Geležis – cheminis VIIIB grupės elementas; simbolis -Fe; sidabriškai baltas, blizgantis minkštas metalas, labai neatsparus aplinkos poveikiui. Geležis yra antras daugiausiai paplitęs metalas po aliuminio Al, taip pat ketvirtas Žemės plutoje. Geležis be priemaišų yra sąlygiškai lengvas metalas (tankis 7,9 g/cm3), lydosi 1535 °C temperatūroje, turi feromagnetinių savybių. Geležis yra labai svarbus gyvybę palaikantis elementas. Žmogaus organizme įvairių junginių pavidalu būna 3-5 g geležies. Jos yra visuose audiniuose, tačiau daugiausia – kraujyje, hemoglobino molekulėse. Gyvuosiuose organizmuose geležies jonai sujungia 02 molekules į proteiną hemoglobiną. Nuo junginio (hemo), kuriame yra geležies, priklauso raudona hemoglobino spalva. Hemoglobinas į audinius ir organus atneša deguonį. Dėl geležies trūkumo organizme susergama mažakraujyste arba anemija, kuri reiškiasi sumažinta 02 pernaša į smegenis ir raumenis: tai pirminis chroniško nuovargio simptomas. Daug geležies yra kepenyse, kiaušinio trynyje, pupose, pupelėse, avižų grūduose, riešutuose, žemuogėse. Geležis – vidutinio aktyvumo metalas. Sudaro 4 alotropines atmainas su būdingaisiais termodinaminio patvarumo intervalais. Sausame ore Fe pasyvuojasi, bet drėgname oksiduojasi deguonimi – rūdija. Šildoma su nemetalais sudaro druskas, metališkuosius junginius – cementitą, kietuosius tirpalus – austenitą, feritą, eutektinį mišinį – ledeburitą. Junginių sudėtis ir lydinių fizinės ir cheminės savybės priklauso nuo kristalizacijos sąlygų: lėtai šaldomas austenitas suskyla į cementitą ir feritą – plienas tampa minkštas, o greitai šaldomas – grūdinamas – austenitas pereina į persotintą C tirpalą – plienas tampa kietas ir trapus. Fizikinės savybės ypač pakinta pridėjus legiruojančiųjų priedų. Gryna geležis beveik nenaudojama. Įvairios…

Transferinas - glikoproteidas; kraujo plazmos baltymas, kuris sujungia ir perneša į audinius geležies (Fe3+) jonus. Transferinas tvirtai, bet grįžtamai, suriša geležies jonus. Su juo yra susijungę apie 0.1% ar net daugiau visų organizmo geležies jonų (kas sudaro apytikriai 4 mg). Šitie geležies jonai susijungę su transferinu turi svarbią reikšmę metabolizmui. Žmogaus transferinas susideda iš polipeptidinės grandinės, kurioje yra 679 aminorūgštys. Kepenys yra pagrindinis transferino gamybos vieta, transferino sintezė jose priklauso nuo organizmo geležies poreikių bei geležies atsargų. Nors reikia paminėti, kad ir kiti audiniai (pvz., smegenys) taip pat gamina šias molekules. Kaip jau minėta, pagrindinis transferino vaidmuo yra nugabenti geležį nuo jo pasisavinimo vietų dvylikapirštėje žarnoje iki visų ląstelių. Transferinas padeda reguliuoti geležies kiekį kraujyje, esant geležies stokai - transferino daugėja, o esant geležies pertekliui – mažėja. Dar neišsivysčius anemijai, prieš tai kurį ilgesnį laiką, transferino kiekis jau gali būti pakilęs. Transferino mažėja uždegiminių, piktybinių procesų, blogos mitybos, kepenų ligų, nefrozinio sindromo, dažnų kraujo perpylimų metu, todėl atitinkamais atvejai  trukdo atpažinti tikrąjį geležies deficitą. Sideropenijos atveju, geležies deficito anemija gali būti atmesta, jeigu serumo transferino koncentracija yra žema, taip pat esant uždegimams ir rečiau askorbo rūgšties deficito atvejais. Transferinas pakankamai svarbų vaidmenį vaidina aktyviai dalijantis ląstelėms, pvz., kraujo susidarymo metu.

