20120707_Golubev_PR

Біологічна функція р-елементів VI групи

Оксиген належить до макроелементів. У природі існує у вільному стані та у вигляді сполук. Зв'язаний Оксиген становить 85,8% гідросфери та близько 47% маси літосфери. Серед інших елементів Оксиген займає перше місце за поширенням у природі, вміст його в довкіллі становить 49%. У вільному стані Оксиген існує в повітрі (у вигляді кисню (О2) близько 20% за масою та 21% за об'ємом) та в незначній кількості – у вигляді озону (О3). Оксиген входить до складу 1364 мінералів.

Основним джерелом надходження кисню в повітря є реакція фотосинтезу, що відбувається в зелених листках. Частина кисню надходить в повітря з гідросфери. Протягом року з водної поверхні в середньому надходить 170 л/м2 кисню.

Біологічна роль Оксигену надзвичайно важлива.

Оксиген є одним з головних хімічних елементів, що входить до складу білків, жирів, вуглеводів, нуклеїнових кислот, ферментів, вітамінів та гормонів. Так, до складу білків входить 21,5-23,5 % Оксигену. У вигляді гідроксилапатиту (3Са3(РО4)2×Са(ОН)2) входить до складу кісток і зубів. 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 окиснення. Білки їжі окиснюються частково до СО2 та Н2О. У процесі окиснення 1 г білків виділяється 4 ккал (16,736 кДж) енергії. Під час повного окиснення 1 тристеарину (С57Н110О6) виділяється 9 ккал (37,656 кДж) теплоти, при цьому витрачається 2,68 л О2. Під час повного окиснення 1 г глюкози (С6Н12О6) виділяється 4 ккал (16,736 кДж) теплоти, при цьому витрачається 0,373 л О2.

Однією з найважливіших сполук Оксигену є вода (Н2О), яка містить 88,88 % Оксигену. В організмі вода – це середовище, в якому відбуваються хімічні реакції, пов'язані з переведенням речовин у розчини. Вода є основним засобом транспортування речовин в організмі, реагентом багатьох хімічних реакцій (реакцій гідролізу). Оксиген у складі води є чудовим середовищем для підтримання кислотно-лужного балансу в клітинах, лімфі, крові.

Токсичний вплив кисню не виявляється після довготривалого вдихання суміші з 55-60% О2. Вдихання людиною суміші з 70-80% О2 протягом 55 год спричинює зниження життєвої ємності легенів, з 90% О2 протягом 24 год – у частини осіб парестезію (оніміння) пальців, протягом 60-65 год тахікардію (прискорене серцебиття), блювоту, розвиток бронхіту або пневмонії. Вдихання чистого О2 протягом 15 хв. спричиняє блювоту, а протягом 6-24 год. призводить до захворювання легенів. У разі повторного довготривалого (протягом 10 год.) вдихання кисню в організмі людини можуть виникнути трахеобронхіт, пневмонія, а також враження ЦНС і серцево-судинної системи. Незначна концентрація озону (О3) у приміщенні спричиняє сухий кашель, подразнення очей і верхніх дихальних шляхів. Концентрація озону 0,5-0,8 мг/м3 у повітрі викликає у робітників головний біль, розлади сну, болі серця, розлади нервової, серцевої систем і хвороби печінки. В організм людини Оксиген

91

потрапляє з водою та їжею, у вигляді кисню – під час дихання. Протягом доби доросла людина споживає 420 л О2 і виділяє 420 л СО2.

Сульфур відноситься до макроелементів. У природі Сульфур існує у вільному стані та в сполуках. В атмосфері Сульфур знаходиться в газоподібних сполуках SO2 та H2S, а також в аерзолях у вигляді сульфатів. Приблизно за чотири доби SO2 окиснюється до сульфатів. Концентрація сульфатів у повітрі залежить від урбанізації і коливається в межах 1-10 мкг/м3. Середня концентрація H2S у водах болот становить 3,5 г/м3. Карбон сульфуроксид COS, що надходить в атмосферу під час лісових пожеж, згоряння біомаси й вугілля, вулканічних процесів тощо, зберігається на рівні 1,40-1,17 мкг/м3.

