ежедневно потребляемые продукты содержат лишь небольшие количества марганца. Таким образом, рационы богатые пищевыми продуктами растительного происхождения поставляют ежедневно в среднем 8,3 мг марганца, при том, что рационы в больницах поставляют менее 0,36–1,78 мг марганца в день.  

Пониженное содержание марганца в организме

Дефицит марганца - одно из распространенных отклонений в биоэлементном обмене современного человека. Дефицит марганца чаще всего связан с повышенной психоэмоциональной нагрузкой на человека, за счет усиленного "расхода" марганца для обеспечения основных нейрохимических процессов в центральной нервной системе. Дефицит марганца отрицательно сказывается на стабильности мембран нервных клеток нервной системы в целом, отражается на функциях мозга и других органов и систем. Возможно люди, подверженные стрессорному воздействию, имеют повышенную потребность в одном из марганцевых ферментов, что может привести к большей восприимчивости к дефициту марганца.

Описан пока единственный достоверный случай дефицита пищевого марганца у человека, который связан с длительным употребления молочной смеси, не содержащей марганец. У пациента отмечались: потеря массы тела, замедление роста волос и ногтей, дерматит и гипохолестеринемия.

Кроме того, его черные волосы приобрели красноватый оттенок и нарушился коагуляционный ответ белка на витамин К. У пациентов с определенными типами эпилепсии отмечается снижение концентрации марганца в цельной крови. Низкие концентрации марганца сыворотки, обычно в сочетании с низкими концентрациями меди и цинка, были найдены у пациентов при нарушенном метаболизме кости, что коррегировалось введением в рацион марганца, меди и цинка. Риск появления дефицита марганца увеличивается у людей, злоупотребляющих алкоголем.  

Повышенное содержание марганца в организме

Факты отравления человека марганцем, содержащимся в пищевых продуктах, не зафиксированы. Описаны случаи острого отравления марганцевой пылью на производстве, с последующим быстрым развитием преходящего "марганцевого психоза" и других патологических проявлений. Для развития клинической картины хронической интоксикации марганцем обычно требуется несколько лет. Следует отметить достаточно медленный процесс изменений в организме, вызываемый повышенным содержанием марганца в окружающей среде (напр. , распространение эндемического зоба, не связанного с дефицитом йода).

3. 7 Молибден

Молибден (лат. Molibdaenum) - Mo, химический элемент с атомным номером 42,. Расположен в группе VI-б, в V периоде периодической системы элементов.

Конфигурация валентных электронов - 4d 5 5s1. Степени окисления от +2 до +6, наиболее устойчивы соединения в высшей степени окисления.

Вплоть до XVIII в. молибденит не отличали от графита и свинцового блеска, эти минералы носили общее название «молибден».

Молибден открыт в 1778 году шведским химиком Карлом Шееле, который прокаливая молибденовую кислоту, получил оксид МоО3. В металлическом состоянии впервые получен П. Гьельмом в 1782 г. восстановлением оксида углём: он получил молибден, загрязненный углеродом и карбидом молибдена. Чистый молибден в 1817 году получил Й. Берцелиус.

Молибден представляет собой серебристый, блестящий, мягкий металл. В природе молибден встречается в виде сульфидных руд и молибдатов свинца или железа. Природным источником молибдена является минерал молибденит; а получают молибден обычно как побочный продукт при производстве меди.

Применение

Молибден используется для легирования сталей, как компонент жаропрочных и коррозионностойких сплавов. Молибденовая проволока служит для изготовления высокотемпературных печей, вводов электрического тока в лампочках. Соединения молибдена - сульфид, оксиды, молибдаты — являются катализаторами химических реакций, пигментами красителей, компонентами глазурей. Гексафторид молибдена применяется при нанесении металлического Mo на различные материалы МоSi2 используется как твердая высокотемпературная смазка. Mo входит в состав микроудобрений. Также используется для получения сплава - Cr (3%) и Mo(1%) с ~94% стали. Хромолевый сплав за счёт добавлений обладает повышенной прочность, лёгкостью и стойкости. Активно используется в изготовлении велорам.

Биологическая роль молибдена

Микроколичества молибдена необходимы для нормального развития организмов. Молибден влияет на размножение у растений.

Физиологическое значение молибдена для организма животных и человека было впервые показано в 1953 г, с открытием влияния этого элемента на активность фермента ксантиноксидазы. Молибден промотирует (делает более эффективной) работу антиокислителей, в том числе витамина С. Важный компонент системы тканевого дыхания. Усиливает синтез аминокислот, улучшает накопление азота. Молибден входит в состав ряда ферментов (альдегидоксидаза, сульфитоксидаза, ксантиноксидаза и др. ), выполняющих важные физиологические функции, в частности, регуляцию обмена мочевой кислоты. Молибденоэнзимы катализируют гидроксилирование различных субстратов. Альдегидоксидаза окисляет и нейтрализует различные пиримидины, пурины, птеридины. Ксантиноксидаза катализирует преобразование гипоксантинов в ксантины, а ксантины – в мочевую кислоту. Сульфитоксидаза катализирует преобразование сульфита в сульфат.

Недостаток молибдена в организме сопровождается уменьшением содержания в тканях ксантиноксидазы. При недостатке молибдена страдают анаболические процессы, наблюдается ослабление иммунной системы. Тиомолибдат аммония (растворимая соль молибдена), является антагонистом меди и нарушает ее утилизацию в организме. Есть сведения, что молибден играет важную роль в процессе включения фтора в зубную эмаль, а также в стимуляции гемопоэза.

