Применение серы и ее соединений в медицине

Вода

Функции воды:

· Универсальный растворитель органических и неорганических веществ

· Среда, в которой протекают реакции, осуществляется транспорт и обмен веществ

· Активный участник процессов жизнедеятельности

· Определяет физико-химическое состояние коллоидных систем

· Участвует в процессах терморегуляции

Благодаря своим уникальным свойствам вода является средой, растворителем и метаболитом.

Свойства и функции воды

Свойства воды	Функции, основанные на данных свойствах
Высокая теплоемкость (75,3 Дж/мольК). Большая теплота испарения (40,8 кДж/моль)	Термостатирование организма
Высокая диэлектрическая проницаемость ( = 80)	Растворение солей, кислот, оснований, диссоциация их на ионы, что обусловливает высокие скорости протекания биохимических реакций, быструю миграцию ионов и передачу нервных импульсов

Большой дипольный момент ( = 1,82 D) и способность образовывать водородные связи	Формирование определенных структур водных ассоциатов в самой воде и у молекул биополимеров в водных растворах
Низкая вязкость ( = 0,001 Пас)	Транспортные функции и возникновение жидкокристаллического состояния у биосубстратов

Пероксид водорода

Строение молекулы. Молекула имеет форму полураскрытой книги, где атомы кислорода находятся на корешке, а атомы водорода на страницах. В молекуле пероксида водорода связи между атомами Н и О полярные, между атомами О ковалентная неполярная связь. В силу несимметричного распределения связей Н–О в пространстве (в двух плоскостях под углом 120^о) молекула Н₂О₂ полярна. Поэтому в водных растворах пероксид водорода проявляет слабые кислотные свойства:

а) диссоциация Н₂О₂ + Н₂О Н₃О⁺ + НО pK = 11,65.

Ионизация по второй ступени практически не протекает.

б) взаимодействие со щелочами Ba(OH)₂ + H₂O₂ = BaO₂ + 2H₂O.

Комплексообразующая способность:

Наличие неподеленных электронных пар на атоме кислорода позволяет Н₂О₂ за счет донорно-акцепторного взаимодействия выступать в качестве нейтральных лигандов, например, [Fe(H₂O)₅(H₂O₂)]³⁺ и образовывать аналогичные кристаллогидратам пероксигидраты:

K₂CO₃3H₂O₂, Na₂CO₃1,5H₂O₂H₂O.

Пероксид водорода используется как наружное бактерицидное средство. Действует как окислитель, причем образующиеся при этом вещества О₂ и Н₂О безвредны. Выделяющийся О₂ оказывает противомикробное, дезодорирующее и депигментирующее действие, а также образует пену, очищающую раны за счет перевода частиц во взвешенное состояние. Фармакопейные препараты содержат 3% Н₂О₂.

30%-ный препарат (пергидроль) используют для лечения красного плоского лишая и юношеских бородавок. Гидроперит содержит комплекс мочевины с пероксидом водорода: СО(NH₂)₂H₂O₂

• 3.Углерод. Электронная и электронографическая формулы, положение в ПСЭ Менделеева.Оксиды углерода: угарный газ (СО), углекислый газ. Их строение, кислотно-основные, комплексообразующие свойства.Соединения углерода:угольная кислота,карбонаты,гидрокарбонаты,их роль в организме,применение в медицине.

Углерод – основа всех органических соединений, массовая доля в организме человека 21%. Электронное строение – 1s²2s²2p². В ПСЭ Менделеева 2 период 4 группа главная подгруппа. Биологическая роль углерода:

• Применение в медицинской практике:

· Активированный уголь при пищевых интоксикациях

· Муравьиная кислота – антисептик

· 37%раствор формальдегида – дезинфицирующее средство

· Питьевая сода для полоскания горла, при диабете

• В составе витаминов, жиров, белков, гормонов, углеводов
• Образует алмаз, графит, карбин, фуллерен

Угарный газ СО – газ без цвета и запаха, мало растворим в воде, несолеобразующий оксид. Атомы соединены тройной связью: 2 образованы по обменному механизму, а одна по донорно-акцепторному(кислород – донор, углерод - акцептор), поэтому молекула СО очень прочная и малоактивная. Химические свойства: Присоединяется к Fe⁺² гемаглобину с образованием карбоксигемоглобина: HHbО2+CO = HHbCO+О2

Угарный газ, благодаря своей способности связываться с железом гемоглобина,образует карбоксигемоглобин, который накапливаясь в крови, снижает ее способность переносить кислород.

