Лекція 1

Лекція 1. Біогенні елементи.

 

У живих організмах людини і тварин за допомогою різних фізико-хімічних і хімічних методів виявлено понад 80 хімічних елементів. що надходять в організм разом з водою і їжею. Вони входять до складу різних біологічних систем і відіграють певну фізіологічну роль.

Засновник біогеохімії акад. В. Вернадський, вивчаючи розподіл хімічних елементів у земній корі, вперше обгрунтував роль живої речовини в міграції елементів  та показав значення  хімічних елементів для життєдіяльності та еволюції організмів людини та тварин. Організм вибірково асимілює з біосфери певні хімічні елементи. При цьому їх концентрація залежить від розчинності сполук цього елемента  середовищі існування організму, а також заряду ядра даного елемента.  

•          47 хімічних елементів  є постійно, тому вони називаються біогенними.Найважливішими є хімічні елементи, що становлять 97,5 % від загальної маси організму. Це шість елементів О, С, Н, N, P, S, які є органогенними елементами.

Залежно від кількісного вмісту всі біоелементи А. Виноградов розділив на макро-, мікро- і ультрамікроелементи.

•         До макроелементів, крім елементів-органогенів, відносять елементи:

    натрій Na, калій K, кальцій Ca,   магній Mg, хлор Cl.

вміст яких в організмі становить 0,01 % і більше маси тіла

Макроелементи виконують роль пластичного матеріалу.

•         Мікроелементи – 10-3–10-5 %.

ферум Fe, йод J, флуор F, цинк Zn, купрум Cu, манган Mn, кобальт Co, 

хром Cr,  нікол Ni, молібден Mo, алюміній Al

Мікроелементи входять до складу ферментів, вітамінів, гормонів.

•         Ультрамікроелементи – Au, Hg, Tl

Вміст біометалів в організмі

Біометал	% мас.	г/70 кг
Кальцій Ca	1,5	1050
Калій K	0,35	245
Натрій  Na	0,15	105
Магній  Mg	0,05	35
Ферум  Fe	0,01	5

 

s-елементи Na, K, Ca, Mg 

•         Na – e = Na+

     Солі натрію в організмі знаходяться переважно в розчинному стані в плазмі крові, в лімфі, в лікворі, в травних соках. В клітинах натрію значно менше,  зосереджується в позаклітинних зонах. Натрій відіграє важливу роль у затриманні води в організмі. 1 г натрію може затримати до 25 г води.

     Йому належить важлива роль у перерозподілі води між клітинами i рідинами організму, а також в регуляції обміну води в цілому. Натрій хлорид є основним матеріалом, з якого утворюється соляна кислота. В цьому процесі беруть також участь хлориди калію, кальцію та магнію. Ці солі відіграють найбільшу роль в осмотичних процесах. Іони натрію також необхідні для нормальної збудливості м’язів.

      Солі калію, як і натрію, добре розчинні у воді, вони є у всіх тканинах організму. На відміну від натрію, калій в більших кількостях міститься в клітинах, тому натрій звичайно звуть екстрацелюлярним, а калій iнтpaцелюлярним елементом. Так, наприклад, з 8 – 9 г калію, що є в крові, 95 – 96% знаходиться в еритроцитах i лише 3 – 5% у плазмі. Багато калію в травних соках. Іони калію посилюють функції парасимпатичної нервової системи i зменшують збуджуючий вплив натрію на м’язи. Калій посилює дію ацетилхоліну на нервові закінчення в м’язах.

Загальна характеристика s – елементів І А групи. Лужні метали.

1.     Загальна характеристика елементів І А групи.

2.     Хімічні властивості  сполук.

3.     Біологічна роль елементів І А групи та їх використання у медицині і фармації.

Головна підгрупа першої групи періодичної системи включає елементи літій, натрій, калій, рубідій і цезій, а також дуже нестабільний елемент францій. Останній зустрічається в ряду радіоактивного розпаду актинію. Всі ці елементи об’єднують під спільною назвою лужні метали, так як гідроксиди двох головних представників цієї групи – натрію і калію – здавна були відомі під назвою лугів. З цих лугів, піддаючи їх у розплавленому стані електролізу Деві в 1807 році вперше добув вільні калій і натрій.