Суточная потребность в молибдене

Суточная потребность в молибдене у взрослых 75–250 мкг, у лиц старше 75 лет – 200 мкг. Некоторые авторы указывают, что ежедневная потребность в молибдене - около 0,3-0,4 мг.

Пищевые источники молибдена

Большинство обычных рационов поставляет приблизительно 50–100 мкг молибдена в день, то есть не обеспечивает минимальный уровень безопасного и адекватного его потребления.

Самые богатые источники молибдена: молоко и молочные продукты, высушенные бобы, крестоцветные (капуста, шпинат), крыжовник, черная смородина, мясо внутренних органов (печень и почки), хлебные злаки и выпечка. Бедны молибденом овощи, фрукты, сахар, масла, жиры и рыба.

Пониженное содержание молибдена в организме

При недостатке в организме животных молибдена (или избытка вольфрама) нарушается способность окисления ксантина до мочевой кислоты, тормозится катаболизм метионина, уменьшается экскреция мочевой кислоты и неорганических сульфатов, снижается скорость роста. У животных образуются ксантиновые камни в почках. Дефицит молибдена может привести к снижению расщепления целлюлозы и избыточному накоплению меди в организме, вплоть до медной интоксикации. Все эти явления могут быть устранены при добавлении в рацион молибдена.

Дефицит молибдена возможен у людей, которые получают полное парентеральное питание или подвержены стрессу (увеличена потребность в сульфитоксидазе). У пациентов, получающих длительно полное парентеральное питание, описан синдром "приобретенного дефицита молибдена": гиперметионинемия, гипоурикемия, гипероксипуринемия, гипоурикозурия и гипосульфатурия, прогрессирующие умственные расстройства (до комы).

Признание роли молибдена как компонента сульфитоксидазы и данные о том, что дефицит сульфитоксидазы нарушает метаболизм цистеина, были подтверждены случаем нарушения, вызванного недостатком функционирующего молибдена у человека. Существует врожденный дефект в метаболизме цистеина (дефицит сульфитоксидазы), приводящий к коме и летальному исходу. Аномалия характеризуется серьезным повреждением мозга, умственной отсталостью, вывихом хрусталика, увеличенной мочевой экскрецией сульфита, уменьшенной мочевой экскрецией сульфата.

В некоторых районах мира наблюдаются эндемические заболевания, связанные со степенью обеспеченности населения молибденом (напр. , отмечен рост заболеваемости раком пищевода в провинции Хенань, КНР; Транскей, ЮАР).

Повышенное содержание молибдена в организме

В целом токсичность соединений молибдена относительно невысока.

Избыток молибдена в организме может быть следствием превышения безопасного уровня его поступления с пищей или БАД к пище (выше 0,5 мг/сутки). Когда ежесуточное потребление молибдена находится в пределах от 0,5 до 10 мг, отмечаются лишь умеренно выраженные биохимические изменения, существенно не влияющие на здоровье человека. При потреблении молибдена в пределах 10-15 мг/день проявляются клинические симптомы интоксикации. При дозах молибдена, превышающих 15 мг/сутки, повышается активность ксантиноксидазы, накапливается мочевая кислота, увеличивается риск возникновения подагры (напр. , у лиц, контактирующих с молибденом в производственных условиях). При хронической молибденовой интоксикации развиваются неспецифические симптом проявляющиеся раздражением слизистых оболочек, пневмокониозом, уменьшением массы тела.

При избыточном содержании молибдена в почве наблюдается эндемическое заболевание, "молибденовая" подагра, впервые наблюдаемая в Анкаванском районе Армении профессором В. В. Ковальским.

Отмечено развитие молибденоза у животных, которые не получают с рационом достаточного количества меди.

3. 8 Кобальт

Кобальт (лат. Cоbaltum)-Co, химический элемент с атомным номером 27. Расположен VIII-б подгруппе периодической системы элементов. Электроны двух наружных слоев: 3d 7 4s2. Важнейшие степени окисления: +2, +3.

Название химического элемента кобальт происходит от немецкого слова Kobold — домовой, гном. При обжиге содержащих мышьяк кобальтовых минералов выделяется летучий ядовитый оксид мышьяка. Руда, содержащая эти минералы, получила у горняков имя горного духа Кобольда. Древние норвежцы приписывали отравления плавильщиков при переплавке серебра проделкам этого злого духа. Вероятно, имя злого духа восходит к греческому «кобалос» — дым. Этим же словом греки называли лживых людей.

В 1735 году шведский минералог Георг Бранд сумел выделить из этого минерала неизвестный ранее металл, который и назвал кобальтом. Он выяснил также, что соединения именно этого элемента окрашивают стекло в синий цвет — этим свойством пользовались ещё в древних Ассирии и Вавилоне. Кобальт это твердый, серебристо-белый металл красноватого оттенка. При нормальных условиях химически стоек. Обладает ферромагнитными свойствами. Природным источником кобальта являются руды никеля, минералы кобальтин, линнеит, скуттерудит.

Биологическая роль кобальта

Кобальт является жизненно необходимым элементом для животных и человека.

Кобальт находится в составе витамина В 12 (кобаламин), содержащего его около 4,5%, активно участвует в ферментативных процессах и образовании гормонов щитовидной железы, угнетает обмен йода, способствует выделению воды почками. Кобальт повышает усвоение железа и синтез гемоглобина, является мощным стимулятором эритропоэза.

