1. Сіль містить комплексний катіон

Першим називають аніон соли (сульфат, фосфат, хлорид і ін.). Потім називають вхідні у внутрішню сферу ліганди-аніони із закінченням на «о» (ОН^- - гидроксо, С1^- - хлоро, NO₂ ^- нітро і т.д.) Після цього називають ліганди, що є нейтральними полярними молекулами (NН₃ називають «аммін», Н₂О - «аква») Якщо однакових лігандов у внутрішній сфері комплексу більше одного, то їх кількість указують грецькими числівниками (2 - ді, 3 - три, 4 - тетра,5 - пента,6 - гекса і т.д.)

Останніми називають центральні іон-комплексоутворювач, причому метали називають в українській транскрипції.

Якщо центральний атом має змінну валентність, то її указують римською цифрою в дужках після назви комплексоутворювача. Наприклад:

I

[Аg(NН₃)₂]С1 - хлорид діаммінсрібла (III)

II

[Сu(NН₃)₄]SО₄ — сульфат тетрааммінміді (II)

III

[Со(NН₃)₄Cl₂]С1 — хлорид дихлоротетрааммінкобальта (Ш).

2. Сіль містить комплексний аніон

Спочатку називають ліганди-аніони, потім молекулярні ліганди із закінченням «о», указуючи кількість їх грецькими числівниками. Потім називають комплексо-утворювач, використовуючи латинську назву елементу із додаванням суфікса «ат». Валентність центрального іона (якщо це необхідно) наголошується римськими цифрами в дужках після назви елементу. Останнім називають катіон, що знаходиться в зовнішній сфері (українська назва елементу в родовому відмінку). Число катіонів в назві солі не указується.

Наприклад:

К₄[Fе(СN)₆] - гексаціаноферрат (II) калія;

К₃[Fе(СN)₆] — гексаціаноферрат (III) калія;

К₂[НgI₄] — тетрайодомеркуріат (II) калія.

 Біонеоганічна хімія

Лекція № 7 . Біогенні s - елементи, їхня біологічна

роль та застосування в медицині.

7.1 s- Елементи (Na, К, Са, Мg).

7.2 Будова атомів s-елементів та хімічні властивості.

7.3 Біологічна роль s -елементів та медичне застосування сполук

s- елементів.

7.4 Біологічна роль інших s-елементів та медичне застосування їхніх

сполук.

Самостійна робота: Лікарські засоби, що вміщують елементи-

органогени.

7.1 s- Елементи (Na, К, Са, Мg).

До сімейства s-елементів належать елементи ІА групи (Lі, Nа, К, Rb, Сs, Fr) і елементи ІІА групи (Ве, Мg, Са, Sr, Ва, Rа) періодичної системи, а також Гідроген (Н) і Гелій (Не). Загальним для s-елементів є те, що в їхніх атомах електронами забудовується s-підрівень зовнішнього енергетичного рівня. Елементи ІА групи на зовнішньому рівні мають по одному s - електрону, а на передостанньому - по восьми, крім Літію, у якого їх два. В еле­ментів IIА групи на зовнішньому рівні утримується по два s-електрони, на передостанньому - по вісім, крім Берилію (два електрони).

Характерною властивістю елементів ІА й ІІА груп є те, що їхні атоми легко віддають валентні s-електрони, виявляючи при цьому властивості відновників. Дана властивість у групах у напрямку зверху вниз підсилю­ється (у зв'язку зі збільшенням радіусів атомів і зменшенням потенціалу іонізації). Всі елементи цих груп - метали із сильно вираженими віднов­ними властивостями.

Гідроген займає особливе положення в періодичній системі Д.І. Мен­делєєва. Не дивлячись на ряд його властивостей, які схожі з властивостями лужних металів (схожий характер спектру, утворення іона Н⁺, відновна здатність, реакції взаємного витіснення металів і Гідрогену), в нього є ряд властивостей, відмінних від металів. Так, іон Н⁺ набагато менший за ді­аметром, ніж іони лужних металів; потенціал іонізації у нього майже втричі більший, відновна активність проявляється тільки при високих темпе­ратурах тощо. З іншого боку, можна відмітити властивості, які об'єднують Гідроген з галогенами (утворення гідрид-іона Н^-, подібно з іонами га­логенів F^-, Сl^-, Вr^-, I^-, газоподібний стан, двоатомність молекули і т.д.). Зрозуміло, що неможливо не враховувати і відмінність Гідрогену від га­логенів, як р-елементів. Однак аналогія у властивостях Гідрогену і гало­генів більш значна, ніж Гідрогеном і лужними металами. Тому Гідроген правильніше вважати аналогом Флуору і розташовувати його в періодичній системі елементів над ним, а над Літієм поміщати його лише в дужках і вивчати тут тільки тому, що він є s-елементом.

