%]

Р-элементы и их соединения

Общая характеристика р-элементов (р-блок). Биологическая роль р-элементов, их содержание в организме человека, применение их соединений в медицине. Основные свойства, обозначение, электронная структура, химические связи и активность элементов р-блока.

Рубрика Химия
Вид дипломная работа
Язык русский
Дата добавления 02.12.2012
Размер файла 1,6 M

Отправить свою хорошую работу в базу знаний просто. Используйте форму, расположенную ниже

Студенты, аспиранты, молодые ученые, использующие базу знаний в своей учебе и работе, будут вам очень благодарны.

Размещено на http://www.allbest.ru/

Р-элементы и их соединения

1. Общая характеристика р-элементов (р-блок)

К р-блоку относят 30 элементов IIIА--VIIIА-групп периодической системы. р-Элементы входят во второй и третий малые периоды, а также в четвертый -- шестой большие периоды. У элементов IIIА-группы появляется первый электрон на р-орбитали. В других группах IVА--VIIIА происходит последовательное заполнение р-подуровня до 6 электронов (отсюда название р-элементы).

Строение внешних электронных оболочек атомов элементов р-блока (общая формула пs2npa, где а = 1-6).

В периодах слева направо атомные и ионные радиусы р-элементов по мере увеличения заряда ядра уменьшаются, энергия ионизации и сродство к электрону в целом возрастают, электроотрицательность увеличивается, окислительная активность элементных веществ и неметаллические свойства усиливаются.

В группах радиусы атомов и однотипных ионов, в общем, увеличиваются. Энергия ионизации при переходе от 2р-элементов к 6р-элементам уменьшается, так как по мере возрастания числа электронных оболочек усиливается экранирование заряда ядер электронами, предшествующими внешним электронам.

С увеличением порядкового номера р-элемента в группе неметаллические свойства ослабевают, а металлические усиливаются.

На свойства р-элементов и их соединений оказывает влияние как появление новых подуровней на внешней электронной оболочке, так и заполнение подуровней внутренних электронных оболочек. р-Элементы второго периода -- В, С, N, О, F -- резко отличаются от элементов нижеследуюших периодов Так, начиная с р-элементов третьего периода, появляется низколежащий свободный d-подуровень, на который могут переводить электроны с р-подуровня при возбуждении атомов Полностью заполненный 3d-полуронень у d-элементов четвертого периода -- Gа, Gе, Аs, Sе, Вr -- обусловливает отличие их свойств от элементов третьего периода Максимальное заполнение 4f-подуровня в шестом периоде аналогично сказывается на различии свойств р-элементов шестого и пятого периода.

Вдоль периода у р-элементов падает способность к образованию положительно заряженных ионов с зарядом, отвечающим номеру группы. Наоборот, способность к образованию отрицательных ионов с зарядом, равным разности (8 -- № группы), возрастает при движении вдоль периода.

р-Элементы образуют двухатомные молекулы Э2, различающиеся по устойчивости. Наиболее устойчивы молекулы Э2 элементов второго периода -- N2, О2 и F2. При переходе от IIIА- к IVА- и VА-группам устойчивость молекул возрастает, а затем при переходе к VIIIА-группе понижается. В группах при движении вниз прочность связи Э--Э уменьшается.

р-Элементы второго периода -- азот, кислород и фтор -- обладают ярко выраженной способностью участвовать в образовании водородных связей. Элементы третьего и последующих периодов эту способность теряют.

Сходство р-элементов второго периода с р-элементами последующих периодов заключается в основном только в строении внешних электронных оболочек и тех валентных состояний, которые возникают за счет неспаренных электронов в невозбужденных атомах. Бор, углерод и особенно азот сильно отличаются от остальных элементов своих групп (наличие d- и f-подуровней).

При переходе от р-элементов второго периода к р-элементам третьего и последующих периодов сохраняются все типы связей, характерные для элементов второго периода, и появляются новые типы химической связи. В этом направлении увеличивается склонность элементов образовывать комплексные соединения и повышаются координационные числа.

Так, если р-элементы второго периода имеют в соединениях координационные числа 2, 3, 4, то р-элементы последующих периодов могут иметь координационные числа 5, 6, 7, 8 и даже 12.

При переходе вниз по группе устойчивость максимальной положительной степени окисления у р-элементов уменьшается и возрастает устойчивость низших степеней окисления. Так, например, для углерода устойчивая степень окисления +4, а для свинца +2, для алюминия +3, а для таллия +1.

Физические свойства простых веществ р-элементов сильно различаются. Одни вещества -- кислород, азот (газы) -- кипят и плавятся при очень низких температурах, другие -- бор, углерод -- при очень высоких. По группам и периодам физические свойства изменяются немонотонно, и не всегда характер изменений легко связать со строением электронных оболочек атомов, типом химической связи, координационным числом атома.

Таким образом, у p-элементов различия в свойствах соседних элементов как внутри группы, так и по периоду выражены значительно сильнее, чем у s-элементов.

Все р-элементы и в особенности р-элементы второго и третьего периодов (С, N. Р, О, S, Si, Сl) образуют многочисленные соединения между собой и с s-, d- и f-элементами. Большинство известных на Земле соединений -- это соединения р-элементов.

Таким образом, изучение р-элементов особенно важно для медиков, так как пять из них -- С, N. Р, О и S -- являются органогенами и составляют основу живых систем, а ряд других -- Р, Сl, I -- незаменимые микроэлементы.

2. Общая характеристика р-элементов IIIА-группы

В IIIА-группу периодической системы элементов Д.И. Менделеева входят бор, алюминий, галлий, индий и таллий.

Общая электронная формула валентной оболочки атомов элементов IIIА-группы, где п -- номер периода, к которому относится элемент Э.

Атомы этих элементов имеют по три валентных электрона на s- и р-орбиталях внешнего энергетического уровня. В невозбужденном состоянии неспарен только р-электрон. Соответственно в соединениях эти элементы могут проявлять степень окисления +1. Однако, за исключением таллия, для элементов IIIА-группы более характерна степень окисления +3. Это обусловлено тем, что переход электронов с s- на р-подуровень требует не очень большой затраты энергии (возбужденное состояние). Затраты полностью компенсируются при образовании дополнительных химических связей. Так, у бора переход электрона с 2s- на 2р-подуровень требует затраты энергии ДЕ ~ 530 кДж/моль.

Для таллия степень окисления +3 менее характерна. С увеличением радиуса атома участие s2-электронов в образовании связей уменьшается. Особенно инертна электронная пара 6s2 (Тl -- 6s26р1), поэтому таллий в соединениях обычно проявляет степень окисления +1.

В организме элементы IIIА-группы находятся в степени окисления + 3.

Металлические свойства p-элементов IIIА-группы выражены значительно слабее, чем у соответствующих элементов IIА-и особенно IА-группы. У бора преобладают неметаллические свойства. Так, вода не действует на элементный бор.

В целом с ростом порядкового номера металлические свойства элементов IIIА-группы усиливаются. Однако различие в структуре предвнешних оболочек обусловливает немонотонное изменение металлических свойств элементов в этой группе. От бора к алюминию радиус атома значительно возрастает, и металлические свойства резко увеличиваются.