Процесс кроветворения у человека и животных может осуществляться только при нормальном взаимодействии трех биоэлементов – кобальта, меди и железа. Следует отметить, что механизм влияния кобальта на гемопоэз продолжает оставаться неясным.

Известно, что при введении кобальта в костный мозг увеличивается образование молодых эритроцитов и гемоглобина. Однако для этого необходимо наличие в организме достаточного количества железа.

Витамин B12,помимо своего воздействия на процессы кроветворения, весьма эффективно влияет на обмен веществ, в первую очередь на синтез белков, а также обладает способностью восстанавливать -S-S группы, участвующие в процессах блокирования и утилизации токсичных элементов.

При недостаточном потреблении кобальта проявляются некоторые нарушения функции центральной нервной системы, малокровие, снижение аппетита. Кобальт входит в состав инсулина. Кобальт способен избирательно угнетать дыхание клеток злокачественных опухолей и тем самым, конечно, их размножение.

Специфическим достоинством кобальта считают его способность в два-четыре раза интенсифицировать противомикробные свойства пенициллина.

При отсутствии кобальта у животных развивается акобальтоз – патологическое состояние, обусловленное недостатком кобальта в рационе питания или неспособностью организма усваивать кобальт; проявляется анемией, исхуданием, изменением аппетита, нарушением шерстного покрова, может закончиться летальным исходом. Наиболее чув-ствительны к отсутствию в рационе кобальта жвачные, менее - свиньи и лошади.

  Метаболизм кобальта

В организм человека кобальт поступает с пищей. В среднем в желудочно-кишечном тракте всасывается около 20% поступившего кобальта. В организме взрослого человека содержится около 1,5 мг кобальта: на печень приходится 0,11 мг, скелетные мышцы – 0,20 мг, кости – 0,28 мг, волосы – 0,31 мг, жировую ткань – 0,36 мг. Из организма кобальт выводится с калом (около 80%) и с мочой (10%).

  Суточная потребность в кобальте

Оптимальная интенсивность поступления кобальта в организм человека составляет 20-50 мкг/сутки. По другим данным в сутки человек должен поглощать с пищей 0,1-0,2 мг кобальта. Дефицит кобальта наблюдается при недостаточном поступлении этого элемента в организм (10 мкг/сутки и менее).

  Пищевые источники кобальт

Больше всего кобальта содержат говядина, молоко, виноград, редис, салат, шпинат, капуста, петрушка, чеснок, свежий огурец, черная смородина, клюква, репчатый и зеленый лук, свекла, говяжья и особенно телячья печень.

4. Практическая часть

4. 1 Химический эксперимент

« Обнаружение катионов «металлов жизни» в водных растворах»

Обнаружение ионов I аналитической группы ( Na+, K+, Mg2+ )

1) реакция с дигидроантимонитом калия KH2SbO4 - на ионы Na+

Поместить в пробирку 2 - 3 капли раствора соли натрия, прибавить к нему столько же капель раствора KH2SbO4 и потереть стеклянной палочкой о стенки пробирки. При этом выпадает белый кристаллический осадок - NaH2SbO4 :

NaCl + KH2SbO4 → NaH2SbO4 ↓ + KCl

Na+ + H2SbO4 ¯ → NaH2SbO4 ↓

Примечание: данную реакцию следует проводить в строго нейтральной среде.

2) реакция окрашивания пламени - на ионы Na+

Чистую накаленную платиновую (стальную) проволоку опустить в раствор соли натрия или набрать на нее немного твердой соли и внести в бесцветное пламя горелки – пламя окрашивается в желтый цвет. Эта реакция очень чувствительная.

C ее помощью можно открыть 3• 10-7 мг натрия.

3) реакция с виннокаменной кислотой - на ионы K+

Если к раствору виннокаменной кислоты понемногу прибавлять раствор гидроксида калия, то при этом выпадает кристаллический осадок кислого тартрата калия, плохо растворимого в воде.

Примечание: а) выпадению осадка способствует охлаждение осадка и потирание стенок стаканчика или пробирки стеклянной палочкой; б) избыток едкого калия вызывает растворение осадка кислой соли (переводит ее в растворимую среднюю соль)

4) реакция окрашивания пламени - на ионы K+

Летучие соединения калия окрашивают бесцветное пламя в характерный фиолетовый цвет.

5) реакция с моногидрофосфатом натрия Na2HPO4 - на ионы Mg2+

Пробирочная реакция. Поместить в пробирку несколько капель раствора соли магния и хлорида аммония, прибавить к полученной смеси 3-5 капель реактивного раствора Na2HPO4. Тщательно перемешать содержимое пробирки стеклянной палочкой и затем добавить водный раствор аммиака до щелочной реакции.