Антропогенними джерелами надходження Сульфуру в довкілля є згоряння вугілля та нафтопродуктів. Переважна частина (96%) Сульфуру надходить в атмосферу у вигляді SO2, близько 3% – у вигляді сульфатів, і близько 1% – у вигляді відновлених сполук Сульфуру. Велика кількість SO2 надходить в атмосферу (під час переробки руд, які містять сульфіди (ZnS, FeS, HgS, PbS, CuFeS2 та ін.). Загальна кількість викидів SO2 з антропогенних джерел на сьогодні становить близько 120 млн т на рік.

Сульфур відіграє в організмах надзвичайно важливу роль. Він входить до складу сульфурвмісних амінокислот, що утворюють білки: цистину, цистеїну, метіонину. Вміст Сульфуру у білках – 0,3-2,5 %.

Сірка практично не спричиняє гострих отруєнь. Мазі, що містять сірку, і використовуються при лікуванні шкіряних хвороб малюків, можуть призвести до інтоксикації. Смертельна доза сірки, в разі потрапляння всередину організму людини, становить 12,0 г.

Сірководень (H2S) – задушливий отруйний газ, що шкідливо впливає на нервову систему, дихальні шляхи, зір. Концентрація сірководню, більша за 225 мг/м3, паралізує нюховий центр організму, людина перестає відчувати запах газу (запах протухлих яєць), а це згодом призводить до втрати людиною почуття загрози отруєння й може скінчитися трагедією. Концентрація 1400 мг/м3 H2S у повітрі протягом від декількох секунд до хвилини викликає розлади дихання й втрату свідомості. При вищих концентраціях сірководню в повітрі розвивається бронхіт, бронхо-пневмонія, розлади серцевої діяльності.

За умов виробництва й використання сірковуглецю (CS2) можливі отруєння працівників. У процесі його вдихання в концентрації 10 мг/л людина втрачає свідомість, порушується зір, настає кома, яка може скінчитися смертю. Після виходу з коми виникає блювота, втрата пам'яті, нічні кошмари, розлади психіки, сексуальні розлади та імпотенція.

Сульфур (ІV) оксид (SO2) – отруйна сполука. Концентрація SO2 близько 0,001% (за об'ємом) спричиняє подразнення органів верхніх дихальних шляхів; сульфур (IV) оксид у концентрації 0,04-0,05% (за об'ємом) протягом кількох хвилин вражає легені, кишечник, серце, мозок, а більш висока концентрація SO2 призводить до смерті.

Сульфатна кислота (H2SO4) у вигляді аерозолів може потрапити в організм робітників, які мають справу з її виробництвом і використанням, і

92

призвести до отруєння. Залежно від концентрації кислоти, температури та вологості повітря отруєння H2SO4 проявляється через кашель, набряк горла, спазми голосових зв'язок, набряк легень, інколи – їх опіки, а згодом (через шок) і смерть. Смертельна доза H2SO4 у разі потрапляння в шлунок для людини становить 5-10 мл.

В організм людини за нормальних умов Сульфур надходить з їжею у вигляді сульфурвмісних амінокислот. Добова потреба людини в Сульфурі становить 1 г.

Вміст Сульфуру в продуктах харчування в розрахунку на 100 г продукту (у мг): хліб – 50-69; макарони – 71-93; буряк – 7; морква – 6; диня – 10; картопля – 32; капуста – 37; томати – 12; цибуля – 65; малина – 16; виноград – 7; лимон – 10; яблука – 5; вишня – 6; слива – 6; молоко коров'яче – 29; свинина

– 220; яйце куряче – 176; курятина – 186. Велика кількість Сульфуру міститься у часнику, редьці та хроні, надаючи їм своєрідного смаку.

Селен відноситься до мікроелементів. У природі існує у вигляді таких речовин: клаусталіт (PbSe), тіманіт (HgSe), гуанахуатіт (Bi2Se3), науманіт

(Ag2Se), агвіларіт (Ag4SeS), фребольдіт (CoSe2), фероселіт (FeSe) та ін.