Feritinas - didelės molekulinės masės vandenyje tirpus baltymas (oligomeras), susidedantis iš 24 subvienetų, jame yra pagrindinės žmogaus ir gyvūnų geležies atsargos. Feritinas yra oligomerinis baltymas, kurio molekulinė masė 500 kDa. Jis sudarytas iš sunkių (H) (21 kDa) ir lengvų (L) (19 kDa) polipeptidinių grandžių, sudarančių 24 subvienetus. Skirtingas protomerų rinkinys feritino oligomere lemia šio baltymo kelių izoformų susidarymą skirtinguose audiniuose. Feritinas yra tuščiavidurė sfera, kurios viduje gali būti iki 4500 trivalenčio geležies jonų. Nors, dažniausiai būna mažiau nei 3000. Sunkiosiose feritino grandyse Fe2+ oksiduojama į Fe3+. Geležis, hidroksifosfato pavidalu, yra sferos centre, kurios apvalkalas sudarytas molekulės baltymine dalimi. Ji patenka į vidų ir yra išlaisvinama išorėn pro kanalus, kurie prasiskverbia pro apoferitino baltymo apvalkalą. Nors, geležis gali būti atidedama ir feritino molekulės baltyminėje dalyje. Feritinas aptinkamas beveik visuose organizmo audiniuose, jo koncentracija proporcinga geležies atsargų dydžiui, o pagrindinės saugojimo vietos yra blužnyje, kepenyse, kaulų čiulpuose. Nežymi feritino dalis išsiskiria iš audinių į kraujo plazmą. Kadangi feritino patekimas į kraują proporcingas jo kiekiui audiniuose, tai feritino koncentracija kraujyje yra svarbus geležies atsargų organizme diagnostinis rodiklis esant geležį stokojančiai anemijai. Feritinas gerai atspindi geležies atsargų kiekį organizme, jo tyrimais dažnai vadovaujamasi norint nustatyti geležies metabolizmo apykaitos sutrikimų diagnozę, gydymo monitoringui, įvertinti geležies atsargas, anemijos diferencinei diagnozei. Feritino tyrimas laikomas kaip rodiklis geležies trūkumui nustatyti tada, kai randamas sumažėjęs vidutinis eritrocito tūris (MCV) ir vidutinis eritrocitų hemoglobinas (MCH). Kadangi feritinas yra tuo…

Fosforas – cheminis VA grupės elementas, cheminis simbolis – P, nemetalas. Pagal paplitimą Žemės plutoje fosforas yra 11-as elementas (1120 ppm). Fosforas yra išgaunamas iš gamtoje randamo kalcio fosfato. Fosforas gali būti kelių skirtingų modifikacijų. Baltąjį fosforą sudaro P4 molekulės. Kambario temperatūroje jis panašus į vašką, yra nemalonaus kvapo, nuodingas. Baltasis fosforas labai reaktingas, ore greitai oksiduojasi ir tamsoje švyti. Silpnai šildomas arba trinamas gali užsidegti. Ilgai be oro kaitinamas virsta violetiniu fosforu. Šioje modifikacijoje atomai sujungti sudėtingai išdėstytais atomų sluoksniais. Violetinį fosforą sudaro plokšti kristalai. Jis sublimuojasi 620 °C temperatūroje ir susidaro P4 molekulės. Užsiliepsnoja 400 °C temperatūroje, nenuodingas. Be šių fosforo modifikacijų dar yra juodasis fosforas, turintis puslaidininkių savybių, taipogi įvairių rūšių nekristalinės struktūros raudonasis fosforas. Visų rūšių fosforas degdamas sudaro bespalvį oksidą P4O10 (P4O10 supaprastintai užrašomas P2O5). Pirmasis fosforą išgavo alchemikas H. Brandas 1669 metais, kaitindamas šlapalo, kvarcinio smėlio ir anglies mišinį. 1743 metais A. Margraftas pasiūlė pramoninį fosforo gavimo būdą iš fosforito, kvarcinio smėlio ir anglies 1100-1300 °C temperatūroje. Išsiskyrę fosforo garai surenkami po vandeniu ir taip gaunamas labai chemiškai aktyvus, nuodingas baltasis fosforas. Ilgesnį laiką šildomas beorėje erdvėje baltasis fosforas sudaro mažesnio cheminio aktyvumo raudonojo fosforo atmainą. Fosforas gamtoje randamas tik junginiuose – fosfatuose: apatito, fosforito, ambligonito, vivianito, ksenotimo, monacito ir kt. mineraluose. Šiuo metu fosforas gaunamas elektros krosnyse iš fosforito A. Margrafto metodu. Rečiau fosforas išgaunamas su anglimi kaitinant natrio metafosfatą. Vandenyje sukondensuotas fosforas būna baltojo fosforo…

