Применение в медицине соединений фосфора, их биологическая роль.

В животном организме находятся как неорганические, так и органические производные фосфорной кислоты. К первым относятся, прежде всего, фосфаты костей и зубов (чаще состава Са₅(PO₄)₃OH), включенные в органическое вещество.

В крови функционирует буферная система, состоящая из дигидрофосфата и гидрофосфата натрия, которая, наряду с бикарбонатной системой, способствует поддержанию постоянной концентрации ионов водорода.

Фосфор поступает в организм с растительной пищей.

Фосфорная кислота образуется при гидратации ангидрида P₄O₁₀ . В окружении четырех атомов кислорода фосфор находится в более выгодном энергетическом состоянии, что подтверждается легкостью взаимодействия ангидрида с водой. Продуктами реакции являются кислоты, выделяется энергия. Фосфор входит в состав АТФ - основного высокоэнергетического соединения, универсального для всех живых организмов. Значительная часть энергии, высвобождающейся при распаде АТФ, используется на механическую работу мышц и биосинтетические процессы.

Фосфорная кислота широко используется в медицине. Наряду с АТФ (раствор АТФ применяют для внутримышечного введения при целом ряде заболеваний), находят применение такие лекарственные препараты, как:

- фитин – препарат фосфора, содержащий смесь кальциевых и магниевых солей, стимулирует кроветворение, усиливает рост и развитие костной ткани

- глицерофосфат кальция CaPO₃-O-C₃H₅(OH)₂* H₂O – общеукрепляющее и тонизирующее средство.

Дополнение

Биологическое значение фосфора: Фосфор является постоянной составной частью тканей организмов человека, животных и растений. В организме человека большая часть фосфора связана с кальцием. Для построения скелета ребенку требуется столько же фосфора, сколько и кальция. Кроме костей, фосфор содержится в нервной и мозговой тканях, крови, молоке. В растениях, как и у животных, фосфор входит в состав белков.

Из фосфора, поступающего в организм человека с пищей, главным образом с яйцами, мясом, молоком и хлебом, строится АТФ — аденозинтрифосфорная кислота, которая служит собирателем и носителем энергии, а также нуклеиновые кислоты — ДНК и РНК, осуществляющие передачу наследственных свойств организма.

Фосфор присутствует в живых клетках в виде орто- и пирофосфорной кислот, входит в состав нуклеотидов, нуклеиновых кислот, фосфопротеидов, фосфолипидов, коферментов, ферментов. Кости человека состоят из гидроксилапатита 3Са₃(РО₄)₃•Ca(OH)₂. В состав зубной эмали входит фторапатит. Основную роль в превращениях соединений фосфора в организме человека и животных играет печень. Обмен фосфорных соединений регулируется гормонами и витамином D. Суточная потребность человека в фосфоре 800—1500 мг. При недостатке фосфора в организме развиваются различные заболевания костей.

Аналитические реакции на ионы PО₄^3—, (НPО₄^2—)_.

Реакцией открытия ионов НPО₄^2- является действие магнезиальной смеси (MgCl₂ + NH₄OH+NH₄Cl) c образованием белого осадка MgNH₄PO₄

1 MgCl₂ + NH₄OH+Na₂HPO₄ ======= ^(NH4Cl)==== MgNH₄PO₄↓ + 2 NaCl + H₂O

2. 3Ag⁺Br + Na₃PO₄^3- = Ag₃PO₄↓ + 3NaBr (желтый осадок)

3. Na₂HPO₄ + 3AgNO₃ = Ag₃PO₄↓ + HNO₃ + 2NaNO₃ (желтый осадок)

4. Реакцией открытия ионов НPО₄^2- является также реакция с молибденовой жидкостью

( NH₄)₂MoO₄ в азотнокислой среде. В результате реакции образуется желтый осадок (NH₄)₃PO₄*12MoO₃*2H₂O

12(NH₄)₂MoO₄ + Na₂HPO₄ + 23 HNO₃ = (NH₄)₃PO₄*12MoO₃*2H₂O + 2 NaNO₃ + 21 NH₄NO₃ + 12 H₂O

Билет 39. Химия биогенных элементов p-блока. Общая характеристика элементов VIA группы. Электронные структуры атомов элементов. Кислород и его соединения. Озон. Биологическая роль кислорода. Применение кислорода и озона в медицине.