До ІА групи періодичної системи елементів Д.І.Менделєєва відно­сяться Літій Li, Натрій Nа, Калій К, Рубідій Rb, Цезій Cs і Францій Fг. Елементи ІА групи називають лужними металами. Атоми цих елементів мають по одному валентному електрону на s-підрівні зовнішнього енер­гетичного рівня (s¹). На передостанньому енергетичному рівні у атома літію міститься два, у атомів інших лужних металів - по вісім електронів.

За винятком Гідрогену, всі інші елементи ІА групи подібні по власти­востях, що пояснюється однаковою будовою не тільки зовнішнього, але й передостаннього електронних шарів атомів лужних металів, крім Літію. У напрямку Lі →Na→К→Rb → Сs→ Fr збільшуються атомні радіуси і зменшується потенціал іонізації, у зв'язку з чим спостерігаються роз­ходження у властивостях цих елементів. Так, зі зростанням порядкового номера атоми елементів легше віддають валентні електрони і їхні металічні властивості підсилюються. Атоми лужних металів легко втрачають свій єдиний валентний електрон, утворюючи позитивно заряджені іони, їх сту­пінь окиснення у всіх сполуках дорівнює +1. В межах кожного періоду в періодичній системі це найбільш активні метали і найсильніші відновники.

До IIА групи періодичної системи елементів Д.I.Менделєєва входять Берилій Ве, Магній Мg, Кальцій Са, Стронцій Sr, Барій Ва і Радій Rа. На s-підрівні зовнішнього енергетичного рівня атоми елементів цієї групи мають по два валентних електрони (s²), на передостанньому рівні у Бериллію знаходяться два електрони, в інших елементів - по вісім.

У нормальному стані в атомів ІІА групи немає неспарених електронів, однак при переході атома у збуджений стан один із зовнішніх s-електронів переміщається на p-підрівень і з'являється два неспарених електрони, що визначає характерну для цих елементів ступінь окиснення +2 у їхніх сполуках.

Елементи, що входять до складу цієї групи: Кальцій, Стронцій і Барій, здавна одержали назву лужноземельних металів. Така назва пов'язана з тим, що гідроксиди цих елементів мають лужні властивості, а їхні оксиди по тугоплавкості подібні з оксидами Алюмінію і важких металів, які колись мали загальну назву земелі.

Атоми елементів IIА групи можуть віддавати два зовнішніх електро­ни, утворюючи позитивно заряджені іони. У зв'язку із збільшенням атом­них радіусів і зменшенням потенціалу іонізації в напрямку зверху вниз відновна активність цих елементів зростає в тому ж напрямку. По актив­ності ці елементи поступаються тільки лужним металам.

7.2 Будова атомів s-елементів та хімічні властивості.

При нормальних умовах на повітрі металічні літій, калій і натрій покриваються оксидними плівками, а рубідій і цезій самозаймаються. При згоранні лужні метали утворюють пероксиди (Nа₂О₂, КО₂, RbО₂, СsО₂), крім літію, який утворює оксид (Lі₂О):

2Nа + О₂ = Nа₂О₂.

Не менш енергійно ніж з киснем лужні метали реагують з галогенами та сульфуром:

2К + S = К₂S;

2Nа + С1₂ = 2NаС1.

З воднем реакція проходить при пропусканні сухого водню над нагрітим металом з утворенням гідридів:

2Ме + Н₂ = 2Ме⁺Н^-.

Гідриди легко розкладаються водою і кислотами з виділенням водню і утворенням гідроксидів:

Ме⁺Н^- + Н₂О = МеОН + Н₂↑.

З водою дуже енергійно взаємодіють і самі лужні метали, а також їх оксиди:

2Ме + 2Н₂О = 2МеОН + Н₂↑;

Ме₂О + Н₂О = 2МеОН.

