VI група періодичної системи д.І. Менделєєва.
Загальна характеристика групи.
Біологічна роль Оксигену та сульфуру.
Оксиген. Сполуки Оксигену з Гідрогеном: вода очищена, вода для інєкцій, гідрогену пероксид та його препарати.
Сполуки Сульфуру. Натрію тіосульфат.
Елементи VI групи головної підгрупи – це Оксиген, Селен, Телур та радіоактивний метал Полоній.
Усі ці елементи, крім Полонію, обєднують під загальною назвою Халькогени, що означає „рудонароджуючі”.
Атоми елементів VI групи на зовнішньому енергетичному рівні головної підгрупи містять по 6 електронів. Атом Оксигену на відміну від інших елементів підгрупи, не має d – підрівня, тому не може розпаровувати електрони в збудженому стані. Як наслідок цього – максимальна валентність Оксигену дорівнює 2. І лише за рахунок неподіленої пари електронів
на р – підрівні він може утворювати додатковий третій звязок за донорно – акцепторним механізмом:
С=О; Н3О+.
Виявляючи валентність, що дорівнює 3.
В атомах інших елементів є вакантні d-орбіталі на зовнішньому енергетичному рівні. Тому в збудженому стані вони здатні виявляти позитивні ступені окиснення +2, +4, +6.
В ряді O – S – Se – Te – Po - зростають атомні радіуси, зменшується енергія іонізації та спорідненість до електрона – слабшають неметалічні та посилюються металічні властивості.
Перший типовий елемент VI групи головної підгрупи – Оксиген – найбільш поширений (23,1% від загальної маси повітря, у зеленій зоні – 47%) Відомо 1364 мінералів, до складу яких входять Оксиген.
За величиною електронегативності Оксиген займає друге місце після Флуору, завдяки чому утворює сполуки майже з усіма елементами періодичної системи.
Основним джерелом надходження кисню в повітря є реакція фотосинтезу, що протікає в зелених листках. Частина кисню надходить в повітря із гідросфери. Протягом року з водної поверхні в середньому надходить 170л\м2 кисню.
Біологічна роль Оксигену надзвичайно важлива. Оксиген є одним з головних хімічних елементів, що входять до складу білків, жирів, вуглеводів, НК, ферментів, вітамінів, гормонів. Атмосферний кисень (О2 ), що потрапляє в організм людини під час дихання, зв’язується з гемоглобіном крові й проникає до клітин органів, де Оксиген включається в реакцію повільного окислення. Білки їжі окислюються частково до СО2 та Н2О.Під час окислення білків, жирів, вуглеводів виділяється енергія.
Однією з найважливіших сполук Оксигену є вода. В організмі вода – це середовище, в якому відбуваються хімічні реакції, пов’язані з переведенням речовин у розчини. Вода є основним засобом транспортування речовин у живому організмі, реагентом багатьох хімічних реакцій (реакції гідролізу). Оксиген у складі води є чудовим середовищем для підтримання кислотно – лужного балансу в клітинах лімфи, крові.
Молекулярний кисень як окисник безпечний для клітин. Токсична дія кисню, проявляється в умовах окисного стресу ферментативного захисту організму. Токсичний вплив кисню не виявляється після довготривалого вдихання суміші з 55 – 60% О2. Вдихання людиною суміші з 70 – 80% О2 протягом 55годин спричинює зниження життєвої ємності легенів, з 90% О2 протягом 24 годин – у частини осіб парестезію (оніміння) пальців; протягом 60 – 65год – тахікардію (прискорене серцебиття), блювоту, розвиток бронхіту або пневмонії. Вдихання чистого О2 протягом 15 хвилин спричинює блювоту, а протягом 6 – 24 годин призводить до захворювання легенів.
Незначна концентрація озону (О3 ) у приміщенні спричиняє сухий кашель, подразнення очей і верхніх дихальних шляхів.
В організм людини Оксиген потрапляє з водою та їжею, у вигляді кисню – під час дихання. Протягом доби доросла людина споживає 420л О2 і виділяє 420л С О2 . В організмі людини масою 70кг міститься 43,4кг (62%) Оксигену. У складі води (Н2 О) в організмі людини масою 70кг містить близько 40,44кг Оксигену.
Виводиться Оксиген з організму людини через легені, нирки, шкіру у вигляді Н2 О, СО2 та інших оксигенвмісних органічних речовин.
