Главная | Обратная связь | Поможем написать вашу работу!
МегаЛекции

Токсичность соединений алюминия




Избыток алюминия в организме тормозит синтез гемоглобина, так как благодаря довольно высокой комплексообразувщей способности алюминий блокирует активные центры ферментов, участвующих в крове­творении. Алюминий может катализировать реакцию трансаминирования (перенос NH2- группы).

 

Лекарственные препараты:

Aluminium Hydroxyde, Aluminii hydroxydum (Al(OH)3) алюминия гидроокись. Применяют в качестве адсорбирующего и обволакивающего средства. Наружно в виде присыпок и внутрь как антацидное средство при повышенной кислотности желудочного сока.

Almagel (альмагель). Состав: Al(OH)3; MgO или Mg(oh)2 с добавле­нием D-сорбита в форме геля.

Aluminii et Kalii sulfas KAl(SO4)2´12H2O калия-алюминия сульфат (квасцы алюминиево-калиевые). Применяют наружно в качестве вяжущего и антисептического средства в виде водных растворов (0,5-1%) для полосканий, промываний, примочек и спринцеваний при воспалительных заболеваниях слизистых оболочек и кожи.

Гефал (Gefal) — лекарственный препарат, содержащий алюминия фосфат в виде суспензии белого цвета, сладковатого вкуса. Применяют как антацидное средство при язвенной болезни, гастритах, диспепсии и др.

Химизм антацидного действия гидроксида алюминия Al(OH)3 обусловлен взаимодействием его с ионами оксония (H3O+), что приводит к снижению кислотности желудочного сока:

 

Al(OH)3 + 3H3O+ ® Al3+ + 6H2O

 

Образующиеся ионы Al3+ осаждаются фосфат-ионами (PO43-) и выводятся с фекалиями из организма:

 

Al3+ + PO43- ® AlPO4¯

 

Антисептическое действие алюминиевокалиевых квасцов (KAl(SO4)2´12H2O) обусловлено тем, что ионы Al3+ образуют с белками (протеинами) микроорганизмов комплексы, выпадающие в виде гелей. Вяжущее действие квасцов связано с осаж­дением белков и образованием кислотных альбуминатов.

 

Применение соединений алюминия в фармации

В технологии лекарственных форм используются белая глина [Al2(SiO3)3 с примесью CaSiO3 и MgSiO3] в качестве основы для приготовления пилюль и таблеток. В фарманализе используется алюминия окись (Al2O3) для хроматографии I и II степени активности.

 

Вопросы и задачи для самоподготовки

1. Охарактеризуйте положение бора и алюминия в периодической системе.

2. Напишите электронные формулы атомов B и Al и возможных ионов, укажите тип оболочки.

3. Охарактеризуйте свойства оксида бора и борной кислоты.

4. Качественная реакция на борную кислоту и её соли.

5. Опишите свойства солей борной кислоты (мета- и тетрабораты), особенности гидролиза тетрабората натрия.

6. Какова биологическая роль бора, чем обусловлена токсичность его соединений?

7. Какие соединения бора применяются в качестве лекарственных препаратов, опишите химизм их лечебного действия.

8. Охарактеризуйте свойства оксида и гидроксида алюминия.

9. Напишите схемы амфотерности Al(OH)3 с позиций теории Аррениуса и протолитической теории кислот и оснований.

10. Какие типы солей может образовать ион Al3+, какие из них будут устойчивы в кислой и щелочной среде, в водных растворах и кристаллическом состоянии?

11. Как протекает гидролиз сульфата алюминия в чистом виде и в присутствии карбоната натрия?

12. Что такое квасцы, где они применяются и что происходит c ними в водных разбавленных растворах?

13. Чем объяснить различие действия избытка аммиака и гидроксида натрия на раствор сульфата алюминия?

14. Допишите уравнения реакций, составьте электронные, и ионно-электронные схемы:

а) B + HNO3(конц.) ® NO2 + …

б) Al + NaOH + H2O ® …

в) Al + H2SO4(конц.) ® SO2 +

г) Al + H2SO4(разб.) ® …

15. Какова биологическая роль алюминия и чем обусловлена его токсичность?

16. Какие соединения алюминия применяются в качестве лекарственных препаратов? Опишите механизм и химизм их действия.

Р-Элементы IV группы

 

К р-элементам IV группы относятся углерод (С), кремний (Si), германий (Ge), олово (Sn), свинец (Pb). Для них характерна электронная конфигурация валентного слоя … ns2np2. Атомы этих элементов могут проявлять две степени окисления (с.о.) +2 и +4, причем для углерода и кремния более устойчивы и характерны соединения со с.о. +4; а для олова и свинца со с.о. +2. В соеди­нениях с водородом и металлами углерод и кремний проявляют с.о. -4 (СH4 - метан; SiH4 - силан; Al4C3 - карбиды; Mg2Si - силициды). В пределах подгруппы происходит немонотонное изменение радиуса атома, усиление металлических свойств: углерод и кремний - типич­ные неметаллы, германий, олово и свинец - металлы c амфотерными свойствами.