СО2 – бесцветный негорючий газ, мало растворим в воде, в составе гидрокарбонатной буферной системы, поддерживающей постоянство pH в организме. Молекула линейная, атом С в sp-гибридизации. Химические свойства: CO2+H2O=H2CO3; СО2 как кислотный оксид взаимодействует с основанием – анионом белка глобина с образованием карбаминогемоглобина HbCO2(процесс поглощения венозной кровью СО2 из тканей и его транспортировка в легкие).

Угольная кислота – слабая двухосновная, существует только в водных растворах, диссоциирует ступенчато, неустойчивая, образует кислые соли (гидрокарбонаты) и средние (карбонаты). В воде гидрокарбонаты растворяются лучше, чем карбонаты. Но карбонаты легче гидролизуются по аниону, создавая щелочную среду: Na2CO3+H2O = NaHCO3+NaOH

Соли угольной кислоты обуславливают жесткость воды, устраняющейся при кипячении (происходит гидролиз гидрокарбонат-аниона, термическое разложение угольной кислоты и осаждение ионов Са и Мg): Ca(HCO3)2 = CaCO3+H2O+CO2; Mg(HCO3)2 = Mg(OH)2+2CO2. Биологическая роль: совокупность угольной кислоты и гидрокарбонат-иона образует гидрокарбонатную буферную систему – главную буферную систему плазмы крови, которая обеспечивает постоянство рН крови.

Питьевая сода NaHCO3, мел CaCO3, белая магнезия 4MgCO3*Mg(OH)2*H2O применяются в качестве антацидных средств, т.к. гидролизуются по аниону с образованием щелочной среды. Применяются для снижения повышенной кислотности желудочного сока: NaHCO3+HCl=NaCl+H2O+CO2

Углеродсодержащие лекарственные препараты: муравьиная кислота (антисептик), формалин (дезинфицирующее средство), питьевая сода (для полоскания рта, при диабете), активированный уголь (при интоксикации, метеоризме).

• 3.Азот. Электронная и электронографическая формулы, положение в ПСЭ Менделеева. Соединения азота:аммиак,оксиды азота,азотистая и азотная кислоты.Биологическая роль азотсодержащих соединений.Применение в медицине.

Азот расположен во 2 периоде, в 5 группе, главной подгруппе. Электронная формула 1s²2s²2p³. Возможные степени окисления: -3(NH3), -2(N2H4), -1(NH2OH), +1(N2O), +2(NO), +3(N2O3), +4(NO2), +5 (N2O5).

Аммиак:

В медицинской практике аммиак применяют для выведения человека из обморочного состояния(молекулы аммиака могут проникать через мембраны и воздействовать на мозг); при алкалозе в качестве мочегонного средства применяют хлорид аммония (в результате гидролиза соли повышается кислотность крови, увеличивается выведение ионов Na и воды из почек).

Токсического действия аммиака связано с тем, что аммиак легко проникает через мембраны в клетки и в митохондриях сдвигает реакцию, катализируемую глутаматдегидрогеназой, в сторону образования глугамата, в результате чего происходит уменьшение концентрации α-кетоглутарата, что вызывает угнетение обмена аминокислот и синтеза из них нейромедиаторов (ацетилхолина, дофамина и др.).

N₂O – оксид азота (I) («веселящий» газ). Бесцветный газ со слабым приятным запахом и сладковатым вкусом. Мало растворяется в воде, не реагирует с ней. Индифферентный оксид.

Оксид азота (I) в смеси с кислородом используется в медицине для ингаляционного наркоза. При малых концентрациях он вызывает возбуждение («веселящий» газ), а при больших – общий наркоз. Объясняется это, по-видимому, тем, что в клетках головного мозга молекулы N₂O гидратируются за счет «неструктурированной» воды и создают вокруг себя гидратную оболочку из «структурированной» воды, разрушая за счет этого гидратную оболочку мембрановыстилающих белков. Уменьшение гидрофильности белков приводит к их отслаиванию. Появившаяся новая граница раздела нарушает ионную проводимость клеточной мембраны, что, в свою очередь, вызывает потерю чувствительности клеток мозга к нервным импульсам от болевых точек, т.е. анестезию. При прекращении подачи этих веществ они диффундируют из клетки, состояние внутриклеточной водной системы восстанавливается, эффект анестезии исчезает.