У зовнішньому електронному шарі атоми лужних металів мають по одному електрону. У передостанньому електронному шарі у атома Li є два електрони, а у атомів решти лужних металів – по 8 електронів. Маючи у зовнішньому електронному шарі лише по одному електрону, який перебуває на порівняно великій відстані від ядра, атоми цих елементів досить легко віддають цей електрон, тобто характеризуються низькою енергією іонізації. Однозарядні позитивні іони, що при цьому утворюються, мають стійку електронну структуру відповідного інертного газу (іон Li – структуру атома гелію, іон натрію – атома неону, іон калію – атома аргону). Легкість віддавання зовнішніх електронів характеризує розглядувані елементи як найтиповіші представники металів: металічні властивості у лужних металів виявлені особливо різко.

Всі лужні метали дуже реакційноздатні і на повітрі одразу окислюються; цезій і рубідій самозаймаються. Тому всі вони зберігаються під шаром гасу або парафінової олії.

Натрій енергійно взаємодіє з водою і навіть плавиться завдяки теплоті, яка виділяється внаслідок реакції, однак водень, який виділився не загоряється навіть при доступності повітря, якщо тільки кулька натрію може вільно рухатися по поверхні води. Калій реагує з водою настільки активно, що водень, який виділяється при контактуванні з повітрям зразу займається. Ще більш чіткі відмінності між обома елементами спостерігаються в їх відношенні до брому і йоду. Натрій реагує з бромом при кімнатній температурі лише з поверхні; а з йодом його обережно можна навіть силавити без видимої взаємодії. Якщо ж в рідкий бром вкинути шматок калію, то відбувається сильний вибух; це ж спостерігається при нагріванні калію з йодом.

Поширення. Завдяки надзвичайній схильності до окиснення лужні метали ніколи не зустрічаються у вільному стані, а лише включно у формі своїх сполук. Однак, саме в такому вигляді натрій і калій належать до найбільш поширених елементів. Їх вміст в земній корі складає » 2,4 – 2,6%. Натрій виявлено в атмосфері Сонця і міжзірковому просторі. Найважливіші мінерали натрію: NaCl (кам’яна сіль, галіт), Na₂SO₄ × 10H₂O (мірабіліт, глауберова сіль), Na₃AlF₆ (кріоліт),Na₂B₄O₇ × 10H₂O (бура); він входить у склад багатьох природніх силікатів і алюміносилікатів. Сполуки натрію містяться в рослинних і тваринних організмах, в останньому випадку головним чином у вигляді NaCl. В крові люлюдини іони Na⁺складають 0,32%, в кістках = 0,6%, в м’язевій тканині 0,6 –1,5 %.

Найбільш важливими мінералами калію є: сильвін KCl, сильвініт KCl×NaCl, карналіт KCl×MgCl₂×6H₂O, каїнітKCl×MgSO₄×3H₂O.

В морській воді K і Na містяться у співвідношенні 1 : 40.

К міститься в попелі рослин у вигляді карбонату (поташу). І навпаки, вміст натрію у попелі материкових рослин незвичайний. Тільки прибережні і морські рослини містять великі кількості натрію, головним чином у вигляді органічних сполук. Окремі рослини містять також помітні кількості літію, наприклад, тютюн.

Лужні метали або їх не дуже важколетні сполуки забарвлюють полум’я газового пальника в характерні кольори:

 Li – карміново-червоний;

 Na – жовтий;

 K, Pb, Cs – фіолетовий.

Хімія літію та його сполук.

Літій від інших лужних металів відрізняється більшим значенням енергії іонізації і невеликим розміром атома та іона. Літій за властивостями нагадує магній (діагональна періодичність в періодичній системі).

