Биологическая роль и применение соединений серы в медицине

Биологическая роль и применение серы и её соединений в медицине: Сера — один из биогенных элементов. Сера входит в состав некоторых аминокислот (цистеин, метионин), витаминов (биотин, тиамин), ферментов. Сера участвует в образовании третичной структуры белка (формирование дисульфидных мостиков). Сера обеспечивает в клетке такой тонкий и сложный процесс, как передача энергии: переносит электроны, принимая на свободную орбиталь один из неспаренных электронов кислорода. Сера участвует в фиксации и транспорте метильных групп.

Сера входит в состав мазей, обладающих противопаразитарными и противомикробными свойствами. Очищенную и осажденную серу употребляют в мазях и присыпках для лечения некоторых кожных заболеваний (себорея, псориаз, сикоз); в порошке - при глистных инвазиях (энтеробиоз); в растворах - для пиротерапии прогрессивного паралича. Мази с содержанием серы применяют при кожных заболеваниях. Применение натрия тиосульфата основано на его свойстве выделять серу. Препарат используется в качестве противоядия при отравлениях галогенами, цианидами и синильной кислотой. Препарат может использоваться также при отравлении соединениями мышьяка, ртути, свинца. Натрия тиосульфат применяется также при аллергических заболеваниях, артритах, невралгии внутривенно в виде 30%-ного водного раствора.

CaSO₄*H₂O – в гипсовых повязках

H₂S – при ревматизме, кожных заболеваниях, входит в состав минеральных вод

Аналитические реакции на ионы SО₄^2—, SCN^—_.

BaCl₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaCl (белый)
FeCl₃ + 3KCNS = Fe(CNS)₃ + 3KCl (темно-красный)

Билет 41. Химия биогенных элементов p-блока. Общая характеристика элементов VIIA группы. Электронные структуры атомов элементов. Галогены. Галогеноводородные кислоты, галогениды. Биологическая роль соединений фтора, хлора, брома, йода. Аналитические реакции на ионы Сl^—, Br^—, I^—.

Общая характеристика элементов VIIA группы

ГАЛОГЕНЫ

В главную подгруппу VII группы входят F, Cl, Br, I и At. Они называются галогенами, так как при взаимодействии с металлами образуют типичные соли (NaCl, KF и др.). Электронная формула внешнего валентного уровня: ns²np⁵, то есть имеют 7 валентных электронов, из которых один неспаренный. В подгруппе галогенов свойства атомов периодически изменяются. От фтора к астату радиус атома и иона Э- увеличивается, значение энергии ионизации уменьшается, относительная электроотрицательность атомов сверху вниз в подгруппе уменьшается, поэтому окислительные и неметаллические свойства тоже уменьшаются. Имея семь валентных электронов, атомы галогенов в своих соединениях могут проявлять (за исключением фтора) степени окисления от минимальной (-1) до максимальной (+7). Самая характерная степень окисления равна (-1). Кроме того, для галогенов характерны нечётные положительные степени окисления +1, +3, +5, +7. Отметим, что у фтора в соединениях проявляется только С.О. = -1, так как фтор – самый электроотрицательный элемент и получить химическим путем F+ невозможно. Атомы галогенов могут образовывать ионные связи (NaCl, KF), ковалентные полярные связи (HCl, BF3), ковалентные неполярные связи (Cl2, Br2).
Электронные структуры атомов элементов

F

Cl

Br

I

At

Галогены.

Атомы галогенов имеют на последнем электронном уровне по 7 электронов - s²p⁵. Для завершения оболочки им не хватает одного электрона. Особенностью атома фтора является отсутствие d-подуровня. Типичными степенями окисления хлора, брома, иода, является -1, +1, +3, +5, +7. Фтор за счет неспаренного электрона способен образовывать одну связь (валентность равнa 1). Типичная степень окисления -1.
1. Наиболее высока электроотрицательность у фтора 4,0, затем она падает в ряду Cl, Br, I (2.83, 2.7, 2.2).

2. Все галогены активные окислители. Их окислительная активность уменьшается в ряду F > Cl > Br > I. Вследствии различий в электроотрицательности фтор вытесняет хлор, бром, иод из солей, хлор вытесняет бром и йод, а бром вытесняет йод.

3. В пределах группы меняются и физико-химические свойства галогенов. Фтор и хлор газы, бром - жидкость, иод - твердое вещество.

4. Растворы галогеноводородов в воде - кислоты. Степень диссоциации (сила кислот) возрастает в ряду HF < HCl < HBr < HI. Иодистоводородная кислота самая сильная (связь H-I наименее прочна и легко разрывается под действием молекул воды), а фтористоводородная кислота самая слабая, что связано с высокой прочностью связи фтора с водородом.5. Восстановительные свойства отсутствуют у HF и увеличиваются в ряду HCl < HBr < HI. Иодистоводородная кислота и ее соли сильные восстановители