При этом в присутствии ионов магния выпадает белый кристаллический осадок фосфата магний – аммония MgNH4PO4 :

MgCl2 + Na2HPO4 → MgHPO4 + 2NaCl

MgHPO4 + NH3 → MgNH4PO4 ↓

Mg2+ + HPO4 2- + NH3 → MgNH4PO4 ↓

6) действие сильных оснований - на ионы Mg2+

При добавлении сильных оснований к растворам солей магния выпадает белый осадок Mg(OH)2:

Mg2+ + 2OH¯ = Mg(OH)2↓

Обнаружение ионов II аналитической группы ( Ca2+ )

1) реакция с гексацианоферратом (II) калия K4 [ Fe(CN)6 ] - на ионы Ca2+

Поместить в пробирку 2 - 3 капли раствора соли кальция, прибавить 5 капель смеси раствора

NH3 и NH4Cl и 2 – 3 капли раствора K4 [ Fe(CN)6 ]. При кипячении полученной смеси выпадает белый кристаллический осадок - Ca K NH4 [ Fe(CN)6 ] :

CaCl2 + K4 [ Fe(CN)6] + NH4Cl → Ca K NH4 [ Fe(CN)6 ] ↓ + 3 K Cl

Ca2+ + K+ + [ Fe(CN)6]4- + NH4+ → Ca K NH4 [ Fe(CN)6 ] ↓

Примечание: реакцию можно проводить в подкисленном уксусной кислотой растворе, либо в слабо аммиачном растворе

2) реакция с раствором оксалата аммония (NH4)2C2O4 - на ионы Сa 2+

При добавлении к раствору соли кальция раствора оксалата аммония выпадает белый кристаллический осадок оксалата кальция - СаC2O4 , нерастворимый в уксусной кислоте, но растворимый в минеральных кислотах:

Са2+ + (NH4)2C2O4 → СаC2O4 ↓ + 2NH4+

3) микрокристаллическая реакция с серной кислотой - на ионы Ca2+

4) реакция окрашивания пламени - на ионы Ca2+

Летучие соединения кальция окрашивают бесцветное пламя в характерный кирпично - красный цвет.

Обнаружение ионов III аналитической группы (Fe2+, Fe3+, Zn Mn2+, Co2+)

1) реакция с гексацианоферратом (II) калия K4 [ Fe(CN)6 ] - на ионы Fe3+

Поместить в пробирку или фарфоровую пластинку 1 - 2 капли раствора соли железа (III), подкислить раствор 1-2 каплями соляной кислоты, прибавить 2 -3 капли раствора гексацианоферрата (II) калия K4 [Fe(CN)6 ].

При этом выпадает темно – синий осадок берлинской лазури - Fe4 [Fe(CN)6 ]3 :

4Fe3+ + 3 [ Fe(CN)6]4¯ → Fe4 [ Fe(CN)6 ] 3 ↓

Примечание: осаждению мешает избыток K4 [ Fe(CN)6 ], ведущий к образованию растворимой формы берлинской лазури, переходящий в коллоидный раствор:

K4 [ Fe(CN)6 ] + Fe4 [ Fe(CN)6 ] 3 → 4 K Fe[ Fe(CN)6 ]

2) реакция с роданидом аммония NH4NCS - на ионы Fe3+

Поместить в пробирку 1 каплю раствора соли железа (III), разбавить пятью каплями дистиллированной воды и добавить 3 – 5 капель раствора NH4NCS.

При этом появляется кроваво – красное окрашивание, вызываемое образованием малодиссоциирующих молекул Fe(NCS)3 :

FeCl3 + 3NH4NCS → Fe(NCS)3 + 3 NH4CL

Fe3++3Cl¯ + 3NH4+ + 3 NCS¯ → Fe(NCS)3 + 3 NH4+ + 3Cl¯

Примечание: реакцию следует проводить при рН < 7

3) реакция с едким натром, едким кали и аммиаком - NaOH, KOH, NH3 на ионы Fe3+

При действии NaOH, KOH, NH3 Fe3+ - ионы образуют буро–красный осадок Fe(OH)3, растворимый в кислотах:

Fe3+ 3OH¯ = Fe(OH)3↓

4) реакция с карбонатами натрия, калия, аммония - Na2CO3, K2CO3, (NH4)2CO3 на ионы Fe3+

При действии карбонатов щелочных металлов и аммония Fe3+ - ионы образуют буро – красный осадок основной соли – оксикарбонат железа, полностью разлагающийся при кипячении с водой с образованием буро – красного осадка - Fe(OH)3

5) реакция с моногидрофосфатом натрия Na2HPO4 - на ионы Fe3+

C Na2HPO4 Fe3+ - ионы образуют желтовато – белый осадок фосфата железа:

Fe3+ + HPO4 2- = FePO4 ↓ + H+

6) реакция с гексацианоферратом (III) калия K3 [ Fe(CN)6 ] - на ионы Fe2+

Поместить в пробирку или фарфоровую пластинку 1 - 2 капли раствора соли железа (II), прибавить 1-2 капли раствора гексацианоферрата (III) калия K3[Fe(CN)6 ].

При этом моментально образуется турнбулева синь – Fe3 [Fe(CN)6 ]2 :

3Fe2+ + 2 [ Fe(CN)6]3¯ → Fe3 [ Fe(CN)6 ] 2 ↓

Примечание : реакцию следует проводить при рН < 7

7) другие реакции на ионы Fe2+

Ионы Fe2+ реагируют с NaOH и NH3 с образованием осадка Fe(OH)2; при реакции с

Na2CO3 образуется FeCO3 , а при взаимодействии с Na2HPO4 получается Fe3(PO4)2

8) реакции с гексацианоферратом (II) калия K4 [ Fe(CN)6 ] - на ионы Zn2+

Поместить в пробирку 2 – 3 капли раствора соли цинка, прибавить 3 -5 капель раствора гексацианоферрата (II) калия - K4[Fe(CN)6 ] и нагреть смесь до кипения. При этом образуется белый осадок Zn3K2 [ Fe(CN)6 ] 2 :

3Zn2+ + 2K+ + 2 [ Fe(CN)6]4¯ → Zn3K2 [ Fe(CN)6 ] 2 ↓

Примечание: реакцию следует проводить при рН не больше 7, т. к. осадок в щелочной среде растворяется.