NO– оксид азота(II) – бесцветный газ, без запаха, мало растворим в воде, токсичен.

За два последних десятилетия было установлено, что эта молекула NO обладает широким спектром биологического действия, которое условно можно разделить на регуляторное, защитное и вредное. NO, являясь одним из мессенджеров, участвует в регуляции систем внутри- и межклеточной сигнализации. Оксид азота отвечает за эндотелиальную релаксацию гладких мышц (вазодилатацию), предотвращающую агрегацию тромбоцитов и адгезию нейрофилов к эндотелию, участвует в процессах нервной, репродуктивной и иммунной системах. NO также обладает цитотоксическими и цитостатическими свойствами. Клетки-киллеры иммунной системы используют оксид азота для уничтожения бактерий и клеток злокачественных опухолей. С нарушением биосинтеза и метаболизма NO связаны такие заболевания как ассенциальная артериальная гипертензия, ишемическая болезнь сердца, инфаркт миокарда, первичная легочная гипертензия, бронхиальная астма, невротическая депрессия, эпилепсия, нейродегенеративные заболевания (т.е. болезнь Альцгеймера, болезнь Паркинсона), сахарный диабет, импотенция и др.

По сути, монооксид азота является локальным тканевым гормоном. NO играет ключевую роль в подавлении активности бактериальных и опухолевых клеток путем либо блокирования некоторых их железосодержащих ферментов, либо путем повреждения их клеточных структур оксидом азота или свободными радикалами, образующимися из оксида азота. Одновременно, в очаге воспаления накапливается супероксид, который вызывает повреждение белков и липидов клеточных мембран, что и объясняет ее цитотоксическое действие на клетку-мишень. Следовательно, NO, избыточно накапливаясь в клетке, может действовать двояко: с одной стороны вызывать повреждение ДНК и с другой – давать противовоспалительный эффект. Оксид азота способен инициировать ангиогенез (образование кровеносных сосудов). В случае инфаркта миокарда оксид азота играет положительную роль, т.к. индуцирует новый сосудистый рост, но при раковых заболеваниях тот же самый процесс вызывает развитие опухолей, способствуя питанию и росту раковых клеток, но с другой стороны, вследствие этого улучшается доставка оксида азота в опухолевые клетки.

В 1998 году трое американцев Фурчготт, Игнарро и Мюрад были удостоены премии Нобелевского комитета по физиологии «за открытия, касающиеся оксида азота(II) как сигнальной молекулы в сердечно-сосудистой системе».

Исследователи из университета Северной Каролины (США) нашли способ, как заключить NO в наночастицы диоксида кремния. Наночастицы имеют ряд преимуществ по сравнению с низкомолекулярными источниками NO – прежде всего, большее время высвобождения газообразного оксида азота, который, к тому же, требуется в меньших концентрациях.

Ученые показали, что созданные ими наночастицы эффективны для борьбы с синегнойной палочкой in vitro.

NO – активный лиганд, образует комплексное соединение с железом гемоглобина, причем в 60 раз более прочное, чем соединение гемоглобина с кислородом, что является причиной токсичности оксида азота(II):

HHb + NO HHbNO

N₂O₃– оксид азота(III). Существует в твердом состоянии при температуре ниже –100^оС. При других температурах практически не существует, т.к. в жидком и парообразном состояниях в значительной степени диссоциирован за счет диспропорционирования:

+3 +2 +4

N₂O₃ NO + NO₂

N₂O₃ – кислотный оксид, ему соответствует азотистая кислота.

HNO₂– азотистая кислота существует только в растворах.

HNO₂ – амфолит с более сильно выраженной кислотной функцией. В ее водных растворах существуют равновесия:

NO⁺ + OH^– HNO₂ H⁺ + NO

Кислородные соединения азота (III) нитрит-анионы, являющиеся сильными окислителями, попадая в кровь, вызывают метгемоглобинемию, острое кислородное голодание тканей из-за уменьшения содержания гемоглобина в крови, а также увеличивают свободнорадикальное окисление в организме:

HHb(Fe⁺²) + NO + 2H⁺ = метHHb(Fe⁺³) + NO + Н₂О

Выделяющийся при этом оксид азота(II) образует устойчивый комплекс с гемоглобином – нитрозогемоглобин:

NO + HHb = HHbNO

В желудке нитриты образуют азотистую кислоту, которая при взаимодействии со вторичными аминами образует сильные канцерогены – нитрозоамины:

R₂N–H + HO–N=O = R₂N–N=O + H₂O

По этой причине запрещено добавление токсичных нитритов в качестве консервантов в мясопродукты.