 

Углерод (Carboneum)

 

Содержание в земной коре 0,14%, в атмосфере - 0.03% (CO2). В природе встречается как в свободном состоянии, так и в виде неорганических соединений (CO2, CaCO3) и многочисленных органических соединений. Для углерода характерны две природные аллотропные модификации: алмаз и графит и две синтетических: карбин (-СºС-СºС-) и поликумулен (=С=С=С=).

 

Электронная конфигурация атома углерода (С) имеет особенности:

1. Равенство числа валентных орбиталей числу валентных электро­нов (4);

2. Близость расположения валентных электронов к ядру;

3. Равенство способностей к отдаче и присоединению электронов, образование за счет этого ковалентных связей, в том числе прочных углерод-углеродных связей (), что приво­дит к образованию органических соединений (углерод - структур­ная основа всех органических соединений).

 

При образовании химических связей углерод чаще всего нахо­дится в возбужденном состоянии, для него в различных химических соединениях характерны 3 типа гибридизации атомных орбиталей.

 

 

 

Тип гибридизации

Строение молекул

Примеры соединений

sp3

тетраэдрическое

алмаз, CH4, CHal

sp2

треугольное

графит, С2H4, CO32-

sp

линейное

карбин, C2H2, СО2, CS2

 

Одна из форм углерода - аморфный уголь обладает высокой поверхностной активностью - адсорбцией - способностью поглощать ядовитые, окрашенные, газообразные вещества. Это важное свойство широко используется при очистке, дегазации, дезактивации веществ, применяется также в фармации как адсорбент.

 

Соединения углерода

СО - оксид углерода (II), угарный газ.

Получение: в промышленности 2С + О2 2СО

в лаборатории НСООН + Н24 (конц) ® СО­ + H2SO4´nH2O

 

В молекуле три ковалентных связи, две из них образо­ваны по обменному, а одна по донорно-акцепторному механизму. Для СО характерно три типа химических реакций.

 

1. Реакции восстановления СО + ZnO ® Zn + CO2

2. Реакции присоединения CO + Cl2 ® COCl2 - фосген (БОВ)

3. Реакции комплексообразования: СО является активным донором электронных пар, выступает в роли лиганда, образуя карбонилы металлов: [Fe(CO)5]; [Ni(CO)4]; [Cr(CO)6].

 

СО2 - оксид углерода (IV), углекислый газ.

Получение: в промышленности C + O2 CO2

в лаборатории CaCO3 + 2HCl ® 2СaCl + H2O + CO2­

 

Строение молекулы CO2:

 

В молекуле СO2 две s и две p связи; валентный угол - 180°, молекула линейна я, неполяр н а я.

По физическим свойствам газ, без цвета, запаха, кислого вкуса, легко сжижается под давлением и при охлаждении переходит в твердое состояние (сухой лед). Последний широко используется как хладагент. CO2 - типичный кислотный оксид, взаимодействуя с водой образует слабую угольную кислоту (H2CO3), которая существует только в водном растворе:

 

CO2 + H2O «­ H2CO3;

H2CO3 «H+ + HCO3-;

HCO3- «H+ + CO32-

 

Соли угольной кислоты: средние (нормальные) - карбонаты. Представители: Na2CO3 (кальцинированная сода); Na2CO3´10H2O (кристаллическая сода); K2CO3 (поташ); CaCO3 (мел, мрамор, известняк); MgCO3 (магнезит). Кислые соли гидрокарбонаты: NaHCO3 (питьевая сода); и др. Для карбонатов и гидрокарбонатов характер­но термическое разложение:

 

2NaHCO3 Na2CO3 + H2O + CO2­

CaCO3 CaO + CO2­

(NH4)2CO3 2NH3­ + H2O + CO2­

 

Карбонаты и гидрокарбонаты в водных растворах подвержены гидролизу:

Na2CO3 + H2O «NaHCO3 + NaOH

NaHCO3 + H2O «NaOH + H2CO3 (H2O + CO2 (г))

 

Качественная реакция на CO32- и CO2

 

Na2CO3 + 2HCl ® 2NaCl + H2CO3 (H2O + CO2 (г))

CO2 + Ca(OH)2 ® CaCO3¯ + H2O

CaCO3 + H2O + CO2 ® Ca(HCO3)2

 

Происходит помутнение раствора (CaCO3) с последующим растворением осадка и образованием растворимой соли: Ca(HCO3)2

 

Поделиться:





Воспользуйтесь поиском по сайту:



©2015 - 2024 megalektsii.ru Все авторские права принадлежат авторам лекционных материалов. Обратная связь с нами...