Біогенні елементи

Біогенні елементи

Натрій і Калій - дуже важливі життєво необхідні елементи, які містяться в плазмі крові, лімфі. Найбільше Калію в печінці, нирках, серці, м'язах та в мозку. Загальний вміст Калію в організмі дещо більший від Натрію.

Основна біологічна функція розчинних у воді сполук s-елементів полягає у підтриманні водно-електролітного балансу. Катіони цих елементів істотно впливають на стан наводнення клітин та в'язкість цитоплазми. Входячи до складу електролітів крові, йони Натрію забезпечують сталу величину осмотичного тиску, а як компоненти буферних систем — підтри­мують на певному рівні рН біологічних рідин .

Йони К⁺ і Nа⁺ необхідні живим організмам для генерування біопотенціалів у нервовій системі, м'язах та секреторній тканині, а також для регулювання роботи серцевого м'яза (міокарда). Важливо знати, що йони Натрію Nа⁺ є основними позаклітинними йонами, а Калію К⁺ - внутрішньоклітинними .

Так, концентрація йонів K⁺ всередині клітини в 35 разів вища, ніж у позаклітинній рідині, а йонів Na⁺, навпаки, - в 14 разів більша в позаклітинному середовищі, ніж всередині клітини. Такий нерівномірний розподіл йонів Калію і Натрію по обидва боки клітинної мембрани є причиною виникнення біопотенціалів у клітинах.

Кальцій

У плазмі крові близько 46 % Кальцію знаходиться в йонізованому стані решта зв'язана з білками (альбумінами) та іншими аніонами (фосфат-, гідрогенкарбонат-, сульфат-, цитрат-іонами). Фізіологічно важливим чинником для біосистем є наявність вільного (йонізованого) Кальцію. Існує стан рівноваги між концентрацією йонів Са²⁺, що містяться в позаклітинній рідині і цитоплазмі. Градієнт концентрацій йонів Кальцію між поза- і внутрішньоклітинною рідинами є значним.

Незмінність концентрації лужних і лужноземельних металів усередині клітини і в позаклітинному просторі пов'язана зі своєрідним механізмом транспорту йонів крізь мембрани. Він здійснюється шляхом активного транспорту проти градієнту концентрацій за рахунок енергії гідролізу АТФ та шляхом дифузії йонів за градієнтом концентрацій, яка залежить від активності йонофорів.

Йони кальцію, що містяться в крові, посилюють її зсідання. Значне збільшення концентрації йонів Са²⁺, особливо у серцевому м'язі, негативно впливає на метаболічні процеси і може викликати руйнування клітинних структур. У зв'язку з цим у медичну практику впроваджена група лікарських засобів, так званих антагоністів Кальцію, які блокують проникнення йонів Кальцію в міокард, поліпшуючи роботу серцевого м'яза.

Відомо, що йони Кальцію гальмують збудження ЦНС, а тому істотне зменшення його концентрації в тканинах організму призводить до посилення збудження, аж до приступів тетанії.

Як зазначалось, мінеральні солі Кальцію у вигляді гідроксиапатиту та фторапатиту є основою кісткової тканини. Тому йони Кальцію впливають на ріст скелета, формування кісток, емалі зубів тощо.

Надмірне нагромадження Кальцію в деяких органах призводить до утворення каменів, що є причиною таких захворювань, як нефролітіаз або панкрсолітіаз, поліартрит, остеохондроз, катаракта.

Добова потреба дорослої людини в сполуках Кальцію становить 1,0-/,3 г. Вона забезпечується за рахунок рослинної їжі, молока, питної води. Засвоєння Кальцію організмом залежить від наявності в ньому вітаміну Д концентрація якого регулюється гормонами щитовидної залози.

Магній

Сполуки Магнію містяться у внутрішньоклітинних рідинах у вигляді гідратованих йонів, а у кістках скелету та емалі зубів - у вигляді нерозчинних фосфатів. Йони Магнію входять до складу біокомплексів з нуклеїновими кислотами. У складі комплексу з АТФ.

Залежно від концентрації Магній може як прискорювати, так і гальмувати процес передачі імпульсів по нервових волокнах. Він впливає на дихальні, рухові та інші центри мозку і. в цілому, заспокійливо діє на нервову систему, впливає на обмін Калію і Кальцію.

