Учебно-методическое пособие для студентов естественных специальностей Павлодар (075. 8) Ббк 28. 080. 3 Я73 Б81



страница1/45
Дата26.06.2015
Размер2,37 Mb.
  1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   45
Министерство образования и науки Республики Казахстан
Павлодарский государственный университет

им. С. Торайгырова

А.П.Бондаренко, А.А.Калиева

Биогеохимический потенциал и здоровье

Учебно-методическое пособие для студентов естественных специальностей


Павлодар


УДК 550.47 (075.8)

ББК 28.080.3 Я73

Б81
Рекомендовано Учёным советом ПГУ им. С. Торайгырова

Рецензенты:

доктор биологических наук, профессор Базарбеков К.У.

кандидат химических наук, доцент Мальков И.В.
Б81 Бондаренко А.П., Калиева А.А.

Биогеохимический потенциал и здоровье: учебно-методическое пособие. — Павлодар, 2007. — 179 с. — Ч.2.


В данном пособии первой из них мы обозначили проблему, кратко показаны химические свойства элементов, их и их распространение в природе.

Учебное пособие рекомендуется студентам естественных специальностей.
УДК 550.47 (075.8)

ББК 28.080.3 Я73


ÓБондаренко А.П., Калиева А.А. 2007

ÓПавлодарский государственный университет им С. Торайгырова, 2007


Введение
В значительной степени жизнь и здоровье человека, животных и растений зависят от доступности и оптимального наличия химических эленментов, необходимых для его функционирования. К таким элементам относят сложные органические молекулы, молекулы неорганические, и, наконец, атомы, или их ионы, которые обеспечивают разнообразные биохимические процессы, лежащие в основе метаболизма живого организма.

Нами запланированы 3 части пособия о биогеохимическом потенциале, свойствах химических элементов и их влиянии на здоровье человека. В первой части пособия показано происхождение и устойчивость химических элементов, их распространение в различных внеземных объектах, и разных компонентах биосферы, а также биогенное и антропогенное влияние на биогеохимический потенциал ландшафтов.

В данной части показаны химические свойства элементов, их распространение в окружающей среде и содержание в организмах некоторых биологических видов. Внутренний состав живых организмов определенного вида достаточно консервативен, во многих случаях затрачивается значительная энергия для его поддержания. Благодаря приспособительным (адаптационным) механизмам физические и химические параметры, определяющие жизнедеятельность организма, меняются в сравнительно узких пределах, несмотря на значительные изменения внешних условий.

У высокоорганизованных животных гомеостаз отличается наибольшим совершенством. У человека, млекопитающих, птиц он включает поддержание постоянства концентрации водородных ионов (pH) и состава крови, осмотического давления (изоосмия), температуры тела (изотермия), кровяного давления и многих других функций. Эти процессы обеспечиваются нейро-гуморальными, гормональными, барьерными и выделительными механизмами. При недостатке того или иного элемента в окружающей среде, или значительном изменении соотношения их концентраций, происходит замена одного элемента другим, что проявляется не только на уровне биохимических процессов, но и в морфологии, физиологии и, даже, этологии особей.

В третьей, заключительной части, будут приведены уровни содержания химических элементов таблицы Д.Менделеева в пищевых продуктах и организме человека, прослеживаются механизмы их влияния на здоровье человека. Огромный объем информации, специфичность языка в различных областях знаний, делают затруднительным усвоение основ естествознания для студентов различных специальностей. В связи с этим, нами предпринята попытка объединить различные объекты природы общим свойством - происхождением элементов, из которых состоит биосфера и сам человек и влиянием содержания, концентраций этих элементов в среде обитания на здоровье человека. Для многих элементов, йода, железа, селена, меди и других такая связь прослеживается непосредственно: содержание экоситеме → здоровье человека или других живых существ, для некоторых других элементов такая связь менее очевидна.

Цель данного пособия - показать единство происхождения химических элементов, их свойств, распространения в природных объектах и живых организмах и роль в поддержании здоровья человека.


