Химия и биологическая роль элементов VIA – группы

При действии С1₂ на S₂C1₂ получают дихлорид SC1₂, а при дальнейшем хлорировании-тетрахлорид SC1₄-бесцв. или бледно-желтые кристаллы при — 35 °С, т. пл. — 31°С; ок. — 15°С разлагается; —56,1 кДж/моль; водой гидролизуется до SO₂ и НС1.

Дитиодибромид S₂Вr₂ разлагается ок. 90°С; 2,6288; получают при нагревании S с Вr₂; гидролизуется водой. Получены также малоустойчивые дибромсульфаны S_nВr₂.

 

 

5. Политионовые  кислоты, пероксосерные кислоты  и их соли

 

При замещении мостикового кислорода в дисерной кислоте на один или цепочку атомов серы возникают ди- , три- и другие политионовые кислоты

 

H₂S_nO₆

 

где 2 n.

Благодаря возникновению связи S-S степень окисления атомов серы в дитионовой кислоте HO₃S-SO₃H считается пониженной до +5. Кислота в свободном виде не выделена, однако обменным взаимодействием

 

Ba₂S₂O₆ + H₂SO₄ BaSO₄ + H₂S₂O₆

 

получены ее достаточно концентрированные растворы. Соли, дитионаты, синтезируют окислением водных растворов SO₂ суспензиями порошков оксидов марганца или железа

 

(MnO₂, Fe₂O₃): MnO₂ + 2 SO₂ MnS₂O₆

 

При n і 3 степень окисления серы в политионовых кислотах H₂S_nO₆ уменьшается ниже +4 и т.д.).

Сложные политионаты, содержащие до 23 атомов серы, получены из тиосульфатов с помощью SCl₂ или S₂Cl₂, например,

 

K₂S₂O₃+ +S₂Cl₂ K₂S_nO₆ + 2KCl (3 n 22)

 

Сера благодаря способности к катенации и разнообразию степеней окисления образует множество оксокислот различной устойчивости.

Из этой диаграммы следует, что Н₂S термодинамически может восстанавливать все оксокислоты до свободной серы.

Кроме того, поскольку вольтэквиваленты оксокислот промежуточных степеней окисления лежат выше линии, соединяющей вольтэквиваленты и S, то указанные оксокислоты могут диспропорционировать на серную кислоту и серу. Окислителями средней силы их можно окислять до H₂SO₄, а сильными восстановителями (Zn+H⁺, Al+OH^-) - восстановить до сероводорода или его солей. В соответствии с диаграммой окислительных состояний дитионаты сильными окислителями (KMnO₄, K₂Cr₂O₇) окисляются до сульфатов

 

 

а сильными восстановителями (например, амальгама натрия, Na/Hg) восстанавливаются до сульфитов и дитионитов

 

:

 

Пероксосерные кислоты.

Это кислородные кислоты серы, характеризующиеся наличием пероксогруппы -О-О-. Известны три П. к.: пероксомоносерная H₂SO₅, пероксодисерная H₂S₂O₈ и пероксотрисерная H₂S₃O₁₁. Наиболее изучены H₂SO₅ (наз. также кислота Кар о) и H₂S₂O₈(наз. также надсерная кислот а) и их соли - пероксосулъфаты. В свободном виде H₂SО₅ и H₂S₂О₈- бесцветные кристаллы, плавящиеся соответственно при 45 ^оС и 65 ОС. Их водные растворы получают электролизом растворов серной кислоты. H₂SO₅- сильный окислитель, применяемый в органич. синтезе. H₂S₂O₈ и её соли - также окислители; служат исходными продуктами при получении Н₂О₂.

 

6. Свойства  селена и теллура и их соединений: селеноводород, теллуроводород, оксиды, кислородосодержащие кислоты

 

6.1 Химические свойства селена

 

На воздухе Селен устойчив; кислород, вода, соляная и разбавленная серная кислоты на него не действуют, хорошо растворим в концентрированной азотной кислоте и царской водке, в щелочах растворяется с окислением.

Селен в соединениях имеет степени окисления -2, + 2, + 4, +6. Энергия ионизации Se⁰ → Se¹⁺ → Se²⁺ → Se³⁺соответственно 0,75; 21,5; 32 эв.

С кислородом Селен образует ряд оксидов: SeO, Se₂O₃, SeO₂, SeO₃. Два последних являются ангидридами селенистой H₂SeO₃ и селеновой H₂SeО₄ кислот (соли -селениты и селенаты). Наиболее устойчив SeO₂. С галогенами Селен дает соединения SeF₆, SeF₄, SeCl₄, SeBr₄, Se₂Cl₂ и другие. Сера и теллур образуют непрерывный ряд твердых растворов с Селеном. С азотом Селен дает Se₄N₄, с углеродом -CSe₂. Известны соединения с фосфором Р₂Sе₃, Р₄Sе₃, P₂Se₅. Водород взаимодействует с Селеном при t>=200 °С, образуя H₂Se; раствор H₂Se в воде называется селеноводородной кислотой. При взаимодействии с металлами Селен образует селениды. Получены многочисленные комплексные соединения Селена. Все соединения Селена ядовиты

Химические свойства селеноводорода схожи со свойствами сероводорода, хотя H₂Se обладает большей кислотностью (pK_a = 3,89 при 25 °C), чем H₂S (pK_a = 11,0 при 25 °C). Учитывая высокую кислотность, селеноводород растворим в воде.

