Метали життя

Фізико-математичний ліцей № 131.

Екзаменаційний реферат по хімії по теме.

метали жизни.

Подготовил.

Учень 11Е класса.

Бєлоусов Олег.

Проверила.

Петрухіна Т.В.

Казань 2001.

1. Запровадження 3 стор. 2. S-элементы 5 стор. 2.1. Натрій, калій 5 стор. 2.2. Магній, кальцій 6 стор. 3. D-элементы 8 стор. 3.1 Цинк 8 стор. 3.2 Марганець 8 стор. 3.3 Залізо 9 стор. 3.4 Кобальт 10 стор. 3.5 Мідь 10 стор. 3.6 Молібден 10 стор. 3.7 Нікель 11 стор. 4. Список використовуваної літератури 12 стр.

На межі хімії, біології та східної медицини виникла нова наукова область — бионеорганическая хімія. Бионеорганическая хімія розглядає роль металів у виникненні та розвитку різних процесів у здоровому і хворому організмі, створює нові ефективні препарати з урахуванням металоорганічних сполук, бере активну участь у боротьбі збереження здоров’я покупців, безліч продовження людської жизни.

Особливо чуйно організм реагує зміну концентрації мікроелементів, тобто. елементів, присутніх в організмі кількості менш як грама на 70 кг маси людського тіла. До таких елементам ставляться мідь, цинк, марганець, кобальт, залізо, нікель, молибден.

Доведено, що зі зміною концентрації цинку пов’язано протягом ракових захворювань, кобальту і марганцю — захворювання серцевого м’яза, нікелю — процесів згортання крові. Визначення концентрації цих елементів в крові дозволяє іноді знайти ранні стадії різноманітних захворювань. Так, зміна концентрації цинку в сироватці крові пов’язані з протіканням захворювання печінці та селезёнки, а концентрацій кобальту і хрому — деяких серцево-судинних заболеваний.

На думку фахівців, сучасне людство, особливо у великих містах, живе за межею прихованої нестачі багатьох елементів. У стресових ситуаціях прихована нестача може бути явною і призвести до появі важких захворювань. Приміром, приховане протягом раку може тривати досить від 5 до 40 років, що, можливо, зумовлено поступовим зміною концентрації мікроелементів внаслідок старіння організму. З іншого боку, існують припущення, що цілеспрямоване зміна концентрації різних елементів в організмі можна використовувати для продовження життя человека.

Нині відоме понад ста хімічних елементів, проте лише мало їх входить до складу живого планети Земля. На таблице1 представлена періодична система Д. И. Менделеева, у якій відзначені основні елементи, які відіграють особливо значної ролі в фізіологічних і патологічних процесів у людини. Червоним кольором є такі 16.

" елементів життя ": 10 металів (Na, K, Mg, Ca, Zn, Cu, Co, Mn, Fe, Mo) і шість неметаллов (H, O, N, З, P, P. S), що є основою біологічно важливих молекул і макромолекул. Синім кольором показані елементи, які перебувають потроху живими організмах і рослинах (B, Cr, F, Cl, Br, I).

У людини віддавна і визначився баланс оптимальних концентрацій біологічно найважливіших з'єднань поміж їхніми надходженням і виведенням внаслідок жизнедеятельности.

З сучасної квантомеханической інтерпретації періодичної системи, класифікація елементів проводиться в соответсвии зі своїми електронної конфігурацією. Вона полягає в ступеня заповнення різних электонных орбиталей (s, p, d, f) електронами. Відповідно до цим елементи поділяють на s-, p-, d-, fэлементы.

У людини є у основному іони легких металів Na+, K+, Mg2+, Cu2+, які стосуються s-элементам, і іони Mn2+, Fe2+, Co3+, Cu2+, Zn2+ які стосуються d-элементам. І тільки який міститься у організмі важкий d-элемент молібден (Мо) — порушує загальну біогеохімічну установку — побудова біологічних структур тільки з легких елементів. Всі ці метали зустрічаються у нашій організмі вигляді твердих сполук або у вигляді їх водних растворов.

Дослідження фізіологічної ролі металів, і навіть їх значення діагностиці, профілактиці та лікуванні хвороб одна із нових напрямів у медичній науці. Найбільш показово у своїй вивчення складу металів у крові людини (табл2). Процеси перетворення (метаболічні процеси) протікають тут найінтенсивніше. Середня тривалість життя більшості елементів крові не перевищує кількох годин чи суток.

Концентрації елементів в таблице2 наведено до спільного обсягу крові 5- 6л, ph 7.35−7.42 .Концентрації в микромолях відзначені звёздочкой.

Таблица2.Содержание металів в компонентах крові здорового человека.

| |Зміст елементів в мМ | |Компоненти крові | | | |s-элементы |d-элементы | | |Na |K |Mg |Ca |Mn* |Fe |Co* |Cu* |Zn* | |Кров вся |85.2|44.5|1.57|- |2.18|8.59|0.71|14.8|138 | |Кров'яні тільця |20.9|94.9|2.72|- |1.46|18.6|- |11.9|- | |Плазма (92%воды) |141 |4.11|1.13|- |0.73|- |- |18.3|47.2 | |Сироватка |140 |5.06|0.87|2.42|- |23.3|- |18.1|226 |.