2 Химические элементы. Свойства и биологическое значение

Живые организмы - сложные, высокоэффективные системы - создавались длительное время. Для этого была использована значительная часть имеющихся на Земле химических элементов. Однажды созданная удачная комбинация элементов, применялась вновь и вновь, для самых разнообразных целей. Основная роль в живом веществе отводится органическим молекулам. Более 90 % живого вещества состоит из трех атомов: кислорода, углерода и водорода, но полное выполнение метаболических процессов возможно лишь при работе ферментов, в которой участвуют в незначительных количествах различные металлы. Однако для того, чтобы они были в состоянии выполнять свою роль использовался почти весь арсенал доступных химических атомов. Из 90 простых химических веществ, содержащихся в почве – около 70 постоянно встречается в живых организмах. Рассмотрение химических элементов проведем в соответствии с их расположением в таблице Менделеева, при этом сразу дадим краткую характеристику биогенности того или иного элемента.



2.1 Электронная конфигурация, химические свойства и положение в периодической системе


Важнейшая роль в химических взаимодействиях отводится электронам внешнего слоя, который называется валентным. В тех случаях, когда предыдущий электронный уровень не заполнен, его электроны могут участвовать в химических реакциях, при этом валентность химического элемента оказывается переменной. Для рассматриваемых элементов приводятся конфигурации элементов - количество электронов на уровнях разных оболочек.

Электронные конфигурации атомов элементов приведены в той же последовательности, в которой они рассмотрены ниже (таблица 2.1)



2.2 Водород


Водород (лат. Hydrogenium), Н, химический элемент, первый по порядковому номеру в периодической системе, атомная масса 1,00797. При обычных условиях это газ, не имеет цвета, запаха и вкуса. В таблице периодической системы его располагают обычно во главе первой группы, однако он имеет некоторые черты как первой, так и седьмой групп, поэтому он выделен особо.
Таблица 2.1 - Электронные конфигурации атомов элементов первой группы

Атом

1s

2s 2p

3s 3p 3d

4s 4p 4d 4f

5s 5p 5d 5f

6s 6p 6d 6f

7s

H 1

1



















Первая группа, главная подгруппа

Li 3

2

1
















Na 11

2

2 6

1













K 19

2

2 6

2 6

1










Rb 37

2

2 6

2 6 10

2 6

1







Cs 55

2

2 6

2 6 10

2 6 10

2 6

1




Fr 87

2

2 6

2 6 10

2 6 10 14

2 6 10

2 6

1

Первая группа, подгруппа меди

Сu 29

2

2 6

2 6 10

1










Ar 47

2

2 6

2 6 10

2 6 10 1










Au 79

2

2 6

2 6 10

2 6 10 14

2 6 10

1





2.2.1 Водород. Распространённость в природе

Водород широко распространён в природе, его содержание в земной коре (литосфера и гидросфера) составляет по массе 1%, а по числу атомов 16%. Он входит в состав самого распространённого вещества на Земле - воды (11,19% по массе), в состав соединений, слагающих угли, нефть, природные газы, глины, а также организмы животных и растений (в состав белков, нуклеиновых кислот, жиров, углеводов). В свободном состоянии встречается крайне редко, в небольших количествах он содержится в вулканических и других природных газах. Ничтожные количества свободного водорода (0,0001% по числу атомов) присутствуют в атмосфере.

В околоземном пространстве водород в виде потока протонов образует внутренний («протонный») радиационный пояс Земли. В космосе является самым распространённым элементом. В виде плазмы он составляет около половины массы Солнца и большинства звёзд, основную часть газов межзвёздной среды и газовых туманностей. Присутствует в атмосфере ряда планет и в кометах в виде свободного H2, метана CH4, аммиака NH3, воды H2O, радикалов типа CH, NH, OH, SiH, PH и так далее. В виде потока протонов он входит в состав корпускулярного излучения Солнца и космических лучей.