NO₂ – оксид азота(IV) –красно-бурый ядовитый газ с резким запахом. NO₂ – сильный окислитель.

В состав встречающихся в промышленности нитрозных газов входят NO, N₂O₃, NO₂, N₂O₄. При контакте этих газов с влажной поверхностью образуются HNO₃ и HNO₂, поражающие альвеолярную ткань, что приводит к отеку легких и сложным рефлекторным расстройствам. При отравлении нитрозными газами в крови обнаруживаются нитраты и нитриты, которые действуя на артерии, вызывают расширение сосудов и снижение кровяного давления. попадая в кровь нитраты соединяются с гемоглобином, что приводит к появлению кислородной недостаточности.

В последнее время основной угрозой для горожан становится фотохимический смог, который образуется по схеме:

NO₂ NO + O

O + O₂ + M O₃ + M* (М* – газообразная молекула в возбужденном состоянии).

О₃ + NO NO₂ + O₂

Часть озона и кислорода реагирует с УВ, содержащимися в воздухе, по свободнорадикальному механизму, образуя кетоны, альдегиды, пероксиды, которые оказывают раздражающее действие на человеческий организм. Многие промежуточные нитро- и нитрозосоединения являются высокотоксичными веществами, стимулирующими опухолевые процессы.

N₂O₅– оксид азота(V) – белое кристаллическое вещество. Молекулярную структуру имеет только в газообразном состоянии. В твердом состоянии образован ионами NO и NO . Кислотный оксид при взаимодействии с водой образует азотную кислоту.

Азотная кислота – бесцветная летучая жидкость, сильный окислитель. Она разрушает животные и растительные ткани, окисляет почти все металлы (кроме золота и платины) и неметаллы. Восстановление азотной кислоты зависит от ее концентрации и природы восстановителя:

Соли азотной кислоты – нитраты – хорошо растворимы в воде. При нагревании они разлагаются, причем продукты разложения зависят от положения солеобразующего металла в ряду стандартных электродных потенциалов.

Нитраты являются в кислых растворах более слабыми окислителями, чем азотная кислота, а в нейтральных растворах вообще не обладают окислительными свойствами.

Содержащиеся в некоторых продуктах, в основном фруктах и овощах, нитраты могут в организме восстанавливаться до токсичных нитритов: NO + 2H⁺ + 2e = NO + H₂O.

В связи с этим санитарные нормы содержания нитратов в питьевой воде не более 10 мг/л. Более высокое содержание нитратов может привести к заболеванию раком желудка.

Соединения азота, применяемые в медицине:

· Нашатырный спирт (25% раствор NH₃) применяется как средство для возбуждения дыхательного центра (первая помощь при угаре, обморочном состоянии, опьянении). Раствор аммиака оказывает антимикробное действие и хорошо очищает кожу.

· Нашатырь (хлорида аммония (NH₄Cl) применяется внутрь при отеках сердечного происхождения, а также как отхаркивающее при бронхитах, пневмониях и т.д.

· Оксид азота(I) N₂O – физиологически активное соединение. Вдыхание малых доз вызывает опьяняющее действие, в больших дозах – потерю болевой чувствительности, благодаря чему находит применение в хирургической практике, как анестезирующее средство в смеси с кислородом (газовый наркоз).

· Нитрит натрия NaNO₂ применяется как сосудорасширяющее средство при стенокардии, а также при отравлении цианидами (внутривенно вводится 5 мл 1%-ного раствора NaNO₂).

· Азотная кислота HNO₃ применяется наружно для прижигания и выведения бородавок и мозолей.

· Органические эфиры: нитроглицерин, нитронол, эринит и др., которые вызывают расширение кровеносных сосудов и понижают артериальное давление.

· Нитропроизводные фурфурола – фуразолин, фурадонин, фурацилин и др. применяют в медицинской практике как антимикробные средства.

• 5.Фосфор. Электронная и электронографическая формулы, положение в ПСЭ Менделеева. Возможные степени окисления и валентности атома фосфора. Биологическая роль соединений фосфора в организме: гидроксиапатита, АТФ, фосфолипидов, фосфатной буферной системы.