S-ЭЛЕМЕНТЫ.

До s-элементам ставляться елементи I і II груп періодичної системы.

Значення s-элементов для організму величезна. Вони беруть у створенні буферних систем організму, забезпечення необхідного астматичного тиску, виникненні мембранних потенціалів, у передачі нервових імпульсів (Na, k), структуроутворення (Mg, Ca).

НАТРІЙ, КАЛИЙ.

Іони натрію і калію розподілені з усього організму людини, причому перші входять переважно у склад міжклітинних рідин, другі переважно перебувають всередині клітин. Підраховано, що у людському організмі міститься 250 г калію і 70 г натрію. Від концентрації обох іонів залежить чутливість (провідність) нервів і сократительная здатність м’язів. Шок при важких опіках обумовлений втратою іонів калію з клітин. Запровадження іонів калію сприяє розслабленню серцевого м’яза між скороченнями серця. Хлорид натрію є джерелом для освіти соляної кислоти в шлунку. Гидрокарбонат натрію — буферна сіль — підтримує кислотнощелочное рівновагу в рідких середовищах організму, що служить переносником вуглецю. Лікування деяких психічних захворювань грунтується на заміні іонів K+ і Na+ на іони Li+.

З солей натрію і калію найбільше значення для медицини мають такі соединения:

Хлорид натрію (поварена сіль) NaCl. Раствор хлориду натрію (0.85−0.9%) — фізіологічний розчин — застосовується для внутрішньовенних вливань при великих кровопотерях. З іншого боку, хлорид натрію вживається для інгаляцій, ванн, душею, і навіть під час лікування катаральних станів деяких слизових оболочек.

Гидрокарбонат натрію (пещевая сода) NaHCO3 — білий кристалічний порошок. Застосовується за підвищеної кислотності шлункового соку, виразкової хвороби шлунка та двенадцатиперсной кишки, изжоге, подагрі, діабеті, катарах верхніх дихальних шляхів. Зовнішньо вживається як слабка щёлочь при опіках, для полоскань, промивань і інгаляцій при нежить, конъюктивитах, стоматитах, ларингитах і т.д.

МАГНІЙ І КАЛЬЦИЙ.

Магній і кальцій перебувають у II групі періодичної системи Д. И. Менделеева і ставляться до s-элементам. За своїми характеристикам їх іони більшою мірою відрізняються одна від друга, ніж іони натрію і калію. Так, іон магнію проти іоном кальцію виявляє велику тенденцію до освіті ковалентних донорноакцепторных зв’язку з різними электродонорными атомами (N, O), входящими у складі біологічних макромолекул (білки, нуклеїнові кислоти). Це зумовлює великі структурообразующие властивості магнію проти кальцием.

Іони Mg2+ утворюють у клітинах комплекси з нуклеинывыми кислотами, учавствуют у передачі нервового імпульсу, скороченні м’язів, метаболізмі вуглеводів. Магній може бути центральним елементом енергетичних процесів, що з окислительным фосфорилированием. Надлишок магнію ж виконує функцію депрессора нервового порушення, недолік — викликає тетамию (судороги).

Активність більшості ферментів перенесення (гирансфероз) залежить від магнію. Магній — одна з основних активаторів ферментативних процесів. У частковості, він активує ферменти синтезу і розпаду аденозинтрифосфорної і гуаминтрифосфорной кислоти, бере участь у процесах перенесення фосфатних груп. Магній входить до складу хлорофілу; субъединицы рибосом (клітинних органоидов, у яких відбувається синтез білка) пов’язані іонами Mg2+. Соддержание магнію в організмі близько 42 г. більша кількість їх у оргнизме може викликати наркотичне состояние.

Марганець належить до дуже распространённым елементам, становлячи 0,03% від загальної кількості атомів земної кори. Серед важких металів (атомний вагу більше 40), до яких належать все елементи перехідних рядів, марганець займає за поширеності в земної корі третє місце за залізом і титаном. Невеликі кількості марганцю містять багато гірські породи. Разом про те, трапляються й дещо скупчення його кисневих сполук, головним чином вигляді мінералу пиролюзита — MnO2. Важливе значення мають також мінерали гаусманит — Mn3O4 і браунит — Mn2O3.

Получение.

Чистий марганець можна отримати електроліз розчинів його солей. Проте, оскільки 90% всієї видобутку марганцю споживається під час виготовлення різних сплавів з урахуванням заліза, з руд зазвичай виплавляють прямо його высокопроцентный сплав з залізом — феромарганець (60−90% - Mn і 40−10% - Fe). Виплавку феромарганцю з суміші марганцовых і залізних руд ведуть у електричних печах, причому марганець відновлюється вуглецем по реакции:

MnO2 + 2C + 301 кДж = 2СО + Mn Невелика кількість металевого марганцю до лабораторій легко приготувати алюмотермическим методом:

3Mn3O4 + 8Al = 9Mn + 4Al2O3; (H0 = -2519 кДж.