Cinkas – cheminis simbolis Zn; periodinės elementų sistemos II B grupės cheminis elementas; pereinamasis metalas. Cinko lotyniškas pavadinimas kilęs iš žodžio cinco (reiškia baltą apnašą dėmę). Cinkas yra blizgantis, sidabriškai baltos spalvos, minkštas metalas. 100÷150 °C cinkas būna kalus, plastiškas metalas, o aukštesnėje kaip 200 °C temperatūroje – trapus. Cinkas sudaro lydinius su Al, Cu, Sn, Mg, Ca, Ni, Pb, Fe, Mn, Sb, Bi, Ag, Hg, Au ir kitais metalais. Cinko cheminis aktyvumas yra mažesnis negu šarminių ir šarminių žemių metalų. Ore jis pasyvuojasi, paviršiuje sudarydamas oksido ir bazinio karbonato plėvelę. Kaitinami ore cinko milteliai užsidega. Cinkas tiesiogiai nereaguoja su azotu, anglimi, vandeniliu, lengvai tirpsta rūgštyse ir šarmų tirpaluose. Gryname ore cinkas atsparus atmosferos veiksniams, todėl naudojamas stogų dangai, apsaugai nuo korozijos juo dengiami įvairūs geležiniai daiktai. Atsiradus nedideliam cinko dangos įbrėžimui, geležinė detalė nesioksiduoja, kadangi cinkas labai iš lėto oksiduodamasis atiduoda elektronus geležiai. Susidaro korozinis galvaninis elementas, kur cinkas yra reduktorius (minusinis polius). Cinkas naudojamas metalurgijoje metalų lydiniams gauti, metalų paviršiams dengti, kompleksiniams sidabro ir aukso cianidams Na[Ag(CN)2] redukuoti iki metalo, hidrometalurginiuose procesuose mažesnio aktyvumo metalams išgauti, galvaniniams elementams gaminti. Cheminėje laboratorijoje cinkas naudojamas nedideliems vandenilio kiekiams gauti. Cinko yra žalvaryje. Cinko ir vario lydinys žalvaris buvo žinomas jau senovės Graikijoje, bet grynas cinkas gautas tik 18 a. pabaigoje. Cinkas randamas gamtoje sulfidinių rūdų – kubinio sfalerito ir heksagoninio viurcito ZnS, taip pat smitsonito ZnCO3, cinkito ZnO, vilemito…

Chromas – cheminis simbolis Cr, priklauso VIB grupės elementams (kaip ir molibdenas Mo ir volframas W), jo kiekis Žemės plutoje yra 0,0122 % masės. Chromo pavadinimas kilęs iš graikiško žodžio chromia – spalvotas, nes jo junginiai yra įvairiausių spalvų. Jį 1797 m. atrado prancūzas L. Voklenas, tyrinėdamas Sibire randamą mineralą krokoitą. Chromo pagrindiniai mineralai yra chromitas, krokoitas ir kiti. Chromas yra kietas, korozijai ypač atsparus metalas. Jis yra pagrindinė sudedamoji atsparių karščiui bei korozijai lydinių dalis. Daugelis metalinių detalių paviršių yra elektrolitiniu būdu chromuojami. Taip jos tampa atsparesnės korozijai. Grynas Cr yra kalus ir plastiškas, o techninis dėl priemaišų įtakos – vienas kiečiausių. Kompaktinis chromas yra pilkos spalvos metalas, sudarantis erdvėje centruoto kubo α -Cr ir tankios sanglaudos heksagoninę β -Cr modifikacijas. Chromas sudaro lydinius ir intermetalinius junginius su daugeliu metalų. Kambario temperatūroje chromas atsparus oro deguonies oksidacijai, vandeniui ir cheminiams reagentams. Kaitinami ore chromo milteliai užsidega 300 °C temperatūroje. Kaitinamas chromas sąveikauja su halogenais, siera, azotu, anglimi, siliciu. Kambario temperatūroje chromą pasyvuoja koncentruota nitrato rūgštis, karališkas vanduo, halogenai. Aukštoje temperatūroje chromas sąveikauja su šarmais, šarminių metalų nitratais ir chloratais. Cr, Mo ir W yra amfoteriniai; sudaro anijoninius ir katijoninius kompleksus. Chromas naudojamas gaminant daugelį lydinių; nerūdijantieji ferochromo plienai turi iki 12 % chromo. Naudojant chromą gaminami termoelementiniai lydiniai. Chromo milteliai naudojami kaip katalizatorius vandeniliu redukuojant CO2 iki CO ir gaunant CS2 iš metano ir sieros garų. Dideli chromo kiekiai sunaudojami…