Сульфур – елемент VI групи головної підгрупи Періодичної системи Д.І.Менделєєва, макроелемент.
У природі Сульфур існує у вільному стані та в сполуках. В атмосфері Сульфур знаходиться в газоподібних сполуках SO2 та H2S, а також в аерозолях у вигляді сульфатів. Приблизно за чотири доби SO2 окиснюється до сульфатів.
Концентрація сульфатів у повітрі залежить від урбанізації і коливається в межах 1 – 10мкг/м3 .
Середня концентрація H2S у водах становить 3,5г/ м3 . Карбон оксисульфід COS, надходить в атмосферу під час лісових пожеж, згоряння біомаси й вугілля, вулканічних процесів (1,40 – 1,17мкг/ м3 .)
Чиста сірка – крихка кристалічна речовина жовтого кольору, добре розчинна в бензолі та сірковуглеці, погано розчинена у воді. Сірка утворює кілька алотропних модифікацій: ромбічна, моноклінна, пластична.
Сульфур відіграє в організмах надзвичайно важливу роль. Він входить до складу сульфурвмісних амінокислот, що утворюють білки: цистину, цистеїну, метіоніну. Вміст сульфуру в білках – 0,3 – 2,5%.
Центрами багатьох БАР є SH групи, які беруть участь у ферментативних реакціях, так як SH стабілізують структуру білків. У каталітичних центрах частини ферментів Сульфур виступає як каталізатор. Передача енергії в клітинах неможлива без атомів Сульфуру.
Сірка практично не спричинює гострих отруєнь. Мазі, що містять сірку й використовуються при лікуванні шкіряних хвороб малюків, можуть привести до інтоксикації. Смертельна доза сірки в разі потрапляння всередину організму людини становить 12,0г. У робітників, зайнятих на виробництві елементарної сірки – професійна інтоксикація сіркою, залежно від концентрації сірки й тривалості її впливу в робітників відбуваються зміни в легеневій, СС, НС, ШКТ,
На шкірі виникає рефлекторна зміна забарвлення з білого на червоне на місці подразнення та екземи. Під впливом пилу сірки руйнується рогівка ока.
В організм людини за нормальних умов Сульфур надходить з їжею у вигляді сульфурвмісних амінокислот. В організмі людини масою 70 кг знаходиться 112г (о,16%) Сульфуру.
Добова потреба в Сульфурі становить – 1мг. Велика кількість Сульфуру міститься у часнику, редьці, хроні, надаючи їм своєрідного смаку.
Кисень, сірка та їх сполуки знайшли широке застосування в медицині.
О2 - вперше добув у чистому вигляді аптекар Шееле в 1772році. Латинська назва кисню походить від двох грецьких слів: „оксій” – кислий і „геннао” – народжую. Кисень добувають з води або повітря.
Кисень – безбарвний газ з температурою плавлення – 218,90 і температурою кипіння – 183,0.В рідкому та твердому стані кисень забарвлений в синій колір. Значно краще розчиняється у спирті, ніж у воді. Однією з найхарактерніших властивостей кисню є його здатність сполучатися з багатьма елементами з виділенням тепла і світла.
Застосовують кисень при захворюваннях, які зв’язані з кисневою недостатністю, при захворюванні дихальних шляхів, колапсі, декомпенсації серця, отруєннях чадним газом, хлором. Зберігають в стальних балонах синього кольору.
Препарати Оксигену і Гідрогену:
Вода очищена та вода для ін’єкцій.
Отримують їх перегонкою водопровідної води (попередньо провівши її аналіз) на спеціальній апаратурі – аквадистиляторах.
Н2О – це безбарвна, прозора рідина, що не має ні запаху, ні смаку. Температура замерзання 00 С, температура кипіння 1000 С
рН зовсім чистої води =7.
ВОДА ОЧИЩЕНА Aqua purificata WATER, PURIFIED H20 М.м. 18.02
Вода очищена — це вода для приготування лікарських засобів, крім тих, які мають бути стерильними й апірогенними, якщо немає інших зазначень і дозволів компетентного уповноваженого органу.