Марганець — просте речовина та її свойства.

Марганець — сріблисто-білий твёрдый тендітний метал. Відомі чотири кристалічні модифікації марганцю, кожна з яких термодинамічно стійка в певному інтервалі температур. Нижче 7070 З стійкий (- марганець, має складну структуру — у його елементарну осередок входять 58 атомів. Складність структури марганцю при високих температурах нижче 7070 З обумовлює його хрупкость.

Деякі фізичні константи марганцю наведено ниже:

Щільність, г/см3 7,44.

Т. Пл., градусів 1245.

Т.кип., градусів ~2080.

S0298, Дж/град (моль 32,0.

(Hвозг. 298, кДж/моль. 280.

E0298 Mn2+ + 2e = Mn, У -1,78.

Серед напруг марганець розташовується до водню. Він досить активно взаємодіє зі розведеною HCl і H2SO4. В відповідність до стійкими ступенями окислення взаємодія марганцю з розведеними кислотами призводить до утворення катіонного аквокомплекса [Mn (OH2)6]2+:

Mn + 2OH3- + 4H2O = [Mn (OH2)6]2+ + H2.

У результаті досить високою активності, марганець легко окислюється, в особливості в порошкоподібному стані, при нагріванні киснем, сірої, галогенами. Компактний метал надворі стійкий, оскільки покривається оксидной плёнкой (Mn2O3), яка, своєю чергою, перешкоджає подальшому окислювання металу. Ще більш стійка плёнка утворюється під час дії на марганець холодної азотної кислоты.

Для Mn2+ менш характерно комплексообразование, ніж й інших dэлемен-тов. Це з електронної конфігурацією d5 іона Mn2+. У высокоспиновом комплексі електрони заповнюють за одним все d-орбитали. У результаті, на орбиталях містяться d-электроны і з високої, і з низькою енергією; сумарний виграш енергії, обумовлений дією поля лигандов, дорівнює нулю.

Сполуки Mn (II).

Більшість солей Mn (II) добре розчиняються у воді. Мало розчиняються MnO, MnS, MnF2, Mn (OH)2, MnCO3 і Mn3(PO4)2. При розчиненні у питній воді солі Mn (II) диссоциируют, створюючи аквокомплексы [Mn (OH2)6]2+, які надають розчинів рожеву забарвлення. Такої ж кольору кристаллогидраты Mn (II), наприклад Mn (NO3)2 (6H2O, Mn (ClO4)2 (6H2O.

По хімічним властивостями бінарні сполуки Mn (II) амфотерны (переважають ознаки основних сполук). У реакціях без зміни ступеня окислення їм найхарактерніший перехід у катионные комплекси. Так, оксид MnO, як і гидроксид Mn (OH)2, легко взаємодіють із кислотами:

MnO + 2OH3+ + 3H2O = [Mn (OH2)6]2+.

З лугами вони реагують лише за досить сильному і тривалому нагревании:

Mn (OH)2 + 4OH- = [Mn (OH)6]4;

З гидроксоманганатов (II) виділено у вільному стані K4[Mn (OH)6], Ba2[Mn (OH)6] (червоного кольору) та інших. Усі вони у водних розчинах повністю руйнуються. З цієї причини ні металевий марганець, і його оксид і гидроксид у звичайних обставинах зі лугами не взаимодействуют.

Оксид MnO (серо-зелёного кольору, т.пл. 17 800 З) має перемінний склад (MnO-MnO1,5), має напівпровідниковими властивостями. Його зазвичай отримують, нагріваючи MnO2 у атмосфері водню чи термічно розкладаючи MnCO3.

Оскільки MnO із жовтою водою не взаємодіє, Mn (OH)2 (білого кольору) отримують непрямим шляхом — дією луги на розчин солі Mn (II):

MnSO4 (р) + 2KOH (р) = Mn (OH)2 (т) + K2SO4 (р).

Кислотні ознаки сполуки Mn (II) виявляють при взаємодії з однотипними похідними лужних металів. Так, нерозчинний у питній воді Mn (CN)2 (білого кольору) рахунок комплексоутворення розчиняється в присутності KCN:

4KCN + Mn (CN)2 = K4[Mn (CN)6] (гексацианоманганат (II)).

Так протікають реакции:

4KF + MnF2 = K4[MnF6] (гексафтороманганат (II)).

2KCl + MnCl2 = K2[MnCl4] (тетрахлороманганат (II)).

Більшість манганатов (II) (крім комплексних ціанідів) в розбавлених розчинах распадается.

При дії окислювачів похідні Mn (II) виявляють відбудовні властивості. Так було в лужної середовищі Mn (OH)2 легко окислюється навіть молекулярным киснем повітря, тому осад Mn (OH)2, отримуваний по обмінній реакції, швидко темнеет:

+2 +4.