Магній входить до складу ферментів з групи трансфераз, які пришвидшують реакції перенесення різних функціональних груп від одного субстрату до іншого. Він позитивно впливає на вуглеводний та фосфорний обмін  сприяє виділенню жовчі, стимулює перистальтику кишківника.

Хлорофіл бере участь у синтезі вуглеводів і кисню, зв'язуючи вуглекислий газ з повітря і воду. Цей процес дає змогу підтримувати рівновагу кисню і вуглекислого газу в довкіллі, забезпечуючи життя на Землі.

Осмос. Закон осмотичного тиску

Якщо поверх концентрованого розчину якої-небудь речовини, поміщеної в циліндрову посудину, обережно налити, уникаючи перемішуванея, шар більш розбавленого розчину або розчинника, то через деякий час концентрації розчиненої речовини в будь-якій частині розчину зрівняються. Це пояснюється тим, що частинки, проявляючи загальну тенденцію до збільшення невпорядкованості, рухаються від місця з великою концентрацією до місця з меншою концентрацією; частинки розчиненої речовини проникають в середовище частинок розчинника, а частинки розчинника – в середовище розчиненої речовини. Це явище називається дифузією.

Дифузією називається процес мимовільного вирівнювання концентрації розчину.

Якщо розділити розчин і розчинник напівпроникною перегородкою (мембраною), крізь яку проходять молекули розчинника і не проходять молекули розчиненої речовини, то наступить одностороння дифузія молекул розчинника через мембрану.

Процес односторонньої дифузії молекул через напівпроникну перегородку називається осмосом, а тиск, який викликає осмос, називається осмотичним тиском.

Осмотичний тиск чисельно дорівнює додатковому тиску, який необхідний для припинення осмосу.

Як показав Вант-Гофф, осмотичний тиск розчину чисельно дорівнює тиску, який чинила би розчинена речовина, якби вона при тій же самій температурі знаходиася в газоподібному стані і займала об'єм, що дорівнює об'єму розчину. Це і є закон осмотичного тиску.

Вант-Гофф звернув увагу на те, що осмотичний тиск разбавлених розчинів підкоряється законам ідеальних газів. Звідки він зробив висновок, що осмотичний тиск можна розрахувати за рівнянням Менделєєва-Клапейрона:

де V-об'єм розчину.

С= n/V,

то  

Явище осмосу відіграє важливу роль у багатьох хімічних і біологічних системах. Поживні речовини і волога з ґрунту надходять у рослини завдяки капілярним або осмотичним явищам.

У рослинах осмотичний тиск сягає 1–1,5 мПа. Коріння має більш низький осмотичний тиск, ніж надземні частини. Підвищення осмотичного тиску від кореня до листя сприяє руху соків уверх по рослині. В організмах тварин і рослин осмотичний тиск є визначальним фактором щодо розподілення води і поживних речовин між різними органами і тканинами.

Розчини з однаковим осмотичним тиском називають ізотонічними. Якщо осмотичний тиск одного розчину більший, ніж іншого, то перший розчин є гіпертонічним, а коли навпаки – то гіпотонічним.

Ізотонічність – це одна із вимог, що ставляться до інфузійних розчинів, очних крапель та ін. У клінічній практиці ізотонічними є розчини, осмотичний тиск яких дорівнює осмотичному тиску плазми крові, тобто 7,7–8,1 атм. Це розчини з масовою часткою натрій хлориду 0,85–0,9 % або глюкози – 4,5–5,0 %.

Крім того, використовують різні багатокомпонентні фізіологічні розчини, зокрема Рінгера, Рінгера – Локка, Тироде та ін., які за своїм хімічним складом наближаються до плазми крові (містять йони Натрію, Калію, Кальцію, Магнію, Хлору, гідрогенкарбонат-іони, дигідрогенфосфат-іони, глюкозу). Такі розчини можна вводити внутрішньовенно у досить великих кількостях при втратах крові і плазми. Цікаво, що їх склад подібний до складу морської води.

Зміна осмотичного тиску рідини, що оточує клітину, призводить до порушення в ній водного обміну. У гіпотонічних розчинах спостерігається явище лізису, тобто клітини набрякають і руйнуються. Наприклад, якщо еритроцити вмістити в розчин з меншим осмотичним тиском, ніж всередині еритроцита, то вода проникатиме всередину еритроцита і останній набрякає, збільшується в об’ємі і руйнується.