Вода очищена "in bulk"
ВИРОБНИЦТВО
Воду очищену одержують із води питної дистиляцією, іонним обміном або будь-яким іншим підхожим способом. Під час виробництва і подальшого зберігання належним чином контролюють і відстежують загальне число життєздатних аеробних мікроорганізмів. Для простежування несприятливих тенденцій установлюють підхожу попереджувальну межу і підхожу межу, що вимагає вживання заходів. У нормальних умовах підхожою межею, що вимагає вживання заходів, є вміст 100 життєздатних аеробних мікроорганізмів (2.6.12) в 1 мл. Визначення проводять методом мембранної фільтрації, використовуючи густе живильне середовище S. Інкубацію проводять при температурі від 30 °С до 35 °С протягом 5 діб. Кількість зразка для випробування відбирають залежно від передбачуваного результату.
Визначають вміст загального органічного вуглецю (2.2.44): не більше 0.5 мг/л; або проводять випробування "Речовини, що окислюються" таким чином: до 100 мл субстанції додають 10 мл кислоти сірчаної розведеної Р, 0.1 мл 0.02 М розчину калію перманганату і кип'ятять протягом 5 хв.; розчин має залишатися слабко-рожевим.
Визначають питому електропровідність (2.2.38): не більше 4.3 мкСм-см-1 при температурі 20 °С.
Воду очищену "ні bulk" зберігають і використовують в умовах, що дозволяють запобігти росту мікроорганізмів і уникнути будь-яких інших забруднень.
ВЛАСТИВОСТІ
Прозора, безбарвна рідина без смаку і запаху.
ВИПРОБУВАННЯ НАЧИСТОТУ
Нітрати. Не більше 0.00002 % (0.2 ррm). 5 мл субстанції помішають у пробірку, занурену в льодяну баню, додають 0.4 мл розчину 100 г/л калію хлориду Р, 0.1 мл розчину дифеніламіну Р і краплями, при перемішуванні, 5 мл кислоти сірчаної, вільної від азоту, Р. Потім пробірку переносять у водяну баню, нагріту до температури 50 °С; через 15 хв. блакитне забарвлення випробовуваного розчину має бути не інтенсивнішим за забарвлення еталона, приготованого паралельно з випробовуваним розчином із використанням суміші 4.5: мл води, вільної від нітратів, Р і 0.5 мл еталонного розчину нітрату (2 ррт. NO з) Р.
Алюміній (2.4.17). 10 мкг/л, якщо субстанція призначена для виробництва розчинів для діалізу.
До 400 мл субстанції додають 10 мл ацетатного буферного розчину рН 6.0 Р і 100 мл води дистильованої Р. Одержаний розчин має витримувати випробування на алюміній. Як еталон використовують суміш 2 мл еталонного розчину алюмінію (2ррт Al) P, 10 мл ацетатного буферного розчину рН 6.0 Р і 98 мл води дистильованої Р. Як компенсаційний розчин використовують суміш 10 мл ацетатного буферного розчину рН 6.0 Р і 100 мл води дистильованої Р.
Важкі метали (2.4.8, метод А). Не більше 0.00001 % (0.1 ррm). 200 мл субстанції упарюють у скляній випарювальній чашці на водяній бані до об'єму 20 мл. 12 мл одержаного розчину мають витримувати випробування на важкі метали. Еталон готують із використанням 10 мл еталонного розчину свинцю (1 ррт Pb) Р.
Бактеріальні ендотоксини (2.6.14). Менше 0.25 МО/мл, якщо субстанція призначена для виробництва розчинів для діалізу без подальшої процедури видалення бактеріальних ендотоксинів.
МАРКУВАННЯ
У необхідних випадках зазначають: — субстанція придатна для виробництва розчинів для діалізу.
Вода очищена в контейнерах
Вода очищена в контейнерах — це вода очищена "in bulk", розфасована у підхожі контейнери, яка зберігається в умовах, що забезпечують мікробіологічну чистоту, що вимагається, і яка не містить ніяких доданих речовин.
ВЛАСТИВОСТІ
Прозора, безбарвна рідина без смаку та запаху.
ВИПРОБУВАННЯ НАЧИСТОТУ
Вода очищена в контейнерах має витримувати вимоги розділу "Випробування на чистоту" для води очищеної "in bulk", а також випробування, наведені нижче.
Кислотність або лужність. До 10 мл субстанції, свіжо-прокип'яченої у пробірці з боросилікатного скла і охолодженої, додають 0.05 мл розчину метилового червоного Р; одержаний розчин не має забарвлюватися в червоний колір. До 10 мл субстанції додають 0.1 мл розчину бромтимолового синього Р1; розчин не має забарвлюватися у синій колір.