Chloras priklauso halogenams, VІІA grupės elementams (kaip ir fluoras, bromas ir jodas). Chloro molekulinė formulė Cl2. Chloras yra žalsvai gelsvos spalvos, troškios, pažeidžiančios kvėpavimo organus dujos. Chloras sudaro 0,19 % Žemės plutos masės, randamas mineraluose: akmens druskoje NaCl, silvinite, karnalite, taip pat aptinkamas jūrų ir sūriųjų ežerų vandenyse, gyvūnų skrandyje (HCI), ląstelių skystyje. Kambario temperatūroje slegiamos lengvai skystėja. Kadangi chloro dujos yra 2,5 karto sunkesnės už orą, tai induose jos surenkamos kaip skysčiai. Chloras yra labai chemiškai aktyvus elementas, kuris tiesiogiai reaguoja su visomis vieninėmis medžiagomis, išskyrus O2, N2, ir inertines dujas. Aukštoje temperatūroje reakcijos dažnai vyksta susidarant liepsnai. Chloro ir vandenilio mišinys, veikiamas ugnies arba tiesioginių saulės spindulių, labai staigiai tarpusavyje sureaguoja ir susidaro vandenilio chloridas. Su chloru taip pat reaguoja elementų hidridai. Tirpinant chlorą vandenyje, susidaro nedideli kiekiai HCI ir hipochlorito rūgšties HCIO. Hipochlorito rūgštis nepatvari ir vandenyje skyla (atskyla O atomas). Chloru balinama (dažomosios medžiagos skaidomos oksidacijos būdu) ir dezinfekuojamas geriamasis vanduo. Pramonėje chloras gaunamas elektrolizuojant natrio chlorido tirpalą (natrio hidroksidas). Chloras naudojamas chemijos pramonėje daugeliui produktų gauti, pvz., druskos rūgščiai gaminti, vandeniui dezinfekuoti, organiniams junginiams sintetinti. Vandeninis vandenilio chlorido tirpalas sudaro druskos rūgštį HCl – tai viena iš stipriųjų rūgščių. Chemiškai gryna koncentruota druskos rūgštis, kurios tankis 1,19 g/cm³ (apie 37 % HCl dujų) - bespalvis, aštraus dusinančio kvapo, rūkstantis drėgname ore skystis. Druskos rūgštis naudojama druskoms gauti, metalams lituoti ir jų paviršiams valyti, organiniams…

Bromas – simbolis Br, molekulinė formulė Br2, agregatinė būsena – skystis; priklauso halogenams, kaip ir fluoras, chloras ir jodas – VIIA grupės elementai. Visų jų atomų išoriniame sluoksnyje yra po 7 elektronus, todėl halogenams būdingas neigiamasis oksidacijos laipsnis. Kambario temperatūroje bromas yra tamsiai rudos spalvos skystis. Iš jo skiriasi raudonai rudi, aštraus kvapo, troškūs garai, dirginantys akis ir odą. Virimo temperatūra 59 °C . Bromo vandeninis tirpalas vadinamas bromo vandeniu. Priklausomai nuo bromo kiekio, jo spalva gali būti nuo gelsvos iki raudonai rudos. Bromo cheminės savybės yra panašios į chloro, tačiau bromo cheminis reaktingumas yra mažesnis negu chloro. Bromas sudaro 2,5 · 10-4 % Žemės plutos masės, jis mažiau paplitęs Žemės plutoje nei fluoras ir chloras. Randamas bromiduose NaBr, KBr, MgBr2, aptinkamas jūrų vandenyje, sūriuose ežeruose, akmens druskoje. Laisvasis bromas pavojingas – jo garai nuodingi, bromas (kaip ir jodas) gali nudeginti odą. Pramonėje bromas vartojamas etileno dibromidui C2H4Br2 gaminti. Šio junginio, kaip ir etileno dichlorido, dedama į benziną, kad į išmetamąsias dujas nepatektų benzino antidetonacinio priedo – švino tetraetilo Pb(C2H5)4. Bromas vartojamas pesticidams, MeBr bei dibromchlorpropanui gaminti. Tris(dibromopropil)fosfato (Br2C3H5O)3PO, kaip degimą sulaikančios medžiagos, dedama į pluoštus, plastmases, dangas, kilimus. Br2 organiniai junginiai vartojami kaip didelio tankio gręžimo skysčiai, dažančiosios medžiagos, vaistai, neorganiniai junginiai, pvz., HBr naudojamas šarminių metalų bromidams, bromatams gauti. Bromo junginiai, pavyzdžiui, KBr, NaBr naudojami medicinoje, AgBr – fotografijos mene, kino pramonėje. Bromas priskiriamas mineralinėms medžiagoms, mikroelementams, jis mažais kiekiais būtinas…

Vitaminas B12, arba kobalaminas, priklauso grupei kobalto turinčių medžiagų, vadinamų korinoidais. Vaistinė kobalamino forma yra ciankobalaminas, kuris susidaro gryninant vitaminą. Organizme yra hidroksikobalaminas ir akvakobalaminas, kurie paverčiami aktyviais kofermentais: 5'-deoksiadenozilkobalaminu ir metilkobalaminu. Tretinę 5'-deoksiadenozilkobalamino struktūrą rentgenostruktūrinės analizės metodu 1961 m. nustatė D. Hodžkin (D. Hodgkin). Kofermento pagrindą sudaro korino žiedas, kurio centre yra kobalto jonas. Korino žiedas yra panašus į hemo porfirino žiedą, išskyrus tai, kad du pirolo žiedai korine sujungti tiesiogiai, o ne per -CH2 - grupę. Kobaltas koordinaciniais ryšiais susijungęs su keturiais pirolo azoto atomais. Vienas ašinis kobalto ligandas yra dimetilbenzimidazolo azoto atomas. Kitas ašinis kobalto ligandas gali būti -CN (ciankobalaminas), -CH3 (metilkobalaminas), -OH (hidroksikobalaminas), vanduo (akvakobalaminas) arba 5'-deoksiadenozilo 5'-anglies atomas. Yra žinoma per 15 skirtingų reakcijų, kuriose dalyvauja vitaminas B12. Svarbiausios iš jų yra trijų tipų: 1. vidumolekuliniai persitvarkymai (klasikinis pavyzdys yra nelyginio anglies atomų skaičiaus riebalų rūgščių oksidacija). 2. Metilgrupės pernaša sintetinant metioniną. 3. Ribonukleotidų redukcija iki deoksiribonukleotidų (vyksta mikroorganizmuose). Vidumolekuliniams persitvarkymams ir ribonukleotidų redukcijai svarbus 5'-deoksiadenozilkobalaminas, o metilgrupės pernašai - metilkobalaminas. 5-deoksiadenozilkobalaminas  yra metilmalonil-KoA mutazės kofaktorius, o metilkobalaminas yra fermento metionino sintazės kofaktorius. Metionino sintazė katalizuoja homocisteino virtimą metioninu. Šioje reakcijoje taip pat dalyvauja foliatas. Tai yra vienintelė žinoma organizmo reakcija, kuriai reikalingi du kofaktoriai - N5-metiltetrahidrofoliatas ir vitaminas B12. Negaunant vitamino B12 žmogaus organizme sukeliama perniciozinė ir megaloblastinė anemija ir atsiranda neurologiniai sutrikimai. Perniciozinę anemiją dažniausiai sukelia ne paties vitamino B12 stoka, o…

Pirolas - chem., heterociklinis junginys; (CH)4:NH. Pirolas - heterociklinis, azotą turintis aromatinis organinis junginys; bespalvis aliejingas chloroformo kvapo skystis, kurio yra natūraliuose dažikliuose; vandenyje tirpsta blogai, gerai tirpsta daugelyje organinių tirpiklių; kontaktuojant su oru lėtai tamsėja. Pirolas pasižymi silpnomis bazinėmis ir rūgštinėmis savybėmis. Pirolo žiedai įeina į porfirinų sudėtį, kurie sudaro daugelio svarbių gamtinių medžiagų struktūros pagrindą. Pvz., jo darinių aptinkama chlorofile, kraujo heme, tulžies pigmente, vitamine B12, alkaloiduose  ir eilėje kitų biologiškai svarbių junginių. Kondensuojantis pirolui su skruzdžių rūgštimi (metano rūgštis) susidaro ypač svarbus biologijoje  porfinas: Plokščias porfino makrociklas yra stabili aromatinė sistema (26 π elektronai: 22 sp2 ir 2 laisvosios elektronų poros). Tam tikrose reakcijose pakitę porfinai vadinami porfirinais. Tai aktyvūs keturcentriai ligandai, įeinantys į svarbių kompleksinių junginių sudėtį. Porfirino ir geležies kompleksinis junginys yra hemoglobino pagrindas. Porfirino ir kobalto kompleksinis junginys yra vitamino B12 pagrindas, o jo magnio kompleksinis junginys – chlorofilo molekulės pagrindas. Kataliziškai hidrinamas pirolas iš pradžių virsta pirolinu, o po to – cikliniu antriniu aminu pirolidinu: Lyginant su pirolu, pirolinas ir pirolidinas yra stipresnės bazės. Pirolidino dariniai - prolinas (α-pirolidino rūgštis) ir hidroksiprolinas (β-hidroksi-α- pirolidino rūgštis) – biologiškai svarbios aminorūgštys.