На свойствах Gа, In, Тl сказывается заполнение d-орбиталей. Так, от Аl к Gа радиус атома (d-сжатие) уменьшается, а энергия ионизации увеличивается. При переходе от In к Тl происходит лишь незначительное увеличение радиуса атома (лантаноидное сжатие) и даже некоторое возрастание энергии ионизации. В результате таллий по своим свойствам резко отличается от свойств других элементов группы.

В отличие от бора элементные алюминий, галлий, индий и таллий представляют собой серебристо-белые мягкие металлы. Они легко растворяются в кислотах, а Аl, Gа и In -- в щелочах. Их оксиды Э2О3 и гидроксиды Э(ОН)3 амфотерны, за исключением таллия гидроксида Тl(ОН)3, обладающего только основными свойствами.

Наличие свободных d-орбиталей во внешней электронной оболочке у атомов Аl, Gа, In, Тl сказывается на способности этих элементов проявлять более высокие координационные числа по сравнению с бором. Для бора характерно координационное число 4 (sр3-гибридизация; образуется, например, анион [В(ОН)4]-). Для Аl, Gа, In, Тl кроме координационного числа 4 типично координационное число 6 (sр3d2-гибридизация; образуется, например, анион [Аl(ОН)6]3-).

Из соединений элементов IIIА-группы наибольший интерес в биологии и медицине представляют как обычные, так и комплексные кислородные соединения бора и алюминия.

Химические свойства кислородных соединений бора. Оксид бора В2О3 имеет кислотный характер. В2О3 растворяется в воде с образованием ортоборной кислоты:

В2О3 + 3Н2О = 2Н3ВО3

Ортоборная кислота Н3ВО3 -- белое кристаллическое вещество, относится к очень слабым кислотам.

В отличие от других кислот, ее протолитические свойства связаны не с отщеплением протонов, а с присоединением ионов ОН-:

Н3ВО3 + Н2О ? [В(ОН)4]- + Н+

Ортоборная кислота при нагревании легко теряет воду и превращается в метаборную кислоту НВО2, затем в тетраборную кислоту Н2В4О7 и, наконец, в оксид В2О3.

При нейтрализации Н3ВО3 щелочью образуются комплексные анионы, например:

Н3ВО3 + ОН- ? [В(ОН)4]-

При избытке щелочи получаются полибораты, выделяющиеся из растворов в виде кристаллогидратов, например:

4Н3ВО3 + 2NаОН + 3Н2О = Nа2В4О7•10Н2О

Ортобораты даже щелочных металлов не образуются, так как кислота Н3ВО3 очень слабая и ее соли подвергаются гидролизу.

Ортоборную кислоту применяют в качестве антисептического средства. Высокая растворимость борной кислоты в липидах обеспечивает быстрое проникновение ее в клетки через липидные мембраны. В результате происходит свертывание белков (денатурация) цитоплазмы микроорганизмов и их гибель.

Как антисептик широко применяют и буру -- кристаллогидрат натрия тетрабората Nа2В4О7•10Н2О. Фармакологическое действие препарата обусловлено гидролизом соли с выделением борной кислоты:

Nа2В4О7 + 7Н2О = 4Н3ВО3 + 2NаОН

Образующиеся щелочь и кислота вызывают свертывание белков микробных клеток.

В зубопротезировании борную кислоту Н3ВО3 используют в качестве наполнителя формы при отливке стальных зубов.

В состав стоматологических паст, применяемых как клей-прослойка для зубных протезов, входит натрий метаборат NаВО2 в смеси с алюминием гидроксидом Аl(ОН)3.

В водном растворе с многоатомными спиртами и полифенолами борная кислота реагирует по схеме (биологически важная реакция):

Химические свойства кислородных соединении алюминия. Алюминий, в отличие от бора, является типичным амфотерным элементом. Металлические свойства выражены у алюминия гораздо сильнее, чем у бора. В большинстве соединений атомы алюминия находятся в состоянии sp3d2-гибридизации. Поэтому для алюминия наиболее характерно координационное число 6. Реже в соединениях атом алюминия находится в состоянии sp3-гибридизации (координационное число 4).

Элементный алюминий -- активный металл белого цвета. Имеет большое сродство к кислороду, поэтому на воздухе металл быстро покрывается защитной оксидной пленкой. Несмотря на отрицательное значение окислительно-восстановительного потенциала, алюминий, вследствие покрытия его поверхности прочной оксидной пленкой, не вытесняет водород из воды. После удаления защитной пленки алюминий энергично взаимодействует с водой, вытесняя из нее водород:

2Аl(т) + 6Н2О(ж) = 2Аl(ОН)3(т) + 3Н2(г)

Являясь амфотерным, алюминий растворяется в кислотах -- соляной, разбавленной серной,, а также в щелочах, образуя соответствующие катионные и анионные комплексы:

2Аl + 6НСl + 12Н2О = 2[Аl(Н2O)6]Сl3 + 3Н2

2Аl + 6NаОН + 6Н2О = 2Nа3[Аl(ОН)6] + 3Н2

В водном растворе, даже очень кислом, свободные ионы Аl3+ не существуют из-за гидратации.

Оксид алюминия -- составная часть зубоврачебных цементов -- «цемента для фиксации несъемных протезов», силикатного цемента «силиции», применяемого для пломбирования зубов, фиксации одиночных коронок, мостов. При употреблении напитков (например, «фанта») и пищи с повышенной кислотностью такие цементы довольно быстро разрушаются.

Алюминий гидроксид легко образуется при действии щелочей на растворы солей алюминия:

Аl3+(р) + 3ОН-(р) = Аl(ОН)3(т)

Алюминий гидроксид растворяется как в кислотах, так и в щелочах, т.е. является типичным амфотерным соединением.

В щелочных растворах наряду с гексагидроксоалюминат-ионами присутствуют и другие ионы, например [Аl(ОН)5]2-, [Аl(ОН)4]-.

Соли алюминия и кислородсодержащих кислот растворимы в воде. Исключение составляет алюминий фосфат АlРО4. Образование малорастворимого фосфата играет важную роль в жизнедеятельности организмов. Усвоение фосфора организмом уменьшается в присутствии катионов Аl3+ вследствие образования в кишечнике малорастворимого алюминий фосфата. Это обстоятельство необходимо учитывать при назначении препаратов алюминия, например средства против повышенной кислотности желудка Аl(ОН)3.

В желудке алюминий гидроксид образует гель, который нейтрализует оксоний-ионы желудочного сока:

Аl(ОН)3 + 3Н3О+ = Аl3+ + 6Н2О

Перешедшие в раствор ионы алюминия в кишечнике переходят в малорастворимую форму -- алюминий фосфат:

Аl3+(р) +РО43-(р) = АlРO4(т)

Вследствие сильного гидролиза многие соли алюминия не удается выделить из водных растворов (например, сульфид, карбонат, цианид и др.):

Аl2S3 + 6Н2О = 2Аl(ОН)3 + 3Н2S

Из кристаллогидратов солей алюминия в медицинской практике находят применение калий-алюминий сульфат (квасцы алюмокалиевые) КАl(SО4)2•12Н2О и жженые квасцы КАl(SО4)2, которые получают нагреванием алюмокалиевых квасцов при температуре не выше 433 К. Эти препараты обладают вяжущим действием.