9) реакции с едким натром и пероксидом водорода NaOH и H2O2 - на ионы Мn2+

Для ионов марганца характерны реакции окисления – восстановления. Одной из характерных реакций окисления Mn2+ в щелочной среде является взаимодействие его с H2O2.

При этом бесцветные ионы Mn2+ окисляются в нерастворимые соединения марганца (IV) –

H2MnO3 или MnO2 , окрашенные в бурый цвет - H2MnO3 :

Mn2+ + H2O2 + 2OH¯ → H2MnO3 ↓ + H2O

Поместить в пробирку 1-3 капли раствора соли марганца и прилить несколько капель раствора NaOH.

Образуется белый осадок гидроксида марганца – Mn(OH)2 , медленно буреющий вследствие окисления на воздухе. При этом образуется - H2MnO3 :

Mn2+ + 2OH¯ → Mn(OH)2 ↓

2Mn(OH)2 + O2 → 2 H2MnO3 ↓

Примечание: реакцию следует проводить при рН = 9 – 10

10) реакции с карбонатом натрия, калия и аммония Na2CO3, K2CO3, (NH4)2CO3 - на ионы Mn2+

При взаимодействии Na2CO3, K2CO3 с солями катионов III аналитической группы образуются карбонаты, оксикарбонаты и гидроксиды. Так, Mn2+ и Fe2+ образуют преимущественно карбонаты:

Mn2+ + CO32¯ → MnCO3 ↓

11) реакция с моногидрофосфатом натрия Na2HPO4 - на ионы Mn2+

При действии Na2HPO4 ионы Mn2+ образуют белый осадок фосфата марганца -

Mn3(РO4)2:

Mn2+ + 2РО43¯ → Mn3(PO4)2 ↓ который в отличие от AlPO4, CrPO4 и FePO4 растворяется в уксусной кислоте.

12) реакция с роданидом аммония NH4NCS - на ионы Со2+

А) Поместить в пробирку 3 капли раствора соли кобальта, прибавить на кончике шпателя кристаллического NH4NCS или несколько капель его концентрированного раствора и содержимое пробирки тщательно взболтать. При этом появляется синее окрашивание, вызываемое образованием комплексного аниона [ Со(NCS)4 ] 2¯

Со2+ + 2 NCS¯ → Со(NCS)2

2NCS¯ + Со(NCS)2 → [Со(NCS)4 ] 2¯

Б) Поместить каплю исследуемого раствора на фарфоровую пластинку, добавьте несколько капель раствора NH4NCS в ацетоне. В присутствии Со2+- ионов появляется синее окрашивание.

Примечание: а) реакцию следует проводить в нейтральной среде ( рН = 7 ) или в слабокислой

( рН = 6 ); б) раствор NH4NCS должен быть концентрированным, а еще лучше применить для реакции кристаллическую соль; в) при добавлении кристаллического NH4NCS содержимое пробирки сильно взбалтывать, пока вся соль не растворится; г) присутствие ионов Fe3+ можно устранить, добавляя к раствору винную кислоту, фториды щелочных металлов, фосфорную кислоту и др. , образующие с железом комплексы.

Обнаружение ионов IV аналитической группы (Cи2+)

1) реакции с аммиаком - на ионы Cи2+

К 1 -3 каплям раствора соли меди (II) прибавить 1 – 3 капли разбавленного раствора NH3. При этом выпадает сине – зеленый осадок основной соли:

2 CuSO4 + 2 NH3 + 2 HOH → Cu2(OH)2SO4 + (NH4)2SO4

При действии избытка аммиака появляется интенсивное синее окрашивание, вызываемое образованием комплексных ионов:

Cu2(OH)2SO4 + 8 NH3 → 2 [ Сu(NH3 )4 ] 2+ + SO42¯ + 2 OH¯

Примечание : реакцию следует проводить при рН ≥ 9

2) реакция с гексацианоферратом (II) калия K4 [ Fe(CN)6 ] - на ионы Си2+

К нескольким каплям растворимой соли меди прибавить 1 – 2 капли раствора K4 [ Fe(CN)6 ].

Образуется красный осадок гексацианоферрата (II) меди – Си2 [Fe(CN)6]:

2 Си2+ + [Fe(CN)6]4¯ → Си2 [Fe(CN)6] ↓

Примечание: реакцию следует проводить при рН ≤ 7. В аммиачной среде образуется растворимый аммиачный комплекс. При действии KOH или NaOH. Ионы Fe3+, Co2+, Ni2+, образующие с реактивом цветные осадки, должны быть предварительно удалены.

3) реакция с роданидом калия KNCS - на ионы Си2+

К нескольким каплям раствора соли меди добавить 2 -3 капли раствора KNCS. Образуется черный осадок Си (NCS )2 , превращающийся затем в белый осадок Си NCS

Си2+ + 2NCS¯ → Cu (NCS)2 ↓

2Cu (NCS)2 + H2O → 2 Cu NCS↓ + HNCS + HONCS

Такой переход совершается постепенно, но ускоряется в присутствии восстановителей, например cернистой кислоты.

Примечание: реакцию следует проводить при рН ≤ 7.