Явище руйнування оболонки еритроцитів при введенні у плазму крові гіпотонічних розчинів, що супроводжується виходом гемоглобіну в плазму, називають гемолізом (утворюється “лакова” кров).

Якщо еритроцити вмістити у розчин з більшим осмотичним тиском, ніж всередині еритроцитів, тобто у гіпертонічний розчин, то вони втрачають воду, різко зменшуються в об’ємі і зморщуються. Явище зморщування еритроцитів при введенні у плазму крові гіпертонічних розчинів називають плазмолізом.

Щоб не порушити осмотичної рівноваги крові, гіпертонічні розчини глюкози (з масовою часткою20 %, 40 %) вводять у кров внутрішньовенно і дуже повільно, найчастіше крапельним шляхом.

Гіпертонічний розчин натрій хлориду (5–10 %) застосовують у хірургії зовнішньо для очищення гнійних ран. При накладанні марлевих пов’язок, змочених таким розчином, рідина із рани рухається у напрямку розчину з більшим осмотичним тиском і це сприяє очищенню її від гною, мікроорганізмів тощо. Гіпертонічні розчини гіркої солі MgSO4·7H2O або глауберової солі Na2SO4·10H2O застосовують як послаблюючі засоби, тому що внаслідок осмосу відбувається перехід великої кількості води із слизової оболонки у просвіт кишок.

РЕАКЦІЇ КОМПЛЕКСОУТВОРЮВАННЯ І ОКИСНЕННЯ-ВІДНОВЛЕННЯ В ХІМІЧНОМУ АНАЛІЗІ

РЕАКЦІЇ КОМПЛЕКСОУТВОРЮВАННЯ І ОКИСНЕННЯ-ВІДНОВЛЕННЯ В ХІМІЧНОМУ АНАЛІЗІ

Комплексні сполуки широко використовують як в якісному, так і в кількісному аналізі речовин. Найчастіше їх застосовують у гравіметричному, титриметричному, спектрофотометричному аналізі, при маскуванні сторонніх йонів та розчиненні осадів.
В молекулі комплексної сполуки центральне положення займає позитивно заряджений йон, який називається комплексоутворювачем. З ним зв’язані йони або молекули, які називають лігандами. Разом з центральним йоном ліганди утворюють внутрішню сферу комплексної сполуки, яку при написанні беруть у квадратні дужки. Йони, що розміщуються за внутрішньою сферою утворюють зовнішню сферу комплексної сполуки.
У водних розчинах комплексні сполуки дисоціюють за типом сильного електроліту на прості та комплексні йони. В свою чергу комплексні йони у водному розчині дисоціюють як слабкі електроліти.
.
Міцність комплексних йонів характеризується константами нестійкості комплексу.
, (4.1)
де - рівноважна концентрація йонів комплексоутворювача;
- рівноважна концентрація йонів ліганду в ступені, що дорівнює координаційному числу – m; - рівноважна концентрація комплексного йона в розчині; р – заряд комплексного йона.
Комплексний йон тим стійкіший, чим менша його константа нестійкості. Величини констант нестійкості залежать від природи комплексу і температури.
Реакції окиснення – відновлення також мають велике значення у хімічному аналізі. До них відносяться реакції, в яких відбувається перехід електронів від йонів або атомів одних речовин до інших.
Кількісною характеристикою реакцій окиснення – відновлення є окисно–відновний потенціал. На електродний потенціал окисно – відновної системи впливають активності (концентрації) окисної і відновної форми, температура і, в багатьох випадках, рН середовища. Залежність електродного потенціалу (?) від цих факторів виражає рівняння Нернста
(4.2)
де ?^о – стандартний окисно – відновний потенціал даної системи, В; F – стала Фарадея ( 96484 Кл/моль ); R – універсальна газова стала ( 8,31 Дж/моль∙К ); n – кількість електронів, що беруть участь в електродному процесі; і - активності окисної і відновної форм системи. Т – абсолютна температура, К;
Якщо в рівнянні Нернста замість буквених позначень внести їх числові значення, взяти температуру 298К, замінити натуральний логарифм десятковим, то одержимо рівняння Нернста, зручне для розрахунків потенціалу окисно – відновної системи
. (4.3)
Для розбавлених розчинів активність окисної та відновної форм можна замінити їх рівноважними концентраціями. Тоді рівняння Нернста матиме вигляд
. (4.4)
Для металевих редокс – систем розрахункова формула виглядає наступним чином
або . (4.5)
У випадках, коли оксигенвміщуюча окисна форма переходить у відновну за участю йонів гідрогену, треба при розрахунках потенціалу враховувати рН середовища
або , (4.6)
де - відповідно активності і концентрації окисної та відновної форм системи; - відповідно активність і концентрація йонів гідрогену в розчині, m – число йонів гідрогену, що приймають участь у реакції.
Потенціал водневого електрода визначається за рівнянням
або , (4.7)
де , - відповідно активність і концентрація йонів гідрогену в розчині; - відповідно показник активності йонів гідрогену і водневий показник.
Електрорушійну силу гальванічного елемента можна обчислити за формулою
, (4.8)
де і - відповідно потенціал катода і анода, В.
Електрорушійну силу концентраційного елемента, що складається з двох однакових електродів, занурених у розчини одного і того самого електроліту різної концентрації, можна визначити за рівнянням
, (4.9)
де і - активності йонів металу в розчинах за умови, що > .
Константу рівноваги окисно – відновної реакції розраховують за рівнянням
, (4.10)
де , - стандартні потенціали окисника і відновника, В; n – кількість електронів, що приймає участь в окисно – відновній реакції.

