Биологическая роль

Входит в состав активных центров некоторых белков в форме аминокислоты селеноцистеина. Микроэлемент, но большинство соединений достаточно токсично (селеноводород, селеновая и селенистая кислота) даже в средних концентрациях.

В организме человека содержится 10-14 мг селена, большая его часть сконцентрирована в печени, почках, селезенке, сердце, яичках и семенных канатиках у мужчин. Селен присутствует в ядре клетки.

Суточная потребность человека в селене составляет 70-100 мкг.

Согласно данным эпидемиологических исследований более чем у 80% россиян наблюдается дефицит селена. Селен в организме взаимодействует с витаминами, ферментами и биологическими мембранами, участвует в регуляции обмена веществ, в обмене жиров, белков и углеводов, а также в окислительно-восстановительных процессах. Селен является составным компонентом более 30 жизненно важных биологически активных соединений организма. Селен входит в активный центр ферментов системы антиоксидантно-антирадикальной защиты организма, метаболизма нуклеиновых кислот, липидов, гормонов (глутатионпероксидазы, йодотиронин-дейододиназы, тиоредоксинредуктазы, фосфоселенфосфатазы, фосфолипид-гидропероксид-глутатионпероксидазы, специфических протеинов Р и W и др.).Селен входит в состав белков мышечной ткани, белков миокарда. Также селен способствует образованию трийодтиронина (гормонов щитовидной железы).Селен является синергистом витамина Е и йода. При дефиците селена йод плохо усваивается организмом.

Элементы группы VII a

Фтор. Из всех галогенов у него наименьший радиус. Относительная электроотрицательность равна 4, это самый электроотрицательный элемент, во всех соединениях имеет степень окисления – 1, остальные галогены от – 1 до + 7. Исключительная химическая активность фтора обусловлена с одной стороны большой прочностью образуемых им связей, так энергия связи H - F 566кДж/моль, с другой стороны низкой энергией связи в молекуле F₂ – 151кДж/моль. Большая энергия связей Э – F является следствием значительной электроотрицательности фтора и малого размера его атома. Низкое значение энергии связи в молекуле F₂, объясняется сильным отталкиванием электронных пар, находящихся на π- орбиталях, обусловленным малой длинной связи F – F. Благодаря малой энергии связи молекулы фтора легко диссоциируют на атомы и энергия активации реакций с элементарным фтором обычно невелика, поэтому процессы с участием F₂ протекают очень быстро.

Водородные соединения. Галогены реагируют с водородом, образуя HX, причем со фтором и хлором реакция протекает со взрывом при небольшой активации ее. Медленнее идет взаимодействие c Br2 и I2. Для протекания реакции с водородом достаточно активировать небольшую долю реагентов с помощью освещения или нагревания. Активированные частицы взаимодействуют с неактивированными, образуя HX и новые активированные частицы, которые продолжают процесс, а реакция двух активированных частиц по главной реакции заканчивается образованием продукта.

Соляная кислота (хлороводоро́дная, хлористоводоро́дная, хлористый водород) — HCl, раствор хлороводорода в воде; сильная одноосновная кислота. Бесцветная (техническая соляная кислота желтоватая из-за примесей Fe, Cl₂ и др.), «дымящая» на воздухе, едкая жидкость. Максимальная концентрация при 20 °C равна 38 % по массе, плотность такого раствора 1,19 г/см³. Молярная масса 36,46 г/моль. Соли соляной кислоты называются хлоридами.

• Взаимодействие с металлами, стоящими в электрохимическом ряду металлов до водорода с образованием соли и выделением газообразного водорода:

• Взаимодействие с оксидами металлов с образованием растворимой соли и воды:

• Взаимодействие с гидроксидами металлов с образованием растворимой соли и воды (реакция нейтрализации):

• Взаимодействие с солями металлов, образованных более слабыми кислотами, например угольной:

• Взаимодействие с сильными окислителями (перманганат калия, диоксид марганца) с выделением газообразного хлора:

Хлорноватистая кислота — HClO, очень слабая одноосновная кислота, в которой хлор имеет степень окисления +1. Существует лишь в растворах.

В водных растворах хлорноватистая кислота частично распадается на протон и гипохлорит-анион ClO⁻:

Неустойчива, постепенно разлагается даже в разбавленных водных растворах.