6Mn (OH)2 + O2 = 2Mn2MnO4 + 6H2O У сильнощелочной середовищі окислювання супроводжується освітою оксоманганатов (VI) — похідних комплексу MnO42-:

+2 +5 +6 -1.

3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH = 3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O сплавлення Сильні окислювачі, такі, як PbO2 (окисляє у кислому середовищі), переводять сполуки Mn (II) в оксоманганаты (VII) — похідні комплексу MnO-4:

+2 +4 +7 +2 +2.

2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3Pb (NO3)2 + 2PbSO4 + 2H2O Остання реакція використовують у аналітичної практиці як якісна реакція на сполуки марганца.

Сполуки марганцю в біологічних системах.

Марганець дуже цікавий в біохімічному відношенні. Точні аналізи показують, що він є у організмах всіх рослин та тварин. Зміст його звичайно перевищує тисячних часток відсотка, а часом буває значно вища. Наприклад, в листі свёклы міститься до 0,03%, в організмі рудих мурах — до 0,05%, а деяких бактерії до кількох відсотків Mn. Досліди з годівлею мишей показали, що марганець є необхідною складовою їх їжі. У людини більше всього марганцю (до 0,0004%) містить серце, печінка та надниркові залози. Вплив його за життєдіяльність, очевидно, дуже різноманітно і вже позначається головним чином зростанні, освіті крові й функції статевих желёз.

У надлишкових проти норми кількостях марганцовые сполуки діють як отрути, викликаючи хронічне отруєння. Останнє то, можливо зумовлено вдиханням що містить ці сполуки пилу. Виявляється він у різних розладах нервової системи, причому розвивається хвороба дуже медленно.

Марганець належить до небагатьох елементів, здатних існувати за вісім різноманітному вигляді окислення. Однак у біологічних системах реалізуються два з цих станів: Mn (II) і Mn (III). В багатьох випадках Mn (II) має координаційне число 6 і октаэдрическое оточення, але він може також бути п’ятиі семикоординационным (наприклад, в [Mn (OH)2ЭДТА]2-). Часто яка трапляється у сполук Mn (II) блідо-рожева забарвлення пов’язані з высокоспиновым станом іона d5, які мають особливої сталістю як конфігурація з наполовину заповненими d-орбиталями. У неводном оточенні іон Mn (II) здатний до тетраэдрической координації. Координаційна хімія Mn (II) і Mg (II) має відомим подібністю: обидва катиона воліють як лигандов порівняно слабкі донори, як, наприклад, карбоксильную і фосфатную групи. Mn (II) може заміняти Mg (II) в комплексах з ДНК, причому процеси матричного синтезу продовжують протікати, хоч і дають інші продукты.

Незакомплексованный іон Mn (III) хисткий у водних розчинах. Він окисляє воду, отже у своїй утворюються Mn (II) і кисень. Зате багато комплекси Mn (III) цілком стійкі (наприклад, [Mn (C2O4)3]3- - оксалатный комплекс); зазвичай октаэдрическая координація у яких кілька викривлена внаслідок ефекту Яна — Теллера.

Відомо, що фотосинтез в шпинаті неможливий за відсутності Mn (II); мабуть, те ж стосується і до інших рослин. У організм людини марганець потрапляє з рослини; він необхідний активації низки ферментів, наприклад дегидрогеназ изолимонной і яблучною кислот і декарбоксилазы пировиноградной кислоты.

Деякі реакції з участю марганца:

2Mg+O2=2MgO (магній горить в кисні повітря сліпучим-білим пламенем).

Mg+2HCl=MgCl2+H2((що виділяється кисень можна визначити по пухирцям на поверхні металу і з вибуху при поджигании).

Mg+H2O=Mg (OH)2+H2((реакція до лиця повільно при кипячении).

Mg+2H2O+2NH4Cl=MgCl2+2NH4OH+H2((під час проведення реакції відчувається характерний запах аміаку). У цьому і попередньої реакції утворений MgCl2 можна визначити з допомогою реакции.

MgCl2+2AgNO3=2AgCl (+Mg (NO3)2.

MgO+MgCl2+H2O=2MgOHCl (освіту магнезиального цементу). Через кілька днів цемент затвердевает.

MgO+H2O=Mg (OH)2 (реакція йде при нагріванні). Утворений Mg (OH)2 у цій і такий реакції можна визначити по фіолетовому окрашиванию який додається розчину фенолфталеина.

MgSO4+2NaOH=Mg (OH)2(+Na2SO4 (випадає жовтуватий осад Mg (OH)2).

MgCl2+Na2CO3=MgCO3(+2NaCl (випадає білий осад MgCO3).

MgCO3+2HCl=MgCl2+CO2+H2.

MgCl2+2AgNO3=2AgCl (+Mg (NO3)2.

Ca (OH)2+CO2=CaCO3+H2O.

MgCl2+NaOH=Mg (OH)2+2NaCl.