При горении селеноводорода в воздухе или кислороде образуется оксид селена и вода.

 

 

6.2 Химические свойства теллура

 

Конфигурация внешней электронной оболочки атома Те 5s²5p⁴. В соединениях проявляет степени окисления -2; +4; + 6, реже +2. Теллур - химический аналог серы и селена с более резко выраженными металлическими свойствами. С кислородом Теллур образует оксид (II) ТеО, оксид (IV) ТеО₂ и оксид (VI) ТеО₃. ТеО существует выше 1000 °С в газовой фазе. ТеО₂ получается при сгорании Те на воздухе, обладает амфотерными свойствами, трудно растворим в воде, но легко - в кислых и щелочных растворах. ТеО₃ неустойчив, может быть получена только при разложении теллуровой кислоты. При нагревании Теллур взаимодействует с водородом с образованием теллуроводорода Н₂Те - бесцветного ядовитого газа с резким, неприятным запахом. С галогенами реагирует легко; для него характерны галогениды типа ТеХ₂ и ТеХ₄ (где X - Cl и Вг); получены также TeF₄, TeF₆; все они легколетучи, водой гидролизуются. Теллур непосредственно взаимодействует с неметаллами (S, Р), а также с металлами; он реагирует при комнатной температуре с концентрированными азотной и серной кислотами, в последнем случае образуется TeSO₃, окисляющаяся при нагревании до TeOSO₄. Известны относительно слабые кислоты Те: теллуроводородная (раствор Н₂Те в воде), теллуристая Н₂ТеО₃ и теллуровая Н₆ТеО₆; их соли (соответственно теллуриды, теллуриты и теллураты) слабо или совсем нерастворимы в воде (за исключением солей щелочных металлов и аммония). Известны некоторые органические производные Теллура, например RTeH, диалкилтеллуриды R₂Te - легкокипящие жидкости с неприятным запахом

Теллуроводород Н₂Те-бесцв. газ с неприятным запахом; в жидком состоянии зеленовато-желтый, кристаллический-лимонно-желтый; теллур кип. — 2°С, теллур пл. — 51 °С; плотн. 5,81 г/л; для газа 35,6 Дж/(моль · К), 99,7 кДж/моль, 222,8 Дж/(моль · К); DH_пл 4,2 кДж/моль, 23 кДж/моль; а сухом воздухе при комнатной температуре медленно разлагается, во влажном окисляется до теллур; при нагревании на воздухе горит, давая ТеО₂; растворимость в воде 0,1 М, водный раствор-слабая кислота, К₁ 2·10^-3; сильный восстановитель. получают взаимодействием Аl₂Те₃ с соляной кислотой, а также электролизом раствора H₂SO₄ с теллуровым катодом при 0°С; применяют для получения теллура высокой чистоты.

 

 

7. Качественные  реакции на сульфат-ионы и сульфид-ионы

 

7.1 Н₂SО₄ + ВаСl₂=BaSO₄ +2HCl

2H⁺ + SO₄^2- + Ba²⁺ + 2Cl^- = BaSO₄ + 2Н⁺ + 2Сl^-

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄

 

Выпадает белый осадок, который не растворяется ни в воде, ни в концентрированной азотной кислоте.

 

7.2 В качестве группового реагента на анионы I аналитической группы применяют хлорид бария BaCl₂ или нитрат бария Ba(NO₃)₂

 

При взаимодействии анионов первой группы с катионом бария в растворе образуются осадки соответствующих бариевых солей:

 

Ba²⁺ + SO₄^2- = BaSO₄↓

белый

Ba²⁺ + SO₃^2- = BaSO₃↓

белый

 

Осадки бариевых солей анионов I аналитической группы растворимы в соляной и азотной кислотах, кроме осадка сульфата бария BaSO₄. В серной кислоте осадки бариевых солей, кроме BaSO₄, растворяются с одновременным образованием сульфата бария:

 

BaSO₃ + H₂SO₄ = BaSO₄↓ + H₂SO₃.

 

Гидрофосфат бария, карбонат бария и метаборат бария растворимы в уксусной кислоте. Осадок тиосульфата бария растворяется в минеральных кислотах и в кипящей воде с выделением осадка серы:

BaS₂O₃ + 2HCl = BaCl₂ + H₂S₂O₃

H₂S₂O₃ → H₂O + S↓ + SO₂↑.