У ґрунтах природних угідь вміст Селену становить 0,093±0,011 мг/кг. У грунтах селеніти й селенати присутні у вигляді солей: FeSeO3, CaSeO4 та ін. Середній вміст Селену в річкових водах становить 0,2 мкг/л, у мінеральних водах Карпат – 1,2-54,4 мкг/л, в атмосфері – 0,4-2,5 мкг/м3.

Основним джерелом надходження Селену в повітря є вулкани. У рослинні організми Селен потрапляє з водою. Близько 20 видів рослин є селеніндикаторами, бо зростають на ґрунтах, багатих Селеном, і здатні накопичувати його. До них належать астрагал гвоздичний і гриби. Так, мухомор червоний містить Селен у концентрації 17,8 мг/кг сухої маси. Вміст Селену в рослинах залежить від геохімічних умов району їх поширення та концентрації Селену в ґрунтах і становить від 0,006 до 0,123 мг/кг, а в сільськогосподарських культурах – від 0,064 до 0,355 мг/кг.

Антропогенними джерелами надходження Селену в довкілля є атмосферні викиди аерозолів промислових установок, в яких спалюють вугілля, автотранспорт, стічні води електролітних заводів, фосфоритне борошно, суперфосфат, томасшлот, комбіновані добрива, що містять Селен як технологічні домішки. Під час випалювання пачки цигарок за день у приміщення потрапляє 764-797 мкг Селену.

Токсична дія Селену під час потрапляння в організм людини трапляється рідко. Під час випадкового вдихання сполук Селену можливий розвиток бронхіту, ларинготрахеїту, гастриту, серцевого нападу. Хронічна інтоксикація Селеном можлива за умов промислового одержання його сполук, через споживання продуктів харчування та води в районах, де вміст Селену в ґрунтах високий. У людей, в організм яких систематично надходить Селен, спостерігаються шкіряні висипи, змінюється колір шкіри, випадає волосся й руйнуються нігтьові пластинки. Отруєння Селеном призводить до

93

руйнування зубів, виникнення артритів, анемії, захворювань шлунковокишкового тракту та нервової системи.

Біологічна роль Селену дуже важлива. Селен входить до активного центру глутатіонпероксидази, яка руйнує надлишок пероксидів в організмі людини, захищає вітамін Е і ліпіди біологічних мембран від неконтрольованого окисного процесу, стимулює реакційну здатність SH-груп ферментів, бере участь у біологічному окисненні й фосфорилюванні, сприяє нормальному живленню м'язів. Селен є природним антиоксидантом. Від нього залежить розвиток і старіння організму та передача спадкової інформації. Через дефіцит Селену в організмі людини можуть розвиватися різні захворювання, зокрема, порушення обміну речовин, розлад функцій щитовидної залози, зниження імунітету, серцево-судинні розлади, анемія, бронхіальна астма, цукровий діабет, імпотенція, остеохондроз та ін.

В організм людини Селен надходить з продуктами харчування й питною водою.

Після кулінарної обробки разом з хлібом, мучними та круп'яними стравами до організму людини надходить 53% Селену, з молоком і молочними продуктами – 20,8%, з м'ясом і рибою – 6,7%, з іншими продуктами – 5,3%. Багаті на Селен часник, капуста та морепродукти.

Внаслідок порушення екологічного балансу, зокрема, підвищення радіаційного фону, негативного впливу хімічних чинників, вміст Селену в довкіллі зменшився. Селенодефіцитними зонами в Україні стали Вінницька, Київська, Луганська, Одеська, Полтавська, Тернопільська, Харківська, Хмельницька, Чернігівська області й Крим. Вміст Селену в рослинах, що виросли на селенодифіцитних ґрунтах, недостатній, а в деяких областях – критичний. Так, в пшеничному борошні Волинської області вміст Селену становить 60 мкг/кг, Київської – 78 мкг/кг, а середнє значення, що відповідає задовільному рівню забезпечення населення Селеном, становить 125-144 мкг/кг. Добова потреба в Селені для людини становить 100-250 мкг.