Фармакологическое действие солей алюминия основано на том, что ионы Аl3+ образуют с белками (протеинами Рr) комплексы, выпадающие в виде гелей:

Аl3+ + Рr > АlРr

Это приводит к гибели микробных клеток и снижает воспалительную реакцию.

Квасцы применяют для полосканий, промываний и примочек при воспалительных заболеваниях слизистых оболочек и кожи. Кроме того, этот препарат применяют как кровоостанавливающее средство при порезах (свертывающее действие).

Жженые квасцы используют в виде присыпок как вяжущее и высушивающее средство при потливости ног. Осушающее действие связано с тем, что жженые квасцы медленно поглощают воду:

КА1(5О4)2 + хН2О= КА1(5О4)2-*Н2О

Вяжущим действием обладает и жидкость Бурова -- 8%-ный раствор алюминия ацетата Аl(СН3СОО)3.

В живых организмах с биолигандами (оксикислотами, полифенолами, углеводами, липидами) алюминий образует хелатные комплексные соединения. Как правило, связи с органическими лигандами он образует через атомы кислорода. Например, при взаимодействии Аl3+ с полифенолами получаются комплексные соединения следующего состава:

В стоматологической практике находят широкое применение соединения алюминия, например белая глина (каолин) Аl2О3•SiO2•2Н2О. Каолин входит в состав цементов, которые используют как временный пломбировочный материал, а также для штамповки коронок.

Химические свойства кислородных соединений галлия, индия, таллия. Аналогично алюминию для Gа, In и Тl наиболее характерно координационное число 6. Как и для алюминия, при растворении гидроксидов и оксидов этих элементов в кислотах образуются аквакомплексы состава [Э(Н2О)6]3+, а при растворении в щелочах -- гидроксокомплексы состава М[Э(ОН)4] или М3[Э(ОН)6]. Оксиды и гидроксиды Gа (III), In (III) и Тl (III) являются амфотерными соединениями.

Таллий в соединениях проявляет степень окисления +1. Ион Тl+ имеет радиус и строение валентной оболочки, близкие ионам К+, Аg+. Вследствие этого химические и токсические свойства соединений Тl (I) похожи на свойства соединений серебра.

Таллий оксид и гидроксид обладают ярко выраженными основными свойствами. Соли таллия (I) либо не гидролизуются, либо при гидролизе образуют щелочную среду. Соединения галлия, индия и, в особенности, таллия ядовиты.

3. Биологическая роль р-элементов IIIА-группы. Применение их соединений в медицине

Бор. Бор относится к примесным микроэлементам, его массовая доля в организме человека составляет 10-5%. Бор концентрируется главным образом в легких (0,34мг), щитовидной железе (0,30мг), селезенке (0,26мг), печени, мозге (0,22мг), почках, сердечной мышце (0,21мг). Биологическое действие бора еще недостаточно изучено. Известно, что бор входит в состав зубов и костей, очевидно, в виде труднорастворимых солей борной кислоты с катионами металлов

Избыток бора вреден для организма человека. Имеются данные, что большой избыток бора угнетает амилазы, протеиназы, уменьшает активность адреналина. Предполагается, что снижение активности адреналина, являющегося производным полифенола, связано с его взаимодействием с ортоборной кислотой.

Давно известно, что бор необходим высшим растениям, однако данные о его биологической роли противоречивы.

Исследования, проведенные в последние годы, показали, что бор является необходимым элементом для некоторых животных. Установлено, что бор участвует в углеродно-фосфатном обмене, взаимодействует с рядом биологически активных соединений (углеводами, ферментами, витаминами, гормонами). Вместе с тем употребление пищевых продуктов с большим содержанием , бора нарушает в организме обмен углеводов и белков, что приводит к возникновению эндемических кишечных заболеваний -- энтеритов.

Алюминий. По содержанию в организме человека (10-5%) алюминий относится к примесным микроэлементам. Алюминий концентрируется главным образом в сыворотке крови, легких, печени, костях, почках, ногтях, волосах, входит в структуру нервных оболочек мозга человека.

Суточное потребление алюминия человеком составляет 47 мг. Алюминий влияет на развитие эпителиальной и соединительной тканей, на регенерацию костных тканей, влияет на обмен фосфора.

Алюминий оказывает воздействие на ферментативные процессы. В большинстве случаев катион Аl3+ замещает ионы Э2+ -- активаторы ферментов Е, например ионы Мg2+, Са2+:

Э2+Е + Аl3+ ? Э2+ + Аl3+Е

Такая взаимозамещаемость возможна вследствие сходства ряда свойств ионов Аl3+ и Мg2+, Са2+. Например, ионы Аl3+ и Мg2+ имеют близкие радиусы, одинаковые координационные числа -- 6. Ионы Аl3+ и Са2+ имеют близкие энергии ионизации, одинаковые координационные числа -- 6.

Избыток алюминия в организме тормозит синтез гемоглобина, так как благодаря довольно высокой комплексообразующей способности алюминий блокирует активные центры ферментов, участвующих в кроветворении. Имеются данные, что алюминий может катализировать реакцию трансаминирования (перенос NH2-группы).

Галлий. Галлий -- примесный микроэлемент (содержание в организме человека 10-6--10-5%). Биологическая роль галлия в живых организмах почти не выяснена.

Индий. В настоящее время биологическое действие индия неизвестно. Не имеется достоверных сведений о его наличии в живых организмах. Учитывая близость атомного строения и физико-химических свойств индия и галлия, можно прогнозировать сходство их биологического действия. Очевидно, индий, как и алюминий, попадая в организм, должен накапливаться в костной и других тканях в виде малорастворимого фосфата. Соединения индия в медицине не применяют.

Таллий. Таллий относится к весьма токсичным элементам. Ион Тl+ склонен, подобно Аg+, образовать прочные соединения с серосодержащими лигандами:

Тl+ + R--SН > R--S--Тl + Н+

Вследствие этого он очень токсичен, так как подавляет активность ферментов, содержащих тиогруппы --SН. Даже весьма незначительные количества соединений Тl+ при попадании в организм вызывают выпадение волос.

Вследствие близости радиусов К+ и Тl+ они обладают сходными свойствами и способны замещать друг друга в ферментах. Ионы Тl+ и К+ являются синергистами. Этим объясняется тот факт, что ферменты пируваткиназа и диолдегидратаза активируются не только ионами К+, но и ионами Тl+ (ион Тl+ замещает ион К+ в каталитическом центре ферментов). Синергизм таллия и калия проявляется и в том, что, подобно ионам К+, ионы Тl+ накапливаются в эритроцитах.

В качестве противоядия при отравлении ионами Тl+ используют серосодержащий лиганд -- аминокислоту цистин НS--СН2СН(NН2)СООН.

В заключение необходимо отметить, что биологическая роль р-элементов IIIА-группы изучена недостаточно. В настоящее время известно, что бор и галлий взаимодействуют в растениях с ингибиторами их развития полифенолами, уменьшая токсичность последних. Установлена также несомненная роль алюминия в построении эпителиальной и соединительной тканей, а кроме того, его участие в ферментативных процессах как в качестве активатора, так и в качестве ингибитора. Свойством ингибировать многие серосодержащие ферменты обладает ион Тl+.