Общая характеристика элементов VIA группы

К элементам VIА группы относят кислород, сера, селен, теллур и радиоактивный элемент полоний. Их объединяют под названием халькогены. Электронная конфигурация внешнего уровня s²p⁴. Типичными степенями окисления этих элементов являются -2, +2, +4, +6. 1. Элементы подгруппы кислорода, исключая полоний, неметаллы. Их электроотрицательность падает сверху вниз. В том же порядке снижаются неметаллические свойства (окислительная способность) и растут металлические свойства (восстановительная способность). Так, сера не проводит электрический ток, но селен и теллур - полупроводники (и имеют металлический блеск), полоний - металл. Элементы образуют оксиды типа ЭО₂, ЭО₃ (SO₂, SO₃, SeO₂, SeO₃, TeO₂, TeO₃) и соответствующие им кислоты: H₂SO₃, H₂SO₄, H₂SeO₃, H₂SeO₄, H₂TeO₃, H₂TeO₄. Сила этих кислот в пределах группы убывает, что связано с ослаблением неметаллических свойств халькогенов. Кислоты типа Н₂ЭО₃ неустойчивы и ведут себя преимущественно как восстановители, реже как окислители. Кислоты типа Н₂ЭО₄ проявляет себя как окислители и их окислительная активность растет ряду H₂SO₄ > H₂SeO₄ >H₂TeO₄

Электронные структуры атомов элементов

O -

S -

Se -

Te -

Po -

Кислород и его соединения

Самый распространенный на Земле элемент - 47,2% от массы земной коры, 21% объема атмосферы. В земной коре кислород находится преимущественно в виде воды, карбонатов и силикатов горных пород. Кислород широко распространен в живых организмах. Природный кислород содержит 3 стабильных изотопа. Наиболее распространенным стабильным изотопом является 16 8О - 99,76%, изотопы 15 8О и 17 8О встречаются реже. Кислород образует двухатомную и трехатомную молекулы - молекулярный кислород О₂ (дикислород) и озон О₃ (трикислород). Как промежуточная частица в реакциях известен атомарный кислород (монокислород). В молекулярном кислороде О₂ - две ковалентных связи О=О. Связь между атомами в молекуле кислорода довольно прочна и распад молекулы на атомы становится заметным только при сильном нагревании (более 1000^оС).

Кислород - один из самых активных неметаллов и образует соединения со всеми элементами кроме гелия, неона и аргона. Он не взаимодействует с золотом, платиной и галогенами, хотя кислородные соединения галогенов можно получить косвенным путем. Кислород не реагирует с сильными кислотами, щелочами, водой. Во всех своих реакциях кислород выступает в роли окислителя (кроме взаимодействия со фтором).

Подобно фтору, кислород образует соединения почти со всеми элементами (кроме гелия, неона и аргона). Степень окисления кис­лорода в подавляющем большинстве соединений равна –2. Кроме того, кислород проявляет степени окисления +2 и +4, а также +1 и –1 в соединениях со связью О–О.

Входит в состав оксидов, гидроксидов, кислородсодержащих кислот и солей, органических соединений и т.д.

Озон

Озо́н — состоящая из трёхатомных молекул O₃ аллотропная модификация кислорода. При нормальных условиях — голубой газ. При сжижении превращается в жидкость цвета индиго. В твёрдом виде представляет собой тёмно-синие, практически чёрные кристаллы.

Молекула О₃ неустойчива и при достаточных концентрациях в воздухе при нормальных условиях самопроизвольно за несколько десятков минут превращается в O₂ с выделением тепла. Повышение температуры и понижение давления увеличивают скорость перехода в двухатомное состояние. При больших концентрациях переход может носить взрывной характер. Контакт озона даже с малыми количествами органических веществ, некоторых металлов или их окислов резко ускоряет превращение.

Озон — мощный окислитель, намного более реакционноспособный, чем двухатомный кислород. Окисляет почти все металлы (за исключением золота, платины и иридия) до их высших степеней окисления. Окисляет многие неметаллы. Продуктом реакции в основном является кислород.

Биологическая роль кислорода.

Кислород относится к элементам-органогенам. Его содержание составляет до 65% массы тела человека. Основной (фактически единственной) функцией кислорода является его участие как окислителя в окислительно-восстановительных реакциях в организме, благодаря чему в ходе процессов катаболизма осуществляется высвобождение энергии, необходимой для функционирования организма. Является структурным компонентом органических соединений (белков и т.д)

Биологическая роль и применение кислорода и озона в медицине.

Большинство живых существ (аэробы) дышат кислородом воздуха. Широко используется кислород в медицине. При сердечнососудистых заболеваниях, для улучшения обменных процессов, в желудок вводят кислородную пену («кислородный коктейль»). Подкожное введение кислорода используют при трофических язвах, слоновости, гангрене и других серьёзных заболеваниях. Для обеззараживания и дезодорации воздуха и очистки питьевой воды применяют искусственное обогащение озоном. Радиоактивный изотоп кислорода ¹⁵O применяется для исследований скорости кровотока, лёгочной вентиляции.