 Розв’язування типових задач
Задача 1. Визначте, як зміниться концентрація йонів в 0,1М розчині , якщо до нього додати 1М розчин аміаку. .
Розв’язування. Дисоціація комплексної сполуки відбувається за схемою
,
.
Константа нестійкості комплексного йону має вигляд
.
Якщо прийняти, що дисоціює комплексних йонів , то при цьому утворюється йонів і 4 . Оскільки ступінь дисоціації комплексу мала, то можна вважати, що моль/л.
Тоді .
Звідси
моль/л.
Якщо до розчину комплексної сполуки додати 1М розчин , то
, а моль/л.
Після додавання до розчину комплексної сполуки 1М розчину , дисоціація комплексного йону знизилась. Концентрація йонів зменшилась у разів.


Задача 2. Визначте константу рівноваги і напрямок реакції .
Розв’язування. В реакції приймають участь дві електрохімічні системи:
,
.
Константу рівноваги окисно – відновної реакції розрахуємо за рівнянням (4.10)
.
Звідси .
Оскільки константа рівноваги незначно відрізняється від одиниці, то система знаходиться близько до рівноважного стану, злегка зсунутому в бік продуктів реакції.

Задача 3. Визначте, чи буде утворюватись осад Аргентум йодиду, якщо до 0,1М розчину додати 16,6г ? ; .
Розв’язування. Комплексна сполука дисоціює за схемою
,
.
Константа нестійкості комплексного йону має вигляд
.
Якщо дисоціює комплексних йонів , то утворюється йонів⁺ і 2 йонів . Оскільки ступінь дисоціації комплексу мала, то можна вважати, що концентрація йонів =0,1моль/л. Тоді
.
Звідси
моль/л.
Розрахуємо кількість молей доданої солі
.
Оскільки - сильний електроліт, то моль. Осад буде випадати, якщо .

.

Так як знайдена величина більша за добуток розчинності , то осад утворюється.

Задача 4. Визначте потенціал окисно-відновної парив насиченому розчині Аргентум йодиду , а також після додавання в розчин 3,32г/л Калій йодиду. Поясніть причини зміни потенціалу. ; .
Розв’язування. Потенціал срібного електрода зануреного у насичений розчин Аргентум йодиду розрахуємо за рівнянням Нернста (4.5)
.
Концентрацію йонів у розчині розрахуємо, виходячи з добутку розчинності .
.
, оскільки , то
моль/л.
Тоді
В.
Після додавання у розчин солі концентрація йонів буде дорівнювати концентрації розчиненої солі з однойменним аніоном, що становитиме
моль.
З добутку розчинності знайдемо концентрацію йонів
моль/л.
Тоді
В.
Потенціал електрода різко зменшується, переходячи в негативну область, за рахунок зменшення ступеня дисоціації малорозчинної сполуки завдяки додаванню солі з однойменним йоном.