Биологическая активность р-элементов IIIА-группы связана главным образом с их способностью к образованию комплексных соединений с кислородсодержащими лигандами и нерастворимых фосфатов.

4. Общая характеристика р-элементов IVА-группы

IVА-группу периодической системы элементов Д.И. Менделеева составляют углерод, кремний, германий, олово, свинец. Общая электронная формула валентной оболочки атомов элементов IVА-группы.

Атомы этих элементов имеют по четыре валентных электрона на s- и р-орбиталях внешнего энергетического уровня. В невозбужденном состоянии не спарены два р-электрона. Следовательно, в соединениях эти элементы могут проявлять степень окисления +2. Но в возбужденном состоянии электроны внешнего энергетического уровня приобретают конфигурацию пs1пр3 , и все 4 электрона оказываются неспаренными.

Например, для углерода переход с s-подуровня на р-подуровень можно представить следующим образом.

В соответствии с электронным строением возбужденного состояния элементы IVА-группы могут проявлять в соединениях степень окисления +4. Радиусы атомов элементов IVА-группы закономерно возрастают с увеличением порядкового номера. В этом же направлении закономерно снижается энергия ионизации и электроотрицательность.

При переходе в группе С--Si--Gе--Sn--Рb уменьшается роль неподеленной электронной пары на внешнем s-подуровне при образовании химических связей. Поэтому если для углерода, кремния и германия наиболее характерна степень окисления +4, то для свинца +2.

В живом организме углерод, кремний и германий находятся в степени окисления +4, для олова и свинца характерна степень окисления +2.

В соответствии с возрастанием размеров атомов и падением энергии ионизации при переходе от углерода к свинцу неметаллические свойства ослабевают, так как снижается способность присоединять электроны и увеличивается легкость их отдачи. Действительно, первые два члена группы: углерод и кремний -- типичные неметаллы, германий, олово и свинец -- амфотерные элементы с ярко выраженными металлическими свойствами у последнего.

Усиление металлических признаков в ряду С--Si--Gе--Sn--Рb проявляется и в химических свойствах простых веществ. В обычных условиях элементы С, Si, Gе и Sn устойчивы по отношению к воздуху и воде. Свинец же окисляется на воздухе. В электрохимическом ряду напряжений металлов Gе располагается после водорода, а Sn и Рb непосредственно перед водородом. Поэтому германий не реагирует с кислотами типа НСl и разбавленной Н2SО4.

Электронное строение и размер атома, среднее значение электроотрицательности объясняют прочность связи С--С и склонность атомов углерода к образованию длинных гомоцепей:

Благодаря промежуточному значению электроотрицательности углерод образует малополярные связи с жизненноважными элементами -- водородом, кислородом, азотом, серой и др.

Молекулы, содержащие С--С-связи, могут иметь линейное, разветвленное и циклическое строение. Различные органические молекулы, содержащие связанные между собой атомы углерода с разнообразными заместителями, образуют громадное число биомолекул.

Химические свойства кислородных соединений углерода и кремния. Среди неорганических соединений углерода, кремния и их аналогов для медиков и биологов наибольший интерес представляют кислородные соединения этих элементов.

Углерод (IV) и кремний (IV) оксиды ЭО2 являются кислотными, и соответствующие им гидроксиды Н2ЭО3 -- слабыми кислотами. Соответствующие оксиды и гидроксиды остальных элементов IVА-группы амфотерны.

Диоксид углерода СО2. постоянно образуется в тканях организма в процессе обмена веществ и играет важную роль в регуляции дыхания и кровообращения. Диоксид углерода является физиологическим стимулятором дыхательного центра. Большие концентрации СО2 (свыше 10%) вызывают сильный ацидоз -- снижение рН крови, бурную одышку и паралич дыхательного центра.

Диоксид углерода растворяется в воде. При этом в растворе образуется угольная кислота:

Н2О + СО2 ? Н2СО3

Равновесие смещено влево, поэтому большая часть углерода диоксида находится в виде гидрата СО2•Н2О, а не Н2СО3. Угольная кислота Н2СО3 существует только в растворе. Относится к слабым кислотам.

Как двухосновная кислота, Н2СО3 образует средние и кислые соли: первые называются карбонатами: Nа2СО3, СаСО3 --карбонаты натрия и кальция; вторые -- гидрокарбонатами: NаНСО3, Са(НСО3)2 --гидрокарбонаты натрия и кальция. Все гидрокарбонаты хорошо растворимы в воде; из средних солей растворимы карбонаты щелочных металлов и аммония.

Растворы солей угольной кислоты вследствие гидролиза имеют щелочную реакцию (рН>7), например:

Nа2СО3 + НОН ? NаНСО3 + NаОН

СО32- + НОН ? НСO3- + ОН-

Водородкарбонатная буферная система (Н2СО3--НСО3-) служит главной буферной системой плазмы крови, обеспечивающей поддержание кислотно-основного гомеостаза, постоянного значения рН крови порядка 7,4.

Так как при гидролизе карбонатов и гидрокарбонатов получается щелочная среда, эти соединения применяют в медицинской практике в качестве антацидных (нейтрализующих кислоты) средств при повышенной кислотности желудочного сока. К ним относятся гидрокарбонат натрия NаНСО3 и карбонат кальция СаСО3:

NаНСО3 + НСl = NaСl + Н2О + СО2

СаСО3 + 2НСl = СаСl2 + Н2О + СО2

В силикатный цемент, содержащий SiO2, добавляется жидкость, которая представляет собой водный раствор ортофосфорной кислоты Н3РО4, частично нейтрализованный оксидом цинка ZnО и гидроксидом алюминия Аl(ОН)3. Процесс «схватывания» силикат-цемента начинается с разложения порошка ортофосфорной кислотой с образованием коллоидных растворов фосфата алюминия и кремниевых кислот переменного состава xSiO2•yН2О:

Аl2О3 + 2Н3РО4 = 2АlРО4 + 3Н2О

хSiO2 + уН3О+ = хSiO2•уН2О + yН+

В процессе приготовления пломб в результате перемешивания происходят химические реакции с образованием фосфатов металлов, например

3СаО + 2Н3РО4 = Са3(РО4)2 + 3Н2О

В воде хорошо растворимы силикаты только щелочных металлов. При действии минеральных кислот на растворы силикатов получают кремниевые кислоты, например метакремниевую Н2SiO3 и ортокремниевую Н4SiO4.

Кремниевые кислоты слабее угольной, они выпадают в осадок при действии СО2 на растворы силикатов. Силикаты сильно гидролизуются. Это является одной из причин разрушения силикатов в природе.

При сплавлении различных смесей силикатов друг с другом или с кремнием диоксидом получаются прозрачные аморфные материалы, называемые стеклами.

Состав стекла может изменяться в широких пределах и зависит от условий получения.

Кварцевое стекло (почти чистый кремнезем) переносит резкие изменения температуры, почти не задерживает ультрафиолетовые лучи. Такое стекло используют для приготовления ртутно-дуговых ламп, которые широко применяют в физиотерапии, а также стерилизации операционных.