Кальцій — із п’яти (O, З, H, N, Ca) найпоширеніших елементів в людини. Зміст їх у організмі становить близько 1700 г на 70 кг маси. Іони Ca2+ беруть участь у структурообразовании (Ca лежить в основі кістковій тканині), скороченні м’язів, функціонуванні нервової системи. Від змісту іонів Ca2+ залежить проникність клітинних мембран. Кальцій потрібен на шляху зростання кісток і зубів, освіти молока у годують жінок, регулювання нормального ритму скорочень серця, і навіть здійснення процесу згортання крові. Свёртывание крові можна прискорити, вводячи у організм надлишок солей кальцію, наприклад при кровотечі. Щоденна доза кальцію, необхідна організму, становить приблизно 1 г. При зниженні змісту Ca у крові він починає вымываться кров’ю з кістковій тканині, що у своє чергу призводить до розм’якшенню і викривлення кістяка. Недолік Ca в плазмі крові може викликати судоми м’язів і навіть конвульсії (сильні судоми всіх м’язів). Освіта каменів у жовчних і сечовивідних шляхах, склеротичні зміни кровоносних судин також пов’язані з відкладенням в організмі солей Ca в результаті порушення нормальної життєдіяльності организма.

З сполук Ca і Mg яких багато важать следующие:

Гидроксид Ca (гашёная вапно) Ca (OH)2 використовують у санітарної практиці для дезинфекций. З іншого боку, у вигляді вапнякової води (насичений водний розчин Ca (OH)2) застосовується зовнішньо і як протизапального, в’язальника і дезінфекційного средства.

Сульфат магнію (гірка сіль) MgSO4(7H2O застосовується всередину як проносне. Сульфат Mg застосовують також для лікування правця, хори і інших судомних станів. При гіпертонії його вводять у вену, бо як жовчогінне — в дванадцятипалу кишку.

Хлорид кальцію CaCl2 застосовують як заспокоююче засіб під час лікування неврозів, при бронхіальній астмі, туберкулёзе.

Жжёный гіпс 2CaSO4(H2O виходить шляхом прокаливания природного гіпсу CaSO4(2H2O при 150−180 градусів. При замішуванні із жовтою водою він швидко твердіє, перетворюється знову на кристалічний гіпс CaSO4(2H2O. У цьому властивості грунтується застосування їх у медицині для гіпсових пов’язок при переломах костей.

Карбонат кальцію CaCO3 практично нерозчинимо у питній воді. Застосовується всередину як як кальцієвий препарат, а й засіб, адсорбуюче і нейтралізуюче кислоти. Особливо чистий препарат йде також і виготовлення зубного порошка.

D-ЭЛЕМЕНТЫ.

Іони d-элементов (Zn, Mn, Fe, Cu, Co, Mo, Ni) мають незаповнені dелектронні верстви. Це зумовлює різні ступеня окислення dелементів, спроможність брати участь у різних окислительновідбудовних перетвореннях, можливість утворювати комплексні соединения.

У порівняні з розглянутими вище s-элементами, d-элементы зберігають у організмі значно менших кількостях. Проте їх роль перебігу фізіологічних і патологічних процесів в людини огромна.

ЦИНК.

Цинк входить до складу значної частини ферментів і гормону інсуліну. У останні роки Zn особливо «пощастило» себто виявлення його нових фізіологічних функцій. Доведено, що він необхідний підтримки нормальної концентрації вітаміну На плазмі. Дефіцит Zn викликає уповільнення зростання тварин, порушення шкірного і волосяного покриву. Висловлено припущення, що постійний недолік цинку в раціоні призводить до появі низькорослих людей.

За даними, Zn надає значний вплив на синтез нуклеїнових кислот і активна бере участь у зберіганні і передачі генетичної інформації, граючи роль своєрідного біологічного переключателя.

Сполуки цинку — дуже важливі лікувальні препарати. Препарати Zn застосовують у медицині як в’яжучі і дезінфікуючі средства.

Сульфат цинку ZnSO4(7H2O входить до складу очних крапель як при конъюктивитах.

Хлорид цинку ZnCl2 застосовується у пастах як припікальне засіб, в розчинах — при виразках, як в’язке і антисептичний средство.

МАРГАНЕЦ.

Марганець належить до дуже распространённым елементам, становлячи 0,03% від загальної кількості атомів земної кори. Серед важких металів (атомний вагу більше 40), до яких належать все елементи перехідних рядів, марганець займає за поширеності в земної корі третє місце за залізом і титаном. Невеликі кількості марганцю містять багато гірські породи. Разом про те, трапляються й дещо скупчення його кисневих сполук, головним чином у вигляді мінералу пиролюзита — MnO2. Важливе значення мають також мінерали гаусманит — Mn3O4 і браунит — Mn2O3.

Получение.

Чистий марганець можна отримати електроліз розчинів його солей. Проте, оскільки 90% всієї видобутку марганцю споживається під час виготовлення різних сплавів з урахуванням заліза, з руд зазвичай виплавляють прямо його высокопроцентный сплав з залізом — феромарганець (60−90% - Mn і 40−10% - Fe). Виплавку феромарганцю з суміші марганцовых і залізних руд ведуть у електричних печах, причому марганець відновлюється вуглецем по реакции:

MnO2 + 2C + 301 кДж = 2СО + Mn Невелика кількість металевого марганцю до лабораторій легко приготувати алюмотермическим методом:

3Mn3O4 + 8Al = 9Mn + 4Al2O3; (H0 = -2519 кДж.