4. 2 Химический эксперимент «Обнаружение ионов кальция, магния, калия, натрия в моче»

При добавлении к моче раствора оксалата аммония выпадает белый кристаллический осадок оксалата кальция, нерастворимый в уксусной кислоте, но растворимый в минеральных кислотах:

Са2+ + (NH4)2C2O4 → СаC2O4 ↓ + 2NH4+

Если осадок оксалата кальция отфильтровать и фильтрат подщелочить аммиаком, то при стоянии выпадает небольшой кристаллический осадок фосфат магний – аммония:

MgHPO4 + NH4OH → Mg(NH4)PO4 ↓ + H2O

Ход работы.

К 20 каплям ( 1 мл) мочи добавить 1 – 2 капли 10% раствора уксусной кислоты и 2 – 3 капли 5% раствора щавелевокислого аммония. Выпадает белый кристаллический осадок оксалата кальция. Раствор отфильтровать и к фильтрату прибавить 4 капли 10% раствора аммиака (до щелочной реакции на индикатор). Через некоторое время выпадает белый кристаллический осадок фосфата магний - аммония.

Для обнаружения ионов калия и натрия моча должна быть обуглена или озолена.

С этой целью небходимо налить 3-5 мл мочи в фарфоровый тигель, поставить тигель с мочой на штатив и, не закрывая крышки, прокалить образец до превращения его в золу серовато – белого цвета. После остывания тигля к зольному остатку добавить 5 мл воды. Смесь отфильтровать.

В водной вытяжке после озоления натрий можно обнаружить с помощью дигидроантимонита калия, а калий – виннокаменной кислоты. При этом получаются белые осадки – дигидроантимонита натрия и кислого тартрата калия соответственно: а) на ионы Na+ :

NaCl + KH2SbO4 → NaH2SbO4 ↓ + KCl

Na+ + H2SbO4¯ → NaH2SbO4↓ примечание: данную реакцию следует проводить в строго нейтральной среде б) на ионы K+ :

HOOC-CHOH-CHOH-COOH + KCl → KOOC-CHOH-CHOH-COOH↓ + HCl

Избыток едкого калия вызывает растворение осадка. Кислая соль при этом переходит в хорошо растворимую среднюю соль тартрат калия:

KOOC-CHOH-CHOH-COOH + KOH → KOOC-CHOH-CHOH-COOK + H2O

4. 3 Химический эксперимент «Обнаружение ионов кальция, магния, калия, натрия в молочной сыворотке»

( примечание: выбор пищевого продукта был произвольным)

Мною была исследована молочная сыворотка на содержание ионов Сa 2+, Mg 2+, K+ и Na+ с помощью следующих реагентов: на ионы Сa 2+- оксалата аммония (NH4)2C2O4 на ионы Mg 2+- моногидрофосфата натрия Na2HPO4 (+ NH4OH – для подщелачивания) на ионы K+- виннокаменной кислоты HOOC-CHOH-CHOH-COOH на ионы Na+- дигидроантимонита калия KH2SbO4

Методика проведения качественных реакций на указанные ионы была мною отработана на примере исследования водных растворов солей и мочи и успешно применена мною для исследования молочной сыворотки.

Примечание:

1) ионы Сa 2+, Mg 2+ легко обнаруживаются в самой молочной сыворотке ( предварительно я ее тщательно профильтровал);

2) для обнаружения ионов K+ и Na+ - молочную сыворотку озолил. Работал с водной вытяжкой.

Выводы по данному исследованию:

1) в молочной сыворотке обнаружены ионы Сa 2+, Mg 2+, Na+;

2) в молочной сыворотке не обнаружены ионы K+

5. 1 Выводы по практической части работы

В ходе работы над практической частью проекта я узнал, что методы качественного анализа делятся на физические, физико – химические и химические.

Я убедился, что химические методы анализа основаны на превращении анализируемого вещества в новые соединения, обладающие определенными свойствами. По образованию характерных соединений элементов и устанавливают элементный состав вещества.

Например, ионы Си2+ можно обнаружить по образованию комплексного иона [ Сu(NH3 )4 ] 2+ лазурно – синего цвета. В аналитической химии особенно часто применяются реакции, сопровождающиеся образованием осадков и изменением окраски растворов.

В биохимических лабораториях исследования на содержание ионов металлов в организме проводят после извлечения вещества из крови, мочи, волос, ногтей, тканей различных органов с помощью экстрагентов.

Реакции и реагенты, дающие возможность открывать данный ион в присутствии других ионов, называются специфичными. В данной работе такие случаи не рассматривались.

Благодаря этому проекту я научился исследовать и определять качественный элементный состав веществ, включающих ионы некоторых металлов, находящихся в водных растворах , в биологической жидкости – моче и в различных пищевых продуктах, химическим методом.

5. 2 Общие выводы

1. Физико-химическая природа «металлов жизни» - типичная для металлов. В свободном состоянии «металлы жизни» – восстановители; их ионы – окислители.

2. Биологическая роль «металлов жизни» важна для человека, а именно, каждый из биогенных металлов выполняет конкретные функции в организме.

3. Как избыток, так и недостаток макро – и микроэлементов в организме человека может негативно влиять на многие его функции.

4. Каждый человек должен знать, что содержание биогенных элементов в организме можно и нужно контролировать. Точное обследование содержание биогенных элементов в организме проводят в биохимических лабораториях медицинских учреждений.

5. Каждому человеку нужны знания о содержании биогенных элементов в продуктах питания.

6. Важно знать, что правильное питание - залог здоровья и долголетия.