Хлорноватистая кислота и её соли — гипохлориты — сильные окислители. Реагирует с соляной кислотой HCl, образуя молекулярный хлор:

Кристаллогидрат выдерживает длительное хранение; при 70 °C разлагается со взрывом, а KClO известен только в виде водных растворов. Ca (ClO)₂ в сухом виде вполне устойчив, но в присутствии H₂O и CO₂ разлагается. Более стоек Mg(ClO)₂.

Гипохлориты — соли хлорноватистой кислоты HClO.Гипохлориты в свободном безводном состоянии являются неустойчивыми соединениями, многие при нагреве разлагаются со взрывом. Гипохлориты щелочных и щелочноземельных металлов хорошо растворимы в воде и образуют кристаллогидраты, разлагающиеся при хранении.

Хлорная известь Ca(Cl)OCl — смесь гипохлорита, хлорида и гидроксида кальция. Относится к так называемым смешанным солям. Альтернативные названия: "хлорка", "белильная известь".Получают взаимодействием хлора с гашеной известью (гидроксидом кальция):

.

Реально продукт, получаемый хлорированием гидроксида кальция, является смесью соединений, образованных молекулами Ca(OCl)₂, CaCl₂, Ca(OH)₂ и кристаллизационной воды. Формально его состав выражают формулой Ca(Cl)OCl.

Хлор применяют во многих отраслях промышленности, науки и бытовых нужд:

• В производстве поливинилхлорида, пластикатов, синтетического каучука, из которых изготавливают: изоляцию для проводов, оконный профиль, упаковочные материалы, одежду и обувь, линолеум и грампластинки, лаки, аппаратуру и пенопласты, игрушки, детали приборов, строительные материалы. Поливинилхлорид производят полимеризацией винилхлорида, который сегодня чаще всего получают из этилена сбалансированным по хлору методом через промежуточный 1,2-дихлорэтан.

• Отбеливающие свойства хлора известны с давних времен, хотя не сам хлор «отбеливает», а атомарный кислород, который образуется при распаде хлорноватистой кислоты: Cl₂ + H₂O → HCl + HClO → 2HCl + O•. Этот способ отбеливания тканей, бумаги, картона используется уже несколько веков.

• Производство хлорорганических инсектицидов — веществ, убивающих вредных для посевов насекомых, но безопасные для растений. На получение средств защиты растений расходуется значительная часть производимого хлора. Один из самых важных инсектицидов — гексахлорциклогексан (часто называемый гексахлораном). Это вещество впервые синтезировано ещё в 1825 г. Фарадеем, но практическое применение нашло только через 100 с лишним лет — в 30-х годах ХХ столетия.

• Использовался как боевое отравляющее вещество, а также для производства других боевых отравляющих веществ: иприт, фосген.

• Для обеззараживания воды — «хлорирования». Наиболее распространённый способ обеззараживания питьевой воды; основан на способности свободного хлора и его соединений угнетать ферментные системы микроорганизмов катализирующие окислительно-восстановительные процессы. Для обеззараживания питьевой воды применяют: хлор, двуокись хлора, хлорамин и хлорную известь. СанПиН 2.1.4.1074-01 устанавливает следующие пределы (коридор) допустимого содержания свободного остаточного хлора в питьевой воде централизованного водоснабжения 0.3 — 0.5 мг/л. Ряд учёных и даже политиков в России критикуют саму концепцию хлорирования водопроводной воды. Альтернативой является озонирование. Материалы, из которых изготовлены водопроводные трубы, по разному взаимодействуют с хлорированной водопроводной водой. Свободный хлор в водопроводной воде существенно сокращает срок службы трубопроводов на основе полиолефинов: полиэтиленовых труб различного вида, в том числе сшитого полиэтилена, большие известного как ПЕКС (PEX, PE-X). В США для контроля допуска трубопроводов из полимерных материалов к использованию в водопроводах с хлорированной водой вынуждены были принять 3 стандарта: ASTM F2023 применительно к трубам из сшитого полиэтилена (PEX) и горячей хлорированной воде, ASTM F2263 применительно к полиэтиленовым трубам всем и хлорированной воде и ASTM F2330 применительно к многослойным (металлополимерным) трубам и горячей хлорированной воде. В части долговечности при взаимодействии с хлорированной водой положительные результаты демонстрируют медные водопроводные трубы.