Марганець — просте речовина та її свойства.

Марганець — сріблисто-білий твёрдый тендітний метал. Відомі чотири кристалічні модифікації марганцю, кожна з яких термодинамічно стійка в певному інтервалі температур. Нижче 7070 З стійкий (- марганець, має складну структуру — у його елементарну осередок входять 58 атомів. Складність структури марганцю за температур нижче 7070 З обумовлює його хрупкость.

Деякі фізичні константи марганцю наведено ниже:

Щільність, г/см3 7,44.

Т. Пл., градусів 1245.

Т.кип., градусів ~2080.

S0298, Дж/град (моль 32,0.

(Hвозг. 298, кДж/моль. 280.

E0298 Mn2+ + 2e = Mn, У -1,78.

Серед напруг марганець розташовується до водню. Він досить активно взаємодіє зі розведеною HCl і H2SO4. В відповідність до стійкими ступенями окислення взаємодія марганцю з розведеними кислотами призводить до утворення катіонного аквокомплекса [Mn (OH2)6]2+:

Mn + 2OH3- + 4H2O = [Mn (OH2)6]2+ + H2.

У результаті досить високою активності, марганець легко окислюється, в особливості в порошкоподібному стані, при нагріванні киснем, сірої, галогенами. Компактний метал надворі стійкий, оскільки покривається оксидной плёнкой (Mn2O3), яка, своєю чергою, перешкоджає подальшому окислювання металу. Ще більш стійка плёнка утворюється під час дії на марганець холодної азотної кислоты.

Для Mn2+ менш характерно комплексообразование, ніж й інших dэлемен-тов. Це з електронної конфігурацією d5 іона Mn2+. У высокоспиновом комплексі електрони заповнюють за одним все d-орбитали. У результаті, на орбиталях містяться d-электроны і з високої, і з низькою енергією; сумарний виграш енергії, обумовлений дією поля лигандов, дорівнює нулю.

Сполуки Mn (II).

Більшість солей Mn (II) добре розчиняються у воді. Мало розчиняються MnO, MnS, MnF2, Mn (OH)2, MnCO3 і Mn3(PO4)2. При розчиненні у питній воді солі Mn (II) диссоциируют, створюючи аквокомплексы [Mn (OH2)6]2+, які надають розчинів рожеву забарвлення. Такої ж кольору кристаллогидраты Mn (II), наприклад Mn (NO3)2 (6H2O, Mn (ClO4)2 (6H2O.

По хімічним властивостями бінарні сполуки Mn (II) амфотерны (переважають ознаки основних сполук). У реакціях без зміни ступеня окислення їм найхарактерніший перехід у катионные комплекси. Так, оксид MnO, як і гидроксид Mn (OH)2, легко взаємодіють із кислотами:

MnO + 2OH3+ + 3H2O = [Mn (OH2)6]2+.

З лугами вони реагують лише за досить сильному і тривалому нагревании:

Mn (OH)2 + 4OH- = [Mn (OH)6]4;

З гидроксоманганатов (II) виділено у вільному стані K4[Mn (OH)6], Ba2[Mn (OH)6] (червоного кольору) та інших. Усі вони у водних розчинах повністю руйнуються. З цієї причини ні металевий марганець, і його оксид і гидроксид у звичайних обставинах зі лугами не взаимодействуют.

Оксид MnO (серо-зелёного кольору, т.пл. 17 800 З) має перемінний склад (MnO-MnO1,5), має напівпровідниковими властивостями. Його зазвичай отримують, нагріваючи MnO2 у атмосфері водню чи термічно розкладаючи MnCO3.

Оскільки MnO із жовтою водою не взаємодіє, Mn (OH)2 (білого кольору) отримують непрямим шляхом — дією луги на розчин солі Mn (II):

MnSO4 (р) + 2KOH (р) = Mn (OH)2 (т) + K2SO4 (р).

Кислотні ознаки сполуки Mn (II) виявляють при взаємодії з однотипними похідними лужних металів. Так, нерозчинний у питній воді Mn (CN)2 (білого кольору) рахунок комплексоутворення розчиняється в присутності KCN:

4KCN + Mn (CN)2 = K4[Mn (CN)6] (гексацианоманганат (II)).

Так протікають реакции:

4KF + MnF2 = K4[MnF6] (гексафтороманганат (II)).

2KCl + MnCl2 = K2[MnCl4] (тетрахлороманганат (II)).

Більшість манганатов (II) (крім комплексних ціанідів) в розбавлених розчинах распадается.

При дії окислювачів похідні Mn (II) виявляють відбудовні властивості. Так було в лужної середовищі Mn (OH)2 легко окислюється навіть молекулярным киснем повітря, тому осад Mn (OH)2, отримуваний по обмінній реакції, швидко темнеет:

+2 +4.