Пероксиди лужних металів реагують з оксидом Карбону (IV) з виділенням кисню. Цю реакцію використовують для збагачення киснем повітря замкнених приміщень:

2Na₂O ₂ + 2СО₂ = 2Nа₂СО₃ + О₂ ↑.

З азотом, карбоном та силіцієм безпосередньо реагує тільки літій, утворюючи відповідно LiзN (нітрит Літію), Li₂С₂ (карбід Літію), Lі₆Sі₂ (силіцид Літію).

Майже всі солі лужних металів є розчинними.

Перші два члени IIa групи багато в чому відрізняються від інших чотирьох. Берилій за своїми властивостями наближається до Алюмінію, а Магній проявляє подібність до елементів побічної підгрупи, особливо до Цинку.

За хімічною активністю елементи IIА групи поступаються лужним металам, але як і лужні метали вони легко окислюються на повітрі та витісняють Гідроген з води:

2Ме + О₂ = 2МеО; Ме + 2Н₂О = Ме(ОН)₂ + Н₂↑.

Берилій і Магній взаємодіють з водою дуже повільно, так як гідро­оксиди, що утворюються, малорозчинні у воді.

При згоранні лужноземельних металів завжди утворюються оксиди, оскільки пероксиди металів IIА групи нестійкі. Оксиди утворюються також при розкладі карбонатів при високих температурах:

МеСОз = МеО + СО₂↑.

Елементи IIА групи безпосередньо взаємодіють з воднем, галогенами, сульфуром, азотом, фосфором, карбоном, утворюючи відповідно гідриди, галогеніди, сульфіди, нітриди, фосфіди, карбіди. На повітрі вкриваються захисною плівкою, яка складається із оксидів та частково нітридів і карбонатів:

Ме + Н₂ = МеН₂;

Ме+ На1₂ = МеНа1₂;

Ме+ S = Ме8;

ЗМе + N₂ = Ме₃N₂;

ЗМе + 2Р = Ме₃Р₂;

Ме + 2С = МеС₂.

Лужноземельні метали, їх оксиди та гідроксиди реагують з кислотами, оксиди та гідроксиди лужноземельних металів проявляють основні власти­вості:

Ме + 2НС1=МеС1₂ + Н₂↑;

МеО + 2НС1 = МеС1₂ + Н₂О.

Берилій виявляє амфотерні властивості, реагує з кислотами, як всі лужноземельні метали, та лугами:

Ве + 2КаОН + 2Н₂О = Ка₂[Ве(ОН)₄] + Н₂↑

Тетрагідроксоберилат Натрію

Гідроксиди Барію та Кальцію є досить сильними основами, що за силою наближаються до гідроксидів лужних металів.

7.3 Біологічна роль s -елементів та медичне застосування сполук

s- елементів.

Натрій міститься в плазмі крові, лімфі, травних соках і є основним позаклітинним іоном. Загальний вміст Натрію в організмі людини стано­вить 0,25 % мас. Добова потреба організму людини в Натрію 4-7 г. Нат­рій відіграє в організмі людини значну біологічну роль. Іон Натрію Nа⁺ бере участь у забезпеченні осмотического тиску в клітинах, він також підтримує кислотно-лужну рівновагу (рН) в організмі. Іони Натрію і Калію беруть участь у передачі нервових імпульсів крізь мембрани нервових клітин і підтримують нормальну збудливість м'язових клітин. При зміні вмісту іонів Натрію в організмі (а також іонів Хлору), відбуваються пору­шення функцій нервової, серцево-судинної систем, гладких і кістякових м'язів. Натрій впливає на роботу ферментів і бере участь у регуляції водного обміну. Крім того, Натрій має різко виражену здатність підси­лювати набухання білків (зв'язування води білками). При зменшенні вмісту Натрію в позаклітинній рідині кількість міцно зв'язаної білками води також знижується і збільшується кількість вільної води, що виводиться з орга­нізму. На здатності іонів Натрію підсилювати набухання білків заснований метод боротьби з набряками, який полягає в обмеженні надходження солей Натрію в організм.