Телур відноситься до мікроелементів. У природі утворює близько 40

мінералів, серед них: алтаїт (РbТе), телуробісмутит (Ві2Те3), тетрадиміт

(Bi2Te2S), калаверит (АuТе2) та ін. Телур зустрічається також в асоціації із сульфідами Fe, Cu, Ni, Mo. Середній вміст Те в річковій воді становить 0,25-1,1 мкг/л, у ґрунті – 0,35 мкг/г сухої маси. Телур міститься в організмах рослин, тварин і людини.

Антропогенними джерелами надходження Телуру в довкілля є повітряні викиди промислових установок, в яких спалюють вугілля, стічні води хімічного, машинобудівного, електротехнічного виробництв, металургійна промисловість. Біологічна роль Телуру не з'ясована.

Під час вдихання аерозолів і парів Телуру людиною можливе гостре або хронічне отруєння, яке призводить до розладів шлунково-кишкового тракту, до враження нирок, ЦНС, порушення обміну речовин, дихальної системи, кровообігу. Можливі випадки смерті.

94

В організм людини Телур потрапляє з продуктами харчування і водою у кількості, що становить близько 100 мкг на добу.

Середній вміст Телуру (г/кг сухої маси) становить: у буряках кормових – 5,5; у горосі – 1,6; у соломі пшеничній – 7,0; у силосі кукурудзяному – 5,0; у сіні – 4,5; у дерті пшенично-житній – 7,0.

Лабораторна робота № 17

Оксиген. Кисень. Підгрупа халькогенів

Мета роботи. Одержання кисню, ознайомлення з хімічними властивостями кисню та гідроген пероксиду; ознайомлення з властивостями сірки та сполук Сульфуру.

Матеріали та реактиви:

Прилади та посуд: штатив з пробірками; пробіркотримач; газовий пальник; скляна паличка; тліюча

скалка.

Тверді речовини: KMnO4; Na2O2; жовта сірка; Na2SO3; мідний порошок або дріт. Індикатори: лакмусовий папір; розчин метилоранжу.

Розчини: дистильована вода; HCl (2н); H2SO4 (конц. та 2н); HNO3 (конц.); сірководнева вода; хлорна вода, Н2О2 (10% та 30%); Pb(NO3)2 (0,5н); K2Cr2O7 (0,5н); KMnO4 (0,5н); FeCl3 (0,5н); ZnSO4 (0,5н); CdSO4 (0,5н); MnSO4 (0,5н); Na2S або (NH4)2S (0,5н); BaCl2 (0,5н); SrCl2 або Sr(NO3)2 (0,5н); Na2S2O3 (0,5н).

Дослід 1. Одержання та властивості кисню (демонстраційний)

В суху пробірку внести 0,5 г калій перманганату KMnO4 і нагріти до плавлення. Газ, що утворився, перевірити тліючою скалкою. Написати рівняння реакції.

Дослід 2. Окисні та відновні властивості гідроген пероксиду а) Окиснення плюмбум сульфіду в кислому середовищі

До 3-4 крапель розчину Pb(NO3)2 додати 1-2 краплі H2S. Що спостерігається? Потім в пробірку додати 3-4 краплі 10%-ного розчину H2O2 і відмітити зміну кольору осаду (перехід чорного осаду PbS в білий малорозчинний PbSO4). Написати рівняння реакцій.

б) відновлення калій перманганату в кислому середовищі

Впробірку внести розчин KMnO4, додати сульфатної або хлоридної кислоти для створення кислого середовища і прилити 2 мл 30%-го розчину

H2O2. Спостерігати знебарвлення розчину і виділення газу. Написати рівняння реакції.

в) відновлення калій дихромату в кислому середовищі

Впробірку внести розчин K2Cr2O7, додати сульфатної або хлоридної кислоти для створення кислого середовища і прилити 2 мл 30%-ного розчину

H2O2. Спостерігати знебарвлення розчину і виділення газу. Написати рівняння реакції.