6Mn (OH)2 + O2 = 2Mn2MnO4 + 6H2O У сильнощелочной середовищі окислювання супроводжується освітою оксоманганатов (VI) — похідних комплексу MnO42-:

+2 +5 +6 -1.

3MnSO4 + 2KClO3 + 12KOH = 3K2MnO4 + 2KCl + 3K2SO4 + 6H2O сплавлення Сильні окислювачі, такі, як PbO2 (окисляє у кислому середовищі), переводять сполуки Mn (II) в оксоманганаты (VII) — похідні комплексу MnO-4:

+2 +4 +7 +2 +2.

2MnSO4 + 5PbO2 + 6HNO3 = 2HMnO4 + 3Pb (NO3)2 + 2PbSO4 + 2H2O Остання реакція використовують у аналітичної практиці як якісна реакція на сполуки марганца.

Сполуки марганцю в біологічних системах.

Марганець дуже цікавий в біохімічному відношенні. Точні аналізи показують, що він є у організмах всіх рослин та тварин. Зміст його звичайно перевищує тисячних часток відсотка, а часом буває значно вища. Наприклад, в листі свёклы міститься до 0,03%, в організмі рудих мурах — до 0,05%, а деяких бактерії до кількох відсотків Mn. Досліди з годівлею мишей показали, що марганець є необхідною складовою їх їжі. У людини більше всього марганцю (до 0,0004%) містить серце, печінку та надниркові залози. Вплив його за життєдіяльність, очевидно, дуже різноманітно і дається взнаки головним чином зростанні, освіті крові й функції статевих желёз.

У надлишкових проти норми кількостях марганцовые сполуки діють як отрути, викликаючи хронічне отруєння. Останнє то, можливо зумовлено вдиханням що містить ці сполуки пилу. Виявляється він у різних розладах нервової системи, причому розвивається хвороба дуже медленно.

Марганець належить до небагатьох елементів, здатних існувати за вісім різноманітному вигляді окислення. Однак у біологічних системах реалізуються лише двоє з цих станів: Mn (II) і Mn (III). В багатьох випадках Mn (II) має координаційне число 6 і октаэдрическое оточення, але він може також бути п’ятиі семикоординационным (наприклад, в [Mn (OH)2ЭДТА]2-). Часто яка трапляється у сполук Mn (II) блідо-рожева забарвлення пов’язані з высокоспиновым станом іона d5, які мають особливої сталістю як конфігурація з наполовину заповненими d-орбиталями. У неводном оточенні іон Mn (II) здатний до тетраэдрической координації. Координаційна хімія Mn (II) і Mg (II) має відомим подібністю: обидва катиона воліють як лигандов порівняно слабкі донори, як, наприклад, карбоксильную і фосфатную групи. Mn (II) може заміняти Mg (II) в комплексах з ДНК, причому процеси матричного синтезу продовжують протікати, хоч і дають інші продукты.

Незакомплексованный іон Mn (III) хисткий у водних розчинах. Він окисляє воду, отже у своїй утворюються Mn (II) і кисень. Зате багато комплекси Mn (III) цілком стійкі (наприклад, [Mn (C2O4)3]3- - оксалатный комплекс); зазвичай октаэдрическая координація у яких кілька викривлена внаслідок ефекту Яна — Теллера.

Відомо, що фотосинтез в шпинаті неможливий за відсутності Mn (II); мабуть, те ж стосується і до інших рослин. У організм людини марганець потрапляє з рослини; він необхідний активації низки ферментів, наприклад дегидрогеназ изолимонной і яблучною кислот і декарбоксилазы пировиноградной кислоты.

У біологічних системах марганець є у двох станах: Mn2+ і Mn3+. Марганець входить до складу ферментів, які каталізують окислительновідбудовні процеси. Його сполуки беруть участь у синтезі важливого моменту організму вітаміну З (аскорбінова кислота).

Пермарганат калію KMnO4 використовують у медицині як 5%-ого розчину в обробці обожжённых місць як і кровоспинне засіб. Більше слабкі його розчини вживаються для полоскання рота і горла. Дезінфікуючі властивості розчинів пермарганата калію обумовлені високими свойствами.

Сульфат марганцю MnSO4 був застосований на лікування атеросклерозу. При цьому виявилося, що клінічно в хворих зменшувалися явища атеросклерозу судин і кількість холестерину у крові сягала нормального.

ЖЕЛЕЗО.

У людини залізо зустрічають у вигляді двох катионів: Fe2+ і Fe3+. В основному входить до складу гемоглобіну, що міститься в еритроцитах (80% кількості). Отже, загальний вміст заліза визначається переважно обсягом крові. З іншого боку, в організмі існує депонированное (запасне) залізо як высокомолекулярного железосодержащего білка (феритину), що у клітинах печінці та селезёнки. Клітинний фонд заліза представляє залізо клітинних ферментів дихання, а м’язах — залізо гемоглобина.