7. Сознательное регулирование человеком содержания микроэлементов в почве и продуктах питания – одна из важнейших задач перед учеными–исследователями.

Самую значимую информацию, собранную мною из разных литературных источников о биогенных металлических элементах, я обобщил, систематизировал и представил в виде следующей таблицы:

«Металлы жизни»

Главные функции в организме Симптомы дефицита элемента Пищевые источники

1 2 3 4

Регуляция проницаемости клеточных мембран Боли, судороги в мышцах Молоко и молочные продукты

Регуляция процессов нервной проводимости и Зеленые овощи (брокколи), петрушка, мышечных сокращений Боли в костях, нарушения походки шпинат, орехи, морские водоросли,

Формирование костной ткани, минерализация зубов пшеничные отруби,

Участие в процессах свертывания крови Нарушения процессов роста зародыши, просо, овсяная и перловая

Ca2+ Гипокальциемия, гипокальциноз крупы

Декальцинация скелета, деформация позвонков, переломы костей

Участие в синтезе белка и нуклеиновых кислот Парестезия Растительная пища

Скрытая или явная тетания Особенно много:

Участие в обмене белков, жиров и углеводов Утомляемость, раздражительность проросшие зерна пшеницы, семена

Потеря аппетита, тошнота, рвота, диарея, подсолнечника, тыквы, пшеничные

Mg2+ Участие в переносе, хранении и утилизации запоры отруби, зародыши, энергии Заболевания сердечно-сосудистой системы орехи, фасоль

Начальные стадии разви-тия сахарного диабета Крупы - овсяная,

Участие в процессах митохондрий гречневая, ячневая Рис, хлеб

Участие в регуляции нейрохимической передачи и Морепродукты, мышечной возбудимости мясо и субпродукты, молоко, сыр

Поддержание осмотического давления и рН среды Исхудание, слабость, кожные сыпи, выпадение

Формирование потенциала действия путем обмена с волос ионами калия Транспорт углекислого газа

Гидратация белков Поносы, кишечные колики, судорожные сокращенияНатрий находится практически во всех

Солюбилизация органических кислот скелетных мышц пищевых продуктах-

15-80 мг

Na+ Расстройства кровообращения, угнетение центральной нервной системы

1 2 3 4

Поддержание постоянства состава клеточной и Психическое истощение, чувство усталости, Многие фрукты, овощи, зелень межклеточной жидкости безразличие к окружающему, депрессия, снижение работоспособности Особенно много:

Поддержание кислотно-щелочного равновесия абрикосы, изюм,

Мышечная слабость черносливы,

Обеспечение межклеточных контактов черника, орехи,

Ослабление защиты организма от токсических кабачки, хрен,

Обеспечение биоэлектрической активности клеток воздействий черная смородина

Поддержание нервно-мышечной возбудимости и Истощение надпочечников, снижение Бобовые - соя, фасоль, горох проводимости адаптационных возможностей организма

Семена подсолнечника, тыквы, пшеничные

K+ Поддержание водно-солевого баланса, Обменные и функциональные нарушения в отруби, зародыши, осмотического давления миокарде, изменение ритма сердечных картофель, хлеб, арбуз, дыня, чай черный сокращений, появление сердечных приступов, Крупы - овсяная, гречневая, перловая, сердечная недостаточность пшенная, рисовая Какао, шоколад

Мясо и субпродукты

Железо незаменимо в процессах кроветворения и Говядина, печень, внутриклеточного обмена Этот элемент входит в cубпродукты, состав гемоглобина крови, отвечающего за мясо домашней птицы, яйца, молоко, транспорт кислорода и выполнение окислительных Развитие железодефицитных анемий морепродукты реакций

Железо, являясь составной частью миоглобина и Головные боли и головокружения, слабость, Плоды шиповника, пшеничные отруби, зародыши, гемоглобина, входит в состав цитохромов и утомляемость, хлебные злаки, ферментов, принимающих участие в бледность кожных покровов, многие крупы, особенно-гречневая, какао, окислительно-восстановительных реакциях непереносимость холода, снижение памяти и яблоки, орехи, пивные дрожжи, рис, шпинат,

Железо играет важную роль в процессах выделенияконцентрации внимания мед гречишный, зеленый горошек, зелень,

Fe3+ энергии, в обеспечении иммунных кукуруза, бобовые, грибы, груша, крыжовник, функций, в метаболизме холестерина лесная земляника

1 2 3 4

Цинк входит в состав гормона инсулина, участвующего в углеводном обмене Чешуйчатые высыпания на коже, угри,

Необходим для нормального роста и фурункулез, экзема, дерматит, псориаз, развития, полового созревания, а в трофические язвы, плохое заживление ран дальнейшем — для поддержания Расстройства стула (запоры, «овечий кал», репродуктивной функции, а также для поносы)

нормального кроветворения и заживления Тусклый цвет волос, перхоть, замедление роста,Устрицы, ран выпадение волос креветки, мидии,

Zn2+ Играет важнейшую роль в процессах икра, морская рыба, регенерации кожи, роста волос и ногтей,Снижение уровня инсулина, риск развития сыр, творог, молоко, секреции сальных желез сахарного диабета мясо, субпродукты,

Задержка роста, гипогонадизм и позднее половоеХрен, созревание у детей лук репчатый, орехи, зерновые и бобовые, рис, чернослив, черника, кукуруза, пшеничные отруби, зародыши