Фосфор – неметалл, р-элемент. Расположение: 3 период, 5 группа главная подгруппа. Возможные степени окисления: -3 (PH3), -2 (P2H4), 0 (белый, красный, черный фосфор), +3 (P2O3), +5 (P2O5); валентность 3 в основном и 5 в возбужденном состоянии.

Гидроксиапатит Ca5(PO4)3OH – основной минеральный компонент костной ткани.

АТФ аденозинтрифосфат образуется в митохондриях и функционирует в клетках как промежуточный продукт, обеспечивающий организм энергией при гидролизе АТФ.

Фосфатная буферная система состоит из слабой кислоты Н2РО4^- и сопряженного основания НРО4^2-; эта система играет роль в почках, поддерживая рН за счет выведения с мочой гидро – или дигидрофосфатов, поэтому у мочи такой широкий интервал значений рН.

Фосфолипиды – сложные омыляемые липиды, которые составляют основу липидного бислоя биологических мембран.

• 6.Сера. Электронная и электронографическая формулы, положение в ПСЭ Менделеева.Биологическая роль серы. Ее важнейшие соединения:сероводород ,оксиды кислоты. Биологическая роль и использование серосодержащих соединений: CoASH, Тиосульфата натрия, глауберовой и горькой солей, сульфата бария.

Сера в 3 периоде 6 группе главной подгруппе. Степени окисления: -1 (R-S-S-R), -2 (H2S), 0 (S), +4 (H2SO3), +6 (H2SO4); валентность 2 в основном, 4 и 6 в возбужденном состоянии. Сера в организме человека составляет 0,16%, входит в состав белков, аминокислот (цистеин, цистин), гормонов(инсулин), витаминов(В1), в организме окисляется с образованием эндогенной серной кислоты, участвующей в обезвреживании ядовитых соединений(фенола, крезола). Важнейшие соединения серы: аминокислоты(цистеин и цистин), сероводород(при гниении белков), оксид серы(SO2) (при сжигании угля, мазута; образует сернистую кислоту), SO3(образует серную кислоту).

СоASH входит в состав пируватдегидрогеназного комплекса, под действием которого образуется ацетилкофермент А, который участвует в цикле Кребса.

Тиосульфат натрия NaS2O3 (30%) как антисептик при аллергических заболеваниях, артритах, невралгиях; наружно при чесотке, грибковых заболеваниях, при отравлении цианидами. Глауберова соль Na2SO4*10H2O применяется в медицине при запорах, как слабительное средство

Горькая соль (сульфат магния * 7H2O) используется в качестве слабительного, а также как успокоительное, в качестве спазмолитика, как противосудорожный препарат, при принятии лечебных ванн.

Сульфат бария используется при рентгеновских исследованиях желудочно-кишечного тракта(принимается пациентом внутрь), т.к. атомы бария хорошо поглощают лучи.

Сероводород H₂S – бесцветный газ с запахом гниющего белка, очень токсичен. Водный раствор H₂S – слабая сероводородная кислота:

Сероводород – это сильный нейротоксичный яд, т.к. связывая атомы меди в цитохромоксидазе блокирует перенос электронов с этого фермента дыхательной цепи на кислород. При содержании в воздухе
610^–3 мг/л сероводорода возникают головная боль, боль в глазах, а при содержании 1 мг/л – судороги, потеря сознания и паралич дыхания.

Кислородные соединения серы

SO₂ – оксид серы(IV), бесцветный газ с удушливым запахом, легко превращающийся в жидкость, ядовит. При растворении в воде образует сложную равновесную систему: SO₂+H₂O H₂SO₃ H⁺+HSO .

Сернистая кислота сильнее угольной (K_a(H₂SO₃)=1,6610^–2, K_a(H₂СO₃)=4,2610^–7). Растворимые соли (сульфиты и гидросульфиты щелочных металлов) сернистой кислоты гидролизуются в водных растворах по аниону.

В силу нестабильности степени окисления +4 соединения серы проявляют сильные восстановительные свойства. Окислительные свойства соединения серы (IV) проявляют только с сильными восстановителями.

При сжигании угля, нефтяного мазута выделяется SO₂, который далее образует сернистую и серную кислоты:

SO₂ + H₂O = H₂SO₃; 2SO₂ + 2H₂O + O₂ = 2H₂SO₄

Наличие в атмосфере кислотных продуктов, высокая влажность воздуха, инверсия температуры в приземном слое и отсутствие ветра приводят к образованию токсического смога, который чаще всего образуется зимой. Так, например, при концентрации SO₂ в воздухе
0,5 мг/м³ заболеваемость бронхитом у населения составляет 6%, а при
5 мг/м³ – 100%.