Для літію характерне утворення іонного зв’язку. Тому координаційне число Li в сполуках на відміну від інших елементів 2 – го періоду більше, ніж 4. Разом з тим, внаслідок невеликого розміру іон Li²⁺ характеризується високою енергією сольватації, а в літій – органічних сполуках утворює ковалентний зв’язок.

Хімія натрію та його сполук.

За хімічними властивостями натрій – дуже активний метал. На повітрі одразу окиснюється, утворюючи пухкі продукти окиснення. При звичайній температурі самозаймається в атмосфері хлору і брому. При невеликому нагріванні енергійно взаємодіє з рідким бромом, S, I₂, H₂. з металами утворює інтерметалічні сполуки: NaSn₆, NaSn₄, NaSn₃ та інші.

Для натрію (І) найбільш характерні іонні сполуки. Його сполуки мають кристалічну будову, в розплавленому і розчинному стані є електролітами, добре розчиняються у воді. Важкорозчинними є нечисленні похідні із складними аніонами, наприклад Na[Sb(OH)₆], порівняно незначно розчинним є гірокарбонат натрію.

Оскільки поляризуюча дія іона Na⁺ незначна, то комплексні сполуки для натрію нехарактерні. Навіть аквакомплекси малостійкі. Тому більшість його солей кристалогідратів не утворюють. Відносно стійкими є кристалогідрати: Na₂SO₄ ×10H₂O, Na₂CO₃ × 10H₂O; але є тектогідратами, тобто мають структуру льоду, яка стабілізується внаслідок стягування електростатично взаємодіючих між собою позитивно і негативнозаряджених іонів.

1.     Гідриди (взаємодія з воднем):

 (при невеликому нагріванні).

2.     Взаємодія з киснем.

Утворення пероксидів характерно:

 (пероксид);

 (оксид).

Пероксиди реагують з водою і кислотами:

 

 

Реагує з моно- і диоксидами вуглецю:

 

 

Остання реакція використовується в дихальних апаратах, які використовуються пожежниками і водолазами, а також для збагачення або оновлення повітря в приміщеннях, наприклад на підводних човнах.

3.     Взаємодія з водою.

 

З інших хімічних методів гідроксид натрію отримують вапновим способом:

 

Гідроксид натрію – сильна основа, добре розчинна у воді, етанолі; не розкладається при нагріванні (на відміну відLiOH).

Солі натрію.

Добре розчинні у воді (за винятком NaHCO₃, який слабо розчинний). Отримати солі можна багатьма хімічними реакціями. Солі всі безбарвні.

Гідрокарбонат натрію  розкладається при нагріванні:

 

Аналітична реакція на Na⁺.

При дії гексагідроксоантимонату калію на нейтральний або слабколужний розчин солі Na⁺ випадає білий зернистий осад  гексагідроксоантимонату (V) натрію:

 

Хімія елементів підгрупи калію та їхніх сполук.

Елементи підгрупи калію – K, Pb, Cs – найбільш типові металічні елементи – катіоногени. При підвищені порядкового номера ця ознака в в елементів посилюється. Для них найбільш характерні сполуки з переважно іонним типом зв’язку. Внаслідок незначної поляризуючої дії іонів (малий заряд, стійкість електронної структури, великі розміри), комплексоутворення з неорганічними лігандами для K⁺, Pb⁺, Cs⁺, Fr⁺ нехарактерне, навіть кристалогідрати для них майже невідомі.

Калій і його аналоги – винятково реакційноздатні метали. На повітрі калій одразу окиснюється, утворюючи пухкі продукти взаємодії; цезій і рубідій самозаймаються. Калій і елементи його підгрупи розміщуються на початку ряду напруг. Взаємодія калію з водою супроводжується самозайманням водню, який виділяється, а взаємодія Pb, Cs – навіть вибухом.

Взаємодія з киснем. При горінні в струмені кисню калій і його аналоги утворюють надпероксиди:

КО₂              RbO₂                          СsO₂

Оранж.         Темно-коричн.          Жовтий

К + О₂ = КО₂

Непрямим шляхом можна отримати пероксиди Е₂О₂, які є менш стійкі, ніж пероксид натрію Na₂O₂.