гречневая, овсяная

Входит в состав многих витаминов, Ухудшение деятельности сердечно-сосудистой Баранина, свинина, мясо фазана, уток, гусей гормонов, ферментов, дыхательных системы, увеличение риска ишемической болезни Кальмары, семга, печень, почки, сердце, яйца, пигментов сердца, образование аневризм стенок творог, морепродукты

Участвует в процессах обмена веществ, вкровеносных сосудов, кардиопатии Фасоль, горох, плоды шиповника, редис, пшенич-ные тканевом дыхании Ухудшение состояния костной и соединительной отруби, семена тыквы, кунжута и подсолнечника,

Имеет большое значе-ние для поддержанияткани, нарушение минерализации костей, пивные дрожжи, орехи, свек-ла, грибы, перец

Cu2+ нормальной структу-ры костей, хрящей, остеопороз, переломы костей сладкий, огурцы, зелень, морковь, капуста, сухожилий, эластич-ности стенок чечевица, пшено, гречка, ячмень, ржаной хлеб, крове-носных сосудов, легочных альвеол,Угнетение функций иммунной системы свежий картофель, грибы, молочный шоколад, какао, кожи кофе, минеральная вода

Входит в состав миелиновых оболочек Нарушение пигментации волос, витилиго Черная смородина, цитрусовые, крыжовник, яблоки, нервов груши, лесная земляника

Участвует в синтезе и обмене нейромедиаторов Утомляемость, слабость, головокружение, Мясо, субпродукты, молоко в нервной системе, препятствует плохое настроение Какао, шоколад свободно-радикальному окислению, обеспечивает стабильность структуры клеточных Ухудшение процессов мышления, способности к Ржаной и пшеничный хлеб, рисовые мембран,обеспечивает нормальное принятию быстрых решений, снижение памяти отруби, соя, горох, пивные дрожжи, функционирование мышечной ткани черника, чай зеленый и черный, кокос,

Нарушения сократительной функции мышц, крыжовник

Участвует в обмене гормонов щитовидной железы,склонность к спазмам и судорогам, боли в обеспечивает развитие соединительной ткани, мышцах, двигательные расстройства Зелень, морские водоросли

Mn2+ хрящей и костей, усиливает гипогликемический эффект инсулина Дегенеративные изменения суставов, склонностьПроросшие зерна пшеницы, к растяжениям и вывихам, остеопороз в семена подсолнечника, тыквы климактерическом периоде

Картофель, свекла, редис, репа, редька, помидоры

Снижение активности молибденсодержащих

Молибден делает более эффективной работу ферментов Высушенные бобы, капуста, шпинат, антиокислителей, в том числе витамина С Повышенная возбудимость, раздражительность крыжовник, черная смородина

Нарушение зрительной («темновой») адаптации,

Mo2+ Важный компонент системы тканевого дыхания "куриная слепота" Мясо внутренних органов, печень и

Улучшает накопление азота, усиливает синтез Нарушение ритма сердечных сокращений почки, молоко и молочные продукты аминокислот (тахикардия)

Хлебные злаки и выпечка

Молибден входит в состав ряда ферментов, выполняющих важные физиологические функции, в частности, регуляцию обмена мочевой кислоты

Витамин B 12 , помимо своего воздействия на Нарушения функции центральной нервной системы, процессы кроветворения, весьма эффективно влияет малокровие, снижение аппетита Говяжья и, особенно, телячья на обмен веществ и, в первую очередь, на синтез Общая слабость, утомляемость печень белков Снижение памяти

Кобальт входит в состав инсулина Вегетососудистые нарушения Говядина,

Кобальт способен избирательно угнетать дыхание Аритмии молоко, творог клеток злокачественных опухолей и тем самым, Злокачественная анемия Какао, шоколад, орехи

Co2+ конечно, их размножение Замедленное развитие в детском возрасте Черная смородина, клюква,

Специфическим достоинством кобальта считают его Медленное выздоровление после заболеваний репчатый и зеленый лук, свекла, способность в 2-4 раза интенсифицировать виноград, редис, салат, шпинат, противомикробные свойства пенициллина капуста, петрушка, морс-кие водоросли, чеснок, свежий огурец

Крупы-гречневая, пшенная, ячневая

6. Заключение

Металлы выполняют самые различные функции в организме человека.

Выявление биохимической роли отдельных металлов в функционировании живых организмов (человека, животных, растений) - важная и увлекательная задача.

Каждый человек должен стремиться знать к каким патологиям может привести нарушение баланса тех или иных химических элементов в организме, как правильно питаться, как можно контролировать содержание элементов в своем организме. Проблемы здоровья и долголетия зависят от многих факторов. И, чем грамотнее человек будет относиться к своему организму, здоровью и жизни, тем более полноценная и долгая жизнь будет у него впереди.

Весьма интересен вопрос о принципах отбора природой химических элементов для функционирования живых организмов. Не вызывает сомнения, что их распространенность не является решающим фактором. Сознательное регулирование человеком содержания микроэлементов в почве сельскохозяйственных угодий также одна из важных задач, стоящих перед исследователями. Знания, полученные учеными в этом направлении, уже оформились в новую отрасль химической науки - бионеорганическую химию. Поэтому уместно напомнить слова выдающегося ученого XIX века А. Ампера: «Счастливы те, кто развивает науку в годы, когда она не завершена,когда в ней уже назрел решительный поворот». Эти слова могут быть особенно полезны тем, кто стоит перед выбором профессии.

Комментарии


Войти или Зарегистрироваться (чтобы оставлять отзывы)