SO₃ – оксид серы(VI), летучая жидкость, активно поглощает воду, образуя сильную серную кислоту. Соли серной кислоты(сульфаты, гидросульфаты) не гидролизуются.

Серная кислота -вязкая маслянистая жидкость без запаха и цвета – активный окислитель. Гидратация H₂SO₄ сопровождается выделением большого количества тепла за счет образования гидратов, наиболее прочный из которых H₂SO₄Н₂О.

Активные формы кислорода

Активные формы кислорода	Химизм процесса образования	Примечание
О супероксидный анион-радикал	О + ē О [ProtFe2+] + O2 [ProtFe+3] + О	Молекула О2 – бирадикал, т.к. содержит два неспаренных электрона на разрыхляющих орбиталях, поэтому присоединяя молекула превращается в анион с одним неспаренным электроном. В организме этот ē О2 получает при взаимодействии с металлопротеинами (гемоглобин, цитохромы), содержащими катионы металлов в низших степенях окисления
НО гидропероксидный радикал	О + ē + Н+ НО [ProtFe2+]+O2+Н+ [ProtFe3+] + НО	Супероксидный анион-радикалО , взаимодействуя с протоном, образует гидропероксидный радикал, не имеющий заряда
Н2О2 пероксид водорода	О +2ē +2Н+ Н2О2 [ProtFe2+] + O2+2Н+ [ProtFe3+] + Н2О2	В Н2О2 все электроны спарены
НО гидроксидный радикал	О2 + 3ē + 3Н+ НО + Н2О	Окисляющая способность из всех перечисленных активных форм кислорода максимальна
О синглетный кислород	О +2ē О	Под действием света молекулярныйО переходит в синглетный О , в котором все электроны спарены. Он более сильный окислитель, чем молекулярный О2, но менее устойчив, (1/2 = 45 мин.)

Защита от вредного действия активных форм кислорода осуществляется с помощью антиоксидантной системы. Антиоксиданты – вещества, обратимо взаимодействующие со свободными радикалами и окислителями, предохраняющие субстраты от их воздействия. Реагируя со свободными радикалами, антиоксиданты превращаются в малореакционноспособные радикалы, прерывающие цепной процесс. К антиоксидантам относятся тиолы (унитол, N-ацетилцистеин), аскорбиновая кислота, -каротин, витамины А, Е, К, Р. Например, под действием фермента супероксиддисмутазы (СОД), входящего в состав антиоксидантной системы, супероксидный радикал превращается в кислород и пероксид водорода:

2О + 2Н⁺ H₂O₂ + O₂.

Пероксид водорода далее разлагается под действием каталазы H₂O₂ 2Н₂О + О₂. Пероксид водорода утилизируется в клетке под действием фермента пероксидазы, а кислород опять принимает участие в биологическом окислении. Наличие пероксидазы в лейкоцитах способствует уничтожению бактерий и веществ, поглощенных лейкоцитарными клетками.

2Н₂О₂ + субстрат 2Н₂О + окисленный субстрат.

Обычный путь поступления кислорода в организм лежит через легкие, где он проникает в кровь и связывается с гемоглобином:

HHb + O₂ HHbO₂. Благодаря оксигемоглобину 1 литр крови переносит 250 мл кислорода в капилляры различных органов. Небольшая часть поступившего кислорода соединяется с миоглобином для накопления кислорода в тканях, в основном, в мышцах и поддержания необходимого парциального давления. Основная часть кислорода вступает в процессы метаболизма.

Кислород поступает в организм также в виде воды.

Кислород применяют для вдыхания при гипоксии, заболеваниях дыхательных путей и сердечно-сосудистой системы, отравлениях СО, HCN, нарушении функции дыхания. Обычно используют смесь (О₂ – 95% и СО₂ – 5%) называемую карбогеном.

Применение кислорода под повышенным давлением (гипербарическая оксигенация) используется для улучшения кислородного насыщения тканей, защищает головной мозг от гипоксии.

Для улучшения обменных процессов при лечении сердечно-сосудистых заболеваний в желудок вводят кислородную пену в виде кислородного коктейля.

Галогены. Электронная и электронографическая формулы, положение в ПСЭ Менделеева. Возможные степени окисления и валентности галогенов. Биогенная роль галогенов, применение соединений галогенов в медицине.