Взаємодія з водою. Гідроксиди.

Взаємодія калію з водою супроводжується навіть вибухом.

Гідроксиди КОН, RbOH, CsOH – безколірні, дуже гігроскопічні речовини. При прокалюванні вони, подібно доNaOH, піддаються дистиляції без розкладу. Вони добре розчинні у воді і при цьому виділяється значна кількість тепла. У водних розчинах ЕОН, подібно до NaOH, іонізовані або дисоційовані майже повністю і є дуже сильними основами – лугами – КОН, RbOH, CsOH. Найбільше значення серед них має гідроксид калію (їдке калі) КОН. Його отримують електролізом водного розчину KCl.

Солі лужних металів.

На відміну аналогічних солей Li+ і Na+ такі ж сполуки елементів підгрупи калію як перхлорати ClO₄, хлороплатинати E₂PtCl₆, нітритокобальтати E₂[Co(NO₂)₆] та деякі інші є важкорозчинними.

З численних похідних елементів підгрупи калію найбільше значення мають похідні калію. Близько 90% отримуваних солей калію використовуються як добрива (у вигляді KNO₃, KCl, K₂SO₄ та ін.). сполуки калію застосовуються також у виробництві скла, мила та ін.

Хлорид калію KCl застосовують у медицині: різноманітні розчини: ін’кційні, діалізні і т.д.

KNO₃ – не гігроскопічний (на відміну NaNO₃) і тому застосовується для виробництва пороху.

K₂CO₃ – поташ, добре розчинний у воді, гігроскопічний.

Аналітична реакція на К⁺. К⁺ можна виявити, осаджуючи його у вигляді перхлорату калію:

KCl + NaClO₄ = KClO₄¯ + NaCl.

                                                             Білий крист.

Чутливою є реакція з гексанітритокобальтатом (ІІІ) натрію:

3KCl + Na₃[Co(NO₂)₆] = 3NaCl = K₃[Co(NO₂)₆]¯

                                                                            жовтий крист. осад

Гідратація іонів лужних металів у водних розчинах.

Енергія, яка виділяється при гідратації іонів, називається енергією гідратації або теплотою гідратації.

Взаємодія лужних металів з аміаком. В рідкому NH₃ лужні метали розчиняються з утворенням темно-синього ззабарвлення. В більшості випадків вважають, що ці розчини є колоїдними за природою. При пропусканні над розплавленими лужними металами газоподібного аміаку  утворюються аміди:

2Na + 2NH₃ ® 2NaNH₂ + H₂­

Біологічна роль елементів ІА групи та їх використання у медицині і фармації.

Фізіологічне значення іонів K⁺ i Na⁺ пов’язане із їх різною здатністю до адсорбції. Сполуки натрію незначно адсорбуються, тоді як калію – міцно утримуються різними сорбентами.

Мембрани клітин, будучи поверхнею розділу клітина – середовище, проникні є для іонів K⁺ , внаслідок чого внутрішньоклітинна концентрація K⁺ значно вища, ніж іонів Na⁺ . в той же час в плазмі крові концентрація Na⁺перевищує вміст в ній калію. З цією обставиною пов’язують виникнення мембранного потенціалу клітин. Іони K⁺ i Na⁺ – одні з головних компонентів рідкої фази організму. Їх співвідношення з іонами Са²⁺ строго визначене, а його порушення приводить до патології. Введення іонів Na⁺ в організм не викликає помітного шкідливого впливу. Підвищений же вміст іонів K⁺ є шкідливим, але за звичайних умов ріст його концентрації ніколи не досягає небезпечних величин.

Іони калію разом з іонами натрію беруть участь в проведенні нервового імпульсу по системі нейронів. Нормальний ритм м’язевої роботи організму, наприклад, скорочення серця, підтримуються при певному співвідношенні іонів калію і натрію.

Розчин KMnO₄ використовують, як знезаражувальий засіб.

Рубідієві препарати інколи застосовують в медицині як снодійні і знеболюючі засоби у лікуванні окремих форм епілепсії.