Дослід 3. Взаємодія сірки з нітратною кислотою

В пробірку внести невелику кількість сірки та 0,5 мл концентрованої НNO3. Обережно нагріти пробірку. Спостерігати утворення газу. Злити частину розчину в іншу пробірку і додати 5 крапель розчину барій хлориду. На що вказує утворення білого осаду? Написати рівняння реакцій.

95

Дослід 4. Відновні властивості сульфідної кислоти

В три пробірки внести розчини: в першу – 1 мл калій перманганату та дві краплі 2 н Н2SO4, в другу – 1мл калій дихромату і дві краплі 2 н H2SO4, в третю внести 1 мл ферум (ІІІ) хлориду. В кожну пробірку додати по краплях водний розчин сірководню (сульфідну кислоту) до зміни кольору розчинів та утворення осаду вільної сірки. Написати рівняння реакцій.

Дослід 5. Утворення сульфідів металів

В чотири пробірки внести по 1-2 мл розчинів солей Цинку, Кадмію, Мангану (ІІ) і Плюмбуму. В кожну пробірку додати по 2-3 краплі розчину амоній або натрій сульфіду. Відзначити, що у всіх пробірках з’явилися осади. Вказати колір утворених сульфідів металів. Написати рівняння реакцій.

Дослід 6. Відновні властивості натрій сульфіту

В пробірку, що містить 1-2 мл розчину калій дихромату і 1 мл 2 н розчину сульфатної кислоти, додати кілька кристаликів натрій сульфіту. Відмітити зміну забарвлення. Написати рівняння реакції.

Дослід 7. Властивості розведеної і концентрованої сульфатної кислоти

В дві пробірки покласти по шматочку міді і додати в одну пробірку розведену, а в другу - концентровану сульфатну кислоту. В якій пробірці не відбувається реакція? Чому?

Дослід 8. Утворення малорозчинних солей сульфатної кислоти

В три пробірки налити по 1 мл розчинів солей Стронцію, Барію, Плюмбуму. В кожну пробірку додати 1-2 краплі розчину сульфатної кислоти. Визначити колір утворених осадів. Написати рівняння реакцій і вирази для їх добутків розчинності.

Дослід 9. Окиснення натрій тіосульфату

а) В пробірку внести 1-2 мл розчину натрій тіосульфату (Na2S2O3) і таку ж саму кількість 2 н розчину сульфатної кислоти. Спостерігати утворення осаду. Написати рівняння реакції.

б) В пробірку внести 1-2 мл розчину натрій тіосульфату і додати по краплях хлорну воду до появи осаду вільної сірки. При надлишку хлорної води осад сірки розчиняється, при цьому утворюються хлоридна і сульфатна кислоти. Написати рівняння реакції.

Тема 14 р-Елементи VIІА-групи (ns2np5)

Теоретичні питання: Галогени – Флуор, Хлор, Бром, Йод. Загальна характеристика галогенів. Знаходження в природі, способи добування, фізичні і хімічні властивості.

Сполуки галогенів з Гідрогеном; методи добування і властивості. Кислотні властивості водних

властивості. Біологічна роль галогенів та їх сполук. Використання в промисловості, медицині, фармації та санітарії.

Література: [1]с.232-245; [2] с.392-409; [3] с.209-226

Контрольні запитання

1.Дайте загальну характеристику р-елементів VIІ-групи. Яку електронну конфігурацію мають атоми галогенів? Які ступені окиснення вони можуть проявляти у сполуках? Чому для них більш характерні непарні ступені окиснення?

2.У вигляді яких сполук галогени зустрічаються у природі? Як добувають галогени у вільному стані?

3.З якими простими та складними речовинами можуть взаємодіяти галогени? Наведіть приклади хімічних реакцій.

4.Охарактеризуйте способи добування галогеноводневих кислот. Як і чому змінюється сила галогеноводневих кислот від HF до HІ? Як і чому змінюється відновна здатність у ряду HF – HІ?

5.Як добувають HF в промисловості та лабораторних умовах? Чому HF добувають у мідних, свинцевих чи платинових посудинах, а не в скляних чи сталевих? В яких посудинах зберігають водний розчин HF? Як називається цей розчин?