Фарфоровые массы, применяемые в ортопедической стоматологии, состоят из кварца SiO2 (15--35%) и алюмосиликатов: полевого шпата Э2О•Аl2О3•6SiO2, где Э-- К, Na или Са (60--75%), и каолина Аl2О3•2SiO2•2Н2О (3--10%). Соотношение компонентов может меняться в зависимости от назначения фарфоровой массы.

Полевой шпат К2О•Аl2О3•6SiO2 -- основной материал для получения стоматологических фарфоровых масс. При плавлении он превращается в вязкую массу. Чем больше полевого шпата, тем прозрачнее фарфоровая масса после отжига. При отжиге фарфоровых масс полевой шпат, как более легкоплавкий, понижает температуру плавления смеси.

Каолин (белая глина) -- необходимая часть стоматологического фарфора. Добавка каолина уменьшает текучесть фарфоровой массы.

Кварц, входящий в состав стоматологического фарфора, упрочняет керамическое изделие, придает ему большую твердость и химическую стойкость.

Моноксид углерода СО. Из соединений элементов IVА-группы, в которых они проявляют степень окисления +2, интерес для медиков и биологов представляет оксид углерода (II) СО. Это соединение ядовито и чрезвычайно опасно, потому что не имеет запаха.

Оксид углерода (II) -- угарный газ -- продукт неполного окисления углерода. Как это ни парадоксально, одним из источников СО является сам человек, организм которого производит и выделяет во внешнюю среду (с выдыхаемым воздухом) за сутки около 10мл СО. Это так называемый эндогенный оксид углерода (II), который образуется в процессах кроветворения.

Проникая с воздухом в легкие, оксид углерода (II) быстро проходит через альвеолярно-капиллярную мембрану, растворяется в плазме крови, диффундирует в эритроциты и вступает в обратимое химическое взаимодействие как с окисленным НbО2, так и с восстановленным гемоглобином Нb:

НbО2 + СО ? НbСО + О2

Нb + СО ? НbСО

Образующийся карбонилгемоглобин НbСО не способен присоединять к себе кислород. Вследствие этого становится невозможным перенос кислорода от легких к тканям.

Высокое химическое сродство оксида углерода (II) СО к двухвалентному железу является основной причиной взаимодействия СО с гемоглобином. Можно полагать, что и другие бионеорганические соединения, содержащие ионы Fе2+, должны реагировать с этим ядом.

Так как реакция взаимодействия оксигемоглобина с угарным газом обратима, то повышение в дыхательной среде парциального давления О2 будет ускорять диссоциацию карбонилгемоглобина и выделение СО из организма (равновесие смешается влево по принципу Ле Шателье):

НbО2 + СО ? НbСО + О2

В настоящее время имеются лечебные препараты, которые используют в качестве антидотов при отравлении организма оксидом углерода (II). Например, введение восстановленного железа резко ускоряет удаление СО из организма в виде, очевидно, карбонила железа. Действие этого препарата основано на способности СО выступать в качестве лиганда в различных комплексах.

Химические свойства соединений олова и свинца. Оксиды олова (II) и свинца (II), SnО и РbО амфотерны, так же как и соответствующие им гидроксиды Sn(ОН)2 и Рb(ОН)2.

Соли Рb2+ -- ацетат, нитрат -- хорошо растворимы в воде, малорастворимы хлорид и фторид, практически нерастворимы сульфат, карбонат, хромат, сульфид. Все соединения свинца (II), в особенности растворимые, ядовиты.

Биологическая активность свинца определяется его способностью проникать в организм и накапливаться в нем.

Свинец и его соединения относятся к ядам, действующим преимущественно на нервно-сосудистую систему и непосредственно на кровь. Химизм токсического действия свинца весьма сложен. Ионы Рb2+ являются сильными комплексообразователями по сравнению с катионами остальных р-элементов IVА-группы. Они образуют прочные комплексы с биолигандами.

Ионы Рb2+ способны взаимодействовать и блокировать сульфгидрильные группы SН белков, в молекулах ферментов, участвующих в синтезе порфиринов, регулирующих синтез тема и других биомолекул:

R--SН + Рb2+ + НS--R > R--S--Рb--S--R + 2Н+

Часто ионы Рb2+ вытесняют естественные ионы М2+, ингибируя металлоферменты ЕМ2+:

ЕМ2+ + Рb2+ > ЕРb2+ + М2+

Вступая в реакции с цитоплазмой микробных клеток и тканей, ионы свинца образуют гелеобразные альбуминаты. В небольших дозах соли свинца оказывают вяжущее действие, вызывая гелефикацию белков. Образование гелей затрудняет проникновение микробов внутрь клеток и снижает воспалительную реакцию. На этом основано действие свинцовых примочек.

По мере увеличения концентрации ионов Рb2+ образование альбуминатов приобретает необратимый характер, накапливаются альбуминаты белков R--СООН поверхностных тканей:

Рb2+ + 2R--СООН = Рb(R--СОО)2 + 2Н+

Поэтому препараты свинца (II) оказывают преимущественно вяжущее действие на ткани. Их назначают исключительно для наружного применения, поскольку, всасываясь в желудочно-кишечном тракте или дыхательных путях, они проявляют высокую токсичность.

Неорганические соединения олова (II) не очень ядовиты, в противоположность органическим соединениям олова.

5. Биологическая роль р-элементов IVА-группы. Применение их соединений в медицине

Углерод. По содержанию в организме человека (21,15 %) углерод относится к макроэлементам. Он входит в состав всех тканей и клеток в форме белков, жиров, углеводов, витаминов, гормонов:

С биологической точки зрения углерод является органогеном номер 1.

Кремний. По содержанию в организме человека (10-3 %) кремний относится к примесным микроэлементам. Больше всего кремния в печени, надпочечниках, волосах, хрусталике. Так как природный кремний диоксид плохо растворим в воде, то в организм человека он попадает не столько через пищеварительный тракт, сколько воздушным путем через легкие в виде пылеобразного SiO2:

С нарушением обмена кремния связывают возникновение гипертонии, ревматизма, язвы, малокровия.

Недавно было установлено, что кремний содержится в коже, хрящах, связках млекопитающих и входит в состав мукополи-сахаридов, где прочно связан эфирными связями, возникающими при взаимодействии ортокремниевой кислоты с гидроксильными группами углеводов:

В отличие от углерода в составе биомолекул кремний связан только с атомами кислорода (связь Si--О), так как энергия этой связи существенно выше энергии связей Si--Н, Si--С, Si--S и т.д.

В медицинской практике применяют кремний (IV) карбид SiС -- карборунд для шлифовки пломб и пластмассовых протезов. Диоксид кремния SiO2 входит в состав силикатных цементов.

Необходимо отметить, что пыль, состоящая из частиц угля, кремния диоксида SiO2, алюминия, при систематическом воздействии на легкие вызывает заболевание -- пневмокониозы. При действии угольной пыли -- это антракоз -- профессиональное заболевание шахтеров. При вдыхании пыли, содержащей SiO2, возникает силикоз, при действии алюминиевой пыли -- алюминоз.