• В пищевой промышленности зарегистрирован в качестве пищевой добавки E925.

• В химическом производстве соляной кислоты, хлорной извести, бертолетовой соли, хлоридов металлов, ядов, лекарств, удобрений.

• В металлургии для производства чистых металлов: титана, олова, тантала, ниобия.

• Как индикатор солнечных нейтрино в хлор-аргонных детекторах.

Многие развитые страны стремятся ограничить использование хлора в быту, в том числе потому, что при сжигании хлорсодержащего мусора образуется значительное количество диоксинов.

Бром и йод как микроэлементы.

Бром. Наибольшее содержание отмечают в мозговом веществе почек, щитовидной железе, ткани головного мозга, гипофизе. Бром при чрезмерном накоплении угнетает функцию щитовидной железы, препятствуя поступлению в нее Йода. Соли брома оказывают тормозящее действие на ц.н.с., активируют половую функцию, увеличивая объем эякулята и количество сперматозоидов в нем. Бром входит в состав желудочного сока, влияя (наряду с хлором) на его кислотность. Суточная потребность в броме составляет 0,5—2 мг. Основными источниками брома в питании человека являются хлеб и хлебопродукты, молоко и молочные продукты, бобовые. В норме в плазме крови содержится около 17 ммоль/л брома (около 150 мг / 100 мл плазмы крови).

Йод. Наиболее высокое содержание обнаруживается в щитовидной железе (Щитовидная железа), для функционирования которой йод абсолютно необходим. Недостаточное поступление йода в организм ведет к появлению зоба эндемического, избыточное поступление — к развитию Гипотиреоза. Суточная потребность в йоде составляет 50—200 мкг. Основным источником в питании являются молоко, овощи, мясо, яйца, морская рыба, продукты моря. В норме в плазме крови содержится 275—630 нмоль/л (3,5—8 мкг/100 мл) белково-связанного йода.

d – элементы

Медь. Элемент одиннадцатой группы четвёртого периода периодической системы химических элементов Д. И. Менделеева, с атомным номером 29. Обозначается символом Cu .Простое вещество медь — это пластичный переходный металл золотисто-розового цвета (розового цвета при отсутствии оксидной плёнки). C давних пор широко применяется человеком.

Оксид меди(II) (окись меди) CuO — основный оксид двухвалентной меди. Кристаллы чёрного цвета, в обычных условиях довольно устойчивые, практически нерастворимые в воде. В природе встречается в виде минерала тенорита чёрного цвета.

Получить оксид меди(II) можно:

• нагревая металлическую медь на воздухе (при температурах ниже 1100 °C получается оксид меди(II):

• нагревая гидроксид меди(II), её нитрат или карбонат:

Гидроксид меди(II) — Cu(ОН)₂, голубое аморфное или кристаллическое вещество с ромбической кристаллической решеткой (а = 0,2949 нм, b = 1,059 нм, с = 0,5256 нм, z = 4). Cu(ОН)₂ практически не растворим в воде. При нагревании до 70-90 °C порошка Cu(ОН)₂ или его водныхсуспензий разлагается до CuО и Н₂О.

Соли. Фосфаты меди(II) — неорганические соединения, соли металла меди и фосфорной кислоты.

Метафосфат меди(II) Cu(PO₃)₂•4H₂O — синие кристаллы, образуются при осаждении этанолом смеси растворов хлорида меди(II) иметафосфата натрия:

Медь является необходимым элементом для всех высших растений и животных. В токе крови медь переносится главным образом белкомцерулоплазмином. После усваивания меди кишечником она транспортируется к печени с помощью альбумина.

Медь встречается в большом количестве ферментов, например, в цитохром-с-оксидазе, в содержащем медь и цинк ферменте супероксид дисмутазе, и в переносящем молекулярный кислород белке гемоцианине. В крови всех головоногих и большинства брюхоногих моллюсков и членистоногих медь входит в состав гемоцианина в виде имидазольного комплекса иона меди, роль, аналогичная роли порфиринового комплекса железа в молекуле белкагемоглобина в крови позвоночных животных.