6.При обробці скла розчином фторидної (плавикової) кислоти утворюється „прозоре травлення”. Напишіть рівняння реакцій.

7.Що таке галогенангідриди? Як добувають оксиди Cl2O, ClO2, Cl2O5, Cl2O7? Як ці оксиди взаємодіють з водою та лугами? Як добувають ОF2 і який ступінь окиснення Оксигену в цій сполуці?

8.Що таке „жавелева вода”, хлорне вапно? Як їх добувають?

9.Як змінюють стійкість та окисні властивості кислот в ряду HOCl – HOBr

–HOІ? Як добувають ці кислоти?

10.Як добувають хлорати, бромати та йодати? Чи можна виділити ці кислоти у вільному стані? Як змінюються стійкість та окиснювальні властивості кислот в ряду HСlО3 – HВrО3 – HІО3?

11.Яким рівняннями виражається реакція взаємодії хлору з розчином КОН на холоду та при нагріванні?

12.Як одержують бертолетову сіль (КСlО3)? Які речовини утворюються при: а) нагріванні цієї солі в присутності каталізатора (MnO2), б) повільному і сильному нагріванні за відсутності каталізатора?

13.Як змінюються сила, стійкість та окисні властивості кислот в ряду

кислот HСlО – HСlО2 – HСlО3 – HСlО4?

14. Яка біологічна функція і токсична дія галогенів та їх сполук?

Біологічна функція елементів р-елементів VII групи

Флуор належить до мікроелементів. У природі існує лише в сполуках. Відомо близько 100 мінералів Флуору, серед яких найбільше значення мають вілліоліт (NaF), флюорит (CaF2), селлаіт (MgF2) та ін. У природних водах вміст Флуору коливається в межах 0,01-27 мг/л, у питній воді – 1,8-7,0 мг/л, в артезі-

97

анський воді – 2,0-20,0 мг/л, у мінеральній воді – до десятків мг/л, у ґрунтах –

0,003-0,032 %.

Антропогенними джерелами надходження Флуору в довкілля є електростанції, які працюють на вугіллі, виробництво алюмінію, суперфосфатних добрив та флуорвмісних органічних і неорганічних сполук.

Біологічна роль Флуору, як біомікроелемента, пов'язана з участю його в процесах розвитку та нормального стану зубів і кісток, тканин ектодермального походження (волосся, нігтів і епідермісу). Нестача Флуору в питній воді та продуктах харчування виявляється в людини через зубний карієс (руйнування твердої частини зуба). Руйнування зубної емалі відбувається і тоді, коли в організмі виявляється надлишок Флуору.

Оптимальна концентрація Флуору в питній воді – близько 1 мг/л. Флуор має вплив на імунобіологічну систему організму людини, функцію залоз внутрішньої секреції, діяльність м'язової тканини та рівень біологічно-активних речовин (кініни, катехоламіни).

Токсичний вплив Флуору виявляється під час випадкових отруєнь людини на виробництві та довготривалого вживання води з підвищеним вмістом Флуору. У виробничих умовах Флуор концентрацією 77 мг/м3 є небезпечним для життя. Важке отруєння людей можливе й під час передозування флуору в питній воді, при цьому виникає блювота, нудота, болі в животі й пронос.

(30 мг/л) і харчових продуктах (300-400 мг/г) ускладнюють флюороз. Розвиваються болі в суглобах, втрачається чутливість у кінцівках.

Великі концентрації Флуору в питній воді та продуктах харчування провокують кальцинацію м'яких тканин, особливо кровоносних судин, зв'язок, сухожилля. Надлишок Флуору в організмі вагітних жінок є однією з причин мертвонародження та високої дитячої смертності. Вживання води з концентрацією Флуору, більшою за 4 мг/л, призводить до затримки росту дітей в 7-15 років, затримки статевого дозрівання. Надлишок Флуору в організмі людини викликає ревматизм, енурез, гастрит, зміни в нервовій системі. В ендемічних зонах (зонах підвищеного вмісту елементів) довготривале вживання води концентрацією Флуору в межах 0,7-1,2 мг/л є протикарієсним засобом. Вміст Флуору 1,2-1,5 мг/л спричиняє руйнування зубів, а вміст Флуору 8 мг/л – руйнування скелету.