Серед сполук Cs для медицини представляє інтерес ізотоп . При радіоактивному лікуванні злоякісних пухлин він має переваги перед використовуваним , так як має в 4 рази менш жорстке g – випромінювання і більш довгий період напіврозпаду.

З’явилися публікації, в яких стверджується, що радіоактивність Fr  може бути корисною при діагностиці онкологічних захворювань: він вибірково здатний накопичуватися в пухлинах на  ранніх стадіях їх розвитку.

NaCl – ізотонічний розчин, ін’єкційні та інфузійні розчини.

NaHCO₃ – для зниження кислотності шлунка.

Літій Li як мікроелемент необхідний для нормальної діяльності організму.  Сполуки Li – для лікування подагри. Велика концентрація Li в організмі – токсична.

 

Хімія елементів ІІА групи. Лужноземельні метали.

1.     Загальна характеристика елементів ІІ А групи.

2.     Хімічні властивості берилію, магнію та елементів підгрупи кальцію

3.     Біологічна роль кальцію. Застосування Mg, Ca, Ba в медицині та фармації

1.     Загальна характеристика елементів ІІАгрупи.

До s – елементів ІІ групи належать типові елементи – берилій, магній, кальцій, стронцій, барій, радій. Деякі константи цих сполук наводимо:

	Be	Mg	Ca	Sr	Ba	Ra
Валентні електрони	2s2	3s2	4s2	5s2	6s2	7s2
rатома, нм	0.113	0.160	0.197	0.215	0.221	0.235
rіона, Е2+, нм	0.034	0.074	0.104	0.120	0.133	0.144
E2іоніз,еВ	18.21	15.03	11.87	11.03	10.00	10.15

У відповідності з будовою валентного електронного шару s елементи ІІ групи проявляють ступінь окиснення +2.

Головні представники цієї підгрупи – кальцій, стронцій і барій відомі під загальною назвою лужноземельних металів.

Назву “лужноземельні” ці метали отримали тому, що їх оксиди за своїми хімічними властивостями є проміжними між лугами (тобто оксидами і гідроксидами лужних металів) і “землями” (тобто оксидами таких елементів, типовим представником яких є алюміній – головна складова частина глин). Внаслідок цього перехідного положення оксидам кальцію, стронцію і барію і дали назву “лужні землі”.

Перший елемент цієї підгрупи, берилій (якщо не брати до уваги його валентність), за своїми властивостями набагато ближчий до алюмінію, ніж до вищих аналогів своєї підгрупи. Другий елемент цієї підгрупи, магній, також в окремих відношеннях значно відрізняється від лужноземельних металів у вузькому значенні цього терміну. Деякі окремі реакції зближують його з елементами побічної підгрупи другої групи, особливо з цинком (так сульфати магнію і цинкуMgSO₄ i ZnSO₄ на противагу сульфатам лужноземельних металів легко розчинні, ізоморфні один одному і утворюють аналогічні по складу подвійні солі).

Отже, як і було вже зазначено нами при вивченні хімії елементів І групи головної підгрупи, перший елемент виявляє властивості, перехідні до наступної головної підгрупи, другий – до побічної підгрупи тої ж групи; і за звичай, характерними для групи властивостямиволодіє лише третій елемент. Це правило особливо наглядно виконується в групі лужноземельних металів.

важкий (r = 6г/см³) з елементів другої групи – радій – за своїми хімічними властивостями, відповідає типовим представникам лужноземельних металів. В зв’язку з особливостями його поширення в природі, а також внаслідок найбільш характерної його властивості – радіоактивності (звідки й пішла його назва) доцільно відвести йому особливе місце. За виключенням радію, всі елементи лужноземельної підгрупи належать до легких металів. Легкими називаються метали, густина яких не перевищує 5 г/см³:

	Be	Mg	Ca	Sr	Ba	Ra
r, г/см3	1.85	1.74	1.54	2.63	3.76	~6

    За своєю твердістю метали головної підгрупи ІІ групи значно переважають лужні метали. Найбільш м’який з лужноземельних металів, барій (властивості якого найбільш близькі до лужних металів), володіє приблизно твердістю свинцю.