Багато сполук Натрію знаходять широке застосування в медицині. Хлорид Натрію NаСІ у вигляді ізотонічного (0,9 %) розчину призначається довенно, підшкірне, ректальне при отруєннях, токсичній диспепсії, холері, блювоті, гострих кровотечах, шоці; зовнішньо - для промивання ран, слизових оболонок ока, носа. Гіпертонічний розчин цієї солі призначається довенно при легеневих, шлункових,- кишкових та інших внутрішніх крово­течах, його застосовують для промивання шлунка при отруєнні нітратом Аргентуму.

Зовнішньо NaС1 застосовується у вигляді компресів і примочок при лікуванні гнійних ран. Хлорид Натрію використовується також для роз­чинення різних лікарських препаратів, крім того, він входить до складу кровозаміщуючої рідини Петрова.

Сульфат Натрію (глауберова сіль Nа₂SО₄) призначається як проносне, а також при отруєннях ліками, отрутами (наприклад, розчинними солями Барію і Плюмбуму, з якими Na₂SО₄ утворює нерозчинні сполуки ВаSО₄ і РbSО₄), харчовими продуктами. Проносна дія цієї солі пояснюється тим, Що сульфат Натрію, змінюючи осмотичний тиск у кишечнику, сповільнює всмоктування води з нього. Це приводить до збільшення вмісту води в кишечнику, рефлекторному посиленню перистальтики й випорожненню кишечника. Крім того, сульфат Натрію діє як жовчогінне, сечогінне, а при застосуванні з малою кількістю рідини - як препарат протинабрякової дії.

Гідрокарбонат Натрію (NаНСО₃) нейтралізує хлоридну кислоту шлун­кового соку, підвищує лужні резерви крові і знімає явища ацидозу. Як внутрішнє призначається при гастритах з підвищеною кислотністю, вираз­ковій хворобі шлунка і дванадцятипалої кишки. Зовнішньо - для проми­вання і полоскання слизових оболонок очей, зіва, ротової порожнини, а також для інгаляцій, нейтралізації кислот, що потрапили на слизові оболонки і шкірні покриви. Гідроксид Натрію у вигляді 10 %-ного водного розчину входить до складу силаміна, застосовуваного в ортопедичній практиці для відливки вогнетривких моделей при виготовленні суцільнолитих протезів з кобальтохромового сплаву. Гідроксид Натрію (або Калію) є складовою частиною мольдина, що використовується в зубопротезній справі для штампування коронок.

Радіоактивний нуклід Натрію ²⁴Nа знайшов широке застосування в клініці й експерименті. Наприклад, за допомогою міченого Натрію вив­чається швидкість кровотоку. Крім того, він застосовується для лікування деяких форм лейкемії.

Калій входить до складу практично всіх органів: печінка, нирки, серце, мозок, м'язи, кров і т.д. Загальний вміст Калію в організмі становить 0,22 % мас. Калій є основним внутрішньоклітинним іоном. Внутрішньо­клітинна концентрація іонів К⁺ значно вища, ніж іонів Na⁺. Це зв'язано з тим, що мембрани клітин проникні для іонів К⁺. Навпаки, у плазмі крові концентрація іонів Nа⁺ перевищує вміст у ній іонів К⁺. Цим пояс­нюється виникнення мембранного потенціалу клітин. В організмі постійно існує певне співвідношення іонів Калію і Натрію. Завдяки цьому співвід­ношенню підтримується нормальний ритм м'язової роботи (наприклад, м'яза серця). Іони Калію разом з іонами Натрію утворюють систему, що забезпечує ізотонічність клітин і навколишнього середовища, а також нормальний плин біоелектричних явищ, зв'язаних із процесами нервової і м'язової збудливості і провідності. Підвищення вмісту Калію в організмі супроводжується зниженням збудливості і провідності, великі дози його пригнічують автоматизм і скорочувальну функцію міокарда. Іони Калію беруть участь у синтезі білків, обміні вуглеводів, входять до складу деяких ферментів і впливають на їхню активність.

Солі Калію швидко всмоктуються при введенні і швидко виводяться з організму нирками. Вони не можуть бути замінені в організмі людини ніякими іншими солями. Хлорид Калію використовують у медицині при

м'язовій дистрофії, порушенні серцевого ритму, для відновлення рівня калію в організмі, при сильній блювоті, важких інтоксикаціях, а також після оперативних втручань. Бромід та йодид Калію застосовуються як лікарські засоби, що регулюють діяльність нервової системи і м'язових

клітин.