Професійний флюороз виникає в робітників електролізних цехів алюмінієвих заводів, цехів з виробництва плавикової кислоти та суперфосфату.

До організму людини Флуор надходить з водою та продуктами харчування. Добове надходження Флуору з їжею становить (в мг): у дорослих –

0,3-1,8, у дітей віком 1-3 роки – 0,4-0,8, у дітей віком 10-12 років – 0,9-1,7; з водою – 1,0-2,0.

Вміст у продуктах харчування (в мг/кг): овочі (картопля, капуста, буряки, морква, томати), пшениця, гречка, ячмінь, просо, кукурудза, овес і крупи з них, бобові культури – 0,02-0,63 (суха маса); овочеві консерви: томат-паста, ікра

98

баклажанна, голубці овочеві – 1,2-1,8; огірки – 2,0-3,0; варення фруктове (вишневе, сливове, абрикосове, чорносмородино-ве) – 1,0-2,1; варення з черешні – 4,6.

Вміст Флуору в листях чаю залежить від сорту чаю та місця, де він ріс. Наприклад, у сортах грузинського чаю міститься 1,8 мг/л; у цейлонському та індійському – 1,24 мг/л F–. В ендемічних зонах вміст F– досягає в листях 1757,8 мг/кг. 100 г меду містить 0,2-4,4 мг F–.

Хлор належить до макроелементів. У природі Хлор існує лише в сполуках і представлений 97 мінералами. Основним мінералом Хлору є галіт (NaCl), в якому міститься 60,684% Сl–. У великій кількості в природі існують хлориди:

сильвін (КСl), сильвініт (NaCl×KCl), карналіт (KCl×MgCl2×6H2O), каїніт

(KCl×MgSO4×3H2O), бішофіт (MgCl2×6H2O) та інші сполуки Хлору. Світовий океан містить величезні запаси Хлору. У світовому океані міститься 1,93 % у вигляді іону Сl–. Хлор міститься в організмі рослин, які засвоюють його з ґрунту. З водою і кормом Хлор потрапляє в організм тварин. З продуктами харчування та водою Хлор надходить в організм людини.

Антропогенними джерелами надходження Хлору в довкілля є електроліз хлоридів, промислові стічні води хіміко-фармацевтичного, металургійного, целюлозно-паперового виробництв, спалювання природних сполук, що містять хлориди. Під час хлорування вуглеводнів в атмосферу потрапляє хлороводень. У гідросферу потрапляють добрива та пестициди, які також містять Хлор.

Біологічна роль Хлору в організмі людини надзвичайно важлива. Хлор є стабільним компонентом тканин тварин, людини й рослин. Він належить до групи речовин, що постійно знаходяться в організмі людини, включаються в обмін речовин, входять до складу біологічно-активних сполук організму. Хлор у сполуці з Натрієм (NaCl) бере участь у формуванні плазми крові. У плазмі крові міститься 3,6-3,8 г/л Сl–, а в еритроцитах – 1,8-2,0 г/л. Осмотичний тиск крові й рідин організму на 70 % забезпечується за рахунок NaCl. Понижений вміст хлоридів у крові відбивається на осмотичному тиску крові. А тому при пониженому тиску крові в організмі людини вводять фізіологічний розчин, який є 0,85%-им розчином натрій хлориду.

Збіднення крові на хлориди призводить до зниження осмотичного тиску крові й внутрішньоклітинної рідини, а це, в свою чергу, призводить до захворювання головного мозку, гемолізу еритроцитів та інших небезпечних наслідків.

Людина потребує щодоби 5-10 г кухонної солі (NaCl). Сольовий обмін пов'язаний з водним балансом організму. Підвищений вміст натрій хлориду утримує воду в тканинах. Занадто велика кількість його в їжі призводить до розвитку гіпертонії, наслідком якої є виникнення склерозу.