Предполагается, что медь и цинк конкурируют друг с другом в процессе усваивания в пищеварительном тракте, поэтому избыток одного из этих элементов в пище может вызвать недостаток другого элемента. Здоровому взрослому человеку необходимо поступление меди в количестве 0,9 мг в день.

При недостатке меди в хондро- и остеобластах снижается активность ферментных систем и замедляется белковый обмен, в результате замедляется и нарушается рост костных тканей.

Цинк. Элемент побочной подгруппы второй группы, четвёртого периода периодической системы химических элементовД. И. Менделеева, с атомным номером 30. Обозначается символом Zn. Простое вещество цинк при нормальных условиях — хрупкий переходный металл голубовато-белого цвета (тускнеет на воздухе, покрываясь тонким слоем оксида цинка).

Оксиды. Оксид цинка является прямозонным полупроводником с шириной запрещённой зоны 3,36 эВ. Естественное легирование кислородом делает его полупроводником n-типа.

При нагревании вещество меняет цвет: белый при комнатной температуре, оксид цинка становится жёлтым. Объясняется это уменьшением ширины запрещённой зоны и сдвигом края в спектре поглощения из УФ-области в синюю.

Оксид цинка амфотерен — реагирует с кислотами с образованием солей, при взаимодействии с растворами щелочей образует комплексные три- тетра- и гексагидроксоцинкаты (Na₂[Zn(OH)₄], Ba₂[Zn(OH)₆]):

[Zn(OH)₃]^- + OH^-   [Zn(OH)₄]^2-

Оксид цинка растворяется в водном растворе аммиака, образуя комплексный аммиакат:

ZnO + 4NH₃ + Н₂О — [Zn(NH₃)₄](OH)₂

При сплавлении с щелочами и оксидами металлов оксид цинка образует цинкаты:

ZnO + 2NaOH   Na₂ZnO₂ + H₂O

ZnO + CoO   CoZnO₂

При сплавлении с оксидами бора и кремния оксид цинка образует стекловидные бораты и силикаты:

ZnO + B₂O₃   Zn(BO₂)₂

ZnO + SiO₂   ZnSiO₃

Гидроксиды. Гидроксид цинка при стандартных условиях представляет собой бесцветные кристаллы, является аморфным веществом. В настоящее время известно 5 полиморфных модификаций, из которых устойчивой является только модификация с ромбической сингонией. Гидроксид цинка практически нерастворим в воде, проявляет амфотерные свойства (с преобладанием основных).

Взаимодействие растворимых солей цинка с щелочами:

Кислоты. Хлорид цинка (хлористый цинк, дихлорид цинка, паяльная кислота) — химическое соединение цинка с хлором, имеющее формулу ZnCl₂.Белые гигроскопичные кристаллы.

Получение:

1) растворение цинка или его окиси в соляной кислоте с последующим выпариванием растворов.

2) нагревание жидкого цинка в токе хлора.

Соли. Ортофосфат цинка — неорганическое соединение, соль металла цинка и ортофосфорной кислоты с формулой Zn₃(PO₄)₂, бесцветные кристаллы, не растворяется в воде, образует кристаллогидрат.

Обработка растворов солей цинка гидрофосфатом натрия:

Биологическая роль.

Цинк:

• необходим для продукции спермы и мужских гормонов

• необходим для метаболизма витамина E.

• важен для нормальной деятельности простаты.

• участвует в синтезе разных анаболических гормонов в организме, включая инсулин, тестостерон и гормон роста.

Молибден. Элемент побочной подгруппы шестой группы пятого периода периодической системы химических элементовД. И. Менделеева, атомный номер 42. Обозначается символом Mo. Простое вещество молибден — переходный металл светло-серого цвета. Главное применение находит в металлургии.

Оксиды. Оксид молибдена(III) — неорганическое соединение, окисел металла молибдена с формулой Mo₂O₃, чёрные кристаллы, не растворимые в воде.

Разложение гидроксида молибдена(III) при нагревании:

• Восстановление калием оксида молибдена(VI), растворенного в жидком аммиаке:

• Осторожное восстановление оксида молибдена(VI) водородом: