Медицина и здоровье

Обнаружение катионов ртути

Ртуть – один из наиболее хорошо изученных токсикантов. Основной путь поступления в организм – ингаляционный. Возможны острое и хроническое отравления ртутью, однако наиболее часто встречаются хронические отравления, вызванные длительным поступлением в организм небольших количеств ртути. Выведение ртути из организма происходит очень медленно, поэтому при поступлении даже очень небольших количеств происходит накопление ее в организме. При этом поражаются многие жизненно важные органы и системы: печень, почки, нервная и эндокринная системы.

Потенциальными источниками ртутного загрязнения могут быть бытовые и промышленные ртутьсодержащие приборы (термометры, тонометры), промышленные ртутьсодержащие отходы (люминесцентные лампы, отслужившие свой срок), полезные ископаемые, содержащие ртуть (например, уголь), производство щелочи, хлора, добыча золота, электроника, катализаторы.

Опасные соединения ртути обнаруживаются во всех трех средах обитания живых организмов. Анализ круговорота показал, что в нем значительное место занимает метилртуть, то есть простейшее органическое соединение ртути, чрезвычайно опасное для живых организмов. Интересно, что метилртуть образуется из природных соединений, поступающих в живые организмы. Так, один из коферментов метилирует ртуть, давая MeHg⁺.

Органические производные ртути, такие как хлорид метилртути CH₃HgCl, высокотоксичны из-за их летучести. Микроорганизмы в загрязненной воде, содержащей ртуть, легко переводят неорганические соединения ртути в монометилртуть CH₃Hg⁺. И большая часть ртути в организме рыб находится именно в этой форме, которая может сохраняться годами. Высокие уровни CH₃Hg⁺, по-видимому, для рыб не столь токсичны, как для человека, у которого при вдыхании паров или поступлении с пищей ионы CH₃Hg⁺ активно абсорбируются и попадают в эритроциты, печень и почки, оседают в мозге (в том числе и мозге плода), вызывая серьезные кумулятивные необратимые нарушения центральной нервной системы. В человеческом организме время полужизни ртути составляет от нескольких месяцев до нескольких лет. Токсический эффект может быть скрытым, и симптомы отравления могут проявиться только лишь через несколько лет.

Катионы ртути обнаружить с помощью следующих опытов:

1. Реакция образования сульфида ртути HgS.

Если к раствору солей ртути прилить соляной или серной кислоты и через этот раствор, подогретый до 60-80 °С, пропустить сероводород или прилить к нему сероводородной воды, или же добавить к нему раствор тиосульфата натрия Na₂S₂O₃ , прокипятить, то во всех случаях из раствора выпадает черный осадок HgS.

Эта реакция настолько чувствительна, что ею открываются ничтожные следы катионов ртути. Из катионов шестой и других аналитических групп этой реакции мешают катионы Cu²⁺, Bi³⁺, Ag⁺, Pb²⁺ которые с указанными реактивами в кислой среде тоже образуют черные осадки соответствующих сульфидов. Однако в отличие от Hg²⁺ сульфиды меди, висмута, серебра и свинца сравнительно легко переходят в раствор при действии на них разбавленной азотной кислотой при нагревании. Таким образом, если к осадку HgS, CuS, Bi₂S₃ и PbS прилить разбавленной HNO₃, то после 5-10 – минутного нагревания (не до кипения) в осадке останется только сульфид ртути.

2. Реакция с иодидом калия.

С иодидом калия катионы Hg²⁺ образуют ярко-красный осадок иодида ртути HgJ₂. Однако последний в избытке KJ чрезвычайно легко растворяется, переходя при этом в очень устойчивую комплексную соль состава K₂[HgJ₄]:

Hg(NO₃)₂ + 2 KJ = HgJ₂ ¯ + 2 KNO₃;

HgJ₂ + 2 KJ = K₂[HgJ₄].

Водный раствор K₂[HgJ₄] бесцветный. Константа неустойчивости йодно-ртутного комплекса чрезвычайно мала (5×10^-31), а произведение растворимости HgJ₂ равно 6,8 × 10^–13. Следовательно, из растворов солей двухвалентной ртути при действии на них раствором KJ практически получить осадок HgJ₂ не представляется возможным, так как в момент своего образования он тотчас же переходит в более устойчивый комплексный ион [HgJ₄]^2–. Однако применяя микроспособы, эта реакция может быть использована для открытия Hg²⁺ в присутствии почти всех катионов любой аналитической группы.

Обнаружение катионов хрома

Хром встречается в окружающей среде главным образом в виде элементного хрома, соединений трехвалентного Cr(III), либо шестивалентного Cr(VI). Хромовая руда – хромит содержит 38% этого металла. Соединение хрома чрезвычайно широко используется в промышленности: производство сплавов, гальваническое производство (хромирование), использование в качестве протравы в текстильной промышленности при окраске тканей, дубильное производство, использование в качестве катализаторов.

В окружающей среде трех- и шестивалентный хром легко взаимно превращаются.

В лабораторной практике трехвалентый хром можно обнаружить по образованию гидроксида хрома зеленого цвета по реакции.

Cr³⁺ + 3OH^– → Cr(OH)₃

Шестивалентный хром с дифенилкарбазидом дает комплексное соединение красно-фиолетового цвета.

Обнаружение токсичных анионов (нитрит- и нитрат-ионов)

Нитриты могут накапливаться в больших количествах в воде, почве и пищевых продуктах из-за интенсивного использования азотосодержащих соединений в качестве удобрений, а также из-за выхлопных газов автомобилей и работы промышленных предприятий (например, текстильного, фармацевтического, лакокрасочного).

Нитраты служат консервантами в пищевой промышленности, в производстве взрывчатых веществ, для получения ракетного топлива, пиротехнических средств и в производстве красителей.

Серьезную опасность для человека представляют нитраты и нитриты, применяемые для консервирования продуктов.

В желудочно-кишечном тракте часть нитратов всасывается в неизменном виде, другая часть в зависимости от микроорганизмов, рН и т.д. претерпевает различные процессы биотрансформации, например, она восстанавливается в еще более токсичное вещество: нитриты, аммиак, гидроксиламин. В желудочно-кишечном тракте из нитритов могут образовываться нитрозоамины, которые обладают высокой мутагенной и канцерогенной активностью.

Обнаружение анионов NO₂^- и NO₃^- проводят с помощью окислительно-восстановительных реакций.

Обнаружение нитрит-иона

1. Реакция с иодидом калия.

NO₂^– – ионы окисляют йод ионы в кислой среде в элементарный йод. Выделившийся йод окрашивает крахмал в синий цвет:

2 J^– + 2 NO₂^– + 4 H⁺ = J₂ + 2 NO ­ + 2 H₂O.

2. Реакция с перманганатом калия.

NO₂^– – ионы в кислой среде восстанавливают MnO₄^- - ионы до Mn²⁺ - ионов:

5 NO₂ + 2 MnO₄^– + 6 H⁺ = 5 NO₃^– + 2 Mn²⁺ + 3 H₂O.

В присутствии NO₂^– - ионов малиновая окраска MnO₄^- - ионов обесцвечивается.

Реакции нитрат-иона

1. Реакция с металлическим цинком.

NO₃^– – ионы восстанавливаются металлическим цинком в щелочной среде до аммиака:

NO₃^- + 4 Zn + 7 OH^- = NH₃­ + 4 ZnO₂^2- + 2 H₂O.

Выделяемый аммиак окрашивает фильтровальную бумагу, смоченную фенолфталеином, в красный цвет.