Магній

Магній та його сполуки знаходяться в органах і тканинах людини головним чином у внутрішньоклітинній рідині. Топографія Магнію в орга­нізмі людини наступна: дентин і емаль зубів, кістки скелету, підшлункова залоза, скелетні м'язи, нирки, мозок, печінка і серце. Загальний вміст Маг­нію в організмі людини становить 0,04 % мас. Добова потреба в Магнію дорослої людини - близько 10 мг на 1 кг маси тіла. У біологічних рідинах і тканинах організму Магній знаходиться як у вільному стані, так і в зв'я­заному з білками. Особливо багато Магнію в рослинах. Він входить у склад молекули хлорофілу С₅₅Н₇₂О₅N₄Мg (до 2 %), причому іони Мg²⁺ висту­пають в якості комплексоутворювача.

Магній виконує важливу біологічну роль в організмі людини. Іони магнію Мg²⁺ в залежності від концентрації блокують або забезпечують нервово-м'язову передачу, пригнічують центр дихання, а також судинно-руховий центр, завдяки чому понижують артеріальний тиск. Магній вхо­дить до складу багатьох ферментних систем і є їхнім незамінним компо­нентом і активатором, у тому числі й специфічних ферментів для Магнію (карбоксипептидаза, аденозинтрифосфатаза, холинестераза й ін.). З білками деяких ферментів (енолаза, фосфорилаза і т.д.) Магній утворює комплексні сполуки. Іони Мg²⁺ гальмують виділення ацетилхоліну, сприяють виді­ленню холестерину з організму, стимулюють перистальтику кишечника і жовчовиділення, впливають на вуглеводно-фосфорний обмін і синтез білка. Іони Мg²⁺ є антагоністами іонів Кальцію.

Сполуки Магнію знаходять широке застосування в медицині. Сульфат Магнію (МgSО₄) застосовується при судомах різного походження, гіпер­тонічній хворобі, захворюваннях жовчного міхура і жовчних шляхів, для знеболювання пологів, призначення всередину дає проносний, жовчогінний і сечогінний ефекти. Глина біла (силікат амонію з домішкою силікатів Кальцію і Магнію) має обволікаючі, адсорбуючі (висушуючі) властивості. Застосовується зовнішньо у виді присипок, мазей, паст у дерматології, все­редину - при інтоксикаціях. Використовується як основа при виготовленні пігулок; входить до складу паст, що застосовуються у стоматологічній практиці.

Силікат Магнію (тальк) ЗМgО ^. 4SіО₂ ^. Н₂О як адсорбуюче (висушуюче) застосовується зовнішньо для присипок, входить до складу основ для приготування пігулок і таблеток. Тіосульфат Магнію МgS₂О₃ признача­ється усередину при гіпертонічній хворобі, атеросклерозі, хронічній коро­нарній недостатності, захворюваннях стравоходу і жовчних шляхів. Від­різняється від сульфату Магнію тим, що майже не дає проносного ефекту. Трисилікат Магнію Мg₂Sі₃О₈ ^. Н₂О застосовується при гастритах з підвище­ною кислотністю шлунка, виразковій хворобі шлунка і дванадцятипалої кишки як адсорбуючий, обволікаючий і протикислотний (антацидний) засіб. Трисилікат Магнію не токсичний і добре переноситься хворими. Оксид Магнію (палена магнезія) призначається при виразковій хворобі шлунка і дванадцятипалої кишки, гастритах з підвищеною кислотністю шлунка, отруєннях кислотами. Має антацидні властивості, діє як легке проносне, не викликає явища алкалозу. Оксид Магнію входить до складу цинк-фосфатних цементів, що застосовуються в стоматологічній практиці в якості постійних пломбуючих матеріалів. Протимікробна і в'яжуча дія пероксиду Магнію застосовується при бродінні в шлунку і кишках, диспепсії, метеоризмі, проносах. Карбонат Магнію основний (біла магне­зія) ЗМgСОз ^.Мg(ОН)₂ ^. ЗН₂О має антацидну і слабку проносну дію. Призна­чають при виразковій хворобі шлунка і дванадцятипалої кишки, гастритах з підвищеною кислотністю шлунка і т.д. Біла магнезія входить до складу зубних порошків. Сполуки Магнію широко застосовуються для електро­форезу при лікуванні гіпертонічної хвороби.