Обыкновенный водород состоит из смеси 2 устойчивых изотопов: лёгкого - протия (1H), и тяжёлого - дейтерия (2H, или D). В природных соединениях на 1 атом 2H приходится в среднем 6800 атомов 1H. Искусственно получен радиоактивный изотоп - сверхтяжёлый водород, или тритий (3H, или Т), с мягким β-излучением и периодом полураспада T1/2 = 12,262 года. В природе тритий образуется, например, из атмосферного азота под действием нейтронов космических лучей, в атмосфере его ничтожно мало (4·10-15% от общего числа атомов водорода). Получен крайне неустойчивый изотоп 4H. Массовые числа изотопов 1H, 2H, 3H и 4H, соответственно 1,2, 3 и 4, указывают на то, что ядро атома протия содержит только 1 протон, дейтерия - 1 протон и 1 нейтрон, трития - 1 протон и 2 нейтрона, 4H - 1 протон и 3 нейтрона. Большое различие масс изотопов обусловливает более заметное различие их физических и химических свойств, чем в случае изотопов других элементов.

Атом водорода имеет наиболее простое строение среди атомов всех других элементов: он состоит из ядра и одного электрона. Энергия связи электрона с ядром (потенциал ионизации) составляет 13,595 эв. Нейтральный атом может присоединять и второй электрон, образуя отрицательный ион Н-, при этом энергия связи второго электрона с нейтральным атомом (сродство к электрону) составляет 0,78 эв.

Молекула водорода H2 состоит из двух атомов, соединённых ковалентной химической связью. Энергия диссоциации - распада на атомы, составляет 4,776 эв (1 эв = 1,60210·10-19 дж). Межатомное расстояние при равновесном положении ядер равно 0,7414·Å. При высоких температурах молекулярный водород диссоциирует на атомы (степень диссоциации при 2000°С 0,0013, при 5000°С 0,95). Атомарный водород образуется также в различных химических реакциях (например, действием Zn на соляную кислоту). Однако существование водорода в атомарном состоянии длится лишь короткое время, атомы рекомбинируют в молекулы H2.

Тритий представляет собой радиоактивный изотоп водорода (водород-3, 3H) с атомной массой 3 (один протон, два нейтрона). Период полураспада трития равен 12.34 года.

Распадаясь, тритий превращается в гелий, выделяя при этом довольно интенсивное бета-излучение. Правда энергия его бета-частиц относительно невелика, поэтому при нахождении вне организма (внешнее облучение) тритий серьезной угрозы не представляет.

Другое дело, что при внутреннем облучении (при попадании трития внутрь организма человека с воздухом или водой), он может представлять серьезную угрозу для здоровья. Дело в том, что тритий, являясь изотопом водорода, химически ведет себя также как водород, и поэтому способен замещать его во всех соединениях с кислородом, серой, азотом, легко проникая в протоплазму любой клетки. В этом случае испускаемое тритием бета-излучение способно серьезно повредить генетический аппарат клеток. Исследования, посвященные поведения трития в биологических объектах, свидетельствуют о его подчас тысячекратном накоплении в живых организмах и пищевых цепочках.

В естественных земных экосистемах (исключая недра планеты) трития почти нет - его ничтожные количества образуются лишь при взаимодействии космического излучения с газами атмосферы. На всей Земле едва ли наберётся более 1 кг естественного трития. Однако в последние десятилетия основным источником трития становятся атомные электростанции. Тритий является основным радиоактивным компонентом жидких сбросов и газообразных выбросов большинства атомных электростанций, так как практически не поддается фильтрации. Это приводит к загрязнению почвы, грунтовых и поверхностных вод вокруг АЭС. Уже давно было показано, что в окрестностях некоторых американских АЭС содержание трития в хвое деревьев с наветренной стороны в 10 раз больше, чем с подветренной, прямое доказательство, что именно АЭС являются источником трития.