Галогены – элементы 7 группы главной подгруппы, неметаллы. Фтор имеет только две степени окисления 0 и -1; хлор и йод от -1 до +7; бром -1, 0, +1, +3,+5.

Фтор участвует в процессах костеобразования, формирования зубной эмали. В медицине фторсодержащие препараты(фторотан, флюорол, фторпиримидин, трифтортирозин и др.) служат для лечения гипофтороза, базедовой болезни, диабета, глаукомы и рака, как наркотические средства, кровезаменители, для профилактики стрептококковых и стафилококковых инфекций.

Хлор участвует в поддержании осмотического равновесия, оказывает тормозящий эффект на нейроны, активизирует ряд ферментов, входит в состав желудочного сока. В медицине хлорсодержащие препараты используют как бактерицидные, для лечения заболеваний ЖКТ, при отравлении сероводородом, NaCl – противоядие при передозировке нитратом серебра и солями лития.

Бром содержится в крови, костной и мышечной ткани; участвует в активации пепсина, ферментов, регуляции работы ЦНС, угнетает деятельность щитовидной железы. В медицине соединения брома содержатся в комплексных препаратах(брометон, бромалин, бромурал), оказывающих седативное, снотворное, противосудорожное действие; при лечении сердечнососудистых заболеваний, язвенной болезни, при эпилепсии; антисептик(трибромфенолят висмута).

Йод входит в состав гормона щитовидной железы – тирозина, участвует в регуляции скорости биохимических реакций, обмена энергии, в процессах роста и развития. В медицине йодосодержащие лекарственные препараты применяют при заболеваниях щитовидной железы, как антисептик(раствор Люголя), для обработки ран и операционного поля; йодиды калия и натрия применяют при эндемическом зобе, катаракте, глаукоме, астме, при отравлении солями ртути.

S-металлы. Положение в ПСЭ Менделеева, их электронные формулы. Биологическая роль калия и натрия. Применение в медицинской практике изотонических и гипертонических растворов, натрий гидрокарбоната, буры, глауберовой соли, калий хлорида.

S-металлы находятся в 1 и 2 группах главных подгруппах.

Биологическая роль калия: основной внутриклеточный катион; формирование трансмембранного потенциала; участие в калий-натриевом насосе, в синтезе белка и активации ферментов; вызывает расширение сосудов органов и сужению периферических сосудов; много калия в мясе, томатах, бобовых. Дефицит калия вызывает развитие эрозивных процессов слизистых оболочек, бесплодие, а профицит приводит к параличу и смерти.

Биологическая роль натрия: способен удерживать воду в организме; поддерживает осмотическое давление; кислотно-щелочной баланс; влияет на белковый обмен; участие в калий-натриевом насосе. Профицит натрия перегружает сердце и почки и вызывает отек ног и лица; вызывает нарушение метаболических процессов. Дефицит натрия вызывает исхудание, слабость, выпадение волос, кожные сыпи и судороги.

Применение в медицине:

· Изотонический раствор NaCl 0,9% при обезвоживании организма, при интоксикации, для промывания глаз, ран.

· Гипертонический раствор NaCl 3-5% для очищения ран в хирургии, 10% при легочных и желудочных кровотечениях, 2-5% при отравлениях нитратом серебра

· NaHCO3 – отхаркивающее средство, для ингаляций, полосканий при воспалении слизистых рта и глаз

· Na2B4O7*10H2O – антисептик, для полосканий, спринцеваний и смазываний

· Na2SO4*10H2O – слабительное средство

· Хлорид калия при гипокалиемии, возникающей при рвоте, поносах, после операций

Биологическая роль кальция:основная масса в костях и зубах; в организм должен поступать в определенном соотношении с фосфором; входит в состав плазмы крови; участвует в поддержании гомеостазаи свертываемости крови; проницаемости мембран. Профициткальция приводит котложению солей в почках; угнетают нервно-мышечную возбудимость; остановка сердца. Дефицит кальция приводит к повышенной нервно-мышечной возбудимости, судорогам

Биологическая роль магния: содержится в костях и мышцах, в плазме крови; необходим при борьбе с лишним весом, при беременности, при нарушении пищеварения; участвует в гомеостазе и синтезе белка; активатор ферментов; образует комплексы с АТФ и АДФ. Дефицит магния вызывает тревогу, нарушение сердечного ритма, судороги, бессонница, депрессия, покалывание кончиков пальцев.