Незамінною є біологічна роль Хлору в складі хлоридної кислоти (НСl). Вміст Хлору в ній становить 97,26 %. У шлунку на білки їжі діють хлоридна кислота та фермент шлункового соку – пепсин. У людини рН шлункового соку дорівнює 1,5-2,5. Шлунковий сік містить 0,4-0,5 % вільної хлоридної кислоти. Протягом доби в шлунку людини утворюється майже 2 л шлункового соку.

99

Токсична дія Хлору. У виробничих умовах вдихання робітниками аерозолів, що містять хлор (Сl2), під час легких отруєнь призводить до появи болів у дихальних шляхах, легку задуху, кашель, різь в очах, сльозовиділення, головний біль. Під час середніх і важких отруєнь у потерпілих вражаються органи дихання (виникають катари, бронхіти) та серце. Концентрація 100-200 мг/м3 хлору стає небезпечною для здоров'я людини, яка вдихала хлор впродовж 20-30 хв., а концентрація 2900 мг/м3 хлору призводить до смерті потерпілого протягом 30-60 хв. Натрій хлорат (NaClO3) концентрацією 200 мг/л (у водному розчині) є токсичним для людини. Він викликає нудоту, блювоту, колапс, можливі враження нирок і анемія. Смертельною дозою для людини є 1 г/кг калій хлорату (КСlO3).

Добова потреба людини в Хлорі становить 2-4 г і задовольняється за рахунок основних продуктів харчування.

Вміст Хлору в продуктах харчування (в мг/100 г) такий: у крупі гречаній – 33; у крупі рисовій – 25; у пшоні – 24; у крупі вівсяній – 70; у хлібі – 824-100; у макаронних виробах – 77-98; у капусті – 37; у картоплі – 58; у цибулі – 25; у моркві – 63; в огірках – 25; у редисі – 44; у буряках – 43; у томатах – 57; у вишнях – 8; у грушах – 1; у сливах – 1; в яблуках – 2; у лимонах – 5; у винограді

–1; у малині – 21; у смородині чорній – 14; у молоці коров'ячому – 110; у м'ясі

–48,6-83,6; у курячих яйцях – 156; у рибі – 55.

Бром відноситься до мікроелементів. У природі Бром утворює легко розчинні мінерали бромаріт (AgBr), емболіт (Ag(Cl,Br)), які зустрічаються рідко. Бромисті солі (NaBr, KBr, MgBr2) зустрічаються в значних кількостях у покладах хлоридів (NaCl, КСl) та в ропі солоних озер і в морській воді. У прісних водах вміст Брому становить 20 мкг/л. Бром присутній у ґрунтах – близько 0,0001 %, у торфяних ґрунтах – близько 0,02 %; у повітрі над континентом – 0,0000002 %, у приморському повітрі – 0,000003 %. Присутній він у рослинах, тваринах і організмі людини.

Антропогенними джерелами надходження Брому в довкілля є відходи виробництв хіміко-фармацевтичного, нафтохімічного, гірничовидобувного, фотоматеріалів та використання бромовмісних отрутохімікатів.

Біологічна роль. В організмі людини Бром розподіляється відносно рівномірно. У щитовидній залозі Бром вступає в конкурентні відносини з Йодом, що впливає на функцію щитовидної залози, а отже, й на обмін речовин. Високим є вміст Брому також у слизовій оболонці шлунка. Бром, у вигляді НВr, є складовою частиною шлункового соку, а тому разом з НСl зумовлює кислотність соку.

Токсична дія. Легке отруєння парами Брому виявляється в ураженні верхніх дихальних шляхів, появі болів у животі, нудоті, розвитку бронхітів. При концентрації 11-23 мг/м3 настає ядуха, при 30-60 мг/м3 – важкі токсичні явища, а при 220 мг/м3 – смерть. У разі потрапляння брому на шкіру виникають рани, що довго не загоюються. Під час хронічного отруєння Бромом та його сполуками в робітників порушується вуглеводневий обмін, змінюються функції нирок.

100