Эти и некоторые другие специфические особенности позволяют отнести тритий к числу наиболее радиационно-опасных долгоживущих нуклидов, которые способны загрязнять биосферу не только в районе непосредственного размещения источника, но и в региональном и глобальном масштабе. Очевидно, что эти соображения и привели к включению трития в список контролируемых радиологических параметров в новой Директиве ЕС по качеству питьевой воды. 
2.2.2 Водород. Физические и химические свойства

Водород - легчайшее из всех известных веществ (в 14,4 раза легче воздуха), плотность 0,0899 г/л при 0°С и 1 атмосфере, он кипит (сжижается) и плавится (затвердевает) соответственно при -252,6°С и -259,1°С (только гелий имеет более низкие температуры плавления и кипения). Водород мало растворим в воде (0,0182 мл/г при 20°С и 1 атм), но хорошо - во многих металлах (Ni, Pt, Pd), особенно в палладии (850 объёмов на 1 объём Pd). С растворимостью в металлах связана его способность диффундировать через них, диффузия через углеродистый сплав (например, сталь) иногда сопровождается разрушением сплава вследствие взаимодействия водорода с углеродом (так называемая декарбонизация). В жидком состоянии очень лёгок (плотность при -253°С - 0,0708 г/см3) и текуч (вязкость при - 253°С 13,8 спуаз).

В большинстве соединений водород проявляет валентность (точнее, степень окисления) +1, подобно натрию и другим щелочным металлам, обычно он и рассматривается как аналог этих металлов, возглавляющий 1 группу системы. Однако в гидридах металлов ион Н заряжен отрицательно (степень окисления -1), то есть гидрид Na+H- построен подобно хлориду Na+Cl-. Этот и некоторые другие факты (близость физических свойств водорода и галогенов, способность галогенов замещать Н в органических соединениях) дают основание относить его также и к VII группе периодической системы. При обычных условиях молекулярный H2 сравнительно мало активен, непосредственно соединяясь лишь с наиболее реакциеспособными из неметаллов (с фтором, а на свету и с хлором). Однако при нагревании он вступает в реакции со многими элементами.

Атомарный водород обладает повышенной химической активностью по сравнению с молекулярным. С кислородом H2 образует воду: H2 + 1/2O2 = H2O с выделением 285,937·103 дж/моль, (68,3174 ккал/моль) тепла (при 25°С и 1 атм). При обычных температурах реакция протекает крайне медленно, выше 550°С - со взрывом. Пределы взрывоопасности водородо-кислородной смеси составляют (по объёму) от 4 до 94% H2, а водородо-воздушной смеси - от 4 до 74% H2 (смесь 2 объёмов H2 и 1 объёма О2 называется гремучим газом). Водород используется для восстановления многих металлов, так как отнимает кислород у их окислов.

С галогенами H2 образует галогеноводороды, например: H2 + Cl2 = 2HCl. При этом со фтором H2 взрывается (даже в темноте и при -252°С), с хлором и бромом реагирует лишь при освещении или нагревании, а с йодом только при нагревании. С азотом H2 взаимодействует с образованием аммиака: 3H2 + N2 = 2NH3 лишь на катализаторе и при повышенных температурах и давлениях. При нагревании H2 энергично реагирует с серой: H2 + S = H2S (сероводород), значительно труднее с селеном и теллуром. С чистым углеродом он может реагировать без катализатора только при высоких температурах: 2H2 + С (аморфный) = CH4 (метан). H2 непосредственно реагирует с некоторыми металлами (щелочными, щёлочноземельными и другими), образуя гидриды: H2 + 2Li = 2LiH.

Роль водорода и его соединений в химии исключительно велика. Он обусловливает кислотные свойства так называемых протонных кислот и склонен образовывать с некоторыми элементами водородную связь, оказывающую определяющее влияние на свойства многих органических и неорганических соединений.



  1   2   3   4   5   6   7   8   9   ...   45


База данных защищена авторским правом ©zubstom.ru 2015
обратиться к администрации

    Главная страница