Речовини, що окислюються. До 100 мл субстанції додають 10 мл кислоти сірчаної розведеної Р, 0.1 мл 0.02 М розчину калію перманганату і кип'ятять протягом 5 хв; розчин має залишатися слабко-рожевим.
4 KMnO4+5C+6H2SO4→2K2SO4+4MnSO4+5CO2+6H2O
Хлориди. До 10 мл субстанції додають 1 мл кислоти азотної розведеної Р і 0.2 мл розчину срібла нітрату Р2; протягом 15 хв. не має бути видимих змін розчину.
Сульфати. До 10 мл субстанції додають 0.1 мл кислоти хлористоводневої розведеної Р і 0.1 мл розчину барію хлориду Р1; протягом 1 год. не має бути видимих змін розчину.
Амонію солі. Не більше 0.00002 % (0.2 ррm). До 20 мл субстанції додають 1 мл розчину калію тетрайодомеркурату лужного Р; через 5 хв забарвлення одержаного розчину має бути не інтенсивнішим за забарвлення еталона, приготованого одночасно з випробовуваним розчином додаванням 1 мл розчину калію тетрайодомеркурату лужного Р до суміші 4 мл еталонного розчину амонію (1 ppm NH4) Р і 16 мл води, вільної від аміаку, Р.
Кальцій і магній. До 100 мл субстанції додають 2 мл аміачного буферного розчину рН 10.0 Р, 50 мг протравного чорного 11 індикаторної суміші Р і 0.5 мл 0.01 М розчину натрію едетату; з'являється слабко-синє забарвлення.
Сухий залишок. 100 мл субстанції упарюють насухо на водяній бані та сушать при температурі від 100 °С до 105 °С. Маса сухого залишку не має перевищувати 1 мг. (0.001%).
Мікробіологічна чистота. Загальне число життєздатних аеробних мікроорганізмів (2.6.12) має бути не більше 102 в 1 мл. Визначення проводять методом мембранної фільтрації, використовуючи густе живильне середовище В.
МАРКУВАННЯ
У необхідних випадках зазначають: — субстанція придатна для виробництва розчинів для діалізу.
Препарати перекису водню:
Hyolrogenii peroxydum 3 per centum
Hyolrogenii peroxydum 30 per centum
H2 O2 H – O – O – H
Магнію пероксид – 25% Mg O2
Розчин перекису водню розведений, який готують з пергідролю являє собою безбарвну прозору рідину слабо – кислої реакції. Смак пекучий, в’яжучий. Змішується з водою у будь – яких співвідношеннях, швидко руйнується на світлі.
Добування: проводять електролізом розчинів кислоти сульфатної .
При нагріванні розчину у вакуумі (50 гПа або 38 мм рт. ст.) до 70-75 °С кислота надсірчана розкладається з утворенням водню пероксиду:
Основна хімічна властивість перекису водню є здатність проявляти як окислювальні, так і відновні властивості. Слід відмітити, що окислювальні властивості пероксиду проявляються значно сильніше, ніж відновлювальні.
H2 O2 є сильним окисником, що пов’язано з легкістю розкладання його на воду і кисень.
Окислювальний розпад H2 O2
(кисень іде на окислення).
Відновлюваний розпад H2 O2
(водень іде на відновлення)
Окислювальні властивості:
2KI + H2 SO4 + H2O2 →I2 + K2SO4 + 2H 2O.
Cr2 (SO4)3+ 3H2 O2 +10NaOH →2Na2 CrO4 +3Na2 SO4 + 8H2 O
Pb +4H2O2 → PbSO4 ↓+ 4H2 O
Чорний білий
Відновлювальні властивості:
При дії H2 O2 на Аg 2 O виділяється срібло
Аg2O + H2O2 →2Ag ↓+ H2O + O2 ↑
Підкислений сірчаною кислотою розчин КМnО4 при додаванні H2O2 – знебарвлюється.
При цьому проходить бурне виділення кисню.