Гіроксиди магнію і берилію, утворившись на поверхні металів Be і Mg, закривають металічну поверхню від доступу води. Тому навіть маленькі шматки стружки магнію необхідно витримати при кімнатній температурі в контакті з водою протягом декількох діб, перш ніж вони перетворяться в гідроксид магнію. лужноземельні метали реагують з водою значно енергійніше, що пояснюється кращою розчинністю їх гідроксидів:

	Be(OH)2	Mg(OH)2	Ca(OH)2	Sr(OH)2	Ba(OH)2
S, моль/л	8 × 10-6	5 × 10-4	2 × 10-2	7 × 10-2	2 × 10-1

 Гідроксид барію розчиняється найлегше (барій реагує енергійно із спиртом).  У порядку зростання розчинності гідроксидів зростає їх основний характер – від амфотерного гідроксиду берилію до сильної основи – гідроксиду барію – їдкого барію.

Оксиди лужноземельних металів реагують з водою з утворенням гідроксидів.

Всі елементи головної підгрупи другої групи утворюють безколірні іони, які мають заряд +2:

Be²⁺, Mg²⁺, Ca²⁺, Ba²⁺, Sr²⁺, Ra²⁺.

Безколірними є всі солі лужноземельних металів, якщо вони не є похідними аніонів.

Багато солей лужноземельних металів є важкорозчинними у воді. У зміні розчинності цих солей часто виявляється певна закономірність: так, у сульфатів розчинність швидко зменшується у підгрупі зверху вниз. Більшість солей, утворених лужноземельними металами із слабкими кислотами і з кислотами середньої сили, розчиняються важко, наприклад, фосфати, оксалати, карбонати; деякі з них, однак, легко розчинні; до останніх належить сульфіди, ціаніди, роданіди і ацетати. Внаслідок ослаблення основного характеру гідроксидів при переході від Ва до Ве в цій же послідовності зростає ступінь гідролізу їх іонів в сполуках, наприклад, карбонатів. В цьому ж напрямку змінюється і їх термічна стійкість. Тоді як карбонат барію навіть при температурі білого каління розкладається далеко не повністю, карбонат кальцію можна повністю розкласти на СаО і СО₂ вже при порівняно слабкому прожарюванні, а карбонат магнію розкладається ще легше.

Сполуки елементів головної ІІ групи, за винятком берилію і радію,  поширені в природі. Кальцій і магній належать до найбільш поширених елементів (Са – 3,4% Mg – 2,0%,  в земній корі). Але завдяки великій хімічній активності елементи лужноземельної групи ніколи не зустрічаються у вільному стані, а завжди у вигляді сполук.

Карбонати кальцію і магнію:

1.     CaCO₃ –  (мармур)

2.     CaCO₃ – (вапняк, крейда)

3.     CaCO₃ × MgCO₃ – доломіт

4.     CaSO₄ × 2H₂O – (гіпс, алебастр)

Радій міститься в мізерних кількостях в рудах урану.

Магній (у вигляді стрічки або порошку) при займанні горить сліпучо білим полум’ям з виділенням білого диму. Світло, яке вилучається магнієм при горінні, багате фотохімічно активним промінням. Це використовується у фотографії (миттєва зйомка при світлі магнію).

Хімічні властивості магнію та його сполук.

Сполуки магнію (ІІ).

Солі магнію.

Погано розчинними є солі слабких кислот: Mg₃(PO₄)₂, MgCO₃, MgF₂. Безводні солі Mg(II) дуже гігроскопічні, особливо відзначається здатнітю поглинати вологу Mg(ClO₄)₂. Він енергійно поглинає вологу (до 60% від маси солі).

Хлорофіл. Іон Mg²⁺ може використовувати свої 3d орбіталі для утворення донорно–акцепторних зв’язків. Саме томуMg²⁺ своїми 3d-орбіталями входить в чотирипіральне кільце порфірину і утворює систему хлорофілу.

Хімічні властивості елементів підгрупи кальцію.