Важнейшие соединения магния, применяемые в медицине:

• MgSO4*7H2O (магнезия; английская соль) – слабительное, желчегонное; при эпилепсии, хорее, астме, гипертонии.
• Оксид магния (жженая магнезия) и Mg(OH)2*4MgCO3*H2O при повышенной кислотности желудочного сока
• 2MgO*3SiO2*(H2O)n трисиликат магния – адсорбирующее, обволакивающее средство

Важнейшие соединения кальция, применяемые в медицине:

• Хлорид, глюконат и лактат кальция при аллергиях, отравлениях солями магния и фтористой кислоты
• Оксид кальция дезинфицирующее средство
• CaSO4*2H2O при наложении гипсовых повязок
• Карбонат кальция усиливает секрецию желудочного сока; в составе зубных порошков
• Глицерофосфат кальция – общеукрепляющее средство
• 10. D-элементы. Общая характеристика Д элементов:положение в ПСЭ,особенности электронного строения,возможные степени окисления,зависимость кислотно-основных и окислительно-восстановительных свойств от степени окисления,д-элементы как комплесообразователи.

Краткая химическая характеристика d-элементов

Элементы, в атомах которых электронами заполняются d-орбитали предвнешнего энергетического уровня, называются d-элементами. В периодической системе элементов Д.И. Менделеева в настоящее время насчитывается 35 d-элементов, расположенных в 3-м, 4-м и 5-м периодах в виде вставных декад по 10 элементов. Это элементы побочных подгрупп I-VIII – групп. Несколько d-элементов находится в незаконченном седьмом периоде.

Особенностью электронной структуры атомов d-элементов является заполнение электронами (от 1 до 10) d-подуровня предвнешнего (n-1) уровня, на s-подуровне внешнего (n) уровня располагаются два или один электрон. Один электрон на внешнем уровне у Nb, Cr, Mo, Ru, Rh, Pt, Cu, Ag, Au и отсутствие электронов у Pd является следствием «провала» электронов с внешнего уровня.

В общем виде особенности электронной структуры атомов
d-элементов можно выразить формулой (n-1) d ^(1-10)ns²⁽¹⁾.

У d-элементов валентными являются девять орбиталей: одна
ns-орбиталь, три np-орбитали и пять (n-1) d-орбиталей. Для d-элементов характерна переменная валентность, обусловленная числом валентных орбиталей.

В большинстве случаев d-элементы проявляют переменную степень окисления, а максимальная степень окисления у большинства из них совпадает с номером группы.

В связи с переменной степенью окисления для d-элементов и их соединений характерно участие в окислительно-восстановительных реакциях, а наличие вакантных орбиталей на внешнем и предвнешнем энергетических уровнях в атомах и ионах d-элементов определяет для них роль акцептора электронных пар в комплексных соединениях. Оксиды и гидроксиды в зависимости от степени окисления d-элементов обладают кислотными, основными или амфотерными свойствами. С увеличением степени окисления усиливаются кислотные свойства оксидов и гидроксидов
d-элементов. Например, CrO – основный оксид, Cr₂O₃ – амфотерный оксид, а CrO₃ – кислотный оксид.

Наличие 1-2 электронов на внешнем энергетическом уровне атомов d-элементов определяют металлические свойства простых веществ.

Для d-элементов характерно:

а) радиусы атомов и потенциалы ионизации сравнительно мало изменяются при переходе в периоде от одного элемента к другому;

б) значения потенциалов ионизации вставных декад выше, чем у металлов главных подгрупп. Особенно это проявляется у следующих за лантаноидами 4d- и 5d-элементов;

в) свойства 3d-элементов отличаются от свойств 4d- и 5d-элементов.

Сходство последних обусловлено тем, что увеличение радиусов в результате возрастания числа электронных слоёв при переходе от V-го к VI-му периоду компенсируется 4f –сжатием при заполнении f-орбитали у лантаноидов. Лантаноидное «сжатие» возникает за счёт увеличения взаимодействия низко лежащих 4f –электронов с ядром по мере возрастания его заряда. Поскольку лантаноиды вклиниваются в самом начале
d-элементов VI-го периода, то последующие за ним элементы вставной декады характеризуются аномально низкими величинами атомных радиусов, что приводит к практическому совпадению радиусов элементов, принадлежащих к различным периодам, а именно, циркония и