Обмін заліза між плазмою крові й лімфою відбувається з допомогою транспортного білка (трансферрина). Одна молекула трансферрина пов’язує 2 атома заліза. Основний шлях обміну заліза такий: залізо плазми (залізо эритроцитов (гемолиз ((залізо плазмы.

Зазвичай середнє вміст заліза в організмі вбирається у 5 г. Що стосується втрат крові потреба у залозі перевищує його потрапляння до організму з їжею. При внутрішньовенних ін'єкціях залізо вводять у вигляді аскорбата, цитрата чи колоїдних комплексів з вуглеводами, тобто. як слабко іонізованих соединений.

З солі заліза найбільшу ефективність застосування до медицини знайшов сульфат заліза (II) (купорос) FeSO11(7H2O — кристали блідозеленого кольору, жовтіючі якщо зберіганні надворі. Він використовується під час лікування анемії (недокрів'ї), яка від дефіциту заліза в організмі, і навіть при слабкості й виснаженні організму. З цією самі цілі вживаються відновлене залізо Fe і карбонат заліза FeCO3.

З солей заліза (III) найширше застосовуються гідрид заліза FeCl3(6H2O. Це з'єднання бурого кольору, добре розчинно в воде.

КОБАЛЬТ.

Катіон кобальту Co2+ входить до складу важливих білкових молекул, активує ряду ферментів. Комплекс трёхвалентного кобальту Co3+ лежить в основі однієї з найважливіших вітамінів В12. Значний недолік цього вітаміну в організмі викликає злоякісну анемію. Вважають, що дефіцит З в тканинах знижує здатність організму захищатися від різних инфекций.

Вважається, що людський організм реагує на брак ньому кобальту меншою мірою, ніж недолік інші елементи. Проте остаточного відповіді це запитання ще немає, бо немає ще повних даних про накопиченні (депонировании) вітаміну В12 в тканини організму человека.

МЕДЬ.

Важливе біологічне значення мають катиони Сі+ і Си2+. У такому стані мідь входить у найважливіші комплексні з'єднання з білками (медь-протеиды). Медь-протеиды, подібно гемоглобину, беруть участь у перенесення кисню. Кількість атомів міді у яких различное:2- в молекулі цереброкуперина, що у зберіганні запасу кисню у мозку, і побачили 8-гов молекулі церулоплазміну, що сприяє переносу кисню в плазмі. Мідь активує синтез гемоглобіну, бере участь у процесах клітинного дихання, в синтезі білка, освіті кістковій тканині і пігменту шкірних покровів. Іони міді входить у склад медьсодержащих ферментов.

Найбільш які у медицині з'єднанням міді є сульфат міді CuSO4(5H2O, званий мідним купорсом. Сульфат міді (II) має в’язким і прижигающим действаием. Застосовується як очних крапель при отруєння білим фосфором. Усі солі міді отруйні, тому мідну посуд лудять, тобто. покривають шаром олова, щоб уникнути можливість освіти мідних солей.

МОЛИБДЕН.

Відповідно до конфігурацією і будовою незаповнених шарів молібден може реалізувати вісім різних ступенів окислення. У біологічних системах Мо виявлено як Мо+6, Мо+8 і рідше Мо+3, Мо+4. Можливо, це різноманітні форми існування й стало причиною, що це найбільш важкий биометалл використовується поруч із легкими елементами для побудови живих организмов.

Фізіологічна і патологічна роль молібдену нині лише изучается.

Мо входить до складу низки ферментів. Приклад молібдену можна простежити зв’язок та взаємовпливи метабиологической активності мікроелементів. Надлишок молібдену приводить до зменшення концентрації міді кобальту. Безпосереднє взаємодія між Мо і Сu може спричинить освіті в желудочно-кишечнем тракті труднорастворимого сполуки CuMoO4.

НИКЕЛЬ.

Належність нікелю до биоэлементов організму визнається не усіма дослідниками. Наприклад, Д. Ульямс у своїй книжці «Десять металів життя» не включає нікель до биометаллов. Одннако останні дослідження інших вчених свідчить про наявність і певну роль нікелю в біологічних системах. Показано, зокрема, що нікель бере участь у активировании ферментативних реакцій гідролізу, реакцій з участю карбоксильной группы.

Дуже багато різних хімічних речовин (ліки, харчові добавки, продукти забруднення довкілля, хімічної обробки рослин i т.д.) потрапляють до організму людини. Дія цих речовин, а також їхніх численних комбінацій як впливає окремий організм у протягом всього життя, а й передається у спадщину від покоління до покоління. У зв’язку з цим стає необхідним знання взможных наслідків впливу різноманітних хімічних сполук на здоров’я человека.

Література. (Москва 1980 г. «Хімія і медицина». (Журнал «Здоров'я» рік 1998. (Журнал «Здоров'я» рік 1996. (Журнал «Здоров'я» рік 1999. («Хімія» авт.Хомченко. («Спільна й неорганічна хімія». Карапетьянц М. Х., Дракин С.І., 1993 г.