Механизм развития пневмокониозов во многом неясен. Предполагается, что при длительном контакте силикатных песчинок с биологическими жидкостями образуется гелеобразная поликремниевая кислота, отложение которой в клетках ведет к их гибели.

Германий. По содержанию в организме человека (10-5--10-6%) германий относится к микроэлементам. Биологическая роль окончательно не выяснена. Соединения германия усиливают процессы кроветворения в костном мозге. Известно также, что соединения германия малотоксичны.

Олово. По содержанию в организме человека (10-4%) олово относится к микроэлементам. Сведения о биологической роли противоречивы.

Олово попадает в организм человека с кислыми продуктами, консервированными в жестяных банках, покрытых слоем олова. В кислой среде олово растворяется и в форме соли поступает в кровь, проявляя токсическое действие

Sn + 2НА > SnА2 + Н2

Однако в опытах на крысах установлено, что олово в малых количествах стимулирующе действует на рост крыс. Это дает основание предполагать его необходимость и для человека. Безусловно, выяснение биологической роли этого микроэлемента требует дополнительного изучения.

В медицинской практике находят применение различные материалы, в частности пломбировочные, содержащие олово, Так, олово входит в состав серебряной амальгамы (28%) для изготовления пломб.

Применение олова фторида как средства против кариеса зубов основано на превращении гидроксилапатита в Sn2РО4(ОН) (образуется при низкой концентрации SnF2) или в Sn3(РО4)F3 (образуется при высокой концентрации SnF2):

Са5(РО4)3ОН + 2SnF2 = Sn2РО4(ОН) + 2СаF2 + Са3(РО4)2

2Са5(РО4)3ОН + 6SnF2 = 2Sn3(РО4)F3 + 2Са3(РО4)2 + 3СаF2 + Са(ОН)2

Свинец. Свинец и его соединения, особенно органические, весьма токсичны. Соединения свинца влияют на синтез белка, энергетический баланс клетки и ее генетический аппарат. Многие факторы говорят в пользу денатурационного механизма. Установлено, что свинец -- один из элементов, присутствие которых в продуктах питания влияет на развитие кариеса.

Существуют многочисленные доказательства постепенного накопления свинца в растениях и тканях животных и человека в результате повседневного загрязнения окружающей среды свинцом. С пищей, водой, атмосферным воздухом человек ежесуточно поглощает до 100 мкг свинца. Свинец депонируется в основном в скелете (до 90 %) в форме труднорастворимого фосфата:

3Рb2+ + 2РО43- = Рb3(РO4)2

Массовая доля свинца в организме человека 10-6 %. Безопасным для человека считают суточное поступление 0,2--2 мг свинца. В медицинской практике нашли применение как наружные вяжущие антисептические средства: ацетат свинеца Рb(СН3СОО)2•3Н2О (примочки) и оксид свинца (II) РbО (входит в состав пластыря свинцового простого).

р-Элементы IVА-группы резко различаются как по содержанию в организме человека, так и по биологической роли. Макроэлемент углерод играет основополагающую роль в жизнедеятельности организмов; микроэлемент кремний, вероятно, является жизненно необходимым; микроэлемент германий, возможно, выполняет некоторую физиологическую роль в организме, в то время как олово и в особенности свинец токсичны и являются примесными элементами. Следует отметить закономерность: токсичность соединений элементов IVА-группы с ростом атомной массы элемента возрастает.

6. Общая характеристика р-элементов VА-группы

В VА-группу периодической системы Д.И. Менделеева входят азот, фосфор, мышьяк, сурьма, висмут.

Электронная формула валентной оболочки атомов элементов VА-группы:

Атомы этих элементов имеют по пять валентных электронов на s- и р-орбиталях внешнего энергетического уровня. Из них в невозбужденном состоянии атома неспарены три р-электрона.

При возбуждении атомов происходит распаривание s-электронов и переход одного из них на d-подуровень (за исключением атома азота, внешние электроны которого не имеют низколежащего d-подуровня). Например, у атома фосфора в возбужденном состоянии электроны внешнего энергетического уровня приобретают конфигурацию 3s13р33d1.

Соответственно, атомы элементов этой группы способны образовывать три и максимально пять ковалентных связей. Исключение составляет атом азота, который не может образовывать больше четырех ковалентных связей (три за счет неспаренных р-электронов и одну по донорно-акцепторному механизму за счет неподеленной пары электронов на 2s-подуровне).

В соединениях элементы этой группы проявляют степени окисления +1, +2, +3, +4, +5, -3. Для азота наиболее характерны степени окисления +3, +5, --3, а также +2 и +4.

Для фосфора наиболее характерна степень окисления +5, реже имеет он в соединениях степени окисления +3 и --3. Степени окисления мышьяка, сурьмы и висмута равны +3, +5 и --3. Вследствие особой устойчивости электронной конфигурации 6s2 для висмута более характерна степень окисления +3.

В организме человека азот находится в биомолекулах: аминах, амидах, аминокислотах в степени окисления --3, фосфор -- в виде солей и сложных эфиров ортофосфорной кислоты и полифосфорных кислот в степени окисления +5.

Как и в других группах р-элементов с ростом порядкового номера все большую роль в образовании химических связей у элементов VА-группы начинают играть d- (и даже f-) орбитали, поэтому значения устойчивых координационных чисел в ряду N--Р--Аs--Sb---Вi возрастают. Так, если для азота максимальное координационное число равно 4 (sp3-гибридизация в ионе аммония NН4+), то для фосфора наряду с координационным числом 4 (sp3-гибридизация) характерны и координационные числа 5 (sp3d-гибридизация) и 6 (sp3d2-гибридизация).

Для мышьяка, сурьмы и висмута более характерны координационные числа 5 и 6.

С увеличением радиусов атомов от азота к висмуту закономерно уменьшается энергия ионизации и относительная электроотрицательность. Этим обусловлено ослабление неметаллических свойств в ряду N--Р--Аs--Sb--Вi. Азот и фосфор -- типичные неметаллы. Мышьяк амфотерен, хотя неметаллические, свойства сильнее выражены, чем металлические. Сурьма амфотерна, неметаллические и металлические свойства выражены примерно одинаково. Для висмута характерно преобладание металлических свойств.

В кислородных соединениях все элементы VА-группы проявляют степени окисления +3 и +5 (для азота характерны кроме того, степени окисления +1, +2, + 4). Оксиды азота N2О3 и фосфора P2О3 являются кислотными и им соответствуют кислоты -- азотистая НNО2 и фосфористая Н3РО3. Оксиды мышьяка Аs2О3 и сурьмы Sb2О3 проявляют амфотерные свойства, причем у оксида мышьяка(III) преобладают кислотные свойства. Соответствующие им гидроксиды Аs(ОН)3 и Sb(ОН)3 амфотерны; у первого преобладают кислотные свойства, у второго -- основные.

Оксид висмута (III) Вi2О3 и соответствующий ему гидроксид Вi(ОН)3 проявляют основные свойства.

Оксиды типа Э2О3 элементов VА-группы и соответствующие им гидроксиды НЭО3 или Н3ЭО4 проявляют кислотные свойства.