Медицинский кислород хранится в металлических газовых баллонах высокого давления (для сжатых или сжиженных газов) голубого цвета различной ёмкости от 1,2 до 10,0 литров под давлением до 15 МПа (150 атм) и используется для обогащения дыхательных газовых смесей в наркозной аппаратуре, при нарушении дыхания, для купирования приступа бронхиальной астмы, устранения гипоксии любого генеза, при декомпрессионной болезни, для лечения патологии желудочно-кишечного тракта в виде кислородных коктейлей. Для подачи кислорода или кислородо-воздушной смеси одновременно одному или двум пострадавшим в полевых условиях или в условиях стационара применяются кислородные ингаляторы различных моделей и модификаций. 

Озоно-кислородная газовая смесь, при высоких (40–80мкг/мл) концентрациях в нейозона, чрезвычайно эффективна при обработке сильно инфицированных, плохо заживающих ран, пролежней, гангрене, ожогах, грибковых поражениях кожи и т.д., а также в качестве кровоостанавливающего средства. Низкие концентрации озона способствуют эпителизациии и заживлению. При лечении колитов, проктитов, свищей и ряда других заболеваний кишечника использовалось ректальное введение озоно-кислородной газовой смеси. Озон, растворенный в дистиллированной воде, успешно применялся для санации различных полостей тела. В последнее десятилетие на передний план вышли методы, связанные с парентеральным (внутривенным, внутримышечным, внутрисуставным, подкожным) введением терапевтических доз озона. Для внутривенного введения используются озон, растворенный в физиологическом растворе или в крови пациента. При парентеральном введении озона происходит запуск целого каскада биохимических процессов. В частности, это проявляется в активации нарушенной при многих патологических состояниях системы антиоксидантной защиты. Терапевтические дозы озона, вводимые парентерально, существенно усиливают микроциркуляцию и улучшают трофические процессы в органах и тканях, влияют на реологические свойства крови, обладают выраженным иммуномодулирующим эффектом, способствуют резкой активизации детоксикации организма. Многообразие механизмов лечебного действия озона определило и широту его клинического применения.

H₂O₂ – дезинфицирующее средство

Билет 40. Химия биогенных элементов p-блока. Общая характеристика элементов VIA группы. Электронные структуры атомов элементов. Соединения серы: оксиды, гидроксиды. Биологическая роль и применение соединений серы в медицине. Аналитические реакции на ионы SО₄^2—, SCN^—_.

Общая характеристика элементов VIA группы (было)

Электронные структуры атомов элементов (было)

Соединения серы: оксиды, гидроксиды.

На последнем электронном уровне 3s²3p⁴ . Имеет 4 стабильных изотопа 16S32 - 95%, 16S34 - 4,2% ( 16S33 и 16S36 остальные количества).

Сера достаточно активный неметалл, проявляет в реакциях с активными неметаллами и окислителями свойства восстановителя, а в реакциях с водородом и металлами - свойства окислителя. Типичные степени окисления -2, +4, +6 (реже +1 и +2)

Оксид серы (IV).

Cернистая кислота. О к с и д с е р ы (IV) - SO₂ - диоксид серы (сернистый ангидрид) - бесцветный газ с удушливым запахом, сжижается при -10^оC, затвердевает при -70^оС. Молекула полярна, имеет неподеленную пару электронов. Степень окисления серы +4. Это весьма реакционноспособное соединение, ведет себя как восстановитель, редко - как окислитель. В промышленности диоксид серы получают сжиганием серы и сульфидов и восстановлением сульфатов, в лаборатории - вытеснением из сульфитов и окислением серы.

Оксид серы (VI)

Триоксид серы - SO₃ - бесцветная жидкость, ниже + 17 о твердое вещество. Сильно поглощает воду превращаясь в серную кислоту. Хорошо растворяется в серной кислоте, образуя олеум. SO₃ + H₂O = H₂SO₄ SO₃ + H₂SO₄ = H₂S₂O₇ (условная формула олеума) Типичный кислотный оксид, сильный окислитель

SO₃ + СaO = CaSO₄

SO₄ + 2NaOH = Na₂SO₄ + H₂O

2P + 5SO₃ = 5SO₂ + P₂O₅

2KI + SO₃ + H₂O = SO₂ + I₂ + 2KOH

Серная кислота - H₂SO₄

Высший гидроксид серы. Тяжелая маслянистая жидкость, в воде растворяется в любых соотношениях.

Серная кислота в концентрированном виде при нагревании — довольно сильный окислитель; окисляет HI и частично HBr до свободных галогенов, углерод до CO₂, серу — до SO₂, окисляет многие металлы (Cu, Hg и др.). При этом концентрированная серная кислота восстанавливается до SO_2.

Наиболее сильными восстановителями концентрированная серная кислота восстанавливается до S и H₂S.

Разбавленная H₂SO₄ взаимодействует со всеми металлами, находящимися в электрохимическом ряду напряжений левее водорода с его выделением

Серная кислота образует два ряда солей: средние — сульфаты и кислые —гидросульфаты, а также эфиры.