 

 

8. Соединения  элементов VIA-группы как лекарственные средства

 

8.1 Применение кислорода

 

Медицина

Кислород используется в:

-В оксибарокамерах;

-Для заправки оксигенераторов (кислородных масок, подушек и т.д.);

-Для создания дыхательных смесей и для дыхания чистым кислородом;

-Смеси для наркоза и для выведения из наркоза;

-В палатах со специальным микроклиматом;

-Изготовление кислородных коктейлей;

-При выращивании микроорганизмов на парафинах нефти;

-Создание нейтральной среды при проведении лапароскопических (полостных) операций и при лечении ожоговых больных;

 

8.2 Применение серы

 

В медицинской практике находят применение серный цвет, очищенная сера и серное молоко. Серный цвет назначается при болезнях кожи, главным образом, против чесотки и в некоторых случаях экземы; очищенная cepa назначается также внутрь несколько раз в день как слабительное средство, в порошках; серное молоко обладает более сильным слабительным действием. С., оставаясь продолжительное время в мелкораздробленном виде на воздухе и во влажном пространстве, окисляется в сернистую кислоту, которая и проявляет антипаразитарное действие на некоторые микроорганизмы.

Слабительное действие объясняется также превращением благодаря щелочам кишечного канала в растворимую сернистую щелочь и сероводород. Эти продукты вызывают усиленную перистальтику, благодаря которой и наблюдается слабительный эффект.

После введения С. в желудок наблюдается значительное увеличение серной кислоты в моче. Часть С. выводится в виде фенилсерной кислоты и других парных соединений серной кислоты.

Обмен веществ под влиянием С., по-видимому, незначительно повышается, и этим объясняется наблюдаемое в некоторых случаях исхудание после лечения натуральными серными водами. Следует упомянуть еще о некоторых сложных препаратах С. для наружного употребления: 1) раствор С. в льняном и терпентинном маслах, гарлемский бальзам — снаружи для втирания и для перевязок при подагрических страданиях, при паразитарных заболеваниях кожи, при ознобах. 2) Серное мыло — смесь 35 частей мыльного порошка, 5 частей серного цвета и соответствующего количества спирта (парфюмируется бергамотным маслом) — против чесотки.

 

8.3 Применение селена

 

В фармакологии применяются препараты селена: Селенит натрия, Селен-актив, Витабаланс 2000, Ультраклиа 20, Фитоселен, Опунции КриО для мужчин, Опунции КриО для женщин, Астрагал и др.

Действует в комплексе с витамином Е как антиоксидант, нейтрализуя свободные радикалы и предупреждая развитие хронических сердечно-сосудистых и онкологических заболеваний; стимулирует кроветворение; улучшает функцию нервной системы; входит в состав ферментов, участвующих в детоксикации тяжелых металлов; является основным элементом фермента глутатионпероксидазы.

Один из редких и важнейших элементов, необходимых нашему организму. В сочетании с витаминами А, С, Е он предохраняет от возникновения онкологических заболеваний, помогает при артрите, разрушает вредные для организма вещества, увеличивает иммунитет, выносливость организма, благодаря увеличению поступления кислорода сердечной мышцы. Селен нужен для образования белков в нашем организме, он поддерживает нормальную работу печени, щитовидной железы, поджелудочной железы, для спокойствия нервной системы. Является важным для поддержания репродуктивной функции. Замедляет процесс старения организма.

Кроме того, препараты селена обладают бактериостатическим, фунгицидным, противоопухолевым, антигистаминным, антидепрессивным действием, нормализуют антитоксическую функцию печени и др. Эти свойства, в конечном итоге, также объясняются антиоксидантными свойствами селена и его способностью стабилизировать клеточные мембраны. Селенсодержащие препараты во много раз активнее своих тиоаналогов. Препараты селена используются для ликвидации селенового дефицита. В то же время, большинство предлагаемых препаратов приготовлено из селенита натрия или при их приготовлении использовалась эта соль, что также не исключает наличие остаточных количеств этого высокотоксического продукта. Имеются селенсодержащие аминокислоты, токсичность которых находится на уровне селенита натрия. Вышесказанное диктует поиск новых менее токсичных препаратов селена с высокой антиоксидантной активностью и положительным влиянием на иммунную систему организма. По современным представлениям процесс образования и нейтрализации свободных радикалов можно отнести к ведущему процессу, принимающему самое непосредственное и активное участие в регуляции обмена веществ в организме здорового человека и животного. Эта же всеобщность свободнорадикальных процессов может рассматриваться как единый, унифицированный патогенетический механизм лежащий и у истоков, и в основе развития огромного количества их процессов в любой клетке, ткани и органе безотносительно причин вызвавших патологию.

 

 

9. Медико-биологическое  значение элементов VIA-группы

 

По содержанию в организме человека (62%) кислород относится к макроэлементам. Он незаменим и относится к числу важнейших элементов, составляющих основу живых систем, т. е. является органогеном. Кислород входит в состав огромного числа молекул, начиная от простейших и кончая биополимерами. Велика роль кислорода в процессах жизнедеятельности, так как окисление кислородом питательных веществ (углеводов, белков, жиров) служит источником энергии, необходимой для работы органов и тканей живых организмов. Большинство окислительно-восстановительных реакций в организме протекает при участии кислорода и его активных форм.