В гидридах типа ЭН3 элементы этой группы проявляют степени окисления --3. Это газообразные водородные соединения. В водных растворах они не отщепляют водород-ионов и поэтому не проявляют кислотных свойств, как, например, гидриды Н2S, НСl VIА- и VIIА-групп. Последнее связано с тем, что вследствие меньшей электроотрицательности по сравнению с р-элементами VIА- и VIIА-групп их связь с водородом менее полярна.

Химические свойства соединений азота. Азот -- основной компонент воздуха, где его объемная доля равна 78,2% и массовая доля 76%. Неорганические соединения азота встречаются в природе в незначительных количествах. Массовая доля азота в земной коре (включая гидросферу и атмосферу) составляет 0,04%.

Азот все время извлекается из почвы растениями. В результате этого почва истощается и становится менее плодородной.

В связи с необходимостью вносить в почву азотные удобрения уже в начале XX в. были предприняты усилия по использованию атмосферного азота для получения азотистых соединений, так называемая азотфиксация.

В настоящее время синтез аммиака из водорода и азота -- основной способ связывания атмосферного азота. Однако такой способ азотфиксации очень энергоемок и, следовательно, дорог. Поэтому в последнее время многие ученые заняты исследованиями по связыванию атмосферного азота с помощью различных комплексных соединений.

Элементный азот исключительно инертен вследствие большой прочности его двухатомных молекул N2. Энергия диссоциации N2 очень велика. Это обусловлено наличием тройной связи между атомами азота: N?N. Поэтому при обычной температуре азот реагирует только с литием, при повышенных -- с некоторыми металлами: магнием, кальцием, образуя нитриды, при очень высоких непосредственно соединяется с водородом и кислородом.

Из соединений азота, в которых он проявляет степень окисления --3, наибольший интерес для медиков и биологов представляет аммиак и его производные -- соли аммония и аминокислоты.

Аммиак. Аммиак NН3 в организме человека является одним из продуктов метаболизма аминокислот и белков, поступивших с пищей или присутствующих в самой клетке в качестве запасных веществ.

Аммиак -- бесцветный газ с резким запахом; очень хорошо растворим в воде: в 1 объеме Н2О при 293 К растворяется около 700 объемов аммиака. В концентрированном водном растворе массовая доля аммиака составляет 25%. В медицинской практике применяют 10%-ный раствор аммиака (нашатырный спирт) для вывода из обморочного состояния. При вдыхании аммиак оказывает возбуждающее влияние на дыхательный центр. При больших дозах наступает удушье.

В молекуле аммиака атом азота находится в состоянии sр3-гибридизации.

Присутствие на одной из гибридных орбиталей неподеленной пары электронов определяет способность атома азота в аммиаке к образованию связей с другими атомами или ионами по донорно-акцепторному механизму. Этим объясняется характерное свойство аммиака вступать в реакции присоединения с водой, кислотами, катионами металлов.

Наиболее простой является реакция аммиака с протонами. Аммиак, присоединяя протон, образует ион аммония NН4+.

В этой реакции аммиак служит акцептором протонов и с точки зрения протонной теории проявляет свойства основания. В результате связывания протонов понижается их концентрация в растворе, поэтому аммиак, реагируя с кислотами, нейтрализует их. При этом образуются соли аммония, например

NН3 + НNО3 = NН4NО3

Из солей аммония в медицинской практике в качестве мочегонного средства применяют аммоний хлорид NН4Сl. В крови в результате гидролиза аммония хлорида по катиону повышается кислотность:

NH4+ + 2Н2О ? NН3•Н2О + Н3О+

Кроме того, протоны образуются в результате превращения аммоний-иона в мочевину:

2NН4+ + СO2 + Н2О = СО(NН2)2 + 2Н3O+

Для нейтрализации избытка ионов Н3О+ почки мобилизуют и выделяют в мочу ионы натрия, с которыми одновременно выделяется соответствующее количество воды.

Вместе с тем аммоний хлорид может быть эффективным средством против защелачивания крови (коррекция алкалоза). Образующиеся при введении NН4+ протоны Н3О+ нейтрализуют ОН--ионы.

Электронодонорные свойства аммиака и его производных проявляются в их способности образовывать комплексные соединения с ионами металлов. Наиболее прочны комплексы с ионами переходных металлов, предоставляющих, в соответствии с методом валентных связей, свои вакантные d-орбитали для неподеленных пар электронов азота. К числу таких соединений относятся, например, комплексы [Со(NН3)6]3+, [Zn(NН3)4]2+.

Вода при взаимодействии с аммиаком передает протон на атом азота.

Таким образом, щелочные свойства аммиака являются результатом донорно-акцепторного взаимодействия азота аммиака с протоном воды. Это обратимая реакция. При охлаждении равновесие сдвигается вправо (экзотермический процесс), а при нагревании -- влево (выделяется аммиак, на что указывает усиление запаха).

Относительно низкое значение константы основности свидетельствует, что в водных растворах аммиака концентрация гидроксид-ионов незначительна. Аммиак в водном растворе главным образом находится в виде гидрата NН3•H2О. Экспериментально доказано отсутствие недиссоциированных молекул NH4ОН в растворе. Однако в полном соответствии с протолитической теорией водный раствор аммиака .обладает щелочными свойствами.

Поскольку азот в аммиаке имеет низшую степень окисления --3, в окислительно-восстановительных реакциях NН3 может быть только восстановителем. В кислороде и хлоре аммиак горит:

4NН3 + 3О2 = 2N2 + 6Н2О,

2NН3 + 3Сl2 = N2 + 6НСl.

Известно, что аминокислоты -- биоорганические вещества, играющие роль строительных блоков для образования белков -- основы жизни. Их можно рассматривать как производные аммиака, в котором один из атомов водорода замещен остатком карбоновой кислоты:

Превращение производных аммиака в организме. Аминогруппа --NH2 входит в состав различных биолигандов, играющих важную роль в процессах жизнедеятельности: аминокислот, нуклеотидов, нуклеиновых кислот и т.д. В процессах распада этих веществ в организме образуется аммиак.

Причина токсического действия аммиака на мозг до конца не выяснена. В крови при рН = 7,4 аммиак почти полностью находится в виде ионов аммония. Из уравнения Гендерсона--Гассельбаха следует, .что доля молекул NН3 при этом значении рН составляет всего около 1% от общего числа молекул аммиака, поступивших в кровь.

Ионы аммония, несмотря на то, что они в крови находятся в большом избытке, не могут проникать через клеточные мембраны, в то время как нейтральные молекулы NH3 легко проходят через эти мембраны и могут воздействовать на мозг.

Кислородные соединения азота. Азот образует с кислородом ряд оксидов. Все они могут быть получены из азотной кислоты и ее солей.

Оксид азота (I) N2O -- несолеобразующий. В настоящее время оксид азота(I) в смеси с кислородом используют для наркоза.

При малых концентрациях N2O вызывает чувство опьянения (отсюда название веселящий газ). Вдыхание чистого N2O быстро вызывает наркотическое состояние и удушье. Механизм действия неизвестен.

Оксид азота (II) NO также является несолеобразующим. Для NO характерна окислительно-восстановительная двойственность. Оксид азота (II) легко окисляется кислородом воздуха до оксида азота (IV).