2 KMnO4 + 5H2O2 + 3H2SO4 → 2MnSO4 + K2SO4 + 5O2 + 8H2O
Характерна реакція на H2O2 :
Утворення синього забарвлення при взаємодії з К2 Cr2 O7 при наявності мінеральної кислоти та ефіру. При цьому утворюється перхроматна кислота, яка розчиняється у воді із забарвленням його в синій колір. Проте синє забарвлення швидко зникає внаслідок відновлення 6- валентного хрому в 3- валентний:
2H7CrO10 + 3H2SO4→ Cr(SO4)3 + 10H2O + 5O2
( якщо до 2-3 крапель розчину солі хрому(ІІІ) добавити 4-5 крапель розчину
H2 O2 і трохи нагріти – спостерігається перехід забарвлення із зеленого в жовте. Якщо отриманий розчин підкислить H2SO4 , то гідроген пероксид окислює хромат іони до пероксидної сполуки CrO5 синього кольору
CrO42- + 2H2O2 + 2H+ = CrO5 + 3H2O
При добавлянні до цього розчину ефіру перемішувати суміші ефірний шар забарвлюється в синій колір.
Кількісне визначення проводять перманганатометрично.
Титрують пробу 0,1H розчином KMnO4 в кислому середовищі:
5 H2O2 + 2 KMnO4 +3 H2SO4→K2SO4 + 2MnSO4 + 8 H2O+ 5O2
Х% =V K T 100/a; вміст препарату повинен бути: 2,7 – 3,3%.
Кількісний вміст також можна встановити, використовуючи окисні властивості препарату йодометрично
2KI + H2 O2 + H2SO4 → I2 + K2SO4 + 2 H2O
I2 + 2Na 2 S2O3 →2NaI +Na 2 S4O6
Застосування: зовнішньо як антисептик, кровозупинний засіб, для полоскань і промивань.
Зберігання: в пляшках оранжевого скла зі скляними або парафіновими пробками в холодному темному місці
Якщо в рецепті прописаний пероксид водню без вказання концентрації, то відпускають 3%; якщо в рецепті прописані розчини іншої концентрації, ніж 3%, то його готують розведенням пергідролю або перекису водню, виходячи із фактичного вмісту H2O 2 у вихідному препараті.
Натрію тіосульфат – Natrii thiosulfas
Na2S2O3 x 5H2O.
Вперше був отриманий в 1799 році кип’ятінням суміші розчину сульфіту натрію з сіркою.
Na2SO3 + S →Na2S2O3
(Закінчення процесу визначали по негативній реакції на SO32- з розчином СаCl 2 ( утвор. осад Са SO3 ). Відфільтровували залишок сірки і згущали фільтрат до кристалізації. Викристалізовується кристалогідрат Na 2 S2O3 х
Х5H2O).
У промисловості Na тіосульфат отримують із відходів газового виробництва. Для цього використовують світильний газ, який містить H2S. На шляху світильного газу ставлять поглинаючі Ca(OH)2 , внаслідок чого утворюється сульфід кальцію.
(Ca (OH)2 + H2S → CaS + 2H2O
Оскільки CaS у водному розчині гідролізується , то вказана вище реакція проходитиме дещо інакше.
2 Ca (OH)2 + 3H2S + H2O → CaS + 5 H2O +Ca(SH) 2
гідросульфід кальцію при окисленні киснем повітря перетворюється в тіосульфат кальцію
Са(SH) 2 + 2O 2 → Ca S2O3 + H2O.
При сплавленні тіосульфату кальцію з содою або сульфатом натрію отримують тіосульфат Na.
CaS2O3 + Na2SO4 → Na2S2O3 + CaSO4 ↓
Або
CaS2O3 + Na2СO3 → Na2S2O3 +CaCO3 ↓
Na 2 S2O3 – безбарвні прозорі кристали солонувато – гіркуватого смаку. При температурі 500 С кристали починають плавитися у своїй кристалізаційній воді.
Препарат добре розчиняється у воді, нерозчинний у спирті.
Ідентифікація:
При додаванні до розчинуNa 2 S2O3 –соляної кислоти спостерігається помутніння розчину внаслідок виділення сірки:
Na 2 S2O3 + 2HCl → 2NaCl+ H2O + SO2 ↑+ S ↓
реакція з розчином AgNO3 – виділяється осад білого кольору. Який швидко жовтіє. При стоянні під впливом вологи повітря осад чорніє внаслідок виділення сульфіду срібла
Na2S2O3 + 2 AgNO3 →Ag2S2O3 ↓ +2 Na NO3 .