Кальцій, стронцій і барій на відміну від раніше розглянутих елементів мають відносно великі атомні радіуси і низькі значення потенціалів іонізації. Тому в умовах хімічної взаємодії кальцій і його аналоги легко втрачають валентні електрони і утворюють прості іони Е²⁺. Оскільки ці іони мають електронну конфігурацію s2p6 і великі розміри (тобто слабо поляризуються), то комлпексні іони з неорганічними лігандами  у елементів підгрупи кальцію нестійкі. Хімічні активність зростає в ряду Ca – Sr – Ba.

Хімічні властивості сполук елементів підгрупи кальцію.

Гіпсові матеріали – палений гіпс або алебастр, гідрат складу 2CaSO₄ × 2H₂O. При взаємодії з водою утворюється тверда маса, яка закристалізовується:

2[CaSO₄ × 0,5H₂O] + H₂O = 2[CaSO₄ × 2H₂O]

Наявність іонів Са²⁺ і Mg²⁺ зумовлюють твердість води. тимчасову і постійну твердість води (карбонатна і постійна некарбонатна) . Для усунення твердості застосовують кип’ятіння (тимчасова твердість усувається), та хімічні методи й іонний обмін (усувається одночасно тимчасова і постійна твердість води).

 

Біологічна роль кальцію. Застосування сполук магнію, кальцію та барію в медицині і фармації.

Сульфат магнію застосовують в медицині як послаблюючий препарат.

Біологічна функція кальцію полягає у створенні кісткового скелету організму (у вигляді гідроксилфторапатиту); у регулюванні осмотичного тиску в клітинах і регулюванні роботи ферментних систем (наприклад, процесів згортання крові). Засвоєння кальцію організмом, який росте активно відбувається в присутності вітаміну Д. У медицині застосовуються великі кількості кальцію у складі різних фармпрепаратів, як солі кальцію: глюконати, карбонати, малати, сукцинати; кальцієві солі багатьох органічних кислот, які самі нерозчинними, використовуються для виготовлення водорозчинних лікарських форм (ін’єкції, інфузорні розчини, краплі). Сульфат барію має здатність  поглинати рентгенівське проміння. Тому ця сіль використовується як рентгеноконтрасний препарат в рентгеноскопії шлунково–кишкового тракту. Сульфат барію нерозчинний ні у воді, ні в слабкій соляній кислоті (середовище шлунка) і завдяки такій низькій розчинності знайшов застосування в ренгенології.

 

Рекомендована література

1.     Порецький А.В., Баннікова-Безродна О.В., Філіппова Л.В. Медична хімія: Підручник. — К.: ВСВ “Медицина”, 2012. — 384 с.

2.     Музиченко В.П. Медична хімія Медицина (Київ). –  2010. –  496 с.

3.     Миронович Л.М. Медична хімія: Навчальний посібник. – Київ: Каравела, 2008. – 159 с.

4.     Медицинская химия: учебник / В. А. Калибабчук [и др.] ; ред. В. А. Калибабчук. – К.: Медицина, 2008. – 400 с.

5.     Калібабчук В.О.  Медична хімія: Підр.для вузів/В.О. Калібабчук, Л.І. Грищенко, В.І. Миронович Л.М., Мардашко О.О. Медична хімія: Навчальний посібник. – Київ: Каравела, 2007. – 168 с.

 

6.     Григор’єва В.В., Самійленко В.М., Сич А.М. Загальна хімія. – К.: Вища школа, 1991. – 431 с.

7.     Романова Н.В. Загальна та неорганічна хімія. –К.: Вища школа, 1998. – 480с.

8.     Глінка М.Л. Загальна хімія. К.: Вища школа, 1982. –724 с.

9.     Хухрянский В.Г., Циганенко А.Я., Павленко Н.В. Химия биогенных элементов. – К.: Высшая школа, 1990. –208 с.

10.           Ахметов Н.С. Общая и неорганическая химия. – М.: Высшая школа, 1988.– 640 с.

11. intranet.tdmu.edu.ua