2NО + О2 = 2NО2

Однако он восстанавливается водородом до элементного азота:

2NО + 2Н2 = N2 + 2Н2О.

Оксид азота (IV) NO2 -- бурый газ, обладающий характерным запахом, раздражает дыхательные пути. При температурах ниже 25К этот оксид полностью переходит в димер N2O4 -- бесцветное кристаллическое вещество. В интервале температур от 25 до 413К имеет место равновесие:

N2O4 ? 2NО2.

Оксид азота (IV) -- очень сильный окислитель. Многие вещества горят в нем, отнимая кислород, например:

NO2 + SО2 = SО3 + NO

При растворении в воде NO2 образует азотную и азотистую кислоты:

2NО2 + Н2О = HNО3 + НNО2

Соответственно при взаимодействии с щелочами образуются соли -- нитраты и нитриты:

2NО2 + 2КОН = КNО3 + КNО2 + Н2О

Оксиду азоту (III) N2О3 соответствует азотистая кислота НNО2. Это слабая кислота существует только в разбавленных водных растворах. При нагревании или концентрировании раствора азотистая кислота разлагается:

2НNО2 = NO + NО2 + Н2О

Соли азотистой кислоты -- нитриты -- более устойчивы и при обычных температурах не разлагаются.

Поскольку степень окисления азота в нитритах промежуточная ( +3), они могут вести себя и как окислители, и как восстановители:

2NаNO2 + 2КI + 2Н2SО4 = I2 + 2NО + К2SО4 + Na2SO4 + 2Н2О

2КМnО4 + 5NaNО2 + 3Н2SО4 = 2МnSО4 + 5NаNО3 + К2SО4 + 3Н2О

Гидроксидом, соответствующим оксиду азота (V) N2О5, является азотная кислота НNО3 -- одно из важнейших неорганических соединений азота. Широко используется в химическом производстве.

НNО3 -- сильная кислота, в разбавленных водных растворах полностью диссоциирует на ионы:

НNО3 ? Н+ + NО3-

Азотная кислота, в особенности концентрированная, -- очень сильный окислитель. Из металлов с ней не реагируют лишь Аu, Рt, Rh, Ir, Тi, Та. Многие металлы Аl, Fе, Со, Ni и Сr -- она пассивирует (очевидно, в результате образования малорастворимой оксидной пленки).

При окислении металлов азотной кислотой обычно получается смесь продуктов ее восстановления, чаще всего преобладают NO и NО2. Состав продуктов зависит от природы металла, температуры и концентрации кислоты. Например, активные металлы (Zn, Са) могут восстанавливать НNО3 до NH4NO3.

Некоторые неметаллы (S, Р, С) также окисляются азотной кислотой, например

S + 6НNО3(конц) = 6NО2 + Н2SО4 + 2Н2О

Соли азотной кислоты -- нитраты. Все нитраты хорошо растворимы в воде. Водные растворы нитратов не обладают окислительными свойствами, но их расплавы -- сильные окислители.

При производстве азотной кислоты и некоторых других веществ образуются нитрозные газы, представляющие собой смесь оксидов азота: NO, NO2, N2O3, N2О4. При контакте этих газов с влажной поверхностью легких образуются азотистая и азотная кислоты, поражающие легкие, что приводит к отеку и сложным расстройствам. При отравлении нитрозными газами в крови, кроме того, образуются нитраты и нитриты.

Нитриты до последнего времени добавляли в качестве консервантов в колбасу, сосиски и другие мясные продукты. Хотя консерванты добавляют в очень незначительных количествах, существует мнение, что они опасны для человека. Одна из причин ядовитых свойств азотистой кислоты или нитритов в том, что они являются дезаминирующими агентами, способствуют окислению аминогрупп нуклеиновых оснований. Особенно сильное действие оказывает азотистая кислота, образующаяся из органических предшественников, например нитрозаминов, а также из нитросоединений. При этом изменяется структура нуклеиновых оснований ДНК и их способность к образованию водородных связей, т. е. происходят повреждения в ДНК.

...

Подобные документы

  • Химические свойства элементов d-блока периодической системы, их содержание и биологическая роль в организме. Рассмотрение кислотно-основных и окислительно-восстановительных реакций 3d-элементов. Механизмы действия карбоангидраза и алькогольдегидрогеназа.

    реферат [979,7 K], добавлен 26.11.2010

  • Общая характеристика р-элементов III группы, их основные физические и химические свойства. Описание самых распространенных элементов: бора, алюминия, подгруппы галлия. Их биологическая роль, применение и распространенность. Причины парникового эффекта.

    дипломная работа [221,3 K], добавлен 08.08.2015

  • Классификация химических элементов, их положение в периодической системе. Отличия элементов по степени заполнения различных электронных орбиталей (s, p, d, f) электронами. Биологическая роль исследуемых элементов и применение их соединений в медицине.

    презентация [355,5 K], добавлен 01.10.2014

  • Характерные особенности и химические свойства d-элементов периодической системы. Виды их существования в организмах. Биологическая роль хрома, молибдена, вольфрама, марганца, железа, меди, серебра, золота, цинка, кадмия и ртути. Их применение в медицине.

    лекция [1,7 M], добавлен 02.12.2012

  • Общие аспекты токсичности тяжелых металлов для живых организмов. Биологическая и экологическая роль р-элементов и их соединений. Применение их соединений в медицине. Токсикология оксидов азота, нитритов и нитратов. Экологическая роль соединений азота.

    курсовая работа [160,8 K], добавлен 06.09.2015

  • Электронные структуры d-элементов и их валентные возможности. Кислотно-основные свойства гидроксидов. Характеристика элементов подгрупп меди, цинка, титана, ванадия, хрома, марганца, их биологическая роль и применение. Металлы семейств железа и платины.

    курс лекций [294,4 K], добавлен 08.08.2015

  • Основные классы неорганических соединений. Распространенность химических элементов. Общие закономерности химии s-элементов I, II и III групп периодической системы Д.И. Менделеева: физические, химические свойства, способы получения, биологическая роль.

    учебное пособие [3,8 M], добавлен 03.02.2011

  • Особенности соединений s-элементов. Химические свойства водорода. Ионные, ковалентные и металлические гидриды как соединения элементов с водородом. Вода как главное соединение водорода, обладающее уникальными свойствами. Основные элементы IА-группы.

    курсовая работа [139,9 K], добавлен 08.08.2015

  • Периодическая система химических элементов. Строение атомов и молекул. Основные положения координационной теории. Физические и химические свойства галогенов. Сравнение свойств водородных соединений. Обзор свойств соединений p-, s- и d-элементов.

    лекция [558,4 K], добавлен 06.06.2014

  • Содержание и биологическая роль химических элементов в организме человека. Биогенные элементы – металлы и неметаллы, входящие в состав организма человека. Элементы-органогены: углерод, кислород, водород, азот, фосфор, сера. Основные причины их дефицита.

    реферат [362,5 K], добавлен 11.10.2011

Работы в архивах красиво оформлены согласно требованиям ВУЗов и содержат рисунки, диаграммы, формулы и т.д.
PPT, PPTX и PDF-файлы представлены только в архивах.
Рекомендуем скачать работу.