Ag2S2O3 → Ag2SO3 ↓ +S ↓
Ag2S2O3 + S + H2O → Ag2S ↓ + H2SO4
Чорний.
реакція з розчином FeCl 3 . При цьому утворюється тіосульфат окисного заліза, що забарвлений у фіолетовий колір. Але забарвлення швидко зникає внаслідок відновлення цієї солі до безбарвних солей закисного заліза.
2FeCl 3 + 3Na 2 S2O3 →6NaCl + Fe 2 (S2O3 ) 3
Fe 2 (S2O3)3 → Fe S2O3 + FeS4O6 .
Кількісне визначення проводять йодометричним способом, в основу якого покладена реакція взаємодії Na 2S2O3 з йодом. Вміст п-ту за ДФ: 99-102%.
титрант – 0,1Н розчин йоду.
Індикатор – розчин крохмалу (свіже виготовлений).
Х%= V K T 100/а
Зберігання: у добре закупореній тарі темного скла, у прохолодному місці, так як в своєму складі тіосульфат містить кристалізаційну воду, що може звітрюватись.
Застосування: базується на властивості виділяти сірку. ЛЗ застосовують в якості проти отрути при отруєннях галогенами, ціано і синільною кислотою:
Роданіт калію, що утворюється менш отруйним чим ціанід калію. Тому при отруєнні синільною кислотою та її солями, в якості першої допомоги слід застосувати тіосульфат – натрію. ЛЗ можна застосовувати також при отруєннях з сполуками Арсену, Меркурію, Плюмбуму, так, як утворюються неотруйні сульфіди.
М.П.Дем’янович запропонував для лікування корости, використовувати реакцію тіосульфату – натрію з хлористоводневою кислотою. Дрібнодисперсна сірка, що при цьому утворюється володіє проти- паразитарною дією, оксид – сульфуру IV зупиняє свербіж.
Тіосульфат – натрію застосовується також при алергічних захворювань: артритах, невралгіях.
Тема: ІV група головна підгрупа елементів періодичної системи.
Загальна характеристика групи.
Біологічна роль елементів ІV групи головної підгрупи.
Карбон та його сполуки. Вугілля активоване, його значення як адсорбенту. Застосування в медицині.
Натрію гідрокарбонат. Порівняльна характеристика гідрокарбонатів. Фактори, що впливають на стабільність натрію гідрокарбонату. Хімічні перетворення натрію гідрокарбонату у водних розчинах.
До р – елементів ІV групи головної підгрупи належать Карбон С, Силіцій Si, Германій Ge, Станум Sn, і Плюмбум Pb. Електронна конфігурація зовнішнього енергетичного рівня атомів цих елементів у не збудженому стані – ns2np2 . Атомні радіуси цієї групи при переході від Карбону до Плюмбуму закономірно збільшується, енергія іонізації, (це енергія, що необхідна для відривання електрона від нейтрального не збудженого атома) та відносна електронегативність зменшується, неметалічні властивості послаблюються, а металічні підсилюються).
Карбон істотно відрізняється від інших елементів - типовий неметал. Станум, а особливо плюмбум виявляють металічні властивості.
На зовнішній оболонці у елементів ІV групи головної підгрупи є 4 електрони, тому вони однаково легко віддають або приєднують електрони до отримання стійкої зовнішньої оболонки із 8 електронів.
По відношенню до кисню, галогенів - вони проявляють максимальну валентність рівну – 4.
Але одночасно вони проявляють властивості двовалентних електронів. Наприклад, вуглець поряд із сполуками СО2 і СS2 утворює також СО і СS, які менше стійкі, ніж перші дві сполуки.
Властивість проявляти в сполуках позитивну валентність рівну двом, зростає при переході від кремнію до олова, а у свинцю ця властивість виражена яскраво.
Вуглець і кремній проявляють неметалічний характер і являються кисло- утворюючими елементами, то олово і свинець за своїми фізичними властивостями – типові метали.
В сполуках з воднем (Гідрогеном) вуглець, кремній, олово і свинець завжди чотиривалентні.
Водневі сполуки цих елементів досить леткі, причому їх стійкість сильно падає при переході від вуглецю до кремнію і зовсім незначна в таких елементів (олово, свинець)
Із усіх елементів ІV групи головної підгрупи для медичної практики найбільше значення мають сполуки вуглецю і свинцю.